PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS NÍTRICO (HNO3) E NITROSO (HNO2)

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Maringá, 20 de outubro de 2017 
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ 
Centro de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS NÍTRICO (HNO3) E NITROSO 
(HNO2) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Acadêmicos: Daíse Miranda Ávila RA: 94364 
 Nathália da Silva Malaco RA: 99330 
Curso: Química Bacharelado 
Disciplina: Química Inorgânica Experimental I 
Docente: Eduardo Radovanovic 
 
1. Introdução 
O termo ácido é originário do latim e significa “azedo”, o que condiz com uma das 
características mais encontradas nestes compostos. Entretanto, esse era um significado 
muito simples que não abrange todos os compostos desse grupo. Com o passar do 
tempo, surgiram diversas teorias para explicar o que seria um ácido, as três principais e 
mais conhecidas são:[1] 
 Arrhenius (1887): sua teoria era baseada no conceito de dissociação, 
segundo ele, quando um ácido é colocado em água, o mesmo se dissocia 
e libera íons H+;[1] 
 Bronsted-Lowry (1923): na definição destes químicos um ácido é uma 
espécie que tende a doar um próton;[1] 
 Lewis (1923): definiu que um ácido é uma espécie com um orbital vazio 
capaz de receber um par de elétrons.[1] 
Tanto o ácido nítrico quanto o ácido nitroso são considerados ácidos de Bronsted-
Lowry pois podem doar um próton. 
O ácido nítrico, por sua vez, é considerado um ácido forte, incolor, viscoso, muito 
volátil, forte oxidante, corrosivo e miscível com a água. Em relação a produção industrial 
perde apenas para o ácido sulfúrico, sendo o segundo mais consumido. [2,3] 
Quando entra em contato com o ar fica fumegante, e os gases que são liberados 
a partir desse contato são extremamente tóxicos e corrosivos, podendo causar manchas 
amareladas na pele. [2,3] 
Pode ser formado tanto naturalmente quanto industrialmente. Os processos de 
formação natural se dão em ambientes não poluídos, durante chuvas com relâmpagos. 
E na indústria, geralmente é produzido pelas seguintes reações: [2,3] 
 
 
O ácido nítrico possui grande aplicabilidade na indústria química, para a produção 
de fertilizantes, explosivos, corantes, fibras sintéticas, na nitração de compostos 
orgânicos, entre outros. E também, na indústria metalúrgica para a refinação de metais 
preciosos e na indústria farmacêutica, na composição e destruição de medicamentos. [2,3] 
Já o ácido nitroso é um oxiácido, considerado um ácido fraco, pois em solução se 
dissocia pouquíssimo, e também é muito instável. Pode ser produzido através da ação 
de ácido sobre nitritos. Uma de suas principais utilidades é em química orgânica, sendo 
usado para detectar a presença de aminas em reações, pois quando reage com a 
mesma, forma um álcool, água e o gás nitrogênio, que é liberado, formando bolhas. [4] 
2. Objetivos 
O objetivo da prática consiste em verificar as propriedades oxidantes do ácido 
nítrico, bem como aprender a detectá-lo em uma reação e também realizar a reação de 
formação do ácido nitroso. 
3. Procedimento experimental 
3.1 Propriedades oxidantes do ácido nítrico 
Primeiramente, em um béquer, foram dissolvidos 3,55 gramas (cerca de quatro 
espátulas) de sulfato ferroso em 15mL de água destilada. Após isso, a solução foi dividida 
entre três tubos de ensaio. Agora dentro da capela, ao tubo 1, foram adicionados cerca 
de 1,0mL de HNO3 concentrado e depois a solução dentro do tubo foi aquecida no banho 
maria durante 3 minutos. A mudança de coloração foi observada e anotada. 
Quando o tubo 1 já estava frio, adicionou-se 3 gotas de tiocianato de amônio 
(NH4SCN) 1 mol/L. E ao tubo 2, também foi adicionado 3 gotas da mesma solução. 
3.2 Reação de detecção do ácido nítrico 
Permanecendo dentro da capela, ao tudo de ensaio 3, foram adicionadas 20 gotas 
de ácido sulfúrico concentrado e a solução foi agitada. Com o tubo de ensaio inclinado, 
lentamente, adicionou-se 1mL de ácido nítrico concentrado, fazendo com que o mesmo 
escorresse pelas paredes do tubo. Notou-se a formação de um complexo na interface 
dos líquidos. 
 
Em outro tubo de ensaio, foram adicionados 2,0mL de uma solução de 
difenilamina/H2SO4 e, em seguida, 2 gotas da solução de HNO3 1:1. A mudança de 
coloração foi anotada. 
3.3 Formação do ácido nitroso 
Continuando dentro da capela, em outro tubo de ensaio foram adicionados 4,0mL 
de uma solução de NaNO2 e logo em seguida, se adicionou 1,0mL de ácido sulfúrico 
diluído (1 mol/L). 
4. Resultados e discussões 
4.1 Propriedades oxidantes do ácido nítrico 
Com a dissolução do sulfato ferroso (FeSO4), a solução dos tubos apresenta 
coloração verde leitosa, proveniente dos íons Fe2+. Após adicionar ácido nítrico (HNO3) 
no tubo 1 e aquecê-lo, a solução adquiriu uma coloração preta e passando-se alguns 
minutos ficou amarela, o que aconteceu foi a redução do N do ácido nítrico, e a oxidação 
do ferro, como mostra a reação 1. 
3𝐹𝑒𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂 + 𝐻𝑁𝑂3 → 𝐹𝑒(𝑁𝑂3)3 + 2𝐻2𝑂 + 𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 𝑁𝑂 
Notou-se também a saída de um gás (NO2), produto da reação do NO formado na 
reação 1 com o O2 presente no ar. A reação 2 mostra o ocorrido. 
𝑁𝑂 + 1 2⁄ 𝑂2 → 𝑁𝑂2 
Ao adicionar tiocianato de amônio (NH4SCN) ao tubo 1 houve mudança na cor, 
ficando vermelho tijolo, isso ocorreu por causa da interação dos íons SNC- com o cátion 
férrico, gerando um complexo de ferro ([Fe(SCN-)6]-3), como mostra a reação 3. 
[𝐹𝑒(𝐻2𝑂)6]
+3 + 6𝑆𝐶𝑁−1 → [𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁−1)6]
−3 + 6𝐻2𝑂 
Quando se adicionou NH4SCN no tubo 2 que apresentava coloração verde leitosa, 
ela ficou alaranjada, a mudança de cor deve-se à formação de complexo entre íons de 
ferro II e o tiocianato, mostrado na reação 4. 
[𝐹𝑒(𝐻2𝑂)6]
+2 + 6𝑆𝐶𝑁−1 → [𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁−1)6]
−4 + 6𝐻2𝑂 
4.2 Reação de detecção do ácido nítrico 
(1) 
(2) 
(3) 
(4) 
 
A solução que inicialmente era da cor verde, ficou incolor. Com a adição de ácido 
nítrico houve a formação de duas fases, a inferior com cor violeta e a superior com cor 
amarela. Entre as duas fases formou-se um anel marrom, que é o complexo [Fe(NO)]SO4. 
A reação 5 mostra o que ocorreu. 
6𝐹𝑒𝑆𝑂4 + 3𝐻2𝑆𝑂4 + 2𝐻𝑁𝑂3 → 3𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3 + 2𝑁𝑂 + 4𝐻2𝑂 
O complexo é formado pelo excesso de FeSO4 e o gás incolor, como mostra a 
reação 6. 
𝐹𝑒𝑆𝑂4 + 𝑁𝑂 → [𝐹𝑒(𝑁𝑂)]𝑆𝑂4 
Ao adicionar as gotas de HNO3 na solução de difenilamina/H2SO4, a solução 
apresentou coloração azul escuro, resultante da oxidação da difenilamina que forma uma 
estrutura que sofre ressonância, como mostra a reação 7. 
 
 
 
 
 
 
 
4.3 Formação do ácido nitroso 
(5) 
(6) 
 
Ao adicionar H2SO4 diluído em na solução de nitrito de sódio (NaNO2), verificou-
se o aparecimento de uma coloração azul na solução, evidenciando a formação do ácido 
nitroso (HNO2), e desprendimento de gás. A reação 8 mostra a reação de dupla troca. 
2𝑁𝑎𝑁𝑂2 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 2𝐻𝑁𝑂2 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 
Como o HNO2 é pouco estável, ele desproporciona gerando ácido nítrico, água e 
um gás incolor, como mostra a reação 9. 
3𝐻𝑁𝑂2 ⇔ 𝐻𝑁𝑂3 + 2𝑁𝑂 + 𝐻2𝑂 
 O gás incolor reage com o O2 do ar e forma um gás marrom (NO2), como 
mostra a reação 10. 
 2 NO + O2 ⇔ 2 NO2 (10) 
 
5. Conclusão 
Através do experimento todos os objetivos foram alcançados, pois pode-se 
observar quão forte oxidante é o ácido nítrico, bem como observar a formação do ácido 
nitroso. 
Referencias 
1. SILVA, Erivanildo Lopes da. Ácidos: Características e propriedades.Disponível 
em: <https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/acidos-caracteristicas-e-
propriedades.htm>. Acessado em 12 de outubro de 2017. 
2. FOGAÇA, Jennifer Rochas Vargas. Ácido nítrico. Disponível em: 
<http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/acido-nitrico.htm>. Acessado em 
12 de outubro de 2017. 
3. CARDOSO, Mayara. Ácido nítrico. Disponível em: 
<http://www.infoescola.com/quimica/acido-nitrico/>. Acessado em 12 de outubro 
de 2017. 
4. Ácido nitroso. Disponível em: <https://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_nitroso>. 
Acessado em 12 de outubro de 2017. 
 
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