ELEMENTOS DO BLOCO p. GRUPO 15 Tiago Silva Santos

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia
Departamento de Ciências e Tecnologia - DCT – Campus de Jequié
Disciplina: Química Inorgânica Experimental
Docente : Marlucia Barreto
Elementos do bloco p. grupo 15
Tiago Silva Santos
Relatório elaborado para a disciplina de Química Inorgânica Experimental I, sob a orientação da Professora Marlúcia Barreto, como parte da avaliação da II unidade do semestre corrente.
Jequié, Bahia
Maio de 2018
Introdução
O grupo 15, também conhecido por família 5A, é composto pelos elementos nitrogênio, fosforo, arsênio, antimônio e bismuto e possuem configuração eletrônica externa do tipo ns2np3. Todos os elementos desse grupo apresentam estados de oxidação máximo +5, indicando que utilizam cinco elétrons para realizar suas ligações. O menor estado de oxidação denotado para os elementos desse grupo e -3, encontrado na amônia (NH3). O fato de alguns compostos de nitrogênio apresentar Nox < 0 decorrem do fato de a eletronegatividade do H (2,1) ser menor que a do N (3,0). O nitrogênio constitui 78 % da atmosfera terrestre, porém não é o elemento mais abundante (apresenta-se como 33° na ordem de abundância relativa). Todos seus nitratos são solúveis em água, de modo que não são comuns na crosta terrestre. A amônia (NH3) apresenta certa propriedade redutora, e através de sua oxidação pode ser obtido também gás nitrogênio (N2). A mesma pode ser identificada através da reação com soluções de íons Cobre (II) e níquel (II). Amônia também pode ser obtida através da decomposição térmica de sais de amônio, com, por exemplo, do cloreto de amônio (NH4Cl). Os nitratos podem ser identificados através de vários tipos de meios reacionais. O fósforo é o décimo primeiro elemento mais abundante na crosta Terrestre. É encontrado sólido em temperaturas normais e essenciais para a vida, tanto como material estrutural em animais superiores, como no metabolismo de plantas e animais. Consta-se que cerca de 60% dos ossos e dos dentes são constituídos por Ca3(PO4) dois ou [3(Ca3(PO4)2.CaF2]. Esse Elemento também apresenta formas alotrópicas tais como fósforo branco, fósforo vermelho e fósforo preto, sendo esse a forma alotrópica termodinamicamente estável. Arsênio, antimônio e bismuto podem ser encontrados em várias formas alotrópicas. Os três elementos possuem formas metálicas muito menos reativas chamadas de formas α. Esses apresentam estruturas lameladas com camadas dobradas.
1. Objetivos
Identificar alguns elementos do grupo.
Sintetizar compostos de alguns elementos do grupo.
 1.3) Estudar as propriedades de compostos de alguns elementos do grupo
2. Resultado e Discussão
2.1 Teste de identificação para o arsênio (Teste de Gutzeit).
 	Ao adicionar 5 mL de ácido sulfúrico 4,0 mols/litros a 1,0 g de zinco metálico em um tubo de ensaio, observou-se o desprendimento de um gás. Após adição da solução de Arsenito de sódio, a solução final foi coberta por um papel de filtro umedecido em solução de nitrato de prata. 
Assim como na literatura, observou-se a formação de uma camada de coloração prata metálica na superfície do papel.
As reações esperadas estão representadas abaixo:
Equação 1: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-
2H+(aq) + 2e- H2
Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(s) + H2(g)
Nesta etapa, ao reagir com ácido sulfúrico, o zinco é oxidado e o íon hidrogênio é reduzido a hidrogênio gasoso, ou seja hidrogênio molecular.
Equação 2: : 3Zn(s) 3Zn2+(aq) + 6e-
As3+(aq) + 6e- As3-
 As3+(aq)+ 3Zn(s) → As3-(aq)+ 3Zn2+(aq)
Logo depois, foi feito a adição da solução de arsenito de sódio, os íons As3+ foram reduzidos pelo zinco em meio ácido à As3-.
Equação 3: As3-(aq) + 3H+(aq) AsH3(g)
Esses ions As3- resultantes se combinaram com os íons hidrogênio do ácido sulfúrico para produzir um gás chamado arsina (AsH3). A arsina (AsH3) se decompõe em hidrogênio e arsênio sólido, como segue abaixo:
Equação 4: 4AsH3(g)→ 6H2(g) + 4As(s)
O gás arsina liberado reage com a solução de nitrato de prata embebecida no papel de filtro, os íons prata (Ag+) foram reduzidos à prata metálica e isso conferiu a coloração escura e brilhante no papel de filtro (espelho de prata).
A reação de formação do espelho de prata está representada abaixo:
Equação 5: AsH3(aq) + 6Ag+(Aq)→ As3+(aq)+ 3H+(g) + 6Ag(s) 
2.2 Formação de um sal amônio.
Após molhar o bastão em ácido clorídrico e aproximá-lo cuidadosamente da boca de um frasco que continha solução concentrada de hidróxido de amônio, observou-se a formação de um sal de coloração esbranquiçada na região que estava molhada com ácido clorídrico. 
Esse processo de formação do sal ocorre em duas etapas. As mesmas estão representadas abaixo:
Equação 7: NH4OH(aq)→ NH3(g)+ H2O(l)
Equação 8: HCl(aq) + NH3(g) → NH4Cl(s)
O hidróxido de amônio é uma base instável que se decompõe em água e amônia gasosa. Quando aproximou-se o bastão molhado com ácido clorídrico da boca do frasco do hidróxido, os vapores das soluções concentradas destes compostos reagiram e formaram o sal sólido e branco, o cloreto de amônio, NH4Cl.
2.3 Obtenção de P4O6 e P4O10 e propriedades dos oxiácidos de fósforo.
 Foi colocado uma pequena quantidade de fósforo vermelho, dentro de um cadinho e em seguida colocou-se fogo. Observou-se que ao cobrir o cadinho com um béquer, percebeu-se bastante fumaça no interior deste recipiente. Isso ocorre porque o trióxido de fósforo (P4O6), muito reativo com o oxigênio do ar, o que leva à formação do pentóxido de fósforo (P4O10), segundo as reações abaixo.
Equação 9: 4P0(s) + 3O2(g) → P+34O6(g)
 P+34O6(g) + 2O2(g) → P+54O10(g)
Removeu-se o béquer do item anterior e observou-se a mudança na aparência do sólido depositado nas paredes internas do mesmo. Foi adicionado um pouco de água ao cadinho e lavar, também com água, as paredes do béquer; foi medido pH das soluções obtidas e compará-las.
 Portanto, as reações de ambos os compostos (trióxido de fósforo (P4O6) e pentóxido de fósforo P4O10) com água, obtém-se ácido fósforoso e ácido fosfórico, respectivamente. Esse fato foi provado ao medir o potencial hidrogeniônico da solução, assim no béquer obteve-se um pH 3 e no cadinho pH= 0.
2.4 Identificação de nitrato (teste do anel castanho).
 
Esse experimento não foi visto, mas era esperado que houvesse a formação de um anel de coloração marrom no tubo de ensaio. 
A reação esperada é expressa pela equação química abaixo:
Equação 10: 3Fe2+ → 3Fe3+ + 3e-
NO3-+ 4H+ + 3e- → NO + 2H2O
NO3- + 3Fe2+(aq) + NO(g) + 4H+(aq) → NO(g) + 3Fe3+ + 2H2O
Nesta reação o íon nitrato (NO3-) sofre redução pelo íon Fe2+ produzindo óxido nítrico (NO) e íon Fe3+. Os íons Fe2+ reagiram com o oxido de nitrogênio formados na reação acima dando origem a um complexo ferronitrosilo, [FeNO(H2O)5]2+(aq), de cor marrom característica.
A reação de formação do íon complexo (anel castanho) está representada abaixo:
Equação 11: 3Fe2+(aq) + NO + 5H2O → [FeNO(H2O)5]2+(aq)
	
 A formação do complexo ferro (anel castanho) só é possível na presença de íons nitrato em solução.
 
2.5 Ação oxidante do ácido nítrico.
Ao reagir os metais zinco e cobre, separadamente, com ácido nítrico e clorídrico foram obtidos os seguintes resultados:
Tabela 1: resultados das reações dos metais com ácidos.
	
Metais
	
Reação com ácido clorídrico
	
Reação com ácido nítrico
	Zinco
	Liberação de gás, dissolução do metal.
	Liberação de gás e calor, dissolução do metal.
	Cobre
	Não foi observada reação.
	Lenta liberação de gás.
A reação do cobre com ácido nítrico está representada abaixo:
Equação 12: 3Cu(s) + 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
 Semi-reações:
 Oxidação: 3Cu(s) → 3Cu2+(aq) + 6e- Eº = - 0,34 V
 Redução: 2NO-3(aq) + 8H+(aq) + 6e-→ 2NO(g) + 4H2O(l) Eº = 0,96 V
3Cu(s) + 2NO-3(aq) + 8H+(aq) → 3Cu2+(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) Eº = 0,62 V
ΔGo = -nFEo
ΔGo = -(6)(96.500 J V-1 mol-1)(0,62 V)
ΔGo = -358.980 J/ mol =- 358,980 KJ/mol	
O valor negativo da Energia livre de Gibbs e o valor positivo da fem indicam que a reação ocorre de forma espontânea, porém a mesma ocorre de maneira extremamente lenta, isso ocorre devido a formação de uma camada de óxido na superfície do metal.
A reação do zinco com ácido nítrico está representada abaixo:
Equação 13 : 3Zn(s) + 8HNO3(aq) → 3Zn(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
Semi-reações:
 Oxidação: 3Zn(s) → 3Zn2+(aq) + 6e- Eº = 0,76 V
 Redução: 2NO-3(aq) + 8H+(aq) + 6e- → 2NO(g) + 4H2O(l) Eº = 0,96 V
 3Zn(s) + 2NO-3(aq) + 8H+(aq) → 3Zn2+(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) Eº = 1,72 V
ΔGo = -nFEo
ΔGo = -(6)(96.500 J V-1 mol-1)(1,72 V)
ΔGo = -995.880 J/ mol = - 995,880 KJ/mol	
Na reação do zinco com ácido clorídrico houve a liberação de um gás de coloração castanha, que é o dióxido de nitrogênio. O valor negativo da Energia Livre de Gibbs e o valor positivo da fem indicam que a reação ocorre de forma espontânea. A reação do zinco com ácido clorídrico está representada abaixo:
Equação 14: Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
Semi-reações:
Oxidação : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- Eº = 0,76 V
Redução: 2H+(aq) + 2e-→ H2(g) Eº = 0,00 V
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g) Eº = 0,76 V
Na reação acima, o zinco é oxidado e o hidrogênio é reduzido, formando-se cloreto de zinco e gás hidrogênio.
A reação entre zinco e ácido clorídrico deve ocorrer de um ponto de vista termodinâmico, isto por que o valor da fem é uma grandeza positiva, desta forma a energia livre terá um valor negativo, indicando a espontaneidade da reação. O fato da mesma ocorrer de maneira extremamente lenta é devido a formação de camada protetoras de óxidos.
A reação entre ácido clorídrico e cobre não ocorre devido à camada óxida sobre a superfície do metal, e também porque o valor da fem é negativo. No entanto esta é espontânea.
Esta reação é representada pela seguinte equação química:
Equação 15: Cu(s) + 2HCl(aq) → CuCl2(aq) + H2(g) Eº = -0,34 V
Cobre seria oxidado e hidrogênio reduzido caso esta tivesse ocorrido, seriam formados cloreto de cobre e gás hidrogênio o qual seria liberado. O cobre não reagiu com o ácido clorídrico. Por ser um metal nobre, de moderado potencial redutor, ele não consegue reduzir os íons H+ do ácido. Porém, quando tratado com ácido nítrico ocorre a reação devido ao caráter oxidante deste ácido: os íons H+ são oxidantes mais fracos que os íons NO-3 em soluções ácidas. Por isso que o cobre apesar de insolúvel em HCl, dissolve-se em ácido nítrico, como apresentado na reação.
2.6 Hidrólise de ortofosfatos.
Para a hidrólise dos ortofosfatos foram encontrados os seguintes pHs.
	Sal
	pH encontrado
	Fosfato ácido de sódio
(Na2HPO4)
	Entre 9 e 10
	Fosfato diácido de sódio
(NaH2PO4)
	4
	Fosfato de sódio (Na3PO4)
	13
O fosfato ácido de sódio (Na2HPO4) é obtido a partir da reação entre o ácido fosfórico e o hidróxido de sódio. Como trata-se de uma reação entre uma base forte e um ácido moderadamente forte, o cátion não sofre hidrólise, o ânion hidrolisa em água, formando um ácido fraco e ocorre a liberação de hidroxilas, tornando a solução final básica.
Reação de preparo do fosfato ácido de sódio:
Equação 16: 2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O
Reação de hidrólise do fosfato ácido:
Equação 17: Na2HPO4(s) + H2O → H2PO-4(aq) + OH(aq)-
O fosfato diácido de sódio (NaH2PO4) também é obtido da reação de neutralização do ácido fosfórico com hidróxido de sódio. Neste caso, o ânion do sal tem característica ácida mais acentuada e em soluções aquosas tente a liberar um próton para o meio, como resultante, a solução final é ácida. Reação de preparo do fosfato diácido de sódio:
Equação 18: NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O
Reação de hidrólise do fosfato diácido:
Equação 19: H2PO-4(s) + H2O → HPO2-4(aq) + H3O+(aq)
O fosfato de sódio (Na3PO4) é formado a partir da neutralização total entre o ácido fosfórico e o hidróxido de sódio. Como trata-se de uma reação entre uma base forte e um ácido moderadamente forte, o cátion não sofre hidrólise, o ânion hidrolisa em água formando um ácido muito fraco e ocorre a liberação de hidroxilas tornando a solução final básica. Reação de preparo do fosfato de sódio:
Equação 20: NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O
Reação de hidrólise do fosfato de sódio:
Equação 21: H2PO-4(s) + H2O → HPO2-4(aq) + H3O+(aq)
3. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] - LEE, J.D. Química Inorgânica Não Tão Concisa. São Paulo: Blücher, 5.ed. 2000.
[2] - ATKINS, P; SHRIVER, F. Química Inorgânica. Porto Alegre: Bookman, 4.ed. 2008. 
[3] - ATKINS,Piter; LORETTA,Jones. Princípios de Química, questionando a vida moderna e o meio ambiente: trad:Ignez Caracelle [et.al], Porto Alegre, Bookman, 2001.
[4] - BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, São Paulo, 2005.
[5] - RUSSEL, B, JOHN/ Química geral, vol. 2, 2ª Edição, - São Paulo: Makron Books, 1994.