REL EXPERIMENTO IV

Prévia do material em texto

UFRRJ - Instituto de Ciências Exatas - Departamento de Química
Disciplina: Química Inorgânica Experimental I(IC615)
 
–
 
P64 – 2018.1
Professor: Marcelo Herbst
EXPERIMENTO IV
NITROGÊNIO
 Alunos: Sara de Souza Monteiro – 2016640276
Wanny Tavares Nogueira – 2017640326
Seropédica, 07 de Maio de 2018
INTRODUÇÃO
 	O nitrogênio ocorre em uma grande variedade de substâncias de inte -resse na área de p esquisa, na indústria e na agricultura. Os exemplos incluem os aminoácidos, proteínas, drogas sintéticas, fertilizantes, explosivos, solos, suprimento de água potável e corantes.
Trata-se de um elemento pertencente ao grupo 15. Como primeiro elemento do grupo difere dos demais elementos, como foi possível perceber nos primeiros elementos dos outros grupos já estudados. E no grupo V não é diferente, dessa forma, o nitrogênio é um gás incolor, inodoro, insípido e diamagnético.
Todos os elementos desse grupo apresentam cinco elétrons na camada mais externa e o estado de oxidação máxima é +5, quando utilizam todos os elétrons para fazer ligações. O efeito do par inerte cresce com o aumento da massa atômica. Assim, geralmente só os elétrons p são utilizados, resultando uma valência 3.
O Nitrogênio pode ser ativado passando-se uma faísca elétrica através de N2 gasoso, à baixas pressões. Nessa condição forma-se o nitrogênio atômico, o nitrogênio atômico reage com diversos elementos e muitas moléculas normalmente estáveis.
 	A redução do íon nitrato (NO3–) raramente leva a um único produto, isto se deve ao nitrogênio ter diversos estados de oxidação acessíveis.
O óxido nitroso também conhecido como gás hilariante pode ser preparado pela decomposição térmica do nitrato de amônio (eq. 1). O óxido nitroso é um gás inerte e é muito utilizado como anestésico.
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(l) (1)
A reação de decomposição do NH4NO3(s) procede pelos seguintes caminhos reacionais:
NH4NO3 ⇌ NH3 + HNO3 (2)
2HNO3 ⇌ NO2+ + H2O + NO3– (3)
NH3 + NO2+ → {H3NNO2}+ → NNO + H3O+ (4)
O monóxido de nitrogênio (óxido nítrico) é preparado pela redução branda do ácido nítrico com cobre em meio ácido diluído (eq. 5), enquanto que o dióxido é preparado em meio ácido forte (eq. 6).
3Cu(s) + 2NO3–(aq) + 8H+(aq) → 2NO(g) + Cu2+(aq) + 4H2O(l)  (5)
Cu(s) + 2HNO3(aq) + 2H+(aq) → 2NO2(g) + Cu2+(aq) + 2H2O(l)  (6)
O uso de agentes redutores mais fortes como zinco pode levar a formação de amônia (eq. 7).
4Zn(s) + HNO3(aq) + 9H+(aq) → NH4+(aq) + 4Zn2+(aq) + 3H2O(l)  (7)
Abaixo estão apresentadas algumas reações importantes do óxido nitríco e dióxido de nitrogênio:
2NO + O2 → 2NO2
4NO + O2 + 2H2O → 4HNO2
2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3
2NO2(aq) + OH–(aq) → NO2–(aq) + NO3–(aq) + H2O(l)
Em condições fortemente ácidas o HNO2 reage pelo seguinte mecanismo:
HNO2(aq) + H+(aq) → H2NO2+(aq) → NO+(aq) + H2O(l)
O íon nitrosônio NO+ é um forte ácido de Lewis podendo formar aductos estáveis com SO42- e F-, como [O3SONO]- e ONF.
I– + NO+ → INO(aq)
2INO(aq) → I2(aq) + 2NO(aq)
Abaixo se encontram as principais reações de redução para o ácido nitroso, o íon nitrito, o ácido nítrico e o íon nitrato:
HNO2 + H+ + e– ⇌ NO + H2O   Eº = 0,983V
2HNO2 + 4H+ + 4e– ⇌ H2N2O2 + 2H2O   Eº = 0,86 V
2HNO2 + 4H+ + 4e– ⇌ N2O + 3H2O Eº = 1,297 V
NO2– + H2O + e– ⇌ NO + 2OH–  Eº = –0,46 V
2NO2– + 2H2O + 4e– ⇌ N2O22– + 4OH–  Eº = –0,18 V
2NO2– + 3H2O + 4e– ⇌ N2O + 6OH–  Eº = 0,15 V
NO3– + 3H+ + 2e– ⇌ HNO2 + H2O Eº = 0,934 V
NO3– + 4H+ + 3e– ⇌ NO + 2H2O Eº = 0,957 V
2NO3– + 4H+ + 2e– ⇌ N2O4 + 2H2O Eº = 0,803 V
NO3– + H2O + 2e– ⇌ NO2– + 2OH–  Eº = 0,01 V
2NO3– + 2H2O + 2e– ⇌ N2O4 + 4OH–  Eº = –0,85 V
Um fato interessante a respeito do ácido nítrico é a preparação de água régia. O nome vem do Latim “Aqua Regia”, que significa água real, foi assim chamada pelos alquimistas devido à capacidade de dissolver ouro. A água régia é uma mistura de ácido nítrico com ácido clorídrico, essa solução possui cor amarela devido à presença de produtos de decomposição voláteis 
HNO3(aq) + 3HCl(aq) → NOCl(g) + Cl2(g) + 2H2O(l)
O ouro é dissolvido em água régia conforme a equação:
Au(s) + NO3–(aq) + 4Cl–(aq) + 4H+(aq) → [AuCl4]–(aq) + NO(g) + 2H2O(l)
O cloreto de amônio sublima com aquecimento: 
NH4Cl(s) → NH4Cl(g) (Sublimação)
A amônia hidrolisa conforme o equilíbrio químico descrito na equação:
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH–(aq)
O reagente de Nessler (K2[HgI4]) é um teste clássico para a presença de amônia, a equação 30 mostra a reação que ocorre:
NH4+(aq) + 2[HgI4]2–(aq) + 4OH–(aq) → HgO.Hg(NH2)I(s) + 7I–(aq) + 3H2O(l)
O nitrogênio pode ser obtido em laboratório através de vários métodos, como pela decomposição do nitrito de amônio:
NH4Cl(aq) + NaNO2(aq) → NH4NO2(aq) + NaCl(aq) (31)
NH4NO2(aq) → N2(g) + 2H2O(l) (32)
A redução do nitrogênio é extremamente difícil devido à baixa reatividade da ligação tripla. Nitretos podem ser obtidos em condições drásticas como no caso da formação de nitreto de magnésio em altas temperaturas 
3Mg(s) + N2(g) → Mg3N2(s)
O nitreto de magnésio é iônico e o íon N3- é uma base forte que reagente fortemente com água (eq. 34)
Mg3N2(s) + 6H2O(l) → 2NH3(g) + 3Mg(OH)2(s)
Como objetivo deste experimento tem-se o estudo das propriedades e características do nitrogênio e seus compostos. 
PARTE EXPERIMENTAL
Materiais
Pipeta 
Tubos de ensaio
Estante para tubos de ensaio
Bécher
Espátula
Bastão de vidro
Erlenmeyer
Papel de filtro
Placa de aquecimento
Reagentes e indicadores
Cobre metálico
Ácido nítrico 6M
Solução de sulfato ferroso
Solução diluída de permanganato de potássio
Solução de NaNO2 1M
Solução diluída de ácido sulfúrico 3M
Hidróxido de sódio 1M
Solução de KI amidonado
Solução de ácido clorídrico concentrado
Procedimento
3) Preparação e propriedades do óxido nítrico (NO) - demonstrativa
a) 	
Em um aparelho gerador de gás, reagiu-se sob aquecimento 3g de cobre metálico juntamente com 15mL de ácido nítrico (6M) e observou-se a formação de um gás de cor castanha, característico do dióxido de nitrogênio que é formado quando o oxido nítrico entra em contato com o ar e reage com o oxigênio. Além disso, notou-se que a solução no balão havia ficado verde, devido a mistura das cores azul da solução e castanha do gás. A reação ocorre conforme mostra a equação química a seguir:
3Cu + 8HNO3 --> 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O
NO + 1/2 O2 --> NO2
Para que ocorra tal reação, onde o metal sofre um ataque de um ácido, é necessário utiliza-lo concentrado para que este seja capaz de atingir a camada de óxido na superfície do metal. Esta reacao é muito utilizada justamente para o preparo do óxido nitrico.
b) 
Parte do gás incolor, óxido de nitrogênio (NO), formado durante a reação reagiu com o oxigênio ainda dentro do tubo formando então o gás castanho de dióxido de nitrogênio (NO2) observado. Uma vez que a quantidade de gás oxigênio dentro do tubo era pouca, formou-se uma quantidade de gás NO2  menor que a de gás NO, que por sua vez se deslocou pela mangueira e foi borbulhado em três tubos de ensaio. O primeiro tubo foi usado justamente para observar tal reação entre o gás NO e o oxigênio que se dá de acordo com a equação a seguir:
2 NO(g) + O2  NO2(g)
c) 
Em um segundo tubo contendo 5mL de solução recém-preparada de Sulfato de Ferro II, borbulhou-se o gás incolor (NO) observando-se que a cor da solução tornou-se castanho escuro. 
Conforme a equação química descrita abaixo é possível ver que na solução de sulfato de ferro II há a formação de um composto de coordenação, chamado sulfato de hexaaquaferro (II), que tem a água como ligante. Essa reação acontece de forma rápida, da mesma forma se desfaz, pois a água é um ligante que sai rápido. Quando esse complexo entrou em contato com o monóxido de nitrogênio, a solução passou de incolor para castanho, uma vez que o NO prontamenteforma compostos de coordenação com íons de metais de transição, como o ferro por exemplo e esses complexos recebem o nome de nitrosilas.
FeSO4(aq) + 6H2O(l) --> [Fe(H2O)5(NO)]2+(aq) + [SO4]2-(aq) + H2O(l)
[Fe(H2O)6]SO4 (aq) + NO(g) [Fe(H2O)5(NO)]2+ (aq) + H2O(l)
d)
Borbulhou-se o gás de óxido de nitrogênio em um terceiro tubo contendo dessa vez uma solução diluída de permanganato de potássio e observou-se que a mesma tornou-se incolor.
Semi-reações Oxidação: NO(g) + 2 H2O(l) NO3– (aq) + 4 H+(aq) + 3e-  E°= - 0,96 V Redução: MnO4-(aq) + 8 H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4 H2O E°= + 1,51 V
Reação Global: 5 NO(g) + 3 MnO4- (aq) + 4 H+  5 NO3- (aq) + 2 H2O(l) E°= + 0,567 V
A mudança na cor da solução ocorre, pois o NO possui um potencial de redução maior do que o permanganato e portanto, atua como agente redutor, reduzindo o íon Mn7+ atrelado ao íon permanganato (MnO4-) que é violeta ao íon manganoso (Mn2+) que por sua vez é incolor.
4) Propriedades do íon nitrito
 Adicionou-se 5 mL de solução diluída de ácido sulfúrico 3 mol/L a 15 mL de solução 1M de NaNO2 e dividiu - se a solução em três partes iguais. Nesse momento foi observado uma efervescência e liberação de um gás de cor castanha, o NO.
a) 
O primeiro tubo foi aquecido brandamente e a ele foi adicionado lentamente 2 mL de solução recém - preparada de FeSO4. Após o esfriamento foi adicionado solução diluida de NaOH 1M . Foi observado desprendimento de gás e a solução ficou amarelo claro com o sólido dissolvido na mesma. Com a adição de NaOH houve a formação de um precipitado laranja gelatinoso, em aspecto de flocos e gás esbranquiçado.
Reação de redução: (NO2)- + e- + 2H+  NO + H2O E°= +0,984 V Reação de oxidação: Fe2+ + (NO2)- + 2H+ NO + H2O + Fe3+ E°= -0,771 V
Reação global: Fe2+ + (NO2)- + 2H+  NO + H2O + Fe3+  E°= 0,213 V
Foi perceptível a mudança de coloração, pois o íon Fe2+ incolor se oxidou a Fe3+ ficando amarelo, ocorreu efervescência e liberação de gás castanho. Essa reação ocorre em meio ácido, por isso a adição de H2SO4.
(SO4)3 + NaOH Na2SO4 + Fe(OH)3
Quando a reação esfriou e adicionou-se NaOH, houve formação de precipitado hidróxido de ferro (III) que é insolúvel em água.
b) 
Ao segundo tudo de ensaio foi adicionado solução de KI amidonado. Que funciona como oxidante. Houve uma mudança de coloração devido a oxidação do íon I2- incolor para I2 marrom e houve formação de precipitado escuro. Essa reação ocorreu em meio ácido.
Reação de redução: (NO2)- + e- + 2H+  NO + H2O E°= +0,984 V Reação de oxidação: 2I-  I2 + 2e-  E°= – 0,620 V
Reação Global: 2(NO2) – + 2I– + 4H+ 2NO + 2H2O + I2  E°= +0,364 V
c) 
Ao terceiro tubo adicionou- se solução diluída de permanganate de potássio que funciona como redutor. 
A mudança de coloração ocorreu devido a redução do íon Mn7+ atrelado ao íon permanganato (MnO4-) que é violeta ao íon Mn2+ que é incolor. Essa reação também ocorreu em meio ácido.
Semi	reações Redução: MnO4– + 5e- + 8H+  Mn2+ + 3H2O + 5NO3– E°= +1,507 V Oxidação: NO2- + H2O NO3- + 2e- + 2H+  E°= -0,940 V
Reação global: 2MnO4– + 6H+ + 5NO2-  2Mn2+ + 3H2O + 5NO3–  E°= 0,567 V
5) Reações do ácido nítrico – Água régia
	c) 
Juntou-se cerca de 3 mL de ácido clorídrico com 1mL de ácido nítrico, ambos concentrados e observou-se que a solução resultante da mistura apresentava tonalidade amarelo pálido. Ao aquecê-la, a tonalidade se intensificou e ocorreu desprendimento de gás. Colocou-se então, na boca do tubo de ensaio, um papel de filtro embebido com Iodeto de Potássio a fim de confirmar qual gás que estava sendo produzido durante a reação. Este gás ao entrar em contato com o papel oxidou o iodo, uma vez que o local onde ocorreu o contato houve mudança na cor do papel, passando esta de castanho para amarelo claro que é a cor característica do cloreto, conforme mostra a reação:
Semi reações:
Oxidação: 2 I- I2 + 2e- Eoxi= - 0,54 V  Redução: Cl2(g) + 2e- 2 Cl-(aq) Ered= + 1,36 V
Reação global: 
Cl2(g) + 2 I-(aq)  2 Cl- + I2 E°= + 0,82 V
Essa mistura de ácidos, na proporção 1 de ácido nítrico para 3 de ácido clorídrico é o que chamamos de água régia. Consiste em um líquido altamente corrosivo de coloração amarela e é uma das poucas substâncias que pode dissolver o ouro e a platina. Este nome de “água régia” é devido à propriedade de dissolver os metais nobres (“regios”). A mistura perde a sua força rapidamente, uma vez que os produtos voláteis escapem da solução, por isso deve ser utilizada imediatamente após o preparo.
O cloreto de nitrosilo, produzido na reação entre os ácidos concentrados pode ainda, se decompor em óxido nítrico e cloro. Como essa dissociação é controlada pelo equilíbrio da reação, os vapores fumegantes da água régia contém óxido nítrico:
E, uma vez que o óxido nítrico reage prontamente com o  atmosférico, os gases também apresentam o dióxido de nitrogênio:
CONCLUSÃO
O estudo da química é amplo e através de um maior conhecimento sobre os elementos da tabela periódica podemos equacionar as reações e aprender mais sobre suas propriedades físicas e químicas. 
O estudo do grupo 15 neste relatório constata características que esse grupo exerce sobre as mais diversas reações. De acordo com as práticas realizadas verificaram-se várias propriedades do nitrogênio e seus compostos. Conclui-se que o mesmo pode apresentar propriedades oxidantes e redutoras.
BIBLIOGRAFIA
P. Atkins &L. Jones; Princípios de Química Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente; Editora bookman; 5ª Edição; 
J.D.Lee; Química Inorgânica não Tão Concisa; Editora Blucher, 5ª edição;