bloco 15 inorganica relatorio REBECA final

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia
Departamento de Ciências e Tecnologia – Campus de Jequié
Química Inorgânica Experimental I
Docente: Profa. Marlúcia Barreto
 Turma: P1
EXPERIMENTO Nº05: ELEMENTOS DO BLOCO p. GRUPO 15
 Rebeca Oliveira Gonçalves 
Jequié – Ba
Abril/2019
Resultados e Discussão 
4.1) Teste de identificação para o arsênio (Teste de Gutzeit).
 Em um tubo de ensaio colocou-se cerca de 1,00 g de zinco metálico, 5,0 ml de ácido sulfúrico 4,0 mols/litro e 0,50 ml de solução de arsenito de sódio. Observou-se uma efervescência, evidenciando que houve reação:
Zn(s)+ 3H+(aq)+ As3(aq) As3H3(g) + Zn2+(aq)
O arsênio é reduzido pelo zinco e reage com o hidrogênio atômico (H+) liberados pelo ácido sulfúrico, formando o gás arsina (AsH3) ou hidreto de arsênio. De acordo com a literatura, praticamente todos os compostos de arsênio podem ser reduzidos com zinco e ácido, formando a arsina. 
Depois cobriu-se o tubo com um pedaço de papel de filtro umedecido em solução de nitrato de prata 0,1 mol/litro. Quando entrou em contato com o papel observou-se uma coloração preta e ao abrir o papel um aspecto prateado brilhoso. A reação é descrita a seguir :
8AgNO3(aq) + AsH3(g) + 4H2O(l) 8Ag(s) + H3AsO4 + 8HNO3(aq)
Através da equação é possível explicar alguns fatos, o gás (AsH3) foi submetido ao papel umedecido em solução de nitrato de prata (AgNO3), havendo a formação de um composto de cor escura, devido a redução da prata. A prata deposita-se no papel formando uma espécie de filme o qual é chamado de “espelho de prata” indicando que tem arsênio na solução.
4.3)Formação de um sal de amônio.
Após molhar um bastão de vidro em ácido clorídrico concentrado e aproximá-lo cuidadosamente da boca de um frasco que contém solução concentrada de hidróxido de amônio formou-se um precipitado (uma camada branca) na superfície do bastão. Segue a reação:
HCl(aq) + NH4OH(aq) NH4Cl(s) + H2O(l)
O hidroxido de amônio (NH4OH) comporta-se como uma base fraca e reage com ácidos formando sais de amônio. Por esta razão formou-se nuvens brancas e densas de NH4Cl quando o bastão de vidro com HCl foi aproximado, o que evidencia formação do sal cloreto de amônio.
4.6)	Identificação de nitrato (teste do anel castanho)
Foi dissolvido uma pequena quantidade de sulfato ferroso em água e adicionado algumas gotas de ácido nítrico a 10 % (v/v) e depois de misturar, aparentemente não houve reação. Em seguida, inclinando o tubo de ensaio, cuidadosamente foi adicionado 0,50 ml de ácido sulfúrico concentrado pelas paredes do tubo, observou-se a formação do anel castanho. Segue a equação correspondente :
3FeSO4(s)+ 4HNO3(aq) + 6H2SO4(aq/conc) 3Fe(SO4)3 + 4NO(g) + 8H2O(l)
Reação de oxirredução
3Fe2+ 3Fe3+ + 3e- E0= -0,77
2NO3- + 4H+ + 3e- 2NO + 4H2O E0= 0,96
3Fe2+ + 2NO3- + 4H+ 3Fe3+ + 2NO + 2H2O E = 1,73
Os íons NO3- são oxidantes fortes quando em solução ácida, assim, nesta reação o íon nitrato se reduz e o íon Fe2+ oxida, produzindo óxido nítrico e o íon Fe3+ . De acordo com a literatura a reação de Fe2+ e NO forma o complexo [Fe (H2O)5 NO]2+ responsável pela cor marrom no teste do anel na analise quantitativa de nitratos. Como na solução continha excesso de sal férrico e íons NO3- ocorre a formação desse complexo, o que explica a formação do anel castanho.
4.7) Ação oxidante do ácido nítrico.
4.7.1) Ao colocar 0,50 g de zinco em um tubo de ensaio e 0,50 g de cobre em outro tubo de ensaio e foi adicionado aos tubos, 2,00 ml de ácido nítrico a 10% (v/v). Foi observado no primeiro tubo contendo zinco uma leve efervescência, o tudo esquentou evidenciando a liberação de calor. No segundo tubo contendo cobre, aparentemente não houve reação. Segue a reação da apara de zinco e acido nítrico: 
3Zn(s) + 8HNO3(aq) 3Zn(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)
O valor potencial elétrico é positivo (Eº = 1,72 V) e a energia livre de Gibbs obtém-se um valor negativo (ΔGo = - 995,880 KJ/mol), o que comprova sua espontaneidade termodinâmica da reação. Os íons NO3- do ácido nítrico são excelentes oxidantes, assim, o zinco é oxidado e há a formação de nitrato de zinco, água e monóxido de nitrogênio que reage com oxigênio dissolvido na água e forma o dióxido de nitrogênio um gás de coloração acastanhada.
Segue a reação do cobre e acido nítrico:
3Cu(s) + 8HNO3(aq) 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)
A reação de cobre com ácido nítrico não ocorre aparentemente no experimento apesar de ser esperada, pois de acordo com a literatura metais como cobre e prata são dissolvidos em HNO3 e de um ponto de vista termodinâmico também era esperado, pois a reação apresenta um potencial elétrico positivo (Eº = 0,62 V) e uma energia de Gibbs negativa (ΔGo =- 358,980 KJ/mol). A reação pode não ter acontecido devido a uma formação de uma camada oxida sobre a superfície do metal, ou erros técnicos e nos reagentes.
4.7.2) O mesmo experimento foi repetido, mas com ácido clorídrico a 10% (v/v), ao invés de ácido nítrico. No tubo com apara de zinco foi observado uma efervescência rápida, liberação de calor e um vapor saindo do tubo.
Segue a reação da apara de zinco e acido clorídrico: 
Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
Nesta reação o zinco é oxidado e forma-se cloreto de zinco e gás hidrogênio. O íon Cl- tem um grande poder de complexar os íons metálicos, o valor da diferença de energia potencial elétrica encontrado é uma grandeza positiva, e a energia livre tem um valor negativo, indicando a espontaneidade da reação.
Segue a reação do cobre e ácido clorídrico: 
Cu(s) + 2HCl(aq) → CuCl2(aq) + H2(g)
A reação do cobre com ácido clorídrico não ocorreu aparentemente, isso devido o seu potencial de redução ser maior que a do íon H+, logo o cobre ficará na sua forma metálica.
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) E° = 0,34 V
2H+ + 2e- H2(g) E° = 0,00 V
Devido a reatividade química do metal ele não consegue deslocar o hidrogênio da solução de HCl. Sendo o Cu um dos menos reativos do que o hidrogênio, portanto, consequentemente não reage quimicamente com ácidos. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência a perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade.
4.8) Hidrólise dos ortofosfatos.
4.8.1) Ao dissolver em água uma pequena quantidade dos sais fosfato ácido de sódio, Na2HPO4, fosfato diácido de sódio, NaH2PO4, e fosfato de sódio, Na3PO4 foi determinado o pH das soluções.
Tabela 1- Valores de pH encontrados para os sais testados
	Sal
	pH
	 Na2HPO4 (fosfato ácido de sódio)
	8,5
	NaH2PO4 (fosfato diácido de sódio)
Na3PO4 (fosfato de sódio) 
	4,5
13
Na solução de fosfato ácido de sódio (Na2HPO4) o resultado do pH medido foi de 8,5 indicando que a solução é básica. O fosfato ácido de sódio é derivado do hidróxido de sódio (NaOH) uma base forte e ácido fosfórico (H3PO4) um ácido fraco. Esse sal em solução se dissocia e a água ioniza como na equação abaixo:
Na2HPO4(s) HPO4 -2(aq.) + 2 Na+ (aq.)
 H2O H+ + OH-
Na2HPO4(s) + H2O H2PO4 -(aq.) + OH-(aq.) + 2 Na+ (aq.)
O ânion HPO4 2- captura os íons H+ da água aumentando a concentração de OH-, por isso o meio apresenta pH básico.
Na solução de fosfato diácido de sódio o pH encontrado foi de 4,5 indicando uma solução ácida. Segue a hidrólise desse sal:
NaH2PO4 + H2O ⇌ Na+(aq) + H2PO4-(aq)
O fosfato diácido de sódio quando entra em contato com a água se dissocia, o ânion H2PO4-(aq) obtido pela dissociação do sal também se dissocia aumentando a concentração de íons H+ na solução, diminuindo assim o pH da solução. Segue a reação:
 H2PO4 -(aq.) + H2O(l) H+(aq.) + HPO4 -2(aq.) 
Na solução de fosfatode sódio, o pH encontrado foi 13, indicando uma solução básica. Segue a hidrolise desse sal : 
Na3PO4(s) PO4 -3(aq.) + 3 Na+ (aq.)
 H2O H+ + OH-
Na3PO4(s) + H2O HPO4 -2(aq.) + OH-(aq.) + 3Na+ (aq.)
Após a hidrólise do fosfato de sódio os íons PO4 -3 capturam os íons H+ da água formando um ácido fraco, o hidrogenofosfato e aumentando a concentração de OH- tornando o meio básico.
2.Referências Bibliográficas
LEE, J.D. QUÍMICA INORGÂNICA NÃO TÃO CONCISA.5 ed. São Paulo: Blücher, 2000.
BROWN, T.L.; Química, A ciência central. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2007.