Relatório - PROPRIEDADES OXIDANTES E REDUTORAS DO NO3 E NO2

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PROPRIEDADES OXIDANTES E REDUTORAS DO NO3 E NO2
Paulo Vidal Guanabara de Azevedo
Departamento de Química, Universidade Estadual da Paraíba, Campus I, Campina Grande – PB.
O nitrogênio é um dos elementos mais abundantes da natureza, estando presente em várias situações cotidianas, desde ao ar atmosférico a fertilidade do solo. Ele esta presentes em vários compostos encontrados na natureza, dentre eles os nitritos e nitratos frente a alguns reagentes apresentam a característica de oxidantes e redutores, dessa forma de acordo com o tipo de agente redutor e de agente oxidante eles podem assumir uma variação de estado de oxidação de -3 a +5. Dessa forma a variação é testada no seguinte experimento de acordo com os reagentes que são usados.
INTRODUÇÃO
Muitos dos compostos encontrados na natureza apresentam nitrogênio em sua constituição.2 Isto se deve pelo fato deste elemento ser o mais abundante na atmosfera terrestre com cerca de 78% sendo constituída por nitrogênio e por ter grande capacidade em fazer ligações químicas. 2 O nitrogênio assume estados de oxidação que variam de -3 a +5, se apresenta na forma de molécula diatômica N2 que tem uma tripla ligação de comprimento de 1,09 Å. 1-2 É um gás muito estável e se concentra em maior quantidade na termosfera, e nesta camada ele sofre ionização e fotolização.2 Este gás é essencial a vida, sendo necessário e estando presente nas proteínas que constituem o DNA humano. 2 Seu ciclo descreve um processo dinâmico de intercambio de nitrogênio entre a atmosfera, a matéria orgânica e compostos inorgânicos.2
Os principais compostos envolvidos no ciclo do nitrogênio são os nitratos (NO3-) e os nitritos (NO2-) que estão presentes no processo de fixação do nitrogênio no solo sendo produzido pelas bactérias Rhizobium. 1-2 Estes que são oriundos dos óxidos de nitrogênio que são comumente escritos como NOX, são produtos do processo de nitrificação e tem como subprodutos o óxido nítrico (NO) e o oxido nitroso (NO2).2 No processo de desnitrificação o nitrato é reduzido a espécies de nitrogênio.2 Estes compostos de nitrogênio assim como os demais, quando estabelecidos em certas condições de pH, podem atuar tanto como um agente oxidante quanto como um agente redutor devido a grande variação de Nox que o nitrogênio apresenta diante dos compostos que se liga.
PARTE EXPERIMENTAL
Parte 1
	Em um tubo de ensaio é colocado 1 mL de sulfato ferroso e 3 mL de ácido sulfúrico concentrado, sendo misturado. Em seguida é adicionado ao mesmo tubo de ensaio 1 mL de ácido nítrico, sendo escoado pelas paredes do tubo na proporção de 1:1. Em outro tubo de ensaio 2 mL da solução de NaNO3 é adicionado com 3 mL de hidróxido de potássio a 30%, em seguida uma pequena quantidade de zinco no estado metálico, é colocado e aquecido. Havendo a formação de um gás, sendo identificado pelo seu cheiro.
	Com o auxilio do papel filtro é realizado a pesagem de 1,54 g de Na(NO3)2;0,22 g de enxofre e 0,24 g de carvão, que são misturados com o auxilio de uma espátula em um vidro de relógio, em seguida a mistura é colocada sobre a tela de amianto e aquecido.
Parte 2
	A um tubo de ensaio é adicionado duas soluções sendo elas, 1 mL de NaNO2 com a concentração de 3M e 0,5 mL de H2SO4 a 2,18M, observando a mudança de coloração. Sendo reservada para uma posterior observação. Em outro tubo de ensaio são adicionados, 3 mL de NaNO2, 3 mL de H2SO4 que são misturados e em seguida adicionado 1 mL de Na2Cr2O7 a 1 M que em seguida é aquecido. Em um terceiro tubo de ensaio são adicionados NaNO2 a 3 M e NaI com a concentração de 1 M, em seguida é adicionado a solução 0,5 mL de H2SO4 concentrado a 2,18 M, sendo observado a reação.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
	Quando misturados no tubo de ensaio 1, os 3 mL de ácido sulfúrico reagiram de forma exotérmica com 1 mL da solução de sulfato ferroso, e quando adicionado a solução mais 1 mL de ácido nítrico se forma uma solução visivelmente heterogênea onde uma das fases visíveis é uma solução transparente e a outra fase de aspecto marrom envelhecido que é produzido pela formação de íons Fe3+ do sulfato ferro (III) como demonstrado na equação 1:
Equação 1
A partir da equação 1, é notado que o ácido nítrico reduz o estado de oxidação do íon NO3- para o NO, caracterizando uma reação de oxiredução.
	No tubo de ensaio 2 foi preparada a mistura entre 2mL de nitrato de sódio (NaNO3) e 3mL da solução de hidróxido de potássio a 30% (KOH). O produto da reação é representado pela equação 2:
Equação 2
A este tubo de ensaio foi adicionado pequenos pedaços de zinco metálico (Zn(s)) e este foi aquecido dentro de um béquer com água em um agitador. Após alguns instantes sobre aquecimento, houve a liberação do gás de hidróxido de amônio (NH4OH), cuja formação foi notada a partir do odor do gás e do desprendimento de algumas bolhas no interior da vidraria, e sua formação foi dada pelo agente redutor zinco. O novo produto obtido com a adição do zinco metálico foi o oxido com zinco e potássio como centros metálicos. Estes produtos podem ser observados a partir da equação 3:
Equação 3
Com o auxilio de papeis filtro, foram pesados 1,54g de nitrato de sódio, 0,22g de enxofre e 0,24g de carvão ativado, e cada pó foi colocado e misturado em um vidro de relógio. Em seguida a mistura sobre o vidro foi colocada sobre o bico de gás em cima do tripé de ferro com a tela de amianto e aquecido até um ponto em que sua reação ocorreu. Quando aquecida, a mistura liberou muito calor e luminosidade e acabou quebrando o vidro de relógio. Isso ocorreu por estes reagentes serem o principio básico da pólvora preta. O processo pode ser visto na equação 4:
Equação 4
	Para a segunda parte do experimento foi adicionado a um terceiro tubo de ensaio 1mL da solução de nitrato de sódio a 3M de concentração. A este tubo foi adicionado 0,5 mL de ácido sulfúrico a 2,18M de concentração molar. A reação entre as soluções é instantânea e há liberação de um gás alaranjado que ficou nas paredes do tubo de ensaio. A solução também ganha coloração azul. O gás liberado como produto da reação é o ácido nitroso, e a cor azul se devem aos íons nitrito que se dissociaram na solução. A equação 5 mostra o resultado da reação ocorrida no tubo de ensaio 3: 
Equação 5
A observação feita posterior a esta etapa do experimento detectou pouca mudança no aspecto da solução e o gás residual das paredes do tubo já tinha evaporado quase por completo.
Para o 4 tubo de ensaio foi adicionado 2mL da solução de nitrato de sódio e 2mL da solução de ácido sulfúrico. O volume foi diminuído devido a alta concentração molar dos reagentes que ofereceu riscos de acidente durante o processo da reação. A este mesmo tubo foi adicionada 1 mL da solução de dicromato de sódio (Na2Cr2O7). A coloração azul da primeira reação, com a adição do dicromato de sódio, mudou para um verde mais claro ainda tendendo para o azul, e também foi notada a formação de um precipitado preto que ficou na superfície da solução. Quando aquecido no béquer com água sobre o agitador, o precipitado preto começou a ser liberado na forma do gás alaranjado visto na reação anterior. A mudança de cor para o tom verde se deve a liberação de íons Cr3+ na solução. Os produtos da adição do dicromato de sódio são mostrados pela equação 6:
Equação 6
É notada a partir da equação 6 a mudança do Nox do nitrogênio durante a reação, que aumentou de +3 para +5, o que demonstra a redução sofrida por ele durante o processo.
E no quinto tubo de ensaio foi preparada uma solução contendo inicialmente 2mL de nitrato de sódio na mesma concentração de 3M e mais 2mL de iodeto de sódio (NaI) a concentração de 1M. Logo após preparada foi adicionada a solução 0,5mL de ácido sulfúrico na concentração de 2,18M. Instantaneamente a solução mudou sua coloração para um tom avermelhado e o gás laranja foi liberado novamente. O diferencial dessa reação foi que quando adicionado o ácido sulfúrico, o gás liberado formou pequenas paredes de precipitado no tubo de ensaio, que erampretas como o precipitado formado da equação 6. A cor avermelhada se deve ao iodo que é formado como mostra a equação 7:
Equação 7
CONCLUSÃO
	Por via experimental pode se comprovar que realmente o nitrogênio tem uma grande variação de Nox e que seus íons nitrato e nitrito conseguem se comportar tanto como agentes oxidantes como redutores dependendo dos reagentes com os quais eles são envolvidos. Todas as reações foram dentro do esperado e partindo delas foi notado que a presença desses íons pode interferir até mesmo na cor dos compostos produzidos em suas reações, e que suas características oxidantes e redutoras variam dentro do meio ácido ou básico.
REFERÊNCIAS
1.J. D. Lee. Química Inorgânica não tão concisa.Editora Edgard Blucher. Ltda.5ª. ed. 1999.
2.MARTINS, Claudia Rocha; PEREIRA, Pedro Afonso de Paula; LOPES, Wilson Araújo ;ANDRADE,Jailson B. de. Ciclos globais de Carbono, Nitrogênio e Enxofre: a importância na química da atmosfera. Química Nova na Escola, N° 5, pág. 34 - 36, Novembro 2003.