RELATÓRIO 5

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS-UFAM
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS - ICE
Departamento de Química-DQ
Relatório de Inorgânica Experimental
Nitrogênio e seus compostos 
Maysa Inácio- 21554034
 
Manaus/AM
Setembro/2017
 
Sumário
1.	INTRODUÇÃO	3
2.	OBJETIVOS	3
3.	MATERIAIS E REAGENTES	3
4.	PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL	4
4.1: Compostos de nitrogênio	4
4.2 A : Amônia –preparação e propriedades estado de oxidação (-3)	4
4.3 B: Sais de amônio: hidrólise e decomposição	4
4.4: O poder oxidante relativo do ácido nítrico e nitratos	4
4.5: Redução do acido nítrico com metais	4
4.6 : Ácido nitroso como oxidante e redutor	5
5.RESULTADOS E DISCUSSÃO	5
4.1 : Compostos de nitrogênio	5
4.2 A : Amônia –preparação e propriedades estado de oxidação (-3)	5
4.3 B: Sais de amônio: hidrólise e decomposição	6
4.4: O poder oxidante relativo do ácido nítrico e nitratos	6
4,5: Redução do acido nítrico com metais	6
4.6 : Ácido nitroso como oxidante e redutor	6
6.	PÓS LABORATÓRIO	7
7.	CONCLUSÃO	8
8.	REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	8
1. INTRODUÇÃO
Todos os elementos deste grupo possuem cinco elétrons na camada d valência. O estado de oxidação máxima de todos os elementos do grupo 15 ao qual o nitrogênio faz parte é cinco ,situação na qual utilizam os cinco elétrons para formar ligações(J.D.Lee,2003).
O nitrogênio encontra-se facilmente disponível como dinitrogênio,N2 , uma vez que ele constitui 78% em massa da atmosfera ,sendi obtido a partir dela em grande escala pela destilação do ar líquido .O nitrogênio líquido é uma forma muito conveniente de estocar e manusear o N2 no laboratório.(Atkins & Shriver,2009).
O nitrogênio é um constituinte essencial de proteínas e aminoácidos(a composição média de uma proteína é C=50% ,O=25%, N=17%,H=7%,S=0,5%,P=0,5% em peso).Nitratos e outros compostos de nitrogênio são muito utilizados como fertilizantes e em explosivos. Nos últimos 50 anos essas fontes naturais foram substituídas pelo NH3 e NH4NO3 ,obtidos pelas gigantescas industrias de amônia e nitratos sintéticos(J.D.Lee,2003).
2. OBJETIVOS 
· Preparar nitrogênio e verificar suas propriedades
· Preparar e identificar amônia através de suas propriedades
· Analisar a hidrolise/decomposição térmica de diferentes sais de amônio
· Verificar propriedades do ácido nítrico 
3. MATERIAIS E REAGENTES
	
Para a realização deste experimento, serão utilizados os seguintes materiais: 
8
1. 
8
2. Tubos de ensaio
3. Estante de tubos de ensaio
4. Espátula
5. Pipeta graduada
6. Vidro de relógio
7. Papel de filtro
8. Bico de Bunsen 
9. Papel indicador
10. Ferro em pó e cobre 
11. Solução saturada de NH4Cl
12. NH4Cl(s)
13. (NH4)2Cr2O7
14. Indicador fenolftaleína
15. Acido nítrico concentrado e diluído 
16. Solução de KOH 
17. Ácido nítrico 0,5 mol.L-1
18. Solução de nitrato de potássio 
19. Solução de iodeto de potássio 
20. Solução de nitrito de potássio 
21. Água destilada 
22. Solução de permanganato de potássio 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1: Compostos de nitrogênio 
4.2 A : Amônia –preparação e propriedades estado de oxidação (-3)
A. Numerou-se o tubo de ensaio (1) , com auxilio de uma espátula colocou-se uma pequena quantidade de NH4Cl e com a ajuda de uma pipeta graduada adicionou-se 1ml de solução de KOH 1 mol L-1 . Aqueceu-se na chama do bico de Bunsen o tubo de ensaio (utilizou-se uma garra metálica durante esse processo) e sentiu-se o odor do gás que se desprende ,umedecendo um pedaço de papel de filtro com água destilada e posicionou-se no vidro de relógio , aproximando-o o tubo de ensaio, depois umedeceu-se o papel indicador e mediu-se o pH do gás que desprendia.
 4.3 B: Sais de amônio: hidrólise e decomposição 
A. Numerou-se tubos de ensaio de (2 a 4), no tubo 2 adicionou-se uma pequena quantidade de NH4Cl e adicionou-se 5ml de água destilada. No tubo 3 adicionou-se uma pequena quantidade de NH4Cl,No tubo 4 adicionou-se uma pequena quantidade de (NH4)2Cr2O7 , os dois últimos tubos foram aquecidos na chama do bico de Bunsen e sentiu-se o odor do gás que se desprende.
4.4: O poder oxidante relativo do ácido nítrico e nitratos 
B. Estudou-se o poder oxidante relativo do ácido nítrico concentrado e o nitrato de potássio em diferentes concentrações ,usou-se como indicador uma solução de iodeto de potássio.
4.5: Redução do acido nítrico com metais 
C. Colocou-se uma pequena quantidade de cobre em pó em dois tubos de ensaios e adicionou-se 1ml de ácido nítrico concentrada , no outro tudo ácido nítrico diluído.
D. Colocou-se uma pequena quantidade de ferro em pó em dois tubos de ensaios e adicionou-se 1ml de ácido nítrico concentrada , no outro tudo ácido nítrico diluído.
4.6 : Ácido nitroso como oxidante e redutor 
A. Comprovou-se o poder oxidante do ácido nitroso ,adicionando uma solução de nitrito de sódio algumas gotas de ácido acético diluído a uma solução de iodeto de potássio.
B. Comprovou-se o poder redutor do ácido nitroso ,adicionando uma solução de nitrito de sódio algumas gotas de ácido acético diluído a uma solução de permanganato de potássio.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
4.1: Compostos de nitrogênio 
4.2 A : Amônia –preparação e propriedades estado de oxidação (-3) 4.3 B: Sais de amônio: hidrólise e decomposição 
	Soluções e reagentes
	Observação
	Tubo(1) 1ml de KOH + uma ponta de espátula de NH4Cl
	Ao aquecermos na chama do bico de Bunsen, o gás que se desprende durante a reação é o amoníaco a equação que descreve esse comportamento : KOH(l) + NH4CL (s) → KCL(s) + H2O(l) + NH3(g) a leitura do papel indicador foi pH=10
	Tubo(2) 5ml de H2O + uma ponta de espátula de NH4Cl
	Após agitação do tubo verificou-se o pH=6 
Reação característica 𝑁𝐻4𝐶𝑙+𝐻2𝑂→𝐻𝐶𝑙+𝑁𝐻4𝑂𝐻
	Tubo(3) uma ponta de espátula de NH4Cl 
	Ao aquecer na chama do bico de Bunsen, houve uma decomposição térmica ao qual o gás amônio de desprende liberando o odor característico. 
𝑁𝐻4𝐶𝑙 ∆→ 𝑁𝐻3+𝐻𝐶𝑙
	Tubo(4) uma ponta de espátula de (NH4)2Cr2O7
	Ao aquecer na chama do bico de Bunsen a coloração era na cor laranja e depois disso houve uma reação extremamente exotérmica e houve uma mudança na coloração esverdeada. O odor sentido foi o amoníaco.
(𝑁𝐻4)2𝐶𝑟2𝑂7 ∆→ 4𝑁𝐻3+2𝐻2𝑂+2𝐶𝑟2𝑂3+3𝑂2
Alguns exemplos de reação ácido-base (bronsted/lewis) 
C2H3OH + NH3↔C2H3O + NH4+
CH3CH2OH + CH3NH2↔ CH3CH2O- + CH3NH3 
NH3+H20↔NH4+ HO-
4.4: O poder oxidante relativo do ácido nítrico e nitratos 
	Soluções e reagentes 
	Observação 
	1.1 tubo de ensaio com 1ml ácido nítrico concentrado 0,5 mol L-1 + Iodeto de potássio 
	Nessa reação o iodeto de potássio atua como indicador, após a reação houve a formação de precipitado e a coloração de incolor para marrom. Reação característica:
2𝐾𝐼+4𝐻𝑁𝑂3→𝐼2+2𝑁𝑂2+2𝐾𝑁𝑂3+2𝐻2𝑂
	1.2 tubo de ensaio com 1ml nitrito de potássio 0,5 mol L-1 +Iodeto de potássio 
	Nessa reação o iodeto de potássio atua como indicador, após a reação a coloração ficou amarelada.
4,5: Redução do acido nítrico com metais 
	Reagente e produtos
	Observação
	1.1 Cu +HNO3 concentrado 
	Houve uma mudança violenta na coloração ficou na cor azul 
	1.2 Cu+ HNO3 diluído 
	Houve mudança na coloração roxo, entre a suspensão a coloração ficou azul claro 
	1.3 Fe + HNO3 concentrado
	Houve uma reação exotérmica, houve alteração na temperatura.
	1.4 Fe + HNO3 diluído 
	Houve a formação de bolhas na superfície ,desprendimento. Na superfície amarelada e o fundo cinza escuro.
 As reações frente aos metais de transição ocorrem assim
Para o cobre: 𝐶𝑢+𝐻𝑁𝑂3→𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2+𝐻2
Para o ferro: 2𝐹𝑒+6𝐻𝑁𝑂3→2𝐹𝑒(𝑁𝑂3)3+3𝐻2
4.6 : Ácido nitroso como oxidante e redutor 
	Solução 
	Observação 
	Tubo 1 com 1ml de nítrico de sódio + acido acético+ iodeto de potássio 
	Coloração inicialmente era incolor houve um pouca formação de precipitado e formação de corpo de fundo ao fim ficou meio amarelado . Reação que está acontecendo: 𝑁𝑎𝑁𝑂2+𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻→𝐻𝑁𝑂2+𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−𝑁𝑎+
	Tubo 2 com 1ml de nitrito de sódio + ácido acético + permanganato de potássio 
	Coloração roxa, depois a coloraçãoficou na coloração castanha. 
𝑁𝑎𝑁𝑂2+𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻→𝐻𝑁𝑂2+𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−𝑁𝑎+
6. PÓS LABORATÓRIO 
A. A obtenção do nitrogênio é descrita por essa equação NaNO2 + NH4Cl → NaCl + N2(g) + 2H2O
B. O processo de Haber é uma reação entre o nitrogênio e o hidrogênio para produzir amoníaco. Esta reação é catalisada com o ferro, sob as condições de 200 atmosferas de pressão e uma temperatura de 450ºC.:
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)+ energia
O catalisador não afeta o equilíbrio, porém acelera a velocidade da reação para atingir o equilíbrio. A adição de catalisador permite que o processo se desenvolva favoravelmente em temperaturas mais baixas. No início, para a reação Haber-Bosch , usava-se o ósmio e urânio como catalisadores. Atualmente utiliza-se de maneira extensiva o ferro.
C. O cloreto de amônio, assim como os outros sais de amônio, sofrem decomposição ao serem aquecidos. Desta forma temos a reação de decomposição: 
 NH4Cl(s)->NH3(g)+HCl(g) 
Perceba que nesta reação são liberados dois gases, a amônia (NH3) e o cloreto de hidrogênio (HCl). Ambos os gases liberados reagem com a água, no caso da amônia forma-se o hidróxido de amônio (NH4OH) e no caso do cloreto de hidrogênio será formado o ácido clorídrico. Deste modo ao entrarem em contato com a fita de papel indicador serão formados uma base e um ácido que reagirão entre si e voltarão a formar o cloreto de amônio, originalmente contido como sólido no frasco. 
Como o cloreto de amônio é um sal derivado de uma base fraca e de um ácido forte o indicador deverá tender para a coloração que indica que o meio está ácido. .
5. CONCLUSÃO
Foi possível notar o caráter estável do nitrogênio e a sua baixa reatividade. Percebeu-se o caráter fortemente básico da amônia que faz dela um excelente doador de elétrons que forma sais de amônio [NH4] +. Observou-se que o nitrogênio reage com diversos elementos e muitas moléculas geralmente estáveis.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
· ATKINS, Peter. JONES, L. Química Inorgânica. 4ª Edição – Editora Bookman, 2008, Porto alegre – Brasil.
· LEE, John David. Química Inorgânica não tão concisa. 5. ed. São Paulo: Edgard Blucher, 2003.