Relatorio Grupo Nitrogênio

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Fundação Universidade Federal de Mato Grosso do Sul
Centro de Ciências Exatas e Tecnologia
Engenharia Civil – Química Geral
RELATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
ALUNA: TAYNÁ RAQUEL DA SILVA SALINAS.
Campo Grande – MS
2021
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Engenharia Civil – Química Geral
RELATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
GRUPO NITROGÊNIO
ALUNA: TAYNÁ RAQUEL DA SILVA SALINAS.
Profa. Dra. Juliana Jorge
Campo Grande – MS
2021
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SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO……………………………….…………………….……….. 4
1.1 Nitrogênio……………………………………………………..….…5
1.2 Fósforo…………………………………………………………..…6
1.3 Arsênio……………………………………………………..…….7
1.4 Antimônio…………………………………………….…….…..8
1.5 Bismuto……………………………………………..……...….9
2. OBJETIVOS………………………………………….……………………...10
3. PARTE EXPERIMENTAL………………………………….…...………......10
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES……………………….……...…………...12
5. CONCLUSÃO…………................................................................................21
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS...........................................................22
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1. INTRODUÇÃO
Neste relatório vamos abordar o Grupo do Nitrogênio (Nitrogênio, Fósforo, Arsênio,
Antimônio e Bismuto). Tendo um foco em ocorrência, obtenção, propriedades químicas e
aplicações dos elementos. Mas primeiro vamos entender de forma geral esse grupo antes de
aprofundar um por um.
O nitrogênio ocorre em uma grande variedade de substâncias de interesse na área de pesquisa,
na indústria e na agricultura. Os exemplos incluem os aminoácidos, proteínas, drogas
sintéticas, fertilizantes, explosivos, solos, suprimento de água potável e corante(SKOOG,
2006).
Trata-se de um elemento pertencente ao grupo 15, no qual também estão presentes o fósforo
(P), arsênio (As), antimônio (Sb) e bismuto (Bi). Seu nome provém do grego e
significa ‘’formador de nitron’’, onde ‘’nitron’’ se refere ao nitrato de potássio, KNO3. Os
sais de amônio e os nitratos eram conhecidos desde os primeiros alquimistas, que também
prepararam o que deveria ser o ácido nítrico (RUSSEL 1994).
Dentre os seus diversos compostos, um que se destaca é a amônia, cuja produção mundial foi
de 110 milhões de toneladas em 1992. A maior parte foi produzida a partir de H2e N2 (LEE,
1999). Fritz-Haber, um químico alemão, no início do século XX, conseguiu sintetizar amônia
submetendo o ar a temperaturas e pressões apropriadas. Surgiu, então, um método viável com
o apoio de Carl Bosch, pelo qual conseguiram a produção em escala industrial. Esse método
ficou conhecido como processo Haber-Bosch e é amplamente utilizado, com pequenas
adaptações, até os dias de hoje (INDRIUNAS, 2007):
N2 + 3H2 2NH3 + calor
Em seus compostos o nitrogênio mostra todos os estados de oxidação negativos e positivos
desde -3 até +5. Na maioria destes compostos o nitrogênio compartilha elétrons com outros
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átomos. Apenas com metais fortemente eletropositivos, como lítio e sódio, o nitrogênio forma
íons nitreto, N3- (RUSSEL, 1994).
Este grupo apresenta átomos que têm cinco elétrons na camada de valência. O nitrogênio tem
energia de ionização entre eles. A estabilidade e os ângulos de ligações se tornam menores à
medida que se desce no grupo. Agora que temos algumas informações, vamos nos aprofundar
melhor.
1.1 Nitrogênio
O nitrogênio é um dos elementos indispensáveis à vida. Incapazes de assimilar nitrogênio
livre ou proveniente de compostos inorgânicos, os animais retiram-no de outros animais ou de
vegetais, estes sim capazes de assimilar compostos nitrogenados inorgânicos extraídos do
solo. O consumo do nitrogênio do solo se compensa pela adição de fertilizantes ou por
processos naturais: o nitrogênio do ar pode ser fixado por meio de descarga elétrica na
atmosfera; forma-se ácido nítrico, que é conduzido pela chuva ao solo, onde forma nitratos.
Outra forma de fixação do nitrogênio pode ser observada em dois tipos de bactérias: (1) as do
gênero Rhizobium, que se alojam nos nódulos das raízes das leguminosas e sintetizam,
com o nitrogênio do ar, compostos orgânicos nitrogenados utilizados pela planta na síntese
das proteínas; (2) as saprófitas (Azotobacter e Clostridium), que combinam o nitrogênio
atmosférico com carboidratos. Na decomposição de restos animais e vegetais, o nitrogênio
dos mesmos se transforma principalmente em amônia (amonificação), por ação das bactérias
amonificantes. A amônia formada pode ser atacada pelas bactérias nitrificantes,para produzir
nitrito. Este, sob a ação das Nitrobacter, passa a nitrato. As bactérias
desnitrificantes podem reduzir nitratos novamente a nitrogênio, que retorna à atmosfera.
Ocorrência e obtenção
Entre os elementos, o nitrogênio é o sexto em abundância no universo. Constitui cerca de
78% do volume atmosférico. Encontra-se nitrogênio livre em muitos meteoritos, nos gases de
vulcões, minas e em algumas fontes minerais, no Sol, em estrelas e nebulosas. Em
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combinação com outros elementos, ocorre nas proteínas; no salitre-do-chile (nitrato de sódio,
NaNO3), muito usado como fertilizante; na atmosfera, na chuva, no solo e no guano (adubo
natural formado a partir da decomposição dos excrementos e cadáveres de aves marinhas),
sob a forma de amônia e sais de amônio; e na água do mar, como íons de amônio (NH4+),
nitrito (NO2-) e nitrato (NO3-).
A produção comercial de nitrogênio se realiza por destilação fracionada do ar líquido,
mediante a qual se elimina o oxigênio da mistura. Esse processo é possível graças à grande
diferença entre os pontos de ebulição de ambos os elementos. Em escala reduzida, o
nitrogênio puro é obtido em laboratório por inúmeras reações de oxidação da amônia e
seus derivados ou por redução de compostos oxigenados do nitrogênio. Entre os mais
comuns, citam-se a decomposição térmica do dicromato de amônio e do nitrito de amônio.
Aplicações
Quase inerte, o nitrogênio gasoso se emprega na indústria química como solvente, como
protetor de outros produtos contra eventuais riscos de oxidação ou deterioração ou como
inibidor de possíveis combustões e explosões. Na indústria alimentícia, é utilizado em estado
gasoso para prevenir a oxidação e o aparecimento de mofo ou insetos. Em estado líquido, é
usado nos sistemas de refrigeração e como congelante seco. O baixo ponto de ebulição do
nitrogênio recomenda seu uso como agente criogênico para a maioria das substâncias
químicas e proporciona valiosos dados sobre o comportamento da matéria a baixas
temperaturas. As indústrias metalúrgica e elétrica recorrem ao nitrogênio para
prevenir a oxidação.
O caráter estável e a baixa reatividade do nitrogênio gasoso recomendam seu emprego no
fabrico de espumas de borracha e plásticos, na obtenção de aerossóis e na pressurização de
propulsores líquidos para jatos de reação. Na medicina, a substância também é largamente
aproveitada, por seu rápido congelamento, como conservante de sangue, sêmen, tecidos,
bactérias, entre outros.
1.2 Fósforo
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É um elemento de origem mineral que tem entre outras funções, extremaimportância para a
alimentação humana. É um ametal mole, semi transparente, possui brilho no escuro, daí o
termo fosforescente. Possui alta reatividade principalmente com o ar, apresentando elevada
tendência de oxidação.
Ocorrência
Em rochas na forma de fosfatos. E o 11º elemento no ranking dos mais abundantes na crosta
terrestre.
Aplicações
➢ Na fabricação de material para pirotecnia;
➢ Na fabricação de lixas de caixas de fósforos; lembrando que o palito normalmente
não contém fósforo em sua composição;
➢ Na composição de fertilizante;
➢ Fosfatos são utilizados na produção de vidros especiais;
➢ Na produção de defensivos agrícolas;
➢ Na produção de aços;
➢ No tratamento de água como agente dopante em semicondutores.
1.3 Arsênio
Seu nome deriva do latim arsenium e no grego seu nome significa pigmento amarelo devido a
sua coloração. Este é um elemento que é estudado desde a antiguidade e desde lá eram
notados seus efeitos tóxicos, irritantes e corrosivos. O químico John Jacob Berzelius foi o
pioneiro com estudos em relação aos compostos com arsênio.
Ocorrência
Conhecido desde a antiguidade, o arsênio foi a causa de muitos envenenamentos ao longo da
história; o arsênio e muitos dos seus compostos são altamente venenosos (provocam a morte
por falência múltipla dos órgãos) e cancerígenos. O chamado arsênio branco, trióxido de
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diarsênio, um pó branco e cristalino, é, na verdade, um poderoso veneno. O arsênio apresenta
três formas: alotrópicas, amarela, preta e cinza. A forma cinza metálica é a mais comum.
O arsênio está presente em cerca de 150 minerais. As principais fontes de arsênio estão
presentes nas impurezas de minérios de sulfetos e nos minerais orpimento, realgar a
arsenopirita.
Para obter o arsênio, esses minérios são aquecidos no ar, formando inicialmente, o óxido de
arsênio, que, em seguida, é reduzido por hidrogênio ou carbono a arsênio metálico.
Aplicações
Compostos de arsênio são empregados na fabricação de inseticidas agrícolas, em especial o
arseniato de cálcio e de chumbo. O arsênio também é utilizado como agente dopante em
semicondutores e é muitas vezes incluído em ligas de chumbo, promovendo seu
endurecimento.
O arsênio de gálio é usado em lasers e na indústria, a substância de arsênio é empregada como
mordentes na impressão de tecidos de algodão e como conservantes de madeira.
Os principais sintomas de envenenamento por arsênio são náuseas, vômito, diarreia, dores
musculares e pulso fraco.
1.4 Antimônio
Na condição ambiente, é sólido e o alótropo mais estável apresenta coloração metálica
branco-azulada (também sendo capaz de formar alótropos ametálicos instáveis de coloração
amarela ou escura).
Ocorrência
Na natureza é dificilmente encontrado sob forma elementar, mas como constituinte de um
grande número de minérios. O antimônio está presente na crosta terrestre em concentração
média de 1 ppm. Mas, apesar de tal baixa distribuição, está presente em centenas de minérios
já identificados. Dentre os quais, a antimonita (composta também por enxofre na forma de
sulfeto – Sb2S3), sendo também a principal fonte de obtenção desse metal.
Aplicações
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Assim como outros metais, é utilizado em ligas para que sejam atingidas determinadas
propriedades físicas. Além de ser adicionado (sob formas variadas de compostos) a cerâmicas
e esmaltes para aumento de resistência pirofórica, na borracha para o processo de
vulcanização e na fabricação de fogos de artifício.
Também apresenta funcionalidade na produção de baterias e acumuladores, revestimento de
cabos, almofadas, vidros e semicondutores (para a construção de diodos).
1.5 Bismuto
Os primeiros registros do bismuto datam da idade média, mas não como um elemento e sim
como uma substância. No século XVI, Georgius Agrícola o nomeou de “bisemutum”, mas
sendo identificado definitivamente por Claude Geoffroy Junine em 1753. E sendo confundido
durante anos com o chumbo e o estanho, devido à semelhança física entre eles. O bismuto é
um elemento químico pouco abundante e caro.
Ocorrência
Encontra-se em estado livre em várias regiões do mundo como América e Ásia, sendo o
Brasil pouco presente na área de produção e extração do bismuto, sendo encontrado na crosta
terrestre e na forma de minerais como a bismutinita e a bismita. E também pode ser extraído
no subproduto do processamento de minerais como o ouro, cobre e estanho. O bismuto pode
reagir com outros elementos formando sulfetos como a bismutinita, bismutita e a bismita.
Aplicações
Possui pouca condutibilidade elétrica e térmica, sendo usado juntamente com ligas metálicas
para soldas, e também empregadas na metalurgia do ferro e do chumbo. São usados como
componentes de produtos médicos, terapêuticos e produtos cosméticos, mas também podem
ser usados para dar brilho ao esmalte, na produção de ferros maleáveis, ímãs permanentes
fortes formados da liga de bismuto, e em usinas nucleares como suporte para o combustível
(U-235 U-233), temos ainda o cristal produzido em laboratório que é praticamente puro, mas
adquire um aspecto peculiar quando exposto ao meio ambiente, surgindo uma leve camada de
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oxidação, que posteriormente é vendido aos aficionados, ainda possuindo este elemento
outras várias aplicações.
2. OBJETIVO
Estudar as propriedades e características do nitrogênio e seus compostos, por meio de preparação do
nitrogênio e da amônia, caráter oxidante e redutor dos ácidos nítrico e nitroso e decomposição de sais
de amônio.
Já os objetivos em relação às práticas é confirmar a identificação da amônia através das soluções de
níquel (II) e cobre (II), verificar a propriedade redutora da mesma, perceber a formação de amônia
através da decomposição térmica de sais de amônio, redução em meio alcalino com zinco e de nitratos
de sólidos com ácido sulfúrico concentrado.
3. PARTE EXPERIMENTAL
Experimento 1
Misturar partes iguais de soluções de cloreto de amônio e nitrito de sódio. Dividir o volume
final em duas alíquotas. Em uma delas adicionar 5 gotas de ácido acético diluído e a outra
usar como referência, observando por 10 minutos.
Experimento 2
Aquecer, separadamente em um tubo de ensaio seco, uma espátula de carbonato, cloreto e
sulfato de amônia.
Experimento 3
A uma solução de sulfato de zinco adicionar uma solução de hidróxido de amônia, gota à
gota, agitando moderadamente até o desaparecimento do precipitado formado. Repetir o
processo com sulfato de níquel (II) e sulfato de cobre (II).
Experimento 4
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Preparar uma solução de suspensão de hidróxido de cobre utilizando soluções de sulfato de
cobre e hidróxido de sódio 1,0 mol L -1. Dividir em duas partes a suspensão obtida. Adicionar
à primeira uma pequena quantidade de sulfato de hidrazina e à segunda, cloreto de
hidroxilamônio. Verificar se tais misturas apresentam reação alcalina. Se sim, acrescentar um
pouco mais dos respectivos sais sólidos.
CuSO4(aq) + 2 Na(OH)(aq) ——› CuOH2(s) + 2 Na+(aq) + SO42-(aq)
2 CuOH2(s) + N2H4.H2SO4(s) ——› 2 Cu(s) + N2(g) + 4 H2O + H2SO4(aq)
CuOH2(s) + [NH3OH]Cl ——› CuO + NH2OH + 3 H2O + HCl
Experimento 5
Pegar dois tubos de ensaio e adicionar uma ponta de espátula de nitrito de sódio em cada um.
Para um deles, verter ácido sulfúrico concentrado e para outro, ácido clorídrico concentrado.
Experimento 6
Verter soluçãode iodeto de potássio sob alguns mL de solução de nitrito de sódio diluído.
Acidificar com ácido acético diluído.
Experimento 7
Diluir com 5 mL duas gotas de solução de nitrito de sódio. Adicione à solução resultante
algumas gotas de solução de sulfato de ferro (II) e acidificar com ácido acético diluído.
Experimento 8
Em um tubo de ensaio, verter ácido nítrico concentrado sobre raspas de cobre. Em caso de
ausência de reação, acrescentar alguns cristais de nitrito de sódio. Observar
Experimento 9
Em um tubo de ensaio, verter cerca de 20 gotas de ácido nítrico 2 mol L-1 sobre dos grânulos
de zinco. Aquecer suavemente. Agitar por pelo menos 1 minuto. Decantar o sobrenadante
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contendo 3 pastilhas de NaOH e aquecer cuidadosamente pois a solução é violenta. Após,
testar o gás.
Experimento 10
A uma porção de solução de nitrito de sódio acrescentar uma pequena quantidade de uréia
sólida e acidular a mistura com HCl 6 mol L-1 .(4 gotas)
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Experimento 1
No primeiro experimento devemos misturar em partes iguais de volume cloreto de amônio e
nitrito de sódio, colocaremos a solução em 2 recipientes onde em um será adicionado 5 gotas
de ácido acético diluído e a outra será o padrão de referência.
[NH4]Cl(aq) + NaNO2(aq) ——› [NH4]NO2(aq) + NaCl(aq)
[NH4]NO2(aq) ——› N2 + 2 H2O
Pelo mecanismo de reação proposto na apostila a adição de ácido acético deve ser um
catalisador onde fará a decomposição do nitrito de amônio em gás nitrogênio e
água.
Os números de oxidação do Nitrogênio nos compostos são:
● -3 nos amônio (NH4)
● +3 nos nitrito (NO2)
● 0 no gás nitrogênio N2
Experimento 2
Iremos aquecer em tubos de ensaio diferentes secos, os seguintes compostos:
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● Carbonato de amônio [NH4]2CO3(s)
● Cloreto de amônio [NH4]Cl(s)
● Sulfeto de amônio [NH4]2SO4(s)
Sendo indicados na apostila como possíveis, os seguintes mecanismos de cada reação.
● [NH4]2SO4(s) NH3(g) + H2SO4(l)
● [NH4]Cl(s) NH3(g) + HCl(g)
● [NH4]2CO3(s) NH3(g) + CO2(g) + H2O
Iremos utilizar o papel indicador e a prova do olfato para verificar se as reações ocorreram,
pois o gás amônia é básico e possui um odor bem característico e de fácil percepção.
Essas reações podem ser classificadas como de decomposição, onde uma molécula se
decompõe em outras. Um frasco que contenha carbonato de amônio aberto exala o odor de
amônia, deve ser porque a energia de ativação para que a decomposição da molécula de
carbonato de amônio se decomponha seja baixa.
Experimento 3
Esse experimento é onde adicionaremos gota a gota hidróxido de amônio e sulfato de zinco,
sulfato de níquel e sulfato de cobre, em frascos separados, onde será formado inicialmente um
precipitado e deverá ser adicionado mais hidróxido de amônio até o desaparecimento
completo desse precipitado.
Essa reação é descrita de forma geral na apostila como:
MSO4(aq) + 2 NH4OH(aq) ——› M(OH)2(s) + 2 NH4+(aq) + SO42-(aq)
M(OH)2(s) + 4 NH4OH ——› M(NH3)42+(aq) + 2 OH-(aq) + 4 H2O
Onde M representa o cátion de zinco, níquel e cobre.
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A primeira reação que leva a formação de um precipitado é de dupla troca, onde o hidróxido
se liga ao cátion.
A segunda parte que leva à solubilização do sólido é a complexação, já que forma um
complexo. Esperasse a formação de uma solução de cor azulada.A estrutura da molécula de
amônia é piramidal de base triangular, e pela sua geometria a sua polaridade pode ser que seja
a sua propriedade complexante.
Estrutura de Lewis da amônia.
Experimento 4
Prepararemos uma suspensão de hidróxido de cobre utilizando soluções de sulfato de cobre e
hidróxido de sódio 1 molar.
Dividiremos em 2 porções:
Na primeira adicionaremos sulfato de hidrazina;
Na segunda adicionaremos cloreto de hidroxilamônio;
Verificaremos se as soluções estão alcalinas, se estiverem iremos adicionar mais dos sólidos.
Mecanismo proposto na apostila para a reação:
CuSO4(aq) + 2 NaOH(aq) ——› Cu(OH)2(s) + 2 Na+(aq) + SO42-(aq)
2 Cu(OH)2(s) + N2H4·H2SO4(s) ——› 2 Cu(s) + N2(g) + 4 H2O + H2SO4(aq)
Cu(OH)2(s) + [NH3OH]Cl ——› CuO+ NH2OH + 3 H2O + HCl
Essa é uma reação de oxi-redução.
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A propriedade da hidrazina é de agente redutor, já a da hidroxilamina é de agente oxidante.
Número de oxidação do cobre:
● +3 em CuO+;
● +2 em CuSO4 e Cu(OH);
● 0 em Cu(s).
Número de oxidação do Nitrogênio:
● -2 em N2H4·H2SO4 e [NH3OH]Cl;
● -1 em NH2OH;
● 0 em N2.
Experimento 5
Adicionaremos uma ponta de espátula de nitrito de sódio em 2 tubos de ensaio, depois em um
adicionaremos ácido sulfúrico concentrado, no outro adicionamos ácido clorídrico
concentrado.
Mecanismos da apostila para a reação:
● 2 NaNO2(s) + H2SO4(conc) ——› 2 HNO2(l) + 2 NaHSO4(s)
● NaNO2(a) + HCl(conc) ——› HNO2(l) + NaCl(s)
● 2 HNO2(l) → N2O3(g) + H2O(l)
● N2O3(g) ——› NO(g) + NO2(g)
● 2 NO(g) + O2(g) ——› 2 NO2(g)
Número de oxidação do Nitrogênio:
● +3 em NaNO2, NaNO2, NO2, HNO2 e N2O3;
● +2 em NO;
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Estruturas de Lewis para as moléculas nitrogenadas:
Estrutura ácido nítrico
Contribuintes de ressonância do N2O3
Óxido de nitrogênio
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Dióxido de Nitrogênio, contribuintes de ressonância
Experimento 6
Despejamos uma solução de iodeto de potássio sobre um pouco de nitrito de sódio diluído e
adicionaremos ácido acético diluído.
Descrito na apostila como:
● 2 KI(aq) + 2 NaNO2(aq) + 2 H+(aq) ——› I2(s) + 2 NO(g) + 2 H2O
● 2 NO(g) + O2(g) ——› 2 NO2(g)
● 2 NO2(g) ‹=› N2O4(g)
O primeiro gás formado é o Óxido de nitrogênio. Esse gás se torna marrom através da
redução.
As semi-reações estão descritas nas imagens abaixo:
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Semi-reação em meio ácido
Semi-reação em meio ácido
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Semi-reação em meio ácido
Semi-reação em meio ácido
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Número de oxidação do Nitrogênio:
● +3 em NaNO2, NO2, N2O4
● +2 em NO
Experimento 7
Iremos diluir 2 gotas de nitrito sólido em 5ml de água; adicionaremos algumas gotas de
sulfato de ferro e ácido acético diluído.
Temos a seguinte sugestão de mecanismo na apostila;
● NO2- + CH3CO2H ——› HNO2 + CH3CO2-
● 3 HNO2 ——› H2O + HNO3 + 2 NO
● Fe2+ + SO42- + NO ——› [Fe,NO]SO4
Estrutura da Uréia com os números de oxidação dos elementos indicados:
Estrutura da ureia e os NOXs dos elementos
Experimento 9
Gotejar 20 gotas de ácido nítrico 2 molar sobre 2 grânulos de zinco em um tubo de ensaio,
aquecermos a solução suavemente e agitamos. Os corpúsculos que estiverem flutuando
transferirem para outro tubo de ensaio que contém 3 pastilhas de Hidróxido de Sódio, e
aquecemos novamente,é recomendado cautela por ser uma reação violenta e testamos o vapor
com papel indicador e prova do olfato, para verificar se houve a liberação de amônia.
A reação esperada é descrita por:
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4 Zn(s) + NO3-(aq) + 7 OH-(aq) + 6 H2O 4 [Zn(OH)4]2-(aq) + NH3(g)
Experimento 10
A uma solução de nitrito de sódio acrescentaremos uma pequena quantidade de ureia sólida e
acidulados com 4 gotas ácido clorídrico a 6 molar.
● NaNO2(aq) + HCl(aq) ——› HNO2(aq) + NaCl(aq)
● (NH2)2CO(s) + 2 HNO2(aq) ——› CO2(g) + 2 N2(g) + 3 H2O(aq)
Como resultado é esperado a liberação de dois gases o dióxido de carbono e o nitrogênio.
5. CONCLUSÃO
Considerando que o nitrogênio apresenta diferentes propriedades, dependendo do seu estado
de oxidação e, portanto apresenta características distintas dos outros elementos constituintes
do grupo 15.
Tal fato pode ser comprovado, experimentalmente, como o que é encontrado na literatura a
respeito das propriedades gerais deste elemento: um gás incolor, insípido e que adquire
aspecto fumegante à medida que se formam compostos de NH3. Pode-se concluir ainda, que
os compostos de NH4+, apresentam diferentes características dependendo do meio em que se
encontram, ora comportando-se como ácidos, ora como bases.
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6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS.
● ATKINS, Peter William; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida
moderna e o meio ambiente. 5. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
● LEE, J.D. - Química Inorgânica, não tão concisa. Tradução da 4º Edição Inglesa, Ed.Edgard
Blucher Ltda., São Paulo, 1996.
● RUSSEL, J. B.; Química Geral, Vol. 2; São Paulo: Editora Pearson – 1994.
● SKOOG,D.A. ; et. Al: Fundamentos da Química Analítica ; Tradução da 8ª edição
norte-americana- São Paulo :Cengage Learning, 2006.
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