RELATORIO10

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃOCAMPUS SÃO LUIS - MONTE CASTELODESU – DEPARTAMENTO DE ENSINO SUPERIORDAQ – DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICACURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA

Química Inorgânica Experimental

Experimento X

Propriedades Oxidantes e Redutoras do NO3ˉ e NO2

ˉ

Realizado em 25 de novembro de 2010

Professor: Hilton Rangel

Aluno: Francisco Flávio P. de Sousa

Código: LQ0921018-21

São Luis - MA2010


1. OBJETIVO

Verificar as propriedades oxidantes e redutoras dos NO3- e NO2

- frente a diferentes reagentes.


2. INTRODUÇÃO

Do grego nitron genes (formador de nitro, nome que era comum para o nitrato de potássio). Compostos de nitrogênio são usados desde a Idade Média. Os alquimistas já conheciam o ácido nítrico. Nitrato de sódio ou de potássio (salitre) é ingrediente de pólvora e um dos primeiros fertilizantes agrícolas. Foi descoberto pelo químico e físico escocês Daniel Rutherford em 1772. Ele removeu o oxigênio e o dióxido de carbono do ar e verificou que, no gás residual, não havia combustão ou vida.

O nitrogênio gasoso N2 representa 78,084% da atmosfera terrestre em volume e 75,5% em peso. É detectado em estrelas, em espaços interestelares, em atmosferas de planetas e outros astros (é principal componente da atmosfera de Titã, o maior satélite de Saturno). Nitrogênio é encontrado em todos os organismos vivos.

A destilação fracionada do ar liquefeito é o processo básico. É normalmente subproduto da produção de oxigênio para fins industriais e medicinais.

Lavoisier chamou o nitrogênio de azoto, que significa sem vida. Entretanto, compostos de nitrogênio são encontrados em alimentos, fertilizantes, venenos, explosivos. O gás é incolor, inodoro e geralmente considerado inerte. O líquido também é inodoro e incolor, parecido com a água. Em condições normais, é um gás de molécula diatômica (N2).

Por ser elemento natural da atmosfera, o nitrogênio gasoso não é, em princípio, nocivo. Mas a concentração acidental em ambientes reduz o teor de oxigênio, podendo provocar asfixia e morte. Se respirado em pressões acima de 3 bar (mergulho abaixo de 30 metros, por exemplo), tem efeito anestésico, podendo provocar a narcose de nitrogênio. Há também a dissolução no sangue e a descompressão rápida pode ser fatal devido à formação de bolhas. Nitrogênio líquido é substância criogênica e o contato com a pele pode causar graves queimaduras.

O ciclo do nitrogênio é um dos processos mais importantes para os seres vivos. Embora o gás seja relativamente inerte, bactérias no solo são capazes de fixar o nitrogênio na forma de fertilizantes para as plantas. Animais que as comem, incorporam o nitrogênio como componente de proteínas. O ciclo se completa quando outras bactérias convertem os compostos de nitrogênio usados em gás.

Nitrato de sódio (NaNO3) e nitrato de potássio (KNO3) são formados pela decomposição de matéria orgânica com sais desses metais. Outros compostos inorgânicos comuns são, por exemplo, ácido nítrico (HNO3), amônia (NH3), óxidos (NO, NO2, etc.), cianetos (CN-), etc.

Com o hidrogênio forma o amoníaco (NH3) e a hidrazina (N2H4). O amoníaco líquido - anfótero como a água - atua como uma base em solução aquosa formando íons amônio (NH4

+). O mesmo amoníaco comporta-se como um ácido em ausência de água, cedendo um próton a uma base, dando lugar ao ânion amida (NH2

-). Também se conhece largas cadeias e compostos cíclicos de nitrogênio, porém, são muito instáveis.


Com o oxigênio forma vários óxidos como o óxido nitroso (N2O) ou gás hilariante, o óxido nítrico (NO) e o dióxido de nitrogênio (NO2), estes dois últimos são representados genericamente por NOx e são produtos de processos de combustão, contribuindo para o aparecimento de contaminantes (smog fotoquímico). Outros óxidos são o trióxido de dinitrogênio (N2O3) e o pentóxido de dinitrogênio (N2O5), ambos muito instáveis e explosivos, cujos respectivos ácidos são o ácido nitroso (HNO2) e o ácido nítrico (HNO3) que, por sua vez, formam os sais nitritos (NO2

-) e nitratos (NO3-).


3. MATERIAL E REAGENTES UTILIZADOS

3.1 MATERIAISBalança; Bico de Bunsen; Espátulas; Papel de filtro; Pinça de madeira; Pipetas; Tela de amianto; Tripé de ferro; Tubos de ensaio;Vidro de relógio;

3.2 REAGENTESSolução de Na2Cr2O7, 1 mol/L;Solução de KOH, 30%;Solução de H2SO4, 2,18 mol/L;Solução de FeSO4;Nitrato de potássio em pó;Enxofre em pó;Carvão em pó;Ácido sulfúrico concentrado;Ácido nítrico;Solução de KI, 1 mol/L;Solução de NaNO2, 3 mol/L;Zinco Metálico;Solução de KNO3, 1 mol/L.


4. TÉCNICA EMPREGADA

4.1 Preparo da solução de H2SO4, 2,18 mol/L:

Pureza do H2SO4: 96,5%; densidade: 1,84.

1 mol de H2SO4 ------------- 98 g ------------ 1000 mL.

2,18 mol de H2SO4 -------- x.0,965 ---------- 10 mL.

x = 2,18.98.10 mL 1.0,965.1000 mL

x = 2,2138 g de H2SO4 (esta foi a massa de H2SO4 usada na solução).

d = m → v = m → v = 2,2138 v d 1,84

v =Z 1,2031 mL de H2SO4 (este foi o volume de H2SO4 utilizado na solução)

4.2 Preparo da solução de KOH, 30%:

Pureza do KOH: 99%.

30 g de KOH ------------ 100 mL.

x.0,99 de KOH ---------- 10 mL.

x = 30 g .10 mL 0,99.100 mL

x = 3,0303 g de KOH (esta foi a massa de KOH usada na solução).

4.3 Preparo da solução de K2Cr2O7, 1 mol/L:

Pureza do H2SO4: 99%.

1 mol de K2Cr2O7 ------------- 294,18 g ------------ 1000 mL.

1 mol de K2Cr2O7 ------------- x.0,99 ---------------- 10 mL.

x = 1.294,18.10 mL 1.0,99.1000 mL


x = 2,9715 g de K2Cr2O7 (esta foi a massa de K2Cr2O7 usada na solução).

4.4 Preparo da solução de KI, 1 mol/L:

Pureza do KI: 97%.

1 mol de KI ------------- 166 g ------------ 1000 mL.

1 mol de KI -------------- x.0,97 ----------- 10 mL.

x = 1.166,18.10 mL 1.0,97.1000 mL

x = 1,7131 g de KI (esta foi a massa de KI usada na solução).

4.5 Preparo da solução de NaNO2, 3 mol/L:

Pureza do NaNO2: 99%.

1 mol de NaNO2 ------------- 69 g ------------ 1000 mL.

3 mol de NaNO2 ------------- x.0,99 ---------- 10 mL.

x = 3.69.10 mL 1.0,99.1000 mL

x = 2,0909 g de NaNO2 (esta foi a massa de NaNO2 usada na solução).

4.6 Preparo da solução de KNO3, 1 mol/L:

Pureza do KNO3: 99%.

1 mol de KNO3 ------------- 101,1 g ------------ 1000 mL.

1 mol de KNO3 ------------- x.0,99 -------------- 10 mL.

x = 1.101,1.10 mL 1.0,99.1000 mL

x = 1,0212 g de KNO3 (esta foi a massa de KNO3 usada na solução).


4.7 Procedimento:

Parte I:

1. Colocou-se 1 mL da solução de sulfato ferroso e 3 mL de ácido sulfúrico concentrado, em um tubo de ensaio. Adicionou-se cuidadosamente à mistura, deixando escorrer pelas paredes do tubo de ensaio, 1 mL de ácido nítrico 1:1.;

2. Em outro tubo de ensaio adicionou-se 2 mL de solução de KNO3 e 3mL de solução de hidróxido de potássio, 30%. Adicionou-se à solução uma pequena quantidade de zinco metálico e aqueceu-a. Identificou-se o gás formado pelo cheiro;

3. Pesou-se num papel de filtro 0,51g de KNO3, 0,07g de enxofre e 0,08g de carvão. Misturou-se cuidadosamente com o auxílio de uma espátula, os reagentes sobre o vidro de relógio. Deitou-se a mistura sobre a tela de amianto e aqueceu-se.

Parte II:

1. Em um tubo de ensaio, colocou-se 1 mL da solução de NaNO2, 3 mol/L. Adicionou-se ao tubo de ensaio 0,5 mL de H2SO4, 2,18 mol/L. observou-se a coloração da solução e reservou-se o tubo de ensaio para posterior observação;

2. Em outro tubo de ensaio juntou-se 3 mL de NaNO2 e 3 mL de H2SO4, 2,18 mol/L. Adicionou-se a mistura 1mL da solução de Na2Cr2O7, 1 mol/L, e aqueceu-se; 3. Em um terceiro tubo de ensaio adicionou-se 2 mL de NaNO2, 3 mol/L, e KI, 1 mol/L. Adicionou-se à solução 0,5 mL de H2SO4, 2,18 mol/L, e observou-se.


5. RESULTADOS E DISCUSSÕES:

5.1 Resultado do item 4.7:

Parte I:

Nesta primeira etapa, após colocar-se, em um tubo de ensaio, 1 mL da solução de sulfato ferroso juntamente com 3 mL de ácido sulfúrico concentrado, e misturar-se a solução, verificou-se que houve a formação de duas fases líquidas, sendo: uma de aspecto oleoso e outra límpida como a água. A reação foi exotérmica, pois esquentou bastante. Em seguida, adicionou-se 1 mL de ácido nítrico, HNO3, na solução preparada acima.

Ao se adicionar o ácido nítrico o íon NO3ˉ é reduzido para o íon NO3. Ao mesmo tempo os íons ferrosos são substituídos por íons férricos (Fe+3), que têm coloração marrom-alaranjado. Este é um exemplo de reação de oxi-redução ou redox. A equação abaixo ilustra a reação ocorrida:

6FeSO4 + 3H2SO4 + 2HNO3 → 3Fe2(SO4)3 + 4H2O + 2NO

No outro tubo de ensaio, onde se colocou 2 mL de KNO3 e, em seguida adicionou-se 3 mL da solução de hidróxido de potássio, 30%, após agitar o sistema, verificou-se que houve a formação de uma suspensão, posteriormente, quando se adicionou uma pequena quantidade de zinco metálico e aqueceu-se o tubo com a mistura, observou-se uma reação com liberação de gás. Ao aquecer o recipiente, sentiu-se o cheiro do gás amônio. A equação abaixo ilustra a reação ocorrida:

KNO3(aq) + 7KOH(aq) + 4Zn(s) = H2O(l) + 4K2ZnO2(aq) + NH4OH(g)

Nesta parte do experimento, pesou-se num papel de filtro, 0,51g de KNO3, 0,07g de enxofre e 0,08g de carvão. Colocou-se cuidadosamente com o auxílio de uma espátula, o reagente em um cadinho, que em seguida foi submetido ao aquecimento sobre a tela de amianto. Ao se aquecer a mistura esta se produzindo pólvora que, em seguida é inflamada. A equação abaixo representa a reação ocorrida:

2KNO3(s) + 3C(s) + S(s) ∆→ K2S(s) + 3CO2(g) + N2(g)

Parte II:

Primeiramente, ao misturar-se, em um tubo de ensaio, 1 mL de NaNO2, 3 mol/L, com 0,5 mL de H2SO4, 2,18 mol/L, observou-se a “fumaça” de coloração laranja, caracterizando a liberação de gás. O gás liberado foi o ácido


nitroso. A coloração ficou azul devido a presença de íons nitrito , NO2ˉ. A reação

é representada pela equação seguinte:H2SO4(aq) + 2NaNO2(aq) → 2HNO2(g) + Na2SO4(aq)

Depois, ao misturar-se novamente, em outro tubo de ensaio, 3 mL de NaNO2, 3 mol/L, com 3 mL de H2SO4, 2,18 mol/L, e adicionar-se à mistura 1 mL de K2Cr2O7, 1 mol/L,observou-se a formação de uma coloração verde devido aos íons Cr3⁺. Ao aquecer-se a mistura ocorreu, novamente a liberação de “fumaça” laranja. Caracterizando-se, assim, o desprendimento de gás. A reação é representada pela equação seguinte:

4H2SO4 + 3NaNO2 + K2Cr2O7 → Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4 + 3NaNO3

E, finalmente, quando se misturou 2 mL de NaNO2, 3 mol/L com KI, 1 mol/L, observou-se uma coloração amarela. E ao adicionar-se 0,5 mL de H2SO4, 2,18 mol/L, e aquecer, pode-se observar que a solução ficou vermelho escuro, devido a presença de iodo, e liberou gás. A equação abaixo representa a reação:

2NaNO2(aq) + 2KI(aq) + 2H2SO4(aq) → 2H2O(l) + I2(g) + K2SO4(aq) + 2NO(g) + Na2SO4(aq)

6. RESPOSTAS DO QUESTIONÁRIO


1. Balancear todas as equações das reações utilizadas na prática por oxi-redução identificando os agentes oxidantes e redutores.

- 6Fe 2 (aq) + 6S 6 (aq) + 24O ˉ² (aq) + 6H (c) + 3S 6 (c) + 12Oˉ ² (c) + 2H (aq) + 2N 5 (aq) + 6Oˉ² (aq) → 6Fe ³ (aq) + 9S 6 (aq) + 36Oˉ² (aq) + 2N ² (g) + 2Oˉ² (g) + 8H (aq) + 4Oˉ² (aq).Agente oxidante: Nitrogênio. O Nitrogênio foi reduzido de +5 para +2.Agente redutor: Ferro. O Ferro foi oxidado de +2 para +3.

- 2K (s) + 2N 5 (s) + 6Oˉ2 (s) + S 0 (s) + 3C 0 (s) → 2K (s) + Sˉ2 (s) + 3C 4 (g) + 6Oˉ2 (g) + N2 0 (g).Agentes oxidantes: Nitrogênio. O Nitrogênio foi reduzido de +5 para 0. Enxofre. O Enxofre foi reduzido de 0 para -2.Agente redutor: Carvão. O Carvão foi oxidado de 0 para +4. - 2Na (aq) + 2N 3(aq) + 4Oˉ2 (aq) + 2H (aq) + S 6 (aq) + 4Oˉ2 (aq) → 2H (aq) + 2N 3 (aq) + 4Oˉ2 (aq) + 2Na (aq) + S 6 (aq) + 4Oˉ2 (aq).Esta reação não é de oxi-redução, pois nenhum dos elementos envolvidos na reação se reduz ou se oxida, existe apenas um rearranjo entre os elementos da reação. Esta reação é classificada como de dupla troca.

2. Comente as propriedades oxidantes e redutores do íon NO3-.R - O íon NO3ˉ possui seu estado de oxidação +5, que é o estado de oxidação mais elevado do nitrogênio. Em meio ácido possui forte caráter oxidante e em meio básico é relativamente estável.

3. Fale sobre os usos dos nitritos.R - Em conjunto com os nitratos, os nitritos são utilizados para conservar a carne, mantendo a cor e inibindo o crescimento de microrganismos, no entanto os nitritos podem formar nitrosaminas que são cancerígenas.

4. Comente as propriedades oxidantes dos nitritos.R - O íon nitrito pode ser oxidado a nitrato por muitos pares oxidantes relativamente fracos.

5. Comente as estruturas geométricas dos íons nitrato e nitrito.R - O íon nitrito(NO2ˉ) é angular com ângulo de ligação de 125°. É relativamente estável em soluções básicas e neutras, além de possuir o estado de oxidação +3. Já o íon nitrato(NO3

ˉ) tem uma estrutura trigonal planar e em presença de íons H+ pode atuar como um oxidante, mas não como um redutor.

6. Quais os métodos de preparação do HNO3? Comente resumidamente.


R - Um dos processos para a obtenção do ácido nítrico é fazer passar amônia e ar, sob pressão, por um catalisador acerca de 850°C, ocorrendo a formação de monóxido de nitrogênio e água. O monóxido de nitrogênio, em presença do oxigênio do ar, se transforma no dióxido que reagindo com a água forma o ácido nítrico e monóxido de nitrogênio.

Reações:

1ª: NH3 + O2 → NO + H2O2ª: NO + O2 → NO2 3ª: NO2 + H2O → HNO3 + NO

7. Comente a importância do HNO3 na química Inorgânica.R - A principal aplicação do ácido nítrico é na produção de fertilizantes. Entre os sais do ácido nítrico estão incluídos importantes compostos como o nitrato de potássio (nitro ou salitre empregado na fabricação de pólvora) e o nitrato de amônio como fertilizante.

O ácido nítrico também pode ser utilizado na obtenção de um éster, em um processo chamado de esterificação:

Ácido nítrico + Álcool metílico → Nitrato de metila + água

NO2 - OH + HO - CH3 → NO2- O - CH3 + H2O

O ácido nítrico é utilizado na oxidação do ciclohexanol/ciclohexanona na produção de ácido adípico na cadeia do nylon.

Além destes usos, o ácido nítrico, em várias concentrações, é utilizado na fabricação de corantes, explosivos (destacadamente a nitroglicerina, a nitrocelulose, além do ácido pícrico), diversos ésteres orgânicos, fibras sintéticas, nitrificação de composto alifáticos e aromáticos, galvanoplastia, seda artificial, ácido benzóico, terylene, etc.


7. CONCLUSÃO

Após a realização deste experimento pode-se concluir como se processam as reações dos íons nitratos e nitritos. Pode-se observar suas propriedades oxidantes e redutoras, no caso do íon nitrato podendo apenas atuar como oxidante tanto em meio básico quanto em meio ácido; no entanto, o íon nitrito em meio básico é relativamente estável e em meio ácido tende a se reduzir espontaneamente sendo que também pode ser oxidado.


REFERÊNCIAS

LEE, J. D. Química Inorgânica, não tão concisa. Tradução da 5ª edição inglesa/ TOMA, Henrique E. et all. – São Paulo: Edgard Blücher, 1999;

ATKINS, P.W.; SHRIVER, D.F. Química Inorgânica; tradução da 3ª edição inglesa/B. Gomes Maria Aparecida, Faria Roberto De Barros: Bookman, 2003;

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