O NITROGÊNIO E SEUS COMPOSTOS

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Parte 5

Reatividade do bismuto

Adicionou-se 0,2 g de bismuto em 3 tubos de ensaios.

Tubo 1 – Adicionou-se 1 mL de HNO3 concentrado.

Tubo 2 – Adicionou-se 1 mL de H2SO4 concentrado.

Tubo 3 – Adicionou-se 1 mL de HCl concentrado.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Preparação do nitrogênio e propriedades

Ao adicionar a solução saturada de NH4Cl em um kitassato para reagir com solução saturada de NaNO2 fora necessário aquecer para acelerar a reação. Ligou-se a uma mangueira de conexão e borbulhou-se o gás desprendido em um tubo de ensaio contendo água. A equação da formação do gás é:

NH4Cl + NaNO2 N2(g) + 2 H2O(l) + NaCl(s)[pic 5]

Verificou-se a formação do gás nitrogênio mais sal solúvel em água. Para comprovar a formação de N2(g), acendeu-se um palito de fósforo que foi colocado na boca do kitassato. A ausência de oxigênio apagou o palito, pois nitrogênio, mais denso, não é comburente.

Além disso, borbulhou-se o gás em tubo contendo Ba(OH)2 que indicava pH 6 antes de borbulhar e após, pH cerca de 13.

Preparação e propriedades da amônia

Em um tubo colocou-se 0,5g de NH4Cl e 1 mL de solução KOH (1M) e se aqueceu. O gás desprendido possuía um odor irritante, característico do amoníaco, confirmando a reação:

NH4Cl + KOH(aq) NH3(g) + H2O(l) + KCl(s)[pic 6]

Mediu-se, após, o pH prendendo à boca do tubo de ensaio um papel indicador que resultou num valor básico de 11-12.

Sabe-se que o amoníaco, que na verdade é gás NH3 dissolvido em água, pode ser usado, principalmente, em produtos de limpeza a fim eliminar sujeiras e manchas.

Adiante, numerou-se 4 tubos:

Tubo 1 – Adicionou-se 0,5 g de NH4Cl mais 5 mL de água destilada.

Houve dissociação conforme equação abaixo:

NH4Cl + H2O NH4OH + H + + Cl-[pic 7]

Entretanto, o hidróxido de amônio é uma base cujos átomos formando não ligação iônica, mas covalente, tornando a ligação instável e podendo ser facilmente decomposta em gás amônia NH3 e água, caracterizado pelo odor.

Tubo 2 – Adicionou-se 0,5 g de NH4CH3COO mais 5 mL de água destilada.

Semelhante ao tubo 1, notou-se a hidrólise da água formando hidróxido de amônio, que se dissocia em amônia, mais ácido acético, conforme reação abaixo:

NH4CH3COO + H2O NH4OH + H+ + CH3COO-[pic 8]

Testou-se o pH, que indicava meio ácido nos dois tubos. Conforme o princípio de Le Chatelier o NH3 desprendido deslocava o equilíbrio para a formação dos produtos favorecendo a formação dos ácidos e acidificando o meio.

Tubo 3 – Adicionou-se 0,5 g de NH4Cl e aqueceu.

Ao aquecer o cloreto de amônio, notou-se mais uma vez a instabilidade desse composto que se dissociou em amônia, o gás desprendido e íon cloreto:

NH4Cl(s) NH3(g) + Cl-(aq)[pic 9]

Tubo 4 – Adicionou-se 0,5 g de (NH4)2Cr2O7 e aqueceu.

(NH4)2Cr2O7(s) N2(g) + H2O(l) + Cr2O3(s)[pic 10]

Dessa vez, o gás liberado foi de nitrogênio. O dicromato de amônio possui coloração alaranjada e sob aquecimento se tornou incolor. Neste tubo, o gás desprendido não exalava odor como o do tubo 3.

Redução do ácido nítrico com metais

Colocou-se pedaços de zinco, cobre e ferro em pó, separadamente em 6 tubos de ensaio, sendo 2 tubos de cada, e adicionou-se as soluções:

- 1 mL de ácido nítrico concentrado

- 1 mL de ácido nítrico diluído 0,5 molL-1

Ácido nítrico concentrado

Ácido nítrico diluído

Zinco

Zn + 2 HNO3 [pic 11] Zn(NO3)2 + H2

Não reagiu

Cobre

Cu + 4HNO3 [pic 12] Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2

Não reagiu

Ferro

Fe + 6 HNO3 [pic 13] Fe(NO3)3 + 3 NO2 + 3 H2O

Não reagiu

A reação com zinco liberou gás hidrogênio, tendo em vista a coloração do gás não ser como a dos itens seguintes e a oxidação do zinco prevista pela tabela de eletrodo-padrão. Portanto, depois do borbulhamento do gás e seu desprendimento a solução ficou incolor.

O cobre, em seguida, não foi oxidado pelos íons H+ do ácido, mas sim pelo nitrato, NO3- que ao ser reduzido se transforma em NO2 evidenciado pela liberação de um gás castanho-avermelhado. Sabe-se que o NO2 é um gás tóxico de cheiro irritante, por isso, procedimentos realizados na capela. Além disso, houve formação de precipitado de cor azul-marinho, que é o nitrato de cobre.

Com o ferro, por sua vez, notou-se também a formação do dióxido de nitrogênio pelo gás castanho-avermelhado em menor visualização do que com o cobre, mas ainda assim colorindo o tubo de ensaio. A solução se tornou amarelada.

A reação de oxidação dos metais com ácido nítrico 0,5 M não ocorreu.

Ácido nítrico como um ácido

Na capela, adicionou-se 1 mL de ácido nítrico 0,5 molL-1 a pequenos pedaços de magnésio. Adicionou-se uma porção de algodão na boca do tubo e em seguida, deixou-se em banho-maria de água morna. Depois de produzida uma evolução em gás, tirou-se o algodão e aproximou-se um fósforo aceso na boca do tubo.

Por o ácido nítrico ser diluído, não houve formação do dióxido de nitrogênio assim como no experimento