Relatorio Nitrogenip

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- Como no item 3.2 colocou-se um pedaço de papel de tornassol umedecido com agua destilada sobre um vidro de relógio, em seguida sobrepôs-se o mesmo ao tubo que estava sendo aquecido. Observou-se e anotou-se.

- Como no item 3.3 colocou-se na boca do tubo de ensaio que estava sendo aquecido um papel de filtro umedecido com ácido clorídrico concentrado, observou-se e anotou-se.

Nesse experimento adicionou-se o sulfato de amônia ( (NH4)2SO4) que é um sal a uma base, obtém-se assim a amônia em laboratório, sentiu-se um odor característico da amônia. Segue a reação:

(NH4)2SO4 + 2NaOH→ Na2SO4 + 2NH3 + 2H2O

Quando os vapores de NH3 entram em contato com a agua no papel de tornassol umedecido (H2O) provoca essa reação, formando a base que dá a coloração azul ao papel. Segue a reação:

NH3 + H2O → NH4OH

Assim como no procedimento anterior houve desprendimento de nuvens brancas e densas consequente do sal formado a partir de NH3 e um ácido, aqui o ácido clorídrico concentrado. Segue a reação:

NH3 + HCl→NH4Cl

3.5. Separou-se dois tubos de ensaio. No primeiro tubo marcou-se com KNO3 e em seguida colocou-se uma pitada de KNO3, adicionou-se 1 ml de agua e em seguida adicionou-se 1 ml de ácido clorídrico 1 M. No segundo tubo marcou-se com NaNO2 e em seguida colocou-se uma pitada de NaNO2, adicionou-se logo após 1 ml de agua destilada e em seguida adicionou-se 1 ml de ácido clorídrico 1 M. Observou-se e anotou-se.

Observou-se no primeiro tubo que nada aconteceu, parte do Nitrato de potássio dissolveu-se como era de se esperar e um restante precipitou por haver muito soluto e pouco solvente. No segundo tubo todo o nitrito de sódio dissolveu-se pois foi colocado menos soluto e houve uma pequena efervescência.

O experimento serviu para distinguir nitrito, de nitratos. Quando um sal entra em contato com um ácido forma-se um novo sal e uma novo ácido, no experimento poderia ter ocorrido tal reação, formando a partir do nitrato de potássio, com ácido clorídrico o ácido nítrico e a partir do nitrito de sódio com ácido clorídrico, o ácido nitroso, porém não fica evidente com o experimento se tal reação ocorreu ou não, pois o experimento finalizou-se apenas com a dissolução dos sais, sendo necessário um outro experimento para confirmação da formação dos ácidos. Segue as reações possíveis:

KNO3 + HCl → HNO3 + KCl

NaNO2 + HCl → HNO2 + NaCl

3.6. Colocou-se uma pequena porção de Nitrato de chumbo ( Pb(NO3)2) em um tubo de ensaio , prendeu-se o tubo de ensaio na pinça de madeira aqueceu-se cuidadosamente em chama alta, observou-se e anotou-se o ocorrido.

Observou-se nesse procedimento que enquanto o nitrato de chumbo era aquecido houve o desprendimento de um gás alaranjado. Isso ocorre devido a decomposição térmica do nitrato de chumbo que se decompõe formando PbO, NO2 e O2. O NO2 é um gás tóxico castanho avermelhado, de odor desagradável e em laboratório e produzido pela decomposição térmica do nitrato de chumbo. Segue a reação:

Pb (NO3)2→ PbO + NO2 + O2

3.7. Separou-se dois tubos de ensaio grandes, enumerou-se no tubo 1 adicionou-se 1 ml de HNO3 diluído 6 M. No tubo 2 adicionou-se 1 ml de HNO3 concentrado. Em seguida levou-se os dois tubos para a capela e adicionou-se um pedaço de cobre metálico em ambos os tubos. Observou-se e anotou-se o ocorrido.

No tubo 1 onde havia HNO3 diluído 6 M, observou-se e vimos forma-se pequenas bolhas de liberação de gás, devido ao ácido nítrico diluído a reação demoraria mais a ocorrer, porém NO é liberado e quando entra em contato com oxigênio forma o NO2, no entanto no tubo 2 onde havia o HNO3 concentrado observou-se rapidamente a solução se esverdear e o desprendimento de gás de cor castanha.

O ácido nítrico é um excelente oxidante, principalmente quando concentrado e a quente. Os íons H+ são oxidantes, mas os íons NO3- ainda mais fortes quando em solução acida. Por isso metais insolúveis em HCl, como cobre e a prata, dissolvem-se em HNO3.

Após a junção de ácido nítrico ao cobre que se encontrava no fundo do tubo verifica-se imediatamente a libertação de gases de cor castanha amarelada que borbulham numa solução de cor verde lima intensa. Estes fatos, observáveis a olho nu constituem evidências de que ocorreu uma reação química. Efetivamente, o ácido nítrico reage com cobre, originando novas substâncias com propriedades diferentes das primeiras, em que uma delas é um gás (óxidos de azoto – extremamente nocivos), e a outra constitui um sal de cobre (Nitrato de cobre (II)) que fica em solução, sendo a mistura destas substâncias novas formadas responsável pela cor verde lima da solução. Segue a reação:

O monóxido de azoto (incolor) resulta da reação entre o cobre metálico e o ácido nítrico

8HNO3 + 3Cu→3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

O dióxido de azoto (castanho) é produto da reação entre monóxido de azoto e o oxigénio do ar:

2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)

4. Conclusão

Portanto, através dos procedimentos adotados e resultados obtidos em laboratório foi possível analisar o comportamento e algumas reações com liberação da amônia (NH3), podendo assim ser reconhecido o seu desprendimento através da indicação do odor característico. A introdução de bases e ácido diante de sais de amônio (sulfato e cloreto) e seus respectivos efeitos sobre os mesmos. A distinção do nitrito e nitrato não ficou tão evidenciado no experimento realizado em laboratório. Concluímos que a partir da decomposição do nitrato de chumbo obtém-se o NO2 um gás castanho, diferente do NO um gás incolor. Observamos também que o HNO3 é um poderoso oxidante que oxida até o cobre.

5.Referências Bibliográficas.

LEE, John David et al. Química inorgânica não tão concisa. Edgard Blucher, 1999.

RUSSEL, Jhon B. Química Geral; 2ª Edição. São Paulo: Ed. McGrawHill, v. 1, 1994.

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