Sumário

Introdução..........................................................................................2

Objetivos............................................................................................3

Materiais e reagentes utilizados........................................................3

Procedimentos experimentais...........................................................3

Resultados e discussões...................................................................5

Conclusões.......................................................................................11

Referências bibliográficas.................................................................12

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1. IntroduçãoO grupo 15, também conhecido por família 5A, é composto pelos

elementos nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto e possuem

configuração eletrônica externa do tipo ns2np3. Todos elementos desse grupo

apresentam estado de oxidação máximo +5, indicando que utilizam cinco

elétrons para realizar suas ligações. O menor estado de oxidação denotado

para os elementos desse grupo é -3, encontrado na amônia (NH3). O fato de

alguns compostos de nitrogênio apresentarem Nox < 0 decorre do fato de a

eletronegatividade do H (2,1) ser menor que a do N (3,0).

O nitrogênio constitui 78 % da atmosfera terrestre, porém não é o

elemento mais abundante (apresenta-se como 33.º na ordem de abundância

relativa). Todos seus nitratos são solúveis em água, de modo que não são

comuns na crosta terrestre. A amônia (NH3) apresenta uma certa propriedade

redutora, e através de sua oxidação pode ser obtido também gás nitrogênio

(N2). A mesma pode ser identificada através da reação com soluções de íons

cobre (II) e níquel (II). Amônia também pode ser obtida através da

decomposição térmica de sais de amônio, com, por exemplo, do cloreto de

amônio (NH4Cl). Os nitratos podem ser identificados através de vários tipos de

meios reacionais, neste relatório serão apresentadas as identificações do

mesmo por meio da prova do anel pardo, da redução em meio alcalino e

reação do nitrato sólido com ácido sulfúrico concentrado, sendo que todas

serão apresentadas com mais clareza ao longo do desenvolvimento do

trabalho acadêmico.

O fósforo é o décimo primeiro elemento mais abundante na crosta

terrestre. É encontrado sólido em temperaturas normais e é essencial para a

vida, tanto como material estrutural em animais superiores, como no

metabolismo de plantas e animais. Consta-se que cerca de 60% dos ossos e

dos dentes são constituídos por Ca3(PO4)2 ou [3(Ca3(PO4)2.CaF2]. Esse

elemento também apresenta formas alotrópicas tais como fósforo branco,

fósforo vermelho e fósforo preto, sendo esse a forma alotrópica

termodinamicamente estável.

Arsênio, antimônio e bismuto podem ser encontrados em várias formas

alotrópicas. Os três elementos possuem formas metálicas muito menos

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reativas chamadas de formas α. Esses apresentam estruturas lameladas com

camadas dobradas.

2. ObjetivosO objetivo geral é estudar, analisar e comprovar as propriedades do

nitrogênio. 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 e identificar nitratos através da prova do anel pardo,

redução em meio alcalino com zinco em pó e reação de nitratos sólidos com

ácido sulfúrico concentrado.

3. Materiais e reagentes utilizadosMateriais ReagentesBateria contendo tubos de ensaio Solução de NH4OHConta gotas Solução de CuSO4 Espátula Solução de NiSO4

Fósforo Solução de KMnO4

Garra de madeira NH4Cl sólidoPapel de tornassol vermelho H2SO4 concentradoBico de bunsen Solução de NaNO3

Pipeta Solução de Fe2+

Zinco metálicoSolução de NaOHNaNO3 sólido

4. Procedimentos Experimentais4.1 Reações de identificação da amônia

• Em um tubo de ensaio adicionar 2 a 3 gotas de solução de amônia a

3

1mL de solução de Cu2+.

• Acrescentar ao mesmo solução de amônia em excesso.

• Observar e anotar os resultados.

• Repetir o mesmo procedimento utilizando uma solução de Ni2+.

4.2 Algumas propriedades da amônia

4.2.1 Propriedade redutora

• Colocar em um tubo de ensaio 1 a 2 mL de solução de KMnO4

(permanganato de potássio) e 3 a 5 mL de solução de amônia.

• Aquecer suavemente e observar a variação de cor do KMnO4.

4.2.2 Decomposição térmica de sais de amônio

• Colocar em um tubo de ensaio alguns cristais de NH4Cl (cloreto de

amônio).

• Aquecer diretamente na chama.

• Observar o desprendimento de NH3 (amônia) fazendo o teste com o

papel de tornassol vermelho umedecido colocado na saída do tubo.

4.3 Reações de identificação do nitrato (NO3-)

4.3.1 Prova do anel pardo

• Adicionar 10 gotas de solução saturada de FeSO4 (sulfato de ferro II)

recém preparada a 10 gotas de solução de NaNO3 (nitrato de sódio) em

um tubo de ensaio.

• Na capela, derramar lentamente 4 a 5 gotas de H2SO4 (ácido sulfúrico)

concentrado nas paredes do tubo de ensaio, de modo que o ácido forme

uma camada debaixo da mistura. Não agitar o tubo devido a

instabilidade do anel pardo. Forma-se o anel marrom na interface dos

dois líquidos.

4.3.2 Redução em meio alcalino

• Aquecer em um tubo de ensaio 5 gotas de uma solução de NaNO3 com

4

quantidade mínima de pó de zinco e 10 gotas de NaOH (hidróxido de

sódio).

• Identificar o gás (NH3) desprendido com papel de tornassol vermelho

umedecido, colocado na boca do tubo, e também através do odor

característico.

4.3.3 Reação do sólido com ácido sulfúrico concentrado

• Na capela, aquecer em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de

NaNO3 com 4 a 5 gotas de H2SO4 concentrado.

• Observar o ocorrido.

5. Resultados e discussões5.1 Reações de identificação da amônia

Para se estudar as propriedades e identificação da amônia utilizou-se o

hidróxido de amônio (NH4OH), pois o mesmo coexiste em equilíbrio com a

amônia através da equação:

NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH4OH(aq)

Em relação a identificação da amônia, ao adicionar as primeiras gotas

de solução da mesma em solução de Cu2+ nota-se a formação de um

precipitado azul claro. A medida em que se adicionou mais gotas de NH3(aq) a

coloração azul se intensificava aos poucos e o precipitado se solubilizou, mas

também com a coloração um pouco mais azulada. A reação que melhor

exemplifica o ocorrido é descrita abaixo:

CuSO4(aq) + 4 NH3 (aq) → [Cu(NH3)4]SO4(aq)

Enquanto se adicionava as primeiras gotas de amônia formava-se um

composto intermediário de formula CuSO4.Cu(OH)2 responsável pela coloração

azul clara. Ao adicionar amônia em excesso o complexo é formado e a

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coloração se intensifica devido a formação desse composto, o sal

[Cu(NH3)4]SO4, que é o sulfato de tetraamincobre (II). Metais de transição

tendem a formar sais complexos, esse fator favorece mais ainda a formação do

produto.

Abaixo segue uma representação esquemática do que foi observado no

laboratório.

Figura 1 – representação esquemática do que se observou no

procedimento 4.1

Um sal complexo é constituído pelos chamados íons complexos,

formados por um cátion metálico, ou um átomo, central, rodeado por um

certo número de íons negativos ou moléculas e que se designam por

ligandos.

Já em relação à identificação da amônia através da solução de Ni2+ foi

repetido o mesmo procedimento com relação as quantidades de reagentes e

nas primeiras gotas de amônia não se notou a mudança da coloração da

solução de Ni2+, que era verde e permaneceu verde, mas foi observado a

formação de um precipitado, que era o hidróxido de níquel (II). Porém, com

excesso de NH3 a solução se torna azulada principalmente devido a formação

do sal complexo de níquel. Com a adição das primeiras gotas a reação que

ocorreu é:

NiSO4 (aq) + 2NH3(aq) + 2H2O(l) → Ni(OH)2(s) + (NH4)2SO4 (aq)

6

Com excesso de reagente ocorre a formação do íon complexo

[Ni(NH3)6]2+ indicado na reação abaixo:

Ni(OH)2(s) + 6NH3 (aq) → [Ni(NH3)6]2+ (aq) + 2OH- (aq)

A reação acima está representada na forma iônica. O precipitado irá se

solubilizar devido a formação do sal complexo [Ni(NH3)6]SO4.

5.2 Algumas propriedades da amônia5.2.1 Propriedade redutora

Em relação à propriedade redutora da amônia, ao reagir o

permanganato de potássio com amônia líquida em aquecimento observa-se

que durante a reação ocorre liberação de gás, e o meio reacional começa a

apresentar uma coloração avermelhada. No final do processo forma-se um

precipitado marrom, que é identificado por dióxido de manganês (IV) e ocorre

liberação de gás nitrogênio (N2). A reação é descrita logo a seguir:

2KMnO4 (aq) + 2NH3 (aq) → N2 (g) + 2MnO2 (s) + 2KOH (aq) + 2H2O(l)

Δ

Essa reação pode ser classificada como uma reação de oxirredução,

pois nota-se que o ânion permanganato se reduz ao íon manganês (II),

atuando assim como oxidante, pois irá promover a oxidação da amônia a gás

nitrogênio. Seguem abaixo as semi reações do que foi citado acima:

> semi reação de redução: 2H2O(l) + MnO4- (aq) + 3e- → MnO2(s) + 4OH- (aq)

> semi reação de oxidação: 6OH- (aq) + 2NH3 (aq) → N2 (aq) + 6e- + 6H2O(l)

Ao multiplicar a reação de redução por dois e somá-la com a reação de

oxidação tem-se que:

2NH3 (aq) + 2MnO4- (aq) → N2(g) + 2MnO2 (s) + 2H2O (l) + 2OH- (aq)

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Completando-se a reação com os íons faltantes nos reagentes e

produtos:

2KMnO4 (aq) + 2NH3 (aq) → N2 (g) + 2MnO2 (s) + 2KOH (aq) + 2H2O(l)

Δ

A formação de dióxido de manganês (IV) é justificada pelo fato de o meio

estar básico devido a presença da amônia. O permanganato irá tender a

reduzir nesse óxido mencionado devido a essa razão.

A equação acima é a mesma descrita no início da explanação

relacionada a redução da amônia, apenas foi explicado como formaram os

produtos relatados na reação completa.

5.2.2 Decomposição térmica de sais de amônio

Com relação ao procedimento de decomposição térmica de sais de

amônio, onde foram aquecidos sais de cloreto de amônio, de cor branca,

diretamente na chama do bico de bünsen, notou-se o desprendimento de um

gás identificado através do teste com papel de tornassol vermelho umedecido

colocado na saída do tubo. Tal gás é a amônia gasosa. Porém, não é só

formado esse produto, a decomposição do sal de amônio também gera um

vapor branco, que é o ácido clorídrico. Abaixo segue a reação do que foi

relatado:

NH4Cl(s) → NH3 (g) + HCl(g)

Δ

O fato de o papel de tornassol se tornar azulado ao ser colocado na

saída do tubo de ensaio indica que o gás liberado, a amônia, apresenta caráter

básico. Esse caráter é justificado pelos elétrons livres presentes no nitrogênio,

caracterizando a amônia como uma base de Lewis, ou seja, ela tende a

fornecer esses elétrons.

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Figura 2 – Estrutura de Lewis da amônia.

A mesma também pode se comportar como uma base de Bronsted-

Lowry, aquela que tende a receber prótons H+. Esse comportamento é

observado na equação abaixo:

Figura 3 – Reação que mostra o comportamento da amônia como base

de Bronsted-Lowry.

O ácido clorídrico gasoso ainda fica retido com um pouco de cloreto de

amônio e não é liberado, pois o gás HCl apresenta maior densidade que o gás

NH3, por isso fica retido no tubo de ensaio. A reação que ocorreu não

representa uma reação de oxirredução, pois nenhum dos elementos presentes

sofre alteração em seu estado de oxidação: o nitrogênio possui Nox = -3, o

hidrogênio possui Nox = +1 e o cloro possui Nox = -1. Todos os elementos

citados permanecem com o mesmo valor de Nox depois que a reação química

ocorre.

5.3 Reações de identificação do nitrato5.3.1 Prova do anel pardo

No que diz a respeito a reação de prova do anel pardo, representado

pela reação entre o sulfato de ferro (II), nitrato de sódio e ácido sulfúrico

concentrado, em primeira instância não se observa nada, mas durante o

aquecimento nota-se o aparecimento da coloração amarelada e liberação de

um gás marrom, que será o NO, que, pode se combinar e existir em equilíbrio

com o cátion ferro (II) e formar o íon [Fe(NO)]2+. A reação é fornecida abaixo:

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NaNO3(aq) + 3FeSO4(aq) + 2H2SO4(c.) → NO(g) + 3Fe(aq)3+ + 5SO4

2-(aq)+2H2O(l) + Na+

(aq)

NO(g) + Fe2+ (aq) ↔ [Fe(NO)]2+

(aq)

O anel marrom é devido a formação do íon [Fe(NO)]2+. Ao agitar e

aquecer a mistura a cor marrom desaparece, desprende-se óxido nítrico e

permanece uma solução amarela de íons ferro (III). Na reação relatada acima o

ânion NO3- é reduzido a NO e o ferro (II) oxida-se a ferro (III). Assim, defini-se

como redutor o sulfato de ferro (II) e como oxidante o nitrato de sódio. Logo, a

reação ocorrida pode ser classificada como uma reação de oxirredução. O

ensaio não é confiável na presença de brometos, iodetos, nitritos, cromatos e

cloratos.

5.3.2 Redução em meio alcalino

Ao reagir nitrato com zinco e hidróxido de sódio em aquecimento, que

representa a redução do nitrato em meio básico notou-se que, durante a

reação houve desprendimento de gás amônia, que foi identificado através do

papel de tornassol e também pelo odor característico e não houve formação de

precipitado. A reação na forma iônica segue abaixo:

NO3- (aq) + 4Zn(S) + 7OH-

(aq) + 6H2O(l) → NH3 (g) + 4[Zn(OH)4]2- (aq)

Δ

A reação é classificada como uma reação de oxirredução, pois nota-se

que o zinco atua como redutor, pois o mesmo oxida a zinco (II) e promove a

redução do nitrato a amônia, logo o nitrato atua como oxidante por motivos

semelhantes: promove a oxidação do zinco. Ao aproximar o papel de tornassol

perto da boca do tubo de ensaio observa-se que o mesmo adquiri uma

coloração roxa e de acordo com a escala de pH o gás liberado apresenta

caráter básico, tal observação é justificada pelo par de elétrons livres presentes

no nitrogênio na amônia, como foi explicado também na reação de

decomposição térmica de sais de amônio. Vale lembrar que a mesma também

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pode apresentar caráter básico em relação a teoria de Bronsted-Lowry, como

foi apresentado anteriormente na mesma reação citada.

5.3.3 Reação do nitrato sólido com ácido sulfúrico concentrado

Na reação do nitrato sólido com ácido sulfúrico concentrado observou-se

o desprendimento de vapores de cor marrom avermelhada de dióxido de

nitrogênio. Mas além desse gás, é formado gás oxigênio. O mesmo não pode

ser notado visivelmente pois é incolor. Os vapores de dióxido de nitrogênio são

acompanhados de vapores de ácido nítrico que formam fumaça no ar. A reação

química que representa o ocorrido é descrita abaixo:

4NaNO3 (s) + 2H2SO4 (conc.) → 4NO2 (g) + 2H2O(l) + O2(g) + 2Na2SO4 (aq)

Δ

Nota-se que a reação acima representa uma reação de oxirredução, pois

o estado de oxidação do nitrogênio no ânion nitrato diminui, indicando que o

mesmo sofreu redução e o estado de oxidação do oxigênio aumentou,

indicando que o mesmo sofreu oxidação. A formação do sulfato de sódio ocorre

da seguinte maneira, tem-se abaixo a equação na forma iônica:

4Na+ (aq) + 4NO3- (s) + 2H2SO4 (c.) → 4NO2(g) + 2H2O(l) + O2(g) + 4Na+

(aq) + 2SO42- (aq)

Os íons Na+ e SO42- se unem e formam o sal solúvel Na2SO4. A redução

do nitrato provoca a formação do gás dióxido de nitrogênio (II) e a oxidação do

oxigênio, presente também no ânion nitrato, provoca a formação de gás

oxigênio.

6. ConclusõesDe acordo com as práticas realizadas verificou-se várias propriedades

do nitrogênio e seus compostos. Conclui-se que o mesmo pode apresentar

propriedades oxidantes e redutoras, pois notou-se sua redução nas reações de

prova do anel pardo, redução em meio alcalino e reação de um nitrato sólido

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em ácido sulfúrico concentrado, e sua oxidação na reação que comprova sua

propriedade redutora em permanganato de potássio a quente.

Conclui-se também que a amônia pode ser identificada através de

soluções de ferro (II) e níquel (II), pois houve alteração na cor do meio

reacional indicando a formação de um novo produto, que é o sal complexo

mostrado anteriormente. Tal produto era de ser esperado, já que teoricamente,

e na prática, íons de metais de transição tendem a formar complexos, como foi

comprovado no experimento.

Pode-se inferir também que a amônia liberada nas reações realizadas

no laboratório apresenta caráter básico, pois torna o papel de tornassol rosa

em azul. Tal característica também é comprovada pela teoria, uma vez que,

como foi explicado nos resultados e discussões, a amônia atua como uma base

de Lewis, fornecendo o par de elétrons que ela possui em sua estrutura para o

composto que ela está reagindo.

Os objetivos com relação as reações de identificação do ânion nitrato

foram atingidos, uma vez que em todas as reações realizadas notou-se o que

era esperado pela teoria e prática. Na prova do anel pardo formou-se o anel

marrom esperado, na redução em meio alcalino notou-se o desprendimento de

gás amônia, que é o composto gerado pela redução do nitrato, e na reação do

NO3- sólido com ácido sulfúrico concentrado examinou-se que o sólido reagiu

com o ácido, como o esperado pela teoria e prática, liberando gás oxigênio e

dióxido de (mono)nitrogênio.

De um modo geral, pode-se inferir que todos os objetivos especulados

foram atingidos conforme o esperado na teoria e prática.

7. Referências bibliográficas• LEE. J. D. Química inorgânica não tão concisa. Trad. Henrique E.

Toma, Koiti Araki e Reginaldo C. Rocha. 5. ed. São Paulo: Blucher, 1999.

• VOGEL. Arthur Israel. Química Analítica quantitativa. Trad. Antônio

Gimeno. 5. ed. rev. por G. Svehla. São Paulo: Mestre Jou, 1981.

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• Sais. Disponível em:< http://fisicaequimica.esenviseu.net/sais.pdf >.

Acesso em 26 nov. 2010.

• Práticas Inorgânicas. Disponível em:

<http://reocities.com/Vienna/choir/9201/praticas_inorganicas.htm>.

Acesso em 27 nov. 2010.

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