RELATORIO FAMILIA 5A

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UNIVERSIDADE SALVADOR – UNIFACS

ENGENHARIA QUÍMICA

QUÍMICA DOS ELEMENTOS DO GRUPO 5A

LORENA PINHO RIBEIRO

MAIARA SANTOS SILVA

NICELE PAIXÃO

RENAN LUCAS SILVA DOS SANTOS

ROBERTA LOPES DO ROSARIO

Salvador, Bahia – Brasil

2012

QUÍMICA DOS ELEMENTOS DO GRUPO 5A

POR

LORENA PINHO RIBEIRO

MAIARA SANTOS SILVA

NICELE PAIXÃO

RENAN LUCAS SILVA DOS SANTOS

ROBERTA LOPES DO ROSARIO

Relatório referente à prática Química dos Elementos do Grupo 5A, feito por alunos do curso de Engenharia Química, referente á disciplina Química Inorgânica, turma EQ-MX01B, 3º (terceiro) semestre, ministrada pelo professor Ronaldo Costa.

Salvador, Bahia – Brasil

2012

1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

        Segundo J.D. Lee, todos os elementos do grupo 15 possuem cinco elétrons na última camada de valência. O estado de oxidação máxima de todos os elementos é cinco, situação na qual utilizam os cinco elétrons para formar ligações, por exemplo, com o oxigênio. (J.D.Lee, 1999, p.236)

        Este grupo também é conhecido como grupo do nitrogênio e é composto pelos seguintes elementos: nitrogênio (N), fósforo (P), arsênio (As), antimônio (Sb) e bismuto (Bi). Os elementos do grupo 15 são caracterizados pela configuração da camada de valência ns2 np3. O nitrogênio é um gás incolor, inodoro, insípido e diamagnético, sendo encontrado na forma de moléculas diatômicas. [1] 

A molécula do N2 contém uma ligação tripla curta, estável e com energia de dissociação muito alta, tornando o nitrogênio estável à temperatura ambiente. É uma molécula apolar, que pode ser ativada através de faíscas elétricas a baixas pressões, formando o nitrogênio atômico, muito reativo. O gás nitrogênio é considerado inerte, devido sua alta energia de ligação, e por isso, é constantemente utilizado na indústria como atmosfera inerte, em seu estado líquido é utilizado como agente refrigerante. (J.D.Lee, 1999, p.238)

        O HNO3 é um dos oxiácidos de nitrogênio mais importante de uso industrial. Ele puro é um líquido incolor, mas quando exposto a luz adquire uma coloração castanha devido a sua fotodecomposição em NO2 e O2. Trata-se de um ácido forte e se encontra totalmente dissociado nos íons H3O+ e NO3 - quando em solução aquosa diluída. O íon NO3 - é trigonal planar. O ácido nítrico é um excelente oxidante, principalmente quando concentrado e a quente. Os íons H+ são oxidantes, mas os íons NO3 - são oxidantes ainda mais fortes quando em solução ácida. Por isso, metais insolúveis em HCl, como o cobre e a prata, dissolvem-se em HNO3. (J.D.Lee, 1999, p.253, 254)

        O NH3 é um gás incolor de odor pungente. O gás é bastante tóxico e se dissolve facilmente em água liberando calor. Em solução, a amônia forma o hidróxido de amônio, NH4OH, comportando-se como uma base fraca:

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

A amônia líquida, como a água, é capaz de dissolver uma grande variedade de sais. Por isso, sofre reação de auto ionização:

2NH3 ↔ NH4+  + NH2 -

Os metais são muito solúveis e suas soluções em amônia líquida apresentam uma condutividade comparável a dos metais puros. A amônia solvata os íons metálicos, mas resiste à redução pelos elétrons livres. Essas soluções de metais em amônia líquida são excelentes agentes redutores por causa da presença dos elétrons livres. Os sais de amônio geralmente são fracamente ácidos se tiverem sido formados a partir de ácidos fortes, como HNO3, HCl e H2SO4, dado que o NH4OH é uma base fraca. Os sais de amônio se decompõem facilmente quando aquecidos. Se o ânion não tem caráter oxidante (por exemplo, íons haletos, CO3) a amônia aparece como um dos produtos da decomposição.

NH4Cl → NH3 + HCl

Todavia, quando o ânion é um agente oxidante (por exemplo, NO2, NO3, etc) em vez de amônia, resultam produtos de sua oxidação como nitrogênio ou óxidos de nitrogênio. Em laboratório a amônia pode ser obtida pela seguinte reação:

2NH4Cl + Ca(OH)2 →  2NH4OH  + CaCl2

Há formação de hidróxido de amônio, o qual em presença de uma base forte decompõe-se com desprendimento de amônia (o desprendimento é facilitado pelo aquecimento).(J.D.Lee, 1999, p.241, 242)

Em 1923 J.N. Brönsted e T.M. Lowry sugeriram, independentemente, que ácidos são definidos como doadores de prótons e bases aceitadores de prótons. Para soluções aquosas, a definição de Brönsted-Lowry não difere apreciavelmente da definição de Arrhenius de íons hidrogênio (ácidos) e íons hidróxidos (bases):

2 H2O ( solvente puro) ↔H3O+ (ácido) + OH- (base)

A utilidade da definição de Brönsted-Lowry está na sua habilidade de lidar com qualquer solvente, como amônia líquida:

NH4+ (ácido) + NH2- (base)→ 2NH3 (produto de neutralização) [2]

2. OBJETIVOS

• Estudar os diferentes compostos dos elementos do grupo 5ª e suas reatividades;
• Comparar experimentalmente o poder oxidante do nitrato.

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 MATERIAIS UTILIZADOS

MATERIAIS:

• Tubos de ensaio
• Bequéres
• Pinça metálica
• Espátula
• Bico de Bunsen
• Fita de pH

REAGENTES:

• Água Destilada
• Oxido de Magnésio - MgO
• Pentóxido de fósforo – P2O5
• Cobre metálico - Cu

• Ácido Clorídrico 6M -  HCl
• Ácido Nítrico 6M – HNO3
• Cloreto de Bário 1M – BaCl2
• Nitrato de Prata 0,1M – AgNO3
•  Solução de Amônia (concentrada) – NH3 
• Cloreto de amônia 1g – NH4Cl
• Hidróxido de Cálcio 1g – CaOH2
• Fenolftaleína

1. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

PARTE I: Comparação da acidez/ basicidade relativa dos óxidos dos elementos do 30 Período

Separaram-se dois tubos de ensaio, tubo A e tubo B. Adicionou-se 2 mL de água destilada em cada tubo. Mediu-se o pH. No tubo A, adicionou-se uma pequena quantidade de óxido de magnésio (MgO), agitou-se o sistema e mediu-se o pH.