Reatividade do Nitrogenio

[pic 1]

Relatório de Química Inorgânica

Curso: Licenciatura em Química

Alunos:        Alessandra Nascimento

        Fabiana Santos

        Laylana Mendanha

        Rachel Cavalcante

         

Nilópolis, agosto de 2015.

---

ÍNDICE

1. DISCUSSÃO        3

   1.1 OBTENÇÃO DE N2 E REATIVIDADE        3

   1.2 PROPRIEDADES DO ÍON NITRITO        4

2. CONCLUSÃO        6

3. REFERÊNCIAS        6

---

1 DISCUSSÃO

1.1 Obtenção de N2 e reatividade

Parte A

Após a montagem da aparelhagem, pode-se misturar o cloreto de amônio, o nitrito de sódio e água destilada. Nitrito de sódio é um sólido cristalino granulado branco ou amarelado, sem odor e um oxidante forte, sendo assim o cloreto de amônio na equação, é o redutor.

NaNO2 + NH4Cl   NaCl + N2 + 2 H2O[pic 2]

Recolheu-se o gás produzido em um tubo de ensaio. Ao colocar-se um palito de fósforo aceso na boca do tubo, observou-se que o mesmo apagou, pois não havia mais gás oxigênio dentro do tubo.

O nitrogênio elementar existe sob a forma de moléculas diatônicas, N2. É um gás incolor, inodoro, insípide e diamagnético. É por si só não reativo, nas quais os dois átomos de Nitrogênio  estão unidos por uma ligação covalente tríplice (uma ligação σ e duas ligações π). A lentidão das reações de N2 parece resultar de vários fatores como a força de ligação N≡N e a alta energia de ligação para quebrar sua molécula, tendo assim uma energia de dissociação  extremamente elevada.(J.D.Lee,1999)

N2 → 2N(g)------- (945,4 KJ mol-1)

Esta energia de dissociação muito elevada é responsável por muitas das propriedades químicas do nitrogênio. Por exemplo, como sitado anteriormente ela é responsável pela ausência de reatividade química do nitrogênio gasoso, além da baixa polarizabilidade, que não favorece a formação dos estados de transição altamente polares que frequentemente estão envolvidos nas reações de deslocamento eletrofílico e nucleofílico. As reações mais importantes do nitrogênio elementar, são a combinação direta com o hidrogênio H2, para formar o amoníaco, NH3 e com o oxigênio para formar o oxido nítrico, NO. (SHRIVER, 2008).

Parte B        

Ao colocarmos o produto da combustão da fita de magnésio no tubo de ensaio contendo o gás N2 , não conseguimos observar nada bem expressivo, porém,como tivemos dificuldades para recolher o gás, talvez possa ter ocorrido algum erro experimental. Tendo em vista esse possível erro, pedimos aos colegas da turma um relato dessa etapa da prática e, os mesmos disseram que quando colocaram a fita de magnésio em combustão dentro do tubo de ensaio escutaram um estampido. Pode-se observar também que  as paredes do tubo de ensaio continham um sólido branco proveniente da formação do óxido de magnésio que começou a ser gerado no inicio da combustão do magnésio. A presença do oxigênio no meio fez com que o estampido pudesse ser observado. O magnésio é um metal prateado e sólido que, após sua incineração, forma o óxido de magnésio (MgO) que é um pó com aspecto esbranquiçado. (J.D.Lee,1999). Essa reação pode ser expressa pela seguinte equação:

2Mg(s) + O2(g)   2MgO(s)

Colocou-se água e então, em meio aquoso, fez-se uma leitura qualitativa do pH, colocando na boca do tubo de ensaio, um papel de tornasol rosa. O mesmo foi aos poucos mudando sua coloração de rosa para azul, dando uma indicação que o meio aquoso apresentava um pH básico. O gás nitrogênio é levemente caustico (básico). Já o óxido de magnésio apresenta em média um pH  10,3, por sua vez, também básico.

MgO(s) + H2O(l) + N2(g) → NO2(g) + Mg(OH)2

A reação entre o magnésio e o oxigênio é uma reação de oxi-redução. Durante a reação, os átomos de Mg(s) perdem elétrons para o agente redutor, o oxigênio presente no meio ambiente, para formar Mg+2. Essa reação acontece naturalmente ao expor esse metal ao ar ou mais energicamente quando se fornece energia ao sistema, no caso através da chama.

1.2 Propriedades do Íon Nitrito

Ao misturarmos as soluções de nitrito de sódio com o acido sulfúrico, observou-se a presença de um gás castanho,  que inclusive tonalisou as paredes do tubo de ensaio. Essa coloração foi devido a oxidação que o nitrito sofreu:

2 NaNO2 + 2 H2SO4 →2 NaSO4 + H2O + N2O3  + 2 H+

Após dividir-se a solução em dois tubos, aqueceu-se o primeiro e ao mesmo adicionou-se a solução de sulfato ferroso. Observou-se que a solução ficou marrom escura e com o resfriamento, ficou amarelada.

Reação de redução: (NO2)- + e- + 2H+  NO + H2O E° +0,984V

Reação de oxidação: Fe2+ + (NO2)- + 2H+  NO + H2O + Fe3+ E° -0,771V

Reação global: Fe2+ + (NO2)- + 2H+  NO + H2O + Fe3+ E° 0,213V

Foi bem expressiva a mudança de coloração pois o íon Fe2+ incolor se oxidou a Fe3+ ficando castanha. Essa reação ocorre em meio acido, por isso a adição de H2SO4.

Após o resfriamento, adicionou-se ao mesmo tubo, uma solução de NaOH. Observou-se o aparecimento de um precipitado amarronzado com aparentemente duas fases: