Verificar As Propriedades Oxidantes E Redutoras Dos NO3-e NO2-frente A Diferentes Reagentes.

INTRODUÇÃO

Do grego nitron genes (formador de nitro, nome que era comum para onitrato de potássio). Compostos de nitrogênio são usados desde a Idade Média. Os alquimistas já conheciam o ácido nítrico. Nitrato de sódio ou de potássio (salitre) é ingrediente de pólvora e um dos primeiros fertilizantes agrícolas.

Foi descoberto pelo químico e físico escocês Daniel Rutherford em1772. Ele removeu o oxigênio e o dióxido de carbono do ar e verificou que, no gás residual, não havia combustão ou vida.

O nitrogênio gasoso N2 representa 78, 084% da atmosfera terrestre em volume e 75,5% em peso. É detectado em estrelas, em espaços interestelares, em atmosferas de planetas e outros astros (é principal componente da atmosfera de Titã, o maior satélite de Saturno). Nitrogênio é encontrado em todos os organismos vivos. A destilação fracionada do ar liquefeito é o processo básico. É normalmente subproduto da produção de oxigênio para fins industriais e medicinais. Lavoisier chamou o nitrogênio de azoto, que significa sem vida. Entretanto, compostos de nitrogênio são encontrados em alimentos, fertilizantes, venenos, explosivos.

O gás é incolor, inodoro e geralmente considerado inerte. O líquido também é inodoro e incolor, parecido com a água. Em condições normais, é um gás de molécula diatômica (N2)

Por ser elemento natural da atmosfera, o nitrogênio gasoso não é, em princípio, nocivo.

Mas a concentração acidental em ambientes reduz o teor de oxigênio, podendo provocar asfixia e morte.

Se respirado em pressões acima de 3 bar (mergulho abaixo de 30 metros, por exemplo), tem efeito anestésico,podendo provocar a Narcose de nitrogênio. Há também a dissolução no sangue e a descompressão rápida pode ser fatal devido à formação de bolhas. Nitrogênio líquido é substância criogênica e o contato com a pele pode causar graves queimaduras.

O ciclo do nitrogênio é um dos processos mais importantes para os seres vivos.

Embora o gás seja relativamente inerte, bactérias no solo são capazes de fixar o nitrogênio na forma de fertilizantes para as plantas. Animais que as comem, incorporam o nitrogênio como componente de proteínas. O ciclo se completa quando outras bactérias convertem os compostos de nitrogênio usados em gás. Nitrato de sódio (NaNO3) e nitrato de potássio (KNO3) são formados pela decomposição de matéria orgânica com sais desses metais.

Outros compostos inorgânicos comuns são, por exemplo, ácido nítrico (HNO3), amônia (NH3),óxidos (NO, NO2, etc.), cianetos (CN-), etc.Com o hidrogênio forma o amoníaco (NH3) e a hidrazina (N2H4). O amoníaco líquido - anfótero como a água - atua como uma base em solução aquosa formando íons amônio (NH4+).

O mesmo amoníaco comporta-se como um ácido em ausência de água, cedendo um próton a uma base, dando lugar ao ânion amida (NH2-). Também se conhece largas cadeias e compostos cíclicos de nitrogênio, porém, são muito instáveis

OBJETIVO

Verificar as propriedades oxidantes e redutoras dos NO3-e NO2-frente a diferentes reagentes.

MATERIAIS UTILIZADOS

Balança analítica

Bico de bursen

Espátulas

Papel de Filtro

Pinça de madeira

Pipeta

Tela de amianto

Tripé de ferro

Tubos de ensaios

Vidro de relógio

REAGENTES UTILIZADOS

Ácido Nítrico

Ácido Sulfúrico concentrado

Carvão em Pó

Nitrato de Potássio em Pó

H2SO4 2,18 M

Solução de FeSO4

Solução de KOH 30 %

Solução de NaCr2O7 1M

Solução de NaI 1M

Solução de NaNO2 3M

Zinco Metálico

Solução de KNO3 1M

PROCEDIMENTO

Parte I

1. Colocou-se 1 mL da solução de sulfato ferroso e 3 mL de ácido sulfúrico concentrado, em um tubo de ensaio.

2. Adicionou-se cuidadosamente à mistura, deixando escorrer pelas paredes do tubo de ensaio, 1 mL de ácido nítrico 1:1

3. Em outro tubo de ensaio adicionou-se 2 mL de solução de KNO3e 3mL de solução de hidróxido de potássio, 30%.

4. Adicionou-se à solução uma pequena quantidade de zinco metálico e aqueceu-a.

5. Identificou-se o gás formado pelo cheiro.

6. Pesar um papel de filtro 1,51g de KNO3, 0,22g de enxofre e 0,24g de carvão. Misturar cuidadosamente com o auxílio de uma espátula, os reagentes sobre o vidro de relógio.

7. Deitou-se a mistura sobre a tela de amianto e aqueceu-se

Parte 2

1 Em um tubo de ensaio, colocou-se 1 mL da solução de NaNO2, 3 mol/L.

2 Adicionou-se ao tubo de ensaio 0,5 mL de H2SO4, 2,18 mol/L. observar a coloração da solução .

3 Reservar o tubo de ensaio para posterior observação.

4 Em outro tubo de ensaio juntou-se 3 mL de NaNO2 e 3 mL de H2SO4, 2,18mol/L.

5 Adicionou-se a mistura 1mL da solução de Na2Cr 2O7, 1 mol/L, e aquecer e observar.

6 Em um terceiro tubo de ensaio adicionou-se 2 mL de NaNO2, 3 mol/L, e NaI, 1mol/L.

7 Adicionou-se à solução 0,5 mL de H2SO4, 2,18 mol/L, e observou-se.

RESULTADOS