Procedimento experimental

Procedimento experimental

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Introdução

Os elementos do grupo do Nitrogênio

O grupo 15 da tabela periódica é formado por nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto. Presentes no grupo 15 da tabela periódica, mais conhecidos como grupo do nitrogênio, sendo um grupo não muito fácil de ser classificado devido às diferenças entre as propriedades químicas e físicas dos elementos de seu grupo, que variam bruscamente (por exemplo, o gás nitrogênio é quase inerte, o fósforo, um ametal mole, que é tão reativo com a atmosfera que entra em ignição). Com exceção do nitrogênio, são todos sólidos em condições normais. Arsênio, antimônio e bismuto são importantes materiais semicondutores, com um caráter forte de metal. Variam muito de um para o outro, e geralmente formam compostos covalentes devido ao número de elétrons na última camada.

Todos os elementos desse grupo possuem cinco elétrons no nível eletrônico mais externo. Os estados de oxidação dos elementos desse grupo variam entre –3 a +5, sendo que o nitrogênio e o fósforo são encontrados em todos os estados possíveis de oxidação. Sua configuração da camada de valência é ns2np3.

A maioria dos compostos formados pelos elementos do grupo V é covalente. A remoção dos cinco elétrons da camada de valência implica numa energia de ionização muito elevada, de modo que não se formam íons +5. Contudo, os elementos maiores do grupo bismuto e antimônio podem ser transformados em íons +3, perdendo três de seus elétrons externos.

Neste grupo apenas o nitrogênio existe sob a forma de molécula diatômica, devido ao fato de que os demais átomos do grupo são grandes e seus tamanhos dificultam o estabelecimento de duas ligações.

Uma das propriedades importantes dos elementos do grupo 15 é que à medida que o número atômico aumenta no grupo, aumenta-se também o seu tamanho e aumenta seu caráter metálico, sendo que o único elemento desse grupo que é considerado um metal é o bismuto, presente no final do grupo, os demais - arsênio e antimônio - são classificados como semi-metais, e o nitrogênio e fósforo são considerados não-metais, sendo que o nitrogênio é encontrado na sua forma pura na forma de um gás incolor e quase inerte na atmosfera.

Nitrogênio

O nitrogênio na sua forma livre é um gás incolor quase tão inerte quanto os gases nobres, ele é simbolizado pelo símbolo N foi primeiramente reconhecido por Lavoisier, ao ver que se tratava de um elemento químico independente e a identificá-lo em certos compostos minerais, deu-lhe o nome de azoto que significa “sem vida”, mas, coincidentemente, sabe-se que não existiria vida como a conhecemos sem o nitrogênio.

Mas atribui-se a Daniel Rutherford a descoberta do nitrogênio em 1772, porque o cientista foi o primeiro a publicar suas descobertas, mas, na Grã-Bretanha, os químicos Joseph Priestley e Henry Cavendish e, na Suécia, Carl Wilhelm Scheele também descobriram o elemento na mesma época. O nome nitrogênio foi criado em 1790, por Jean-Antoine Chaptal, após a descoberta de sua relação com o ácido nítrico.

O nitrogênio é muito raro na crosta terrestre, mas em compensação o elemento é o principal componente da nossa atmosfera com cerca de 76 % em massa sendo que essa abundancia não é tão comum em nosso sistema solar (como por exemplo Marte tem apenas 2,6% de nitrogênio, o que impede a existência de plantas neste planeta, devido à necessidade de nitrogênio para o crescimento das plantas, entretanto ele não pode ser usado diretamente nelas, devido a energia de ligação do nitrogênio que é uma energia muito alta o que torna o nitrogênio na forma de gás quase tão inerte quanto os gases nobres).

Para poder ser usado, o nitrogênio deve ser combinado com outros compostos como, por exemplo, a amônia NH3, onde é combinado com átomos de hidrogênio, de conhecido odor característico e irritante, é um gás incolor resultante da combinação direta do nitrogênio com o hidrogênio sob temperatura elevada, comercializado normalmente como solução aquosa. Ela emprega como fertilizante e como fonte de vários compostos nitrogenados comercialmente importantes.

Outro composto nitrogenado, o ácido nítrico HNO3 é um ácido forte, também de larga aplicação científica e industrial, sendo o nitrogênio um composto muito importante cientificamente q comercialmente empregado a muitos outros compostos de grande valor e importância.

Fósforo

A palavra fósforo vem do latim "phosphorus", que por sua vez se originou no grego "phosphoros", formada de "phos" (luz) e do sufixo "phoros” (portador), ele é representado pelo símbolo P na tabela periódica, descoberto em 1669 pelo alquimista alemão Hennig Brand que o preparou a partir da urina, da qual, em sua experiência tentou obter resíduos da destilação. O resultado foi um material que brilhava no escuro. Devido a isso o termo fosforescência passou a designar genericamente a propriedade de certas substâncias de emitir luz sem combustão.

O fósforo é muito difundido na crosta terrestre, sendo quase 12% da sua composição, e existe sob três formas alotrópicas: o fósforo branco, vermelho e preto.

O fósforo branco é uma variedade venenosa e instável, sendo muito perigoso o seu manuseio devido a ele se oxidar espontaneamente a temperaturas próximas de 40º C, gerando uma intensa luminosidade e liberando grande quantidade de calor, por isso ele deve ser conservado imerso em água. Suas moléculas são formadas por quatro átomos de fósforo, formando um tetraedro.

O fósforo branco apresenta uma afinidade muito grande pelos demais elementos, podendo formar com eles numerosos compostos, sendo um redutor bastante enérgico se oxidando facilmente.

Aquecendo-se o fósforo branco a temperaturas entre 250º C e 300º C por algumas horas, obtém-se o fósforo vermelho, uma variedade muito estável e não-venenosa, formada por dois tetraedros de átomos de fósforo ligados um ao outro. Essa variedade é usada nas superfícies ativas das caixas de fósforo. Aquecendo o fósforo branco a cerca de 200º C, porém, a alta pressão, forma-se a terceira variedade o fósforo negro. Trata-se de uma forma polímera, constituída de várias moléculas tetraédricas unidas entre si, formando longas cadeias. É uma substância cinza-escura e de densidade maior do que as outras formas alotrópicas.

As propriedades do fósforo presente no 3º período do grupo se diferem muito significativamente das do nitrogênio, seu raio atômico é cerca de 50% maior do que o do hidrogênio, logo assim dois átomos de fósforo são muito grandes para se aproximar e formar uma molécula diatômica. Dessa forma, enquanto o nitrogênio pode formar ligações com ligações múltiplas, como por exemplo, o N2O3, já o fósforo forma outras ligações simples, como por exemplo o P4O6, o tamanho do seu átomo e a disponibilidade da camada 3d. Isso significa que o fósforo pode formar ate 6 ligações, enquanto o nitrogênio pode formar apenas quatro.

Arsênio

O arsênio, representado na tabela periódica pelo símbolo As, é um semi-metal conhecido desde a antiguidade, hoje usado principalmente em ligas de chumbo, como eletrodo e baterias e como semicondutor, sendo o arseneto de gálio usado em lasers em leitores de CDs. O arsênio é encontrado em meteoritos, o que indica que ele é um composto encontrado em abundancia no universo.

O arsênio é considerado um metal pesado e muito tóxico. Os efeitos tóxicos e muitas vezes letais do arsênio, já descritos por Dioscórides no século I, foram à causa de grande número de envenenamento ao longo da história, como o que ocasionou a morte de Napoleão.

Na indústria, o arsênio também é usado como clarificador do vidro, como mordente na impressão dos tecidos de algodão é empregado na pintura de quadros e na obtenção de fogos brancos. O amarelo-real das tintas a óleo é o trissulfeto de arsênio.

Antimônio

O antimônio é representado na tabela periódica pelo símbolo Sb é um semi-metal estável a temperatura ambiente. Conhecido desde a antiguidade, é um elemento de grande tamanho, mas não é um elemento muito abundante na crosta terrestre. Sua forma estável é um metal de cinza prateado, sua utilização é na indústria de semicondutores para a construção de diodos, detectores infravermelhos, em componentes de baterias e acumuladores.

Bismuto

O bismuto é um metal de aparência metálica, faz parte dos elementos que como a água se expande sob solidificação, de grande vapor comercial e pouco abundante. O bismuto é empregado, sobretudo, em ligas especiais que fundem a baixas temperaturas, sendo também muito utilizado em produtos terapêuticos. Como a maioria dos metais, é um ótimo condutor de eletricidade.

Encontra-se em estado livre em pequenas quantidades em diversas regiões da América, Europa e Ásia, e os depósitos mais produtivos são os de San Baldomero, na Bolívia. Entre os principais países produtores figuram os Estados Unidos, Peru, México, Bolívia, Canadá e Japão.

Objetivos

Observar experimentalmente as características químicas dos elementos pertencentes à família 5ª da tabela periódica, com destaque especial para o nitrogênio.

Procedimento experimental

a) Materiais utilizados

- Tubos de ensaio;

- Solução saturada de NH4Cl;

- Solução saturada de NaNO2;

- Água destilada;

- Cuba de vidro;

- Bico de Bunsen;

- Tubo de ensaio com saída lateral;

- Mangueira de borracha;

- Fitas de magnésio;

- Pinça metálica;

- Pipetas (volumétricas e graduadas);

- Bastão de vidro;

- Papel indicador de pH;

- Solução de fenolftaleína;

- Solução concentrada de HCl (6 mol/L);

- Solução de NH4OH;

- Béqueres;

- Chapa de aquecimento;

- Cadinho;

- Tela de amianto;

- Tripé;

- Solução de NiSO4.6H2O;

- Solução de NaOH;

- Suporte universal;

- Pinça de madeira.

b) Procedimento

1 - Entalpias de combustão do N2 e do Mg

Nesta parte do experimento, foi montado um esquema prendendo-se o tubo de ensaio com saída lateral ao suporte universal, por meio de uma garra, acima do bico de Bunsen. Neste tubo de ensaio, prendeu-se a mangueira de borracha na saída lateral. Com a cuba cheia de água, encheu-se parcialmente um segundo tubo de ensaio, deixando-se sua abertura dentro da água, e introduzindo-se a mangueira de borracha no seu interior. Adicionou-se então, ao tubo de ensaio com saída lateral, 4 ml de solução saturada de NH4Cl e 4 ml de solução saturada de NaNO2, e aqueceu-se a solução resultante. O gás liberado na reação, durante o aquecimento, foi recolhido no tubo de ensaio imerso na cuba com água. Em seguida, retirou-se o tubo da água tampando-se a boca do tubo com o dedo e arrolhando, observando-se, após o recolhimento, o odor, a cor e a solubilidade do gás.

Após, com uma pinça metálica, pegou-se uma fita de magnésio metálico, e colocou-se a fita na chama do bico de Bunsen, fazendo-a entrar em combustão. Ainda em processo de combustão, a fita foi colocada no tubo contendo o gás recolhido. Em seguida, foi adicionada uma pequena quantidade de água destilada ao tubo, e o pH dos vapores desprendidos foram testados com papel indicador.

2 - Formação de sais de amônio e amoniacatos

Esta parte do experimento foi realizada na capela, devido ao uso de solução concentrada de HCl. Em um tubo de ensaio, foram adicionados aproximadamente 5 ml de solução de NH4OH. Em seguida, molhou-se a ponta de um bastão de vidro na solução de HCl concentrada, e aproximou-se o bastão da boca do tubo de ensaio, observando-se o que ocorreu.

Em uma segunda parte desta etapa, obteve-se Ni(OH)2, um precipitado verde, através da reação entre NaOH e NiSO4.6H2O. A este precipitado foram adicionados alguns ml de solução de amoníaco, observando-se as transformações ocorridas, como alteração de cor e de temperatura.

3 - Equilíbrio em solução de amoníaco

Foram adicionados 10 ml de solução de NH4OH concentrada em um béquer, diluindo-se com 20 ml de água destilada. Adicionou-se também 2 gotas de fenolftaleína, e dividiu-se a solução em três béqueres. O primeiro béquer permaneceu somente com a solução, sem sofrer nenhum processo, para servir de referência para a comparação posterior. O segundo béquer foi submetido a aquecimento, e ao terceiro béquer foi adicionada uma pequena quantidade de NH4Cl. Em seguida, observou-se a alteração na coloração da solução, após o aquecimento e a adição de NH4Cl, comparando-se com a solução do primeiro béquer.

4 - Decomposição de sais de amônio

Adicionou-se, em um cadinho, uma pequena quantidade de NH4Cl sólido. Em seguida, aqueceu-se o cadinho sobre a chama do bico de Bunsen, decompondo-se o sal.

Após, repetindo-se o procedimento adotado para o recolhimento de gás na etapa 1, adicionou-se ao tubo de ensaio com saída lateral 2 g de NH4Cl, 3 ml de água destilada e 6 ml de solução de NaOH 3 mol/L, aquecendo-se a solução e recolhendo-se em um segundo tubo de ensaio imerso em água, através da mangueira de borracha, o gás desprendido na reação. Retirando-se o tubo cuidadosamente, tampando-se a saída do tubo com o dedo e arrolhando-se em seguida, foram observadas características como odor, cor e solubilidade.

Resultados e discussões

Obtenção do nitrogênio e suas propriedades

No tubo contendo soluções saturadas de cloreto de amônio e de nitrito de sódio aquecido, obteve-se o gás nitrogênio no tubo previamente cheio de água Este pressionava a água a sair do tubo, observando assim a pressão que o gás exerce sobre a água empurrando a água para fora do tubo. Observou-se também outras características como a cor do gás, o odor, e a solubilidade, sendo respectivamente incolor, cheiro de sal de fruta, e não solúvel em água. A solubilidade pode ser explicada pela pressão que o gás exerceu na água, sendo que se o gás fosse solúvel, provavelmente não exerceria tal pressão, se dissolvendo no líquido, e não o empurrando.

A obtenção do nitrogênio é descrita na reação abaixo:

NaNO2 + NH4Cl  NaCl + N2(g) + 2H2O

Após a obtenção do nitrogênio em tubos de ensaio, colocou-se a fita de magnésio em inicio de combustão no tubo com uma maior quantidade de gás nitrogênio. Observou-se, então, que enquanto o magnésio desceu pelas paredes do tubo, ouviu-se um pequeno estampido e as paredes do tubo de ensaio pode-se observar um sólido branco proveniente da formação do óxido de magnesio que começou a ser gerado no inicio da combustão do magnésio.

Colocou-se água e então, em meio aquoso, mediu-se o pH da solução ficando o papel tornassol com coloração verde azulada, com pH entre 6 e 7, levemente ácido. O gás nitrogênio é levemente caustico (básico), o óxido de magnésio, com pH 10,3, por sua vez, também básico e a água tem seu pH neutro. O fato de o pH ser encontrado entre os valores de 6 e 7 pode ser causada pela influência do calor, ou medida incorreta do pH. A reação é descrita abaixo:

MgO + H2O + N2(g)  N2(g) + Mg(OH)2

Equilíbrio em solução de amoníaco (realizada na capela):

Quando diluiu-se, com água destilada, a solução de amoníaco e adicionou-se fenolftaleína, notou-se a cor rosa, indicando meio básico.

Após distribuir-se a solução em três béqueres, o primeiro béquer foi colocado pra aquecer, e notou-se que durante o aquecimento a coloração rósea ficou mais clara. Por esta característica, pode-se perceber que houve liberação de amônia, reconhecida também pelo odor), indicando que houve a evaporação da amônia e, consequentemente, a diminuição da concentração de amônia na solução e, portanto, da basicidade do sistema. A reação segue descrita abaixo:

NH4OH(aq) NH3(g) + H2O

No segundo béquer, adicionou-se cloreto de amônio em pó à solução de amoníaco e agitou-se, verificando-se que a solução adquiriu coloração rosa, indicando teor básico, uma vez que a solução de amoníaco com cloreto de amônio formou amônia, água e íons de H+ e Cl- dissociados como descreve a reação abaixo:

NH4OH + NH4Cl + H2O  2 NH3 + 2H2O + H+ + Cl-

No terceiro béquer, a coloração ficou rosa indicando teor de base, isso se deve pelo motivo de que o NH4OH em solução se dissocia formando amônia e água conforme descrita a reação abaixo:

NH4OH ↔ NH3(g) + H2O

Comparando- se as três cores, pode-se analisar que a temperatura influencia no equilíbrio da reação, deslocando o mesmo para o meio ácido.

O cloreto de amônio não influencia na reação porque a solução continua básica, isso se explica pelo fato de que em solução aquosa se comporta como uma base transformando-se num íon amônio, NH4+, com um átomo de hidrogênio em cada vértice.

Decomposição dos sais de amônio

Durante a calcinação, houve uma constante liberação de nuvens brancas e densas, proveniente da formação de cloreto de amônio. Este fato se explica pela decomposição do cloreto de amonio sólido, que, ao receber calor libera amônia e ácido clorídrico gasoso, formando novamente, quando cessa a fonte de calor, o cloreto de amônio sólido, que permanece em suspensão no ar. Segue a reação descrita abaixo:

NH4Cl NH3(g) + HCl(g)

NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)

Em seguida, o gás de amônia foi obtido aquecendo-se cloreto de amônio com hidróxido de sódio diluídos em água, identificando-se a natureza do gás pelo odor apresentado.

Segue a reação descrita abaixo:

NH4Cl + NaOH NaCl + NH3(g) + H2O

Formação de sais de amônio e amoniacatos:

Quando aproximou-se o bastão de vidro molhado com HCl concentrado ao frasco contendo solução de amoníaco, observou que houve a formação de uma nuvem branca, formada rapidamente. Logo, concluímos que esta era formação de cloreto de amônio, baseados na reação:

NH4OH + HCl  NH4Cl + H2O

Após, em um tubo de ensaio já com o hidróxido de níquel (II) em forma de precipitado verde, já obtido anteriormente pelo professor, adicionou-se solução de amoníaco e observou-se que a reação absorveu calor. No início da reação, o sistema apresentou uma coloração verde clara, mas passado alguns segundos, o sistema ficou azul, indicando que houve reação e formação de uma outra substância. Os sais de amônio dissolveram o precipitado verde de hidróxido de níquel (II) e com isso formou-se a solução de hexaminoniquelato (II), que é de coloração azul. Segue as reações de obtenção do níquel e a formação de hexaminoniquelato respectivamente:

NiSO4.6H2O(aq) + NaOH(aq)  Ni(OH)2verde + Na2SO4 + 6 H2O

Ni(OH)2 + NH3 [Ni(NH3)6 ]2+ + 2 OH-

Conclusões

Pode - se perceber o caráter estável do nitrogênio e a sua baixa reatividade. Percebeu-se o caráter fortemente básico da amônia que faz dela um excelente doador de elétrons que forma sais de amônio [NH4] +. Observou-se que o nitrogênio reagem com diversos elementos e muitas moléculas geralmente estáveis.

Referências

SHRIVER, D.F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. Tradução de Maria Aparecida Gomes. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2003.

BROWN, T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. Tradução de Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.

ATKINS, P. JONES, L. Chemistry: Molecules, Matter and Change. 4 ed. 2000.

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