Adelaide Viveiros / Zênis Rocha (adaptado de "NITROGÊNIO e FÓSFORO: elementos e compostos ")

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Grupo 15: Nitrogênio e Fósforo

Introdução

O elemento nitrogênio é um dos componentes dos aminoácidos e das proteínas

presentes em todos os animais. Além disso, é um importante nutriente necessário ao

desenvolvimento das folhas. Embora a atmosfera terrestre seja muito rica no gás nitrogênio (N2)

– 78%, a utilização do elemento (N) pelos seres vivos não é um processo simples, devido à

baixa reatividade do nitrogênio molecular (N2).

Para que as plantas possam usar o nitrogênio do ar atmosférico é preciso que, antes,

ele seja transformado em algum composto, como por exemplo, amônia ou nitratos. A

transformação do nitrogênio em compostos úteis é um processo conhecido como fixação de

nitrogênio.

O nitrogênio é obtido, em escala industrial, condensando o ar e, em seguida, realizando

uma destilação fracionada deste ar liquefeito.

No laboratório, o gás nitrogênio pode ser obtido por decomposição térmica de sais, tais

como, nitrito de amônio (NH4)NO2 ou azida de sódio (NaN3).

Amônia é obtida industrialmente pelo processo Haber-Bosch, que é um dos principais

meios artificiais de fixação do nitrogênio. Este processo consiste na reação catalítica entre os

gases nitrogênio e hidrogênio, sob condições de temperatura e pressão elevadas. Mais de 80%

da amônia produzida é usada na indústria de fertilizantes.

No laboratório, o gás amônia pode ser obtido a partir da reação entre um sal de amônio

(por exemplo, NH4C) e uma base forte. Este gás, ao ser recolhido em água contendo um

indicador de pH, pode ser identificado através da evidência de seu caráter básico e quando

recolhido isenta de água manifesta o seu caráter oxidante.

A amônia é um gás incolor, de odor pungente, que, em água, reage com a mesma,

aceitando prótons, formando íons hidróxido (OH) e amônio (NH4+). Atua, portanto, como uma

base de Brönsted-Lowry (pKb = 4,75).

NH3(g) + H2O() NH4+(aq) + OH(aq) Kb = 1,8 x105

Curso: Licenciatura em Química

Disciplina: Química Inorgânica Experimental II - QUI 401

Prof. André Rosa Martins

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Além da amônia, muitos outros compostos inorgânicos de nitrogênio são de grande

importância industrial e laboratorial. Entre eles tem-se um dos mais importantes ácidos

inorgânicos, o ácido nítrico. Essa substância, usada extensivamente na produção de

fertilizantes e explosivos, destaca-se por ser um ácido de Brönsted-Lowry forte, um poderoso

agente oxidante e por suas propriedades nitrantes, de particular interesse na química orgânica.

O fósforo é sólido à temperatura ambiente e existe em várias formas alotrópicas. Uma

delas, o fósforo branco, altamente tóxico, é formada de moléculas tetraédricas P4 e queima

espontaneamente ao ar, a uma temperatura de cerca de 35oC, formando o óxido P4O10. Como

ele não reage com água, é mantido imerso nesta substância.

Nitritos (NO2) e nitratos (NO3

), dois oxoânions comuns do nitrogênio, são usados como

aditivos em alimentos. São adicionados a carnes industrializadas e molhos, mas o uso destas

substâncias deve ser cauteloso, pois o nível de nitrito não deve exceder 200 mg kg-1, e o de

nitrato 500 mg kg-1. Estes compostos podem agir sobre a hemoglobina oxidando o ferro e

diminuindo a sua capacidade de transportar o oxigênio. Além disso, reagem com aminas

secundárias produzindo nitrosaminas, que são reconhecidas como substâncias cancerígenas.

O ácido fosfórico dá origem a três séries de sais: dihidrogenofosfatos, (H2PO4),

hidrogenofosfatos (HPO42) e fosfatos (PO4

3). Estes sais são muito usados como fertilizantes.

O fosfato de cálcio é o principal reagente para a obtenção dos fertilizantes “superfosfatos”, os

quais são obtidos por reação deste sal com o ácido sulfúrico.

Objetivos

Obter o gás nitrogênio e verificar seu comportamento quanto à combustão.

Obter o gás amônia e verificar seu caráter básico.

Estudar a reatividade do fósforo frente ao gás oxigênio.

Estudar o comportamento de oxoânions do nitrogênio e do fósforo em água.

Comparar o poder oxidante do H+ com o do NO3.

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Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 1 a seguir, através do qual você vai obter o

gás N2 e testar seu comportamento quanto à combustão.

EXPERIMENTO 1

1. Em um tubo de ensaio, colocar 3 mL de uma solução saturada de cloreto de amônio e 5 mL

de solução saturada de nitrito de sódio. Caso não tenha esta solução, pode usar o nitrito

sólido.

2. Aquecer o tubo até ocorrer desprendimento de gás.

3. Introduzir, no tubo, uma haste incandescente, cuidadosamente, sem deixá-la entrar em

contato com a solução, mas apenas com o gás que está sendo formado.

O que acontece com a haste incandescente após ser introduzida no tubo?

O que é possível concluir a partir do que você observou?

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 2 a seguir, no qual você vai obter o gás

amônia (NH3) e identifica-lo através de seu caráter básico.

EXPERIMENTO 2

1. Em um tubo de ensaio seco, colocar cerca de 1,0 g de cloreto de amônio, NH4C, e 1,0 g de

hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, misturá-los e aquecer a mistura. Com cuidado, sinta o

cheiro do gás desprendido.

2. Recolher o gás em outro tubo de ensaio contendo água destilada com duas gotas de

fenolftaleína.

O que você observou quanto à coloração da solução?

Sabendo que a fenolftaleína é uma substância que em pH acima de 8,0 torna-se vermelha,

como você explica o fato observado?

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Prepare-se, agora, para realizar o EXPERIMENTO 3 a seguir, no qual a amônia vai

atuar como uma base de Lewis.

EXPERIMENTO 3

1. Em um tubo de ensaio grande, dissolver um pouco de sulfato de cobre (II) em água.

Qual é a cor da solução obtida? Escreva uma equação que represente o que ocorreu.

2. Adicionar, lentamente e com agitação, solução diluída de amônia.

3. Transferir parte do sólido para um tubo de ensaio e adicionar amônia concentrada até

consumo de todo sólido.

O que você observou?

O que você acha que isso significa?

O que você pode concluir quanto às forças relativas da amônia e da água como bases de

Lewis? Por quê?

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 4 a seguir, e comparar a ação oxidante das

espécies H+ e NO3. Além disso, você vai verificar o comportamento do dióxido de nitrogênio em

água.

EXPERIMENTO 4

1. Em dois tubos de ensaio colocar alguns grânulos de cobre (pouca quantidade).

2. A um deles, adicionar 2 mL de ácido clorídrico 6 mol L-1 e, ao outro, 2 mL de solução de

ácido nítrico, também 6 mol L-1.

Observe e anote, em ambos os tubos, indícios ou não de ocorrência de reação.

3. Fechar o tubo contendo ácido nítrico com uma rolha de borracha à qual foi adaptado um

tubo em U. (Ver FIGURA 1)

4. Mergulhar a outra extremidade do tubo em U em outro tubo de ensaio contendo solução de

tornassol (um indicador ácido-base).

Anote qualquer alteração observada na solução contendo o indicador.

Sugira explicações para suas observações do item 2 e para as do item 4. Procure as

informações que considere necessárias para as explicações.

A seguir, você vai fazer o EXPERIMENTO 5 para testar a reatividade de fósforo

branco, frente ao ar, e a reat do pentóxido de fósforo, frente a água. Antes, porém, procure

informações sobre essas substâncias no Manual de Emergência.

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EXPERIMENTO 5

ATENÇÃO: ESSE EXPERIMENTO DEVE SER FFEITO NA CAPELA!

1. Com uma pinça de metal, retirar um pequeno pedaço de fósforo branco, de dentro do

recipiente onde ele se encontra imerso em água, e colocá-lo em um cadinho.

2. Segurar o cadinho com uma pinça de madeira e aquecê-lo, com cuidado e suavemente.

Cessar o aquecimento assim que iniciar a queima e, imediatamente, cobrir o cadinho com

um béquer.

Observe o material formado com a queima e descreva-o.

3. Colocar cerca de 2 mL de água destilada no béquer contendo o produto da queima do

fósforo e medir o pH da solução formada.

Sugira explicações para suas observações do item 2 e para as do item 3. Procure as

informações que considere necessárias para as explicações.

FIGURA 1

Tubo com indicador

Tubo de onde será produzido o gás

Rolha

Bibliografia Consultada

1. VIVEIROS, A. e ROCHA, Z." NITROGÊNIO e FÓSFORO: elementos e compostos". Manual

de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA.

2. LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4th ed, São Paulo: Edgard Blucher

Ltda.,1996, p. 200-225.

3. ROCHA, Z.N., VIVEIROS, A. M. e SIMPLÍCIO, L. T. Aulas Práticas de QUI-002: Nitrogênio

e alguns de seus compostos. UFBA, Instituto de Química, Salvador – BA, 2005.

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4. SHRIVER, D. F & ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida

B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.