Thiago Sales | comentários
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.
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)
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.
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)2 ↓verde + Na2SO4 + 6 H2O
Ni(OH)2 + NH3  [Ni(NH3)6 ]2+ + 2 OH-
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.