A FORMAÇÃO DE ÓXIDOS NITROSOS

FORMAÇÃO DE ÓXIDOS NITROSOS

ANDRÉ LUÍS M. SANTALUCIA; KESIA KAROLINE F. DA SILVA; RÔMULO CARLOS DE CARVALHO.

Faculdade Pitágoras São Luís, Engenharia Química, Processos Industriais Inorgânicos.

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RESUMO – Ao adicionar-se um fio de cobre em uma solução de ácido nítrico concentrado, ocorre uma reação exotérmica de dissociação rápida, onde o cobre reage imediatamente com o ácido nítrico produzindo óxidos nitrosos como o monóxido e dióxido de nitrogênio, que são gases tóxicos e formando também nitrato de cobre (II). Pode-se observar que no início da reação a coloração da mesma é verde lima com a liberação de vapores castanhos-avermelhados e ao final nota-se uma coloração azul com ausência de vapores, mostrando que o fio de cobre parou de reagir com o ácido por completo e restando apenas nitrato de cobre (II).

1. INTRODUÇÃO

O nitrogênio é um elemento do Grupo 15 da tabela periódica e representa cerca de 78% da atmosfera em volume. O elemento parecia tão inerte que Lavoisier o chamou de azoto, que significa "sem vida". Porém, seus compostos são componentes vitais de alimentos, fertilizantes e explosivos. O gás nitrogênio é incolor, inodoro e geralmente inerte. Como líquido, também apresenta-se incolor e inodoro.

No processo de aquecimento do nitrogênio, ocorre a combinação direta com magnésio, lítio ou cálcio. Quando misturado com oxigênio e sujeito a faíscas elétricas, forma óxido nítrico (NO) e depois o dióxido de nitrogênio (NO2). Quando aquecido sob pressão com hidrogénio na presença de um catalisador adequado, formam-se formas de amoníaco (processo de Haber). Através de bactérias encontradas nas raízes de certas plantas, como o trevo, o nitrogênio é "fixado" na atmosfera. .

Dentre os compostos de nitrogênio mais usados em fábricas são a amônia e o ácido nítrico. A amônia é um gás que serve para preparar vários outros compostos de nitrogênio. O ácido nítrico é um líquido que entra na produção de fertilizantes, corantes, remédios e explosivos.

O ácido nítrico é um oxiácido de nitrogênio de fórmula HNO3 na qual o átomo de nitrogênio está ligado a um grupo hidroxila e por ligações equivalentes aos dois átomos de oxigênio. É um líquido incolor e possui um papel como solvente prótico e reagente. Além disso, é um ácido conjugado de um nitrato.

Utiliza-se o ácido nítrico na fabricação de nitratos inorgânicos e orgânicos e compostos nitro para fertilizantes, corantes intermediários, explosivos e muitos produtos químicos orgânicos diferentes. A exposição contínua ao vapor pode causar doenças como bronquite crônica e pneumonia. Na forma vermelho fumegante é um líquido amarelo pálido a castanho avermelhado, gerando fumos vermelho-castanhos e com um odor sufocante. É altamente tóxico por inalação e corrosivo para metais ou tecidos. 

O grau industrial é de cerca de 68% em água, o grau comercial está entre 52% e 68%, o ácido nítrico fumegante é 86% ou mais, enquanto concentrações acima de 95% são chamadas de fumegante branco ou ácido nítrico fumegante vermelho. É um poderoso agente oxidante e reage violentamente com muitos compostos não metálicos. Também reage com metais para dissolvê-los, formar óxidos metálicos, etc.

As reações entre o cobre e o ácido nítrico são exemplos de reações de oxidação-redução, onde o ganho de elétrons reduz um elemento e a perda deles oxida o outro. O ácido nítrico não é apenas um ácido forte, é um agente oxidante. Portanto, ele pode oxidar cobre para Cu+2. Vale ressaltar que as reações liberam vapores tóxicos e nocivos. Portanto, esta prática tem como principal objetivo a formação de óxidos nitrosos a partir da reação de óxido-redução entre o ácido nítrico e o cobre.

2. MATERIAIS E MÉTODOS

2.1 Materiais e reagentes

• Água destilada;
• Fenolftaleína alcoólica 1%;
• NaOH em pérolas;
• Ácido nítrico concentrado;
• Biftalato de potássio;
• Balão volumétrico 250 mL;
• Béquer 100 mL;        
• Erlemeyer 250 mL;
• Bureta 50 mL;
• Proveta 50 mL;
• Pipeta 5 mL;
• Balança analítica;
• Fio de cobre (Cu).

2.2 Procedimento Experimental

Preparo da solução de NaOH 0,1 M: Pesou-se 0,45 g de NaOH em uma balança analítica e após transferiu-se para um balão volumétrico onde continha certo volume de água isenta de carbono. Logo em seguida, completou-se o volume com água isenta de carbono até 100 mL.

Padronização do Biftalato de Potássio: Pesou-se 0,45 g de biftalato de potássio e transferiu-se para um erlemeyer de 250 mL. Em seguida, adicionou-se 25 mL de água destilada aquecida para a remoção de CO2. Utilizou-se o volume preparado da solução de biftalato de potássio para titulação com NaOH 0,1 mol/L. Titulou-se até o ponto de viragem de incolor para rosa intenso. Obteve-se o volume gasto de NaOH igual a 2,4 mL.

Ensaio das Soluções com o Cobre: Adicionou-se em um béquer 3 mL da solução de biftalato de potássio e 3 mL de ácido nítrico concentrado. Em um outro béquer, adicionou-se 6 mL de ácido nítrico concentrado. Em ambos os béqueres foi inserido uma peça de cobre e assistiu-se as reações.

3. RESULTADOS E DISCUSSÃO

No béquer 1, que continha a mistura de biftalato de potássio com ácido nítrico concentrado, não houve nenhuma reação aparente.

No béquer 2, observou-se que a reação do ácido nítrico com o fio de cobre produziu uma solução de cor verde lima intensa com vapores de cor castanho-avermelhado, também chamados de vapores rutilantes. Esses vapores são as misturas dos gases monóxido e dióxido de nitrogênio.