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Dióxido de azoto

Dióxido de azoto. Carlos Corrêa Departamento de Química (FCUP) Centro de Investigação em Química (CIQ). N. N O O. 119 pm. 119 pm. O. O. 134º.

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Dióxido de azoto

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Presentation Transcript

  1. Dióxido de azoto Carlos Corrêa Departamento de Química (FCUP) Centro de Investigação em Química (CIQ)

  2. N N O O 119 pm 119 pm O O 134º O dióxido de azoto, NO2, é um gás castanho-avermelhado que pode facilmente ser observado quando se trata cobre metálico com ácido nítrico concentrado, na presença de ar. 2 HNO3(conc.) + 3 Cu(s) + 6 H+(aq) 3 Cu2+(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l) Incolor 2 NO(g) + O2 (ar) 2 NO2(g) Castanho-avermelhado O NO2 tem um electrão desemparelhado; é um radical livre. Pode dimerizar, dando N2O4: O O 2 O = N = O N – N O O

  3. Pode, também, preparar-se a partir de nitrito em meio ácido: O anião nitrito, em meio ácido, é protonado sucessivamente: NO2¯(aq) + H+(aq) HNO2(aq) + HO-N=O(aq) + H+(aq)  HO––N=O(aq) H O ácido nitroso protonado decompõem-se dando o catião NO+(agente de nitrosação de aminas): + HO––N=O(aq)  H2O(l) + NO+(aq) H que reage com NO2¯ dando NO e NO2: NO2¯+ NO+  NO(g) + NO2(g)

  4. Já se referiu que o monóxido de azoto, NO (ou óxido nítrico), é rapidamente oxidado a NO2pelo oxigénio do ar. 2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g) Vamos preparar NO numa seringa e observar a formação de NO2 (acastanhado) quando se mistura O2.

  5. Preparação de NO a partir de HNO3 conc. + Cu Barquinha NO(g) HNO3 + Cu2+ Cu(s) 8 HNO3(conc.) + 3 Cu(s) 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)

  6. Oxidação de NO(g) com O2(g) CLICAR O2(g) NO(g) Reparar na alteração da cor do gás na seringa (formação de NO2)

  7. Preparação de NO e NO2 em seringa Barquinha com NaNO2 HCl(aq) aspirado para a seringa

  8. Preparação de NO e NO2 em seringa Barquinha com NaNO2(s) CLICAR

  9. Propriedades ácidas do NO2 +4 +3 +5 Dismutação 2 NO2(g) + H2O(l)  HNO2(aq) + HNO3(aq) NO2(g) HNO2(aq) + H2O(l)  NO2¯(aq) + H3O+(aq) HNO3(aq) + H2O(l)  NO3¯(aq) + H3O+(aq)

  10. O NO2 e outros óxidos de azoto, quando libertados para a atmosfera, contribuem para a ocorrência de chuvas ácidas CLICAR NO2 NO2 Solução levemente alcalina (c/ Indicador Universal)

  11. CLICAR NO2(g) Solução neutra

  12. Oxidação do NO2 pelo KMnO4 MnO4 ¯+ 8 H+ + 5 e¯ Mn2+ + 4 H2O NO2 + H2O  NO3¯ + 2 H+ + e¯ (× 1) (× 5) MnO4 ¯+ 5NO2+ H2O Mn2+ + 5 NO3¯ + 2 H+ Rosa Incolor Incolor Rosa

  13. CLICAR NO2 KMnO4(aq)

  14. Oxidação do NO2 pelo Br2 Br2+ 2 e¯ 2 Br ¯ NO2 + H2O  NO3¯ + 2 H+ + e¯ (× 1) (×2) Br2 + 2 NO2 + 2 H2O 2 Br ¯ + 2 NO3¯ + 4 H+ Incolor Amarelo-acastanhado

  15. CLICAR NO2(g) Br2(aq)

  16. Equilíbrio 2 NO2(g) N2O4(g) O O 2 O = N = O N – N O O A reacção é exotérmica (DH = -57,2 kJ / mol) pois forma-se uma ligação; o equilíbrio é deslocado no sentido directo quando se baixa a temperatura. 2 NO2(g) N2O4(g) Castanho Amarelo ténue Arrefecendo a mistura, a cor torna-se menos intensa, como veremos a seguir.

  17. Água quente Água fria

  18. Mais NO2 Temperatura mais alta Menos NO2 Temperatura mais baixa

  19. A reacção dá-se com diminuição do número de moléculas no estado gasoso: 2 NO2(g) N2O4(g) Quando se aumenta a pressão, o equilíbrio desloca-se no sentido directo (menor número de moléculas) para se opor ao aumento da pressão. Vamos verificar isto experimentalmente.

  20. O efeito não é tão nítido como no caso da alteração da temperatura Pressão mais alta Maior quantidade de NO2 Pressão mais baixa Pressão mais baixa

  21. F I M

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