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Propriedades do HNO 3

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Propriedades do HNO3

Em escala industrial, essa síntese é feita em pressões reduzidas para diminuir a quantidade de óxido de nitrogênio (NO2).

O ácido nítrico é feito pela reação do dióxido de nitrogênio com água:

3 NO2(g) + H2O → 2 HNO3(aq) + NO(g)

Normalmente, o NO é produzido e oxidado rapidamente pelo oxigênio do ar para produzir uma quantidade adicional de NO2.

NO2 encontra-se normalmente em equilíbrio com o N2O4 em fase gasosa:

NO2 N2O4

Gás marrom Gás incolor

Propriedades do HNO3

No laboratório, o ácido nítrico pode ser preparado pela reação entre nitrato de cobre (II) ou um sal de nitrato com ácido sulfúrico concentrado (H2SO4). Destila-se a mistura no ponto de ebulição do ácido nítrico (83°C) até um sólido branco cristalino de hidrogeno sulfato ser observado no vaso reacional.

H2SO4(aq) + NO3-(aq) → HSO4

-(s) + HNO3(aq)

Propriedades do HNO3

Propriedades ácidas

Sendo um ácido típico, o ácido nítrico reage

com álcalis, óxidos básicos e carbonatos para

formar sais, como o nitrato de amônio.

O ácido nítrico não participa de reações com

metais, pois ele dificilmente doa seu próton.

Propriedades do HNO3

Reações com não-metais

Reage com esses elementos oxidando-os aos seus estados de oxidação mais elevados, com formação de óxido de nitrogênio e dióxido de nitrogênio, dependendo da sua concentração em solução.

C(s) + 4 HNO3 (CONC.) → CO2(g) + 4 NO2(g) + 2 H2O(g)

ou 3 C(s) + 4 HNO3 (DILUÍDO) → 3 CO2(g) + 4 NO(g) + 2 H2O(g)

Propriedades do HNO3 Propriedades oxidantes:

O mesmo ocorre na reação com metais.

Usando-se ácido nítrico concentrado:

Cu(s) + 4 H+(aq) + 2 NO3

−(aq) → Cu 2+

(aq) + 2 NO2(g) + 2 H2O(g)

Usando-se ácido nítrico diluído:

3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(g)

2 NO(g) + 3 O2(g) → 2 NO2(g)

Somente metais com baixas E.I. reagem com o ácido nítrico:

Mg(s) + 2 HNO3(aq) → Mg(NO3)2(aq) + H2(g)

Propriedades do HNO3

Reação do enxofre com HNO3

S8(s) + 2 HNO3(aq) → 2 H+(aq) + SO4

2-(aq) + 2 NO (aq)

Reação paralela em fase gasosa:

NO + ½ O2 → 2 NO2

Pequenas quantidades de NO2 também são

formadas junto com NO.

Propriedades do HNO3 Formação do ácido nítrico:

NaNO3(aq) + H2SO4 (aq) → HNO3 (aq) + NaHSO4 (aq)

Reação paralela:

HNO3(aq) → 4 NO2(g) + O2(g) + 2 H2O(l)

Forma mais completa:

4 NO3-(aq) + 2 H2SO4(aq) → 4 NO2(g) + O2(g) +

2 SO42-

(aq) + 2 H2O(l)

luz

Propriedades do HNO3

Reação com sulfato ferroso:

Como todos os sais de Fe(II), o sulfato ferroso é um

agente redutor. Ele reduz o ácido nítrico a oxido

nitroso:

6 Fe2+(aq) + 6 H+

(aq)+2 HNO3 (aq) → 6 Fe3+(aq) + 4 H2O(l) +

2 NO(g)

As reações paralelas do NO, descritas anteriormente,

também devem ser consideradas.

+2

+5

Reações de outros compostos

nitrogenados

1- Cloreto de amônio com hidróxido de potássio:

NH4Cl(s) + KOH(aq) → NH3(g) + KCl(aq) + H2O(l)

2- Cloreto de amônio e nitrato de sódio:

NH4Cl(s) + NaNO3 (aq) → NaCl(aq) + N2(aq) + 2 H2O(l)

Reações paralelas:

NH4+

(aq) + OH-(aq) → NH3(g) + H2O(l)

NH4NO3(g) → N2(g) + H2O(l)

Reações de outros compostos

nitrogenados

3- Cloreto de amônio e nitrito de sódio

NH4Cl(s) + NaNO2(aq) → NaCl(aq) + <NH4NO2>(g)

NH4NO2(g) → N2(g) + 2H2O(l)

(sob aquecimento essa reação é rápida)

Reações de outros compostos

nitrogenados

4- Cloreto de amônio e hidróxido de cálcio

2NH4Cl(s) + Ca(OH)2(aq) → CaCl2(aq) + 2NH3(g)

+ 2H2O(l)

NH3(g) + H2O(l) → NH4+

(aq) + OH–(aq)

(O meio torna-se básico, detectado, por exemplo, por fenolftaleína em sistema fechado).

Reações de outros compostos

nitrogenados

5- (NH4)2SO4(aq)+ 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) +

2H2O(l) + 2NH3 (aq)

6- H2SO4(aq) + NaNO2(aq) → 2 NaHSO4(aq) +

<HNO2>(aq)

<HNO2>(aq) → NO2 (aq) + NO (aq) + H2O (l)