Óxidos de Grupo do Nitrogênio

Aula: 29
Temática: Óxidos de Grupo do Nitrogênio
Nesta aula veremos óxidos do grupo do nitrogênio. Acompanhe!
Óxidos do Grupo do Nitrogênio: Todos os óxidos de nitrogênio apresentam ligações
múltiplas pπ–pπ entre os átomos de nitrogênio e oxigênio. Isso não ocorre com os
elementos mais pesados do grupo. São conhecidos os seguintes grupos de nitrogênio:
Óxido de dinitrogênio, N2O2
Óxido de nitrogênio, NO
Trióxido de dinitrogênio, N2O3
Dióxido de nitrogênio, NO2
Tetróxido de dinitrogênio, N2O4
Pentóxido de dinitrogênio, N2O5
Trióxido de nitrogênio, NO3
Hexóxido de dinitrogênio, N2O6
O estado de oxidação pode variar de (+1) a (+5). Os óxidos inferiores são neutros e os
superiores são ácidos. O N2O é um gás estável e pouco reativo. É preparado pela
cuidadosa decomposição térmica de nitrato de amônio fundido a cerca de 280ºC, pois
explode quando aquecido fortemente. Também pode ser obtido aquecendo-se uma
solução de NH4NO3 acidificada com HCl.
NH4NO3 → HNO3 N2O + 2H2O
O principal uso do N2O é como propelente em sorvetes. Como é inodoro, insípido e
não tóxico, satisfaz as rígidas exigências da legislação adotada para os alimentos. É
usado como anestésico, principalmente, por dentistas. É conhecido como gás
QUÍMICA INORGÂNICA
hilariante, porque a inalação de pequenas quantidades desse composto provoca
euforia. Possui uma molécula linear.
O NO (óxido nítrico) é um gás incolor e um importante intermediário na fabricação do
ácido nítrico pela oxidação catalítica da amônia (processo Oswald). No laboratório, o
NO é preparado pela redução de HNO3 diluído com Cu ou pela redução de HNO2 com
I:
3Cu + 8HNO3 → 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O
2HNO2 + 2I- + 2H+ → 2NO + I2 + 2H2O
O NO é um óxido neutro e não é anidrido de nenhum ácido. O NO possui 11 elétrons
de valência, logo é impossível que todos estejam emparelhados, pois a molécula
possui um número ímpar de elétrons, e esse gás é paramagnético.
É diamagnético nos estados líquido e sólido, porque se dimeriza formando O-N-N-O.
O NO, prontamente, forma compostos de coordenação com íons de metais de
transição. Esses complexos são denominados nitrosilas. A reação de Fe2+ e o NO
forma o complexo [Fe(H2O)5NO]2+, responsável pela cor marrom no”teste do anel” na
análise qualitativa de nitratos. O N2O3 só é estável a baixas temperaturas.
Pode ser obtido pela condensação de quantidades equimolares de NO e NO2 ou pela
reação de NO com uma quantidade apropriada de O2. O NO2 é um gás tóxico
castanhoavermelhado, produzido em larga escala por oxidação de NO no processo
Ostwald para obtenção do ácido nítrico. No laboratório, é preparado aquecendo o
nitrato de chumbo:
2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2
O NO2 é obtido na forma de um líquido castanho que se torna pálido com a diminuição
da temperatura e transforma-se finalmente num sólido incolor. Essa molécula com
número ímpar de elétrons é paramagnética e muito reativa. O N2O4 se forma pela
reação de dimerização do NO2, um composto diamagnético.
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O NO2 e o N2O4 são fortemente ácidos quando úmidos. A molécula do NO2 é angular e
a molécula do N2O4 é plana. O N2O4 líquido pode ser utilizado como solvente nãoaquoso. Ele sofre auto-ionização:
N2O4 ↔ NO+ + NO3-
O N2O4 líquido é particularmente útil como solvente para preparar nitratos metálicos
anidros e também complexos com o íon nitrato. O N2O5 no estado gasoso decompõe
em NO2, NO e O3. O NO3 pode ser formado tratando-se N2O5 com O3.
O fósforo, o arsênio e o bismuto formam menos óxidos do que o N, provavelmente
devido à incapacidade dos mesmos de formar ligações duplas pπ–pπ. O P2O3 é
dimérico e deveria ser representado como P4O6, e não como P2O3. O P4O6 possui
quatro átomos de P nos vértices de um tetraedro, com seis átomos de O situados ao
longo das arestas.
Logo, cada O está ligado a dois átomos de P. As estruturas do As4O6 e do Sb4O6 são
semelhantes. O Bi2O3 é iônico. Como o fósforo amarelo é mais reativo que o N2, todos
os óxidos de fósforo (ao contrário dos óxidos de nitrogênio) podem ser obtidos pela
combustão do fósforo ao ar.
P4 + 3O2
→
P4O6
(quantidade limitada de ar)
O P4O6 é um sólido branco mole, obtido pela reação do fósforo com uma quantidade
limitada de ar. Ele é removido da mistura reacional e purificado por destilação. O P4O6
queima ao ar formando P4O10.
P4O6 + 2O2 → P4O10
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O As4O6 e o Sb4O6 são obtidos pela combustão dos metais ao ar ou em atmosfera de
oxigênio, já que esses elementos apresentam uma menor tendência de formar os
óxidos superiores.
O As4O6 também pode ser obtido pelo aquecimento de minerais como As4O6 ou As2S3
na presença de ar. Tanto o As4O6 como o Sb4O6 são muito tóxicos. O P4O10 é o óxido
de fósforo mais importante do elemento P.
Sua estrutura se assemelha ao do P4O6. Cada átomo de P forma três ligações com
átomos de oxigênio. Existem cinco elétrons na camada de valência do fósforo.
Três deles foram usados nessas ligações e os outros dois formam um par isolado,
apontando para fora, em cada um dos vértices da unidade tetraédrica.
O par isolado dos quatro átomos de P forma uma ligação coordenada com um átomo
de oxigênio. O P4O10 absorve a água do ar ou de outros compostos, tornando-se
pegajoso.
Por causa dessa grande afinidade por água, ele é usado como agente secante, e,
finamente dividido, é muitas vezes espalhado sobre lã de vidro e usado como agente
secante. O seu principal uso é na produção de ácido fosfórico.
Estamos prestes a terminar a unidade, revise o conteúdo e não se esqueça
de pesquisar, pois é de extrema importância para a complementação do seu estudo.
Nós nos veremos na próxima aula!
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