Grupo 14 e 15

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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
GRADUAÇÃO EM QUÍMICA - BACHARELADO
PROFESSOR MAURÍCIO MELO
LEVI BARRETO DA LUZ
REBECCA BAPTISTA ALVES DE OLIVEIRA
PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS ELEMENTOS DOS GRUPOS 14 E 15
Niterói - RJ
Junho de 2023
1. Introdução
2.1 Grupo 14
O grupo 14 possui caráter covalente predominante e alta energia de ligação, criando
uma tendência de compartilhar elétrons. Todos os elementos do grupo, exceto o chumbo,
possui no mínimo uma fase sólida e nos experimentos é possível comprovar essas tendências.
Evidenciar o caráter anfótero de óxidos e estabilidade de íons, tendo atenção às propriedades
ácido-base dos componentes do grupo.
Com foco nos elementos do grupo, o silício é o segundo elemento mais comum na
crosta terrestre (depois do oxigênio) e é a espinha dorsal do mundo mineral. Não é
classificado como um metal ou não-metal, mas um metalóide. O silício é inerte, reagindo
principalmente com halogênios. As plantas dependem de silicatos (como [SiO4]4-) para
manter os nutrientes no solo, onde suas raízes podem absorvê-los[1]. A sílica tem sido usada
há milênios na criação de cerâmica e vidro. Na história mais recente, o nome "Vale do
Silício" atesta a importância do elemento na indústria da computação — se o carbono é a
espinha dorsal da inteligência humana, o silício é a espinha dorsal da inteligência artificial.[2]
Já o carbono possui uma quantidade quase inumerável de diferentes compostos, mas vários
compostos inorgânicos são particularmente importantes. O monóxido de carbono (CO) é
usado para sintetizar outros compostos de carbono, reduzindo compostos metálicos a
produtos utilizáveis e em combinação com outros gases como combustível. Os carbonetos,
compostos de carbono e metais, são usados em muitos processos industriais, muitas vezes
para estabilizar outras estruturas metálicas; o carboneto de cálcio é usado para fabricar
compostos químicos industriais. Finalmente, tem-se o chumbo que possui estabilidade em um
estado de oxidação de 2 ou 4. Seus óxidos têm muitos usos industriais como agentes
oxidantes, como cátodos em células de armazenamento de chumbo-ácido.[3]
2.2. Grupo 15
O grupo do nitrogênio possui grande variação de estados de oxidação e elementos
com formas alotrópicas, como o fósforo. Outra característica do grupo é siua tendência
regular em relação a energia de ionização, diminuindo com o aumento do grupo. Com centro
na afinidade eletrônica, o grupo 15 contém sub-nível estável por estar com o orbital
preenchido pela metade identidade de um grupo que foi evidenciado nos experimentos.
Junto com carbono, hidrogênio, oxigênio e enxofre, os dois primeiros membros desse
grupo, nitrogênio e fósforo, são os principais elementos químicos incorporados aos sistemas
vivos. O nitrogênio e o fósforo são prontamente removidos do solo pelo crescimento das
plantas e, portanto, são componentes imensamente importantes dos alimentos vegetais. Os
fertilizantes comerciais representam a respectiva composição percentual em peso do material
em termos de nitrogênio, óxido fosfórico e óxido de potássio. O nitrogênio nos fertilizantes
pode estar na forma de nitratos de sódio ou potássio, amônia, sais de amônio ou várias
combinações orgânicas. Esses mesmos elementos, nitrogênio e fósforo, também podem ser
usados de maneiras menos úteis para o homem. Os explosivos na guerra convencional são
fortemente dependentes de seu conteúdo de compostos de nitrogênio, e os gases nervosos
mortais são compostos de compostos orgânicos de fósforo.[4]
2. Procedimento Experimental
2.1 Grupo 14
2.1.1 Adsorção da superfície do carvão ativo
Em um béquer colocou-se 1g de carvão ativo, adicionou-se 20mL de água destilada e
20 gotas da solução de azul de metileno. Deixou a reação sob aquecimento e agitação durante
20 minutos. Enquanto a reação se processou, montou-se a aparelhagem para a filtração.
Esperou-se a reação resfriar e filtrou-se a reação. Observou o aspecto do filtrado.
2.1.2 Preparação de Silício, Siliceto e Silano
Pesou-se dentro de um cadinho de porcelana 0,520 g de SiO₂ e 0,740 g de magnésio
metálico. Em seguida, homogeneizou-se ,com auxílio de um graal, até os compostos estarem
bem misturados. Com o recipiente tampado, levou-se ao aquecimento com auxílio de um bico
de Bunsen. Após observar o composto flambar, retirou-se da fonte de aquecimento e
esperou-se o resfriamento do recipiente. Feito isso, adicionou-se 2,5 ml de água destilada e 1
ml de HCl 3 mol/L e observou-se o aspecto da reação. Com a ajuda de uma espátula,
retirou-se uma amostra do sólido presente no fundo do cadinho colocando-a em outro
recipiente. Adicionou-se algumas gotas de NaOH 6 mol/L na amostra e analisou-se a reação.
2.1.3. Comparação da hidrólise do bicarbonato, carbonato e silicato de sódio
Primeiramente colocou-se a água destilada para ferver. Separou-se dois tubos de
ensaio e colocou-se 20mg de hidrogênio carbonato de sódio e 20mg de carbonato de sódio
respectivamente. Adicionou-se a água recém fervida e mediu-se o pH. Anotou-se os pHs de
cada tubo.
2.1.4. Hidrólise dos íons Sn⁺² e Pb²⁺
Foram separados dois tubos de ensaio, rotulados como 1 e 2. Acrescentou-se 2 ml de
água destilada em cada um e mediu-se o pH. Adicionou-se uma pequena quantidade de SnCl₂
e Pb(NO₃)₂, nos tubos 1 e 2, respectivamente, e agitou-se até os sais se solubilizam por
completo. Mediu-se o pH das soluções novamente e adicionou-se 20 gotas de NaOH 6 mol/L
em cada tubo. Observou-se o aspecto das soluções e anotou-se os resultados. Realizou-se
todo o processo novamente substituindo NaOH por NH₄OH.
2.1.5. Comparação das propriedades ácido-base dos óxidos SnO₂ e PbO
Separou-se quatro tubos de ensaio e colocou-se duas pontas de espátula de SnO2 nos
dois primeiros tubos, nos demais colocou-se duas pontas de espátula de PbO. No tubo 1 e 3
adicionou-se 2ml de NaOH 6 mol L-1 e nos demais tubos adicionou-se 2ml de HCL 6 mol L-1.
Se a agitação não for suficiente, aqueça. Anotou-se a cor e aspecto das soluções em cada
tubo.
2.2. Grupo 15
2.2.1. Preparação dos Óxidos de Nitrogênio
Separou-se um tubo de ensaio para análise do N2O. Colocou-se 200mg de NH4NO3 ou
1ml da solução saturada do mesmo e deixou sob aquecimento. Para observação do NO,
adicionou-se 250mg de cobre metálico a um tubo de ensaio com saída lateral com uma
mangueira conectada. Adicionou-se 3ml de HNO3 2mol L-1 e preparou-se dois tubos de
ensaio um com 2ml de água destilada e outro com 2ml de água destilada junto a 10 gotas de
KI 0,1 mol L-1, tampou-se o tubo de saída lateral com uma rolha e deixou-se sob
aquecimento. Com o foco no NO2, colocou-se 500mg de cobre metálico num tubo com uma
mangueira conectada e preparou-se dois tubos de ensaio um com 2ml de água destilada e
outro com 2ml de água destilada junto a 10 gotas de KI 0,1 mol L-1 .Em seguida adicionou-se
2ml de HNO3 concentrado e tampou o tubo de saída lateral. Todo procedimento foi realizado
sob exaustão dentro de uma capela.
2.2.2. Reatividade dos nitrito e nitrato e seus respectivos ácidos
Em dois béqueres de 50ml adicionou-se 10ml de água destilada e colocou-se 40mg de
NaNO3 e 40ml de NaNO2 respectivamente. Em seguida, adicionou-se 1ml de H2SO4 e 1ml de
KI em ambos os béqueres.
2.2.3. Combustão do fósforo vermelho
Pegou-se uma ponta de espátula de fósforo vermelho com uma espátula de porcelana.
Dentro da capela ligada, colocou-se a substância em contato com a chama do um bico de
Bunsen para realizar sua queima. Durante o processo, coletou-se uma porção do gás formado
em um balão de fundo redondo fixo em um suporte e tampou-se em seguida. Feito isso,
adicionou-se 40 ml de água destilada no balão e agitou-se até o gás ser dissolvido. Mediu-se
o pH da solução e coletou-se uma amostra de 1 ml em tubo de ensaio. Acrescentou-se
algumas gotas de Ca(OH)₂ 0,1 mol/L e observou-se o aspecto da solução.
2.2.4. Propriedades oxidantes da água régia
Dentro da capela, adicionou-se 2 ml de HNO₃ e 6 ml de HCl, ambos concentrados,
em umbéquer de 50 ml. Em seguida, adicionou-se um pequeno pedaço de estanho na solução
e observou-se o aspecto do metal.
2.2.5. Equilíbrio químico amônio/amônia
Adicionou-se uma ponta de espátula de NH₄Cl em um tubo de ensaio. Dentro da capela
ligada, aqueceu-se o tubo com o bico de Bunsen até observar a sublimação do sal na saída do
recipiente. Aguardou-se o tubo esfriar, adicionou-se 2 ml de água destilada e mediu-se o pH
da solução. Adicionou-se 1 ml de NaOH 3 mol/L e levou-se ao aquecimento novamente com
um papel de filtro contendo algumas gotas de solução de Nessler na saída do tubo.
Observou-se o aspecto do papel e anotou-se os resultados.
3. Resultados
3.1 Grupo 14
3.1.1 Adsorção da superfície do carvão ativo
O carvão ativado tem sua estrutura composta basicamente por carbono, que é um
alótropo e polimorfo. Carbono tem tendência a formar cadeias por sua alta energia de ligação
entre eles (canetação), e o grafite é composto por carbonos sp2 realizando lig. van der waals
com ligação pi ressonante, que possibilita a absorção do azul de metileno. O filtrado é
transparente, muito diferente da solução que tinha uma coloração preta predominante com o
carvão sólido.
3.1.2 Preparação de Silício, Siliceto e Silano
Aquecendo a mistura de magnésio metálico e sílica, ocorre-se a decomposição
térmica da sílica, formando silício e gás oxigênio. O silício reage com magnésio formando o
siliceto de magnésio, composto com coloração característica escura. Ao adicionar HCl no
siliceto, é produzido o gas silano e cloreto de magnésio. Na mistura de óxido de silício com
magnésio ocorre a quebra de ligação da molécula resultando em uma reação exotérmica. Com
a quebra de ligação o magnésio se liga ao silício ,formando o siliceto, e também forma seu
óxido, óxido de magnésio. Na reação do siliceto com o ácido clorídrico há a formação do
silano, que é instável, onde houve produção de gás com possibilidade de combustão devido a
instabilidade do composto. Os silanos, com seu maior número de elétrons e forças
intermoleculares mais fortes, são menos voláteis que seus análogos de hidrocarbonetos.
6Mg (s) + 2SiO2 (s) → Si(s) + Mg2Si (s) + 4MgO (s)[5]
Mg₂Si (s) + 4HCl (aq) → SiH₄ (g) + 2MgCl₂
Si (s) + 2HCl (aq) → HSiCl₃ + H₂ (g)
Si (s) + 4NaOH (aq) → Na4SiO4 (s) + 2H2 (g)
3.1.3. Comparação da hidrólise do bicarbonato, carbonato e silicato de sódio
Nesse experimento pode-se observar a hidrólise básica do bicarbonato, carbonato e
silicato de sódio. O pH pode ser explicado pela eletronegatividade dos elementos envolvidos,
o ânion SiO3
2- é mais eletronegativo, está mais disponível para realizar ligações e possui
interação mais forte entre Si-O. O segundo maior pH é do carbonato, envolvendo carbono
que é menos eletronegativo que o Si é mais eletronegativo do que o Na, e finalmente o
bicarbonato.
NaHCO3 (s) + H2O (l) → HCO3- (aq) + NaOH (aq) pH = 9
Na2CO3 (s) + H2O (l) → CO3
2- (aq) + NaOH (aq) pH = 11
SiO3
2- (s) + H2O (l) → SiO3
2- (aq) + NaOH (aq) pH = 13
Hidrólise
CO3
2- + H2O ⇆ HCO3 + OH-
HCO3- + H2O ⇆ H2CO3 + OH-
一一一一一一一一一一一一一一
CO3
2- + 2H2O ⇆ H2CO3 + 2OH-
3.1.4. Hidrólise dos íons Sn⁺² e Pb²⁺
O pH inicial da água foi de 7, e após solubilizar os sais, o pH marcado foi de 6,5 para
ambos. Ao adicionar NaOH, notou-se que a solução no tubo 1 apresentou pouca precipitação
com pH de valor 5, enquanto o tubo 2 mostrou uma maior precipitação com valor de pH 6,5.
A energia de ionização do chumbo é maior que a do estanho fazendo com que suas ligações
se apresentem mais fortes. Por conta disso, mostrou uma menor solubilização na solução.
A reação com NH₄OH produziu uma solução precipitada tanto para o chumbo quanto
estanho. Isso nos indica um caráter ácido dos íons Sn²⁺ e Pb²⁺, uma vez que se mostraram
mais reativos em meio mais acidificado.
SnCl₂ (s) + H₂O (l) → Sn²⁺ (aq) + 2Cl⁻ (aq)
Sn²⁺ (aq) + 2Cl⁻ (aq) + 2NaOH(aq) → Sn(OH)₂ (s) + 2NaCl (aq)
Sn²⁺ (aq) + 2Cl⁻ (aq) + 2NH₄OH (aq) → Sn(OH)₂ (s) +2NH₄Cl (aq)
Tubo 2:
Pb(NO₃)₂ (s) + H₂O (l) → Pb²⁺ (aq) + 2NO₃⁻ (aq)
Pb²⁺ (aq) + 2NO₃⁻ (aq) + 2NaOH (aq) → Pb(OH)₂ (s) + 2NaNO₃ (aq)
Pb²⁺ (aq) + 2NO₃⁻ (aq) + 2NH₄OH(aq) → Pb(OH)₂ (s) + 2NH₄NO₃ (aq)
3.1.5. Comparação das propriedades ácido-base dos óxidos SnO₂ e PbO
Esse experimento visa verificar o caráter anfótero dos hidróxidos. Observando o
experimento, o dióxido de estanho reagiu com excesso de base mas com ácido não aconteceu.
A menor interação do estanho é explicada pela sua maior eletronegatividade que gera menor
interação. O estanho no dióxido de estanho tem um nox de 4+ sendo mais eletronegativo que
chumbo com nox de 2+.
SnO2
-2 (s) + 2 OH- (aq) = SnO3
-2+ H2O (l) Pouco reagiu
PbO (s) + OH- (aq)→ [Pb(OH)4] (aq) Anfótero
SnO2 (s) + H+ (aq) → X
PbO (s) + H+ (aq) → Pb + H2O (l) Anfótero
3.2. Grupo 15
3.2.1. Preparação dos Óxidos de Nitrogênio
Nitrato de amônio se decompõe e houve produção de fumaça branca composta por
óxido nitroso. Com o cobre, primeiro houve produção de gás castanho e posteriormente
adquiriu uma coloração azul com pH 2,5, em contato com ácido nítrico produz nitrato de
cobre que possui aspecto físico de cristal azul. O dióxido de nitrogênio teve as mesmas cores
da reação do óxido nítrico, porém com maior velocidade. Hidrólise do óxido nitroso e nitrato
e o iodeto de potássio tem a oportunidade de adquirir outros estados de oxidação. O gás
castanho é a aparência do dióxido de nitrogênio.
NaNo3 (s) + Δ → 2NaNo2 (s) + O2 (g)
Cu (s) + 4 HNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) + 2 H2O (l) + 2 NO2 (l)
3.2.2. Reatividade dos nitrito e nitrato e seus respectivos ácidos
A diferença entre o nitrato e nitrito de sódio são os potenciais de redução. O nitrato
em contato com a água adquiriu uma coloração amarelada enquanto o nitrito de sodio com a
água obteve uma coloração marrom. O potencial de redução do nitrato é maior que o do
nitrito, quanto mais positivo o potencial de redução maior a afinidade da espécie por elétrons
e tendência a ser reduzida.
NaNO2 (s) + H2O (l) → NaOH (aq) + HNO2 (aq)
NaNO3 (s) + H2O (l) → HNO3 (aq) + NaOH (aq)
3.2.3. Combustão do fósforo vermelho
O fósforo branco possui uma estrutura tetraédrica e fórmula molecular P₄, podendo
estar presente tanto na forma líquida como gasosa. É altamente reativo em contato com o ar e
quando aquecido sem a presença de oxigênio, suas moléculas se rearranjam formando
ligações em cadeia, produzindo, assim, o fósforo vermelho.[6] Esse composto se apresenta
bem mais estável que o fósforo branco e por isso é mais seguro de se manusear. Ao ser
submetido a ação de atrito ou aquecimento, ocorre a quebra dessas ligações e como
consequência tem-se a formação de fósforo branco novamente, que entra em combustão ao
entrar em contato com o oxigênio, evidenciando suas formas alotrópicas.
Ao queimar o fósforo vermelho, P₄ reagiu com O₂ produzindo P₄O₁₀, um gás denso
que foi coletado no balão.
P₄ (s) + 5O₂ (g) → P₄O₁₀ (g)[5]
Ao adicionar água destilada no gás coletado, produziu-se fosfina e ácido fosfórico,
resultando numa solução ácida, comprovada pelo pH de valor 3 mensurado.
2P₄ (g) + 12H₂O (l) → 5PH₃(g) + 3H₃PO₄ (aq)[5]
Após adicionar Ca(OH)₂ na amostra coletada, ocorreu-se a neutralização da solução,
formando Ca₃(PO₄)₂ e H₂O. Por se tratar de um sal pouco solúvel, dado seu Kps 2,07×10⁻³³ [7]
, o fosfato de cálcio se precipitou na solução formando o sólido branco observado.
H₃PO₄ (aq) + Ca(OH)₂ (aq) → Ca₃(PO₄)₂ (s) + 6H₂O (l)[5]
3.2.4. Propriedades oxidantes da água régia
A atuação da água régia em processos de oxirredução se torna tão eficaz devido ao
grande poder oxidante do ácido nítrico e o papel de contra íon dos ânions de Cl⁻. A tendência
do nitrogênio em alcançar um número de oxidação + 3 a fim de alcançar uma maior
estabilidade, promove a transição do íon NO₃⁻ o qual o nitrogênio possui NOX +5, para NO
onde o nitrogênio possui o NOX igual a +2. Através da redução desse do íon ocorre a
oxidação do Sn⁰ a Sn⁺⁴ que interage com o Cl⁻ por efeito de sua eletronegatividade, formandoSnCl₄.
HNO₃ (aq) + HCl (aq) → NOCl (g) + Cl₂ (g) + H₂O (l)[5]
Sn (s) + NO₃⁻ (aq) + 4Cl⁻ (aq) + H⁺ (aq) → SnCl₄ + NO (g) + H₂O (l)[5]
3.2.5. Equilíbrio químico amônio/amônia
Aquecendo cloreto de amônio em altas temperaturas, obtém-se a decomposição do sal
em dois compostos gasosos e incolores: NH₃ e HCl. A reação de decomposição do cloreto de
amônio é um processo reversível, ou seja, o fornecimento de calor favorece a formação de
NH₃ e HCl (endotérmico), e o resfriamento direciona a reação para a formação de NH₄Cl
novamente (exotérmico). Devido a isso ocorreu-se um acúmulo de sal observado na borda
superior do tubo de ensaio.
A velocidade de difusão dos gases está diretamente ligada à sua massa. Quanto mais
leve é a molécula, mais rápido ela irá se expandir. Devido a NH₃ (MM 17,03 g/mol) se
apresentar mais leve que HCl (MM 36,46 g/mol), sua molécula se expande mais rápido e
escapa do tubo. Como consequência, a concentração de HCl se torna maior e ao solubilizar o
conteúdo do tubo em água, uma solução mais ácida é obtida. Em razão disto o pH medido
apresentou valor 5.
Adicionado NaOH na solução de NH₄Cl , ocorreu a formação de NH₃, NaCl e H₂O.
Através do teste de reagente de Nessler comprovou-se a presença de amônia gasosa.
NH₄Cl ⇌ NH₃ (g) + HCl (g)[5]
NH₄Cl (s) + H₂O (l) → NH₄⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)[5]
NH₄⁺ (aq) + Cl⁻ (aq) + NaOH (aq) → NH₃ (g) + NaCl (aq) + H₂O (l)[5]
4. Conclusão
O presente relatório nos possibilitou um melhor entendimento das propriedades e
mecanismos dos elementos do grupo 14 e 15. A tendência do carbono em formar cadeias
entre si devido a sua grande energia de ligação faz com que ele se mostra bastante eficaz na
absorção de compostos. Através do aquecimento, acidificação e a alcalinização dos
compostos de silício, obteve-se produtos com diferentes propriedades. Os íons de chumbo e
estanho apontaram um caráter mais ácido em solução aquosa, enquanto seus hidróxidos se
comportaram com propriedades anfóteras.
Os experimentos com o nitrogênio mostraram que esse elemento pode apresentar diversos
estados de oxidação quando presente em compostos com eletronegatividade diferentes. Sua
ação oxidativa se mostrou bastante eficaz nas reações de oxirredução. Já o elemento fósforo
apresentou uma grande reatividade com o oxigênio, e o produto de sua queima em solução
aquosa apresentou um caráter ácido.
5. Referências
1. Petrucci et al. General Chemistry: Principles & Modern Applications, 9th Edition. New
Jersey: Pearson Education, Inc., 2007.
2. Sadava et al. Life: The Science of Biology, 8th Edition. Sunderland, MA: Sinauer
Associates, Inc., 2008.
3. Group 14: General Properties and Reactions. Chemistry LibreTexts. Disponível em:
.
4. Nitrogen group element | Properties, Uses, & List | Britannica. In: Encyclopædia
Britannica. [s.l.: s.n.], 2023. Disponível em:
.
5. Departamento de Química Inorgânica, UFF, Apostila de guia de práticas para disciplina de
Química Inorgânica Experimental, 5º ed., 2023.
6. Gary L. Miessler, Paul J. Fischer, Donald A. Tarr, Química inorgânica 5ª ed. São Paulo:
Pearson Education do Brasil, 2014.
7. USP, Tabela de constantes de produto de solubilidade Disponível em
 Ultimo acesso em 01 de junho de 2023.
https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/2029915/mod_resource/content/1/tabela_solubilidade_portugu%C3%AAs.pdf
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