Carlos Corrêa – Dióxido de azoto
Dióxido de
azoto
Carlos Corrêa
Departamento de Química (FCUP)
Centro de Investigação em Química (CIQ)
Carlos Corrêa – Dióxido de azoto
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
119 pm
O
N
119 pm
134º
O
O NO2 tem um electrão
desemparelhado; é um
radical livre.
N
O
Pode dimerizar, dando N2O4:
O
N–N
2 O=N=O
O
O
O
O
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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)
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Já se referiu que o monóxido de azoto, NO (ou
óxido nítrico), é rapidamente oxidado a NO2
pelo 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.
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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)
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Oxidação de NO(g) com O2(g)
CLICAR
O2(g)
NO(g)
Reparar na alteração da cor do gás na seringa
(formação de NO2)
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Preparação de NO e NO2 em seringa
Barquinha
com NaNO2
HCl(aq) aspirado
para a seringa
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Preparação de NO e NO2 em seringa
Barquinha
com NaNO2(s)
CLICAR
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Propriedades ácidas do NO2
+4
Dismutação
+3
+5
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)
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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)
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CLICAR
NO2(g)
Solução neutra
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Oxidação do NO2 pelo KMnO4
(× 1)
MnO4 ¯ + 8 H+ + 5 e¯  Mn2+ + 4 H2O
(× 5)
NO2 + H2O  NO3¯ + 2 H+ + e¯
MnO4 ¯ + 5 NO2 + H2O  Mn2+ + 5 NO3¯ + 2 H+
Rosa
Incolor
Rosa
Incolor
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CLICAR
NO2
KMnO4(aq)
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Oxidação do NO2 pelo Br2
(× 1)
Br2 + 2 e¯  2 Br ¯
(×2)
NO2 + H2O  NO3¯ + 2 H+ + e¯
Br2 + 2 NO2 + 2 H2O  2 Br ¯ + 2 NO3¯ + 4 H+
Amarelo-acastanhado
Incolor
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CLICAR
NO2(g)
Br2(aq)
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Equilíbrio 2 NO2(g)
N2O4(g)
O
N–N
2 O=N=O
O
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.
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Água
quente
Água
fria
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Mais NO2
Temperatura mais alta
Menos NO2
Temperatura mais baixa
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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.
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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
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