Relatório Aula IV - Obtenção e Caracterização da Amônia

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Universidade Estadual de Maringá 
Centro de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
 
 
 
 
 
4° Prática 
Obtenção e Caracterização da Amônia 
(Exercícios de Aprendizado) 
 
 
 
 
Aluna: Adrielle Ávila – R.A: 109.370 
 
 
 
 
 
 
 
Maringá, abril de 2021 
 1. Introdução 
 1.1. Obtenção da amônia 
 A amônia (NH3) é um dos produtos químicos mais importantes para o ser 
humano, sendo uma das cinco substancia produzidas em maior quantidade no 
mundo. Sua importância está relacionada ao seu uso direto como fertilizante e 
por se constituir de matéria-prima para a fabricação de outros fertilizantes 
nitrogenados. A amônia também pode ser utilizada para a fabricação de 
explosivos plásticos. 
 Sir Willian Ramsey em 1898 fez uma previsão que aterrorizou a 
humanidade: a produção de alimentos cairia desastrosamente em razão da falta 
de fertilizante nitrogenados, isso porque até então só existiam fertilizante 
nitrogenados na forma natural e já se encontravam escassos. 
 Entretanto, o químico Fritz Haber com a ajuda do engenheiro William Carl 
Bosch, criou um processo de síntese da amônia, ou seja, ela poderia ser 
produzida de forma artificial, como mostra a reação abaixo: 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔) 𝛥𝐻 = −92,22𝐾𝐽 (1) 
 A figura 1 mostra o processo de síntese da amônia através do processo 
de Haber-Bosch. Primeiramente, introduz-se a mistura gasosa de N2 e H2 no 
reator. Após o estabelecimento do equilíbrio, essa mistura é transferida para um 
condensador, onde o NH3 liquefeito é retirado do sistema. A parte da mistura de 
N2 e H2 que não reagiu é levada novamente para o reator, repetindo-se o 
processo. A temperatura é de 400 a 600°C e a pressão de 140 a 340 atm. O 
catalisador usado é FeO com pequenas impurezas de AlO, MgO, CaO e K2O. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1 – Processo de Haber-Bosch 
 A partir dessas informações e conhecendo o Princípio de Le Chatelier, 
pode-se prever as condições que favorecem a produção de grandes quantidades 
de NH3: 
 - Baixas temperaturas: como a reação é exotérmica, a diminuição da 
temperatura provoca um deslocamento de equilíbrio para o produto. 
 - Altas pressões: o aumento da pressão provoca a contração do volume, 
o que desloca o equilíbrio para o produto, ou seja, para o lado de menor volume. 
 - Remoção do NH3 formado: quanto mais intensa e rápida for a retirada 
do NH3, mais intensamente o equilíbrio será deslocado para o produto. 
 - Catalisador: embora o catalisador não desloque o equilíbrio, ele 
aumenta a velocidade das reações, permitindo que o equilíbrio seja alcançado 
mais rapidamente. 
 2. Objetivos 
 Preparar e caracterizar a amônia através do sistema proposto, bem como 
calcular o rendimento da mesma e analisar as mudanças em seu equilíbrio. 
 3. Procedimento Experimental 
 3.1. Preparação da amônia 
 Montou-se o sistema conforme a figura 2, a seguir: 
Figura 2 – Aparelhagem de produção/obtenção de amônia 
 Para umedecer os tubinhos de vidro, colocou-se 15mL de água destilada 
na torre de absorção (2) já preenchida com tubinhos de vidro, tomando cuidado 
para que o nível da água na torre ficasse abaixo do tubo lateral. 
 Em um béquer de 100 ml colocou-se 20mL de água destilada e introduziu-
se neste o tubo de vidro com o bulbo, de modo que a ponta do tubo apenas 
tocasse a superfície da água contida no béquer. 
 Pesou-se em seguida, 2,0g de NH4Cl e 2,0g de NaOH em um vidro de 
relogio. Levou-se para a capela e fez-se a mistura dos dois compostos em um 
tubo de ensaio e conectou-o a aparelhagem. Em seguida, foi verificado se o 
sistema estava devidamente fechado. 
 Após isso, aqueceu-se o tubo levemente com o auxílio do bico de Bunsen, 
por cerca de 20 min. 
 Quando a torre de absorção esfriou transferiu-se todo o conteúdo contido 
na torre para um balão volumétrico de 100 ml com o auxílio de um funil. Usou-
se a solução contida no béquer para a lavagem da torre de absorção, de modo 
a recolher toda a amônia produzida até completar o volume do balão volumétrico. 
 3.2. Determinação do rendimento da reação 
 Com uma pipeta volumétrica, transferiu-se 10mL da solução do balão 
volumétrico para um erlenmeyer. Acrescentou-se três gotas do indicador de 
fenolftaleína e uma pequena quantidade de água destilada para uma melhor 
visualização do ponto de viragem (sem interferir na concentração de amônia). 
Uma bureta de 25mL foi-se lavada com uma solução de HCl (solução 
padronizada) e depois preenchida com a mesma. Depois foi-se realizada a 
titulação de sondagem, que consiste em realizar a titulação de forma lenta a fim 
de conhecer o ponto de viragem. Depois foram realizadas três titulações mais 
rápidas (já que é conhecido o valor próximo ao ponto de viragem). E depois 
calculou-se a média aritmética. 
 Com base na reação química feita para preparar a amônia, calculou-se a 
quantidade de NH3 teórica e, comparando com o valor determinado através da 
titulação, calculou-se o rendimento em %. 
 3.3. Equilíbrio na solução de amônia 
 Com uma proveta de 50mL, mediu-se 10mL da solução de hidróxido de 
amônia contida no balão volumétrico. Ainda na proveta, adicionou-se mais 20mL 
de água destilada. Em seguida, transferiu-se essa solução para um béquer, 
adicionou-se três gotas de fenolftaleína e transferiu-se a solução colorida para 
três erlenmeyers com aproximadamente 10mL cada. 
 Um dos erlenmeyers foi aquecido sobre uma tela de amianto. No outro 
erlenmeyer foi adicionado uma quantidade de umas duas espátulas de NH4Cl, 
sendo agitada a seguir. O terceiro erlenmeyer serviu para comparar as cores nos 
três frascos. 
 4. Resultados e discussões 
 4.1. Preparação da amônia 
 Após a montagem do sistema mostrado na figura 2, notou-se que ao longo 
do aquecimento, estava saindo água do tubo e, durante alguns momentos, no 
béquer contendo o tubo de vidro com bulbo, observou-se a formação de bolhas, 
representando que o gás NH3 estava sendo formado. 
 As reações que demonstram a formação da amônia estão descritas 
abaixo: 
NH4Cl(s) + NaOH(s)  NH3(g) + H2O(l) + NaCl(s) (1) 
NH3(g) + H2O(l)  NH4OH(aq)  NH4+ + OH- (2) 
 A reação 1 demonstra a produção de amônia dentro do sistema da figura 
2, gerando também um sal e água. Já na reação 2, acontece quando o conteúdo 
da torre de absorção é transferido para o balão volumétrico, quando a amônia 
entra em contato com a água, dá origem a uma base fraca, ou seja, está 
parcialmente dissociada em solução. 
 4.2 Determinação do rendimento da reação 
 Para determinar o rendimento da reação, for realizada uma titulação de 
10mL da solução do balão volumétrico com uma solução de HCl padrão de 
0,1032mol/L. Este processo foi realizado em triplicata, e ao final, tirou-se a média 
dos volumes utilizados para a titulação. 
𝑉𝐻𝐶𝑙 =
𝑉𝑇1 + 𝑉𝑇2 + 𝑉𝑇3
3
  𝑉𝐻𝐶𝑙 =
21,3 + 21,1 + 21,4
3
  𝑉𝐻𝐶𝑙 = 21,3𝑚𝐿 
A reação que aconteceu durante a titulação está representada pela reação 3. 
NH4OH(aq) + HCl(aq)  NH4Cl(aq) + H2O(l) (3) 
 Para calcular o rendimento da reação, primeiramente descobriu-se qual 
seria o reagente limitante da reação (reagente com menor número de mols. 
NH4Cl(s) + NaOH(s)  NH3(g) + H2O(l) + NaCl(s) 
 
 
 
 
 
 
1 mol de NH4Cl  53,3g 
 X  2,0g 
X=0,037 mols 
1 mol de NaOH  40,0g 
 X  2,0 g 
X=0,050 mols 
 
Em seguida calculou-se a concentração de hidróxido de amônio utilizado 
na titulação: 
 
 
 
 Mas 0,22mol/L é para 1000ml, como a solução que foi produzida é de 
100mL, temos: 
 
 
 
 
Como a estequiometria da reação é de 1:1 então 0,037 mols de NH4Cl 
produzem 0,037 mols de NH3, então calculando a porcentagem do rendimento 
nós temos: 
 
 
 
 
 4.3 Equilíbrio na solução de amônia 
 Quando o primeiro erlenmeyer contendo 10mL da solução de hidróxido 
de amônio, água destilada e fenolftaleína foi colocada sobrea aquecimento, 
apósalgum tempo, notou-se que a solução que antes era rosa pink estava 
ficando incolor. Isso acontece porque quando o sistema é aquecido, o equilíbrio 
representado pela reação 4, desloca-se totalmente para os reagentes, tirando o 
hidróxido do meio: 
NH3(g) + H2O  NH4+ + OH- (4) 
M1 V1 = M2 V2 
0,1032*21,3 = M2*10 
M2 = 0,22 mol/L 
0,22mol/L  1000mL 
 X  100mL 
X = 0,022mol/L 
0,037 mols  100% 
0,022 mols  X 
X = 59,4% 
 No segundo erlenmeyer, contendo a mesma solução do primeiro, foi 
adicionado duas espátulas de NH4Cl. Após alguns instantes a solução ficou 
incolor devido ao efeito do íon comum, pois ao entrar em contato com a água o 
NH4Cl se desassociou em NH4+ e Cl-; aumentando a concentração de NH4+, logo 
deslocando a reação 5 para a esquerda diminuindo ainda mais o pH da solução 
razão pela qual a solução ficou incolor. 
NH4OH  NH4+ + OH- 
 5. Conclusão 
 A partir da análise dos resultados obtidos é possível concluir que todos os 
objetivos propostos foram realizados. Entretanto, como podemos observar o 
rendimento da ficou um pouco longe do ideal, mas é um valor bastante razoável 
para esse tipo de experimento, pois como é uma reação de estado sólido 
(geralmente as reações em estado sólido precisam ter uma grande superfície de 
contato entre os reagentes) onde a mistura entre o pó dos reagentes que é feita 
no vidro de relógio não é efetiva. 
Outros motivos são: apesar de o NaOH não ser um reagente limitante mas 
existe o fato dele ser higroscópico (absorve água) o que implica no momento da 
pesagem, pois pode-se estar pesando um valor menor de NaOH que indica na 
balança, diminuindo assim o rendimento. Outro fator pode ser o vazamento nas 
mangueiras, que apesar de estarem vedadas, sempre pode ter algum produto 
escapando por elas, e por último podemos citar a falha na lavagem da coluna de 
absorção, onde pode ainda ter ficado produto se não for bem executada. 
 
7. Referências 
SOUZA, Líria Alves de. "Obtenção da Amônia: processo de Haber-
Bosch"; Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/obtencao-amonia-processo-
haberbosch.htm. Acesso em 02 de abril de 2021. 
SOUZA, Líria Alves de. "Fritz Haber: síntese da amônia"; Brasil Escola. 
Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/fritz-haber-sintese-
amonia.htm. Acesso em 02 de abril de 2021. 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/obtencao-amonia-processo-haberbosch.htm.
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/obtencao-amonia-processo-haberbosch.htm.
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/fritz-haber-sintese-amonia.htm.
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/fritz-haber-sintese-amonia.htm.
 Exercícios de Aprendizado 
1. Qual é o principal método para a preparação da amônia 
(industrial)? 
 O principal método de separação industrial da amônia é o processo 
de Haber-Bosch, onde uma mistura de 3 mols de gás hidrogênio e 1 mol de gás 
nitrogênio é colocada em contato com calor e mandados para um compressor, 
logo após a mistura é mandada para um reator onde há catalisador de ferro, a 
400°C e a 200 atm de pressão. Conforme os gases presentes vão evaporando 
eles entram em contato com um condensador onde se liquefazem, novamente a 
mistura é levemente aquecida fazendo com que os gases leves como o 
hidrogênio e o nitrogênio evaporem e voltem para o reator refazendo todo o ciclo 
de formação, já a amônia que não evapora junto com os gases leves é coletada 
em cilindros. 
2. O que o Princípio de Le Chatelier e como ele é aplicado no processo 
Haber (ou Haber-Bosch)? 
O princípio de Le Chatelier diz que ‘Todo sistema em equilíbrio quando 
perturbado, tende a ajustar-se de modo a restabelecer o equilíbrio e remover a 
perturbação (BROWN, 2005). O princípio de Le Chatelier no processo de Haber-
Bosch é aplicado quando no fim do ciclo de produção da amônia, a amônia 
formada é retirada do meio, fazendo com que, para se estabelecer o equilíbrio 
aumente-se a produção de amônia, deste modo aumentando o rendimento da 
reação. 
3. O que é ‘efeito do íon comum’? 
O princípio de Le Chatelier diz que quando se aplica uma força sobre 
determinado equilíbrio químico, a sua tendência é se reajustar para minimizar os 
efeitos dessa força, procurando voltar à situação de equilíbrio inicial. 
Tendo isso em mente, o efeito o íon comum no equilíbrio de espécies 
iônicas consiste em: quando um íon já presente no meio é adicionado, fazendo 
com que a sua quantidade aumente, resultando no deslocamento do equilíbrio a 
fim de consumir essa quantidade adicionada do íon, o equilíbrio só se restaura 
quando toda a quantidade adicionada é consumida pelas espécies presentes. 
4. Calcule o rendimento da reação e discuta as possíveis causas de erros 
que podem ter levado a um rendimento diferente do teórico. 
Para calcular o rendimento da reação, primeiramente descobriu-se qual seria o 
reagente limitante da reação (reagente com menor número de mols. 
NH4Cl(s) + NaOH(s)  NH3(g) + H2O(l) + NaCl(s) 
 
 
 
 
 
 
Em seguida calculou-se a concentração de hidróxido de amônio utilizado 
na titulação: 
 
 
 
 Mas 0,22mol/L é para 1000ml, como a solução que foi produzida é de 
100mL, temos: 
 
 
 
 
Como a estequiometria da reação é de 1:1 então 0,037 mols de NH4Cl 
produzem 0,037 mols de NH3, então calculando a porcentagem do rendimento 
nós temos: 
1 mol de NH4Cl  53,3g 
 X  2,0g 
X=0,037 mols 
1 mol de NaOH  40,0g 
 X  2,0 g 
X=0,050 mols 
 
M1 V1 = M2 V2 
0,1032*21,3 = M2*10 
M2 = 0,22 mol/L 
0,22mol/L  1000mL 
 X  100mL 
X = 0,022mol/L 
 
 
 
O rendimento da ficou um pouco longe do ideal, mas é um valor bastante 
razoável para esse tipo de experimento, pois como é uma reação de estado 
sólido (geralmente as reações em estado sólido precisam ter uma grande 
superfície de contato entre os reagentes) onde a mistura entre o pó dos 
reagentes que é feita no vidro de relógio não é efetiva. 
Outros motivos são: apesar de o NaOH não ser um reagente limitante mas 
existe o fato dele ser higroscópico (absorve água) o que implica no momento 
da pesagem, pois pode-se estar pesando um valor menor de NaOH que indica 
na balança, diminuindo assim o rendimento. Outro fator pode ser o vazamento 
nas mangueiras, que apesar de estarem vedadas, sempre pode ter algum 
produto escapando por elas, e por último podemos citar a falha na lavagem da 
coluna de absorção, onde pode ainda ter ficado produto se não for bem 
executada 
 
0,037 mols  100% 
0,022 mols  X 
X = 59,4%