Relatório - Calorimetria (1)

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<p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO PAULO</p><p>CAMPUS DIADEMA</p><p>CURSO DE GRADUAÇÃO EM FARMÁCIA</p><p>Relatório de Físico-Química</p><p>Calorimetria</p><p>Beatriz Batista Silva 135695</p><p>Sthefany Santos de Castro 135.226</p><p>Thaiane Santos Gonçalves 135.227</p><p>Vinicius Borzaquel 114559</p><p>Turno: Noturno</p><p>UC: Físico-Química</p><p>Prof. Leonardo José Amaral de Siqueira</p><p>Prof. Ricardo Alexandre Galdino da Silva</p><p>Diadema, SP</p><p>2024</p><p>RESUMO</p><p>Este experimento tem como objetivo determinar a capacidade calorífica do calorímetro por</p><p>meio da reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl) e o hidróxido de sódio</p><p>(NaOH). Durante o experimento, foi registrada uma variação de temperatura de 5,5ºC. Este</p><p>aumento na temperatura indica que a reação é exotérmica, ou seja, o sistema libera calor</p><p>para o ambiente, e deste modo pode-se chegar ao valor referente ao calorímetro.</p><p>Com o valor encontrado na etapa anterior, foi possível calcular a entalpia da reação de</p><p>dissolução do cloreto de lítio, cloreto de amônio, cloreto de potássio e do acetato de sódio</p><p>trihidratado. Com os valores encontrados, tornou-se possível comparar os resultados</p><p>experimentais com os resultados da literatura.</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>1. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro</p><p>Neste experimento, com o intuito de determinar a capacidade calorífica do</p><p>calorímetro, mediu-se numa proveta 25,0 mL de solução 1,0 mol.L⁻¹ de ácido clorídrico, que</p><p>anotou-se a molaridade correta dada no rótulo do frasco, e esta solução foi colocada no</p><p>calorímetro, junto à duas gotas do indicador fenolftaleína. Adaptou-se rapidamente a tampa,</p><p>foi inserido o termômetro e após a estabilização do equilíbrio térmico antou-se a</p><p>temperatura final. O conteúdo do calorímetro foi descartado em local apropriado e o</p><p>calorímetro foi lavado. Em sequência, mediu-se numa proveta 25,0 mL de solução 1,0</p><p>mol.L⁻¹ de hidróxido de sódio, em que se anotou a molaridade correta dada no rótulo do</p><p>frasco, em seguida transferiu-se esse volume para um béquer de 50 mL, e foi medida a</p><p>temperatura da solução.</p><p>Com o termômetro limpo, esta última solução descrita foi colocada no calorímetro onde já</p><p>havia sido colocado o ácido. Após a agitação, anotou-se a temperatura da solução. Por fim,</p><p>abriu-se novamente o calorímetro para adicionar, com cuidado, a solução de hidróxido de</p><p>sódio contida no béquer. A tampa foi rapidamente adaptada ao calorímetro, e este foi</p><p>agitado. Com isso, foi possível anotar a temperatura máxima alcançada. Terminada a</p><p>leitura, definiu-se a cor da solução. O descarte do conteúdo do calorímetro foi feito em local</p><p>apropriado e o equipamento foi lavado.</p><p>2. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro</p><p>Para determinar a entalpia de dissolução dos sais, mediu-se numa proveta 25 mL de</p><p>água destilada e transferiu-a para o calorímetro, verificando e anotar a temperatura</p><p>indicada. Com o auxílio de seda, pesou-se em uma balança semi-analítica a massa</p><p>necessária dos sais (LiCl, NH4Cl, KCl, CH3COONa.3H2O – Acetato de sódio trihidratado)</p><p>para preparar 50 mL de uma solução aquosa 1,0 mol.L⁻¹ de cada sal. Este valor foi anotado.</p><p>Contudo, adicionou-se o sólido pesado à água contida no calorímetro, promovendo uma</p><p>agitação contínua, porém com cuidado, e anotou-se a temperatura mínima/máxima atingida</p><p>após a estabilização. Terminada a leitura, foi colocado o conteúdo do calorímetro no frasco</p><p>para recuperação e lavou-se o calorímetro de forma adequada.</p><p>3. Determinação do ΔH de reação entre magnésio e ácido clorídrico</p><p>Para determinar a entalpia de reação entre magnésio e ácido clorídrico, mediu-se numa</p><p>proveta 50 mL de solução ~ 1mol L⁻¹ de ácido clorídrico e transferiu-a para o calorímetro,</p><p>agitando com cuidado e anotou-se a temperatura indicada. Com o auxílio de seda, pesou-se</p><p>em uma balança semi-analítica aproximadamente 150 mg de magnésio metálico (em fita).</p><p>Este valor foi anotado. A fita foi cortada em pequenos pedaços e adicionou-se à solução</p><p>contida no calorímetro, promovendo uma agitação contínua, porém com cuidado, e</p><p>anotou-se a temperatura mínima/máxima atingida após a estabilização. Terminada a leitura,</p><p>foi colocado o conteúdo do calorímetro no frasco para recuperação e lavou-se o calorímetro</p><p>de forma adequada.</p><p>RESULTADOS E DISCUSSÃO</p><p>1. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro</p><p>Para a primeira etapa do experimento, foram obtidos os seguintes resultados:</p><p>Tabela 1 - Etapa 1a</p><p>Concentração que</p><p>constava no frasco</p><p>do HCl(aq) (mol.L⁻¹)</p><p>Volume de HCl(aq)</p><p>medido no</p><p>experimento (mL)</p><p>Temperatura de</p><p>solução de HCl(aq)</p><p>(°C)</p><p>Cor da solução após</p><p>a inserção da</p><p>fenolftaleína</p><p>0,9538 25 22 Incolor</p><p>Tabela 2 - Etapa 1b</p><p>Concentração que</p><p>constava no frasco do</p><p>NaOH(aq) (mol.L⁻¹)</p><p>Volume de NaOH(aq) medido no</p><p>experimento (mL)</p><p>Temperatura da solução</p><p>de NaOH(aq) (°C)</p><p>1,0121 25 21</p><p>Tabela 3 - Etapa 1c</p><p>Temperatura final da solução (°C) Cor da solução após reação</p><p>27 Rosa pink</p><p>● Cálculo do número de mols dos reagentes:</p><p>a) Número de mol de HCl (𝑛HCl):</p><p>0,9538 mol HCl — 1000 mL</p><p>x mol HCl — 25 mL</p><p>x= 0,023845 mols de HCl</p><p>b) Número de mol de NaOH (𝑛NaOH):</p><p>1,0121 mol NaOH — 1000 mL</p><p>y mol de NaOH — 25 mL</p><p>y = 0,0253025 mols de NaOH</p><p>● Cálculo da Concentração Molar</p><p>𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞)→𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑎𝑞) + 𝐻 2 𝑂 + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞)(𝑒𝑥𝑐𝑒𝑑𝑒𝑛𝑡𝑒)</p><p>[𝑁𝑎𝐶𝑙] = 𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜</p><p>𝑉 = 0,023845 𝑚𝑜𝑙𝑠</p><p>0,0500 𝐿 = 0, 4769 𝑚𝑜𝑙. 𝐿⁻¹</p><p>● Calcular a massa da solução e a temperatura final da solução</p><p>Tabela 4 – Densidade (a 20 ºC) e calor específico do NaCl.</p><p>Concentração (mol.L−1) Densidade (g.mL−1) fico J.g−1.(oC)−1</p><p>1,00 1,039 3,89</p><p>0,50 1,019 4,01</p><p>𝑚𝑠 = ρ⋅𝑉 = 1, 019 𝑔. 𝑚𝐿 ⋅50𝑚𝐿 = 50, 95 g⁻¹</p><p>Δ𝑇 = 𝑇𝑓 − 𝑇𝑖</p><p>Δ𝑇 = 27º 𝐶 − ( 22+21</p><p>2 )º𝐶 = 5, 5º𝐶</p><p>● Calcular a capacidade calorífica</p><p>Δ𝐻 = (𝑚. 𝑐. Δ𝑇 + 𝐶. Δ𝑇)</p><p>0,025 mols.|-57,3 . 𝐽.𝑚𝑜𝑙 | = (50,95 g . 4,01 J.g .ºC . |5,5 ºC|) + (C . |5,5 ºC|)103 ⁻¹ ⁻¹ ⁻¹</p><p>= - 465, 1 J.g⁻¹.ºC⁻¹</p><p>● Cálculo da capacidade calorífica do calorímetro, considerando que a</p><p>capacidade calorífica do calorímetro utilizado fosse desprezível (C = 0)</p><p>𝑞𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = 𝑞𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 + 𝑞𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜</p><p>Δ𝐻 = (𝑚. 𝑐. Δ𝑇 + 𝐶. Δ𝑇)</p><p>- 1431, 06 = (50, 95𝑥4, 01𝑥Δ𝑇) + (0𝑥Δ𝑇)</p><p>Δ𝑇 = (1431, 06/204, 0395)</p><p>Δ𝑇 = 7, 00°𝐶</p><p>Δ𝑇𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑜 = 7, 00 °C</p><p>Δ𝑇𝑝𝑟𝑎𝑡𝑖𝑐𝑜 = 5,5 ºC</p><p>2. Determinação do ΔH de dissolução de sais</p><p>Para a segunda etapa do experimento, foram obtidos os seguintes resultados:</p><p>Tabela 5 - Etapa 2</p><p>Solução Concentração (g) Concentração</p><p>pesada (g)</p><p>Temperatura</p><p>da água °C</p><p>Temperatura</p><p>da solução °C</p><p>LiCl 2,13 2,13 20 23</p><p>NH4Cl 2,675 2,68 19 16</p><p>KCl 3,723 3,73 19 21</p><p>CH3COONa.3H</p><p>2O</p><p>6,704 6,82 20 16</p><p>a) Ciclo termoquímico baseado nas entalpias de formação das espécies envolvidas no</p><p>processo de dissolução do sal em água:</p><p>Cálculo das variações de entalpia do LiCl a partir da Lei de Hess:</p><p>𝐿𝑖𝐶𝑙 (𝑠) + 𝐻2𝑂 (𝑙) → 𝐿𝑖𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) ΔH</p><p>1. 𝐶𝑙 − (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) → 𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) + 𝑂𝐻 − (𝑎𝑞) = − 57, 1 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙.</p><p>2. 𝐿𝑖𝐶𝑙 (𝑠) + 𝐻2𝑂 (𝑙) → 𝐿𝑖𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐻 + (𝑎𝑞) + 𝐶𝑙 − (𝑎𝑞) = − 23, 8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙.</p><p>3. 𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) + 𝑂𝐻 − (𝑎𝑞) → 𝐶𝑙 − (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) Δ𝐻 = 57, 1 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙</p><p>4. 𝐿𝑖𝐶𝑙 (𝑠) + 𝐻2𝑂 (𝑙) → 𝐿𝑖𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐻 + (𝑎𝑞) + 𝐶𝑙 − (𝑎𝑞) = − 23, 8 𝑘𝐽/𝑚𝑜l</p><p>Δ𝐻 = Δ𝐻1 + Δ𝐻2</p><p>Δ𝐻 = − 57, 1 + 23, 8</p><p>Δ𝐻 = 33, 3 𝑘𝐽/𝑚𝑜l</p><p>Cálculo das variações de entalpia do NH4Cl a partir da Lei de Hess:</p><p>𝑁𝐻4𝐶𝑙 (𝑠) + 𝐻2𝑂 (𝑙) → 𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) + 𝑁𝐻4𝑂𝐻 (𝑎𝑞)</p><p>1. 𝑁𝐻4𝐶𝑙 (𝑠) → 𝑁𝐻4 + (𝑎𝑞) + 𝐶𝑙 − (𝑎𝑞) = 14, 9 𝑘𝐽/𝑚𝑜l</p><p>2. 𝑁𝐻4 + (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) → 𝑁𝐻4𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐻 + (𝑎𝑞) = − 51, 8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙.</p><p>3. 𝑁𝐻4 + (𝑎𝑞) + 𝐶𝑙 − (𝑎𝑞) → 𝑁𝐻4𝐶𝑙 (𝑠) Δ𝐻 = − 14, 9 𝑘𝐽/𝑚𝑜l</p><p>4. 𝑁𝐻4 + (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) → 𝑁𝐻4𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐻 + (𝑎𝑞) = − 51, 8 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙.</p><p>Δ𝐻 = Δ𝐻1 + Δ𝐻2</p><p>Δ𝐻 = − 14, 9 + (− 51, 8)</p><p>Δ𝐻 = − 66, 7 𝑘𝐽/𝑚𝑜l</p><p>Cálculo das variações de entalpia do KCl a partir da Lei de Hess:</p><p>𝐾𝐶𝑙 + 𝐻2𝑂 → 𝐻𝐶𝑙 + 𝐾𝑂H</p><p>1. 𝐾𝐶𝑙 (𝑠) → 𝐾 + (𝑎𝑞) + 𝐶𝑙 − (𝑎𝑞) = + 17, 4 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙</p><p>2. 𝐾 + (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) → 𝐾𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐻 + (𝑎𝑞) = − 57, 1 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙</p><p>3. 𝐾𝐶𝑙 (𝑠) → 𝐾 + (𝑎𝑞) + 𝐶𝑙 − (𝑎𝑞) = + 17, 4 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙</p><p>4. 𝐾 + (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) → 𝐾𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐻 + (𝑎𝑞) = − 57, 1 𝑘𝐽/𝑚𝑜l</p><p>Δ𝐻 = Δ𝐻1 + Δ𝐻2</p><p>Δ𝐻 = + 17, 4 + (− 57, 1)</p><p>Δ𝐻 = − 39, 7 𝑘𝐽/𝑚𝑜l</p><p>Comparação do Δ𝐻 experimental LiCl:</p><p>𝑚</p><p>𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜</p><p>= 𝑚</p><p>𝐿𝑖𝐶𝑙</p><p>+ 𝑚</p><p>𝐻2𝑂</p><p>= 2, 12𝑔 + 50𝑔 = 52, 12 𝑔</p><p>𝑞 = 𝑐 𝑥 𝑚 𝑥 ΔT</p><p>𝑞 = 3, 97 𝑥 52, 12 𝑥 (28, 3 − 23)</p><p>𝑞 = 1096, 7 J</p><p>Δ𝐻 = 𝑞</p><p>𝑛</p><p>Δ𝐻 = 1096, 7 / (2, 12𝑔/42, 394𝑔. 𝑚𝑜l</p><p>Δ𝐻 = 21934 J</p><p>Δ𝐻 = 21, 934 𝑘𝐽/𝑚𝑜l</p><p>Comparação do Δ𝐻 experimental NH4Cl:</p><p>𝑚</p><p>𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜</p><p>= 𝑚</p><p>𝑁𝐻4𝐶𝑙</p><p>+ 𝑚</p><p>𝐻2𝑂</p><p>= 2, 63𝑔 + 50𝑔 = 52, 63𝑔</p><p>𝑞 = 𝑐 𝑥 𝑚 𝑥 ΔT</p><p>𝑞 = 4, 18 𝑥 52, 63 𝑥 (21 − 22)</p><p>𝑞 = − 219, 993 J</p><p>Δ𝐻 = 𝑞</p><p>𝑛</p><p>Δ𝐻 = − 219, 993 / (2, 63𝑔/53, 491𝑔. 𝑚𝑜l</p><p>Δ𝐻 = − 4399, 9 J</p><p>Δ𝐻 = − 4. 39𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙</p><p>Comparação do Δ𝐻 experimental KCL:</p><p>𝑚</p><p>𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜</p><p>= 𝑚</p><p>𝐾𝐶𝑙</p><p>+ 𝑚</p><p>𝐻2𝑂</p><p>= 3, 73𝑔 + 50𝑔 = 52, 73 𝑔</p><p>𝑞 = 𝑐 𝑥 𝑚 𝑥 ΔT</p><p>𝑞 = 3, 80 𝑥 53, 73 𝑥 (22 − 23, 5)</p><p>𝑞 = − 306, 26 J</p><p>Δ𝐻 = 𝑞</p><p>𝑛</p><p>Δ𝐻 = − 306, 26 / (6, 82𝑔/74, 55131𝑔. 𝑚𝑜l</p><p>Δ𝐻 = − 3402, 8 J</p><p>Δ𝐻 = − 3, 4 𝑘𝐽/𝑚𝑜l</p><p>Comparação do Δ𝐻 teórico e experimental:</p><p>Solução Δ𝐻 teórico em kJ/moL Δ𝐻 experimental em</p><p>kJ/moL</p><p>LiCl 33,3 kJ/moL 21,93 kJ/moL</p><p>NH4Cl - 66,7 kJ/moL - 4.39 kJ/moL</p><p>KCL - 39,7 kJ/moL - 3,4 kJ/moL</p><p>Comparação para o CH3COONa.3H2O, valor teórico e experimental:</p><p>𝑚</p><p>𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜</p><p>= 𝑚</p><p>𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎3𝐻2𝑂</p><p>+ 𝑚</p><p>𝐻2𝑂</p><p>= 6, 82𝑔 + 50𝑔 = 56, 82 𝑔</p><p>𝑞 = 𝑐 𝑥 𝑚 𝑥 ΔT</p><p>𝑞 = 3, 87 𝑥 56, 82 𝑥 (20 − 23)</p><p>𝑞 = − 659, 68 J</p><p>Δ𝐻 = 𝑞</p><p>𝑛</p><p>Δ𝐻 = − 659, 68 / (6, 82𝑔/136, 08𝑔. 𝑚𝑜l</p><p>Δ𝐻 = 13193, 6</p><p>Δ𝐻 = 13, 2 𝑘𝐽/𝑚𝑜l</p><p>Δ𝐻 teórico em kJ/moL Δ𝐻 experimental em kJ/moL</p><p>19,7kJ/mol 13,2 kJ/moL</p><p>3. Determinação do ΔH de reação entre magnésio e ácido clorídrico</p><p>Tabela 6 - Etapa 3a</p><p>Concentração que</p><p>constava no frasco do</p><p>HCl(aq) (mol.L−1)</p><p>Volume de HCl(aq) medido</p><p>(mL)</p><p>Temperatura de solução</p><p>de HCl(aq) °C</p><p>0,9538 50 20</p><p>Tabela 7 - Etapa 3b</p><p>Concentração Mg (g) Concentração pesada Mg (g)</p><p>0,150 0,148</p><p>Tabela 8 - Etapa 3c</p><p>Temperatura final da solução (°C)</p><p>29</p><p>2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑀𝑔(𝑠) −> 𝑀𝑔𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔)</p><p>Δ𝐻° = ∑𝐻 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − ∑𝐻 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠</p><p>Δ𝐻° = Δ𝐻 𝑀𝑔𝐶𝑙2 – 2 Δ𝐻 𝐻𝐶l</p><p>Δ𝐻° = - 796,6 - (2x - 167,2)</p><p>Δ𝐻° = - 462,5 𝑘𝐽/mol</p><p>ΔH da reação entre magnésio e ácido clorídrico experimental:</p><p>𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑥 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑥 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎r</p><p>𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 0, 05 𝐿 𝑥 0, 9986 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑥 36, 46 𝑔/𝑚𝑜L</p><p>𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐻𝐶𝑙 = 1, 789 g</p><p>𝑚</p><p>𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜</p><p>= 𝑚</p><p>𝑀𝑔</p><p>+ 𝑚</p><p>𝐻𝐶𝑙</p><p>= 0, 148𝑔 + 1, 789𝑔 = 1, 937𝑔</p><p>𝑞 = 𝑚·𝑐·ΔT</p><p>𝑞 = 1, 937𝑥 4, 18 × (34 − 23)</p><p>𝑞 = 89, 06 J</p><p>Δ𝐻 = 𝑞 / n</p><p>Δ𝐻 = 89, 06 / (0, 148𝑔/24, 305𝑔. 𝑚𝑜𝐿</p><p>Δ𝐻 = 1484, 3 𝐽 𝑚𝑜l</p><p>Δ𝐻 = 1, 484 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝐿</p><p>CONCLUSÃO</p><p>Diversas formas de energia são encontradas na natureza, uma delas é o calor.Com</p><p>esse experimento podemos notar como diferentes reações podem liberar energia em forma</p><p>de calor. Diante dos métodos estabelecidos e equipamentos utilizados, analisando os dados</p><p>obtidos, obtivemos valores satisfatórios, como o valor do calor de reação (+1,408kj). Mesmo</p><p>sem muita sofisticação, o procedimento que seguimos foi muito útil para a realização do</p><p>ensaio. As adequações para melhoria dos resultados aproximaram valores obtidos dos</p><p>valores reais.</p><p>Em resumo, não há um calorímetro ideal, mas sem dúvidas a utilização de um material</p><p>mais adequado para a prática seria de suma importância para aproximar ainda mais os</p><p>valores experimentais aos reais.</p><p>QUESTÕES</p><p>1. Por que durante o procedimento são adicionadas duas gotas de fenolftaleína?</p><p>A fenolftaleína é um indicador ácido-base que se torna rosa em meios básicos e incolor em</p><p>meios ácidos. No experimento, foi usada para identificar o HCl como o reagente limitante</p><p>em relação ao NaOH</p><p>2. Se a concentração de NaOH for triplicada, o que acontecerá com o resultado do</p><p>experimento?</p><p>Como o ácido clorídrico é o reagente limitante, triplicar a quantidade de hidróxido de sódio</p><p>apenas aumentaria o excesso de NaOH, tornando a solução final mais alcalina.</p><p>3. Após a mistura do NH4Cl com a água, deveremos agitar a solução continuamente.</p><p>Por que?</p><p>A agitação da mistura de NH₄Cl com água é necessária para acelerar a homogeneização e</p><p>a reação, aumentando o impacto entre as moléculas de cloreto de amônio e água.</p><p>REFERÊNCIAS</p><p>Atkins,Peter. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente / Peter</p><p>Atkins, Loretta Jones; tradução técnica: Ricardo Bicca de Alencastro – 5. Ed. – Porto Alegre:</p><p>Bookman, 2012.</p>