Preparação da amônia

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Laboratório de Química Inorgânica Básica – 1º. Semestre de 2012 – Profa. Meiriane Silva
PREPARAÇÃO DE AMÔNIA – EXPERIMENTO 4
Ângella Maris, Diogo Émerson L. Carvalho, Fábio D. N. Rosa
Centro Federal de Educação Tecnológica de Minas Gerais, Departamento de Química, Av. Amazonas 5253 - Nova Suíça - Belo Horizonte, MG – Brasil.
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Resumo: Foi realizada a síntese de amônia gasosa a partir da reação entre cloreto de amônio e hidróxido de cálcio a quente, e foram realizadas algumas reações químicas para detectar a presença de amônia em diferentes amostras coletadas cuidadosamente através de procedimentos simples de laboratório.
Palavras chave: amônia, reações, síntese, caracterização.
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INTRODUÇÃO
O principal uso industrial do nitrogênio é na produção de amônia pelo processo Haber e na sua conversão em ácido nítrico pelo processo Ostwlad. A amônia é uma rota para uma grande variedade de compostos nitrogenados, entre os quais, fertilizantes, plásticos e explosivos. [1]
A amônia, NH3, é um gás incolor, de odor pungente, que pode ser tóxico em níveis elevados de exposição. Ela é produzida em grandes quantidades em todo o mundo para uso como fertilizante e como fonte primária de nitrogênio na produção de muitos produtos químicos. Como já mencionado, o processo Haber é utilizado para toda produção da amônia. Neste processo, o nitrogênio e o hidrogênio combinam-se à temperatura (450ºC) e pressão (100 atm) elevadas:
N2(g) + H2(g) ( 2 HN3(g)
Este processo consiste da combinação direta do N2 com H2 realizada sobre um catalisador ativado de ferro; entre as substancias ativadoras, temos o SiO2, MgO e outros óxidos. A reação é realizada à alta temperatura e na presença de um catalisador para superar a inércia cinética do N2, e à alta pressão para superar o efeito termodinâmico de uma constante de equilíbrio desfavorável na temperatura de operação.
O ponto de ebulição da amônia é -33ºC, maior que dos hidretos dos outros elementos do grupo e indicativo de uma grande influencia da participação da ligação hidrogênio. A amônia liquida é um solvente não aquoso muito útil para solutos como alcoóis, aminas, sais de amônio, amidas e cianetos. As reações em amônia liquida se assemelham muito perto àquelas em solução aquosa, como se percebe pelos equilíbrios de autoprotólise:
2 H2O(l) ↔ H3O+(aq) + OH-(aq)
2 NH3(l) ↔ NH4+(am) + NH2-(am)
Muitas reações são análogas àquelas feitas em água. Por exemplo, pode-se fazer uma simples reação de neutralização ácido-base:
NH4Cl(am) + NaNH2(am) ↔ NaCl(am) + 2 NH3(l)
A amônia é um excelente solvente para os metais do Grupo 1: por exemplo, é possível dissolver 330g de césio em 100g de amônia liquida a -50ºC. estas soluções condutoras de eletricidade e fortemente coloridas contêm elétrons solvatados.
A amônia é uma base fraca solúvel em água:
NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq) pKb = 4,75
As propriedades químicas dos sais de amônio são muito semelhantes às dos sais do grupo 1, especialmente daquelas de K+ e Rb+. Eles são solúveis em água em água e as soluções dos sais são fortemente ácidas. Sais como NH4CL são ácidos devido ao equilíbrio:
NH4+(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + NH3(aq) pKa = 9,25
Os sais de amônia decompõem-se facilmente sob aquecimento e muitos deles, tais como haletos, carbonatos e sulfatos, liberam amônia:
NH4Cl(s) ( NH3(g) + HCl(g)
(NH3)H2SO4(s) ( NH3(g) + H2SO4(l)
Quando o ânion é oxidante, como no caso NO3-, ClO4- e Cr2O72-, o NH4+ é oxidado a N2 ou N2O.
NH4NO3(s) ( N2O(g) + 2 H2O(g)
O nitrato de amônio é usado em grandes quantidades como fertilizante. Ele também é um dos componentes dos explosivos. Quando ele é fortemente aquecido ou detonado, a decomposição de 2 mol de NH4NO3(s) produz 7 mil de moléculas gasosas, correspondendo aproximadamente a um aumento de volume de 200 cm3 para 140 dm3, ou seja, um fator de 700:
2 NH3NO3(s) ( 2 N2(g) + 4 H2O(g)
Os fertilizantes de nitrato são frequentemente misturados com outros materiais tais como carbonato de cálcio ou sulfato de amônio para torná-los mais estáveis. O sulfato de amônio e os hidrogeno fosfatos de amônio, NH4H2PO2 e (NH4)2HPO4, também são usados como fertilizantes, pois o fosfato é um nutriente para as plantas. O perclorato e amônio são usados como um agente oxidante nos propelentes de foguetes a combustível sólido. [2]
 
MATERIAIS E MÉTODOS 
Kitassato, tudo de ensaio com tampas, béqueres, madeira, balão volumétrico de fundo redondo, rolhas, papel tornassol, suporte universal.
Reagentes e solventes
Ácido clorídrico (HCl), cloreto de amônio (NH4CL), hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), fenolftaleína.
Obtenção do peróxido de hidrogênio
Em um tubo gerador foram transferidas duas pontas de espátula de cloreto de amônio (aproximadamente 2g) e duas pontas de espátula de hidróxido de cálcio (aproximadamente 2g). Após aquecimento liberação de odor, o gás foi recolhido em 4 tubos de ensaio, que foram fechados com rolhas e colocados invertidos na estante.
O gás restante foi colocado em um balão volumétrico de fundo redondo de 250 mL, que foi fechado com uma rolha perfurada contendo um tubo de vidro. Também foi colocado invertido no suporte universal de modo que o vidro ficou imerso em um béquer com água e fenolftaleína.
NH3(g) + H2O(l) ( NH4+(aq) + OH-(aq) eq.(1)
Técnicas de caracterização
Foram utilizados 4 tubos de ensaio intitulados A, B, C e D para caracterizar o composto obtido como mostra a tabela 1.
Tabela 1. Mudança na caracterização
	TUBO
	CARACTERIZAÇÃO
	MUDANÇA ESPERADA
	A
	Papel de tornassol vermelho
	Mudança para cor azul
	B
	4 gotas de fenolftaleína e um pouco de água
	Mudança para cor rósea
	C
	Madeira
	Incandescência
	D
	3 gotas de HCl
	Precipitado branco
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Na literatura, como citado na introdução, diz que o gás amônia é incolor, porém foi observada uma cor branca.
A reação é exotérmica, ocorrendo liberação de calor. A formação do hidróxido de amônio é organolépticamente evidenciada pelo forte odor devido à formação de amônia segundo as equações 2 e 3:
2NH4Cl + Ca(OH)2 ( 2NH4OH + CaCl2 eq.(2)
2 NH4OH ( 2NH3(g) + 2H2O(l) eq.(3)
A densidade do ar é aproximadamente 1,225 kg/m³ enquanto a densidade da amônia é aproximadamente 0,7067 kg/m3, então os tubos de ensaio foram invertidos para não vazar o gás por causa da densidade.
A caracterização no tudo A foi feita com papel de tornassol vermelho, que em contato com uma base muda para cor azul. Como não conseguimos visualizar a mudança de cor dentro do tubo de ensaio, o papel de tornassol foi colocado direto na saída do gás e a mudança de cor foi comprovada.
A caracterização do tudo B foi feita com fenolftaleína e água, que em contato com uma base muda para a cor rósea. A mudança foi comprovada.
A caracterização no tubo C foi feita com a brasa da madeira, que em contato com a amônia deveria incandescer, mas essa incandescência não foi visualizada.
A caracterização no tudo D foi feita adicionando HCl. Esperava-se que a reação entre o gás amônia e o ácido clorídrico formasse cloreto de amônio que poderia ser evidenciado pela formação de uma fumaça branca, segundo a equação 4.
NH3(g) + HCl(g) ( NH4Cl(S) eq.(4)
No balão volumétrico de fundo chato, foi colocado água com fenolftaleína, para quando o gás de amônia entrar em contato com a água e o indicador mudar para a coloração rósea. A coloração mudou, porém apenas o começo do tubo para a água (Figura 1). Devido a pressão do gás no balão volumétrico e a densidade da água (1,0 kg/m³), o liquido no tubo dentro do balão deveria subir, porém, a pressão foi insuficiente devido a pouca quantidade do gás no tubo.
Figura1. Evidência de reação no balão volumétrico
CONCLUSÕES
Aquecer o cloreto de amônio e o hidróxido de cálcio para preparar amônia é ummétodo eficaz, pois foi possível sintetizá-la, mas para ocorrer uma caracterização satisfatória seria necessário aumentar a quantidade de reagentes utilizados, obtendo assim maior e satisfatório, volume de gás.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. ATKINS, PETER. SHIVER, DUWARD. Química Inorgânica I. 4ª ed. São Paulo: Bookman, 2008.
2. J. D. LEE, Química Inorgânica não tão concisa. 5ª ed. São Paulo: Blucher, 1999.
3. http://www.gamagases.com.br/Amonia2.pdf
Acesso em 20 de abr. de 2012
4.http://www.scielo.br/pdf/%0D/qn/v27n1/18820.pdf
Acesso em 20 de abr. de 2012