ESTUDO DA SÍNTESE DA AMÔNIA

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ESTUDO DA SÍNTESE DA AMÔNIA
Alex de Almeida Castro 029555
Gisele Arthur de Carvalho 027003
Jefferson Eugênio Xavier 014583
Larissa Gamarano Casac 024972
Luisa Gregorio Franco Gabarron 020640
Marcos Felipe Gerber Wietzikoski 018447
FACULDADE DAS AMÉRICAS
ENGENHARIA QUÍMICA
SÃO PAULO
2020
1. INTRODUÇÃO
A amônia é um gás incolor, porém de odor característico forte, bastante tóxico, que se dissolve bem na água. Uma vez em meio aquoso, a amônia forma o hidróxido de amônio (NH4OH).
 NH3 + H20 	 NH4+ + OH-
 O NH3 pode ser preparado em laboratório aquecendo-se um sal de amônio com hidróxido de sódio (NaOH). Na verdade, é um teste comum para identificação de compostos de NH4+ (amônio): 
NH4Cl + NaOH NaCl + NH3 + H2O
A produção mundial de amônia na indústria é praticamente feita por meio da reação entre os gases N2 e H2, pelo processo denominado Haber-Bosch.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3 (g)
Esta reação deve ocorrer em condições de pressão e temperatura ideais. Essas condições são favorecidas por meio do processo Haber-Bosch, para que se consiga obter um maior rendimento na produção da amônia.
Na indústria a amônia serve de matéria prima para um grande número de aplicação, sendo utilizada na fabricação de fertilizantes agrícolas, fibras e plásticos, de produtos de limpeza, de explosivos, de cosméticos, onde podemos destacar:
- Fertilizantes: sulfato de amônio, fosfato de amônio, nitrato de amônio e uréia;
- Produtos químicos: ácido nítrico (utilizado na preparação de explosivos);
- Fibras e plásticos: nylon e outras poliamidas;
- Produtos de limpeza: detergentes e amaciantes de roupa;
- Produtos cosméticos: alisamento e tinturas para cabelo. (Lopes da Silva 2011)
2. OBJETIVO
3. MATERIAIS E MÉTODOS
Descrição dos Materiais utilizados:
	Descrição dos Materiais
	Quantidade
	NH4Cl – Cloreto de amônio
	2g
	NaOH – Hidróxido de sódio
	2g
	Vermelho de metila (Indicador para meio ácido)
	20mL
	Fenolftaleína (Indicador para meio básico)
	10g
	Solução padrão para titulação (HCl 0,5 M)
	1L
	Béquer 100mL
	2
	Espátula
	1
	Tubo de ensaio
	2
	Erlenmeyer 250mL
	2
	Mangueira de borracha (diâmetro interno aproximado de 0,25 mm)
	1
	Bureta de vários volumes
	2
	Pipetas de vários volumes
	3
	Bico de Bulsen com tripé e tela de amianto
	1
	Rolha para tubo de ensaio
	2
	Sistema de garra e mufa metálica
	1
	Vidro de relógio
	1
Descrição do Método utilizado:
Com os materiais separados, começou-se a realizar os experimentos. Em um béquer colocamos 20mL de água destilada e cobrimos sua boca com um vidro de relógio. Pegamos uma mangueira de ar pequena e colocamos uma de suas pontas dentro do béquer, de maneira que a ponta da borracha fique submersa na água que está no fundo. A outra ponta, colocamos em um buraco que foi feito em uma rolha, que estava vedada com uma fita para evitar vazamentos. 
	Com auxílio da balança analítica, medimos 2,0 gramas de NH4Cl e NaOH e com uma espátula misturamos ambas as substâncias. Esta mistura foi transferida para um tubo de ensaio, onde logo após, este foi tampado com a rolha que continha a borracha acoplada a ela. Quando o sistema estava pronto, acendemos o bico de bulsen, colocando acima dele o tubo de ensaio, com o propósito de aquecer, porém com cuidado para não quebrá-lo, para segurar o tubo de ensaio utilizamos uma pinça de madeira. Após terminar a reação, esperamos esfriar a mangueira e lavamos com 10mL de água destilada e jogamos dentro do béquer no qual o gás foi borbulhado na água, gerando assim a solução. 
	Com esta solução de amônia feita, pegamos 1 erlenmeyer e colocamos 10mL desta solução. Então, pingamos indicador vermelho de metila e titulamos utilizando a solução de HCl padronizada (0,5 M) até chegar no ponto de viragem. 
	Depois, pegamos uma nova mostragem de 10mL, adicionamos 20mL de água destilada e então, separamos 10mL aproximadamente em 3 erlenmeyers. 
	O erlenmeyer número 1, deixamos em repouso, pois este foi o nosso branco. No erlenmeyer número 2, aquecemos com o bico de bulsen, tripé e tela de amianto. O terceiro erlenmeyer adicionamos uma ponta de espátula de NH4Cl. Após estas realizações, colocamos um ao lado do outro para podermos anotar e reparar as diferenças.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Parte 1 – Síntese laboratorial
O primeiro reagente utilizado foram dois (2) gramas de Cloreto de Amônio, composto químico inorgânico, chamado popularmente de sal amoníaco, encontrado na natureza da forma de sal em depósitos minerais, com fórmula molecular NH₄Cl e massa molecular de 53,5 g/mol. O segundo reagente utilizado foram também dois (2) gramas de Hidróxido de Sódio, outro composto químico inorgânico, conhecido como soda cáustica, uma base forte e altamente corrosiva, usada na sua forma cristalina, com fórmula molecular NaOH e massa molecular de 40,0 g/mol. Desta forma, foi possível calcular as quantidades de matéria para cada um dos reagentes, conforme segue:
	Reagente
	NH₄Cl 
	NaOH
	Massa
	2 g
	2 g
	Massa Molecular
	53,5 g/mol
	40,0 g/mol
	Quantidade Matéria
	0,037 mol
	0,050 mol
Tabela 1: Cálculo do número de mol para cada reagente da reação.
A reação entre o Cloreto de Amônio e o Hidróxido de Sódio para a formação de Amônio é uma reação não-elementar, ou seja, ocorre em duas etapas. A primeira etapa é uma reação de dupla troca entre sal e base, onde o Cloreto de Amônio é o sal e o Hidróxido de Sódio é a base, formando Hidróxido de Amônio, com fórmula molecular NH₄OH, e o Cloreto de Sódio, conhecido como sal de cozinha e com fórmula molecular NaCl. A segunda etapa é uma reação de dissociação, onde o Hidróxido de Amônio é dissociado em Amônia, com fórmula molecular N₃H, e Água com fórmula molecular H₂O. Essa segunda etapa de reação é extremamente endotérmica, ou seja, com absorção de calor. Por isso, a chama do bico de Bunsen é necessária para acelerar a reação. As estequiometrias das reações podem ser resumidas conforme segue:
Com base na estequiometria da reação de síntese da amônia, podemos observar que um (1) mol de Cloreto de Amônio reage proporcionalmente com um (1) mol de Hidróxido de Sódio. Analisando as quantidades de matéria dos reagentes adicionados no tubo de ensaio, pode-se concluir que o Hidróxido de Sódio é o reagente em excesso e calcular o seu respectivo excesso de reação.
	Reagente
	NH₄Cl 
	NaOH
	Estequiometria
	1 mol
	1 mol
	Início
	0,037 mol
	0,050 mol
	Consumo Teórico
	0,037 mol
	0,037 mol
	Final
	0,000 mol
	0,013 mol
	Excesso Reacional
	0,0%
	33,7%
O tubo de ensaio contendo a mistura de reagentes na forma de sal foi aquecido em chama de bico de Bunsen. Após alguns minutos, se observou a fusão dos cristais em um líquido incolor e o desprendimento de gases, os quais eram direcionados através do tubo plástico até os 20 mL de água destilada presentes no Becker. Depois de aproximadamente 10 minutos, não se observou mais esses fenômenos, quando a reação se deu por encerrada. O procedimento experimental não lavou a mangueira com 10 mL de água destilada, conforme descrito no relatório. Por isso, o volume final de água no Becker ficou igual ao inicial, ou seja, 20 mL.
Figura 1: Reação da Síntese da Amônia em Tubo de Ensaio.
Fonte: Autores.
Parte 2 - Rendimento e equilíbrio da reação de síntese da amônia
Toda a amônia produzida na reação dentro do tubo de ensaio, um gás irritante aos olhos e nariz, embora incolor, entrou em contato com os 20 mL de água destilada do Becker. Quando em contato com água, o gás de Amônia faz uma reação de ionização ao capturar um hidrogênio da molécula de água, formando íons de Amônio e Hidroxila, com fórmulas NH₄⁺ e OH⁻, respectivamente. Desta forma, pode-se afirmar que a Amônia produza dentro do tubo de ensaio foi “capturada” dentro da solução do Becker. Com o aumento da concentração de íons Hidroxila, ocorre um aumento do pH da solução. Vale salientar que a relação estequiométrica entre a Amônia e o íon Hidroxila é 1:1, sendo essa informação fundamental para cálculo do rendimento do processo.
Uma bureta foi preparada contendo solução de 1mol/litro de Ácido Clorídrico, com fórmula HCl, e usada para titular 10 mL da solução de Amônio em Erlenmeyer, na presenta de uma (1) gota do indicador vermelho de metila. Esse indicador permanece incolor em soluções com pH básico, virando para uma cor rosa-claro em soluções com pH ácido. O Ácido Clorídrico reage com o íon Hidroxila na relação estequiométrica de 1:1, até que este não esteja mais presente na solução, indicando que o pH atingiu a neutralidade e fazendo o indicador muda de cor.
Desta forma, se torna possível afirmar que para cada um (1) mol de Ácido Clorídrico consumo na titulação, havia um (1) mol de Amônia proveniente da reação entre o Cloreto de Amônio e o Hidróxido de Sódio. Ao término da titulação, constatou-se um consumo de 18 mL de solução de Ácido Clorídrico, tornando-se possível calcular a quantidade de Amônia recuperar da reação no tubo de ensaio.
Uma vez encontrada a quantidade de Amônia recuperada da reação, é possível fazer os balanços de massa do processo.
	
	Reagente 
	Produtos
	
	NH₄Cl 
	NaOH
	NH₃
	NaCl
	H₂O
	Massa Molecular
	53,5 g/mol
	40,0 g/mol
	17,0 g/mol
	58,5 g/mol
	18,0 g/mol
	Estequiometria
	1,000 mol
	1,000 mol
	1,000 mol
	1,000 mol
	1,000 mol
	
	53,50 g
	40,00 g
	17,00 g
	58,50 g
	18,00 g
	Início
	0,037 mol
	0,050 mol
	0,000 mol
	0,000 mol
	0,000 mol
	
	2,00 g
	2,00 g
	0,00 g
	0,00 g
	0,00 g
	Variação
	-0,018 mol
	-0,018 mol
	0,018 mol
	0,018 mol
	0,018 mol
	
	-0,96 g
	-0,72 g
	0,31 g
	1,05 g
	0,32 g
	Final
	0,019 mol
	0,032 mol
	0,018 mol
	0,018 mol
	0,018 mol
	
	1,04 g
	1,28 g
	0,31 g
	1,05 g
	0,32 g
Uma vez conhecido a quantidade que Amônia produzida e as quantidades de reagentes no início da reação, finalmente podemos calcular o rendimento global do processo, conforme segue:
Por final, três (3) Erlenmeyer foram preparados contendo uma diluição de 1 para 3 da solução de Amônio com indicador fenolftaleína. As soluções em todos os Erlenmeyers adquiriram uma tonalidade roxa, indicando um pH muito alcalino (acima de 10). Isto já era esperado, uma vez que a Amônia provoca um aumento do pH quando diluída em água, conforme discutido anteriormente. Uma das soluções foi aquecida com o uso do bico de Bunsen, outra solução recebeu uma carga adicional de Cloreto de Amônio, enquanto a última solução permaneceu em repouso.
Figura 2: Soluções Diluídas após Tratamentos: AQ: Aquecimento – B: Amostra em Branco – C: Adição de Sal de Cloreto de Amônio.
Fonte: Autores.
	Na solução do Erlenmeyer que passou pelo processo de aquecimento foi possível notar uma mudança na tonalidade da cor, passando de roxo para rosa-claro, em relação a amostra padrão. Isso é uma indicação que, ao aumentar a temperatura, houve um abaixamento do pH, provavelmente propiciado por uma redução nas concentrações dos íons de Amônio e Hidroxila, com a respectiva formação de água e Amônia. Isso pode indicar que a constante de equilíbrio da reação entre Amônia e Água tende a favorecer o lado dos reagentes quando em pH básico e aumento da temperatura.
Na solução do Erlenmeyer que recebeu uma adição de Cloreto de Amônio, também foi possível notar a mesma mudança da tonalidade da cor, novamente indicando um abaixamento do pH com redução na concentração dos
CONCLUSÃO
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Lopes da Silva 2011. Amônia propriedades e usos. Disponível em: https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/amonia-propriedades-e-usos.htm. Acesso em: 19/03/2020.
NH
3
(g)
+H
2
O
(𝑎𝑞)
→𝑁𝐻
4
+
(𝑎𝑞)
+ 𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
−
 
𝐻𝐶𝑙
ሺ
g
ሻ
+𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
−
 →𝐶𝑙
−
+ 𝐻
2
𝑂
(𝑎𝑞)
 
𝐻𝐶𝑙 
ሺ
𝑚𝑜𝑙
ሻ
= 𝑁𝐻
3
ሺ
𝑚𝑜𝑙
ሻ
= 
1 𝑚𝑜𝑙
1000 𝑚𝐿
∗18 𝑚𝐿=0,018 𝑚𝑜𝑙 
Rendimento Global= 
Amônia Produzida
Reagentes Totais
=
0,31 g
(2 g+2 g)
=7,7% 
NH
3
(g)
+H
2
O
(aq)
Calor
ርۛۛሲNH
4
+
(aq)
+ OH
(aq)
−
 
NH
4
Cl
ሺ
s
ሻ
→NH
4
+
(aq)
+𝐶𝑙
−
 
1ªEtapa 
ሺ
rápida
ሻ
:NH
4
Cl
ሺ
aq
ሻ
+NaOH
ሺ
aq
ሻ
→ NH
4
OH
ሺ
aq
ሻ
+NaCl
ሺ
s
ሻ
 
2ª Etapa (lenta): NH
4
OH
(aq)
calor
ሱۛۛሮ NH
3
(g)
+ H
2
O
(g)
 
Equação Global: NH
4
Cl
ሺ
aq
ሻ
+NaOH
ሺ
aq
ሻ
calor
ሱۛۛሮ NH
3
(g)
+ NaCl
ሺ
s
ሻ
+ H
2
O
(g)