UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ - UEMCENTRO DE CIÊNCIAS EXATASDEPARTAMENTO DE QUÍMICA

OBTENÇÃO E CARACTERIZAÇÃO DA AMÔNIA

CURSO: Química BachareladoDISCIPLINA: Química Inorgânica ExperimentalDOCENTE: Da. Rosana Lázara Sernáglia ACADÊMICOS: Douglas Santana Franciscato R.a : 55377

Nayara Cristine Saldan R.a : 55398 Patrícia Viero R.a : 54670 Thiago Dadalto Gimenez R.a : 57480 Thiago Francisco de Souza R.a : 55677

MARINGÁ, 2010

INTRODUÇAOA amônia é um dos produtos químicos mais importantes para o ser humano, sendo uma das

cinco substâncias produzidas em maior quantidade no mundo. Sua importância está relacionada ao

seu uso direto como fertilizante e por constituir matéria-prima para a fabricação de outros

fertilizantes nitrogenados. A amônia também é utilizada na produção de explosivos e de plástico.

Em 1898, Sir Wiliam Ramsey previu uma catástrofe para a humanidade: a escassez de

fertilizantes nitrogenados para o século XX, o que provocaria uma redução muito grande na

produção de alimentos em todo o mundo. Na época, o nitrogênio era obtido de depósitos naturais de

nitrato de sódio e potássio ou de resíduos das aves marinhas.

A catástrofe prevista não aconteceu devido ao trabalho de dois alemães: o químico Fritz

Haber e o engenheiro William Carl Bosch. Eles criaram um processo no qual conseguiram sintetizar

a amônia a partir de seus elementos constituintes. Processo este denominado de Processo de Haber.

Processo de Haber

O processo de Haber (também conhecido como Processo Haber-Bosch) é uma reação entre

nitrogênio e hidrogênio para produzir amoníaco.

Esta reação é catalisada com o ferro, sob as condições de 250 atmosferas de pressão e uma

temperatura de 450°C.:

N2(g) + 3H2(g) ←→ 2NH3(g) + energia

Este processo foi usado pela primeira vez, à escala industrial, na Alemanha durante a Primeira

Guerra Mundial. Para a produção de munição os alemães dependiam do nitrato de sódio importado

do Chile, que era insuficiente e incerto. Por isso passaram a utilizar prontamente o processo de

Haber para a produção de amoníaco. A amônia (amoníaco) produzida era oxidada para a produção

do ácido nítrico e este utilizado para a produção de explosivos de nitrogênio, usados na produção de

munições.

Para a produção da amônia, o nitrogênio é obtido do ar atmosférico, e o hidrogénio como resultado

da reação entre a água e o gás natural:

CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g)

Condições de equilíbrio do processo

A reação entre nitrogênio e hidrogênio é reversível, portanto, o rendimento na produção do

amoníaco depende de algumas condições:

Temperatura: A formação do amoníaco é um processo exotérmico, ou seja, ocorre com liberação de

calor. Sendo assim, baixas temperaturas favorecem a produção do NH3 e o incremento da

temperatura tende a deslocar o equilíbrio da reação no sentido inverso, de acordo com o Princípio

de Le Chatelier. Por outro lado, a redução da temperatura diminui a velocidade da reação, portanto,

uma temperatura intermédia é a ideal para favorecer o processo. Experiências demonstraram que a

temperatura ideal é de 450 °C.

Pressão: A elevação da pressão favorece a formação do amoníaco pois no processo ocorre uma

diminuição de volume (devido a diminuição do número de moléculas). Logo, o incremento da

pressão aumenta o rendimento de formação do produto, mas por outro lado este incremento deve ser

economicamente viável, ou seja, não deve tornar os custos de produção demasiado elevados. A

pressão considerada tecnicamente e economicamente viável é de 200 atmosferas.

Catalisador: O catalisador não afeta o equilíbrio porém, acelera a velocidade da reação para atingir

o equilíbrio. A adição de um catalisador permite que o processo se desenvolva favoravelmente em

temperaturas mais baixas. No início, para a reacção Haber-Bosch, usava-se o ósmio e urânio como

catalisadores. Atualmente, utiliza-se de maneira extensiva o ferro.

Na indústria, o ferro catalítico é preparado pela exposição da magnetita, um óxido de ferro, ao

hidrogênio aquecido. A magnetita é reduzida a ferro metálico com a eliminação do oxigénio no

processo.

Fig 1.: Aparelho de laboratório utilizado por Fritz Haber para sintetizar a amônia em 1909.

Fotografia tirada em julho de 2009 no Museu Judaico de Berlim

O amoníaco, gás amoníaco ou amônia é um composto químico cuja molécula é constituída

por um átomo de Nitrogênio (N) e três átomos de hidrogênio (H) de formula molecular NH3 , cuja

formula estrutural é:

A molécula não é plana, apresenta geometria piramidal. Esta geometria ocorre devido à

formação de orbitais híbridos sp³. Em solução aquosa se comporta como uma base transformando-

se num íon amônio, NH4+, com um átomo de hidrogênio em cada vértice do tetraedro.

A amônia, à temperatura ambiente e pressão atmosférica, é um gás tóxico, corrosivo na

presença de umidade, inflamável, incolor, com odor muito irritante e altamente solúvel em água. É

envasada e transportada em cilindros de aço como um gás liquefeito sob sua própria pressão de

vapor, 7,87 bar a 21.1 ºC. 4

A amonia é muito usada em ciclos de compressão ( refrigeração ) devido ao seu elevado

calor de vaporização e temperatura crítica. Também é utilizado em processos de absorção em

combinação com a água.Ela e seus derivados ureia, nitrato de amônio e outros são usados na

agricultura como fertilizantes. Também é componente de vários produtos de limpeza. Outro produto

importante derivado da amônia é o ácido nítrico.

Amoníaco na refrigeração:

O amoníaco utiliza-se como refrigerante há mais de 120 anos e, por isso, as suas propriedades e

aplicações são bastante conhecidas. No entanto, é devido a certos inconvenientes que esta

substância apresenta, no que respeita à segurança, quanto ao uso do amoníaco, limita-se

exclusivamente a grandes fábricas e indústrias que necessitam do uso deste composto.

História: O Amoníaco foi reconhecido como refrigerante em 1860 quando o francês Ferdinand

Carre criou um sistema de refrigeração do tipo “absorção”, onde se utilizava o amoníaco como

refrigerante e a água como agente de absorção. Aproximadamente uma década depois, o americano

David Byle desenvolveu um compressor que se podia usar com amoníaco.Ambas estas técnicas

desenvolveram-se posteriormente, sendo que a estrutura básica do compressor elaborada em 1870

ainda se utiliza e está diretamente relacionada com a refrigeração atual do amoníaco.

É de salientar que o amoníaco foi substituído pelos cloro-fluorcarbonetos (CFCs) nos anos trinta do

século XX, pois o seu destino era outro. Servia para o combate, nomeadamente na fabricação de

armas e explosivos. Mais recentemente voltou a ganhar “o papel principal” nos processos de

arrefecimento, pois os CFCs causam um enorme dano à camada de ozônio.

Como fluido usado na refrigeração, o amoníaco apresenta numerosas características e vantagens,

sendo as mais importantes as seguintes:

• Possui boas propriedades termodinâmicas, de transferência, de calor e de massa, em

particular dentro das condições definidas pelos serviços e o rendimento das máquinas utilizando

amoníaco é dos melhores.

• É quimicamente neutro para os elementos dos circuitos frigoríficos, com exceção do cobre.

• O amoníaco não se mistura com o óleo lubrificante.

• Não é sensível na presença de ar úmido ou de água.

• É facilmente detectável em caso de fuga por ser muito leve e, desta forma, é muito difícil ter

uma falha de circuito.

• O amoníaco é fabricado para muitos mais usos além da refrigeração, o que permite a

manutenção do seu preço baixo e acessível. Em qualquer caso, o preço do amoníaco é muito

inferior ao custo total da maioria dos outros refrigerantes e para além disso, quantidades inferiores

permitem o mesmo efeito.

Estas características fazem com que o amoníaco entre num mercado muito competitivo em termos

de empresas, fábricas e máquinas de refrigeração.

Apesar das Vantagens, o amoníaco apresenta também alguns riscos:

• Ingestão: Perigoso. Os sintomas incluem náusea e vômitos, causando danos aos lábios, boca

e esôfago.

• Inalação: Os vapores são extremamente irritantes e corrosivos.

• Pele: Soluções concentradas podem produzir queimaduras severas e necroses.

• Olhos: Pode causar danos permanentes, inclusive em quantidades pequenas.

• Urina humana: A urina é normalmente estéril quando é expelida e tem apenas um vago odor.

O cheiro desagradável de urina deteriorada deve-se à ação de bactérias que provocam a libertação

de amoníaco.

O amoníaco é facilmente biodegradável. As plantas o absorvem com muita facilidade, sendo um

nutriente muito importante como fornecedor de nitrogênio para a produção de compostos orgânicos

azotados. Em concentrações muito altas, por exemplo, na água de consumo, pode causar danos

graves, já que o amoníaco interfere no transporte do oxigênio pela hemoglobina, entre outros efeitos

nefastos. Os organismos necessitam, nesse caso, de manter uma baixa concentração de amoníaco

que, caso contrário torna-se particularmente tóxico.

Propriedades Físicas

Calor latente de fusão a -77,7 ºC 5,655 kJ/mol; 1351,6 cal /mol

Calor molar específico, gás a 101,325 kPa e 46,8

ºC pressão constante

36,953 kJ/(kmol x K);

8,832 cal/(mol x ºC)

Calor molar específico, gás a 101,325 kPa e 46,8

ºC a volume constante

28,28 kJ/(kmol x K);

6,76 cal/(mol x ºC)

Condutividade térmica, gás a 101,325 kPa e 0 ºC 0,02218 W/(m x K);

53 x 10-6 cal x cm/(s x cm2 x ºC)

Densidade absoluta, gás a 101,325kPa e 25 ºC 0,7067 kg/m3

Densidade crítica 0,235 kg/dm3

Densidade relativa, gás a 101,325 kPa e 25

ºC(ar=1)

0,597

Fórmula NH3

Limite de inflamabilidade no ar 15 – 28% (por volume)

Momento de dipolo, gás 4,9 x 10 -30 C x m; 1,47 D

Peso molecular 17,031

Ponto de ebulição a 101,325 kPa 239,72 K; -33,4 ºC; -28,2 ºF

Solubilidade em água a 101,325 kPa e 20 ºC 34,6 Kg NH3 /100 Kg de solução3

Sinônimo Amônia anidra

Pequenas quantidades de amônia são utilizadas na preparação de misturas padrão para

calibração e ajuste de instrumentos de medição para controle ambiental.

O químico francês Henri Louis Le Chatelier (1850-1936), com seus estudos sobre

equilíbrios químicos, propôs, em 1888, o que ficou conhecido como Principio de Le Chatelier:

“Quando um sistema em equilíbrio sofrer algum tipo de perturbação externa, ele se deslocará no

sentido de minimizar essa perturbação, a fim de atingir novamente uma situação de equilíbrio”.

Existem três fatores principais que determinam o deslocamento do equilíbrio. São eles:

*Temperatura:

Num sistema em equilíbrio, à pressão constante, o aumento da temperatura provoca o

deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que absorve calor, e a diminuição da temperatura

provoca o deslocamento no sentido da reação que libera calor.

Aumento da temperatura → reação endotérmica favorecida

Diminuição da temperatura → reação exotérmica favorecida

* Pressão:

Num sistema em equilíbrio, à temperatura constante, o aumento da pressão provoca o

deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que se realiza com contração de volume, e a

diminuição da pressão provoca o deslocamento no sentido da reação que se realiza com expansão

de volume.

Aumento da pressão → reação com contração de volume favorecida

Diminuição da pressão → reação com expansão de volume favorecida

Isto se aplica aos sistemas em equilíbrios que contenham participantes gasosos, pois são os

gases que apresentam acentuada variação de volume em função da pressão exercida.

* Concentração:

Num sistema em equilíbrio, à temperatura e pressão constante, o aumento da quantidade de

qualquer participante favorece a reação que transforma (que consome) esse participante, e a

diminuição da quantidade de um participante favorece a reação que forma esse participante.

Aumento da concentração do participante → reação que consome o participante favorecida

Diminuição da concentração do participante → reação que forma o participante favorecida.

- Efeito do íon comum.

Em um equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já

existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon comum), seu

comportamento será como na adição de qualquer substância que já existe na reação.

Veja o exemplo a seguir:

De acordo com o lado que o equilíbrio se desloca, a solução troca de cor.

Veja o que pode acontecer se for adicionado a esta reação:

- Adição de HCl(aq) – o ácido HCl se ioniza formando o íon cátion H+(aq). Provoca, portanto

o aumento da concentração deste íon no sistema. Desloca o equilíbrio para a direita, até consumir o

excesso adicionado. O íon H+(aq) é o íon comum ao sistema.

- Adição de NaOH – a base NaOH se dissocia formando o íon ânion OH-(aq) que reage com

o cátion H+(aq), provocando a formação de água e diminuindo a concentração de H+

(aq). Desloca o

equilíbrio para a esquerda para repor a quantidade removida deste íon. O  íon OH-(aq) é o íon não-

comum ao equilíbrio. 5

- Compostos utilizados para a realização do experimento:

*Cloreto de amônio:

- Fórmula molecular: NH4Cl

- Massa molar: 53.49 g/mol

- Densidade: 1.5274 g/cm³

- Ponto de fusão (pf): 338 °C (decompõe)

- Ponto de ebulição (pe): ---

- Solubilidade: 37.2 g/100 mL (20 °C)

- Toxidade: substância se decompõe ao ser aquecida intensamente ou ao arder, produzindo

fumaça tóxica e irritante de óxidos de nitrogênio, amoníaco e cloreto de hidrogênio. A

dissolução em água resulta em um ácido fraco. Reage violentamente com nitrato de amônio e

clorato de potássio, originando perigo de incêndio e explosão. Reage com ácidos concentrados

formando cloreto de hidrogênio e com bases fortes formando amoníaco.

- Usos: Cloreto de amônio é vendido em blocos em ferragens para uso em limpeza de solda em

ferro e pode ser incluído nos processos de solda como um fundente.

Outros usos incluem suplementação alimentar para gado, em xampu para cabelos, em

estamparia de têxteis, na colagem e ligação de compensados, e como um ingrediente em meios

nutritivos para levedo, em produtos de limpeza, e como medicamento antitússico.

* Hidróxido de sódio.

- Fórmula molecular: NaOH

- Massa molecular: 40 g/mol

- Densidade: 2,13 g·cm-3

- Ponto de fusão (pf): 322 °C

- Ponto de ebulição (pe): 1388 °C

- solubilidade em água: 1260 g·l-1 a 20 °C

- Toxidade: Ingestão: Pode causar danos graves e permanentes ao sistema gastrointestinal.

Inalação: Irritação com pequenas exposições, danoso ou mortal em altas doses.

Pele: Perigoso. Os sintomas vão desde irritações leves até úlceras graves.

Olhos: Perigoso. Pode causar queimaduras, danos a córnea ou conjuntiva.

- Usos: usado na indústria (principalmente como uma base química) na fabricação de papel,

tecidos, detergentes, alimentos e biodiesel.

* Ácido clorídrico.

- Fórmula molecular: HCl

- Massa molecular: 36.46 g/mol

- Densidade: 1,64 kg·m–3 (gás, 0 °C)

- Ponto de fusão (pf): -114,8 °C

- Ponto de ebulição (pe): -114,8 °C

- solubilidade em água: 720 g·l-1 (20 °C)

- Toxidade: O cloreto de hidrogênio é irritante e corrosivo para qualquer tecido com que tenha

contato. A exposição a níveis baixos produzem irritação na garganta e nariz. Em níveis mais

elevados pode levar até ao estreitamento dos bronquíolos, acumulando líquidos nos pulmões,

podendo levar a morte.

Dependendo da concentração, o cloreto de hidrogênio pode produzir desde uma leve irritação

até queimaduras graves na pele e olhos.

- Usos: para limpar, tratar e galvanizar metais, curtir couros, e na produção e refinação de uma

grande variedade de produtos.

*Hidróxido de amônia:

- Fórmula molecular: NH4OH

- Massa molecular: 35,04 g/mol

- Densidade: 0,91 g·cm−3 (25 %)

- Ponto de fusão (pf): −57,5 °C (25 %)

- Ponto de ebulição (pe): 37,7 °C (25 %)

- Solubilidade: Miscível na água

- Toxidade: Nocivo quando ingerido, inalado e absorvido pela pele. Extremamente irritante para

mucosas, sistema respiratório superior, olhos e pele.

- Usos: o hidróxido de amônio é comumente usado como branqueador em roupas e utensílio de

plástico de cor branca, nas tinturas de cabelo.

*Bicarbonato de sódio:

Estado físico: Sólido na forma de pó cristalino.

-Cor: Branco.

-Odor: Inodoro.

-pH (solução0,1 molar a 25 °C): 8,3

-Temperaturas específicas ou faixas de temperatura nas quais ocorrem mudanças

de estado físico:

-Ponto de ebulição: Não aplicável.

-Ponto de fusão: 60 °C (140 F)

-Ponto de fulgor: Não aplicável.

-Densidade: 2,2

-Solubilidade em água (18 °C): 7,8 g/100g de água.

*Indicador vermelho de metila:

- Fórmula molecular: C15H15N3O

- Massa molecular: 269.299 g/mol

- pKa: 5.30

- Ponto de fusão (pf): 179-182 °C

- Ponto de ebulição (pe): ---

- Usos: Indicador de pH- Como indicador, é vermelho em pH abaixo de 4.4, amarelo em pH

acima de 6.2, e laranja entre estes valores.

*Indicador fenolftaleína:

- Fórmula molecular: C20H14O4

- Massa molecular: 318,323 g mol−1

- Densidade: 1,277 g cm−3, a 32 °C

- Ponto de fusão (pf): 262,5 °C

- Ponto de ebulição (pe): ---

- Solubilidade em água: Insolúvel. Solúvel em etanol e éter

- Usos: Utilizada freqüentemente em titulações, na forma de suas soluções alcoólicas, mantém-

se incolor em soluções ácidas e torna-se cor-de-rosa em soluções básicas. A sua cor muda a

valores de pH entre pH 8,2 e pH 9,8.3

OBJETIVOS

Obtenção e caracterização da amônia.

PARTE EXPERIMENTALMATERIAIS:

Tubinhos de vidro;

Béquer de 100 mL;

Tubo de vidro com bulbo;

Vidro de Relógio;

Tubo de ensaio;

Espátula; Bastão de vidro;

Bico de Bunsen;

Tela de amianto;

Funil;

Balão volumétrico de 100 mL;

Pipeta volumétrica;

Proveta de 50 mL.

REAGENTES:

Água destilada;

NH4Cl;

NaOH;

Vermelho de metila;

Fenolftaleína;

MÉTODOS:

Preparação da amônia

a) Primeiramente montou-se o sistema de aparelhagem para produção da amônia.

b) Para umedecer os tubinhos de vidro, colocou-se 15 mL de água destilada na torre de

absorção já preenchida com os tubinhos.

c) Em um béquer de 100 mL, foram colocados 20 mL de água destilada e introduziu-se

no béquer o tubo de vidro com bulbo, de modo que a ponta do tubo apenas tocasse a

superfície da água contida no béquer.

d) Pesou-se 2,0 g de NH4Cl e 2,0 g de NaOH. Levou-se para a capela e, com o auxílio

de uma espátula ou bastão de vidro, as duas substancias foram misturadas sobre um vidro de

relógio.

e) Ainda dentro da capela, transferiu-se a mistura para um tubo de ensaio e conectou-se

à aparelhagem.

f) Foi verificado se o sistema estava bem fechado.

g) Aqueceu-se o tubo de ensaio com um bico de Bunsen por 20 minutos. O

aquecimento foi feito levemente para não furar ou entortar o tubo de ensaio.

h) Esperou-se esfriar a torre de absorção e, com o auxilio de um funil, todo o seu

conteúdo foi transferido para um balão volumétrico de 100 mL. Usou-se a solução contida

no béquer para “lavar” a torre de absorção, de modo que recolhesse toda a amônia

produzida. Foi utilizado ainda, duas porções de 10 mL de água destilada para fazer a

completa remoção da amônia da torre.

i) Por ultimo, completou-se o volume do balão volumétrico.

Determinação do rendimento da reação:

a) Com uma pipeta volumétrica, foram transferidos 10 mL da solução do balão

volumétrico para um erlenmeyer. Acrescentou-se uma gota do indicador vermelho de metila

e titulou-se a solução com HCl (solução padronizado). Foi anotado a concentração da

solução de HCl usada.

b) Repetiu-se a titulação mais duas vezes e tirou-se a média aritmética.

c) Com base na reação química feita para preparar a amônia, foi calculada a quantidade

de NH3(g) teórica e, comparando com o valor determinado através da titulação, calculou-se o

rendimento da reação em %.

Equilíbrio na solução de amônia:

a) Com uma proveta de 50 mL, mediu-se 10 mL da solução de hidróxido de amônia

contida no balão. Ainda na proveta, foram adicionados 20 mL de água destilada. Em

seguida, colocou-se 3 gotas de fenolftaleína e transferiu-se a solução colorida para três

erlenmeyers (aproximadamente 10 mL cada).

b) Aqueceu-se um dos erlenmeyers sobre uma tela de amianto, observou-se e anotou-se

tudo o que ocorreu.

c) Em um outro erlenmeyer, foi adicionado a quantidade de uma espátula de NH4Cl e

agitou-se a mistura. Observou-se e anotou-se tudo o que ocorreu.

d) Utilizou-se o terceiro frasco para comparar as cores dos três frascos.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

Preparação da amônia

Quando juntamos o cloreto de amônio e o hidróxido de sódio, que são dois sólidos, na

capela, obtemos uma substancia pastosa, isso se deve a liberação de água da decomposição do

cloreto de amônio em amônia e água, de acordo com a reação descrita abaixo.

NH4Cl + NaOH NH4OH + NaCl

NH4OH NH3 + H2O

N2 + 3H2 2NH3

Quando estamos trabalhando em altas temperaturas, atinge-se o equilíbrio mais rapidamente,

porem forma-se menos produtos. Se aumentarmos a pressão o equilíbrio tende a se deslocar para o

lado de maior volume ( na nossa reação, deslocaria pra a formação de amônia).

Determinação do rendimento da reação

Para determinar o rendimento da produção da amônia titulou-a com a HCL 0.3351 M

utilizando vermelho de metila como indicador. Obteve-se um gasto de

Médio de 7,57 mL de HCL ate o ponto de viragem, então foi calculado o rendimento

demonstrado abaixo, segundo as reação para a preparação da amonia:

1 mol de NH4Cl 53,5 g

x 2 g x = 0,0374 mol NH4CL

n NH4Cl = n NH3

NH3+ H2O NH4OH NH4+ + OH-

pH universal da solução de NH3

pH= 11,49

pH + pOH= 14

pOH= 2,51

[OH- ]= 3,09 x 10(-3)

Kb = 1,8 x 10(-5) constante de dissociação do NH3

C NH3 = 0,53 mol/L

n NH3 = C x V

n NH3 = 0,53 x 0,05L = 0,0265 mol

n teórico 100% 0,0374 mol100%

n exp. x 0,0265 molx

x = 70,86% NH3

C H+ x V eq. = C OH- x V OH-

0,3351 x 7,57= C x 10,0

C OH- = 0,254 mol/L

n OH- = 0,254 x 0,05

n OH- = 0,0127

0,0374 100 %

0,0127 y

y = 34 % OH-

Equilíbrio na solução de amônia:

NH4Cl + NaOH NH3+ H2O + NaCl

NH3 NH4OH + HCl NH4Cl + H2O

H2O

NH4OH ↔ NH4+ + OH- + NH4Cl

NH4Cl NH4+ + Cl-

Como temos presente o efeito do íon comum (NH4+), nessas equações, leva-se em conta que

o equilíbrio ira se deslocar pra a esquerda na reação, fazendo com que o produza mais NH4OH.

Quando adicionamos 10 mL da solução de hidróxido de sódio e 20 mL de água destilada

com 3 gotas de fenolftaleína, obtemos uma solução alcalina, com pH básico. Esta solução tem uma

cor rosa de coloração forte.

Quando aquecemos a solução observamos a descoloração da mesma, essa descoloração é

lenta devido a evaporação da amônia, restando em solução apenas a água, de acordo com a reação

abaixo:

NH4OH NH3↑ + H2O

Ao adicionarmos NH4Cl na solução acontece a descoloração instantânea, a solução passa de

rosa para incolor, isso se deve ao efeito do íon comum, que desloca a reação mais rapidamente para

a produção de NH4OH, liberando o gás amônia consequentemente.

CONCLUSÃONesta prática realizou-se uma experiência simples e prática, à obtenção da amônia, na qual

o intuito foi estudar algumas das suas propriedades.

Através dos resultados obtidos foi possível concluir que aquecendo-se hidróxido de sódio e

cloreto de amônio, é um método eficaz de se obter amônia em laboratório, na forma de hidróxido de

amônia, em solução aquosa, além de que ao se adicionar mais cloreto de amônio há uma

perturbação no equilíbrio da reação e este para se estabilizar, desloca o equilíbrio no sentido de se

formar mais produto, no caso da reação houve um aumento de amônia.

Contudo está pratica foi de grande importância para todos nós, por nos dar novos

conhecimentos de como se preparar a amônia, suas características e seus variados usos.

REFERÊNCIAS BIBLIGRÁFICAS.

1. J. D. Química inorgânica não tão concisa. 5ª edição, São Paulo: Edgard

Blucher, 1999.

2. Revista Química Nova, Vol. 30, No. 1. Pg:240 – 247. Ano 2007.

3. http://www.cetesb.sp.gov.br/Emergencia/produtos/ficha_completa1.asp?consulta. Acesso em

15/10/2010. As 15h59min.

4. Brown, Theodore L. Química, a ciência central. São Paulo. 9ª ed. Editora Pearson Prentice Hall,

2005.

5. Sardella, Antônio. Curso completo de química. São Paulo. Volume único. Editora Ática, 1998.

6. http://www.brasilescola.com/quimica/obtencao-amonia-processo-haberbosch.htm

7. http://pt.wikipedia.org/wiki/Processo_de_Haber

8. http://www.cetesb.sp.gov.br/Emergencia/produtos/produto_consulta_completa.asp