Dê duas aplicações laboratoriais ou industriais para os seguintes compostos:
\mathrm{NH}_{3}

Passo 1

O enunciado pede: "Dê duas aplicações laboratoriais ou industriais para o composto \mathrm{NH_3}".
Informação fornecida: o composto é \mathrm{NH_3} (amônia).
Objetivo: fornecer duas aplicações (podem ser uma industrial e uma laboratorial) e explicar passo a passo por que \mathrm{NH_3} serve para essas aplicações, com detalhes práticos e de segurança para que você entenda e consiga responder isso numa prova.

Passo 2

Propriedades-chave da \mathrm{NH_3} que justificam usos (aula rápida e prática)
  • Estrutura e lone pair: a molécula \mathrm{NH_3} tem um nitrogênio com um par de elétrons não ligado (lone pair). Isso faz de \mathrm{NH_3} um doador de pares de elétrons — um ácido de Lewis? na verdade um base de Lewis — e também uma base de Brønsted, pois aceita prótons.
  • Reação ácido–base em água:
\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}
Isto significa que soluções aquosas de \mathrm{NH_3} são básicas (chamadas de hidróxido de amônio, comumente escrito como “amônia aquosa” ou \mathrm{NH_4OH} em linguagem prática).
  • Ligação a metais (complexação): o lone pair no nitrogênio permite que \mathrm{NH_3} se ligue a íons metálicos formando complexos tipo \mathrm{[M(NH_3)_n]^{m+}}. Exemplos importantes: \mathrm{[Cu(NH_3)_4]^{2+}} (azul intenso) e \mathrm{[Ag(NH_3)_2]^+} (usado no reagente de Tollens).
  • Propriedades físicas relevantes: \mathrm{NH_3} é um gás a 25^\circ\mathrm{C}, ponto de ebulição -33{,}34^\circ\mathrm{C}, muito solúvel em água (formando solução básica), tóxico em concentrações moderadas e inflamável em mistura com ar em certas condições. Essas propriedades explicam usos industriais (é conveniente armazenar como líquido sob pressão) e riscos de segurança.
  • Consequência prática: por ser fonte concentrada de nitrogênio e por formar sais e compostos (uréia, nitratos), \mathrm{NH_3} é matéria-prima industrial para fertilizantes; por ser boa base e ligante, é reagente útil em laboratórios qualitativos e sínteses.

Passo 3

Aplicação 1 — Uso industrial: produção de fertilizantes via processo Haber–Bosch e transformação em ureia
  • O que se faz industrialmente: sintetiza-se \mathrm{NH_3} a partir de nitrogênio e hidrogênio pelo processo Haber–Bosch:
\mathrm{N_2 + 3 H_2 \xrightarrow{\text{Fe, alta }P,T} 2 NH_3}
Explicação didática:
  • \mathrm{N_2} é muito estável (ligação tripla), por isso a reação exige altas pressões (tipicamente \sim150\!-\!300\\ \text{atm}) e temperaturas elevadas ( \sim400\!-\!500^\circ\mathrm{C}) e um catalisador (normalmente ferro com promotores). Esses parâmetros aumentam a velocidade e o rendimento econômico.
  • A estequiometria mostra que a partir de \mathrm{N_2} e \mathrm{H_2} obtém-se \mathrm{NH_3}, que é a forma fixa de nitrogênio para uso agrícola.
  • Conversão em fertilizantes comuns: \mathrm{NH_3} pode ser transformada em vários fertilizantes, por exemplo:
    • Produção de ureia (um fertilizante muito usado):
    \mathrm{2 NH_3 + CO_2 \rightarrow (NH_2)_2CO + H_2O}
    • Produção de nitratos (via ácido nítrico obtido a partir da oxidação de \mathrm{NH_3} — processo Ostwald — e posterior neutralização com \mathrm{NH_3}):
      Fórmula global (oxidação parcial e absorção) pode ser escrita em passos; em termos práticos \mathrm{NH_3} é fonte do nitrogênio que vira \mathrm{NO_3^-} para fertilizantes como o nitrato de amônio.
  • Por que isso importa na prova / como responder rapidamente:
    • Se te pedirem “para que serve \mathrm{NH_3} industrialmente?”, responda: “produção de fertilizantes (via Haber–Bosch) e como precursor para ureia e nitratos”. Mostre a equação de Haber e, se possível, a equação da ureia.
  • Observações práticas e ambientais:
    • Fertilizantes nitrogenados aumentam produtividade, mas excesso causa lixiviação e eutrofização. Em prova vale comentar impacto ambiental se pedirem avaliação crítica.

Passo 4

Aplicação 2 — Uso laboratorial: reagente/complexante (ex.: formação de \mathrm{[Cu(NH_3)_4]^{2+}} e reagente de Tollens \mathrm{[Ag(NH_3)_2]^+})
  • Complexação com íons metálicos (exemplo didático e muito pedido em provas)
    • Reação com cobre(II) em solução:
    \mathrm{Cu^{2+} + 4 NH_3 \rightarrow [Cu(NH_3)_4]^{2+}}
    • Observação prática: ao adicionar \mathrm{NH_3} a uma solução que contém \mathrm{Cu^{2+}} primeiro forma-se um precipitado de hidróxido de cobre(II), \mathrm{Cu(OH)_2} (azul), mas adicionando \mathrm{NH_3} em excesso esse precipitado desaparece e aparece uma solução azul mais profunda do complexo tetraammina:
    \mathrm{Cu(OH)_2 + 4 NH_3 \rightarrow [Cu(NH_3)_4]^{2+} + 2 OH^-}
    • Uso prático: identificação de \mathrm{Cu^{2+}} e estudo de reações de complexação. Em prova, desenhe a sequência (precipitado → complexação) e escreva a equação.
  • Reagente de Tollens (teste de aldeídos — “espelho de prata”)
    • Preparação simplificada do íon diamino prata:
    \mathrm{Ag_2O + 4 NH_3 + H_2O \rightarrow 2[Ag(NH_3)_2]^+ + 2 OH^-}
    • Reação clássica com aldeído ( \mathrm{RCHO}):
    \mathrm{RCHO + 2[Ag(NH_3)_2]^+ + 3 OH^- \rightarrow RCOO^- + 2 Ag\downarrow + 4 NH_3 + 2 H_2O}
    • Explicação simples: o aldeído é oxidado a um carboxilato e o íon prata complexado é reduzido a prata metálica, que deposita na parede do tubo formando o “espelho”. Em prova, escreva a equação e explique qualitativamente a oxidação do aldeído e a redução do íon prata.
  • Por que \mathrm{NH_3} funciona aqui: atua como base (gera \mathrm{OH^-}) e como ligante (estabiliza íons metálicos solúveis como \mathrm{[Ag(NH_3)_2]^+}).
  • Dicas práticas de laboratório e segurança:
    • Amônia aquosa usada em laboratório é comum em concentrações do tipo 25\% (solução comercial). Em provas é útil citar “amônia aquosa” ou “NH_3(aq)”.
    • Precauções: \mathrm{NH_3} é tóxica e irritante; trabalhe em capela, com luvas e óculos; o reagente de Tollens deve ser descartado com cuidado (evitar formação de fuligem metálica explosiva ao secar); não aquecer soluções de Tollens sem controle.

Passo 5

Resumo prático — como responder numa prova (modelo curto e direto)
  • Mostre uma aplicação industrial com a equação e, se possível, uma transformação derivada (ex.: Haber e ureia).
  • Mostre uma aplicação laboratorial com a equação de complexação ou a equação do reagente de Tollens e descreva o efeito (cor, espelho de prata).
  • Acrescente uma linha sobre segurança se a questão pedir uso prático.

Passo 6

Conselho motivacional rápido (você consegue!)
  • Essas respostas são curtas de decorar porque se baseiam em duas ideias fáceis: (1) \mathrm{NH_3} é fonte de nitrogênio (útil industrialmente para fertilizantes) e (2) \mathrm{NH_3} é base e ligante (útil como reagente de laboratório para complexos e testes qualitativos). Memoriza essas duas ideias e as equações básicas — pronto para a prova.

Resposta

Indústria: produção de fertilizantes — síntese de \mathrm{NH_3} pelo processo Haber–Bosch ( \mathrm{N_2 + 3 H_2 \rightarrow 2 NH_3}) e conversão em ureia ( \mathrm{2 NH_3 + CO_2 \rightarrow (NH_2)_2CO + H_2O}).
Laboratório: reagente/complexante — formação de complexos como \mathrm{[Cu(NH_3)_4]^{2+}} e preparo do reagente de Tollens ( \mathrm{[Ag(NH_3)_2]^+}), usado para identificação de aldeídos (espelho de prata).

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