Tecnologia Metalúrgica - Jorge Teófilo · Reações de combustão – para uma reação completa,...
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08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA – Noções de Termoquímica
Tecnologia Metalúrgica
Prof. Dr. Jorge Teófilo de Barros Lopes
Universidade Federal do Pará
Instituto de Tecnologia
Campus de Belém
Curso de Engenharia Mecânica
08/06/2017 08:46
Capítulo III
Universidade Federal do Pará
Instituto de Tecnologia
Noções de Termoquímica
Campus de Belém
Curso de Engenharia Mecânica TECNOLOGIA METALÚRGICA – Noções de Termoquímica
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08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.1 Cálculo nas Reações Químicas
INTRODUÇÃO:
REAÇÃO QUÍMICA: Transformação de uma
substância em outra.
Não deve ser encarada apenas como um processo que
tem por objetivo preparar outras substâncias.
• Exemplo: Combustão da gasolina – realizada para
obter energia, não para produzir gás carbônico e água.
Em termos mais gerais, pode-se considerar a reação
química como uma redistribuição da matéria e energia.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
INTRODUÇÃO:
Através dela ocorrem variações de massa e energia
que se realizam entre as substâncias participantes da
reação.
Variações de massa estão subordinadas às leis
ponderais.
Variações de energia são regidas pelos princípios da
termodinâmica.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
UNIDADES MOLARES:
Processos metalúrgicos – normalmente reações
simultâneas.
Interesse em determinar relações em massa, em volume
ou massa/volume dos materiais presentes no processo.
Uso de unidades molares: molécula-grama, molécula-
quilograma, átomo-grama ou átomo-quilograma.
Base de cálculo: Quantidade especificada de um dos
participantes do processo.
• Exemplo: 100 kg de um dos materiais participantes.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
UNIDADES MOLARES (Exercícios):
A carga de um conversor Bessemer é de 12 toneladas de
ferro gusa, o qual apresenta 5%C, 1,4%Si e 1,1%Mn. Estes
elementos são removidos pelas reações com o oxigênio do
ar insuflado no conversor. Sabe-se que 25% do carbono se
transforma em dióxido de carbono (CO2) e o restante forma
monóxido de carbono (CO). Pede-se:
a) o volume de oxigênio, nas CNTP, necessário;
b) os volumes de CO2 e CO, nas CNTP; e
c) a massa dos produtos obtidos.
Massas atômicas: C = 12; Si = 28; Mn = 55; O = 16.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
UNIDADES MOLARES (Solução):
Base de cálculo: 12.000 kg de ferro gusa.
Massa dos componentes: C: 600 kg; Si: 168 kg; Mn: 132 kg
Quantidades molares:
𝐶: 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝐶
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑡ô𝑚𝑖𝑐𝑎 𝐶=600
12= 50 𝑎𝑡 − 𝑘𝑔
𝑆𝑖: 6 𝑎𝑡 − 𝑘𝑔;
𝑀𝑛: 2,4 𝑎𝑡 − 𝑘𝑔
𝐶 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑜 𝑒𝑚 𝐶𝑂2: 0,25 𝑥 50 = 12,5 𝑎𝑡 − 𝑘𝑔
𝐶 𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑜 𝑒𝑚 𝐶𝑂: 0,75 𝑥 50 = 37,5 𝑎𝑡 − 𝑘𝑔
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
UNIDADES MOLARES (Solução):
Reações químicas e relações molares:
1ª reação: C(s) + O2(g) → CO2(g)
Relação: 1 at-kg : 1 mol-kg : 1 mol-kg
2ª reação: Si(s) + O2(g) → SiO2(s)
Relação: 1 at-kg : 1 mol-kg : 1 mol-kg
3ª reação: 2Mn(s) + O2(g) → 2MnO(g)
Relação: 2 at-kg : 1 mol-kg : 2 mols-kg
4ª reação: 2C(s) + O2(g) → 2CO(g)
Relação: 2 at-kg : 1 mol-kg : 2 mols-kg
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
UNIDADES MOLARES (Solução):
Quantidades molares dos participantes:
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
UNIDADES MOLARES (Solução):
Volumes ou massas dos produtos e do oxigênio necessário
(respostas):
a) O2: 38,45 x 22,4 = 861,28 m³
b) CO2: 12,5 x 22,4 = 280 m³
CO: 37,5 x 22,4 = 840 m³
c) SiO2: 6,0 x 60 = 360 kg
d) MnO: 2,4 x 71 = 170,4 kg
Lembrete
Nas CNTP:
1 mol-g = 22,4 l
1 mol-kg = 22,4 x 10³ l
1 mol-kg = 22,4 x 106 cm³
1 mol-kg = 22,4 m³
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
REAGENTES LIMITANTES:
REAÇÕES QUÍMICAS INDUSTRIAIS – reagentes em
proporções diferentes das indicadas pela equação química
representativa da reação.
Ou o processo químico é interrompido antes de sua completa
realização.
Assim, as substancias finais podem conter os reagentes em
excesso, além dos produtos.
Reagente limitante: é o reagente presente na proporção
indicada pela equação química – o seu desaparecimento
indica o fim da reação química.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
REAGENTES EM EXCESSO:
Calcula-se do seguinte modo:
1.determina-se a diferença entre a quantidade inicial e a
quantidade deste reagente que estequiometricamente se
combina com o reagente limitante;
2.divide-se essa diferença pela quantidade do reagente que
se combina com o limitante. Resultado em percentagem.
Reações de combustão – para uma reação completa, usa-se
um excesso de ar – expressa em termos de percentagem
sobre a quantidade de ar que possui oxigênio, teoricamente,
necessário para a reação.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
RENDIMENTO:
Em reações industriais onde o reagente limitante não é
consumido totalmente – estabelecimento de um equilíbrio
ou pela reação química num tempo insuficiente à
transformação completa dos reagentes.
O rendimento é determinado pela relação (%) entre a
quantidade do reagente limitante consumida e a quantidade
inicial deste reagente.
Quando o processo envolve duas ou mais reações
sucessivas, o rendimento é expresso separadamente para
cada reação.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
CÁLCULO EM PROCESSOS INDUSTRIAIS:
Conveniente expressar as substâncias participante em unidades
molares.
Como nos problemas industriais os dados não são
apresentados em termos molares, deve-se convertê-los.
EXERCÍCIO 1:
Para obtenção do FeS aquecem-se 60 g de Fe e 40 g de S. O
produto obtido contém 66% de FeS. Admitindo-se que não há
perdas e que não se formam outros produtos diferentes do FeS,
pede-se: (a) análise completa do produto; (b) o reagente
limitante e o excesso do outro reagente; e (c) o rendimento da
reação.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 2):
Reação: Fe + S → FeS; Massas atômicas: Fe = 56, S = 32.
Base de cálculo: 100 g de material inicial
Quantidades molares:
Fe: 60g/56 = 1,071 at-g ;
S: 40g/32 = 1,250 at-g
FeS: 66g/88 = 0,750 mol-g
Reação química e relações entre as unidades molares:
Reação Fe + S → FeS
Relação 1 at-g : 1 at-g 1 mol-g
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
Fe
1,071
S
1,250
Fe
x
FeS
0,750
S
y
Fe = 0,750
S = 0,750
SOLUÇÃO:
Esquema:
Substâncias Substancias
iniciais finais
at-g (mol-g ou at-g)
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Balanço de material:
Fe: 1,071 = x + 0,750 → x = 0,321 at-g de Fe
S: 1,250 = y + 0,750 → y = 0,5 at-g de S
Respostas:
b) Reagente limitante: Fe (1,071 < 1,250)
c) Percentagem em excesso: [(1,250 – 1,071)/1,071]100 =
16,71%
d) Rendimento da reação: (0,750/1,071)100 = 70%
a) Análise dos produtos:
FeS: 66%; Fe: 0,321 x 56 = 18%; S: 0,5 x 32 = 16%
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
EXERCÍCIO 2:
Na produção do Mn, 11,45 kg de Mn3O4 são aquecidos em
um forno elétrico com 3 kg de coque (C). Após a reação
constatou-se a presença de: 4,4 kg de Mn; 2,84 kg de MnO
(como escória); C; CO e Mn3O4. Pede-se: (a) o reagente
limitante; o rendimento dos produtos; e (c) o volume de
CO, nas CNTP.
Massa atômicas: Mn = 55; O = 16; C=12.
SOLUÇÃO:
Base de cálculo: 11,45 kg de material inicial (Mn3O4).
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Reações:
1ª Fase: Mn3O4 + 3C → 2Mn + MnO + 3CO
2ª Fase: MnO + C → Mn + CO
Reação final: Mn3O4 + 4C → 3Mn + 4CO
Quantidades molares:
Mn3O4: 11,45/229 = 0,05 mol-kg
C: 3/12 = 0,25 at-kg
Mn: 4,4/55 = 0,08 at-kg
MnO: 2,84/71 = 0,04 mol-kg
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Esquema:
Mn3O4
0,05
C
0,25
Mn3O4
x
Mn = 3 x 0,05
O = 4 x 0,05
Mn
0,08
MnO
0,04 Mn = 0,04
O = 0,04
Mn = 3x
O = 4x
CO
y C = y
O = y
C
z
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Balanço do material:
Mn: 3 . 0,05 = 0,08 + 0,04 + 3x → x = 0,01
O: 4 . 0,05 = 0,04 + 4 . x + y → y = 0,12
C: 0,25 = z + y → z = 0,13
Respostas:
(a) Reagente limitante:
Mn3O4, pois 4 . 0,05 < 0,25, visto que Mn3O4:C::1:4
(b) Rendimento do processo:
Mn3O4 → Mn (0,08/3.0,05)100 = 53,3 %
1 mol 4 mol
0,05 mol n
n = 4.0,05 = 0,20
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
(c) Composição dos produtos:
Mn: (4,4/14,45)100 = 30,4 %
MnO: (2,84/14,45)100 = 19,7 %
C: (0,13 . 12/14,45)100 = 10,8 %
Mn3O4: (0,01 . 229/14,45)100 = 15,8 %
CO: (0,12 . 28/14,45)100 = 23,3 %
(d) Volume de CO nas CNTP:
1 mol-kg = 22,4 m³
0,12 . 22,4 = 2,688 m³
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
EXERCÍCIO PROPOSTO 1:
Uma carga de hematita (Fe2O3) é reduzida em um forno
elétrico segundo a reação:
4Fe2O3 + 9C → 8Fe + 6CO + 3CO2
Calcular:
(a) a quantidade de Fe2O3 necessária à produção de 1
tonelada de ferro;
(b) a quantidade de C utilizada para esta produção; e
(c) a percentagem em volume dos gases produzidos.
Dados: massas atômicas: Fe = 56; O = 16; C = 12.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 1):
Base de cálculo: 1.000 kg de Fe
Reação: 4Fe2O3 + 9C → 8Fe + 6CO + 3CO2
4 (160) 9(12) 8(56)
x y 1000 kg
x = 1428,6 kg e y = 241,1 kg
Respostas: (a) Fe2O3: 1428,6 kg; (b) C: 241,1 kg
(c) CO: 66,7%; CO2: 33,3%
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 2):
Base de cálculo: 1000 kg de Fe
Reação: 4Fe2O3 + 9C → 8Fe + 6CO + 3CO2
4 (160) 9(12) 8(56)
x y 1000 kg
x = 1428,6 kg e y = 241,1 kg
Respostas:
Fe: 1000/56 = 17,86 at-kg
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 2):
Esquema:
Fe2O3
x
C
y
Fe = 2x
O = 3x Fe
17,86
CO
z C = z
O = z
CO2
t C = t
O = 2t
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 2):
Balanço do material:
Fe: 2x = 17,86 ou x = 8,93 moles-g de Fe2O3
O: 3x = z + 2t
C: y = z + t
Respostas:
(a) Fe2O3: 8,93.160 = 1428,8 kg
(b) C: 20,1.12 = 241,2
(c) CO: 13,4.22,4 = 375,2
(d) CO2: 6,7.22,4 = 294,8
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
EXERCÍCIO PROPOSTO 2:
Uma retorta usada na produção do zinco, fornece 60 kg de
zinco. O minério utilizado contém 56% de ZnO e o coque
utilizado tem 90% C. A redução se faz segundo a reação:
ZnO + C → Zn + CO
Pede-se:
(a) a quantidade de coque utilizada;
(b) a quantidade de minério necessária; e
(c) o volume de CO produzido, nas CNTP, em m³.
Massas atômicas: Zn = 65; C = 12; O = 16.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 1):
Base de cálculo: 60 kg de Zn.
Reação: ZnO + C → Zn + CO
81 12 65 28
x y 60 kg z
x = 74,8 kg; y = 11,1 kg; z = 25,8 kg
Respostas:
(a) C: 11,1 kg (90%); Coque: 12,3 kg
(b) ZnO: 74,8 kg (56%); Minério: 133,6 kg
(c) CO: (25,8/28)22,4 = 20,6 m³.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 2):
Base de cálculo: 60 kg de Zn.
Reação:
ZnO + C → Zn + CO
Quantidades molares:
Zn: 60/65 = 0,92 mol-kg
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 2):
Esquema:
ZnO
x
C
y
Zn = x
O = x
Zn
0,92
CO
z C = z
O = z
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Balanço do material:
Zn: x = 0,92
O: x = z ou z = 0,92
C: y = z ou y = 0,92
ZnO: x = 0,92
Respostas:
(a) C: 0,92.12 = 11,04 kg (90%); Coque: 12,27 kg
(b) ZnO: 0,92.81 = 74,52 kg (56%); Minério: 133,07 kg
(c) CO: 2.22,4 = 44,8 m³.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
EXERCÍCIO PROPOSTO 3:
Um combustível contém 79,2% de carbono e é queimado
com 30% de excesso de ar. Pede-se:
(a) o volume de ar nas CNTP, em m³, por kg de
combustível;
(b) o volume dos gases, nas CNTP, em m³, que deixam o
forno, por kg de combustível
(c) a composição dos gases, admitindo-se que o ar
apresenta 21% de oxigênio e 79% de nitrogênio.
Reação: C + O2 → CO2
Massa atômica: C = 12.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 1):
Base de cálculo: 1 kg de combustível.
Reação: C + O2 → CO2
12 32 44
0,792 x y
x = 2,112 kg; y = 2,9 kg
Respostas:
(a) O2: (2,112/32)22,4 = (0,066)22,4 = 1,4784 m³
Ar: 1,4784(100/21) = 7,04 m³
Ar + 30% de excesso: 7,04(1,3) = 9,152 m³
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 1):
(b) Volume dos gases = volume do ar que entrou = 9,152 m³
(c) CO2 = O2: 0,066.22,4 = 1,4784 m³.
% CO2 = (1,4784/9,152)100 = 16,15%
% N2 = 79%
% O2 = 4,85%
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 2):
Base de cálculo: 1 kg de combustível.
Reação: C + O2 → CO2
Quantidades molares:
C: 0,792/12 = 0,066 at-kg
Esquema:
C
0,066
Ar
x
CO2
y C = y
O2 = y
Ar (excesso)
z = (3/13)x
N2
0,79x
O2 = 0,21x
N2 = 0,79x
O2 = 0,21z
N2 = 0,79z
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 2):
Balanço do material:
C: 0,066 = y
CO2 : y = 0,066
Ar: 0,21x = y + (3/13)z ou
0,21x = 0,066 +(3/13)0,21x ou x = 0,4086
O2 : 0,4086(0,21) = 0,0958
N2: 0,4086(0,79) = 0,3228
Respostas:
(a) Vol. Ar: x(22,4) = 0,4086(22,4) = 9,152 m³
(b) vol. dos gases = vol. do ar que entrou = 9,152 m³
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 2):
Respostas:
(c) Vol. CO2 = 0,066.22,4 = 1,4784 m³.
% CO2 = (vol. CO2/vol. Ar)100 = 1,4784/9,152)100 =
= 16,15%
Vol. N2 = 0,79(vol. Ar) = 0,79(9,152) = 7,23 m³
% N2 = (7,23/9,152)100 = 79,00%
% O2 = 100 – (16,15 + 79,00) = 4,85%
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
EXERCÍCIO 4:
Um gás combustível apresenta a seguinte composição em
volume: CO 28,0%; N2 66,8%; O2 0,8%; CO2 4,4%. Este
gás é queimado com excesso de ar, de modo que há 20%
de oxigênio em excesso. Admitindo-se o rendimento de
100%, pede-se:
(a) a composição dos produtos gasosos;
(b) o volume total dos gases nas CNTP para 100 m³ de
gás queimado.
Reação: 2CO + O2 → 2CO2
Composição do ar: 21% O2; 79% N2.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 1):
Base de cálculo: 100 m³ de combustível.
Reação: 2CO + O2 → 2CO2 + ar em excesso
28 m³ 14 m³ 28 m³ 20% de O2
Cálculos dos volumes:
• O2 utilizado na reação = Estequiométrico – presente no combustível =
• = 14 – 0,8 = 13,2 m³
• O2 nos produtos = Somente os 20% em excesso = (13,2)0,2 = 2,6 m³
• CO2 = Produto + presente no combustível = 28 + 4,4 = 32,4 m³
• N2 = 79% do ar total (correspondente ao oxigênio total) + presente no
combustível = (13,2)(1,2)(79/21) + 66,8 = 126,4 m³
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO (Método 1):
Respostas:
(a) Composição dos produtos:
O2: (2,6/161,4)100 = 1,6%
CO2: (32,4/161,4)100 = 20,1%
N2: (126,4/161,4)100 = 78,3%
(b) Volume total dos gases = 2,6 + 32,4 + 126,4 =
= 161,4 m³.
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.1 Cálculo nas Reações Químicas
EXERCÍCIO 5:
Na redução de 48 kg de Fe2O3 (s) por 9,6 kg de C obtém-se
16,8 kg de Fe (s) e 14,4 kg de FeO (s). Os outros produtos são
Fe2O3 (s), C(s) e CO (g). Pede-se:
(a) o reagente limitante da reação;
(b) o rendimento da transformação Fe2O3 (s) para Fe (s);
(c) a composição dos produtos; e
(d) o volume de CO nas CNTP.
Massas atômicas: Fe = 56; O = 16 e C = 12.
Reações: Fe2O3 + C → 2FeO + CO
2FeO + 2C → 2Fe + 2CO
Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO
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08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Base de cálculo: 57,6 kg de material inicial.
Reações:
1ª Fase: Fe2O3 + C → 2FeO + CO
2ª Fase: 2FeO + 2C → 2Fe + 2CO
3ª Fase: Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO
Reação final: 2Fe2O3 + 6C → 4Fe + 6CO
Quantidades molares:
Fe2O3: 48/160 = 0,30 mol-kg C: 9,6/12 = 0,80 at-kg
Fe: 16,8/56 = 0,30 at-kg FeO: 14,4/72 = 0,20 mol-kg
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Esquema:
Fe2O3
0,30
C
0,80
Fe2O3
x
Fe = 2.0,30
O = 3.0,30
Fe
0,30
FeO
0,20 Fe = 0,20
O = 0,20
Fe = 2x
O = 3x
CO
y C = y
O = y
C
z
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08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Balanço do material:
Fe: 2.0,30 = 0,30 + 0,20 + 2x ou x = 0,05
O: 3.0,30 = 0,20 + 3x + y ou y = 0,55
C: 0,80 = y + z ou z = 0,25
Respostas:
(a) Reagente limitante:
C, pois 0,80 < 0,90, visto que Fe2O3:C::2:6
(b) Rendimento do processo:
Fe3O4 → Fe: (0,30/2.0,30)100 = 50,0 %
2 mol 6 mol
0,30 mol n
n = 3.0,30 = 0,90
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
(c) Composição dos produtos:
Fe: (16,8/57,6)100 = 29,2 %
FeO: (14,4/57,6)100 = 25,0 %
C: (0,25.12/57,6)100 = 5,2 %
Fe2O3: (0,05.160/57,6)100 = 13,9 %
CO: (0,55.28/57,6)100 = 26,7 %
(d) Volume de CO nas CNTP:
1 mol-kg = 22,4 m³
0,55. 22,4 = 12,32 m³
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08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.1 Cálculo nas Reações Químicas
EXERCÍCIO 6:
Dada a reação:
Cr2O3 + 3C → 2Cr + 3CO↑.
Pede-se, para a produção de 104 kg de cromo:
a) a massa de Cr2O3 necessária;
b) o volume de CO em m³ nas CNTP;
c) a composição dos produtos.
Admite-se o rendimento 100%.
Massas atômicas: Cr = 52; O = 16; C = 12.
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Base de cálculo: 104 kg de Cr.
Reação: Cr2O3 + 3C → 2Cr + 3CO↑
152 104 84
x 104 kg y
x = 152 kg; y = 84 kg
Respostas:
(a) Massa de Cr2O3 = x = 152 kg.
(b) Volume de CO = 3.22,4 = 67,2 m³.
(c) Cr: [104/(104+84)]100 = (104/188)100 = 55,3%;
CO: (84/188)100 = 44,7%
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
EXERCÍCIO 7:
Sessenta toneladas de minério que contém 44% de FeS é
ustulada de acordo com a reação:
2FeS + 3O2 → 2FeO + 2SO2
Pede-se:
(a) o volume de ar necessário, em m³, nas CNTP;
(b) o volume de SO2, em m³, nas CNTP, e a massa de FeO
obtidos;
(c) o peso da escória formada se o FeO constitui 65% da
escória.
Massa atômicas: Fe = 56; O = 16; S = 32.
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Base de cálculo: 60000 kg de minério.
Reação: 2FeS + 3O2 → 2FeO + 2SO2↑
176 96 144 128
0,44 (60000) x y z
x = 14400 kg; y = 21600 kg; z = 19200 kg.
Respostas:
(a) Vol. Ar = [(x/32)(100/21)]22,4 = 48000 m³.
(b) Vol. SO2 = (z/64)22.4 = 6730 m³; mFeO = y = 21600 kg
(c) mescória = 21600(100/65) = 33230,8 kg.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
EXERCÍCIO 8:
70 kg de um minério que contém 45% de ZnO é reduzido
segundo a reação:
ZnO + C → Zn(v)↑ + CO↑
Sabendo-se que 20% do ZnO permanece sem reagir, pede-
se:
(a) o volume de CO obtido, em m³, nas CNTP;
(b) o volume de ar, em m³, nas CNTP, para transformar
todo CO em CO2;
Massa atômicas: Zn = 65; O = 16; C = 12.
Composição do ar: 21% O2 e 79% N2.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Base de cálculo: 70 kg de minério.
1ª Reação: ZnO + C → Zn(v)↑ + CO↑
81 28
70(0,45)(0,80) x = 8,71 kg
2ª Reação: 2CO + O2 → 2CO2
56 32
8,71 kg y = 4,98 kg
Respostas:
(a) Vol. CO2 = (x/28)22.4 = 6,97 m³;
(b) Vol. Ar = (4,98/32)(22,4)(100/21) = 16,6 m³.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
EXERCÍCIO 9:
Os gases que resultam de uma combustão contém 4,2 % de
oxigênio. O oxigênio necessário à combustão foi de 2,1 m³
e o volume dos gases sem o ar foi de 12 m³. Calcular o
volume de ar usado, em m³, nas CNTP.
Composição do ar: 21% O2 e 79% N2.
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3.1 Cálculo nas Reações Químicas
SOLUÇÃO:
Reação: Material + O2 → O2 + gases restantes
2,1 m³ 4,2% dos gases 12 m³
Ar equivalente a 4,2% O2 = 4,2(100/21) = 20% dos gases
Volume de ar nos gases = 12(20/80) = 3 m³
Resposta:
Vol. ar total = vol. ar da combustão + vol. ar nos gases =
= 2,1(100/21) + 3 = 13 m³
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08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.2 Termoquímica - Variação de Entalpia
As reações químicas envolvem uma evolução positiva ou
negativa de energia sob a forma de calor.
Termoquímica: tem por finalidade estudar as variações
térmicas, que surjam nas reações químicas, na formação das
soluções e nas variações de estado.
Variação de entalpia (∆h): Traduz essa evolução entre os
produtos e os reagentes da reação, que dependerá da
temperatura em que ela ocorre.
Reação exotérmica: Quando ∆h < 0, significando que há
geração (liberação) de calor.
Reação endotérmica: Quando ∆h > 0, significando que
durante a reação há absorção de calor.
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Calor de reação: Variação de entalpia (∆h).
Exemplos:
(a) Reação endotérmica - Redução do óxido de zinco pelo
carbono a 950°C (1223 K):
ZnO + C → Zn + CO ∆h1223 = + 83 kcal/mol
(b) Reação exotérmica - Redução do óxido de cromo pelo
alumínio a 1200°C (1473 K):
C2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3 ∆h1473 = - 130 kcal/mol
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Calor de formação: É o calor de reação quando a reação
química se refere à formação de um composto, geralmente
referido nas condições padrão de temperatura e pressão
(25°C e 1 atm).
Exemplos:
(a) Formação do sulfeto de chumbo:
Pb (s) + 1/2S2 (g) → PbS (s) ∆h298 = - 22,5 kcal/mol
(b) Formação do óxido de chumbo:
Pb (s) + 1/2O2 (g) → PbO (s) ∆h298 = - 53 kcal/mol
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Tabela com valores de entalpia padrão
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08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Por convenção, o calor de formação para substâncias
simples no estado padrão é considerado nulo (∆h298 = 0).
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Calor de formação para uma temperatura T qualquer: pode
ser determinado pela equação:
∆𝐻𝑇= ∆𝐻298 + 𝐶𝑝𝑑𝑇𝑇
298
onde:
T = Temperatura em K
Cp = Calor específico do composto a pressão
constante, em kcal/K.mol.
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Os valores de Cp são geralmente encontrados em tabelas
em função da temperatura ou obtidos de gráficos sob a
forma de uma equação do tipo:
𝐶𝑝 = 𝐴 + 𝐵 ∙ 𝑇 −𝐶
𝑇2
ou
𝐶𝑝𝑑𝑇𝑇
298
= 𝐴𝑇 +1
2𝐵𝑇2 +
𝐶
𝑇 298
𝑇
Os valores de A, B e C são determinados
experimentalmente por meio de medidas calorimétricas.
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Substância Mol
(g)
- ∆H298
(kcal/mol)
𝑪𝒑 = 𝑨 +𝑩𝑻 − 𝑪T-2 (cal/mol.K)
∆𝑯𝑻 − ∆𝑯𝟐𝟗𝟖= 𝑨𝑻+ 𝟏 𝟐 𝑩𝑻𝟐 + 𝑪T−1
𝟐𝟗𝟖
𝑻
A B x 10³ C x 10-5
Ag 107,9 0 5,09 2,04 - 0,36
AgCl 143,3 30,3 14,88 1,00 2,70
Ag2O 231,7 7,3 10,02 23,93 0
Ag2S 247,8 7,6 10,13 26,40 0
Al 27,0 0 4,94 2,96 0
AlCl (g) 62,4 11,6 9,0 0 0,68
Al2O3 41,0 400,0 27,43 3,06 8,47
CO2 44,0 94,05 10,55 2,16 2,04
Tabela com peso molar, calor de formação e coeficientes para o cálculo do calor
específico e do calor de formação em função da temperatura, para alguns materiais.
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Substância Mol - ∆H298
(kcal/mol)
𝑪𝒑 = 𝑨 +𝑩𝑻 − 𝑪T-2 (cal/mol.K)
∆𝑯𝑻 − ∆𝑯𝟐𝟗𝟖= 𝑨𝑻+ 𝟏 𝟐 𝑩𝑻𝟐 +𝑪T−1
𝟐𝟗𝟖
𝑻
A B x 10³ C x 10-5
Fe2O3 159,7 196,3 23,49 18,60 3,55
PbS 239,3 22,5 10,66 3,92 0
PbO 223,2 52,4 10,60 4,00 0
Cu2O 143,1 40,0 14,90 5,70 0
MgO 40,3 143,7 10,18 1,74 1,48
Tabela com peso molar, calor de formação e coeficientes para o cálculo do calor
específico e do calor de formação em função da temperatura, para alguns materiais.
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Gráficos para a determinação do calor de formação em função da temperatura.
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Gráficos para a determinação do calor de formação em função da temperatura.
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Gráficos para a determinação do calor de formação em função da temperatura.
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Gráficos para a determinação do calor de formação em função da temperatura.
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Gráficos para a determinação do calor de formação em função da temperatura.
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Gráficos para a determinação do calor de formação em função da temperatura.
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Gráficos para a determinação do calor de formação em função da temperatura.
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Gráficos para a determinação do calor de formação em função da temperatura.
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Exercício: Calcular a variação de entalpia a 25 °C da reação:
Fe2O3(s) + 2Al(s) → Al2O3(s) + 2Fe(s)
∆HR = ∆Hprodutos - ∆Hreagentes =
= (∆HAl2O3 + 2 ∆HFe ) – (∆HFe2O3 +2 ∆HAl ) =
= (- 400 + 0) – (-196,3 + 0) =
= - 400 - (- 196,3) = - 203,7 kcal/mol
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Exercício: Achar o calor de formação a 1025 °C do Fe2O3:
∆H298 = - 196,3 kcal/mol
∆𝐻𝑇 − ∆𝐻298= 𝐴𝑇 + 1 2 𝐵𝑇2 + 𝐶T−1
298𝑇
∆𝐻1298= ∆𝐻298 + 𝐴𝑇 + 1 2 𝐵𝑇2 + 𝐶T−1
298𝑇
∆𝐻1298= −196300 +23,49𝑇 + 0,5 ∙ 18,6 ∙ 10−3 ∙ 𝑇2 +
+3,55 ∙ 105 ∙ 𝑇−1
1298
∆H1298 = -158885 cal/mol = - 158,9 kcal/mol
298
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Calor de dissociação: Denominação dada ao calor de
reação que se refere à dissociação química de um
composto, que é igual ao calor de formação com sinal
contrário.
Exemplos:
(a) Dissociação do sulfeto de chumbo:
PbS (s) → Pb (s) + 1/2S2 (g) ∆h298 = + 22,5 kcal/mol
(b) Dissociação do óxido de chumbo:
PbO (s) → Pb (s) + 1/2O2 (g) ∆h298 = + 52,4 kcal/mol
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Calor de oxidação: Denominação dada ao calor de
formação quando o composto formado pela reação é um
óxido.
2Ag + 1/2O2 → Ag2O ∆h298 = - 7,3 kcal/mol
2Cu + 1/2O2 → Cu2O ∆h298 = - 40 kcal/mol
Calor de combustão: Quando a reação de oxidação se
apresentar notavelmente exotérmica.
C + O2 → CO2 ∆h298 = - 94,05 kcal/mol
Mg + 1/2O2 → MgO ∆h298 = - 143,7 kcal/mol
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Tabela com valores de entalpia de combustão
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Lei de Hess: “O calor liberado ou absorvido numa reação
química independe dos estados intermediários pelos quais
a reação passa”.
Ou seja, o calor de reação é igual a diferença entre a soma
dos calores de formação dos produtos e a soma dos calores
de formação dos reagentes, referidos à temperatura de
reação.
∆𝐻𝑇 = ∆𝐻𝑇 − ∆𝐻𝑇
reação produtos reagentes
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Calor de transformação (calor latente de mudança de
fase): variação de entalpia para as transformações de
estado de agregação, que se dão a uma temperatura
constante (fusão, ebulição etc.).
Para diferenciar do calor das reações, o calor latente é
designado pela letra L (∆H = L)
Exemplos:
(a) Fusão e solidificação do zinco a 420°C (693 K):
Zn (s) → Zn (l) Lf = ∆h693 = + 1,7 kcal/mol
Zn (l) → Zn (s) Ls = - ∆h693 = - 1,7 kcal/mol
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
(b) Evaporação e condensação do zinco a 907°C (1180 K):
Zn (l) → Zn (g) Le = ∆h1180 = + 27,3 kcal/mol
Zn (g) → Zn (l) Lc = - ∆h1180 = - 27,3 kcal/mol
Calor de transformações alotrópicas (mudança de estrutura
que ocorrem a temperatura constante), também apresentam
a evolução de um calor latente, geralmente de valor
relativamente pequeno.
Exemplo: Mudança α/β para o titânio, a 880°C (1153 K):
Ti-α (s) → Ti-β (s) La = ∆h1153 = + 0,8 kcal/mol HC CCC
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Calor de transformações de magnetização (que se
verificam a temperatura constante, denominada Ponto
Curie), também apresentam a evolução de um calor latente.
Exemplo
(a) Magnetização do ferro, a 760 °C (1033 K):
Fe (magnético) → Fe (não magnético)
Lm = ∆h1033 = + 0,7 kcal/mol
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3.1 Calor de Reação e Variação de Entalpia
Calor de solução: Quando uma substância se dissolve em
um solvente, formando uma solução, provoca uma
variação de entalpia.
Exemplo
(a) Dissolução de 10% em átomos (4% em peso) de silício
em ferro liquido a 1580 °C (1853 K), gera a evolução
de um calor de solução de ∆h1853 = - 2,8 kcal/mol
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
Toda reação química apresenta maior ou menor tendência
em se processar espontaneamente a uma dada temperatura.
Essa espontaneidade depende da estabilidade química dos
produtos com relação aos reagentes.
A tendência de espontaneidade pode ser medida pela
variação de energia livre (∆G) entre os produtos e os
regentes.
• ∆G > 0, a reação é inviável do ponto de vista termoquímico e,
assim, não ocorrerá espontaneamente.
• ∆G < 0, a reação é perfeitamente viável e ocorrerá
espontaneamente.
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
A energia livre de um sistema é definida como:
𝐺 = 𝐻 − 𝑇𝑆
onde: H = entalpia; S = entropia e T = temperatura absoluta.
Entropia (S): Grandeza termodinâmica que exprime o grau
de desordem de um sistema, e pode ser medida
quantitativamente.
Portanto, quanto mais desordenado se apresentar um
sistema, maior será a sua entropia.
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
Numa transformação espontânea, em um sistema isolado,
há sempre um aumento da entropia.
Admitamos que numa reação o valor da entropia dos
reagentes, que ocorre num sistema isolado, seja S1, e que a
entropia dos produtos seja S2. Se a reação ocorre
espontaneamente, os produtos apresentam uma estrutura
mais desordenada que os reagentes (S2 > S1):
S2 – S1 = ∆S > 0
A variação de entropia em uma transformação está ligada
sempre à estrutura das substâncias participantes.
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
Esta energia está contida no interior do sistema - só pode
ser utilizadas nas transformações de estrutura que ocorrem
durante uma reação.
É uma energia ligada à estrutura e não pode ser utilizada
fora dela - energia ligada ou não disponível.
Para a reação química que se verifica a temperatura
constante, evidentemente a variação de energia livre é dada
pela relação de Gibbs-Helmholtz:
∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
Energia livre de formação: variação de energia livre na
reação química referente à formação de um composto a
partir de seus elementos (geralmente referida a condições
padrão de temperatura e pressão).
(a) Formação do sulfeto de chumbo:
2Pb (s) + S2 (g) → 2PbS (s) ∆G298 = - 63 kcal/mol S2
(b) Formação do óxido de chumbo:
2Pb (s) + O2 (g) → 2PbO (s) ∆G298 = - 92 kcal/mol O2
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
• Ambas as reações são viáveis; entretanto, o óxido de
chumbo apresenta menor valor, ou seja, o chumbo apresenta
maior afinidade química com o oxigênio.
(c) Formação do óxido de zinco:
2Zn (s) + O2 (g) → 2ZnO (s) ∆G298 = - 155 kcal/mol O2
(d) Formação do óxido de alumínio:
4/3Al (s) + O2 (g) → 2/3Al2O3 (s) ∆G298 = - 252 kcal/mol O2
• Também são viáveis, mas o oxigênio apresenta maior
afinidade química com o alumínio.
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
A uma temperatura qualquer, a energia de formação de um composto
(∆GT), pode ser determinada pela equação empírica:
∆𝐺𝑇 = 𝑎 + 𝑏 ∙ 𝑇 ∙ 𝑙𝑜𝑔𝑇 + 𝑐 ∙ 𝑇
onde os coeficientes a, b e c são tabelados para muitos compostos
(Tabela).
Geralmente, ∆GT aumenta com a temperatura (torna-se mais
positiva), ou seja, a estabilidade dos compostos tende a ser menor
com o aumento da temperatura.
(a) Formação do óxido de níquel:
Ni (s) + 1/2O2 (g) → NiO (s) ∆GT = - 58,45 + 0,026T kcal/mol
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
Composto ∆𝑮𝑻= 𝒂 + 𝒃𝑻𝒍𝒐𝒈𝑻 + 𝑪𝑻 (kcal/mol)
- a - b x 10³ c x 103
Al + 3/2O2 → Al2O3 400,8 3,98 87,64
C + 1/2O2 → CO 26,7 - 20,95
C + O2 → CO2 94,2 - 0,2
2Ca + O2 → 2CaO 302,6 47,32
Fe + 1/2O2 → FeO 62,0 14,95
Pb + 1/2O2 → PbO 52,85 3,45 33,84
Pb + 1/2S2 → PbS 72,7 34,17
Ni + 1/2O2 → NiO 58,45 25,98
3Ni + S2 → Ni2S3 79,24 39,01
Tabela com a energia livre de formação de diversos compostos.
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
(b) Formação do sulfeto de níquel:
3Ni (s) + S2 (g) → Ni3S2 (s) ∆GT = - 79,2 + 0,039T kcal/mol S2
Exceção à regra: oxidação do carbono, formando compostos com
estabilidade química que aumenta com a temperatura.
(c) Formação do monóxido de carbono:
2C (s) + O2 (g) → 2CO (s) ∆GT = - 53,4 - 0,042T kcal/mol O2
(d) Formação do dióxido de carbono:
C (s) + O2 (g) → CO2 (s) ∆GT = - 94,2 - 0,0002T kcal/mol O2
valor ≈ 0
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
Variação de energia livre de uma reação química: É dada pela
equação:
∆𝐺𝑇 = ∆𝐺𝑇 − ∆𝐺𝑇
reação produtos reagentes
Diagramas de Ellingham: Fornecem o valor da energia de formação
de óxidos, sulfetos e outros compostos de interesse metalúrgico
(Tabela).
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
Aplicação do diagrama de Ellingham: Extração do cromo a partir
do seu óxido a 1200 °C (1473 K).
• Pelo diagrama correspondente, a redução direta do óxido de
cromo na temperatura indicada será:
2/3Cr2O3 (s) → 4/3Cr (s) + O2 (g) ∆G1473 = + 120 kcal/mol O2
Portanto, uma reação inviável.
• Mas se considerarmos o alumínio como eventual agente redutor,
ter-se-á:
4/3Al (s) + O2 (g) → 2/3Al2O3 (s) ∆G1473 = - 190 kcal/mol O2
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3.2 Estabilidade Química e Variação de Energia Livre
• Somando as duas reações e já simplificando (elimina-se o O2):
2/3Cr2O3 (s) + 4/3Al (l) → 4/3Cr (s) + 2/3Al2O3 (s)
∆G1473 = + 120 – 190 = - 70 kcal/4/3 mol Al.
• Multiplicando ambos os membros da reação por 3/2, tem-se:
Cr2O3 (s) + 2Al (l) → 2Cr (s) + Al2O3 (s)
∆G1473 = – 70 (3/2) = - 105 kcal/ mol Cr2O3.
• Portanto, a reação é perfeitamente viável, isto é, o alumínio é
um adequado agente redutor do óxido de cromo para a
extração desse metal.
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3.3 Equilíbrio de Reações Químicas
Para uma reação de redução do tipo:
MmXx + rR → mM + RrXx
Define-se como constante de equilíbrio (K) dessa reação a relação
entre os produtos das concentrações dos produtos e dos regentes,
com cada concentração elevada a uma potência igual ao número de
mol com que o constituinte participa:
𝐾 =𝐶𝑀𝑚 ∙ 𝐶𝑅𝑋
𝐶𝑅 𝑟 ∙ 𝐶𝑀𝑋
onde 𝐶𝑀𝑚 é a concentração de M na fase em que se encontra,
elevada a uma potência igual ao número de mol com que participa
da reação (m).
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Elementos ou compostos puros: C = 1.
Gás ou um soluto dissolvido em um solvente qualquer: C < 1.
Gás: a concentração é diretamente proporcional à sua pressão
parcial p, que pode ser usada na determinação de K em lugar da
concentração.
A constante de equilíbrio de uma reação dá a medida da sua
eficiência na temperatura em que se verifica.
Quanto maior K, maior será a proporção de produtos com relação
aos reagentes quando a reação entra em equilíbrio.
3.3 Equilíbrio de Reações Químicas
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
Classificação das reações químicas quanto às fases de seus
constituintes:
• Reação homogênea – tanto os reagentes como os produtos
estão na mesma fase (gasosa, por exemplo).
• Reação heterogênea – os produtos e os reagentes estão em
diferentes fases (sólida e gasosa, por exemplo).
Obs: só participam da expressão as substâncias no estado gasoso e
em solução aquosa.
Kc - constante do equilíbrio químico em termos de concentração em
quantidade de matéria.
Kp - constante de equilíbrio em termos de pressão parcial.
3.3 Equilíbrio de Reações Químicas
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(a)Reação homogênea, em fase gasosa, para formação do ácido
clorídrico:
H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g) 𝐾𝑝 =𝑝2𝐻𝐶𝑙
𝑝𝐻2∙𝑝𝐶𝑙2
(b) Reação homogênea, em fase de solução aquosa, para dissolução
do sulfato de cobre em eletrólito aquoso:
[CuSO4] → [Cu++] + [SO4--] 𝐾𝑐 =
𝐶Cu −𝐶SO4
𝐶CuSO4
(c) Reação heterogênea para a redução do óxido de ferro pelo
carbono a 1600 °C:
Fe2O3 (s) + 3C (s) → 2Fe (l) + 3CO (g) 𝐾𝑝 = 𝑃3CO
O óxido, o carbono e o ferro não estarão em solução, C = 1.
3.3 Equilíbrio de Reações Químicas
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
(d) Reação homogênea na dissolução do óxido de silício em panela
de ferro líquido a 1600 °C:
SiO2 (s) → [Si]Fe + 2[O]Fe
Como os produtos dissolvem-se em ferro líquido, mas o óxido
não, e não há participação de fases gasosa.
𝐾𝐶 = 𝐶𝑆𝐿𝐶𝐹𝑒2
Relação entre a constante de equilíbrio de uma reação e sua
variação de energia livre:
∆𝐺𝑇= −𝑅 ∙ 𝑇 ∙ 𝑙𝑛𝐾𝑝 ou ∆𝐺𝑇= −𝑅 ∙ 𝑇 ∙ 𝑙𝑛𝐾𝐶
R = constante universal dos gases (1,987 cal/mol.K).
3.3 Equilíbrio de Reações Químicas
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Exemplo: Cinco reações de formação de compostos que
podem ocorrer na siderurgia, a 1600 °C, em atmosfera
contendo oxigênio e nitrogênio (ar).
(1) 4Cu (l) + O2 (g) → 2Cu2O (s)
(2) 2Fe (l) + O2 (g) → 2FeO (s)
(3) 4/3Al (l) + O2 (g) → 2/3Al2O3 (s)
(4) 8Fe (l) + N2 (g) → 2Fe4N (s)
(5) 2Al (l) + N2 (g) → 2AlN (s)
3.3 Equilíbrio de Reações Químicas
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
3.3 Equilíbrio de Reações Químicas
Utilizando para cada reação a constante de equilíbrio Kp e a
relação ∆𝐺𝑇= −𝑅 ∙ 𝑇 ∙ 𝑙𝑛𝐾𝑝 (kcal/mol O2 ou N2), obtém-se os
seguintes resultados:
Conclusão: Haverá uma elevada proporção de Al2O3 (maior Kp e
menor pressão parcial de O2) e não haverá formação de Fe4N.
Composto ∆G1873 Kp Pressões parciais
(atm)
Fe4N AlN
Cu2O FeO
Al2O3
+ 42,7 - 17,1 - 25,7 - 68,4
-171,0
10-5
102
103
108
1020
PN2 = 105
PN2 = 10-2
PO2 = 10-3
PO2 = 10-8
PO2 = 10-20
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3.3 Equilíbrio de Reações Químicas
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3.4 Análise Termoquímica
Extração do zinco a partir da esfalerita (ZnS):
(1) Ustulação da esfalerita a 800 °C (1073 K):
ZnS (s) + 3/2O2 (g) → ZnO (s) + SO2 (g)
(2) Redução do óxido de zinco pelo carbono a 1100 °C (1373 K):
ZnO (s) + C (s) → Zn (g) + CO (g)
(3) O zinco gasoso é condensado e posteriormente solidificado.
Calcular:
(a) O calor da reação de ustulação a 800 °C e a 25 °C;
(b) A variação de energia livre da reação de ustulação a 800 °C e a 25 °C;
(c) O calor de reação da redução a 1100 °C e a 25 °C;
(d) A variação de energia livre da reação de redução a 1100 °C e a 25.
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3.4 Análise Termoquímica
Solução:
(a) Calor da reação de ustulação a 800 °C e a 25 °C:
Lei de Hess:
∆H1073 = (- 74,5 - 62,7) - (-38,4 + 9,1) = - 107,9
∆H298 = (- 83,2 - 71,0) - (-48,2 + 0,0) = - 106,0
OBS: A reação de ustulação é exotérmica nas duas temperaturas.
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3.4 Análise Termoquímica
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3.4 Análise Termoquímica
Solução:
(b) Variação de energia livre da ustulação:
∆G1073 = (- 118/2 - 70) - (- 76/2 + 0) = - 91
∆G298 = (- 156/2 - 80) - (- 114/2 + 0) = - 101
OBS: A reação de ustulação é espontânea nas duas temperaturas.
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3.4 Análise Termoquímica
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3.4 Análise Termoquímica
Solução:
(c) Calor da reação da redução de ZnO a 1100 °C e a 25 °C:
Lei de Hess:
∆H1073 = (- 18,1 + 37,0) - (- 70,2 + 5,0) = 84,1
∆H298 = (- 83,2 + 0) - (- 83,2 + 0) = 56,8
OBS: A reação de redução é endotérmica nas duas temperaturas.
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3.4 Análise Termoquímica
Solução:
(d) Variação de energia livre da redução:
∆G1373 = (- 116/2 + 0) - (- 94/2 + 0) = - 11
∆G298 = (- 64/2 + 0) - (- 154/2 + 0) = + 45
OBS: A reação de redução é espontânea a 1100 °C, mas não é
viável à temperatura ambiente.
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08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
Exercício 1:
Na produção de manganês metálico, 11,45 kg de Mn3O4 são
aquecidos num forno elétrico com 3 kg de carbono amorfo (coque).
Os produtos resultantes contém, 4,4 kg de manganês metálico e
2,84 kg de MnO, como escória. Os produtos resultantes são
constituídos de MnO, C e CO. Calcular o calor de reação deste
processo para a carga completado forno.
Dados:
∆H (Tab): (Mn3O4) = - 331400 cal/mol; C (coque) = -3000 cal/mol
(MnO) = - 92000 cal/mol; (CO) = - 26400 cal/mol
Massas atômicas: Mn = 55; O = 16; C = 12
3.5 Exercícios
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Solução:
• Quantidades molares – Reagentes
Mn3O4: 11,45/229 = 0,05 mol-kg
C: 3/12 = 0,25 at-kg
• Quantidades molares – Produtos
Mn: 4,4/55 = 0,08 at-kg
MnO: 2,84/71 = 0,04 mol-kg
Mn3O4: 0,01
CO: 0,12 mol-kg
C: 0,13 at-kg
3.5 Exercícios
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08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
Solução:
• Calor de formação – Reagentes
Mn3O4 = (-331400)(0,05 – 0,01) = - 13256 kcal
C (coque) = - 3000(0,25 – 0,13) = - 360 kcal
SOMA = - 13616 kcal
• Calor de formação – Produtos
MnO = (- 92000)0,04 = - 3680 kcal
CO = (- 26400)0,12 = - 3168 kcal
Mn = 0
SOMA = - 6848 kcal
• CALOR DE REAÇÃO = - 6848 - (- 13616) = + 6768 kcal
3.5 Exercícios
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
Exercício 2:
Calcular o calor de reação quando 40 kg de Fe2O3 são reduzidos
pelo carbono amorfo (coque) para formar 24 kg de Fe(s), sabendo
que os outros produtos que deixam o processo são FeO(s) e CO(g).
Dizer, justificando, se a reação é exotérmica ou endotérmica.
Dados:
∆H (Tab): (Fe2O3) = - 196300 cal/mol; C (coque) = -3000 cal/mol
(FeO) = - 63200 cal/mol; (CO) = - 26400 cal/mol
Massas atômicas: Mn = 56; O = 16; C = 12
3.5 Exercícios
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08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
Solução:
• Quantidades molares – Reagentes
Fe2O3: 40/160 = 0,25 mol-kg
C: x at-kg
• Quantidades molares – Produtos
Fe: 24/56 = 0,43 at-kg
FeO: y mol-kg
CO: z mol-kg
3.5 Exercícios
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
Solução:
• Esquema
Fe2O3
0,25
C
x
Fe = 2.0,25
O = 3.0,25
Fe
0,43
FeO
y Fe = y
O = y
CO
z C = z
O = z
3.5 Exercícios
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08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
Solução:
• Balanço do material:
Fe: 2(0,25) = 0,43 + y ou y = 0,07
O: 3(0,25) = y + z ou z = 0,68
C: x = z ou x = 0,68
CO: z = 0,68
Reagentes Fe2O3: 0,25 mol-kg
C : x = 0,68 at-kg
Produtos FeO : y = 0,07 mol-kg
CO : z = 0,68 mol-kg
Fe : y = 0,07 at-kg
3.5 Exercícios
08/06/2017 08:46 TECNOLOGIA METALÚRGICA
Solução:
• Calor de formação – Reagentes
Fe2O3 = (-196300)(0,25) = - 49075 kcal
C (coque) = (- 3000)(0,68) = - 2040 kcal
SOMA = - 51115 kcal
• Calor de formação – Produtos
FeO = (- 63200)(0,07) = - 4424 kcal
CO = (- 26400)(0,68) = - 17952 kcal
Fe = 0
SOMA = - 22376 cal
• CALOR DE REAÇÃO = - 22376 - (- 51115) = + 28739 kcal
• REAÇÃO ENDOTÉRMICA: ∆H > 0
3.5 Exercícios
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08/06/2017 08:46 ESTATÍSTICA APLICADA I - Teoria das Probabilidades
Bibliografia
Básica
1. Grosh. A.; Ray, H.S. Principles of extractive metallurgy.
Elsevier, 1991.
2. Rosenqvist, T. Principles of extractive metallurgy. New York,
McGraw-Hill, 2004.
3. Gupta. C. K. Chemical Metallurgy – Principles and Practice,
2003.
Complementar
1. Rao. S. R. Resource Recovery and Recycling from
Metallurgical Wastes, 2006.
2. Green. J. A. S. Aluminum Recycling and Processing, 2007.
3. Braga. E. M – Apostila da Faculdade de Tecnologia
Metalúrgica, 2008.