Amoníaco
Algumas propriedades do amoníaco (NH3):
É um gás incolor à temperatura ambiente e à pressão atmosférica normal.
Tem um cheiro pungente.
É muito solúvel em água.
É menos denso que o ar.
Indústria QuímicaA indústria química é uma actividade económica que, a partir de matérias-primas, produz novas substâncias, em grande escala, através de reacções químicas.Surge no início do século XIX, como consequência da Revolução Industrial.
A partir de um pequeno grupo de substâncias naturais designadas matérias-primas,
a Indústria Química produz os produtos intermediários
que depois são transformados nos produtos finais.
Ex: ar, água do mar, calcário, petróleo, etc.)
Ex: Adubos
Ex: N2 e H2
Amoníaco
Objectivos principais da Indústria Química
Fabricar produtos:
Baratos
Seguros
Amigos do ambiente
Justificando-se assim a construção de instalações dispendiosas.
Aplicações do Amoníaco
Atendendo a que o amoníaco é a matéria-prima para a produção de inúmeras substâncias, justifica-se que este composto seja estudado em pormenor.
Aplicações do amoníaco, das quais se destacam:
Ácido nítrico e sais de amónio utilizados no fabrico de adubos (fertilizantes agrícolas).
Fibras e plásticos: poliamidas (nylon) e fibras acrílicas.
Explosivos: TNT, TNG.
Corantes.
Refrigeração (líquido de refrigeração em máquinas frigoríficas).
A seguir apresentam-se os principais compostos preparados a partir do amoníaco
Aplicações do Amoníaco
Síntese do Amoníaco
A síntese do amoníaco, assim como de qualquer composto pode ser:
Laboratorial
A síntese laboratorial produz pequenas quantidades de produtos, daí que as matérias-primas possam ser caras.
Dispensam a construção de fábricas.
Industrial
A síntese industrial produz grandes quantidades de
produtos, daí que as matérias-primas terem de ser baratas.
Implicam a construção de fábricas.
Pode preparar-se o amoníaco no laboratório:
(A) Por destilação seca da hulha ou de produtos vegetais em decomposição.
(B) Decomposição do NH4Cl (s) com Ca(OH)2 (s):
Síntese laboratorial
Ca(HO)2(s) ou CaO(s) e NH4Cl (s)
NH3(g)
Ca(HO)2 + 2 NH4Cl 2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O
Estes processos laboratoriais são pouco eficientes para a produção de grandes quantidades de amoníaco.
Surge assim a produção industrial do amoníaco.
Devido ao crescimento da população mundial, foi necessário aumentar a produção de alimentos. Assim os agricultores tiveram que utilizar outros fertilizantes ( os fertilizantes naturais não eram suficientes) para que não se esgotassem os compostos azotados no solo.
Obtenção industrial do amoníaco. Aspectos históricos.
O processo de obtenção industrial do amoníaco foi evoluindo, começando por ser muito dispendioso, até que em 1912, Fritz Haber descobriu um processo de produzir amoníaco, no laboratório, a partir das matérias-primas:
Diazoto (N2) gasoso Di-hidrogénio (H2) gasoso.
Este processo foi adaptado por Carl Bosch à produção industrial do amoníaco e que ainda é utilizado com o nome de processo de Haber-Bosch.
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Produção industrial de amoníaco pelo processo de Haber-Bosch
Obtenção das matérias-primas
O azoto (N2) é um dos elementos maioritários dos organismos vivos e é também o elemento predominante da atmosfera terrestre (cerca de 78%) mas a maioria dos seres vivos não possui a capacidade de utilizar o N2 directamente nesta forma.
Apenas algumas bactérias existentes nas raízes das leguminosas (como o tremoceiro), são capazes de transformar o N2 gasoso em nitratos ou amoníaco que já são formas assimiláveis para os outros seres vivos.
Daí a importância dos adubos que fornecem às plantas o azoto sob formas assimiláveis.
Chama-se “fixação do azoto” ao processo de transformar N2 em formas de azoto assimiláveis (nitratos ou amoníaco).
Obtenção do Diazoto (N2)
Diazoto
N2(g)Destilação fraccionada do ar líquidoAtmosfera
Dioxigénio
O2(g)
+
p.e. = -196 ºC p.e. = -183 ºC
Aplicações do azoto Síntese do NH3
Obtenção de atmosferas inertesRefrigeração (azoto líquido utilizado nos laboratórios e na indústria)
Sociedade Portuguesa de Ar Líquido (Estarreja)
Matérias-primas para a síntese do amoníaco
Uma vez que 78% do ar (na troposfera) é constituído por azoto, este é obtido por destilação fraccionada do ar líquido.
Obtenção do Di-hidrogénio (H2)
CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g)
2 C5H12(g) + 5 O2(g) 10 CO(g) + 12 H2(g)
Gás natural
Nafta
Ureia CO(NH2)2
Matérias-primas para a síntese do amoníaco (cont.)
A – Gaseificação do carvão
O processo mais antigo para preparar H2 é a gaseificação do carvão consiste na reacção do carvão com vapor de água, a alta temperatura.
B – Processos petroquímicosActualmente utilizam-se processos petroquímicos que partem do gás natural (constituído principalmente por metano – CH4), de hidrocarbonetos e de resíduos de petróleo.
Oxidação parcial de hidrocarbonetos
C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)
C – Electrólise da água
Outro método para obter di-hidrogénio é a electrólise da água.
Este método é o menos utilizado visto ser o mais caro (consome muita energia eléctrica), apesar de produzir o H2 mais puro e de não ser poluente como os outros dois métodos.
Um método ideal será combinar a electrólise com um processo de produzir electricidade recorrendo a energia renováveis, como por exemplo, a energia solar.
Exercícios: Manual pág 15 (6 e 9)
Reacções químicas completas e incompletasAs reacções químicas podem ser:
Completas – se os reagentes (presentes nas proporções estequiométricas) se esgotarem completamente, isto é não ficam reagentes por transformar.
Ex: A combustão do gás propano é uma reacção completa (se o oxigénio existir em grande quantidade).
C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O(g)
No início da reacção existem os reagentes:
C3H8 (g) e O2 (g)
No final da reacção só existem os produtos:
CO2 (g) e H2O (g)
Nota: Nas reacções completas utiliza-se uma seta
Incompletas – a maioria das reacções químicas são incompletas, isto é, os reagentes (mesmo presentes nas proporções estequiométricas) não se esgotam completamente.
Ex: Reacção de síntese do amoníaco
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
No início da reacção existem os reagentes:
N2 (g) e H2 (g)
No final da reacção existem os produtos e também reagentes:
N2 (g) , H2 (g) e NH3 (g)
Nota: Nas reacções incompletas utilizam-se duas semi-setas
Combustão completa (oxigénio abundante)
Combustão incompleta (oxigénio insuficiente)
CO2(g) + H2O(g)
C(s)
CO2(g)
H2O(g)Propano
Combustão do propano:Compostos no final da reacção
A síntese do amoníaco é uma reacção incompleta.
H2(g)NH3(g)
N2(g)N2(g)H2(g)
No início No final
Para a indústria química são importantes os factores económicos (custo das matérias primas, custo da produção e preços dos produtos finais).Por isso é necessário:
Maximizar a produção.Minimizar o custo de produção (por ex. minimizar o consumo das matérias-primas).
Aspectos quantitativos das reacções químicas
Quantidade de substância
A aplicação da Lei de Lavoisier às reacções químicas (acerto dos esquemas químicos) permite:
Determinar a estequiometria da reacção, ou seja, permite determinar as proporções que existem entre o número de unidades estruturais de todas as substâncias envolvidas na reacção.
O número de unidades estruturais, envolvido em qualquer reacção, é muito elevado, tornando difícil a sua contagem.
Por exemplo: é possível determinar o nº de moléculas de água existentes numa gota de água: 1,71 x 1020 moléculas de água.
5,13 mg
No laboratório trabalha-se, não com unidades estruturais, mas com a massa das substâncias, que se mede facilmente numa balança.
Assim, para relacionar o número de unidades estruturais de uma substância, com a sua massa, criou-se uma grandeza: quantidade de substância que é directamente proporcional ao nº dessas unidades:
a mole.
Definição de mole – é a quantidade de substância que contém tantas entidades estruturais quantos os átomos existentes em 1,2 x 10-2 kg, (12 g) de carbono 12.
Esse nº de átomos é uma constante que se chama constante de Avogadro (L ou NA):
L = NA = 6,022 x 1023 mol-1
Grandeza Física (SI) UnidadeNome Símbolo Nome Símbolo
Quantidade de substância n Mole mol
Cálculo da quantidade de uma substância (n)A unidade mole foi escolhida de forma que:
A massa de 1 mol (massa molar de átomos ou moléculas), expressa em g
numericamente igual
à massa atómica relativa (ou à massa molecular relativa).
Partícula Massa Atómica (ou Molecular)
Relativa
Massa molar
H 1,0081,008 g mol-
1
H2 2,0162,016 g mol-
1
C 12,0012,00 g mol-
1
O 16,0016,00 g mol-
1
H2O 18,0018,00 g mol-
1
CO2 44,0044,00 g mol-
1
A expressão que permite calcular a quantidade de uma substância, a partir da sua massa, é:
n – quantidade de substância (mol)m – massa da substância (g)M – massa molar da substância (g
mol-1)
Para calcular o nº de entidades estruturais (N) ( podem ser átomos, moléculas, iões, electrões, etc.) utiliza-se a expressão:
N = n x NA
N - nº de entidades estruturaisn – quantidade de substância NA – constante de Avogadro
N = n x 6,022 x 1023
Cálculo do nº de entidades estruturais
1. Considere a massa de 160,00 g de O2.a) Calcule a quantidade de moléculas de O2.b) Calcule a quantidade de átomos de oxigénio.c) Calcule o número de moléculas de O2. d) Calcule o número de átomos.
Exercícios
R: a) 5 mol de moléculas O2
b) 10 mol de átomos de Oc) 3,011 x 1024 moléculas de O2
d) 6,022 x 1024 átomos de O
Exercícios: Manual pág. 20
http://phet.colorado.edu/en/simulation/balancing-chemical-equations
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