+ H 2 (g)

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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 Química
A 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,
Ex:
ar, água do mar,
calcário, petróleo,
etc.)
a Indústria
Química produz
os produtos
intermediários
Ex: N2 e H2
Amoníaco
que depois
são
transformados
nos produtos
finais.
Ex: Adubos
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
Laboratorial
A síntese do
amoníaco,
assim como
de qualquer
composto
pode ser:
A síntese laboratorial
produz pequenas quantidades de
produtos, daí que as matériasprimas 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.
Síntese laboratorial
NH3(g)
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):
Ca(HO)2(s) ou CaO(s)
e NH4Cl (s)
Ca(HO)2 + 2 NH4Cl

2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O
Obtenção industrial do amoníaco.
Aspectos históricos.
Estes processos laboratoriais são pouco eficientes para
a produção de grandes quantidades de 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.
Surge assim a
produção
industrial do
amoníaco.
Produção industrial de amoníaco pelo
processo de Haber-Bosch
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 HaberBosch.
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
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).
Matérias-primas para a síntese do amoníaco
Obtenção do Diazoto (N2)
Uma vez que 78% do ar (na troposfera) é constituído por
azoto, este é obtido por destilação fraccionada do ar líquido.
Atmosfera
Destilação fraccionada
do ar líquido
N2(g)
Diazoto
p.e. = -196 ºC
Sociedade Portuguesa de Ar Líquido (Estarreja)
+
O2(g)
Dioxigénio
p.e. = -183 ºC
Aplicações do azoto
Síntese do NH3
Obtenção de
atmosferas inertes
Refrigeração (azoto
líquido utilizado nos
laboratórios e na
indústria)
Matérias-primas para a síntese do amoníaco (cont.)
Obtenção do Di-hidrogénio (H2)
A – Gaseificação do carvão
C(s) + H2O(g)
CO(g) + H2(g)
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 petroquímicos
Actualmente utilizam-se processos petroquímicos que
partem do gás natural (constituído principalmente por
metano – CH4), de hidrocarbonetos e de resíduos de
petróleo.
Gás natural
Nafta
CH4(g) + H2O(g)
CO(g) + 3 H2(g)
2 C5H12(g) + 5 O2(g)
Oxidação parcial de
hidrocarbonetos
10 CO(g) + 12 H2(g)
Ureia
CO(NH2)2
C – Electrólise da água
Outro método para obter dihidrogénio 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 incompletas
As 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 do propano:
Compostos no final da reacção
CO2(g) + H2O(g)
CO2(g)
Propano
Combustão completa
(oxigénio abundante)
C(s)
H2O(g)
Combustão
incompleta (oxigénio
insuficiente)
A síntese do amoníaco é
uma reacção incompleta.
N2(g)
N2(g)
H2(g)
H2(g)
No início
NH3(g)
No final
Aspectos quantitativos das
reacções químicas
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).
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)
Nome
Quantidade de substância
Símbolo
n
Unidade
Nome
Símbolo
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
Partícula
à massa atómica
relativa (ou à massa
molecular relativa).
numericamente
igual
Massa Atómica
Massa molar
(ou Molecular) Relativa
A expressão que
permite calcular a
quantidade de uma
substância, a partir da
sua massa, é:
H
1,008
1,008 g mol-1
H2
2,016
2,016 g mol-1
C
12,00
12,00 g mol-1
O
16,00
16,00 g mol-1
H2O
18,00
18,00 g mol-1 m – massa da substância (g)
CO2
44,00
n – quantidade de substância (mol)
44,00 g
mol-1
M – massa molar da substância
(g mol-1)
Cálculo do nº de entidades estruturais
Para calcular o nº de entidades
estruturais (N) ( podem ser átomos,
moléculas, iões, electrões, etc.) utilizase a expressão:
N = n x NA
N - nº de entidades estruturais
n – quantidade de substância
NA – constante de Avogadro
N = n x 6,022 x 1023
Exercícios
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.
R:
a) 5 mol de moléculas O2
b) 10 mol de átomos de O
c) 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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