q 11
João Paiva António José Ferreira
física e química a
Química – Bloco 2 11.o/ 12.o ano
Graça Ventura Manuel Fiolhais Carlos Fiolhais
q 11
física e química a
Química – Bloco 2 11.o/ 12.o ano
A
Texto Editores
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Sobre este livro
O manual 11 Q encontra-se organizado em duas grandes secções:
UNIDADE
1
A química e a indústria 1.1 • O amoníaco como matéria-prima 1.2 • Amoníaco, saúde e ambiente 1.3 • Síntese do amoníaco e balanço energético 1.4 • Produção industrial do amoníaco 1.5 • Controlo da produção industrial
UNIDADE
2
A água e a atmosfera
2.1 • Água da chuva, água destilada e água pura 2.2 • Águas minerais e de abastecimento público: a acidez e a basicidade das águas 2.3 • Chuva ácida 2.4 • Mineralização e desmineralização da água
Química e indústria:
equilíbrios e desequilíbrios
Da atmosfera ao oceano:
soluções na Terra e para a Terra
Actividades Laboratoriais Mais Questões
Actividades Laboratoriais Mais Questões
Unidade 1 Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios Unidade 2 Da atmosfera ao oceano: soluções na Terra e para a Terra Como sabe, não deve escrever no manual. Este símbolo serve para não esquecer isso.
No manual 11 Q é possível encontrar:
• texto escrito numa • questões resolvidas
• actividades,
linguagem clara e rigorosa • notas laterais que destacam aspectos fundamentais do texto • numerosos esquemas, tabelas e imagens
40 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
que exploram conceitos fundamentais
para realizar na escola ou em casa, que abordam questões científicas, tecnológicas, ambientais e sociais • sugestões de links para consulta
46 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
18 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
Acontece o contrário quando, no equilíbrio, é grande a concentração de reagentes e é pequena a concentração de produtos: Kc =
|produtos|e
FIG. 12
O resultado do ensaio às emissões poluentes em automóveis dá conta das pequenas quantidades de combustível, HC, que são emitidas nos gases de escape.
|reagentes|e
= valor reduzido
Neste caso diz-se que a reacção é pouco extensa, ou seja, a constante de equilíbrio é baixa (Tab. 9).
TAB. 9
Relação entre a extensão da reacção e Kc.
Reacção Muito extensa Pouco extensa Concentração de reagentes e produtos No equilíbrio a concentração de produtos é muito maior que a concentração de reagentes. No equilíbrio a concentração de produtos é muito menor que a concentração de reagentes. Valor de Kc Elevado. Reduzido.
1.1
pág. 58
Após a queima do combustível, porém, o cheiro que permanece no ar circundante evidencia que ainda resta uma minúscula quantidade de gasolina (Fig. 12). As reacções de combustão consideram-se completas, sobretudo se ocorrem em sistema aberto (sistema em que há troca de matéria com a vizinhança). Nesse caso, a libertação de produtos gasosos (água e dióxido de carbono) para a vizinhança do sistema impede a reacção inversa, que regeneraria os reagentes. Podemos ver outros exemplos de reacções directas e inversas na Actividade Laboratorial 1.1, a propósito do azoto amoniacal. Questão Resolvida 2
Actividade 6
FIG. 35
Célula de combustível.
Hidrogénio: a energia do futuro?
O hidrogénio é o combustível mais limpo que existe, pois a sua combustão liberta apenas água para a atmosfera: H2 (g) + 1 O2 (g) d H2O (g) ; 2 ∆H = – 286 kJ/mol
FIG. 31
Fábrica de fertilizantes em Alverca. Cortesia: CUF-SGPS.
Na preparação de fertilizantes a partir do amoníaco usam-se, entre outras, as reacções químicas representadas por: NH3 (g) + HNO3 (g) d NH4NO3 (s) Kc = 3 × 107 a 200 ºC CO2 (g) + 2 NH3 (g) u CO(NH2)2 (s) + H2O (g) Kc = 2 × 10–3 a 200 ºC A primeira traduz a síntese de nitrato de amónio e a segunda a formação de ureia, que são amplamente usados como fertilizantes (Fig. 31). A primeira é muito extensa (Kc elevado) e a segunda é pouco extensa (Kc reduzido). Repare-se no uso de uma só seta na primeira equação e de dupla seta na segunda. Tal opção permite distinguir uma reacção que seja incompleta de outra que seja completa (Tab. 10).
FIG. 13
Fábrica de ácido nítrico. Cortesia: CUF-SGPS.
O amoníaco é usado na preparação do ácido nítrico (HNO3), que, por sua vez, é um importante intermediário químico na preparação de fertilizantes, tintas, fibras e explosivos (Fig. 13). O processo pode ser traduzido pelo seguinte conjunto de equações químicas: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) d 4 NO (g) + 6 H2O (g) 2 NO (g) + O2 (g) d 2 NO2 (g) 3 NO2 (g) + H2O (l) d 2 HNO3 (l) + NO (g) a) Escreva a equação química da reacção inversa de cada uma das reacções apresentadas. b) Duas destas reacções podem considerar-se completas. Quais são?
Esta é uma reacção bastante extensa (a constante de equilíbrio é da ordem de 1037, a 25 oC). O hidrogénio pode ser queimado como um combustível tradicional ou ser usado para produzir electricidade, através de células de combustível (Fig. 35). A vantagem das células é permitirem maior rendimento na conversão de energia. O problema principal do hidrogénio reside no facto de ser difícil de obter. Na verdade, o elemento hidrogénio (H) é o mais abundante do universo, mas o que se usa como combustível é a substância elementar hidrogénio (H2), que é muito pouco abundante! Uma das formas de produzir hidrogénio envolve a reacção de decomposição da água: H2O (g) d H2 (g) + 1 O2 (g) 2 Esta reacção precisa de ser provocada. Em geral, é provocada numa electrólise, usando-se electricidade que pode ter diversas origens: eólica, fotovoltaica, hidroeléctrica, nuclear, etc. Têm sido investigadas outras formas de produzir hidrogénio, por exemplo com algas ou bactérias que usam energia solar para decompor a água, ou por decomposição térmica da água, usando temperaturas elevadas obtidas por dispositivos de concentração de energia solar. Concluindo: é sempre necessária uma fonte de energia para produzir hidrogénio. Por isso o hidrogénio é considerado um vector, ou seja, um intermediário entre uma fonte de energia primária e os utilizadores finais: os meios de transporte que o usam como combustível.
A.L.
Questões
1. Considere as reacções de combustão do hidrogénio e de decomposição da água.
a) Que relação existe entre estas duas reacções?
RESOLUÇÃO:
a) 4 NO (g) + 6 H2O (g) d 4 NH3 (g) + 5 O2 (g); 2 HNO3 (l) + NO (g) d 3 NO2 (g) + H2O (l) b) As duas primeiras são reacções de combustão e, por isso, são praticamente completas. 2 NO2 (g) d 2 NO (g) + O2 (g);
b) Qual é o valor da constante de equilíbrio da reacção de decomposição da água? E qual é a variação de entalpia, ∆H, para a mesma reacção?
2. A decomposição da água é uma reacção que tem de ser provocada. Das seguintes afirmações, TAB. 10
Setas usadas nas equações químicas.
Reacção incompleta Reacção completa u d Kc não é elevado. Kc é muito elevado.
seleccione as que são verdadeiras.
1.1.4 Quantidade de matéria
É comum designar-se a constante de equilíbrio da reacção inversa de uma dada reacção química por Kc’ .
Para uma transformação química genérica A + B u C + D, escreve-se: |C|e × |D|e |A|e × |B|e |A|e × |B|e |C|e × |D|e
A quantidade de matéria, n, é também chamada quantidade de substância ou quantidade química.
A. A reacção de decomposição da água é exotérmica. B. A decomposição da água é uma reacção muito pouco extensa. C. A reacção de decomposição da água é impossível à temperatura ambiente. D. A reacção de decomposição da água requer condições reaccionais que a tornem extensa.
A quantidade de matéria, grandeza designada pelo símbolo n, é uma das sete grandezas fundamentais no Sistema Internacional de unidades (SI). Por vezes, é também designada por quantidade de substância ou quantidade química. A sua importância em química é enorme!
Unidade de quantidade de matéria: mole (símbolo mol).
3. Na produção de amoníaco utiliza-se gás natural, ou nafta (derivada do petróleo), como fontes de
hidrogénio. Um outro processo de obter hidrogénio envolve a electrólise da água. Compare estes processos do ponto de vista da sustentabilidade ambiental. Qual será o melhor? Argumente.
Kc =
A constante de equilíbrio da reacção inversa é o inverso da constante de equilíbrio da reacção directa.
e Kc’ =
É óbvio que:
Kc = 1 Kc’
Uma mole é a quantidade de matéria de uma amostra que contém tantas entidades (átomos, moléculas, iões, etc.) quantos os átomos que existem em 0,012 kg de carbono-12. Quantos átomos há em 0,012 kg de carbono-12? Há 6,022 × 1023 átomos, um número incrivelmente grande. Amostras de substâncias diferentes que tenham o mesmo número de entidades constituintes, sejam estas quais forem, têm a mesma quantidade de matéria.
4. Pesquise na Internet para saber:
www.projectos.TE.pt/links
Hidrogénio
• diferentes processos de produzir hidrogénio; • dificuldades associadas ao armazenamento do hidrogénio.
Actividades Laboratoriais
2.1
A.L. Ácido ou base: uma classificação de alguns materiais
O pH é um dos parâmetros mais importantes para caracterizar águas. A medição do pH deve ser feita no local de origem da água, mas, se tal não for possível, o recipiente de recolha deve ficar completamente cheio, sem quaisquer bolhas de ar, e ser rolhado imediatamente. Impedem-se assim alterações do pH provocadas por trocas gasosas com a atmosfera.
1
180 •
Da atmosfera ao oceano: soluções na Terra e para a Terra
202 •
Da atmosfera ao oceano: soluções na Terra e para a Terraatmosfera ao oceano: soluções na Terra e para a Terra
Mais Questões
A água e a atmosfera
Das afirmações seguintes, indique as verdadeiras e as falsas:
A. Na atmosfera está a maior massa de água do planeta. B. A água tem, entre outras, importantes funções na regula-
• económica (cálculo de custos); • ética (significado pessoal, social e cultural da poupança).
ção térmica da Terra.
C. O ciclo da água inclui apenas as formas líquida e gasosa
daquela substância.
D. A água está distribuída de modo uniforme no planeta
2.1 Água da chuva, água destilada e água pura 5
Transcreva e complete o seguinte quadro:
Ponto de fusão: __________________ Ponto de ebulição: _______________ Propriedades da água pura Massa volúmica: _________________ Densidade relativa: ________________
Como saber o pH de uma solução aquosa?
2
Terra. Para calcular o desperdício de água provocado por uma torneira que pinga, um aluno utilizou um copo graduado e um cronómetro, tendo verificado que, para obter 50 cm3 de água, eram necessários 22 minutos. Qual será o volume de água debitado pela torneira ao fim de um mês? Exprima esse valor em metros cúbicos, a unidade usada para medir consumos domésticos.
FIG. 102
Indicadores de ácido-base: indicador universal em solução e papel indicador de pH.
Para avaliar a acidez, basicidade ou neutralidade de uma solução aquosa utilizam-se várias técnicas laboratoriais. Os indicadores de ácido-base são soluções de substâncias que mudam de cor conforme a acidez/basicidade do meio. A mudança de cor não é abrupta. Existe um intervalo de pH (normalmente 2 unidades) para a qual a cor é mal definida, que se chama zona de viragem. Embora seja um processo simples e barato para avaliar a acidez/basicidade de uma solução, fornece apenas uma indicação qualitativa (Fig. 102). O papel indicador de ácido-base é papel impregnado com uma mistura de indicadores de tal forma que as cores que adquire permitem estabelecer uma escala corada. Essa escala depende do pH da solução. É assim possível efectuar medições semi-quantitativas. Trata-se de um processo cómodo e inicialmente barato, mas que acaba por se tornar caro se a sua utilização for continuada (o papel fica inutilizado após cada uso). Para trabalhos mais rigorosos é necessário medir o pH da solução. Para isso usa-se um aparelho próprio: o medidor de pH (Fig. 103). O funcionamento baseia-se no facto de se estabelecer uma diferença de potencial entre dois eléctrodos (geralmente combinados numa só peça): um eléctrodo sensível à presença de iões H3O+, cujo potencial eléctrico depende do pH do meio, e um eléctrodo de referência, cujo potencial não varia com o pH do meio. Este eléctrodo combinado produz uma pequena diferença de potencial, que depende do pH da solução onde se encontra mergulhado. A diferença de potencial é depois amplificada e medida para dar o valor do pH da solução. Os eléctrodos podem utilizar-se para medir soluções muito coradas ou turvas que impeçam a visualização da cor dos indicadores. Podem também ser usados na presença de substâncias que descorariam os indicadores. Contudo, não devem ser utilizados em soluções fortemente alcalinas, pois estas corroem o vidro.
6 3 Atendendo aos valores apresentados na figura seguinte:
A cada uma das letras da coluna A associe um número da coluna B:
A B I. Água destilada II. Água do rio III. Água do mar IV. Água de estuário
Banho de imersão 150 a 200 litros
Lavar as mãos 2 a 18 litros
Descarga do autoclismo 6 a 10 litros
Duche 20 a 80 litros
a) Água doce
b) Água salgada
c) Água salobra d) Água purificada
7
Considere as seguintes amostras de água, a 25 oC:
A. Água de um estuário, pH = 8,8 B. Água de um rio, pH = 7,0 C. Água de um lodaçal, pH = 3,5 D. Água do mar, pH = 7,5 E. Água de um pântano, pH = 4,0 F. Água de uma lagoa, pH = 5,8 a) Indique o carácter químico (ácido, básico ou neutro) de
Lavar os dentes 2 a 12 litros
Lavagem de roupa 60 a 90 litros
Lavagem de loiça 18 a 30 litros
cada uma das águas.
a) Estime o número de vezes que realiza cada uma das b) Qual é mais ácida, a água do pântano ou a água da
acções representadas durante uma semana.
b) Calcule a água consumida se gastar o volume mínimo indi-
lagoa?
c) Qual é a mais alcalina de todos as águas? d) Qual é mais ácida, a água de estuário ou a água do
FIG. 103
Medidor de pH.
cado em cada uma das situações.
c) Calcule a água consumida caso gaste o volume máximo.
mar? 8 De acordo com a escala de Sorensen, o pH varia entre 0 e 14. Que valores ou intervalos de valores, a 25 oC, determinam soluções ácidas, básicas e neutras? Das afirmações seguintes, indique a única que é verdadeira.
A. Podemos escrever pH ou ph, mas não PH. B. É comum termos soluções com pH superior a 14. C. Quanto maior o pH de uma solução, menor a sua acidez. D. Se numa solução aumentar o pH, diminui a alcalinidade.
4
Seleccione um conjunto de argumentos que permita rebater o seguinte comentário: «A minha poupança individual não tem qualquer significado quando comparada com o enorme desperdício de toda a gente.» Os argumentos seleccionados podem ser de natureza: • científica e tecnológica (cálculo da quantidade poupada, avaliação do impacto ambiental, etc.);
9
• actividades laboratoriais
com trabalhos que incluem discussão pré e pós-laboratorial
• questões adicionais no final de cada unidade, com as soluções no fim do manual
• testes finais
• soluções das questões
• anexos
que visam preparar para os exames nacionais
216 220
e dos testes
com informações úteis
226
Anexo I
Teste Final 1
I
Os combustíveis usados em automóveis e aviões são derivados do petróleo e incluem muitos aditivos. O MTEB (éter metiltetrabutílico, C5H12O) é o principal aditivo usado na gasolina. Pode ser obtido da reacção entre o metanol e o isobuteno, de acordo com: metanol + isobuteno u MTEB Esta reacção também pode ser traduzida por: CH4O (g) + C4H8 (g) u C5H12O (g) Entre outros efeitos, estes aditivos associados aos combustíveis aumentam o índice de octanas da gasolina. 1.1 De acordo com o texto, seleccione a alternativa incorrecta.
A. À reacção química de obtenção de MTEB corresponde um equilíbrio homogéneo. B. A reacção de uma mole de metanol origina uma mole de MTEB, caso não existam reacções secundárias. C. A mistura de uma mole de metanol com uma mole de isobuteno origina uma mole de MTEB, caso não exis-
Respostas às Questões
A química e a indústria
1 2 3
A. V; B. F; C. F; D. V. 2); 3); 5); 6); 1); 4). 6; 5; 4; 2; 1; 3.
Massas atómicas relativas1
Elemento/Símbolo Actínio (Ac) Alumínio (Al) Antimónio (Sb) Árgon (Ar) Arsénio (As) Azoto2 (N) Bário (Ba) Berílio (Be) Bismuto (Bi) Boro (B) Bromo (Br) Cádmio (Cd) Cálcio (Ca) Carbono (C) Cério (Ce) Césio (Cs) Chumbo (Pb) Cloro (Cl) Cobalto (Co) Cobre (Cu) Crípton (Kr) Crómio (Cr) Enxofre (S) Escândio (Sc) Estanho (Sn) Estrôncio (Sr) Ferro (Fe) Flúor (F) Fósforo (P) Frâncio (Fr) Gálio (Ga) Germânio (Ge) Hélio (He) Hidrogénio (H) Índio (In) Iodo (I) Irídio (Ir) Ítrio (Y) Massa atómica (227,03) 26,98 121,75 39,95 74,92 14,00 137,33 9,01 208,98 10,81 79,90 112,41 40,08 12,01 140,12 132,90 207,20 35,45 58,93 63,55 83,8 52,00 32,06 44,96 118,69 87,62 55,85 19,00 30,97 (223)00 69,72 72,59 4,00 1,01 114,82 126,90 192,22 88,91 138,91 6,94 Elemento/Símbolo Magnésio (Mg) Manganês3 (Mn) Mercúrio (Hg) Molibdénio (Mo) Neodímio (Nd) Néon (Ne) Nióbio (Nb) Níquel (Ni) Ósmio (Os) Ouro (Au) Oxigénio (O) Paládio (Pd) Platina (Pt) Plutónio (Pu) Polónio (Po) Potássio (K) Prata (Ag) Rádio (Ra) Radão (Rn) Rénio (Re) Ródio (Rh) Rubídio (Rb) Ruténio (Ru) Samário (Sm) Selénio (Se) Silício (Si) Sódio (Na) Tálio (Tl) Tântalo (Ta) Telúrio (Te) Térbio (Tb) Titânio (Ti) Tório (Th) Túlio (Tm) Urânio (U) Vanádio (V) Volfrâmio4 (W) Xénon (Xe) Zinco (Zn) Zircónio (Zr) Massa atómica 24,31 54,94 200,59 95,94 144,24 20,18 92,91 58,70 190,20 196,97 16,00 106,4 195,09 (244)00 (209)00 39,10 107,87 226,03 (222)00 186,21 102,91 85,47 101,07 150,40 78,96 28,09 22,99 204,37 180,95 127,60 158,93 47,90 232,04 168,93 238,03 50,94 183,85 131,30 65,37 91,22
25 A. V; B. V; C. V; D. F. 26 a) 3 H2 (g) + N2 (g) d 2 NH3 (g) b) 1,7 mol. c) 6,8 g. d) 9,0 dm3. 27 a) 1,5 kg. b) São emitidos para a atmosfera 4,9 kg de CO2.
47 A. V; B. F; C. V; D. F. 48 Não. O raio rondará 1 µm e serão, portanto, PM2,5. 49 Sinais C e N.
1.3 Síntese do amoníaco e balanço energético
50 C. 51 C. 52 A. V; B. V; C. F; D. F. 53 a) Exotérmica (a energia dos reagentes é maior do
que a energia dos produtos).
1.1 O amoníaco como matéria-prima
4 5 6 7 8 9
A, D. A, C. Duas de entre as seguintes: fertilizantes, produtos de limpeza, plásticos, explosivos, ácido nítrico. A. F; B. V; C. F; D. V. H2 provém do gás natural, da nafta ou da água (via electrólise); N2 provém da atmosfera.
28 336 g. 29 89,6 dm3. 30 a) 2,24 L. b) 3,6 g. 31 5,0 × 104 mol. 32 a) 93 g de NaClO, ou 73 g de NaCl, ou 22,5 g
de H2O.
b) A segunda é maior. c) Neste esquema a energia dos reagentes será
maior do que a dos produtos (reacção endotérmica).
tam reacções secundárias.
D. Quando ocorre a reacção de obtenção do MTEB em sistema fechado há diminuição da quantidade de matéria
b) 28 dm3. 33 A. V; B. V; C. F; D. F. 34 1,7 g. 35 1,84 dm3. 36 a) 10,5 kg. b) 90%. 37 a) 2 S (s) + 3 O2 (g) + 2 H2O (l) d 2 H2SO4 (l),
de acordo com a Lei de Lavoisier (ou Lei da Conservação da Massa). iv – 1,13 × 1024 átomos.
a) III; b) IV; c) I; d) II.
54 a) Porque os átomos de carbono em C F C estão
mais fortemente ligados. Ao ocorrer C + C d C F C liberta-se mais energia do que quando ocorre C + C d C G C.
no sistema. 1.2 Suponha a reacção de produção do MTEB em equilíbrio químico. 1.2.1 Escreva a expressão da constante de equilíbrio para essa reacção. 1.2.2 Preveja, justificando com base na Lei de Le Châtelier, que reacção se favorece (directa ou inversa) se, abrindo o sistema momentaneamente, for injectado metanol adicional. 1.2.3 Caracterize o novo estado de equilíbrio que se atinge depois da perturbação descrita na alínea anterior, comparando as concentrações de MTEB, isobuteno e metanol no equilíbrio inicial e no segundo estado de equilíbrio. 1.3 Classifique como verdadeira (V) ou falsa (F) cada uma das afirmações seguintes.
A. Numa reacção endotérmica, em sistema fechado, há transferência de energia para as vizinhanças do sis-
10 a) Não, 3 H2 + N2 d 2 NH3 b) Não, 2 SO2 + O2 d 2 SO3 c) Não, 4 NH3 + 5 O2 d 4 NO + 6 H2O 11 2 NO + O2 d N2O4
Fe2O3 + 3 CO d 3 CO2 + 2 Fe 2 NF3 + 3 H2 d N2 + 6 HF
b) 120 pm: C D C; 134 pm: C F C; 154 pm: C G C. c) A quebra de ligações implica consumo de energia mas, ao mesmo tempo que se quebram ligações C – C, formam-se outras bastante fortes, como as ligações C = O, no dióxido de carbono, que libertam mais energia do que a que foi absorvida. Por isso, o saldo energético traduz-se em libertação de energia.
12 a) NH4NO3 d N2O + 2 H2O b) 2 ZnS + 3 O2 d 2 ZnO + 2 SO2 c) 2 F2 + 2 HCl d 2 F2Cl + H2 d) 2 Fe + 6 HCl d 2 FeCl3 + 3 H2 e) Al2(SO4)3 + 3 Ca(NO3)2 d 3 CaSO4 + 2 Al(NO3)3 13 Resposta aberta. 14 O2 (g) + 2 SO2 (g) d 2 SO3 (g) e
2 SO3 (g) d O2 (g) + 2 SO2 (g)
b) i – 183 g; ii – 63 dm3; iii – 1,87 mol; c) 42 mol. d) Sulfato de cálcio mono-hidratado: CaSO4.H2O;
sulfato de amónio: (NH4)2SO4; hidrogenossulfato de potássio: KHSO4; sulfito de sódio: Na2SO3.
d) 7 × 347 + 18 × 414 = 9853 kJ/mol 55 a) II; b) I; c) IV; d) III. 56 a) C2H2 (g) d 2 C (s) + H2 (g); a reacção é exotérmica.
tema.
B. Se para uma reacção química Kc = 2 ×
109,
isso significa que a sua inversa é uma reacção muito extensa.
b) Se a reacção é exotérmica é menor a energia
necessária para quebrar as ligações triplas C D C na molécula de etino do que a energia libertada quando se forma uma molécula de hidrogénio e os átomos de carbono se ligam.
C. Se para uma dada reacção Kc aumenta com o aumento da temperatura, então essa reacção é endotérmica. D. Existem reacções químicas que são muito rápidas mas pouco extensas. E. Os equilíbrios químicos são equilíbrios estáticos.
38 10%. 39 a) 0,5 ton. b) 2 × 103 ton. 40 a) 1,5 g. b) 2,98 dm3. 41 2,7 %. Não se usa a informação relativa à solução
de ácido clorídrico porque este reagente está em excesso.
15 a) CO (g)+ H2O (l) d CO2 (g) + H2 (g) b) 2 C (s) + O2 (g) d 2 CO (g) c) N2 (g) + O2 (g) d 2 NO (g) 16 a) e c).
57 1,3 × 106 kJ. 58 a) 393 kJ. b) 3,0 kg e 8,1 kg. 59 a) 2 H2 (g) + O2 (g) d 2 H2O (g) b) 37 g. 60 A quebra de ligações é sempre um processo
«consumidor» de energia. Liberta-se energia para as plantas porque em simultâneo se formam ligações fortes e o balanço energético é globalmente «fornecedor» de energia.
II
Titularam-se 20,00 mL de solução aquosa de ácido clorídrico com uma solução-padrão de hidróxido de sódio de concentração 0,0100 mol/dm3, usando um sistema de aquisição de dados por computador. Obteve-se a curva de titulação da figura seguinte:
pH 14
17 A. V; B. F; C. F; D. V. 18 A. 19 a) IV; b) I; c) II; d) III. 20 a) M(NH3) = 17,0 g/mol. b) 13,8 mol. c) 8,32 ×
1024 moléculas.
42 A. V; B. V; C. V; D. V 43 a) NH3 + HCl d NH4Cl b) O cloreto de hidrogénio está em excesso e o
amoníaco é o reagente limitante.
21 M(H2SO4) = 98,0 g/mol; M(HNO3) = 63,0 g/mol;
M(HCl) = 36,5 g/mol.
44 a) Deverá ser substituída a botija de oxigénio porque é este o reagente limitante.
61 Resposta aberta.
b) A nova botija deverá possuir 85 kg de oxigénio.
22 a) 2,0 mol. b) 4,0 mol. 7 c) 1,2 × 1024 moléculas de água. d) 1,2 × 1024 átomos de oxigénio. 23 3,0 mol; 5,4 × 1024 átomos de oxigénio; 2,4 × 102 g. 0 24 Em cada mole de di-hidrogenofosfato de cálcio 5 10 15 20 25 Volume / mL
(234 g) existem duas moles de fósforo (2 × 31 = = 62 g). Então % = 62 / 234 × 100 = 26%.
1.4 Produção industrial do amoníaco 1.2 O amoníaco, a saúde e o ambiente
45 Entre outras: inflamável, tóxico por inalação,
reage violentamente com ácidos e provoca queimaduras.
Lantânio (La) Lítio (Li)
1
62 A. 63 D. 64 a) III; b) I; c) IV; d) II. 65 A. V; B. F; C. F; D. V. 66 I – c); II – a).
46 a) B e D. b) O amoníaco é um gás tóxico e corrosivo.
As massas atómicas relativas são numericamente iguais às massas molares dos elementos. Os números indicados entre parêntesis referem-se a elementos radioactivos. 2 Também conhecido por nitrogénio. 3 Também conhecido por manganésio. 4 Também conhecido por tungsténio.
Índice
UNIDADE
1
Química e indústria:
1.2 •Amoníaco, saúde e ambiente . . . . . . . . . . . 26 1.3 •Síntese do amoníaco e balanço energético . 29
1.3.1 Reacções químicas endotérmicas e exotérmicas . . . . . . 29 1.3.2 Variação de entalpia . . . . . . . . . . . . . 31
A química e a indústria . . . . . . . . . . . . . 10 1.1 • O amoníaco como matéria-prima . . . . . . . 12
1.1.1 A importância do amoníaco . . . . . . . 12 1.1.2 A síntese do amoníaco . . . . . . . . . . . 13 1.1.3 Reacções incompletas; reacção directa e reacção inversa . . . . . . . . 17 1.1.4 Quantidade de matéria . . . . . . . . . . . 18 1.1.5 Cálculos estequiométricos . . . . . . . 20 1.1.6 Rendimento de uma reacção química . 22 1.1.7 Reagente limitante e reagente em excesso . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25
1.4 •Produção industrial do amoníaco . . . . . . . . 34
1.4.1 Equilíbrio químico . . . . . . . . . . . . . . . 34 1.4.2 Características do equilíbrio químico . 35 1.4.3 Aspectos quantitativos do equilíbrio químico . . . . . . . . . . . . 38
UNIDADE
2
Da atmosfera ao oceano:
90 90 91 93 94 96 99 2.2.4 Água do mar: alcalinidade provocada pelos carbonatos . . . . . 112 2.2.5 Dissociação e ionização . . . . . . . . . 113 2.2.6 Reacções de ácido-base . . . . . . . . 115 2.2.7 Força relativa de ácidos e bases . 117 2.2.8 Titulações de ácido-base . . . . . . . . 121 2.2.9 Estrutura e nomenclatura de sais . 128
A água e a atmosfera . . . . . . . . . . . . . . . 86 2.1 • Água da chuva, água destilada e água pura . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 90
2.1.1 pH – uma medida da acidez, neutralidade e basicidade . . . . . . . . 2.1.2 Escala de Sorensen e pH . . . . . . . . . 2.1.3 A auto-ionização da água . . . . . . . . . 2.1.4 Concentração hidrogeniónica e pH . 2.1.5 Acidez da água da chuva . . . . . . . . . 2.1.6 Ácidos e bases: evolução histórica . . 2.1.7 Purificar água . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.3 •Chuva ácida . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 129
2.3.1 Acidificação da chuva . . . . . . . . . . 129 2.3.2 Como se forma a chuva ácida . . . . 129 2.3.3 Formação de ácidos derivados do enxofre . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 131 2.3.4 Formação de ácidos derivados do azoto . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 132 2.3.5 Consequências das chuvas ácidas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 133 2.3.6 Controlar e corrigir as chuvas ácidas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 135 2.3.7 Impacto da chuva ácida em alguns materiais . . . . . . . . . . . . 140
2.2 • Águas minerais e de abastecimento público: a acidez e a basicidade das águas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 103
2.2.1 Águas naturais e de abastecimento público . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 103 2.2.2 Parâmetros importantes para caracterizar águas . . . . . . . . . 104 2.2.3 Água gaseificada e água da chuva: acidificação provocada pelo CO2 . . 110
TESTES FINAIS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 216 RESPOSTAS ÀS QUESTÕES
. . . . . . . . . . . . . . . . . . 220
ANEXOS . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 226
Anexo I Massas atómicas relativas . . . . . . 226
Anexo II Tabela de iões . . . . . . . . . . . . . . . . 227 Anexo III Informação de segurança de substâncias e soluções . . . . . . 228 Anexo IV Qualidade das águas doces
superficiais destinadas à produção de água para consumo humano . . . 230
equilíbrios e desequilíbrios
1.4.4 Evolução do sistema para o equilíbrio químico . . . . . . . . . 43
1.5 •Controlo da produção industrial . . . . . . . . 47
1.5.1 Factores que influenciam a evolução de um sistema químico . . . . . . . . . . 47 1.5.2 A Lei de Le Châtelier . . . . . . . . . . . . . 49 1.5.3 Optimização do processo de produção de amoníaco . . . . . . . . 54
A.L. 1.2 Síntese do sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado . 64 A.L. 1.3 Efeito da temperatura e da concentração na progressão global de uma reacção . . . . . . . . . 67 V.E. Visita de estudo a uma instalação industrial . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 71
Actividades Laboratoriais
. . . . . . . . . . . . 58 A.L. 1.1 Amoníaco e compostos de amónio em materiais de uso comum . . . . 58
Mais Questões
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 73
soluções na Terra e para a Terra
2.3.8 Reacções de oxidação-redução . . 141 2.3.9 Número de oxidação . . . . . . . . . . . . 147 2.3.10 Oxida-se ou reduz-se? . . . . . . . . . . . 150
2.4 •Mineralização e desmineralização da água . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 153
2.4.1 Composição média da água do mar . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 153 2.4.2 Mineralização das águas e dissolução de sais . . . . . . . . . . . 154 2.4.3 Solução saturada, solução não saturada e solubilidade . . . . . 155 2.4.4 Solubilidade de sais em água: sais muito solúveis e sais pouco solúveis . 157 2.4.5 Solubilidade de gases em água . . 158 2.4.6 Dissolução – uma interacção soluto-solvente . . . . . . . . . . . . . . . . 159 2.4.7 Aplicação da constante de equilíbrio à solubilidade de sais pouco solúveis: constante de produto de solubilidade, Ks . . . . . . . . . . . . . 162
2.4.8 Variação da solubilidade de sais devido à presença de outras espécies . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.4.9 Dureza da água: origem e consequências a nível industrial e doméstico . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.4.10 Redução da dureza da água . . . . . . 2.4.11 A desmineralização da água do mar .
164
167 172 177
Actividades Laboratoriais
. . . . . . . . . . . 180 A.L. 2.1 Ácido ou base: uma classificação de alguns materiais . . . . . . . . . . 180 A.L. 2.2 Chuva normal e chuva ácida . . . 184 A.L. 2.3 Neutralização: uma reacção de ácido-base . . . . . . . . . . . . . . . 187 A.L. 2.4 Série electroquímica: o caso dos metais . . . . . . . . . . . . 192 A.L. 2.5 Solubilidade: solutos e solventes . 194 A.L. 2.6 Dureza da água e problemas de lavagem . . . . . . . . . . . . . . . . . 199 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 202
Mais Questões
Anexo V Parâmetros químicos e parâmetros indicadores . . . . . . . . . . . . . . . . . 232 Anexo VI Algumas constantes de acidez e basicidade . . . . . . . . . . . . . . . . . 234
Anexo VII Constantes de produto de solubilidade . . . . . . . . . . . . . 236 Anexo VIII Tabela Periódica . . . . . . . . . . . . 237
ÍNDICE REMISSIVO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 238
UNIDADE
1
Química e indústria:
equilíbrios e desequilíbrios
A química e a indústria 1.1 • O amoníaco como matéria-prima 1.2 • Amoníaco, saúde e ambiente 1.3 • Síntese do amoníaco e balanço energético 1.4 • Produção industrial do amoníaco 1.5 • Controlo da produção industrial
Actividades Laboratoriais Mais Questões
10 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
A química e a indústria
FIG. 1
Peça de cerâmica da Grécia Antiga.
Áudio
A química, ciência que trata as transformações de materiais, está presente em praticamente todas as actividades da vida humana desde os tempos mais remotos. O homem desde cedo procurou transformar os materiais naturais para obter outros que lhe traziam benefícios. A produção metalúrgica, vidreira e cerâmica, ainda que em pequena escala, surgiram na Antiguidade (Fig. 1). Mas foi só com a Revolução Industrial, iniciada no século XVIII, que surgiu o fabrico em massa de numerosos produtos úteis à sociedade. O homem passou a transformar, em grande escala, certos materiais em produtos de consumo, criando assim a indústria química. Nos dias de hoje, a produção da indústria química obedece à mesma lógica: transformar um conjunto de materiais (matérias-primas) em produtos úteis ao homem. A indústria farmacêutica, a indústria do papel e a indústria petroquímica são bons exemplos da indústria química, uma vez que produzem bens de enorme utilidade. De facto, dificilmente podemos imaginar a vida actual sem produtos como os medicamentos e cosméticos, papel e cartão, combustíveis, lubrificantes, plásticos e tintas, etc. (Fig. 2).
A
B
C
Áudio
FIG. 2
Indústria farmacêutica (A), indústria do papel (B) e indústria petroquímica (C).
Em muitos casos, a indústria química utiliza processos que acarretam danos para a Natureza e para nós próprios. Por isso, é necessário avaliar bem os benefícios e os prejuízos para tomar as decisões mais acertadas em tudo o que diga respeito aos processos de produção. Essa avaliação dos riscos não é simples porque, embora se deva basear no melhor conhecimento científico, deve também ponderar factores económicos, sociais, culturais e ambientais. Ao longo desta primeira unidade vamos estudar as reacções químicas usando como contexto os processos químicos industriais. O fio condutor deste estudo será a indústria do amoníaco, que é uma das mais importantes na actualidade.
A química e a indústria
• 11
Actividade 1
A química verde
A indústria química (...) teve necessidade, e também beneficiou, da contestação ecológica. Os Verdes catalisaram as reticências e os receios do público em relação à química. A preocupação ecológica obrigou os industriais a uma mutação relativamente brutal. A química industrial melhorou enormemente a sua prestação: prevenção de acidentes, diminuição das emissões (atmosfera, água e solos), aperfeiçoamento dos processos, redução dos produtos secundários. Em suma, o coração da indústria química, os vinte ou trinta grupos mundialmente mais importantes, tomou a iniciativa. Ajustaram resolutamente a sua indústria ao século XXI. A química tornou-se limpa, tornou-se muito mais segura.
A Nova Química, Pierre Laszlo, Instituto Piaget, 1996
O conceito «Química Verde» foi introduzido há cerca de duas décadas. Implica o desenvolvimento de processos químicos, produtos e serviços que levem a um ambiente mais limpo e saudável. Esta abordagem envolve a compreensão e gestão do impacto ambiental dos fluxos de massa e energia associados ao produto e serviço em consideração, desde a extracção da matéria-prima até à sua incorporação em novos produtos ou à sua eliminação, passando pelas diferentes fases da sua vida (incluindo reutilização e reciclagem).
Adaptado de http://www.eng.uminho.pt
Questões
1. Com base nos textos anteriores, seleccione as afirmações que estão correctas:
A. As adaptações na indústria química foram graduais e fomentadas por cientistas e engenheiros. B. As matérias-primas são os produtos resultantes do processo industrial. C. Os processos químicos incluem fluxos de massa e energia. D. As emissões podem ser de efluentes sólidos, líquidos ou gasosos. E. A indústria química tem também por objectivo obter produtos secundários.
2. Um conhecido importador de automóveis desenvolveu um projecto que intitulou «Oficina Verde». Das quatro perspectivas seguintes, seleccione a que parece mais razoável para realizar um projecto com esta designação.
A. As oficinas serão espaços em que a cor verde predominará, de modo a proporcionar aos seus utilizadores um ambiente natural e acolhedor. B. As oficinas terão preocupações ambientais, nomeadamente no que se refere à eliminação de resíduos. C. As oficinas eliminarão todos os resíduos provocados pela sua actividade para que o seu impacto ambiental seja nulo. D. As oficinas serão dotadas de espaços verdes, proporcionando um melhor enquadramento paisagístico.
FIG. 3
O fumo que sai de uma instalação industrial pode não ser poluente. Muitas vezes trata-se apenas de vapor de água condensado, como sucede nestas torres de arrefecimento de uma central termoeléctrica. www.projectos.TE.pt/links
Imagens da indústria
3. Seleccione, usando a Internet, uma imagem que permita ilustrar a seguinte frase: «Indústria: desenvolvimento no respeito pelo ambiente» (Fig. 3).
12 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
1.1 O amoníaco como matéria-prima
O amoníaco é um gás à temperatura ambiente e pressão normal.
Áudio
A substância amoníaco (também chamada hidreto de azoto), de fórmula química NH3, é gasosa à temperatura ambiente e à pressão normal.
O amoníaco tem as seguintes características:
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Propriedades do amoníaco
• à temperatura ambiente e pressão normal é um gás tóxico, incolor e inflamável, com cheiro característico picante e intenso; • à pressão normal o seu ponto de fusão é de –78 °C e o seu ponto de ebulição é de –33 °C;
A geometria da molécula de amoníaco é piramidal.
• é altamente solúvel em água: 1 litro de água líquida dissolve 727 litros de amoníaco gasoso.
A molécula de amoníaco é formada por um átomo de azoto (também chamado nitrogénio) ligado a três átomos de hidrogénio (Fig. 4). Um par de electrões não ligantes no átomo de azoto conduz à geometria piramidal da molécula. O comprimento da ligação N–H é 102 pm (1 pm = 10–12 m) e o ângulo médio de ligação H–N–H é 107°.
FIG. 4
Modelo tridimensional e representação da geometria da molécula de amoníaco, NH3.
102 pm
N H
107º
H H
1.1.1 A importância do amoníaco
Áudio
FIG. 5
Algumas aplicações do amoníaco: fertilizantes e produtos de limpeza.
O amoníaco está presente naturalmente nos solos, como resultado da decomposição de matéria orgânica. Como se liberta para o ar, é também um dos componentes da atmosfera terrestre, embora vastigial. É ainda amplamente produzido à escala industrial (Fig. 5). Quando puro tem várias aplicações, por exemplo como fertilizante ou como neutralizante no tratamento de águas residuais. Quando usado em misturas, mantém algumas das suas propriedades mais importantes. É o que sucede nos produtos de limpeza amoniacais, onde mostra a sua capacidade para reagir com gorduras. Utiliza-se em sistemas de refrigeração, já que o seu ponto de ebulição é baixo e se liquefaz facilmente. A principal utilização do amoníaco é como matéria-prima na preparação de novas substâncias. É usado em várias indústrias, destacando-se a produção de fertilizantes agrícolas (Tab. 1).
1.1 O amoníaco como matéria-prima
• 13
Amoníaco
Em química diz-se... Na indústria diz-se... puro estreme Fertilizante (aplicado directamente no solo) em mistura em preparado Produtos de limpeza (detergentes amoniacais, soluções de limpeza para a indústria) Fluido refrigerante (em sistemas de refrigeração para indústrias alimentares) como reagente como matéria-prima Fertilizantes (nitrato de amónio, sulfato de amónio, ureia, etc.) Fibras e plásticos (nylon, poliuretano, resinas, etc.) Ácido nítrico (usado no tratamento de metais, fabrico de tintas e corantes, explosivos, etc.)
TAB.1
Algumas aplicações do amoníaco.
Tratamento de águas Aplicações (neutralização de águas residuais)
Avaliação
Áudio
O uso do amoníaco como fertilizante, ou como matéria-prima para fertilizantes, prende-se com a importância do elemento azoto para a vida vegetal. O crescimento das plantas é determinado por uma grande variedade de elementos químicos. Os elementos azoto, fósforo e potássio, cujos símbolos são respectivamente N, P e K, são dos mais importantes para a nutrição das plantas e também são dos primeiros que se esgotam com a exploração agrícola dos solos. Não é, portanto, de estranhar que os adubos contenham principalmente estes três últimos elementos (Fig. 6). Os adubos azotados são fabricados a partir do amoníaco.
FIG. 6
Os adubos simples contêm apenas azoto, fósforo ou potássio, pelo que se dizem adubos N, P ou K. Os adubos compostos podem ser NP, NK, PK ou NPK.
1.1.2 A síntese do amoníaco
Áudio
O amoníaco produz-se industrialmente usando os gases azoto, N2, e hidrogénio, H2, como matérias-primas. A reacção de síntese do amoníaco é representada pela equação química:
N2 (g) + 3 H2 (g) d 2 NH3 (g)
Matérias-primas para a síntese industrial do amoníaco: azoto (N2) e hidrogénio (H2).
que traduz um dos mais importantes processos industriais da actualidade: o processo de Haber-Bosch. O processo de Haber-Bosch foi desenvolvido pelos químicos alemães Fritz Haber e Carl Bosch (Fig. 7) no início do século XX. Até então a produção industrial de amoníaco envolvia o uso de matérias-primas que eram caras e pouco abundantes. Haber e Bosch tiveram o mérito de desenvolver a produção industrial do amoníaco com base no azoto existente na atmosfera. Durante anos estudaram as melhores condições de temperatura e pressão para a reacção de síntese do amoníaco. A solução para a eficiência industrial deste processo de produção acabaria por envolver o uso de catalisadores. A primeira fábrica de amoníaco a laborar em Portugal usava azoto proveniente da destilação fraccionada do ar e recorria a hidrogénio obtido por electrólise da água.
FIG. 7
Fritz Haber (1868-1934) e Carl Bosch (1874-1940) receberam o Prémio Nobel da Química em 1918 e 1931, respectivamente.
www.projectos.TE.pt/links
Consórcio CUF-SGPS
14 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
Áudio
FIG. 8
Depósitos de gás natural, uma das matérias-primas no fabrico do amoníaco.
Actualmente as fábricas de amoníaco usam o azoto directamente a partir do ar, onde é muito abundante, enquanto recorrem a nafta ou gás natural (constituídos principalmente por metano, CH4) para obter o hidrogénio (Fig. 8). A equação química anterior, que traduz a síntese do amoníaco, está acertada, isto é, respeita a Lei de Lavoisier (ou Lei da Conservação da Massa). De acordo com a Lei de Lavoisier, para cada um dos elementos químicos envolvidos numa reacção química, o número de átomos nos reagentes deve ser igual ao número de átomos nos produtos da reacção. A Lei de Lavoisier pode verificar-se contando o número de átomos de cada elemento, nos reagentes e nos produtos (Fig. 9).
Reagentes N2 Produtos da reacção 3 H2 2 NH3
Animação
O acerto de uma equação química traduz a aplicação da Lei de Lavoisier.
FIG. 9
Para acertar uma equação química é necessário verificar, para cada elemento, se o número de átomos presentes nos reagentes é igual ao número de átomos nos produtos da reacção.
+ +
1 molécula de N2 2 átomos de N
3 moléculas de H2
2 moléculas de NH3 2 átomos de N 6 átomos de H
+
6 átomos de H
+
Jogo
Avaliação
Para que a reacção química de síntese do amoníaco e muitas outras reacções químicas possam ser usadas à escala industrial, não basta que se misturem os respectivos reagentes: é necessário criar as condições mais favoráveis à produção, como veremos. Questão Resolvida 1
O amoníaco pode ser preparado laboratorialmente através da reacção química entre cloreto de amónio e óxido de cálcio, de acordo com: NH4Cl (s) + CaO (s) d CaCl2 (s) + Ca(OH)2 (s) + NH3 (g) a) Identifique os reagentes e os produtos da reacção, atribuindo-lhes os respectivos nomes. b) Acerte esta equação química.
RESOLUÇÃO:
a) Reagentes: NH4Cl (cloreto de amónio) e CaO (óxido de cálcio). Produtos da reacção: CaCl2 (cloreto de cálcio); Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio) e NH3 (amoníaco). b) Comece-se por acertar Cl, o que obriga a considerar 2 NH4Cl: 2 NH4Cl + CaO d CaCl2 + Ca(OH)2 + NH3 Mas isso obriga a acertar N, com 2 NH3: 2 NH4Cl + CaO d CaCl2 + Ca(OH)2 + 2 NH3 Com estas mudanças o elemento hidrogénio fica acertado: 2 NH4Cl + CaO d CaCl2 + Ca(OH)2 + 2 NH3 Acerta-se agora o Ca, com 2 CaO: 2 NH4Cl + 2 CaO d CaCl2 + Ca(OH)2 + 2 NH3 Por fim, verifica-se que O já está acertado: 2 NH4Cl + 2 CaO d CaCl2 + Ca(OH)2 + 2 NH3
1.1 O amoníaco como matéria-prima
• 15
Actividade 2
O processo de Haber-Bosch
FIG. 10
Ainda hoje se encontram referências aos nitratos do Chile em algumas casas antigas (painel de azulejos).
A matéria-prima necessária para a produção de adubos azotados era, no século XIX, obtida a partir de depósitos naturais de nitratos de sódio (NaNO3), que existiam principalmente no Chile – os chamados «nitratos do Chile» (Fig. 10). No início do século XX tornou-se claro que esses depósitos não podiam satisfazer a necessidade crescente de compostos de azoto em todo o mundo. Obter compostos de azoto a partir do azoto atmosférico tornou-se, então, um dos principais desafios da investigação em química. O químico Fritz Haber e o engenheiro químico Carl Bosch, destacaram-se nesta «corrida», o que lhes valeu o Prémio Nobel da Química. Em 1908, Fritz Haber conseguiu produzir 100 cm3 de amoníaco por hora, desenvolvendo um dos protótipos mais famosos de síntese industrial (Fig. 11).
FIG. 11
Montagem de Haber para a produção de amoníaco.
Nos cinco anos seguintes, Carl Bosch e os seus colaboradores realizaram milhares de experiências para melhorar o modelo de produção inicial. Bosch, engenheiro que se especializou em química industrial e que trabalhava para a grande empresa alemã BASF (Badische Anilin und Soda Fabrik), preocupou-se em optimizar e dar dimensão industrial ao protótipo de Haber, tendo para isso desenvolvido processos de alta pressão. Haber e Bosch tinham um dilema: precisavam de usar temperaturas baixas (para que a reacção ocorresse no sentido da formação de amoníaco) mas, ao mesmo tempo, não podiam levar ao extremo essa sua intenção, para não comprometerem a rapidez da reacção. Os químicos daquela época julgavam que o dilema era insolúvel. Mas estavam enganados! A adição de ferro em pó e de vários óxidos ao sistema aumenta consideravelmente a rapidez da reacção, tornando assim viável uma rapidez de reacção razoável a temperaturas baixas. Os vários problemas relacionados com a temperatura e a presença de catalisadores foram examinados e resolvidos. As investigações efectuadas permitiram encontrar a temperatura, a pressão e o catalisador indicados para produzir amoníaco e em 1913 começou a laborar a primeira fábrica de produção de amoníaco baseada no processo de Haber-Bosch. A produção era de 30 toneladas por dia, um valor que hoje é modesto mas que na altura foi considerado extraordinário, quando comparado com as produções anteriores.
16 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
De início, a investigação e o desenvolvimento relativos à produção de amoníaco tinham em vista, principalmente, a obtenção de fertilizantes agrícolas. Contudo, o desencadear da Primeira Guerra Mundial (1914-1918) canalizou a produção de amoníaco para o fabrico de explosivos. A eficácia do processo de Haber-Bosch foi até um dos motivos que encorajou os responsáveis alemães a entrarem na guerra. Durante o conflito, Haber chefiou o departamento de armamento químico alemão, trabalhando aí com alguns dos mais famosos cientistas alemães da época. Ele mesmo dirigiu o primeiro ataque com cloro, um gás venenoso que era então produzido em abundância na indústria dos corantes. Mas Haber desenvolveu substâncias ainda mais mortais que o cloro, como o fosgénio e o gás mostarda. Em dois tratados anteriores à guerra, a Alemanha tinha-se comprometido a não utilizar armas químicas. Por isso não admira que mais tarde Haber tenha sido considerado um criminoso de guerra! Este exemplo mostra bem como o conhecimento científico pode servir para dois objectivos perfeitamente distintos: por um lado, melhorar a agricultura, diminuindo a fome e facilitando a vida; por outro lado, optimizar o armamento, fomentando a guerra e promovendo a morte. Cabe ao homem, autor e destinatário da ciência, escolher o melhor uso a dar ao conhecimento científico e ponderar bem essa escolha.
Questões
1. «Bombas ou Pão» poderia ser um slogan aplicado à indústria do amoníaco.
a) Explique de que forma este slogan se ajusta à indústria do amoníaco. b) A persistência de fome no mundo terá mais a ver com a indústria do armamento ou com a indústria alimentar? Explique. c) Será a utilização de explosivos sempre negativa? Dê exemplos.
2. De acordo com o texto, foi a falência de um recurso a nível mundial que resultou no desenvolvimento do processo de Haber-Bosch. a) Qual é a principal vantagem da obtenção de compostos de azoto pelo processo de Haber-Bosch? b) Encontre alguns pontos em comum entre a necessidade crescente de nitratos do Chile no início do século XX e a necessidade crescente de petróleo no início do século XXI.
3. A vida e a obra de Fritz Haber mostram que as opções dos cientistas podem ter importantes conwww.projectos.TE.pt/links
Vida e obra de Fritz Haber
sequências económicas, sociais e morais. De acordo com o texto, «Cabe ao homem, autor e destinatário da ciência, escolher o melhor uso a dar ao conhecimento científico e ponderar bem essa escolha». Organize um debate na turma com base nas seguintes questões: a) Os cientistas devem envolver-se em pesquisas científicas e tecnológicas com aplicações potencialmente perigosas? b) Devem ser os cientistas a controlar as aplicações das suas descobertas, ou será isso um assunto que diz respeito a todos os cidadãos? c) O que devem fazer os cidadãos para que as suas opiniões em relação a assuntos que envolvem a ciência sejam sensatas?
1.1 O amoníaco como matéria-prima
• 17
Áudio
1.1.3 Reacções incompletas; reacção directa e reacção inversa
A obtenção do hidrogénio, necessário ao processo de Haber-Bosch, implica, numa dada fase, que se remova o dióxido de carbono, CO2, da mistura reaccional. Para isso usa-se carbonato de potássio, K2CO3: CO2 (g) + H2O (l) + K2CO3 (s) d 2 KHCO3 (s) Contudo, o processo pode ser invertido, obtendo-se de novo carbonato de potássio: 2 KHCO3 (s) d CO2 (g) + H2O (l) + K2CO3 (s) A possibilidade de inverter a reacção é muito útil, pois o carbonato de potássio pode assim ser reciclado e usado para remover mais dióxido de carbono. Podemos chamar reacção directa à primeira e reacção inversa à segunda. A directa é aquela que considerarmos mais importante (normalmente escrita da esquerda para a direita), mas isso é uma opção arbitrária. É mais adequado dizer que são inversas uma da outra. O facto de ocorrer a reacção directa ou a inversa depende das condições impostas ao sistema químico. Neste caso a primeira reacção é favorecida se a pressão de CO2 for elevada, enquanto a segunda reacção ocorre a temperaturas da ordem de 300 ºC. Contudo, em muitas situações podem ocorrer a reacção directa e a inversa nas mesmas condições reaccionais. Já vimos que a síntese do amoníaco é traduzida pela equação química: N2 (g) + 3 H2 (g) d 2 NH3 (g) Mas, antes dos reagentes (N2 e H2) se esgotarem totalmente, o produto da reacção (NH3) entretanto formado pode decompor-se, originando N2 e H2. Ocorre então a reacção inversa da produção do amoníaco, isto é, a reacção da decomposição do amoníaco: 2 NH3 (g) d N2 (g) + 3 H2 (g) A formação do amoníaco não é, assim, uma reacção completa, o que se deve ao facto de os processos directo e inverso coexistirem no mesmo sistema. Assim, podemos ter:
• reacção completa: pelo menos um dos reagentes esgota-se ou atinge uma concentração não mensurável; • reacção incompleta ou não completa: nenhum dos reagentes se esgota no decorrer da reacção.
Animação
A reacção inversa de A + B d C é a reacção C d A + B.
Jogo
A maioria das reacções químicas são incompletas quando ocorrem em sistema fechado (sistema em que há trocas de energia com a vizinhança mas não de matéria), pois dá-se a respectiva reacção inversa nas mesmas condições reaccionais (pressão, temperatura, etc.). As reacções completas são bastante mais raras. As combustões (reacções químicas rápidas de combinação com oxigénio, acompanhadas de libertação de calor e, normalmente, de luz) são, de uma forma geral, reacções completas. Se queimarmos gasolina verifica-se que ela é toda consumida. O octano, principal componente da gasolina, reage integralmente: C8H12 (l) + 11 O2 (g) d 6 H2O (g) + 8 CO2 (g)
Sistema fechado: há trocas de energia com a vizinhança mas não de matéria.
18 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
Áudio
FIG. 12
O resultado do ensaio às emissões poluentes em automóveis dá conta das pequenas quantidades de combustível, HC, que são emitidas nos gases de escape.
Avaliação
1.1
pág. 58
Após a queima do combustível, porém, o cheiro que permanece no ar circundante evidencia que ainda resta uma minúscula quantidade de gasolina (Fig. 12). As reacções de combustão consideram-se completas, sobretudo se ocorrem em sistema aberto (sistema em que há troca de matéria com a vizinhança). Nesse caso, a libertação de produtos gasosos (água e dióxido de carbono) para a vizinhança do sistema impede a reacção inversa, que regeneraria os reagentes. Podemos ver outros exemplos de reacções directas e inversas na Actividade Laboratorial 1.1, a propósito do azoto amoniacal. Questão Resolvida 2
A.L.
FIG. 13
Fábrica de ácido nítrico. Cortesia: CUF-SGPS.
O amoníaco é usado na preparação do ácido nítrico (HNO3), que, por sua vez, é um importante intermediário químico na preparação de fertilizantes, tintas, fibras e explosivos (Fig. 13).
O processo pode ser traduzido pelo seguinte conjunto de equações químicas: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) d 4 NO (g) + 6 H2O (g) 2 NO (g) + O2 (g) d 2 NO2 (g) 3 NO2 (g) + H2O (l) d 2 HNO3 (l) + NO (g) a) Escreva a equação química da reacção inversa de cada uma das reacções apresentadas. b) Duas destas reacções podem considerar-se completas. Quais são?
RESOLUÇÃO:
a) 4 NO (g) + 6 H2O (g) d 4 NH3 (g) + 5 O2 (g); 2 HNO3 (l) + NO (g) d 3 NO2 (g) + H2O (l) 2 NO2 (g) d 2 NO (g) + O2 (g);
b) As duas primeiras são reacções de combustão e, por isso, são praticamente completas.
1.1.4 Quantidade de matéria
A quantidade de matéria, n, é também chamada quantidade de substância ou quantidade química.
Áudio
A quantidade de matéria, grandeza designada pelo símbolo n, é uma das sete grandezas fundamentais no Sistema Internacional de unidades (SI). Por vezes, é também designada por quantidade de substância ou quantidade química. A sua importância em química é enorme!
Unidade de quantidade de matéria: mole (símbolo mol).
Uma mole é a quantidade de matéria de uma amostra que contém tantas entidades (átomos, moléculas, iões, etc.) quantos os átomos que existem em 0,012 kg de carbono-12. Quantos átomos há em 0,012 kg de carbono-12? Há 6,022 × 1023 átomos, um número incrivelmente grande. Amostras de substâncias diferentes que tenham o mesmo número de entidades constituintes, sejam estas quais forem, têm a mesma quantidade de matéria.
1.1 O amoníaco como matéria-prima
• 19
Áudio
Por exemplo, o número de moléculas que existem numa mole de água (H2O) é igual ao número de moléculas que existem numa mole de hidrogénio (H2), embora a massa de uma molécula de água seja cerca de 9 vezes maior do que a massa de uma molécula de hidrogénio. Com efeito, uma mole de moléculas de água tem a massa de 18 g, enquanto uma mole de moléculas de hidrogénio tem a massa de 2 g. No entanto, ambas as amostras têm exactamente o mesmo número de entidades, que é 6,022 × 1023. Ou seja, em 18 g de água há 6,022 × 1023 moléculas de água e em 2 g do gás hidrogénio há 6,022 × 1023 moléculas de hidrogénio. A Tab. 2 mostra que a mesma quantidade de matéria (1 mole) de diferentes substâncias tem o mesmo número de entidades mas diferentes massas.
Entidade H H2 O O2 H2O Quantidade de substância 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol Número de entidades 6,022 × 1023 átomos 6,022 × 1023 moléculas 6,022 × 1023 átomos 6,022 × 1023 moléculas 6,022 × 1023 moléculas Massa molar 1,0 g mol-1 2,0 g mol-1 16,0 g mol-1 32,0 g mol-1 18,0 g mol-1
Animação
TAB. 2
Massas molares. A massa molar vai aumentando, mas a quantidade de matéria e o número de entidades mantêm-se.
Áudio
O número de entidades que existem numa mole de qualquer substância é expresso pela constante de Avogadro (símbolo NA ou L).
Constante de Avogadro, N A : número de entidades que existem numa mole.
N A = 6,022 × 10 23 mol –1
A unidade mol–1 para esta constante significa que, em cada mole, existem 6,022 × 1023 entidades. O número de entidades (N) presentes numa amostra é proporcional à quantidade de matéria (n), sendo a constante de Avogadro a constante de proporcionalidade.
Número de entidades presentes numa amostra, N:
Jogo
Avaliação
N = n × NA
Questão Resolvida 3
Para avaliar a qualidade de um fertilizante é comum determinar a percentagem em massa de macronutrientes. Um dos fertilizantes mais importantes é o nitrato de amónio, NH4NO3, devido à sua elevada percentagem de azoto. a) Calcule a massa molar do nitrato de amónio. b) Qual é a massa de azoto existente numa mole de nitrato de amónio? c) Calcule a percentagem em massa de azoto existente no NH4NO3.
RESOLUÇÃO:
a) M(NH4NO3) = 14 + 4 × 1 + 14 + 3 × 16 = 80 g/mol b) Em cada mole de nitrato de amónio (80 g) existem duas moles de azoto (2 × 14 = 28 g). c) 28 / 80 × 100 = 35%
20 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
1.1.5 Cálculos estequiométricos
Áudio
Já referimos que uma das etapas importantes na produção de amoníaco envolve a obtenção de hidrogénio. O hidrogénio (H2) é produzido a partir do gás natural ou da nafta, cujo principal componente é o metano, CH4: CH4 (g) + H2O (g) d CO (g) + 3 H2 (g)
Animação
A nível microscópico, quando uma molécula de metano e uma molécula de água reagem formam-se uma molécula de monóxido de carbono e três moléculas de hidrogénio. Mas podemos agora ler esta equação química indicando o número de moles de cada espécie: «Uma mole de moléculas de metano e uma mole de moléculas de água, ao reagirem, originam uma mole de moléculas de monóxido de carbono e três moles de moléculas de hidrogénio, todas no estado gasoso». O número de moles de cada espécie é, pela ordem indicada, 1, 1, 1, 3. Os números são os coeficientes estequiométricos e indicam a proporção com que as espécies químicas reagem e se formam. Estes coeficientes permitem definir a estequiometria da reacção:
A estequiometria da reacção dá a proporção de cada espécie numa reacção química.
Na reacção aA+bBd cC a, b e c são os coeficientes estequiométricos.
Com base nos coeficientes estequiométricos podemos dizer, por exemplo, que:
•
Se reagirem 2 mol de metano e 2 mol de água formam-se 2 mol de monóxido de carbono e 6 mol de hidrogénio gasoso.
Podemos também fazer a leitura em massa: • Se reagirem 16 g de metano (1 mol), consomem-se 18 g de água (1 mol) e produzem-se 28 g de monóxido de carbono (1 mol) e 6 g de hidrogénio (3 mol). • Se reagirem 48 g de metano (3 mol), consomem-se 54 g de água (3 mol) e produzem-se 84 g de monóxido de carbono (3 mol) e 18 g de hidrogénio (9 mol). Com efeito, dado que o número de moles de metano é nCH4 = mCH4 / MCH4 = 48 / 16 = 3 mol vem: mH2O = nH2O × MH2O = 3 × 18 = 54 g mCO = nCO × MCO = 3 × 28 = 84 g mH2 = nH2 × MH2 = 3 × nCH4 × MH2 = 9 × 2 = 18 g Também podemos ler a equação química usando o volume dos gases, nas condições PTN: • A formação de 67,2 dm3 (3 mol) de hidrogénio consegue-se à custa de 22,4 dm3 (1 mol) de metano. Com efeito, nH2 = VH2 / Vm = 67,2 / 22,4 = 3 mol Note que o volume molar 22,4 dm3, em condições de pressão e temperatura normal, só pode ser usado para substâncias gasosas.
O volume molar 22,4 dm3 diz respeito apenas a substâncias gasosas, em condições PTN.
1.1 O amoníaco como matéria-prima
• 21
Áudio
Por fim, podemos relacionar todas as grandezas anteriores (quantidade de matéria, massa ou volume): • 16 g de metano (1 mol) podem originar, se houver água suficiente, 22,4 dm3 de monóxido de carbono e 3 mol de hidrogénio. As relações estabelecidas com base nas equações químicas (em quantidade de matéria, em massa ou em volume de gases) permitem realizar os chamados cálculos estequiométricos. Por exemplo, se considerarmos a reacção química de síntese do amoníaco podemos tirar a informação expressa na Tab. 3:
O sinal J indica a relação estequiométrica.
N2 (g)
Nível molecular Entidades químicas, N Quantidade de matéria Massa Volume de gases (PTN) Leitura cruzada 1 molécula 6,022 × 1023 moléculas 1 mol 28 g 22,4 dm3 28 g
+
3 H2 (g)
3 moléculas 18,066 × 1023 moléculas
J
2 NH3 (g)
2 moléculas 12,044 × 1023 moléculas 2 mol
TAB. 3
Estequiometria da reacção de síntese do amoníaco. Recorde-se que NA = 6,022 × 1023 mol–1 e que M(N2) = 28 g/mol, M(H2) = 2 g/mol e M(NH3) = 17 g/mol.
reage(m) com
3 mol originando 6g 67,2 dm3 3 mol
34 g 44,8 dm3 44,8 dm3
Avaliação
Questão Resolvida 4
O nitrato de potássio (KNO3) é amplamente utilizado como fertilizante. Este sal é produzido através da seguinte reacção: 4 KCl (s) + 4 HNO3 (l) + O2 (g) d 4 KNO3 (s) + 2 Cl2 (g) + 2 H2O (l) Considere esta reacção completa. a) Qual é a quantidade, n, de oxigénio necessária para obter uma mole de fertilizante? b) Qual é o volume de cloro, Cl2, que se pode obter a partir de 200 dm3 de oxigénio? c) Qual é a massa de ácido nítrico, HNO3, necessária para produzir um saco com 50 kg de fertilizante? d) Que massa de cloreto de potássio é necessária para reagir com 750 dm3 de oxigénio?
RESOLUÇÃO:
a) Através da equação química verifica-se que por cada mole de oxigénio que reage se formam 4 mol de fertilizante: 1 mol O2 J 4 mol KNO3 (o sinal J indica a relação estequiométrica). Então há que escrever a proporção: 1 mol O2 x —————— = —————— ⇔ x = 0,25 mol O2 4 mol KNO3 1 mol KNO3 Em alternativa podemos usar uma regra de três simples: 1 mol O2 K 4 mol KNO3 ⇔ x = 0,25 mol O2 x K 1 mol KNO3 b) Pela equação química verifica-se que 1 mol O2 J 2 mol Cl2. Como uma mole de gás nas condições PTN ocupa 22,4 dm3, então vem 22,4 dm3 O2 J 44,8 dm3 Cl2.
22 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
Podemos escrever a proporção:
3 22,4 dm3 O2 = 200 dm O2 ⇔ x = 400 dm3 Cl2 44,8 dm3 Cl2 x
c) Pela equação química sabemos que: 4 mol HNO3 J 4 mol KNO3, ou seja, 1 mol HNO3 J 1 mol KNO3. A leitura em massa desta proporção é 63 g HNO3 J 101 g KNO3, uma vez que M(HNO3) = 63 g/mol e M(KNO3) = 101 g/mol. Então: 63 g HNO3 x —————— = —————— ⇔ x = 31 kg HNO3 50 kg KNO3 101 g KNO3 Note-se que a proporção pode ser estabelecida com unidades diferentes, desde que sejam da mesma grandeza (neste caso massa): 63 g HNO3 J 101 g KNO3 implica que 63 kg HNO3 J 101 kg KNO3 ou que 63 toneladas HNO3 J 101 toneladas KNO3. d) Vemos que 4 mol KCl J 1 mol O2 . Sabendo que M(KCl) = 74,5 g/mol, então podemos escrever: 4 × 74,5 g KCl J 22,4 dm3 O2, isto é, 298 g KCl J 22,4 dm3 O2. A proporção é: x 298 g KCI = ⇔ x = 9978 g = 9,98 kg KCI 22,4 dm3 O2 750 dm3 O2
1.1.6 Rendimento de uma reacção química
Já vimos que a reacção de síntese do amoníaco N2 (g) + 3 H2 (g) d 2 NH3 (g)
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não é completa (porque ocorre também a sua inversa), o que determina a quantidade de produtos que são obtidos. Existem ainda outros factores que influenciam a quantidade de produto que é realmente obtida. Para apurar a maior ou menor conversão de reagentes em produtos podemos usar a noção de rendimento da reacção.
Podemos definir rendimento de uma reacção como: Quantidade de matéria de produtos da reacção obtidos na realidade η = ———————————————————————————————— Quantidade de matéria de produtos da reacção prevista pela equação química
O valor máximo do rendimento é 1 (100%).
O valor máximo de rendimento da reacção é 1 (ou 100%, expresso em percentagem). O rendimento da reacção de síntese do amoníaco, a 500 ºC e a 150 atm, é apenas de 0,14 (14%). Em vez de 100 moles de amoníaco (obtidos se a reacção fosse completa e reagissem 50 moles de N2 com 150 moles de H2) só se obtêm 14 moles! Quando a reacção é incompleta, o rendimento é inferior a um (100%). Em vez de quantidade de matéria podemos também usar a massa ou o volume de gases em condições PTN.
mreal nreal Vreal η = = = mprevista nprevisto Vprevisto
O rendimento pode calcular-se com base em: • quantidade de matéria; • massa; • volume de gases.
O facto de haver reacções incompletas é importante para estabelecer a eficiência na produção industrial, mas existem outros factores que condicionam o rendimento global da produção, nomeadamente a existência de reacções secundárias, a dificuldade de extracção/separação dos produtos a partir do meio reaccional, o grau de pureza das matérias-primas utilizadas ou a rapidez da reacção (se a reacção for lenta o rendimento industrial é mais baixo).
1.1 O amoníaco como matéria-prima
• 23
Áudio
Vejamos o caso da produção do amoníaco. Utiliza-se o azoto (N2) do ar, mas o oxigénio (O2) que também está presente deve ser previamente eliminado. Para o efeito usa-se metano, CH4 (do gás natural ou da nafta), segundo a reacção descrita por: 2 CH4 (g) + O2 (g) + N2 (g) d 2 CO (g) + 4 H2 (g) + N2 (g) Esta reacção é muito útil porque elimina o oxigénio do ar e permite obter hidrogénio, necessário à síntese do amoníaco. O monóxido de carbono será posteriormente removido. Ao azoto nada sucede no decorrer da reacção: é uma espécie espectadora. Neste caso o rendimento não é 1 (100%) devido à existência de reacções secundárias: reacções que envolvem os mesmos reagentes mas originam produtos diferentes. Em particular, pode ocorrer a reacção traduzida por: CH4 (g) + 2 O2 (g) + N2 (g) d CO2 (g) + 2 H2O (g) + N2 (g) Assim, apesar dos reagentes (CH4 e O2) se consumirem por completo, não são integralmente convertidos nos produtos desejados, CO e H2. Questão Resolvida 5
O princípio activo da Aspirina é o ácido acetilsalicílico, C9H8O4. O ácido acetilsalicílico é analgésico (combate a dor) e antipirético (diminui a febre). A produção deste medicamento faz-se por reacção entre o ácido salicílico, C7H6O3, e o anidrido acético, C4H6O3:
C7H6O3 + C4H6O3 d C9H8O4 + C2H4O2
Porém, quando as condições reaccionais não são favoráveis, pode ocorrer a reacção secundária:
C7H6O3 + 2 C4H6O3 d C11H10O5 + 2 C2H4O2
Normalmente as condições são ajustadas para que o rendimento da produção de ácido acetilsalicílico seja próximo de 100%. a) Qual é a fórmula química do produto indesejado que se obtém? b) Se o rendimento for 97%, que massa de ácido acetilsalicílico se pode produzir a partir de 10,0 g de ácido salicílico? c) Para o mesmo rendimento (97%), qual é a massa de ácido salicílico necessária para produzir um comprimido de aspirina (os comprimidos mais comuns têm 500 mg de ácido acetilsalicílico)?
RESOLUÇÃO:
a) O produto indesejado é C11H10O5. b) De acordo com a primeira equação química, 1 mol C7H6O3 J 1 mol C9H8O4. Como M(C7H6O3) = 138 g/mol e M(C9H8O4) = 180 g/mol, então 138 g C7H6O3 J 180 g C9H8O4. Para calcular a massa do ácido acetilsalicílico usa-se: 10,0 g C7H6O3 138 g C7H6O3 = ⇔ x = 13,0 g C9H8O4 x 180 g C9H8O4 Mas como o rendimento é 97%, apenas uma fracção (0,97) desta massa é obtida na realidade: 0,97 × 13,0 = 12,6 g de C9H8O4. c) Os 500 mg são a massa real, que corresponde a 0,97 (97%) da massa prevista. Então: 500 mreal η = ⇔ 0,97 = ⇔ x = 515 mg = 0,515 g C9H8O4 mprevista x Já vimos que 138 g C7H6O3 J 180 g C9H8O4. Então, para obter 0,515 g de ácido acetilsalicílico: 138 g C7H6O3 180 g C9H8O4 x = ⇔ x = 0,395 g C7H6O3 0,515 g C9H8O4
24 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
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A presença de impurezas na matéria-prima é um factor importante a ter em conta. Já vimos que o ar, usado como fonte de azoto na produção de amoníaco, contém oxigénio, que é indesejável para este processo industrial. O oxigénio é, nesse caso, uma impureza. A indústria do amoníaco poderia usar azoto muito mais puro, obtido por destilação do ar, mas esse seria muito mais caro! Tal azoto, altamente purificado, é utilizado, por exemplo, na indústria alimentar ou na indústria farmacêutica, onde o grau de pureza é muito importante. O grau de pureza de uma substância pode ser calculado da seguinte forma:
massa de substância Grau de pureza (em %) = —————————— × 100 massa de amostra
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onde:
massa da amostra = massa de substância + massa de impurezas
Por exemplo, se partirmos de 100 kg de uma matéria-prima cujo grau de pureza seja 82%, isso significa que só 82 kg são de substância com interesse para a reacção e os restantes 18 kg são impurezas. E se tivermos, digamos, 272 kg de matéria-prima? Podemos calcular a massa de impurezas presentes na amostra da seguinte forma: 0,18 × 272 = 49 kg
z % de impurezas (100% – 82% = 18%) x g massa de massa de impurezas matéria-prima
A massa de substância disponível para reagir será: 272 – 49 = 223 kg
z massa de matéria-prima g massa de inpurezas x massa de reagente
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Jogo
Avaliação
A Natureza oferece muitas misturas das quais só estamos interessados num único componente. A produção industrial tem o rendimento condicionado pelo grau de pureza desse componente na mistura. O controlo das impurezas é determinante nas indústrias metalúrgica, farmacêutica, química fina, entre outras. Questão Resolvida 6 Por exemplo, se partirmos de 100 kg de uma matéria-prima cujo grau de pureza seja 82%, isso significa que só 82 kg são de substância com interesse para a reacção Uma indústria metalúrgica importante é a da extracção do ferro. O processo prine os restantes a reacção entre o óxido de ferro (III), Fe O , e o carbono, C. O pri18 kg são impurezas. cipal envolve
2 3
FIG. 14
Hematite (minério de ferro).
meiro é tivermos,hematite (minériokg de matéria-prima? Podemos calcular E se obtido da digamos, 272 de ferro, Fig. 14) e o segundo do carvão.
a massa de impurezas presentes na amostra da seguinte forma: A equação química em causa é:
2 Fe2O3 (s) + 3 C (s) d 4 Fe (s) + 3 CO2 (g) Tanto a hematite como o carvão são misturas de substâncias. A massa inicial da matéria-prima não corresponde à massa do reagente na reacção. a) Numa fábrica metalúrgica obtém-se ferro com um grau de pureza de 94,0% em massa. Além daquele elemento estão presentes carbono, silício, manganês. Qual é a quantidade de impurezas existente numa barra de metal com 260 kg? b) Que massa de ferro se pode obter a partir de 20 toneladas de hematite com 73% de óxido de ferro?
1.1 O amoníaco como matéria-prima
• 25
RESOLUÇÃO:
a) Nos 260 kg da barra de metal há uma fracção de 94% de ferro e 6% de impurezas. Então: 0,06 × 260 = 15,6 kg de impurezas. b) Nas 20 toneladas de hematite há uma fracção de 73% (0,73) que corresponde a óxido de ferro. Então: 0,73 × 20 = 14,6 toneladas de Fe2O3 (as restantes 5,4 toneladas são impurezas). Pela equação química vemos que 2 mol Fe2O3 J 4 mol Fe. A leitura em massa desta proporção é 2 × 159,6 g Fe2O3 J 4 × 55,8 g Fe, uma vez que M(Fe) = 55,8 g/mol e M(Fe2O3) = 159,6 g/mol. Então: 2 × 159,6 g Fe2O3 14,6 t Fe2O = 3 ⇔ x = 10,2 t Fe2O3 4 × 55,8 g Fe x
1.1.7 Reagente limitante e reagente em excesso
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A equação química 3 H2 (g) + N2 (g) d 2 NH3 (g) indica que se formam duas moles de amoníaco por reacção completa de uma mole de azoto e três de hidrogénio. Imagine-se agora a mistura de 1,5 mol de H2 e 1 mol de N2. Como só existe 1,5 mol de H2, só reage 0,5 mol de N2, sobrando a outra meia mole de N2. O hidrogénio, nessa circunstância, condiciona a produção de amoníaco e diz-se reagente limitante. O azoto, por seu turno, é o reagente em excesso: a sua quantidade é superior à prevista pela estequiometria da reacção (Fig. 15).
Reagente limitante: aquele que se esgota, se a reacção for completa. Reagente em excesso: o que sobra no final da reacção.
+
FIG. 15
O reagente limitante ( ) esgota-se completamente; o reagente em excesso ( ) fica a sobrar no final da reacção.
pág. 64
A.L.
A utilização de reagentes em excesso justifica-se, por exemplo, quando há diferença significativa de custos entre os vários reagentes. Na produção de amoníaco acontece isso mesmo: o azoto, como é mais barato, é usado em excesso, no sentido de esgotar ao máximo o hidrogénio (reagente mais caro) para obter amoníaco. Na Actividade Laboratorial 1.2 aprofundaremos estas ideias, a propósito da síntese do sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado, em que usaremos o amoníaco como reagente em excesso. Questão Resolvida 7
Na indústria do ácido sulfúrico, o oxigénio, retirado directamente do ar, é usado em excesso para obter trióxido de enxofre, a partir de dióxido de enxofre (extraído da pirite), segundo: 2 SO2 (g) + O2 (g) d 2 SO3 (g) a) Uma amostra de ar com 1,60 g de oxigénio é colocada num vaso reaccional com 3,84 g de dióxido de enxofre para produzir trióxido de enxofre. Qual é o reagente em excesso e qual é o reagente limitante? b) Qual a massa máxima de trióxido de enxofre que se poderia obter nestas circunstâncias?
Animação
Jogo
1.2
Avaliação
RESOLUÇÃO:
a) A estequiometria da reacção revela que são necessárias duas moles de SO2 por cada mole de O2: 2 mol SO2 J 1 mol O2. No presente caso, há 1,60 g / 32 g mol–1 = 0,0500 mol de O2 e 3,84 g / 64 g mol–1 = = 0,0600 mol de SO2. Para consumir 0,0500 mol de O2, seriam necessárias 2 × 0,0500 = 0,100 mol de SO2. Como há menos, o SO2 é o reagente limitante e o O2 é o reagente em excesso (apesar de existir no vaso reaccional maior massa e maior quantidade de matéria de SO2). b) O cálculo deve partir do reagente limitante. Já vimos que existem 0,0600 mol de SO2. De acordo com a reacção sabemos que 2 mol SO2 J 2 mol SO3. Então 0,0600 mol SO2 J 0,0600 mol SO3. Como M(SO3) = 80 g/mol, a massa de SO3 é 0,0600 mol × 80 g/mol = 4,80 g.
26 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
1.2 Amoníaco, saúde e ambiente
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O amoníaco é comercializado puro ou em soluções aquosas concentradas.
Como o amoníaco é um gás à pressão e temperatura normal, é liquefeito para ser armazenado e transportado em botijas ou outros depósitos (Fig. 16). Pode também ser dissolvido em água, para se obter soluções aquosas concentradas.
FIG. 16
Tanque para armazenamento de amoníaco liquefeito.
Apesar da sua grande utilidade como matéria-prima, o amoníaco liquefeito é bastante perigoso. Isto deve-se não só às suas propriedades químicas, mas também à pressão elevada a que se encontra. É, por isso, imprescindível tomar várias precauções durante a produção, transporte, armazenamento e utilização desta substância.
Áudio
O amoníaco liquefeito é inflamável e as suas misturas com o ar podem ser explosivas. Provoca queimaduras graves, principalmente nos olhos e na pele. Por outro lado, a evaporação rápida do líquido pode provocar ulcerações pelo frio. É tóxico por inalação e, quando inspirado em concentrações elevadas, pode provocar edema pulmonar (acumulação excessiva de líquido nos alvéolos pulmonares). Em caso de derrame ou fuga é necessário utilizar vestuário apropriado e equipamento de protecção das vias respiratórias (Fig. 17).
FIG. 17
Informação de segurança relativa ao amoníaco liquefeito (A). Símbolos de segurança usados no transporte de amoníaco liquefeito (B).
A
T N
B
R R R R
10 Inflamável. 23 Tóxico por inalação. 34 Provoca queimaduras. 50 Muito tóxico para os organismos aquáticos.
S 9 Manter o recipiente num local bem ventilado. S 16 Conservar longe de fontes de ignição – não fumar. S 26 Em caso de contacto com os olhos, lavar imediata e abundantemente com água e chamar um médico. S 36/37/39 Usar vestuário de protecção adequado, luvas apropriadas e equipamento de protecção de olhos e cara. S 45 Em caso de acidente ou indisposição, chamar imediatamente um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto). S 61 Evitar a libertação para o meio ambiente. Ter em atenção as informações específicas da ficha de segurança.
1.1 1.2 Amoníaco, saúde e ambiente O amoníaco como matéria-prima
• 27
Áudio
Dependendo do tempo de exposição e da concentração na atmosfera, os efeitos podem ser graves ou muito graves. Exposições a altas concentrações de amoníaco, a partir de 2500 ppm em volume, durante 30 minutos, podem ser fatais. Quando o amoníaco se liberta para a atmosfera, além dos perigos imediatos que existem na zona próxima, formam-se vários poluentes atmosféricos. Pode formar-se nitrato de amónio e sulfato de amónio, que são das matérias particuladas mais corrosivas na atmosfera.
Áudio
As matérias particuladas são classificadas de acordo com o diâmetro das suas partículas em suspensão: • PM10, quando o diâmetro é inferior a 10 µm; • PM2,5, quando o diâmetro é inferior a 2,5 µm.
O amoníaco forma ainda óxidos de azoto ao reagir com o oxigénio do ar. A reacção pode ser descrita por: 4 NH3 (g) + 7 O2 (g) d 4 NO2 (g) + 6 H2O (g)
Áudio
Jogo
As soluções aquosas concentradas de amoníaco provocam queimaduras, pelo que a sua manipulação obriga à utilização de vestuário, luvas e equipamento adequado para proteger os olhos e a cara. Mesmo soluções com uma concentração 1 mol dm–3 podem ser irritantes para os olhos e a pele. Estas soluções libertam vapores de amoníaco, pelo que também são irritantes para as vias respiratórias. Por isso, é necessária uma ventilação adequada no local de trabalho (Fig. 18).
Avaliação
A
B
FIG. 18
Amoníaco em solução aquosa (A). Informação de segurança para soluções com 25 a 33% (m/m) de amoníaco (B).
C
N
R 34 Provoca queimaduras. R 50 Muito tóxico para os organismos aquáticos. S 26 Em caso de contacto com os olhos, lavar imediata e abundantemente com água e chamar um médico. S 36/37/39 Usar vestuário de protecção adequado, luvas apropriadas e equipamento de protecção de olhos e cara. S 45 Em caso de acidente ou indisposição, chamar imediatamente um médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto). S 61 Evitar a libertação para o meio ambiente. Ter em atenção as informações específicas da ficha de segurança.
As soluções concentradas de amoníaco são muito tóxicas para os organismos aquáticos, pelo que se deve prevenir qualquer libertação para o ambiente. As soluções contendo amoníaco não deverão ser vertidas para o esgoto.
28 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
Actividade 3
Incompatibilidade química
As soluções aquosas de amoníaco são menos perigosas que o amoníaco liquefeito, mas as mais concentradas, com 25 a 33% de amoníaco, têm um grau de perigosidade considerável. Além dos perigos directos existem ainda incompatibilidades químicas. Dois produtos químicos são incompatíveis quando a sua mistura puder provocar situações de perigo: explosão, incêndio ou libertação de substâncias perigosas. Os produtos de limpeza amoniacais contêm detergente e amoníaco em baixa concentração, mui+ tas vezes sob a forma de ião amónio, NH4 . Quando se misturam produtos de limpeza fortemente alcalinos com produtos amoniacais ocorre a reacção: NH4 (aq) + OH– (aq) d NH3 (g) + H2O (l) Também não se devem misturar produtos amoniacais com lixívia, pois esta contém o ião hipoclorito (ClO–) e a mistura pode gerar cloraminas (por exemplo NH2Cl) muito tóxicas e perigosas:
+
FIG. 19
Excerto de rótulo de lixívia (A) e de rótulo de um detergente amoniacal (B).
A
NH3 (aq) + ClO– (aq) d OH– (aq) + NH2Cl (aq)
B
Uma outra situação de incompatibilidade química diz respeito ao uso de lixívia em conjunto com produtos de limpeza contendo ácidos, que pode resultar na reacção representada por: 2 ClO– (aq) + 4 H+ (aq) d Cl2 (g) + 2 H2O (l)
Questões
1. A partir das páginas 26 e 27, faça um resumo dos perigos do amoníaco puro e em soluções concentradas.
2. Qual é o perigo associado à primeira reacção química aqui apresentada? E à última? 3. Analise os rótulos da Fig. 19. Transcreva as informações que indicam tratar-se de dois produtos
de limpeza incompatíveis.
4. As indicações de risco e segurança relativas às soluções aquosas concentradas de amoníaco
parecem subestimar um perigo importante, que resulta do facto de estas soluções libertarem amoníaco gasoso. Na verdade, tais soluções apresentam perigos imediatos para os olhos e vias respiratórias. Sugira frases de risco e de segurança que completem convenientemente as informações de segurança respeitantes a soluções concentradas de amoníaco (25-33%).
5. Os produtos comerciais fortemente alcalinos contêm hidróxido de sódio (soda cáustica), NaOH,
hidróxido de potássio (potassa cáustica), KOH, ou hipoclorito de sódio, NaClO, não podendo ser misturados com detergentes amoniacais. Numa ida ao supermercado verifique, consultando os rótulos, quais dos seguintes produtos são incompatíveis com detergentes amoniacais: A. limpa-fornos; B. limpa-metais; C. limpa-vidros; D. detergente da loiça; E. limpa-sanitários; F. desentupidores químicos.
1.3 Síntese do amoníaco e balanço energético
• 29
1.3 Síntese do amoníaco e balanço energético
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Em muitas reacções químicas o principal objectivo não é obter os produtos da reacção mas aproveitar a energia envolvida na transformação. As combustões são um bom exemplo: quando se acende uma lareira é para obter energia, não interessando o dióxido de carbono e a água que se produzem durante a queima da lenha. Importa, contudo, recordar que a emissão de dióxido de carbono pode ter consequências importantes a nível ambiental, como se estudou no 10.o ano. Também nas centrais termoeléctricas há reacções de combustão para aquecer água até formar vapor a alta pressão, o qual faz mover as turbinas que produzem electricidade (Fig. 20). Há outras reacções químicas que, pelo contrário, causam arrefecimento, como as de alguns sacos térmicos usados para tratar lesões desportivas.
FIG. 20
Central termoeléctrica.
1.3.1 Reacções químicas endotérmicas e exotérmicas
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Sistema isolado: não há trocas de energia nem de matéria com a vizinhança.
Nos sistemas isolados não ocorre transferência de energia entre o sistema e a sua vizinhança, isto é, a energia interna mantém-se constante. Podemos, nesse caso, classificar as reacções químicas de acordo com a alteração de temperatura do sistema (Tab. 4).
Em sistemas isolados Reacção exotérmica A temperatura do sistema aumenta. A energia cinética interna aumenta; a energia potencial associada às ligações diminui. Reacção endotérmica A temperatura do sistema diminui. A energia cinética interna diminui; a energia potencial associada às ligações aumenta.
TAB. 4
Classificação das reacções químicas de acordo com a alteração de temperatura.
Áudio
Numa reacção exotérmica a temperatura do sistema aumenta, isto é, a energia cinética interna aumenta. Esse aumento faz-se à custa da diminuição da energia potencial interna (Fig. 21 A), isto é, da energia associada às ligações entre os átomos. Numa reacção endotérmica, pelo contrário, a temperatura do sistema diminui, isto é, a energia cinética interna diminui, o que se faz à custa do aumento da energia potencial interna (Fig. 21 B).
FIG. 21
Reacção exotérmica em sistema isolado (A): a energia potencial dos produtos (P) é inferior à energia potencial dos reagentes (R). Reacção endotérmica em sistema isolado (B): a energia potencial dos produtos (P) é superior à energia potencial dos reagentes (R). Em qualquer dos casos a energia interna mantém-se constante.
A
Reacção exotérmica Ep
interna
B
Reacção endotérmica Einterna Ep
interna
Ec
interna
Ec
interna
Einterna
R
P R P
P
R R P
P
R
R
P
30 •
Química e indústria: equilíbrios e desequilíbrios
Áudio
Sistema não isolado: pode trocar energia com a vizinhança. O balanço energético obedece à Primeira Lei da Termodinâmica.
A maioria dos sistemas são não isolados. Nesse caso pode haver troca de energia com a vizinhança por calor, trabalho ou radiação, o que faz variar a energia interna do sistema. O balanço energético é descrito pela Primeira Lei da Termodinâmica (Lei da Conservação da Energia). Vamos analisar o caso mais comum em que o sistema troca energia com a sua vizinhança apenas por calor. Se a reacção for exotérmica, o sistema cede energia por calor, aumentando a temperatura da vizinhança. É o que acontece quando uma reacção exotérmica ocorre num copo de vidro ou vaso metálico: as paredes do recipiente e o ar em volta aquecem. Pelo contrário, se a reacção for endotérmica, o sistema receberá energia como calor, diminuindo a temperatura da vizinhança (Tab. 5).
Em sistemas não isolados Reacção exotérmica Há transferência de energia do sistema para a vizinhança. A energia libertada na formação das ligações dos produtos é superior à energia absorvida na quebra de ligações dos reagentes. Reacção endotérmica Há transferência de energia da vizinhança para o sistema. A energia libertada na formação das ligações dos produtos é inferior à energia absorvida na quebra de ligações dos reagentes.
TAB. 5
Classificação das reacções químicas de acordo com a transferência de energia ente o sistema e a vizinhança.
Animação
Numa reacção química há ruptura de ligações e, simultaneamente, formação de novas ligações.
Lembremos que os prefixos «exo» e «endo» significam, respectivamente, «para fora» e «para dentro», o que explica as designações reacções exotérmicas e reacções endotérmicas. No primeiro caso, transfere-se energia sob a forma de calor para fora do sistema (exo + térmica = calor para fora) e, no segundo caso, transfere-se energia sob a forma de calor para dentro do sistema (endo + térmica = calor para dentro). Quando uma reacção química ocorre há ruptura das ligações, nos reagentes, e, simultaneamente, formação de novas ligações, nos produtos. Sabemos, do 10.o ano, que:
• na ruptura de ligações há sempre absorção de energia; • na formação de ligações há sempre libertação de energia.
Nas reacções exotérmicas, a energia necessária para quebrar as ligações dos reagentes (soma de todas as energias de dissociação) é menor do que a energia libertada na formação dos produtos (soma de todas as energias de ligação). Nas reacções endotérmicas, pelo contrário, a energia que é requerida para quebrar as ligações dos reagentes é maior do que a energia libertada na formação dos produtos. É o balanço energético destes dois processos (ruptura de ligações dos reagentes e formação de novas ligações nos produtos) que determina se a reacção é exotérmica ou endotérmica (Fig. 22).
FIG. 22
Esquemas evidenciando os processos de ruptura de ligações e formação de novas ligações em reacções exotérmicas (A) e endotérmicas (B).
A
Ep
interna
Reacção exotérmica: IZI > IXI
B
Ep
interna
Reacção endotérmica: IYI < IXI
X R
Quebra de ligações
X Z
Formação de ligações
Quebra de ligações
Formação de ligações
Y
P
R
P
Moléculas mais estáveis em P do que em R
Moléculas menos estáveis em P do que em R