Equilíbrios e desequilíbrios
QUÍMICA E INDÚSTRIA
A INDÚSTRIA DO AMONÍACO
O objetivo é fabricar um produto a preço tão
baixo quanto possível mas respeitando as
imposições de segurança e de proteção
ambiental.
É necessário avaliar os benefícios/prejuízos de
modo a tomar as decisões mais acertadas.
O Conceito de química verde foi introduzido há
cerca de 2 décadas.
Apostou-se na prevenção de acidentes, no
aperfeiçoamento dos processos de fabrico e na
redução de emissões de poluentes para a
atmosfera.
A INDÚSTRIA DO AMONÍACO
O amoníaco é a matéria-prima para o
fabrico de ácido nítrico, sais de amónio e
ureia, utilizados na preparação de adubos
azotados e de muitas outras substâncias,
como o nylon, o poliuretano, polímeros
acrílicos, explosivos, corantes e muitos
outros produtos da vida moderna.
APLICAÇÕES DO AMONÍACO
O uso de amoníaco como fertilizante ou como
matéria-prima para fertilizantes prende-se com a
importância do elemento azoto para a vida vegetal.
APLICAÇÕES DO AMONÍACO
O AMONÍACO
Uma molécula de amoníaco é formada por
um átomo de azoto (nitrogénio) rodeada por
três átomos de hidrogénio. O par de eletrões
não ligantes no átomo de azoto conduz à
geometria piramidal trigonal.
O AMONÍACO
Encontra-se no estado gasoso à temperatura
ambiente e à pressão normal.
À pressão normal, tem ponto de ebulição - 33ºC
e ponto de fusão - 78º C.
É um gás tóxico, incolor e inflamável,
apresentando um cheiro característico
picante e intenso. É altamente solúvel em
água.
O AMONÍACO
As suas soluções são fortemente
corrosivas, sendo especialmente
perigosas se entrarem em contacto com a
pele, os olhos e as vias respiratórias.
Os reagentes usados pelas fábricas de
amoníaco para a síntese industrial do
amoníaco são as substâncias elementares
Hidrogénio (H2) e azoto (N2); mas como se
obtêm?
A INDÚSTRIA DO AMONÍACO
As três matérias primas utilizadas na síntese do
amoníaco são: Gás natural, vapor de água e o ar.
A INDÚSTRIA DO AMONÍACO
A reação de síntese do não é completa; o azoto e o
hidrogénio que não reagiram são novamente introduzidos
no conversor através de uma bomba de reciclagem.
Como se obtém o Hidrogénio necessário
à SINTESE DO AMONÍACO?
As fábricas de amoníaco usam atualmente nafta
ou gás natural (constituído essencialmente por
CH4)para a obtenção do hidrogénio.
CH4 (g) + H2O (g)  CO (g) + 3 H2 (g)
Também a eletrólise da água permite obter
hidrogénio (método usado na 1ª fábrica em
Portugal).
2 H2O (l)  2 H2 (g) + O2 (g)
Como se obtém o Hidrogénio necessário
à SINTESE DO AMONÍACO?
O Hidrogénio, que não existe livre, tem
de ser preparado.
O processo mais antigo de síntese
industrial é a gaseificação do carvão.
C (s) + H2O (g)  CO (g) + H2 (g)
O HIDROGÉNIO
As células de combustível têm-se revelado
uma fonte de energia muito promissora para
mover veículos. A empresa coreana Hyunday
Motor Company anunciou
para 2005 o
lançamento do primeiro «carro limpo», movido
a hidrogénio.
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g)
O hidrogénio é o combustível do futuro, pois
não produz qualquer poluição quando arde
(dá simplesmente água), nem contribui para o
aquecimento global do planeta (efeito de
estufa).
O PROCESSO DE HABER-BOSCH
O azoto, reagente necessário
para a produção do amoníaco,
era obtido no século XIX a
partir dos depósitos naturais
de nitratos de sódio (NaNO3),
que existiam principalmente no
Chile (os chamados «nitratos
do Chile»).
Em finais do século XIX ficou
claro que esses depósitos não
podiam satisfazer a crescente
necessidade de compostos de
azoto em todo o mundo.
COMPOSIÇÃO DO AR
O azoto é
extraído
diretamente
do ar, onde
ele é muito
abundante.
O PROCESSO DE HABER-BOSCH
Obter compostos
de azoto a partir
do azoto
atmosférico
tornou-se, então,
um dos principais
desafios da
investigação em
química.
Fritz Haber (1868-1934)
Carl Bosch (1874-1940
Foram o químico Fritz Haber e o
engenheiro químico Carl Bosch, ambos de
nacionalidade alemã, que se destacaram
nesta «corrida» no início do séc. XX.
O PROCESSO DE HABER-BOSCH
Durante anos
estudaram as
melhores
condições de
temperatura e
pressão para a
reação de síntese
do amoníaco.
Fritz Haber (1868-1934)
Carl Bosch (1874-1940
A solução para a eficiência industrial
deste processo de produção acabaria
por envolver o uso de catalisadores.
O PROCESSO DE HABER-BOSCH
Montagem de Haber para a
produção de amoníaco.
A SÍNTESE DO AMONÍACO
A síntese do amoníaco é uma
reação incompleta.
NATUREZA DAS REACÇÕES QUÍMICAS
REACÇÕES QUÍMICAS
DECOMPOSIÇÃO
ELéctrolise
Fotólise
Hidrólise
Pirólise
SÍNTESE
Total
Parcial
SÍNTESE TOTAL
A síntese é total quando todos
reagentes são substâncias elementares.
Exemplo:
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g)
os
SÍNTESE PARCIAL
A síntese é parcial quando os reagentes
são substâncias elementares e compostas,
ou só compostas.
Exemplos :
PCl3 (g) + Cl2 (g)  PCl5 (g)
CaO (g) + H2O (l)  Ca(HO)2 (g)
REACÇÕES QUÍMICAS
Completas
Pelo menos um dos reagentes esgota-se ou
atinge uma concentração não mensurável.
Incompletas
Nenhum dos reagentes se esgota
no decorrer da reação
A maioria das reações químicas são incompletas quando ocorrem em
sistema fechado (sistema em que há trocas de energia com a vizinhança
mas não há trocas de matéria).
SENTIDO DE PROGRESSÃO
REAÇÃO DIRETA E INVERSA
A obtenção de hidrogénio necessária ao processo de
Haber-Bosch implica, numa dada fase que se remova o
CO2 da mistura reacional. A adição de K2CO3 tem essa
função. CO (g) + H O (l) + K CO (s)  2 KHCO (s)
2
2
2
3
3
R. DIRETA - ocorre se a pressão de CO2 for elevada
O processo pode no entanto ser invertido para reciclar
o K2CO3. 2 KHCO (s)  CO (g) + H O (l) + K CO (s)
3
2
2
2
3
R. inversa - ocorre se T = 300ºC
O facto de ocorrer a reação direta ou a inversa depende das condições
reacionais impostas ao sistema químico.
A reação direta é aquela que consideramos mais importante.
Geralmente escreve-se da esquerda para a direita.
REAÇÕES COMPLETAS
• Uma reação diz-se completa se, pelo
menos, um dos reagentes se
transforma integralmente nos
produtos de reação, isto é, esgota-se.
• O seu rendimento é praticamente
100% (ou 1).
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O ( g )
No início
No final
REACÇÕES INCOMPLETAS
Uma reação diz-se incompleta se nenhum
dos reagentes se esgota, sendo neste caso
o rendimento inferior a 100% (ou 1).
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 ( g )
A síntese do amoníaco não é uma reação completa
porque o processo direto e inverso ocorrem nas
mesmas condições reacionais.
Inicialmente: presentes N2 (g) + H2 ( g )
No final: presentes N2 (g), H2 (g) e NH3 (g)
REACÇÕES INCOMPLETAS
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 ( g )
- As temperaturas devem ser baixas mas não tão
baixas que comprometessem a rapidez da reação.
- A adição de ferro em pó e de vários óxidos ao
sistema aumenta a rapidez da reação.
- No início a síntese de amoníaco destinava-se à
produção de fertilizantes mas durante a 1ª guerra a
produção foi canalizada para a produção de
explosivos.
- Mais tarde Haber foi considerado um criminoso de
guerra.
SÍNTESE DE COMPOSTOS INORGÂNICOS
Os sais podem obter-se por síntese,
destacando-se:
• Reação entre um ácido e uma base
Exemplo:
H2 SO4 (aq) + Mg(HO)2 (aq)  MgSO4 (aq) + 2 H2O (l )
• Reação entre um ácido e um metal
Exemplo:
2 HNO3 (aq) + Fe (s) Fe(NO3)2 (aq) + H2 (g)
SÍNTESE DE COMPOSTOS INORGÂNICOS
•Reação entre um ácido e um óxido metálico
Exemplo:
H2S (aq) + Na2O (s)  Na2S (aq) + H2O (l)
SÍNTESE COMPOSTOS INORGÂNICOS
O nome do sal está relacionado com o
nome do ácido que lhe dá origem e do
ião metálico que entra na sua
constituição.
NOME DO ÁCIDO
• terminado em ídrico
• terminado em oso
• terminado em ico
NOME DO SAL
terminado eto
terminado em ito
terminado em ato
SÍNTESE COMPOSTOS INORGÂNICOS
Exemplos:
ácido clorídrico + óxido de cálcio  cloreto de cálcio + água
ácido sulfuroso + hidróxido de lítio  sulfito de lítio + água
ácido sulfúrico + ferro  sulfato de ferro + hidrogénio
SAIS SIMPLES
Designam-se por sais simples os que são
formados por um único tipo de catião e um
único tipo de anião.
Exemplos:
KBr — brometo de potássio
Na3PO4 — fosfato de sódio
Ca(NO3)2 — nitrato de cálcio
SAIS DUPLOS
Alguns sais contêm catiões provenientes de
duas bases diferentes ou aniões provenientes
de dois ácidos diferentes, chamando-se, por
isso, sais duplos.
Para dar o nome a um sal duplo formado por
dois catiões e um anião, refere-se em primeiro
lugar o nome do anião seguido do nome dos
catiões, por ordem alfabética.
SAIS DUPLOS
Exemplos:
KNaSO4 – sulfato de potássio e sódio
MgNH4PO4 – fosfato de amónio e magnésio
BaBrI – brometo iodeto de bário