quÍmica e indÚstria - anjo albuquerque · fabrico de ácido nítrico, sais de amónio e ureia,...

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.

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.

O AMONÍACO

É um gás tóxico, incolor e inflamável,

apresentando um cheiro característico

picante e intenso. É altamente solúvel em

água.

As suas soluções são fortemente

corrosivas, sendo especialmente

perigosas se entrarem em contacto com a

pele, os olhos e as vias respiratórias.

O AMONÍACO

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.

As fábricas de amoníaco usam atualmente nafta ou gás natural (constituído essencialmente por CH4)para a obtenção do hidrogénio.

Também a eletrólise da água permite obter hidrogénio (método usado na 1ª fábrica em Portugal).

Como se obtém o Hidrogénio necessário

à SINTESE DO AMONÍACO?

2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g)

CH4 (g) + H2O (g) CO (g) + 3 H2 (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)

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

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.

Obter compostos de azoto a partir do azoto atmosférico tornou-se, então, um dos principais desafios da investigação em química.

O PROCESSO DE HABER-BOSCH

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.

Durante anos estudaram as melhores condições de temperatura e pressão para a reação de síntese do amoníaco.

O PROCESSO DE HABER-BOSCH

A solução para a eficiência industrial deste processo de produção acabaria por envolver o uso de catalisadores.

Fritz Haber (1868-1934) Carl Bosch (1874-1940

Montagem de Haber para a

produção de amoníaco.

O PROCESSO DE HABER-BOSCH

A SÍNTESE DO AMONÍACO

A síntese do amoníaco é uma reação incompleta.

NATUREZA DAS REACÇÕES QUÍMICAS

REACÇÕES QUÍMICAS

DECOMPOSIÇÃO SÍNTESE

ELéctrolise

Fotólise

Hidrólise

Pirólise

Total

Parcial

SÍNTESE TOTAL

A síntese é total quando todos os reagentes são substâncias elementares.

Exemplo:

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)

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 Incompletas

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).

Pelo menos um dos reagentes esgota-se ou

atinge uma concentração não mensurável.

Nenhum dos reagentes se esgota

no decorrer da reação

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. CO2 (g) + H2O (l) + K2CO3 (s) 2 KHCO3 (s)

R. DIRETA - ocorre se a pressão de CO2 for elevada

2 KHCO3 (s) CO2 (g) + H2O (l) + K2CO3 (s)

R. inversa - ocorre se T = 300ºC

O processo pode no entanto ser invertido para reciclar

o K2CO3.

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.

SENTIDO DE PROGRESSÃO

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 NOME DO SAL

• terminado em ídrico terminado eto

• terminado em oso terminado em ito

• terminado em ico terminado em ato

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

SÍNTESE COMPOSTOS INORGÂNICOS

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.

Exemplos:

KNaSO4 – sulfato de potássio e sódio

MgNH4PO4 – fosfato de amónio e magnésio

BaBrI – brometo iodeto de bário

SAIS DUPLOS