AULA REAÇÕES QUÍMICAS

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1 Faculdade de Tecnologia e Ciências FTC Colegiado de Engenharia Civil Química Geral AULA REAÇÕES QUÍMICAS PROFESSORA: Shaiala Aquino [email protected]

2 O QUE É UMA REAÇÃO QUÍMICA? É processo de mudanças químicas, onde ocorre a conversão de uma substância, ou mais, em outras substâncias. Reagentes Produtos da reação

3 Equações Químicas Reagentes Substâncias iniciais que provocam uma reação e encontram-se à esquerda na equação. Produtos Resultado da reação e encontra-se à direita na equação. H 2(g) + O 2(g) H 2 O (g) 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (g) 3

4 LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS A massa total de uma reação química é constante. Os átomos não são criados nem destruídos em uma reação química, simplesmente eles mudam de parceiro. Na + H 2 O NaOH + H 2 EQUAÇÃO NÃO BALANCEADA 2Na + 2H 2 O 2NaOH + H 2 EQUAÇÃO BALANCEADA COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO

5 Em uma equação química representa-se os estados físicos de cada reagente e produto. (s) Sólido; (l) Líquido; (g) Gasoso; (aq) Aquoso; 2 Na (s) + 2 H 2 O (l) 2 NaOH (aq) + H 2(g) Para indicar que a reação requer calor (Temperatura) utiliza-se a letra grega Δ. CaCO 3 (s) Δ CaO (s) + CO 2(g) Para indicar que a reação precisa de um catalisador utiliza-se a fórmula do catalisador sobre a flecha da reação. 2 SO 2 (g) + O 2 (g) V2O5 2 SO 3(g)

6 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO Uma reação de Oxirredução é a combinação de uma reação de oxidação e uma reação de redução. Reações como a combustão, a corrosão, a fotossíntese, o metabolismo do alimento e a extração dos metais dos minérios são reações de oxirredução. 2 Mg (s) + O 2 (g) 2 Mg 2+ (s) + 2 O 2- (s) (forma 2 MgO (s) ) Fe 2 O 3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO 2 (g) 6

7 O agente oxidante em uma reação redox é a espécie que sofre redução. O agente redutor em uma reação redox é a espécie que sofre oxidação Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s) O átomo de zinco metálico (Zn) perdeu dois elétrons, sofreu oxidação (Zn 2+ ), provocou a redução do íon cobre (Cu 2+ ) para cobre metálico (Cu), portanto é o AGENTE REDUTOR. O íon cobre (Cu 2+ ) recebeu dois elétrons do átomo de zinco metálico (Zn), sofreu redução (Cu), provocou a oxidação do zinco metálico (Zn) para íon zinco (Zn 2+ ), portanto é o AGENTE OXIDANTE.

8 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 8

9 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais: Mg (s) +2HCl (aq) MgCl 2(aq) + H 2(g) Durante a reação, 2H + (aq) é reduzido para H 2(g). Os metais também podem ser oxidados por outros sais: Fe (s) +Ni 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Ni (s) Observe que o Fe é oxidado para Fe 2+ e o Ni 2+ é reduzido para Ni. 9

10 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO Perda de elétrons (Oxidação) Depósito de prata metálica (Ag 0 ) sobre a placa e a solução fica azul (Cu 2+ (aq)) Cu (s) + Zn 2+ (aq) Não há reação Espécie oxidada agente redutor Espécie reduzida agente oxidante 10

11 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO Uma placa de Cobre metálico dentro de uma solução de Zn 2+. Nada ocorre!!! Os íons Cu 2+ tem maior afinidade por e - que os íons Zn 2+ Reação global: Zn (S) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (S) 11

12 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO Uma placa de zinco metálico dentro de uma solução de Cu 2+. Pedaço de Zn metálico numa solução de Cu 2+ Após alguns minutos há um depósito de cobre metálico sobre placa de Zn e a coloração da solução diminui. 12

13 REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO Semi-reações de oxidação: Aquela na qual a espécie redutora perde 1 ou mais elétron. Semi reações de redução: Aquela na qual a espécie oxidante ganha 1 ou mais elétron. 2Fe (s) + O 2(g) 2 FeO (s) Semi - reação de oxidação: Fe (s) Fe e Semi reação de redução: O 2(g) + 2e - O 2-13

14 Exercício 1: Quando estanho é colocado em contanto com uma solução de íons Fe 3+, reduz o ferro a ferro (II), e é oxidado a íons estanho (II). Escreva a equação iônica para esta reação. Exercício 2: Para as seguintes reações de Oxirredução, identifique as semi-reações e marque-as como oxidação ou redução: (a) Cu (s) + Ni 2+ (aq) Ni (s) + Cu 2+ (aq) (b) 2Fe 3+ (aq) + 3Ba (s) 3Ba 2+ (aq) + 2Fe (s) 14

15 Como saber a quantidade de produtos obtida a partir de uma determinada quantidade de reagentes? Como uma indústria calcula a quantidade de reagentes que devem ser utilizados a fim de obter a quantidade de produtos e atender a encomenda de determinado(s) comprador(s)?

16 ESTEQUIMETRIA DAS REAÇÕES Estequiometria ou cálculo estequiométrico é o estudo das relações quantitativas de reagentes e produtos. Baseado nas leis: Lei da conservação da massa (Lavoisier) Lei das proporções definidas (Proust) 4 Fe (s) + 3O 2(g) 2 Fe 2 O 3(s) Quantitativamente uma equação química balanceada descreve a relação numérica entre átomos ou moléculas consumidas ou formadas em uma reação. 16

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18 ESTEQUIMETRIA DAS REAÇÕES Os coeficientes de uma equação balanceada mostram as relações estequiométricas entre os componentes desta reação. Com essa equivalência estequiométrica pode-se deduzir a quantidade do produto através do reagente e vice-versa. Exemplo: 2H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (l) No exemplo, as grandezas 2 mols de H 2, 1 mol de O 2 e 2 mols de H 2 O são quantidades estequiometricamente equivalentes. 18

19 REAGENTES LIMITANTES O reagente limitante de uma reação química é o reagente que se encontra presente em menor quantidade relativa ou seja, o que é primeiramente consumido. Ex: 2H 2 + O 2 2H 2 O Se tivermos 2 mols de H 2 e 1 mols de O 2, H 2 será limitante e sobrará excesso de 1 mol de O 2. 19

20 REAGENTES LIMITANTES 20

21 RENDIMENTO PERCENTUAL Rendimento real de um produto massa obtida no final da reação, medida em gramas, ou quantidade de matéria, medida em mols Rendimento teórico é a massa que deveríamos obter se não houvessem perdas ou produtos secundários (quantidade calculada com base numa equação química) RENDIMENTO PERCENTUAL = RENDIMENTO REAL x 100 % RENDIMENTO TEÓRICO 21

22 Exercício 3: A reação térmita produz ferro metálico e óxido de aluminio a partir de uma mistura de alumínio em pó e óxido de ferro (III). Fe 2 O 3(s) + 2Al (s) 2Fe (s) + Al 2 O 3(s) Usa-se uma mistura de 50,0 g de cada um dos reagentes. (a) Qual o reagente limitante? (b) Que massa de ferro pode ser produzida? Exercício 4: O metanol, CH 3 OH, usado como combustível, pode ser produzido pela reação de monóxido de carbono com hidrogênio. CO (g) + 2H 2(g) CH 3 OH (l) Suponha que 356 g de CO sejam misturados com 65,0 g de H 2. (a) Qual o reagente limitante? (b) Qual é a massa de metanol que pode ser produzida? 22

23 PILHAS 23

24 CÉLULA ELETROQUÍMICA Energia Química Energia Elétrica Podemos obter trabalho, separando as duas semi-reações. 24

25 ELÉTRONS ÂNODO PONTE SALINA CÁTODO ÂNIONS CÁTIONS + Zn 2+ Zn 2+ Zn 2+ Zn 2+ Cu 2+ Cu 2+ Cu 2+ Cu 2+ ÂNODO (Pólo negativo):ocorre a oxidação; CÁTODO (Pólo positivo): Ocorre a redução. 25

26 Potenciais-padrão de eletrodo. acima do H + oxidantes fortes Hidrogênio referência E 0 =0V abaixo do H + redutores fortes 26

27 CÉLULA ELETROQUÍMICA COMO PREVER A OCORRÊNCIA DE UMA REAÇÃO REDOX? Determinando a diferença de potencial (força eletromotriz) da célula eletroquímica. E cel = E catodo E anodo E cel > 0 ( Reação Espontânea) E cel < 0 ( Reação Não Espontânea) 27

28 VAMOS PRATICAR! Exemplo 05:Cobre e ferro (geralmente na forma de aço) são dois dos diversos metais usados nas Construções civis. (a) Usando os potenciais padrão de redução, identifique o anodo e o catodo, e determine o potencial da célula para uma célula galvânica composta de cobre e ferro. Considere condições padrão. (b) Podemos também construir uma célula galvânica usando cobre e prata. Confirme que o potencial da seguinte célula galvânica é 0,462V: Cu (s) /Cu 2+( 1M)//Ag + (1M)/Ag (s) 28

29 VAMOS PRATICAR! Exemplo 06: Coloca-se uma chapa de zinco numa solução de ácido clorídrico a 1,0 mol/l? Será que vai acontecer dissolução do metal? Exemplo 07: É possível dissolver fio de cobre em ácido clorídrico? Exemplo 08: O que acontece se mergulhar um prego de aço (Fe) numa solução de sulfato de cobre? 29

30 CORROSÃO A degradação sofrida pelo material ou modificações de suas propriedades através de reação com o meio ambiente. Reação: eletroquímica, química ou estas duas associadas a uma ação física. Fe (s) + H 2 O (l) + 1/2O 2(g) Fe(OH) 2(s) 30

31 CORROSÃO CORROSÃO QUÍMICA CORROSÃO ELETROQUÍMICA CORROSÃO ELETROLÍTICA QUALQUER MATERIAL METAL OU LIGA METAL OU LIGA QUALQUER MEIO ELETRÓLITO LIGAÇÃO ELÉTRICA ELETRÓLITO LIGAÇÃO ELÉTRICA INDIFERENTE PROCESSO ESPONTÂNEO PROCESSO NÃO-ESPONTÂNEO

32 PILHAS DE CORROSÃO A corrosão é um fenômeno eletroquímico, por isso, pode ser representada por uma célula eletroquímica, pilha de corrosão (célula galvânica). Ânodo (-) Zn Zn 2+ +2e - (oxidação) Cátodo (+) Cu 2+ +2e - Cu (redução) Diagrama da célula: Zn (s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s) Ânodo Cátodo 32

33 MECANISMO ELETROQUÍMICO DA CORROSÃO Uma reação é considerada eletroquímica se ela estiver associada à passagem de corrente elétrica através de uma distância finita, maior do que a distância interatômica. Ex: tubulações enterradas nas vizinhanças de uma estrada de ferro eletrificada. Nas reações de oxidação não há eletrólito líquido e o movimento de íons ocorre através da película de óxido metálico que se forma na superfície do metal. 33

34 CORROSÃO QUÍMICA E ELETROQUÍMICA É a deterioração de materiais geralmente metálicos por ação química ou eletroquímica do meio ambiente, aliada ou não a esforços mecânicos. Ao se considerar o emprego de materiais na construção de equipamentos ou instalações é necessário que estes resistam à ação do meio corrosivo, além de apresentar propriedades mecânicas suficientes e características de fabricação adequadas. Os processos de corrosão eletroquímica 34

35 CORROSÃO METÁLICA A deterioração leva: Ao desgaste À variações químicas na composição À modificações estruturais Modificam as propriedades dos materiais O Engenheiro deve: Saber como evitar condições de corrosão severa; Proteger adequadamente os materiais contra a corrosão. 35

36 FORMAS DE CORROSÃO A Forma Auxilia na Determinação do Mecanismo de Corrosão 36 Uniforme a corrosão ocorre em toda a extensão da supefície Por placas forma-se placas com escavações Alveolar produz sulcos de escavações semelhantes à alveolos (tem fundo arredondado e são rasos) Puntiforme ocorre a formação de pontos profundos (pites) Intergranular ocorre entre grãos Intragranular a corrosão ocorre nos grãos Filiforme a corrosão ocorre na forma de finos filamentos Por esfoliação a corrosão ocorre em diferentes camadas

37 PRINCIPAIS MEIOS CORROSIVOS Todos esses meios podem ter características ácidas, básicas ou neutra e podem ser aeradas. Atmosfera (poeira, poluição, umidade, gases:co, CO 2, SO 2, H 2 S, NO 2, Cl -...) Água (bactérias dispersas: corrosão microbiológica; chuva ácida, etc.) Solo (acidez, porosidade) Produtos químico Um determinado meio pode ser extremamente agressivo, sob o ponto de vista da corrosão, para um determinado material e inofensivo para outro. 37

38 CORROSÃO P/ AÇÃO QUÍMICA: OXIDAÇÃO SECA A oxidação ao ar seco não se constitui corrosão eletroquímica porque não há eletrólito (solução aquosa para permitir o movimento dos íons). Reação genérica da oxidação seca: METAL + OXIGÊNIO ÓXIDO DO METAL Geralmente, o óxido do metal forma uma camada passivadora que constitui uma barreira para que a oxidação continue (barreira para a entrada de O 2 ). Essa camada passivadora é fina e aderente. 38

39 EXEMPLO DE METAIS QUE FORMAM CAMADA PASSIVADORA DE ÓXIDO, COM PROTEÇÃO EFICIENTE Al Fe a altas temp. Pb Cr Aço inox Ti 39

40 CORROSÃO ELETROQUÍMICA As reações que ocorrem na corrosão eletroquímica envolvem transferência de elétrons. Portanto, são reações anódicas e catódicas (REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO) A corrosão eletroquímica envolve a presença de uma solução que permite o movimento dos íons. 40

41 CORROSÃO ELETROQUÍMICA O processo de corrosão eletroquímica é devido ao fluxo de elétrons, que se desloca de uma área da superfície metálica para a outra. OXIDAÇÃO REDUÇÃO 41

42 PILHA DE CORROSÃO FORMADA POR MATERIAIS DE NATUREZA QUÍMICA DIFERENTE Também conhecida como corrosão galvânica A diferença de potencial que leva à corrosão eletroquímica é devido ao contato de dois materiais de natureza química diferente em presença de um eletrólito. Exemplo: Uma peça de Cu e outra de Ferro em contato com a água salgada. O Ferro tem maior tendência de se oxidar que o Cu, então o Fe sofrerá corrosão intensa. 42

43 FORMAÇÃO DE PARES GALVÂNICOS Quanto mais separados na série galvânica, maior a ação eletroquímica quando estiverem juntos. 43

44 MEIOS DE PREVENÇÃO CONTRA A CORROSÃO GALVÂNICA Evitar contato metal-metal coloca-se entre os mesmos um material não-condutor (isolante) Usar Inibidores Usa-se principalmente estes componentes em equipamentos químicos onde haja líquidos agressivos. 44

45 PILHA DE CORROSÃO FORMADA PELO MESMO MATERIAL E MESMO ELETRÓLITO, PORÉM COM TEORES DE GASES DISSOLVIDOS DIFERENTES Sujeiras, trincas, fissuras, etc. atuam como focos para a corrosão (levando à corrosão localizada) porque são regiões menos aeradas. A acumulação de sujeiras, óxidos (ferrugem) dificultam a passagem de Oxigênio agravando a corrosão. 45

46 EXEMPLO: CORROSÃO DO FERRO POR AERAÇÃO DIFERENCIADA. No ânodo:região MENOS AERADA Fe (s) Fe elétrons E = + 0,440 Volts No cátodo: REGIÃO MAIS AERADA H 2 O + ½ O elétrons 2 (OH - ) E = + 0,401 Volts Logo: Fe (OH - ) Fe(OH) 2 O Fe(OH) 2 continua se oxidando e forma a ferrugem 2 Fe(OH) 2 + ½ O 2 + H 2 O 2 Fe(OH - ) 3 ou Fe 2 O 3.H 2 O 46

47 PILHA DE CORROSÃO DE TEMPERATURAS DIFERENTES Em geral, o aumento da temperatura aumenta a velocidade de corrosão, porque aumenta a difusão. Por outro lado, a temperatura também pode diminuir a velocidade de corrosão através da eliminação de gases, como O 2 por exemplo. 47

48 EFEITOS DA MICROESTRUTURA A presença de diferentes fases no material, leva a diferentes f.e.m e com isso, na presença de meios líquidos, pode ocorrer corrosão preferencial de uma dessas fases. Diferenças composicionais levam a diferentes potenciais químicos e com isso, na presença de meios líquidos, pode ocorrer corrosão. Exemplo: Corrosão intergranular no Aço inox 48

49 EFEITOS DA MICROESTRUTURA A presença de tensões levam a diferentes f.e.m e com isso, na presença de meios líquidos, pode ocorrer corrosão localizada. A região tensionada têm um maior número de discordâncias, e o material fica mais reativo. EX: região de solda, dobras, etc 49

50 EFEITOS DA MICROESTRUTURA Cavidades, porosidades ou trincas também funcionam como regiões anódicas 50

51 PRINCIPAIS MEIOS DE PROTEÇÃO CONTRA A CORROSÃO Pinturas ou vernizes; Recobrimento do metal com outro metal mais resistente à corrosão; Galvanização: recobrimento com um metal mais eletropositivo (menos resistente à corrosão); Proteção eletrolítica ou proteção catódica. 51

52 PINTURAS E VERNIZES Separa o metal do meio. Exemplo: Primer em aço RECOBRIMENTO DO METAL COM OUTRO METAL MAIS RESISTENTE À CORROSÃO Exemplo: Cromagem, Niquelagem, Alclads, folhas de flandres, revestimento de arames com Cobre, etc. Dependendo do revestimento e do material revestido, pode haver formação de uma pilha de corrosão quando houver rompimento do revestimento em algum ponto, acelerando assim o processo de corrosão. 52

53 PROTEÇÃO NÃO-GALVÂNICA Folhas de flandres: São folhas finas de aço revestidas com estanho que são usadas na fabricação de latas para a indústria alimentícia. O estanho atua como ânodo somente até haver rompimento da camada protetora em algum ponto. Após, atua como cátodo, fazendo então que o aço atue como ânodo, corroendose. 53

54 PROTEÇÃO GALVÂNICA Recobrimento com um metal mais eletropositivo (menos resistente à corrosão) Exemplo: Recobrimento do aço com Zinco. O Zinco é mais eletropositivo que o Ferro, então enquanto houver Zinco o aço ou ferro esta protegido. Veja os potenciais de oxidação do Fe e Zn: oxi do Zinco= + 0,763 Volts oxi do Ferro= + 0,440 Volts 54

55 PROTEÇÃO ELETROLÍTICA OU PROTEÇÃO CATÓDICA Utiliza-se o processo de formação de pares metálicos (UM DE SACRIFÍCIO), que consiste em unir-se intimamente o metal a ser protegido com o metal protetor, o qual deve ser mais eletropositivo (MAIOR POTÊNCIAL DE OXIDAÇÃO NO MEIO) que o primeiro, ou seja, deve apresentar um maior tendência de sofrer corrosão. 55

56 FORMAÇÃO DE PARES METÁLICOS É muito comum usar ânodos de sacrifícios em tubulações de ferro ou aço em subsolo e em navios e tanques. 56

57 MATERIAIS CERÂMICOS Quando expostos à certos líquidos os polímeros podem ser atacados ou dissolvidos. A exposição dos polímeros à radiação e ao calor pode promover a quebra de ligações e com isso a deterioração de suas propriedades físicas. 57