AULA REAÇÕES QUÍMICAS

Faculdade de Tecnologia e Ciências FTC Colegiado de Engenharia Civil Química Geral AULA REAÇÕES QUÍMICAS PROFESSORA: Shaiala Aquino shaiaquino@hotmail.com

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

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

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

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)

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

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.

REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 8

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

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

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

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

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 2+ + 2e Semi reação de redução: O 2(g) + 2e - O 2-13

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

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)?

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

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

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

REAGENTES LIMITANTES 20

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

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

PILHAS 23

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

EXEMPLO: CORROSÃO DO FERRO POR AERAÇÃO DIFERENCIADA. No ânodo:região MENOS AERADA Fe (s) Fe +2 + 2 elétrons E = + 0,440 Volts No cátodo: REGIÃO MAIS AERADA H 2 O + ½ O 2 + 2 elétrons 2 (OH - ) E = + 0,401 Volts Logo: Fe +2 + 2 (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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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