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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

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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.

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

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

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 + H2O NaOH + H2

2Na + 2H2O 2NaOH + H2

EQUAÇÃO NÃO

BALANCEADA

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 H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2(g)

CaCO3 (s) Δ CaO(s) + CO2(g)

Para indicar que a reação requer calor (Temperatura) utiliza-se a

letra grega Δ.

2 SO2 (g) + O2 (g) V2O5 2 SO3(g)

Para indicar que a reação precisa de um catalisador utiliza-se a

fórmula do catalisador sobre a flecha da reação.

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.

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REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

2 Mg(s) + O2 (g) 2 Mg2+(s) + 2 O2-

(s) (forma 2 MgO(s))

Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)

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 (Zn2+), provocou a redução do íon cobre (Cu2+) para

cobre metálico (Cu), portanto é o AGENTE REDUTOR.

O íon cobre (Cu2+) recebeu dois elétrons do átomo de zinco

metálico (Zn), sofreu redução (Cu), provocou a oxidação do zinco

metálico (Zn) para íon zinco (Zn2+), portanto é o AGENTE

OXIDANTE.

8

REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais:

Mg(s) +2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)

Durante a reação, 2H+(aq) é reduzido para H2(g).

Os metais também podem ser oxidados por outros sais:

Fe(s) +Ni2+(aq) Fe2+

(aq) + Ni(s)

Observe que o Fe é oxidado para Fe2+ e o Ni2+ é reduzido

para Ni.

9

REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

Perda de elétrons

(Oxidação)

Espécie oxidada agente redutor

Espécie reduzida agente oxidante

Cu(s) + Zn2+(aq)

Não há reação

Depósito de prata

metálica (Ag0)

sobre a placa e a

solução fica azul

(Cu2+(aq))

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REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

Uma placa de Cobre metálico dentro de uma solução de Zn2+.

Nada

ocorre!!!

Os íons Cu2+

tem maior afinidade por e-que os íons Zn

2+

Reação global: Zn(S)

+ Cu2+

(aq) Zn

2+

(aq)+ Cu

(S) 11

REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

Uma placa de zinco metálico dentro de uma solução de Cu2+.

Pedaço de Zn metálico

numa solução de Cu2+

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) + O2(g) 2 FeO(s)

Semi - reação de oxidação: Fe(s) Fe2+ + 2e –

Semi – reação de redução: O2(g) + 2e - O 2-

13

REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

14

Exercício 1: Quando estanho é colocado em contanto com uma

solução de íons Fe3+, 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) + Ni2+(aq) Ni(s) + Cu2+

(aq)

(b) 2Fe 3+(aq) + 3Ba(s) 3Ba2+

(aq) + 2Fe(s)

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)?

Como saber a quantidade de

produtos obtida a partir de uma

determinada quantidade de

reagentes?

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)

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ESTEQUIMETRIA DAS REAÇÕES

4 Fe(s) + 3O2(g) 2 Fe2O3(s)

Quantitativamente uma equação química balanceada descreve

a relação numérica entre átomos ou moléculas consumidas ou

formadas em uma reação.

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

No exemplo, as grandezas 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 2 mols de

H2O são quantidades estequiometricamente equivalentes.

ESTEQUIMETRIA DAS REAÇÕES

19

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: 2H2 + O2 2H2O

Se tivermos 2 mols de H2 e 1 mols de O2, H2 será limitante e

sobrará excesso de 1 mol de O2.

REAGENTES LIMITANTES

20

REAGENTES LIMITANTES

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

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RENDIMENTO PERCENTUAL

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).

Fe2O3(s) + 2Al(s) 2Fe(s) + Al2O3(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, CH3OH, usado como combustível, pode ser

produzido pela reação de monóxido de carbono com hidrogênio.

CO(g) + 2H2(g) CH3OH(l)

Suponha que 356 g de CO sejam misturados com 65,0 g de H2. (a) Qual o

reagente limitante? (b) Qual é a massa de metanol que pode ser produzida?

22

23

PILHAS

CÉLULA ELETROQUÍMICA

Energia Química Energia Elétrica

Podemos obter trabalho, separando as duas semi-reações.

24

Zn2+

Zn2+

Zn2+

Zn2+

Cu2+

Cu2+

Cu2+

Cu2+

ELÉTRONS

PONTE SALINA

CÁTIONSÂNIONS

ÂNODO CÁTODO

+

ÂNODO (Pólo negativo):Ocorre a oxidação;

CÁTODO (Pólo positivo): Ocorre a redução. 25

Potenciais-padrão de

eletrodo.

acima do H+

“oxidantes fortes”

abaixo do H+

“redutores fortes”

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Hidrogênio

“referência”

E0=0V

COMO PREVER A

OCORRÊNCIA DE UMA

REAÇÃO REDOX?

Determinando a diferença de potencial

(força eletromotriz) da célula eletroquímica.

∆Ecel = E°catodo – E°anodo

Ecel > 0 ( Reação Espontânea)Ecel < 0 ( Reação Não – Espontânea)

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CÉLULA ELETROQUÍMICA

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)/Cu2+(1M)//Ag+(1M)/Ag(s)

VAMOS PRATICAR!

28

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

VAMOS PRATICAR!

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) + H2O(l) + 1/2O2(g) Fe(OH)2(s)

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CORROSÃO

QUÍMICA

QUALQUER

MATERIAL

CORROSÃO

ELETROQUÍMICA

CORROSÃO

ELETROLÍTICA

METAL OU

LIGA

METAL OU

LIGA

QUALQUER

MEIO

ELETRÓLITO ELETRÓLITO

INDIFERENTE

LIGAÇÃO

ELÉTRICA

LIGAÇÃO

ELÉTRICA

PROCESSO

ESPONTÂNEO

PROCESSO

NÃO-ESPONTÂNEO

CORROSÃO

PILHAS DE CORROSÃO

A corrosão é um fenômeno eletroquímico, por

isso, pode ser representada por uma célula

eletroquímica, pilha de corrosão (célula

galvânica).

Diagrama da célula: Zn(s)| Zn2+(aq) || Cu2+

(aq)| Cu(s)

Ânodo (-)

Zn Zn2++2e-

(oxidação)

Cátodo (+)

Cu2++2e-Cu(redução)

Ânodo Cátodo32

33

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.

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.

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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

A deterioração leva:

Ao desgaste

À variações químicas na composição

À modificações estruturais

Saber como evitar condições de corrosão severa;

Proteger adequadamente os materiais contra a corrosão.

35

Modificam as

propriedades

dos materiais

CORROSÃO METÁLICA

O Engenheiro deve:

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

FORMAS DE CORROSÃO

A Forma Auxilia na Determinação do Mecanismo de

Corrosão

Atmosfera (poeira, poluição, umidade, gases:CO,

CO2, SO2, H2S, NO2, Cl-...)

Água (bactérias dispersas: corrosão microbiológica;

chuva ácida, etc.)

Solo (acidez, porosidade)

Produtos químico

Um determinado meio pode ser extremamenteagressivo, sob o ponto de vista da corrosão, para umdeterminado material e inofensivo para outro.

37

PRINCIPAIS MEIOS CORROSIVOS

Todos esses meios podem ter características ácidas, básicas ou

neutra e podem ser aeradas.

Geralmente, o óxido do metal forma uma camada passivadora

que constitui uma barreira para que a oxidação continue

(barreira para a entrada de O2).

Essa camada passivadora é fina e aderente. 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

39

Al

Fe a altas temp.

Pb

Cr

Aço inox

Ti

EXEMPLO DE METAIS QUE FORMAM CAMADA

PASSIVADORA DE ÓXIDO, COM PROTEÇÃO

EFICIENTE

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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.

O processo de corrosão eletroquímica é devido ao fluxo de

elétrons, que se desloca de uma área da superfície metálica

para a outra.

41

CORROSÃO ELETROQUÍMICA

OXIDAÇÃOREDUÇÃO

42

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.

Também conhecida como corrosão galvânica

PILHA DE CORROSÃO FORMADA POR MATERIAIS DE

NATUREZA QUÍMICA DIFERENTE

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Quanto mais separados na série galvânica, maior a ação

eletroquímica quando estiverem juntos.

FORMAÇÃO DE PARES GALVÂNICOS

Evitar contato metal-metal coloca-se entre os mesmos

um material não-condutor (isolante)

Usar InibidoresUsa-se principalmente estes

componentes em equipamentos químicos onde haja

líquidos agressivos.

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MEIOS DE PREVENÇÃO CONTRA A CORROSÃO

GALVÂNICA

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.

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PILHA DE CORROSÃO FORMADA PELO MESMO

MATERIAL E MESMO ELETRÓLITO, PORÉM COM

TEORES DE GASES DISSOLVIDOS DIFERENTES

No ânodo:REGIÃO MENOS AERADAFe (s) Fe+2 + 2 elétrons E= +

0,440 Volts

No cátodo: REGIÃO MAIS AERADAH2O + ½ O2 + 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 O2 + H2O 2 Fe(OH-)3 ou Fe2O3.H2O

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EXEMPLO: CORROSÃO DO FERRO POR

AERAÇÃO DIFERENCIADA.

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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 O2 por exemplo.

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.

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EFEITOS DA MICROESTRUTURA

Diferenças composicionais levam a diferentes potenciais

químicos e com isso, na presença de meios líquidos, pode

ocorrer corrosão.

Exemplo: Corrosão intergranular no

Aço inox

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.

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EFEITOS DA MICROESTRUTURA

EX: região de solda, dobras, etc

Cavidades, porosidades ou trincas também funcionam como

regiões anódicas

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EFEITOS DA MICROESTRUTURA

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.

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PRINCIPAIS MEIOS DE PROTEÇÃO CONTRA A

CORROSÃO

Separa o metal do meio.

Exemplo: Primer em aço

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PINTURAS E VERNIZES

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.

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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, corroendo-

se.

PROTEÇÃO NÃO-GALVÂNICA

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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

Recobrimento com um metal mais eletropositivo (menos

resistente à corrosão)

PROTEÇÃO GALVÂNICA

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.

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PROTEÇÃO ELETROLÍTICA OU PROTEÇÃO

CATÓDICA

É muito comum usar ânodos de sacrifícios em tubulações de

ferro ou aço em subsolo e em navios e tanques.

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FORMAÇÃO DE PARES METÁLICOS

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.

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MATERIAIS CERÂMICOS