Amoníaco

Algumas propriedades do amoníaco (NH3):

É um gás incolor à temperatura ambiente e à pressão atmosférica normal.

Tem um cheiro pungente.

É muito solúvel em água.

É menos denso que o ar.

Indústria QuímicaA indústria química é uma actividade económica que, a partir de matérias-primas, produz novas substâncias, em grande escala, através de reacções químicas.Surge no início do século XIX, como consequência da Revolução Industrial.

A partir de um pequeno grupo de substâncias naturais designadas matérias-primas,

a Indústria Química produz os produtos intermediários

que depois são transformados nos produtos finais.

Ex: ar, água do mar, calcário, petróleo, etc.)

Ex: Adubos

Ex: N2 e H2

Amoníaco

Objectivos principais da Indústria Química

Fabricar produtos:

Baratos

Seguros

Amigos do ambiente

Justificando-se assim a construção de instalações dispendiosas.

Aplicações do Amoníaco

Atendendo a que o amoníaco é a matéria-prima para a produção de inúmeras substâncias, justifica-se que este composto seja estudado em pormenor.

Aplicações do amoníaco, das quais se destacam:

Ácido nítrico e sais de amónio utilizados no fabrico de adubos (fertilizantes agrícolas).

Fibras e plásticos: poliamidas (nylon) e fibras acrílicas.

Explosivos: TNT, TNG.

Corantes.

Refrigeração (líquido de refrigeração em máquinas frigoríficas).

A seguir apresentam-se os principais compostos preparados a partir do amoníaco

Aplicações do Amoníaco

Síntese do Amoníaco

A síntese do amoníaco, assim como de qualquer composto pode ser:

Laboratorial

A síntese laboratorial produz pequenas quantidades de produtos, daí que as matérias-primas possam ser caras.

Dispensam a construção de fábricas.

Industrial

A síntese industrial produz grandes quantidades de

produtos, daí que as matérias-primas terem de ser baratas.

Implicam a construção de fábricas.

Pode preparar-se o amoníaco no laboratório:

(A) Por destilação seca da hulha ou de produtos vegetais em decomposição.

(B) Decomposição do NH4Cl (s) com Ca(OH)2 (s):

Síntese laboratorial

Ca(HO)2(s) ou CaO(s) e NH4Cl (s)

NH3(g)

Ca(HO)2 + 2 NH4Cl 2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O

Estes processos laboratoriais são pouco eficientes para a produção de grandes quantidades de amoníaco.

Surge assim a produção industrial do amoníaco.

Devido ao crescimento da população mundial, foi necessário aumentar a produção de alimentos. Assim os agricultores tiveram que utilizar outros fertilizantes ( os fertilizantes naturais não eram suficientes) para que não se esgotassem os compostos azotados no solo.  

Obtenção industrial do amoníaco. Aspectos históricos.

O processo de obtenção industrial do amoníaco foi evoluindo, começando por ser muito dispendioso, até que em 1912, Fritz Haber descobriu um processo de produzir amoníaco, no laboratório, a partir das matérias-primas:

Diazoto (N2) gasoso Di-hidrogénio (H2) gasoso.

Este processo foi adaptado por Carl Bosch à produção industrial do amoníaco e que ainda é utilizado com o nome de processo de Haber-Bosch.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Produção industrial de amoníaco pelo processo de Haber-Bosch

Obtenção das matérias-primas

O azoto (N2) é um dos elementos maioritários dos organismos vivos e é também o elemento predominante da atmosfera terrestre (cerca de 78%) mas a maioria dos seres vivos não possui a capacidade de utilizar o N2 directamente nesta forma.

Apenas algumas bactérias existentes nas raízes das leguminosas (como o tremoceiro), são capazes de transformar o N2 gasoso em nitratos ou amoníaco que já são formas assimiláveis para os outros seres vivos.

Daí a importância dos adubos que fornecem às plantas o azoto sob formas assimiláveis.

Chama-se “fixação do azoto” ao processo de transformar N2 em formas de azoto assimiláveis (nitratos ou amoníaco).

Obtenção do Diazoto (N2)

Diazoto

N2(g)Destilação fraccionada do ar líquidoAtmosfera

Dioxigénio

O2(g)

+

p.e. = -196 ºC p.e. = -183 ºC

Aplicações do azoto Síntese do NH3

Obtenção de atmosferas inertesRefrigeração (azoto líquido utilizado nos laboratórios e na indústria)

Sociedade Portuguesa de Ar Líquido (Estarreja)

Matérias-primas para a síntese do amoníaco

Uma vez que 78% do ar (na troposfera) é constituído por azoto, este é obtido por destilação fraccionada do ar líquido.

Obtenção do Di-hidrogénio (H2)

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

2 C5H12(g) + 5 O2(g) 10 CO(g) + 12 H2(g)

Gás natural

Nafta

Ureia CO(NH2)2

Matérias-primas para a síntese do amoníaco (cont.)

A – Gaseificação do carvão

O processo mais antigo para preparar H2 é a gaseificação do carvão consiste na reacção do carvão com vapor de água, a alta temperatura.

B – Processos petroquímicosActualmente utilizam-se processos petroquímicos que partem do gás natural (constituído principalmente por metano – CH4), de hidrocarbonetos e de resíduos de petróleo.

Oxidação parcial de hidrocarbonetos

C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)

C – Electrólise da água

Outro método para obter di-hidrogénio é a electrólise da água.

Este método é o menos utilizado visto ser o mais caro (consome muita energia eléctrica), apesar de produzir o H2 mais puro e de não ser poluente como os outros dois métodos.

Um método ideal será combinar a electrólise com um processo de produzir electricidade recorrendo a energia renováveis, como por exemplo, a energia solar.

Exercícios: Manual pág 15 (6 e 9)

Reacções químicas completas e incompletasAs reacções químicas podem ser:

Completas – se os reagentes (presentes nas proporções estequiométricas) se esgotarem completamente, isto é não ficam reagentes por transformar.

Ex: A combustão do gás propano é uma reacção completa (se o oxigénio existir em grande quantidade).

C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O(g)

No início da reacção existem os reagentes:

C3H8 (g) e O2 (g)

No final da reacção só existem os produtos:

CO2 (g) e H2O (g)

Nota: Nas reacções completas utiliza-se uma seta

Incompletas – a maioria das reacções químicas são incompletas, isto é, os reagentes (mesmo presentes nas proporções estequiométricas) não se esgotam completamente.

Ex: Reacção de síntese do amoníaco

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

No início da reacção existem os reagentes:

N2 (g) e H2 (g)

No final da reacção existem os produtos e também reagentes:

N2 (g) , H2 (g) e NH3 (g)

Nota: Nas reacções incompletas utilizam-se duas semi-setas

Combustão completa (oxigénio abundante)

Combustão incompleta (oxigénio insuficiente)

CO2(g) + H2O(g)

C(s)

CO2(g)

H2O(g)Propano

Combustão do propano:Compostos no final da reacção

A síntese do amoníaco é uma reacção incompleta.

H2(g)NH3(g)

N2(g)N2(g)H2(g)

No início No final

Para a indústria química são importantes os factores económicos (custo das matérias primas, custo da produção e preços dos produtos finais).Por isso é necessário:

Maximizar a produção.Minimizar o custo de produção (por ex. minimizar o consumo das matérias-primas).

Aspectos quantitativos das reacções químicas

Quantidade de substância

A aplicação da Lei de Lavoisier às reacções químicas (acerto dos esquemas químicos) permite:

Determinar a estequiometria da reacção, ou seja, permite determinar as proporções que existem entre o número de unidades estruturais de todas as substâncias envolvidas na reacção.

O número de unidades estruturais, envolvido em qualquer reacção, é muito elevado, tornando difícil a sua contagem.

Por exemplo: é possível determinar o nº de moléculas de água existentes numa gota de água: 1,71 x 1020 moléculas de água.

5,13 mg

No laboratório trabalha-se, não com unidades estruturais, mas com a massa das substâncias, que se mede facilmente numa balança.

Assim, para relacionar o número de unidades estruturais de uma substância, com a sua massa, criou-se uma grandeza: quantidade de substância que é directamente proporcional ao nº dessas unidades:

a mole.

Definição de mole – é a quantidade de substância que contém tantas entidades estruturais quantos os átomos existentes em 1,2 x 10-2 kg, (12 g) de carbono 12.

Esse nº de átomos é uma constante que se chama constante de Avogadro (L ou NA):

L = NA = 6,022 x 1023 mol-1

Grandeza Física (SI) UnidadeNome Símbolo Nome Símbolo

Quantidade de substância n Mole mol

Cálculo da quantidade de uma substância (n)A unidade mole foi escolhida de forma que:

A massa de 1 mol (massa molar de átomos ou moléculas), expressa em g

numericamente igual

à massa atómica relativa (ou à massa molecular relativa).

Partícula Massa Atómica (ou Molecular)

Relativa

Massa molar

H 1,0081,008 g mol-

1

H2 2,0162,016 g mol-

1

C 12,0012,00 g mol-

1

O 16,0016,00 g mol-

1

H2O 18,0018,00 g mol-

1

CO2 44,0044,00 g mol-

1

A expressão que permite calcular a quantidade de uma substância, a partir da sua massa, é:

n – quantidade de substância (mol)m – massa da substância (g)M – massa molar da substância (g

mol-1)

Para calcular o nº de entidades estruturais (N) ( podem ser átomos, moléculas, iões, electrões, etc.) utiliza-se a expressão:

N = n x NA

N - nº de entidades estruturaisn – quantidade de substância NA – constante de Avogadro

N = n x 6,022 x 1023

Cálculo do nº de entidades estruturais

1. Considere a massa de 160,00 g de O2.a) Calcule a quantidade de moléculas de O2.b) Calcule a quantidade de átomos de oxigénio.c) Calcule o número de moléculas de O2. d) Calcule o número de átomos.

Exercícios

R: a) 5 mol de moléculas O2

b) 10 mol de átomos de Oc) 3,011 x 1024 moléculas de O2

d) 6,022 x 1024 átomos de O

Exercícios: Manual pág. 20

http://phet.colorado.edu/en/simulation/balancing-chemical-equations