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Faculdade de Tecnologia e Ciências – FTC
Colegiado de Engenharia Civil
Química Geral
AULA REAÇÕES QUÍMICAS
PROFESSORA: Shaiala Aquino
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.
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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.
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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-
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REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
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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
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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
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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?
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PILHAS
CÉLULA ELETROQUÍMICA
Energia Química Energia Elétrica
Podemos obter trabalho, separando as duas semi-reações.
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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!
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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.
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Modificam as
propriedades
dos materiais
CORROSÃO METÁLICA
O Engenheiro deve:
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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.
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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
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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.
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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
