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Amoníaco. Algumas propriedades do amoníaco (NH 3 ): É um gás incolor à temperatura ambiente e à pressão atmosférica normal. Tem um cheiro pungente. É

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Apresentação em tema: "Amoníaco. Algumas propriedades do amoníaco (NH 3 ): É um gás incolor à temperatura ambiente e à pressão atmosférica normal. Tem um cheiro pungente. É"— Transcrição da apresentação:

1 Amoníaco

2 Algumas propriedades do amoníaco (NH 3 ): 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.

3 Indústria Química A 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: N 2 e H 2 Amoníaco

4 Objectivos principais da Indústria Química Fabricar produtos: Baratos Seguros Amigos do ambiente Justificando-se assim a construção de instalações dispendiosas.

5 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

6 Aplicações do Amoníaco

7 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.

8 Pode preparar-se o amoníaco no laboratório: (A) Por destilação seca da hulha ou de produtos vegetais em decomposição. (B) Decomposição do NH 4 Cl (s) com Ca(OH) 2 (s): Síntese laboratorial Ca(HO) 2 (s) ou CaO(s) e NH 4 Cl (s) NH 3 (g) Ca(HO) NH 4 Cl 2 NH 3 + CaCl H 2 O

9 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.

10 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 (N 2 ) gasoso Di-hidrogénio (H 2 ) 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. N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Produção industrial de amoníaco pelo processo de Haber-Bosch

11 Obtenção das matérias-primas O azoto (N 2 ) 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 N 2 directamente nesta forma. Apenas algumas bactérias existentes nas raízes das leguminosas (como o tremoceiro), são capazes de transformar o N 2 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 N 2 em formas de azoto assimiláveis (nitratos ou amoníaco).

12 Obtenção do Diazoto (N 2 ) Diazoto N 2 (g) Destilação fraccionada do ar líquido Atmosfera Dioxigénio O 2 (g) + p.e. = -196 ºC p.e. = -183 ºC Aplicações do azoto Síntese do NH 3 Obtenção de atmosferas inertes Refrigeração (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.

13 Obtenção do Di-hidrogénio (H 2 ) CH 4 (g) + H 2 O(g) CO(g) + 3 H 2 (g) 2 C 5 H 12 (g) + 5 O 2 (g) 10 CO(g) + 12 H 2 (g) Gás natural Nafta Ureia CO(NH 2 ) 2 Matérias-primas para a síntese do amoníaco (cont.) A – Gaseificação do carvão O processo mais antigo para preparar H 2 é a gaseificação do carvão consiste na reacção do carvão com vapor de água, a alta temperatura. B – Processos petroquímicos Actualmente utilizam-se processos petroquímicos que partem do gás natural (constituído principalmente por metano – CH 4 ), de hidrocarbonetos e de resíduos de petróleo. Oxidação parcial de hidrocarbonetos C(s) + H 2 O(g) CO(g) + H 2 (g)

14 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 H 2 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)

15 Reacções químicas completas e incompletas As 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). C 3 H 8 (g) + 5 O 2 (g) 3 CO 2 (g) + 4 H 2 O(g) No início da reacção existem os reagentes: C 3 H 8 (g) e O 2 (g) No final da reacção só existem os produtos: CO 2 (g) e H 2 O (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 N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) No início da reacção existem os reagentes: N 2 (g) e H 2 (g) No final da reacção existem os produtos e também reagentes: N 2 (g), H 2 (g) e NH 3 (g) Nota: Nas reacções incompletas utilizam-se duas semi-setas

16 Combustão completa (oxigénio abundante) Combustão incompleta (oxigénio insuficiente) CO 2 (g) + H 2 O(g) C(s) CO 2 (g) H 2 O(g) Propano Combustão do propano: Compostos no final da reacção

17 A síntese do amoníaco é uma reacção incompleta. H 2 (g) NH 3 (g) N 2 (g) H 2 (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

18 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 moléculas de água. 5,13 mg

19 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 kg, (12 g) de carbono 12. Esse nº de átomos é uma constante que se chama constante de Avogadro (L ou N A ): L = N A = 6,022 x mol -1 Grandeza Física (SI)Unidade NomeSímboloNomeSímbolo Quantidade de substâncianMolemol

20 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 H1,0081,008 g mol -1 H2H2 2,0162,016 g mol -1 C12,0012,00 g mol -1 O16,0016,00 g mol -1 H2OH2O18,0018,00 g mol -1 CO 2 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 )

21 Para calcular o nº de entidades estruturais (N) ( podem ser átomos, moléculas, iões, electrões, etc.) utiliza- se a expressão: N = n x N A N - nº de entidades estruturais n – quantidade de substância N A – constante de Avogadro N = n x 6,022 x Cálculo do nº de entidades estruturais

22 1.Considere a massa de 160,00 g de O 2. a)Calcule a quantidade de moléculas de O 2. b)Calcule a quantidade de átomos de oxigénio. c)Calcule o número de moléculas de O 2. d)Calcule o número de átomos. Exercícios R: a) 5 mol de moléculas O 2 b) 10 mol de átomos de O c) 3,011 x moléculas de O 2 d) 6,022 x átomos de O Exercícios: Manual pág. 20


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