PROFESSORA: Shaiala Aquino

Apresentação em tema: "PROFESSORA: Shaiala Aquino"— Transcrição da apresentação:

1 PROFESSORA: Shaiala Aquino
Faculdade de Tecnologia e Ciências – FTC Colegiado de Engenharia Civil Química Geral AULA REAÇÕES QUÍMICAS PROFESSORA: Shaiala Aquino

2 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

3 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) H2O(g)

4 LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS Na + H2O NaOH + H2 2Na + 2H2O 2NaOH + H2
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 EQUAÇÃO NÃO BALANCEADA EQUAÇÃO BALANCEADA 2Na + 2H2O NaOH + H2 COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO

5 2 Na(s) + 2 H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2(g) CaCO3 (s) Δ CaO(s) + CO2(g)
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) H2O(l) NaOH(aq) + H2(g) Para indicar que a reação requer calor (Temperatura) utiliza-se a letra grega Δ. CaCO3 (s) Δ CaO(s) + CO2(g) Para indicar que a reação precisa de um catalisador utiliza-se a fórmula do catalisador sobre a flecha da reação. 2 SO2 (g) + O2 (g) V2O SO3(g)

6 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) + O2 (g) Mg2+(s) + 2 O2-(s) (forma 2 MgO(s)) Fe2O3 (s) CO (g) Fe (s) + 3 CO2 (g)

7 Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+(aq) + Cu (s)
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

9 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.

10 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))

11 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 Zn2+  Reação global: Zn(S) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(S)

12 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.

13 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) FeO(s) Semi - reação de oxidação: Fe(s) Fe e – Semi – reação de redução: O2(g) + 2e O 2-

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) Ba(s) Ba2+(aq) Fe(s)

15 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) O2(g) Fe2O3(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: 2H2(g) + O2(g) H2O(l) No exemplo, as grandezas 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 2 mols de H2O são quantidades estequiometricamente equivalentes.

17 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: 2H2 + O H2O Se tivermos 2 mols de H2 e 1 mols de O2, H2 será limitante e sobrará excesso de 1 mol de O2.

18 REAGENTES LIMITANTES

19 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

20 Fe2O3(s) + 2Al(s) 2Fe(s) + Al2O3(s)
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) Fe(s) Al2O3(s) Usa-se uma mistura de 50,0 g de cada um dos reagentes. Qual o reagente limitante? 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) H2(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?

21 PILHAS

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

23 + Zn Cu ÂNODO (Pólo negativo):Ocorre a oxidação;
2+ Cu ELÉTRONS PONTE SALINA CÁTIONS ÂNIONS ÂNODO CÁTODO + ÂNODO (Pólo negativo):Ocorre a oxidação; CÁTODO (Pólo positivo): Ocorre a redução.

24 Hidrogênio “referência” E0=0V
Potenciais-padrão de eletrodo. acima do H+ “oxidantes fortes” Hidrogênio “referência” E0=0V abaixo do H+ “redutores fortes”

25 COMO PREVER A OCORRÊNCIA DE UMA REAÇÃO REDOX?
CÉLULA ELETROQUÍMICA 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)

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

27 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?

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

29 CORROSÃO ELETROLÍTICA
QUÍMICA CORROSÃO ELETROQUÍMICA CORROSÃO ELETROLÍTICA METAL OU LIGA METAL OU LIGA QUALQUER MATERIAL ELETRÓLITO ELETRÓLITO QUALQUER MEIO LIGAÇÃO ELÉTRICA LIGAÇÃO ELÉTRICA INDIFERENTE PROCESSO ESPONTÂNEO PROCESSO NÃO-ESPONTÂNEO

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

31 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.

32 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

33 CORROSÃO METÁLICA Ao desgaste À variações químicas na composição
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. Modificam as propriedades dos materiais O Engenheiro deve:

34 FORMAS DE CORROSÃO A Forma Auxilia na Determinação do Mecanismo de Corrosão
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

35 PRINCIPAIS MEIOS CORROSIVOS
Todos esses meios podem ter características ácidas, básicas ou neutra e podem ser aeradas. 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 extremamente agressivo, sob o ponto de vista da corrosão, para um determinado material e inofensivo para outro.

36 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 O2). Essa camada passivadora é fina e aderente.

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

38 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.

39 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. REDUÇÃO OXIDAÇÃO

40 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.

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

42 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.

43 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.

44 EXEMPLO: CORROSÃO DO FERRO POR AERAÇÃO DIFERENCIADA.
No ânodo: REGIÃO MENOS AERADA Fe (s)  Fe elétrons E= + 0,440 Volts No cátodo: REGIÃO MAIS AERADA H2O + ½ O2 + 2 elétrons  2 (OH-) E= + 0,401 Volts Logo: Fe (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

45 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.

46 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

47 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.

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

49 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.

50 RECOBRIMENTO DO METAL COM OUTRO METAL MAIS RESISTENTE À CORROSÃO
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.

51 PROTEÇÃO NÃO-GALVÂNICA

52 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

53 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.

54 FORMAÇÃO DE PARES METÁLICOS
É muito comum usar ânodos de sacrifícios em tubulações de ferro ou aço em subsolo e em navios e tanques.

55 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.