Amoníaco.

Apresentação em tema: "Amoníaco."— Transcrição da apresentação:

1 Amoníaco

2 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.

3 Indústria Química Ex: Adubos Amoníaco
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, que depois são transformados nos produtos finais. a Indústria Química produz os produtos intermediários Ex: ar, água do mar, calcário, petróleo, etc.) Ex: N2 e H2 Amoníaco Ex: Adubos

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 Laboratorial
A síntese laboratorial produz pequenas quantidades de produtos, daí que as matérias- primas possam ser caras. Dispensam a construção de fábricas. A síntese do amoníaco, assim como de qualquer composto pode ser: Industrial A síntese industrial produz grandes quantidades de produtos, daí que as matérias-primas terem de ser baratas. Implicam a construção de fábricas.

8 Síntese laboratorial Ca(HO)2 + 2 NH4Cl 2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O NH3(g)
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): Ca(HO)2(s) ou CaO(s) e NH4Cl (s) Ca(HO)2 + 2 NH4Cl NH3 + CaCl2 + 2 H2O 

9 Obtenção industrial do amoníaco. Aspectos históricos.
Estes processos laboratoriais são pouco eficientes para a produção de grandes quantidades de 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. Surge assim a produção industrial do amoníaco.

10 Produção industrial de amoníaco pelo processo de Haber-Bosch
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) NH3(g)

11 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).

12 Destilação fraccionada do ar líquido
Matérias-primas para a síntese do amoníaco Obtenção do Diazoto (N2) Uma vez que 78% do ar (na troposfera) é constituído por azoto, este é obtido por destilação fraccionada do ar líquido. N2(g) + O2(g) Destilação fraccionada do ar líquido Atmosfera Diazoto Dioxigénio p.e. = -196 ºC p.e. = -183 ºC Aplicações do azoto Síntese do NH3 Obtenção de atmosferas inertes Refrigeração (azoto líquido utilizado nos laboratórios e na indústria) Sociedade Portuguesa de Ar Líquido (Estarreja)

13 Matérias-primas para a síntese do amoníaco (cont.)
Obtenção do Di-hidrogénio (H2) A – Gaseificação do carvão C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) 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 petroquímicos Actualmente utilizam-se processos petroquímicos que partem do gás natural (constituído principalmente por metano – CH4), de hidrocarbonetos e de resíduos de petróleo. Gás natural CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2(g) Nafta 2 C5H12(g) + 5 O2(g) CO(g) + 12 H2(g) Ureia CO(NH2)2 Oxidação parcial de hidrocarbonetos

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 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)

15 As reacções químicas podem ser:
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). 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) 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

16 Compostos no final da reacção
Combustão do propano: Compostos no final da reacção CO2(g) + H2O(g) Combustão incompleta (oxigénio insuficiente) CO2(g) C(s) Propano H2O(g) Combustão completa (oxigénio abundante)

17 N2(g) N2(g) NH3(g) H2(g) H2(g)
A síntese do amoníaco é uma reacção incompleta. N2(g) H2(g) H2(g) NH3(g) N2(g) No início No final Aspectos quantitativos das reacções químicas 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).

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. 5,13 mg Por exemplo: é possível determinar o nº de moléculas de água existentes numa gota de água: 1,71 x 1020 moléculas de água.

19 Grandeza Física (SI) Unidade Nome Símbolo n Mole mol
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 NA): L = NA = 6,022 x 1023 mol-1 Grandeza Física (SI) Unidade Nome Símbolo Quantidade de substância n Mole mol

20 Massa Atómica (ou Molecular) Relativa
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 à massa atómica relativa (ou à massa molecular relativa). numericamente igual A expressão que permite calcular a quantidade de uma substância, a partir da sua massa, é: Partícula Massa Atómica (ou Molecular) Relativa Massa molar H 1,008 1,008 g mol-1 H2 2,016 2,016 g mol-1 C 12,00 12,00 g mol-1 O 16,00 16,00 g mol-1 H2O 18,00 18,00 g mol-1 CO2 44,00 44,00 g mol-1 n – quantidade de substância (mol) m – massa da substância (g) M – massa molar da substância (g mol-1)

21 Cálculo do nº de entidades estruturais
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 estruturais n – quantidade de substância NA – constante de Avogadro N = n x 6,022 x 1023

22 Exercícios Exercícios: Manual pág. 20
1. Considere a massa de 160,00 g de O2. Calcule a quantidade de moléculas de O2. Calcule a quantidade de átomos de oxigénio. Calcule o número de moléculas de O2. Calcule o número de átomos. R: a) 5 mol de moléculas O2 b) 10 mol de átomos de O c) 3,011 x moléculas de O2 d) 6,022 x 1024 átomos de O Exercícios: Manual pág. 20