Apostila de quimica Parte 1

Química Geral I para

Engenharia Centro Universitário da FEI

Departamento de Engenharia Química

2012 Material de Apoio: QM 2110/NQ3110

Este Material de distribuição gratuita é de uso exclusivo da disciplina de

Química Geral I, contendo: Programa da disciplina, Tabelas, Aulas

Complementares, Lista Complementar de Exercícios de Teoria, Roteiro de

Experimentos de Laboratório e Listas de Exercícios de Laboratório.

Material Disponível em: HTTP://elearning.fei.edu.br/moodle .

[Química Geral I: Material de Apoio]

2 | P á g i n a

Professores ADRIANA. C. LUCARINI;

ANDREIA. A. M. GIANNETTI; FERANANDA

G. HIGA; FERNANDO. B. EFFENBERGER;

GERALDO. L. P. FONTANA; GILBERTO. J.

PEREIRA; IVAN. C. FRANCO; LUIS. F. P.

FERREIRA; LUZ. C. G. A. PANZARINI;

MARCOS. M. TOYAMA; MAURO. R.

MENEZES; MILTON C. FERRERONI;

NEWTON. L. FERREIRA; PAULO. R.

CANTON; RODRIGO. CONDOTTA;

RONALDO. G. SANTO e UMBERTO.

MASSANTE. Departamento de Engenharia

Química. Centro Universitário da FEI. Disciplina

de Química Geral I.

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Sumario

Sumario

1. APRESENTAÇÃO DA DISCIPLINA 7

1.1 Critérios de avaliação 7

1.2 Normas para a realização dos TP’s 7

1.3 Plano de Ensino 8

1.3.1 Aulas de Teoria da Frente 1 (1a aula da semana) 8

1.3.2 Aulas de Teoria da Frente 2 (2a aula da semana) 9

1.3.3 Aulas de Laboratório 10

1.4 Referência Bibliográficas 10

PARTE I: TEORIA 11

2. ESTEQUIOMETRIA COM REAGENTES EM QUANTIDADES LIMITADAS,

GRAU DE COMPLEMENTAÇÃO DA REAÇÃO E GRAU DE CONVERSÃO DE

REAGENTES [AULA 1.4] 13

2.1 Introdução 13

2.2 Como determinar o Reagente em excesso (RE) e o Reagente Limitante (RL) 13

2.2.1 Pela comparação entre os quocientes reacionais (r): 14

2.2.2 Pela comparação entre a relação estequiométrica e a relação de alimentação: 14

2.3 Determinação da porcentagem de excesso (%exc) 14

2.4 Determinação do Grau de Complementação (GC) ou rendimento da reação 15

2.5 Determinação do Grau de Conversão de um reagente A (GCA) 16

3. DIAGRAMAS DE FASES [AULA 1.7] 17

3.1 Conceitos fundamentais 17

3.2. Aplicações 18

4. SISTEMA GÁS-LÍQUIDO [AULA 1.9] 21

4.1 Sistema Gás-vapor (saturado) 21


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4.2 Sistema Gás-vapor (não-saturado) 22

4.3 Saturação Relativa (Umidade Relativa) 22

4.4 Condição de superaquecimento 22

4.5 Ponto de Orvalho (P.O.) 23

4.6 Referências Bibliográficas 23

5. TERMOQUÍMICA: CALORIMETRIA [AULA 1.11] 25

5.1 Introdução 25

5.1.1 Calorimetria a volume constante 25

5.1.2 Calorimetria a pressão constante 25


6. GRANDEZAS E RELAÇÕES UTILIZADAS EM QUÍMICA [AULA 2.1] 27

6.1 A relação entre as grandezas massa, volume e quantidade de matéria 27


7. BALANCEAMENTO DE REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO [AULA 2.2] 31

7.1 Método de transferência de életrons 31


8. OBTENÇÃO DOS ELEMENTOS [AULA 2.3 A 2.5] 35

8.1 Introdução 35

8.2 Obtenção do Exofre 36

8.2.1 Enxofre a partir de gás natural 37

8.2.2 Processo Frasch 37

8.2.3 Processo Clauss 37

8.3 Obtenção do Hidrogênio 38

8.3.1 Reforma do metano 38

8.3.2 Eletrólise da água 38

8.3.3 Processo Solvay (Eletrólise do cloreto de sódio) 39

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Sumario

8.4 Obtenção do Sódio 41

8.4.1 Eletrólise do Cloreto de Sódio Fundido 41

8.5 Obtenção do Alumínio 43

8.5.1 Processo Hall-Heroult 43

8.6 Obtenção do Ferro e do Aço 45

8.6.1 Produção de ferro em Alto Forno 45

6.6.2 Produção de Aço 46

8.7 OBTENÇÃO DO COBRE 48

8.7.1 Obtenção do Cobre a partir do Calcocita (Cu2S) 48


LISTA COMPLEMENTAR DE EXERCÍCIOS 51

PARTE II: LABORATÓRIO 69

I. INFORMAÇÕES DO LABORATÓTIO QUÍMICO 70

Normas de Segurança 70

Vidrarias e materiais comuns utilizados em laboratório 71

II. AULAS PRÁTICAS 72

Introdução ao estudo das soluções e ligações químicas 72

TP1 – Soluções e Concentrações. Preparação de uma Solução Aquosa. 75

TP2 – Relação entre as Concentrações e a Densidade de uma Solução 79

TP3 - Coeficiente de Solubilidade (s) em Função da Temperatura 82

TP4 – Rendimento de uma Reação: Estequiometria da Reação com Reagente

Limitante 86

Lista I de Exercícios de Laboratório - P1 90

TP5 – Determinação do Volume Molar Gasoso 93

TP6 – Obtenção da Curva de Pressão de Vapor 97


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TP7 – Determinação da Entalpia de Vaporização 101

TP 8 - Destilação por Arraste de Vapor para Líquidos Imiscíveis 103

TP9 – Entalpia de Reação 108

Lista II de Exercícios de Laboratório – P2 111

APENDICE: TABELAS E FORMULÁRIO 115

A1.Tabela periódica dos elementos e formulário 117

A2. Tabelas de ∆H e Pressão de Vapor da água 118

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1. Apresentação da Disciplina


1.1 Critérios de avaliação

O aproveitamento (A) do aluno será calculado por:

� = �0,4 ∙ �1 + 0,6 ∙ �2 ∙ � ≥ 5,0

onde P1 e P2 são as notas obtidas nas duas provas parciais e F é o fator de participação em

laboratório, variando de zero a 1,1. O valor de F é obtido por meio dos N relatórios (TP’s) do

semestre, conforme tabela 1.1.

Tabela 1. 1 - Variação do Fator em função da participação em laboratório

N N-1 N-2 N-3 N-4 N-5 N-6 em diante

1,1 1,1 1,0 0,9 0,7 0,5 Zero

OBS: Para a obtenção do fator F, o aluno obrigatoriamente deve assistir à aula de laboratório na turma e horário que lhe foram designados pela secretaria escolar.

ATENÇÃO IMPORTANTE É vedada a utilização nas provas de calculadoras ou de dispositivos eletrônicos com capacidade de armazenamento de texto. A única consulta permitida em prova é ao formulário oficial impresso na mesma, semelhante ao fornecido para as aulas.

Na prova parcial P1 constarão da avaliação todos os tópicos lecionados até a data da mesma, indicados na relação de aulas fornecida nas páginas seguintes. Na prova P2 constarão todos os tópicos lecionados até a data da mesma, com ênfase nos tópicos lecionados entre as datas de P1 e P2. Para quaisquer substitutivas (P3, por exemplo), constarão da avaliação todos os tópicos lecionados durante o semestre.

1.2 Normas para a realização dos TP’s

- Nas aulas de laboratório, em atendimento às normas de segurança, é

obrigatório o uso de avental (jaleco), calçado fechado e calça comprida, caso

contrário o aluno não assistirá à aula, computando perda de presença e do TP.

- O TP é individual e deverá ser feito na própria apostila de laboratório, sendo

obrigatória a apostila do laboratório para assistir à aula.


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1.3 Plano de Ensino 1.3.1 Aulas de Teoria da Frente 1 (1a aula da semana)

Aula Tópicos

1.1

Composição química da matéria. Ligações Químicas. Quantidade de matéria (mol). B: Cap. 2: 2.2 ao 2.4 e Cap. 3: 3.4 – exercícios ímpares: 2.9 ao 2.25 e do 3.41 ao 3.65.

K: Cap. 3: 3.1 ao 3.6 – exercícios 46, 48, 56 e 58.

M: Cap. 2: 2.1 ao 2.5 – exercícios: 2.37, 2.46, 2.49 ao 2.53.

Lista complementar 1 ao 3.

1.2

Equações químicas e balanceamento de reações. Quantidade de matéria nas reações químicas B: Cap. 3: 3.2 ao 3.5 – exercícios ímpares: 3.9 ao 3.31 e do 3.41 ao 3.65.

K: Cap. 4: 4.1 ao 4.3 – exercícios 7 ao 12, 14, 19.

M: Cap. 3: 3.1, 3.6 e 3.7 – exercícios: 3.32, 3.39, 3.45, 3.50 ao 3.52.


1.3 Estequiometria: Fundamentos de Estequiometria e Reações consecutivas. B: Cap. 4: 4.2. – exercícios ímpares: 4.9 ao 4.21.

Exercícios: lista complementar 19 ao 24.

1.4

Estequiometria: Reações com reagentes em quantidade limitada. Rendimento de reações químicas. Grau de conversão. Material Complementar B: Cap. 4: 4.3 e 4.4. – exercícios ímpares: 4.23 ao 4.47.

M: Cap. 3: exercícios: 3.54 ao 3.57;

K: Cap. 4: 4.4 – exercícios pares do 22 ao 30.


1.5 Estequiometria: Reações em solução. Grau de pureza. B: Cap. 4: 4.5. – exercícios ímpares: 4.49 ao 4.55. Exercícios lista complementar 13 ao 18.

1.6 Exercícios

P1

1.7

Diagrama de fases K: Cap. 13: 13.7 – exercícios 54 e 56.

M: Cap. 11: 11.2 – exercícios: 11.37 ao 11.40; lista complementar: 51.

Material Complementar

1.8

Equilíbrio líquido-vapor Material Complementar B: Cap. 8: 8.5

K: Cap. 13: 13.3 – exercícios pares do 30 ao 38;

M: Cap. 11: 11.1 – exercícios: 11.33 ao 11.36;

1.9 Sistema gás-líquido (com componente condensável e evaporação limitada de líquido) Material complementar

Lista complementar: 52 ao 56.

1.10 Termoquímica B: Cap 9: 9.5 e 9.6 – exercícios ímpares: 9.43 ao 9,47 e 9.55 ao 9.69.

K: Cap. 6: 6.5 ao 6.8 – exercícios pares do 28 ao 42.

1.11

Termoquímica Material complementar

B: Cap 9: 9.4– exercícios ímpares: 9.29 ao 9.37.

K: Cap. 6: 6.9 ao 6.10 – exercícios pares do 44 ao 56 e 62;


1.12 Exercícios

Legenda dos livros de referência: [Brown: B; Kotz: K; Masterton: M]

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1.3.2 Aulas de Teoria da Frente 2 (2a aula da semana)

Aula Tópicos

2.1

Grandezas e relações utilizadas em Química. Material complementar

B: Cap 1: 1.2 e 1.4 (indicado como leitura)

Lista complementar: 4 ao 8.

2.2

Reações Redox Material complementar

B: Cap. 13: 13.2 – exercício 13.5

M: Cap. 23: 23.1 – exercícios: 23.31; 23.35.

Lista complementar: 9.

2.3 Obtenção dos Elementos: Enxofre e Hidrogênio Material complementar

M: Cap. 4: 4.2 ao 4.3 – exercícios: 4.43 ao 4.48 e 4.51.

2.4 Obtenção dos Elementos: Sódio, Ferro e Aço Material complementar

M: Cap. 4: 4.3 – exercícios: 4.52 ao 4.56.

2.5 Obtenção dos Elementos: Alumínio e Cobre Material complementar

M: Cap. 4: 4.3 – exercícios: 4.57 ao 4.60.

2.6 Exercícios Lista complementar: 26, 31 e 35.

2.7

Gases B: Cap 5: 5.1 ao 5.3 – exercícios ímpares: 5.27 ao 5.35.

K: Cap. 12: 12.1 ao 12.3 – exercícios pares do 14 ao 34 e do 38 ao 42.

Lista complementar 36, 38 e 39.

2.8

Misturas gasosas sem reações químicas B: Cap 5: 5.4– exercícios ímpares: 5.37 ao 5.47.

K: Cap. 12: 12.5 – exercícios pares do 52 ao 58.


2.9

Misturas gasosas com reações químicas B: Cap 5: 5.5 – exercícios ímpares: 5.51 ao 5.65.

K: Cap. 12: 12.4 – exercícios pares do 44 ao 50;


2.10 Equilíbrio químico B: Cap 12: 12.1 ao 12.4. – exercícios ímpares: 12.13 ao 12.21 e do 12.33 ao 12.45.

M: Cap. 15: 15.1 ao 15.4 – exercícios: 15.31 ao 15.42;

2.11

Equilíbrio químico B: Cap 12: 12.4 ao 12.5. – exercícios ímpares: 12.49 ao 12.55.

M: Cap. 15: 15.1 ao 15.4. – exercícios: 15.42 ao 15.54.


2.12 Exercícios

Legenda dos livros de referência: [Brown: B; Kotz: K; Masterton: M]


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1.3.3 Aulas de Laboratório

Aula Tópicos

Ativ Normas de segurança. Introdução ao estudo das soluções e ligações químicas.

TP1 Soluções e concentrações. Preparação de uma solução aquosa.

TP2 Relação entre as concentrações e a densidade de uma solução.

TP3 Coeficiente de solubilidade em função da temperatura.

TP4 Rendimento de uma reação: estequiometria de reação com reagente limitante.

Ativ Exercícios.

P1

TP5 Determinação do volume molar gasoso.

TP6 Obtenção da curva de pressão de vapor da água.

TP7 Determinação da entalpia de vaporização da água.

TP8 Destilação por arraste de vapor para líquidos imiscíveis.

TP9 Entalpia de reação.

Ativ Exercícios.

1.4 Referência Bibliográficas

Brown, L. S.; T. A. Holme. Química Geral Aplicada a Engenharia, 1ª Edição. Editora Cengage

Learning: São Paulo, 2009.

Kotz, J.C.; Treichel Jr., P.M. Química e Reações Químicas – vol. 1, 4a ed., Editora LTC: Rio

de Janeiro, 2002.

Masterton, W.L.; Slowinski, E.J.; Stanitski, C.L. Princípios de Química, 6a ed., Editora LTC:

Rio de Janeiro, 1990.

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11 | P á g i n a

PARTE I: TEORIA

PARTE I: TEORIA

Conteúdo: Aulas da frente 1 e frente 2 e lista de exercícios complementares


12 | P á g i n a

13 | P á g i n a

2. Estequiometria com reagentes em quantidades limitadas, Grau de complementação da reação e Grau de conversão de reagentes [Aula 1.4]

2. Estequiometria com reagentes em

quantidades limitadas, Grau de

complementação da reação e Grau de

conversão de reagentes [Aula 1.4]

2.1 Introdução

Na maioria dos processos industriais, para aumentar o rendimento, emprega-se um ou

mais reagentes em quantidades superiores àquelas previstas pela estequiometria. Nestas

condições, tais reagentes são denominados por reagente em excesso (RE). O reagente que não se

encontra em excesso é denominado por reagente limite ou limitante (RL), porque sua

quantidade determina ou limita a quantidade de produto formada. O excesso de um reagente é

calculado com relação à quantidade do reagente limite empregada na reação. Normalmente, o

excesso de reagente fica misturado ao produto ao final da reação.

Exemplo 2.1: Num processo de produção de amônia, 20 mol de nitrogênio gasoso (N2)

são misturados num reator com 40 mol de hidrogênio gasoso (H2) contendo um catalisador, à

pressão p e temperatura T, obtendo-se 24 mol de amônia gasosa (NH3). Determine: a) o

reagente em excesso; b) a porcentagem em excesso; c) o grau de complementação da reação

(rendimento); e d) o grau de conversão dos reagentes.

Reação N2 (g) + 3H2 (g) → 2 NH3 (g)

estequiometria 1 mol 3 mol 2 mol

alimentação 20 mol 40 mol -

consumo/produção 24 mol

2.2 Como determinar o Reagente em excesso (RE) e o

Reagente Limitante (RL)

Há muitas formas de avaliar qual reagente está em excesso e qual reagente limita a

quantidade de produto formada. Apresentaremos duas:


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2.2.1 Pela comparação entre os quocientes reacionais (r):

A determinação do reagente limitante e reagente em excesso comparando os quocientes

reacionais é dada por:

�� = �� .�� (eq. 2.1)

onde r(A) é o quociente reacional (razão entre o número de moles de A alimentado, n(A), e o

coeficiente estequiométrico de A, C.E.(A), da reação química balanceada). Temos, para o

exemplo 2.1: �� = ��

e �� = ��

.

Assim: �� = �� = 20 e �� = ��

= 13,33

Por comparação, o quociente reacional do nitrogênio é maior que o do hidrogênio.

Portanto, o nitrogênio é o reagente em excesso (RE) e o hidrogênio é o reagente limite (RL).

2.2.2 Pela comparação entre a relação estequiométrica e a relação de alimentação:

Relação estequiométrica:

�"#$"% = �.�� .��

= 0,33 (eq. 2.2)

Relação de alimentação:

�&'() = �*+,-�� *+,-��

= �� = 0,5 (eq. 2.3)

Aplicando as equações 2.2 e 2.3 no exemplo 2.1, temos: �"#$"% = �.�� .��

= 0,33 e

�&'() = �*+,-�� *+,-��

= �� = 0,5

Quando a relação de alimentação é maior que a relação estequiométrica, isto indica que

o numerador da relação de alimentação é maior, no caso o nitrogênio é o reagente em excesso.

E se fosse o contrário? Neste caso, a relação estequiométrica seria 3 e a relação de

alimentação seria 2, indicando que a quantidade alimentada é inferior à necessária para a

ocorrência da reação na relação estequiométrica. O numerador da relação de alimentação (o

hidrogênio) é o reagente que limita a quantidade de produto formado; o nitrogênio está em

excesso.

2.3 Determinação da porcentagem de excesso (%exc)

A porcentagem de excesso (%exc) é expressa por:

%/01 = �23,*+,-4�23,567�23,567

× 100% (eq. 2.4)

15 | P á g i n a

2. Estequiometria com reagentes em quantidades limitadas, Grau de complementação da reação e Grau de conversão de reagentes [Aula 1.4]

onde nRE, alim é o número de moles de alimentação do RE e nRE, teo o número de moles necessário

para reagir com todo o RL alimentado (teórico).

No exemplo 2.1, a quantidade de N2 necessária para reagir com todo o H2 alimentado é

dada pela estequiometria da reação:

Reação N2 (g) + 3H2 (g) → 2 NH3 (g)

estequiometria 1 mol - 3 mol 2 mol

alimentação nN2teo - 40 mol -

nN2teo = 13,33 mol N2

Assim: %/01 = ��4� , )9'� , )9' × 100% = 50,04%

2.4 Determinação do Grau de Complementação (GC) ou

rendimento da reação

O grau de complementação (GC) ou rendimento da reação é:

;< = �2=,>7?@�2=,*+,-

× 100% = )2=,>7?@)2=,*+,-

× 100% (eq. 2.5)

onde GC é o grau de complementação da reação (rendimento), a razão entre o número de moles

(ou massa) consumidos do RL, nRL, cons, e o número de moles (ou massa) alimentado do RL,

nRL,alim.

Retomando o exemplo 2.1, pela estequiometria da reação, a quantidade consumida de

RL é determinada a partir da quantidade de produto: 24 mol de NH3 são formados a partir de

36 mol de H2; o rendimento da reação é: ;< = A)9'��)9' × 100% = 90%.

Uma outra forma de avaliar o grau de complementação é a partir da quantidade de

produto obtida:

;< = �CD7E,6FC�CD7E,567

× 100% = )CD7E,6FC)CD7E,567

× 100% (eq. 2.6)

onde nprod, exp (ou mprod, exp) é a quantidade de produto obtida experimentalmente e nprod, teo (ou

mprod,teo) a quantidade de produto que seria obtida se todo o reagente limitante fosse convertido

em produto.

Para o exermplo 2.1, tem-se para o produto: ;< = ��)9'�A,AA)9' × 100% = 90%.


16 | P á g i n a

2.5 Determinação do Grau de Conversão de um reagente A

(GCA)

O grau de conversão de um reagente A (GCA) é expresso por:

;<� = �G,>7?@�G,*+,-

× 100% (eq. 2.7)

Aplicando a equação 2.7 no exemplo 2.1 temos: ;<�� =�H�,>7?@�H�,*+,-

× 100% = A)9'��)9' ×

100% = 90% e ;<�� =�I�,>7?@�I�,*+,-

× 100% = ��)9'��)9' × 100% = 60%

Note que o grau de conversão do RL é igual ao rendimento da reação (GC = GCRL).

ANOTAÇÕES RELEVANTES

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3. Diagramas de Fases [Aula 1.7]


3.1 Conceitos fundamentais

Ponto de ebulição de um líquido: é a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido

é igual à pressão externa ou pressão atmosférica.

Ponto triplo: representa a coexistência simultânea dos 3 estados físicos em equilíbrio da

substância, caracterizado por valor único de pressão e temperatura.

Ponto crítico: é a temperatura e a pressão acima das quais desaparece a distinção entre

gás e líquido. Na temperatura e pressão críticas, as propriedades da substância como densidade,

índice de refração, cor, condutividade térmica e viscosidade são virtualmente idênticas nas duas

fases. Acima deste ponto, a substância se torna um fluido supercrítico, que tem propriedades

distintas do líquido e do gás. Uso do CO2 supercrítico na indústria de alimentos e em processos

de extração.

Diagrama de Fases da água

Ponto triplo (A); ponto de ebulição normal (nbp); ponto de fusão

(mp); ponto crítico (C). Fonte: OS Autores

O diagrama de fases da água em altas pressões está representado abaixo. O efeito

preponderante se dá nas diversas fases do gelo (polimorfismo), indicadas pelos diferentes

números:


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fase Ih ou I: gelo comum – a reta vertical inclinada para a esquerda indica que o gelo flutua na

água (densidade do gelo menor que a da água);

a curva vertical ascendente (inclinada para a direita) indica que a densidade do sólido é maior

que a do líquido – as formas III, V e VI afundam na água (são mais densas).

Diagrama de Fases da água em altas pressões

Fonte: OS Autores

3.2. Aplicações

Patinação no gelo: a patinação no gelo é possível porque após a passagem do patim, a

superfície do gelo é refeita. Como na superfície de contato da lâmina do patim com o gelo a

pressão aumenta, ocorre a fusão do gelo e logo após a passagem a pressão retorna a inicial

ocorrendo a solidificação da água refazendo a superfície.

Penetração de um arame contendo pesos em suas extremidades que atravessa uma barra

de gelo sem dividi-la em duas partes: o aumento localizado de pressão provoca a fusão do gelo e

o arame atravessa a barra do gelo. A seguir a pressão volta a inicial e a água sobre o arame

solidifica.

Liofilização de produtos: consiste na eliminação da água do produto (secagem) por

resfriamento rápido, embalando-o a vácuo para que possa ser consumido após muito tempo

(frutas, peixe, café, legumes, carnes). O procedimento pode ser explicado utilizando o diagrama

da água. Inicialmente faz-se o resfriamento rápido do produto a pressão cte. (solidificação) para

evitar a formação de grandes cristais de gelo, com o objetivo de formar microcristais de gelo. A

seguir, através da diminuição da pressão (vácuo), inferior a 4,58 mmHg, a temperatura

19 | P á g i n a


constante, ocorre a sublimação do gelo, eliminando a água do produto. A embalagem do produto

é feita a vácuo. Os produtos podem ser reidratados quando forem consumidos.

Diagrama de Fases do CO2

Fonte: OS Autores



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21 | P á g i n a

4. Sistema Gás-Líquido [Aula 1.9]


4.1 Sistema Gás-vapor (saturado)

Sistemas multicomponentes, nos quais um único componente é capaz de permanecer no

estado líquido nas condições do processo, são comuns em processos industriais. Esses processos

podem ser de evaporação, secagem ou umidificação, envolvendo sempre a transferência de

componentes condensáveis do estado líquido para o estado gasoso e do gasoso para o líquido.

Suponha que se introduza água líquida em um recipiente que inicialmente contém ar

seco e que a temperatura (t) e a pressão (P) do sistema sejam mantidos constantes igual a 75°C

e 760 mmHg, respectivamente. Inicialmente a fase gasosa não contém água, sua pressão parcial

(pv) é zero e então as moléculas de água começam a evaporar. A fração molar de água na fase

gasosa(xv ou xH2O) aumenta e então temos pv = xv×P. Quanto maior a quantidade de moléculas

de água que evaporam, maior será sua pressão de vapor, até a quantidade de moléculas que

evaporam ser igual a quantidade que condensa, então teremos atingido o equilíbrio. A fase

gasosa é dita então saturada com água (contém toda a água que pode estar evaporada nesta

temperatura e pressão). A água no sistema gasoso é chamada de vapor saturado.

Se um gás, na temperatura T e na pressão P, contém vapor saturado, então a pressão

parcial do vapor na fase gasosa é igual à pressão máxima de vapor (ou simplesmente pressão de

vapor) do componente puro, p°v, na temperatura do sistema.

Condição de saturação:

JK = 0K × � = JK° �M (Eq. 4.1)


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Como escrito anteriormente, xv é a fração molar de vapor (condensável) na fase gasosa,

pv é a pressão parcial do vapor, P é a pressão total do sistema, e p°v é a pressão máxima de

vapor na temperatura do sistema. Para uma mistura gás-líquido ou gás-vapor, podemos aplicar

as seguintes equações utilizando a Lei dos Gases Ideais:

JK × N = OK × P × Q → STU = �T

�575*+= 0K (Eq. 4.2)

4.2 Sistema Gás-vapor (não-saturado)

Um sistema multicomponente contendo um único componente condensável (vapor),

numa determinada condição de temperatura e pressão, onde a pressão parcial do vapor é menor

do que a pressão máxima de vapor na temperatura do sistema gasoso é chamado de não-

saturado. Nesse sistema as moléculas de vapor não estão em equilíbrio com as moléculas do

líquido e o vapor é chamado de vapor não-saturado.

4.3 Saturação Relativa (Umidade Relativa)

Relação entre a pressão parcial do vapor e a pressão máxima de vapor na

temperatura (t), do sistema.

VP% �ST

ST° �$

8 100% (Eq. 4.3)

4.4 Condição de superaquecimento

O vapor presente em uma mistura gasosa em quantidade menor do que a necessária

para a saturação é chamado vapor superaquecido.

JK � 0K 8 � W JK° �M (Eq. 4.4)

23 | P á g i n a


4.5 Ponto de Orvalho (P.O.)

Quando um vapor superaquecido (não-saturado) é resfriado lentamente a pressão

constante, a temperatura na qual se forma a primeira gota de líquido é chamada de ponto de

orvalho (P.O.) naquela pressão.

4.6 Referências Bibliográficas

Felder,M. R.; Rousseau, R.W. “Elementary Principles of Chemical Processes”. 3a ed, Wiley:

Nova Iorque, 2000.



24 | P á g i n a


25 | P á g i n a

5. Termoquímica: calorimetria [Aula 1.11]

5. Termoquímica: calorimetria [Aula 1.11]

5.1 Introdução

As medidas de trocas de calor em processos químicos e físicos são feitas num

calorímetro, um recipiente fechado projetado para tal. Existem dois tipos de calorímetro em que

estas trocas são medidas, a calorimetria a volume constante e a calorimetria a pressão

constante.

5.1.1 Calorimetria a volume constante

O calor de combustão de uma reação química é geralmente medido colocando-se uma

massa determinada do composto dentro do reservatório do calorímetro, chamado bomba

calorimétrica a volume constante, preenchido com oxigênio gasoso sob alta pressão. O termo

volume constante se refere ao volume do recipiente, que não muda durante a reação.

A bomba é imersa numa quantidade conhecida de água e a ignição elétrica do sistema

dá início à reação. O calor liberado pela combustão é calculado a partir do registro da elevação

da temperatura da água. Como não há entrada nem saída de calor do sistema durante o

processo, a troca de calor do sistema (qsistema) é zero:

X#(#$")& � XY&' + XZ � 0 ∴ XZ = −XY&' (eq. 5.1)

onde qcal e qr são os calores transferidos para o calorímetro e para a reação, respectivamente.

Para o cálculo da quantidade qcal é necessário conhecer a capacidade calorífica do

calorímetro (Ccal) e o aumento da temperatura, que é dado por:

XY&' = <Y&'∆Q (eq. 5.2)

Como estas medidas não ocorrem a pressão constante, a troca de calor não corresponde

à variação de entalpia, ∆H. Embora possível corrigir as medidas para valores de ∆H, geralmente

as correções são pequenas, e não serão tratadas aqui.

5.1.2 Calorimetria a pressão constante

O calorímetro a pressão constante é um dispositivo mais simples que a bomba

calorimétrica e é usado para determinar trocas de calor em sistemas que não envolvam reações

de combustão. Este calorímetro pode ser construído a partir de copos de isopor, como o que

será utilizado no laboratório.


26 | P á g i n a

Uma vez que a pressão é constante, o calor transferido no processo, qr, é igual à

variação de entalpia, ∆H. A pequena capacidade calorífica do copo pode ser desprezada nos

cálculos.

Exemplo 5.1: Misturou-se 100 mL de uma solução aquosa de HCl, 0,500 mol/L, com 100 mL

de uma solução aquosa de NaOH, 0,500 mol/L, em um calorímetro de copo. A temperatura

inicial das soluções era a mesma, 22,50 °C, e a temperatura final da mistura foi de 25,86 °C.

Calcule o calor transferido na reação de neutralização em termos de mol.

NaOH(aq) + HCl(aq) →→→→ NaCl(aq) + H2O(l)

Suponha que as soluções sejam diluídas o suficiente para apresentarem densidades e calores

específicos iguais aos da água (1,00 g/mL e 4,184 J/(g °C), respectivamente).

Resolução:

Se a temperatura aumentou, a reação de neutralização é exotérmica, portanto o sinal de

∆H é negativo. Supondo que não haja qualquer perda de calor para a vizinhança, X#(#$")& �

X#9' + XZ � 0 ∴ XZ = −X#9' onde qsol é o calor absorvido pela solução resultante da mistura. Como a densidade é 1,00 g/mL, a massa de 100 mL de uma solução é igual a 100 g. Assim,

temos:

X#9' = ^ × 1 × ∆Q = �100_ + 100_ × `4,184 bc°�d × �25,86°< − 22,50°<

X#9' = 2,81 × 10 e = 2,81fe

XZ = −X#9' ∴ XZ = −2,81fe

Pelas concentrações fornecidas, o número de moles tanto de HCl quanto de NaOH em

100 mL de solução inicial é 0,0500 mol. Como conseqüência, o calor de neutralização quando 1

mol de HCl reage com 1 mol de NaOH é: ∆� = 4�,g�hb�,�i)9' = −56,2 fe ^jkl


Chang, R. “Química Geral – Conceitos Essenciais”. 4a ed, McGraw Hill: São Paulo, 2007.

27 | P á g i n a

6. Grandezas e Relações utilizadas em Química [Aula 2.1]

6. Grandezas e Relações utilizadas em

Química [Aula 2.1]

6.1 A relação entre as grandezas massa, volume e

quantidade de matéria

A toda porção de matéria está associada duas propriedades intrínsecas: massa e volume

(“Matéria é tudo aquilo que, no universo, ocupa lugar no espaço e tem massa”.)

Do ponto de vista químico, as grandezas massa e volume se referem a substâncias ou a

materiais. Uma substância caracteriza-se como sendo “uma porção de matéria que tem somente

um tipo de entidade (molécula, átomo ou fórmula unitária)”; um material é “uma porção da

matéria que tem mais de uma substância”.

Em uma determinada condição, se amostras de uma substância têm volumes diferentes,

elas necessariamente têm massas diferentes. Logo, quanto maior o volume V da amostra, maior

será a sua massa m, pois estas grandezas são diretamente proporcionais: ^ ∝ N

A constante de proporcionalidade entre m e V é a densidade ρ:

^ � n ∙ N ou n �)

o (eq. 6.1)

A substância simples ouro, a 25°C, tem uma densidade igual a 19,3 g/cm3; a substância

simples diamante, 3,5 g/cm3; a substância composta água, 1,0 g/cm3; e o material areia,

aproximadamente, 2,5 g/cm3.

Analogamente tem-se a proporcionalidade entre volume e massa: N ∝ ^

A constante de proporcionalidade entre V e m é o volume específico ν:

N � p ∙ ^ (eq. 6.2)

O volume específico da substância simples ouro, a 25°C, é 0,0518 cm3/g.

A densidade e o volume específico estão relacionados por:

n ��

q ou p �

�

r (eq. 6.3)

Tanto a densidade como o volume específico depende da temperatura, pois o volume de

uma amostra varia com a temperatura. Por exemplo:


28 | P á g i n a

ρ(H2O, 20°C) = 998,2 kg/m3 e ρ(H2O, 35°C) = 994,0 kg/m3

O volume também depende da pressão. Como esta dependência só é marcante no caso

dos gases, em geral, no caso dos sólidos e líquidos, não se especifica a pressão.

Assim como massa e volume, existe a grandeza quantidade de matéria, definida em

termos do número de entidades (átomos, moléculas, elétrons, íons ou outras partículas) de um

sistema, cuja unidade é o mol. No SI, 1 mol equivale a 6,02214.1023 partículas, que é a

quantidade de átomos contidas em 0,012 kg de carbono 12.

^ � s ∙ O ou O �)

t (eq. 6.4)

A massa molar pode ser dada em g/mol; se utilizarmos a unidade kmol, bastante

comum em Engenharia, a massa molar passa a ser em kg/kmol.

Para qualquer amostra de uma substância, a massa m é diretamente

proporcional à quantidade de matéria n, cuja constante de proporcionalidade é a

massa molar M, calculada a partir da fórmula química do composto e das massas

atômicas fornecidas na tabela periódica

A relação entre volume e quantidade de matéria é dada pelo volume molar (Vm):

N � N) ∙ O ou N) �o

� (eq. 6.5)

Como o volume depende da temperatura, o volume molar também. Assim:

Vm (H2O, 20°C) = 18,06 cm3/mol e Vm (H2O, 35°C) = 18,15 cm3/mol

Na natureza, nos processos químicos em indústrias e nos laboratórios, a forma mais

comum de ocorrência da matéria é como um material. É comum ser necessário conhecer a

composição do material (quais as substâncias e em que quantidades estão presentes). Outra

forma de avaliar a composição é a determinação do teor de uma determinada substância numa

amostra do material (neste caso não importa quais são as outras substâncias e suas

quantidades).

A massa total de uma amostra de um dado material é a soma das massas individuais

das substâncias que o constituem. A relação entre a massa de uma substância mi e a massa total

do material mt é dada pela fração em massa wi:

^( � u( ∙ ^$ ou u( �),

)5 (eq. 6.6)

29 | P á g i n a

6. Grandezas e Relações utilizadas em Química [Aula 2.1]

Por exemplo, o ácido clorídrico é comercializado com uma fração em massa de HCl igual

a 0,36, usualmente expressa na forma de porcentagem em massa (basta multiplicar a fração em

massa por 100%), muitas vezes denominada título, ou seja, 36% em massa.

O volume de um material líquido não é necessariamente igual à soma dos volumes das

substâncias que o compõem. Ao misturar-se 50 mL de água com 50 mL de etanol, por exemplo,

o volume final da mistura é inferior a 100 mL; há casos em que o volume final é superior à soma

dos volumes individuais iniciais. Ao se trabalhar com relações entre o volume de uma substância

num material, utiliza-se para o volume do material a soma dos volumes ocupados

separadamente pelas substâncias que o compõem, o qual pode ser referido como sendo o volume

total das substâncias no material.

A relação entre o volume de uma substância Vi e o volume total Vt é dado pela fração

volumétrica φi da substância:

N( � v( ∙ N$ ou v( �o,

o5 (eq. 6.7)

O álcool hidratado para uso doméstico, por exemplo, é comercializado normalmente com

uma fração em volume de etanol igual a 0,540, ou 54,0% em volume.

Frações em volume são utilizadas para materiais líquidos ou gasosos nos quais as

substâncias componentes são originariamente líquidas ou gasosas, respectivamente. No caso de

materiais gasosos cabe ressaltar que todos os volumes devem ser tomados a uma mesma

temperatura e pressão.

Quando a massa ou o volume de um material é variado, automaticamente a sua

quantidade de matéria total é variada, sendo que as quantidades de matéria de substância no

material variam proporcionalmente à quantidade de matéria total. A constante de

proporcionalidade que as relaciona é chamada de fração molar da substância xi:

O( � 0( ∙ O$ ou 0( ��,

�5 (eq. 6.8)

A porcentagem molar (%molar) é dada pela fração molar multiplicada por 100%

(%molar=x×100%).

A porcentagem de pureza de um composto expressa o quanto da substância de interesse

existe numa determinada amostra. É definida como a relação entre a massa da substância pura

com a massa total da amostra:

%Jw�/xy = )CzD*)575*+�,-CzD*

× 100% (eq. 6.9)


30 | P á g i n a


Rocha-Filho, R.C.; Silva, R.R. Introdução aos Cálculos da Química; Makron Books: São Paulo,

1992.


31 | P á g i n a

7. Balanceamento de reações de óxido-redução [Aula 2.2]

7. Balanceamento de reações de óxido-

redução [Aula 2.2]

Sempre devemos determinar se a reação é ou não de óxido-redução. As equações de

reações que não são redox, em geral, podem ser balanceadas com maior facilidade utilizando-se o

método de inspeção algébrica; o balanceamento das equações redox (que envolvem transferência

de elétrons) necessita, em geral, de um método mais elaborado (método de transferência de

elétrons).

7.1 Método de transferência de életrons

O princípio deste método é que o número de elétrons cedido na oxidação é,

necessariamente, igual ao número de elétrons ganho na redução. As etapas deste método são as

seguintes:

Etapa (a) Análise realizada

Obtém-se os números de oxidação (NOX) de todos os átomos na equação e, em seguida, identifica-se aqueles que mudam o número de oxidação ao passar de reagente para produto;

Etapa (b) Análise realizada

Indica-se, como exemplificado abaixo, a transferência de elétrons entre os átomos que mudam de NOX (note que o número de elétrons cedido por átomo – oxidação – é indicado com um sinal negativo e o número de elétrons ganho por átomo – redução – por um sinal positivo):


32 | P á g i n a

Etapa (c) Análise realizada

Multiplica-se o número de elétrons perdido por átomo na oxidação e o número de elétrons ganho por átomo na redução pelo número desses átomos presentes nas fórmulas dos reagentes, obtendo-se, assim, os números de elétrons envolvidos na oxidação e na redução por fórmula de reagente:

Etapa (d) Análise realizada

Determina-se quantas fórmulas dos reagentes envolvidos na oxidação e quantas fórmulas dos reagentes envolvidos na redução são necessárias para que os números de elétrons na oxidação e na redução sejam iguais:

A seguir, reescreve-se a equação introduzindo estes números de fórmulas encontrados

como coeficientes dos respectivos reagentes, ou seja:

2Fe(s) + 3Cl2(g) �� 2FeCl3(s)

Observação:

No caso de reações representadas por equações iônicas (ou reações em meio ácido ou

básico), como por exemplo:

Cl2(g) + OH-(aq) �� ClO-

(aq) + H2O(l) + Cl-(aq)

Após a etapa d do método de balanceamento, deve-se balancear as cargas elétricas na

equação antes de aplicar a etapa e (término do balanceamento por inspeção).

Neste caso, teríamos:

33 | P á g i n a

7. Balanceamento de reações de óxido-redução [Aula 2.2]

Cl2(g) + 2OH-(aq) �� ClO-

(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) -2 = -1 -1

o que, neste caso, produz o resultado final do balanceamento.


Rocha-Filho, R.C.; Silva, R.R. Introdução aos Cálculos da Química; Makron Books: São Paulo,

1992.



34 | P á g i n a


35 | P á g i n a

8. Obtenção dos Elementos [Aula 2.3 a 2.5]


8.1 Introdução

Os elementos apresentados na

Tabela Periódica não são obtidos

diretamente da natureza. As principais

fontes de elementos são os oceanos, a

superfície terrestre e minas subterrâneas.

Muitos processos diferentes são

usados para obtenção de elementos em

forma pura. Algumas vezes é usada apenas uma separação, mas quando os elementos estão

combinados é necessário usar uma reação química especifica.

A forma com que os metais ocorrem na natureza pode ser representada pela figura

abaixo:

Fonte: Os Autores (Adaptado de MASTERTON, 1990)


36 | P á g i n a

A forma com que eles estão presente na Natureza varia sob as mais diferentes formas

físicas: Elementos Puros: (ex: ouro); Óxidos: Fe2O3; Al2O3; Sulfetos: Cu2S; Cloretos:

MgCl2; Carbonatos: CaCO3; Fosfatos: LaPO4.

A obtenção de metais puros a partir dos seus minérios é conhecida como metalurgia. O

processo metalúrgico pode envolver até três etapas:

Concentração do minério Redução do cátion metálico

ao átomo metálico Refino (purificação) do metal

O minério obtido extraído da natureza contém grande quantidade de impurezas que devem ser eliminadas

Esta etapa é necessária quando o minério é um composto do metal. Deve-se fornecer elétrons para promover a redução do cátion

Em alguns casos, o metal obtido pelas etapas anteriores pode conter pequenas quantidades de outros metais ou ametais, que devem ser removidas para se ter um metal puro

O objetivo desta parte da matéria é apresentar alguns dos processos usados na

obtenção de elementos a partir de fontes naturais e rever os conceitos básicos de estequiometria

química.

8.2 Obtenção do Exofre

Ficha Técnica do Elemento

Fonte: Os autores (adaptado de ALVES*, 2008)

HISTÓRICO: O nome pode ter duas origens: do Sâncrito Sulvere ou Latin Sulphurium, ambos significando Sufur que em português é traduzido como Enxofre. Encontra-se nativo em regiões vulcânicas. A forma mais comum é a amarela que queima ao ar produzindo SO2 de cheiro sufocante, é insolúvel em água, mas solúvel em CS2 de onde pode-se obter cristais. DESCOBRIMENTO: Não há ao certo uma data e por quem foi descoberto. OBTENÇÃO: Dentre os processos de obtenção estão os: a partir do gás natural, processo Frasch e processo Clauss. APLICAÇÕES\INFORMAÇÕES: As principais aplicações do enxofre são a Produção de ácido sulfúrico, vulcanização da borracha. Por possuir propriedades fungicidas é usado em medicamentos. Como sulfito é importante na preservação de sucos e vinhos.

*ALVES, N. P. Guia dos Elementos Químicos. Ed. Quimlab Produtos de Quimica Fina, 2008, pp. 140.

37 | P á g i n a


8.2.1 Enxofre a partir de gás natural

O enxofre pode ser obtido em quantidades considerais através de uma reação entre o

H2S presente no gás natural, queimando este com quantidade limitada de oxigênio, mostrada

pela reação:

2H2S(g) + O2(g) � 2S(g) + 2H2O(l)

8.2.2 Processo Frasch

Extração de enxofre diretamente do subsolo em profundidade máxima de 760m, misturado com carbonato de cálcio (CaCO3) e sulfato de cálcio (CaSO4). O processo Frasch (devido ao seu inventor Herman Frasch) consiste de três tubos concêntricos, figura ao lado:

- tubo externo: injeta-se água superaquecida (t=160°C) com a finalidade de fundir o enxofre (tfusão= 120°C) presente no subsolo

- tubo interno: injeta-se ar quente pelo tubo interno com a finalidade de aerar e tornar mais leve o enxofre fundido facilitando a sua subida até a superfície.

- tubo intermediário – por onde o enxofre sobe até a superfície.

Fonte: Os Autores (adaptação MASTERTON,

1990)

Na superfície o enxofre líquido passa por linhas aquecidas de vapor até um separador,

onde se remove o ar e a água. O enxofre pode ser solidificado ou mantido líquido para facilitar o

transporte e tem pureza de 99,9%.

8.2.3 Processo Clauss

É um processo de recuperação do enxofre a partir do H2S proveniente do processamento

do gás natural e petróleo.

O processo Clauss consiste basicamente em reagir um terço da quantidade inicial do H2S

obtido nas refinarias de petróleo da seguinte forma:

2H2S(g) + 3O2(g) � 2SO2(g) + 2H2O(g)


38 | P á g i n a

O SO2 obtido nesta etapa reage com o H2S restante:

2H2S(g) + SO2(g) � 3 S(l) + 2H2O(l)

O enxofre obtido, como é imiscível com água, pode ser facilmente separado por

decantação.

8.3 Obtenção do Hidrogênio



HISTÓRICO: do Grego Hydro Genes que significa formador de água. É inflamável, incolor e mais lecve que o ar, com o qual forma mistura explosiva. Possui três isótopos, prótio (H), deutério (D) e Tritio (T) sendo os dois primeiros naturais. DESCOBRIMENTO: Descoberto por Henry Cavendish em 1766 em Londres pela reação do ácido vitriólico (H2SO4) com Zn, Fe ou Sn. OBTENÇÃO: Dentre os processos de obtenção estão: a eletrólise da água e a eletrólise do cloreto de sódio (processo Solvay®) APLICAÇÕES\INFORMAÇÕES: Produção de ácido clorídrico, combustível para foguetes, e redução de minerais metálicos. O hidrogénio líquido apresenta aplicações criogênicas, incluindo a investigação da supercondutividade. Devido à sua leveza era usado como gás de enchimento de balões e dirigíveis; após o desastre do dirigível Hindenburg abandonou-se em parte seu uso devido à sua grande inflamabilidade, mas continua a ser usado em lançamento de balões meteorológicos estratosféricos.


8.3.1 Reforma do metano

Um método bastante utilizado para produzir hidrogênio é a partir do gás natural, cujo

principal componente é o metano (CH4):

CH4(g) + 2H2O(g) � CO2(g) + 4H2(g)

O hidrogênio formado dever ser então separado do dióxido de carbono borbulhando a mistura

gasosa em água fria, já que o CO2 é mais solúvel em água (0,024 mol/L à 25oC e 1atm) do que o

H2 (0,001 mol/L).

8.3.2 Eletrólise da água

Um método para se produzir

39 | P á g i n a


hidrogênio muito puro é através da eletrólise da água, que resulta também na produção de oxigênio:

2H2O(l) � O2(g 2H2(g)

Para se promover a eletrólise é necessário adicionar um sólido eletrólito para promover a condução da corrente elétrica; normalmente se utiliza NaOH,

O hidrogênio obtido desta maneira é mais caro que o obtido via gás natural, devido ao custo da energia elétrica empregada no processo.

Fonte: Os Autores (adaptação MASTERTON,

1990)

No eletrodo ligado ao pólo positivo da fonte elétrica ocorre a formação do gás oxigênio e

no pólo negativo ocorre a formação do hidrogênio:

2O-2(aq) � O2 (g) + 4e- (Oxidação)

4H+(aq) + 4e- � 2H2(g) (Redução)

8.3.3 Processo Solvay (Eletrólise do cloreto de sódio)

A maneira industrial mais empregada para obtenção de hidrogênio é pela eletrólise do

cloreto de sódio (NaCl) em uma célula eletrolítica, que acaba produzindo também o gás cloro

(Cl2). Tem-se ainda a soda cáustica ou hidróxido de sódio (NaOH) como um produto secundário

da reação.

Este processo é semelhante ao da eletrólise da água, mas utiliza o NaCl como eletrólito.

Como o Cloro é mais eletronegativo que o Oxigênio, ele será formado preferencialmente durante

a eletrólise.


40 | P á g i n a

Fonte: Os Autores

Com relação à produção dos mesmos, existem três tipos de células eletrolíticas que

podem ser utilizadas:

� Célula de mercúrio: processo que está em sendo eliminado do mercado.

� Célula diafragma: produz a soda com a maior porcentagem de contaminantes (soda com

1 % de cloreto de sódio)

� Célula de membrana: processo moderno e eficiente que, atualmente, produz uma soda

mais pura, devido a alta seletividade da membrana, que permite apenas a passagem de

íons Na+.

No processo, a reação básica de eletrólise é a descrita abaixo:

Conforme pode ser observado, o cloro sofre uma oxidação, sendo gerado no ânodo (pólo

positivo da bateria) o gás cloro, já o hidrogênio sofre uma redução, sendo gerado no cátodo (pólo

negativo da bateria) o gás hidrogênio e a soda como subproduto. Portanto se trata de um

processo em que ocorre uma reação de oxidorredução, sendo a água o agente oxidante e o cloreto

de sódio o agente redutor.

Observa-se ainda que somente os íons Na+ é que atravessam a membrana, pois isto a

soda formada é livre de cloreto de sódio (NaCl), já que os íons Cl- não atravessam a membrana

e, por isso, são totalmente convertidos em gás cloro.

41 | P á g i n a


As principais aplicações do gás cloro são a produção de ácido clorídrico, cloração de

compostos orgânicos utilizados como intermediários na síntese de vários compostos, produção de

hiploclorito de sódio, indústria de papel e celulose, produção do PVC, produção de poliuretanas,

indústria de medicamentos, tratamento de água e esgoto entre outras.

Já a soda (NaOH) é bastante utilizada na indústria de couro e peles, alimentos, bebidas,

sabões e detergentes, silicato de sódio, siderurgia, metalurgia, alumínio, pneus, petroquímica,

óleos e gorduras.

8.4 Obtenção do Sódio



HISTÓRICO: do Latim Natrium. Seus compostos são conhecidos desde a antiguidade, como o álcalis mineral (Na2CO3) e o sal marinho (NaCl). Apresenta-se na forma de um metal maleável, mais leve que a água. Reage rapidamente com o ar e vigorosamente com a água, inflamando o proprio hidrogênio liberado. DESCOBRIMENTO: Descoberto por Sir Humphry Davy em Londres em 1807 através da eletrólise da soda cáustica. OBTENÇÃO: Dentre os processos de obtenção esta a eletrólise do cloreto de sódio fundido. APLICAÇÕES\INFORMAÇÕES: O sódio metálico é convertido em uma liga Pb-Na (chumbo-sódio) que é uma matéria prima do chumbo tetraetila, utilizados como antidetonante da gasolina nos países Norte-Americanos e Europeus (no Brasil é utilizado o etanol). O uso mais familiar são as lâmpadas de vapor de sódio. Outras aplicações: Em ligas antiatrito com o chumbo para a produção de balas ( projécteis ); Na fabricação de detergentes combinando-o com ácidos graxos;


8.4.1 Eletrólise do Cloreto de Sódio Fundido

O sódio metálico é obtido pelo processo de eletrólise de cloreto de sódio fundido (íons

Na+ e Cl-), que também acaba gerando gás cloro.

Os elétrons provenientes de uma fonte elétrica entram na célula eletrolítica através do

cátodo de ferro (polo negativo), que acaba atraíndo os íons de sódio (Na+). Neste eletrodo ocorre

a redução dos íons de sódio em sódio metálico fundido: 2Na+ + 2 e- � 2Na(l)

Os íons de cloro (Cl-) são atraídos pela carga positiva do ânodo de grafite, perdendo

elétrons (oxidação), formando átomos de Cl, que se combinam dois a dois formando o gás cloro

(Cl2): 2Cl- � Cl2 (g) + 2e-


42 | P á g i n a

A construção da célula eletrolítica deve ser feita com o cuidado de o Sódio e o cloro

formados no processo não entrem em contato direto, caso isso aconteça a reação do sódio liquido

com o cloro gasoso é potencialmente destrutiva. Outra preocupação deve ser com o isolamento

térmico da célula que deve ser mantida a pelo menos 600°C, para que nem o cloreto de sódio

nem o sódio formado endureçam e o metal possa ser drenado.

Fonte: Os Autores (Adptado de MASTERTON, 1990)

Apostila de quimica Parte 1

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