Produção Industrial de Alumínio

O alumínio está presente em todas as esferas da sociedade, desde armazenamento de alimentos até na constituição de aparelhos eletrônicos. Além de sua produção a partir da matéria prima (bauxita) o alumínio pode ser produzido a partir da reciclagem. A produção derivada da matéria prima requer um consumo de energia elevadíssimo, pois a bauxita de cor marrom-avermelhada tem um ponto de fusão muito alto, essa bauxita deve sofrer um processo de purificação para que se possa extrair a alumina (Al₂O₃) de outras substâncias, como, por exemplo, o óxido de ferro 3 (Fe₂O₃).

A primeira etapa é moer o minério bauxita, denominada moagem, seguida pela digestão com uma solução cáustica de hidróxido de sódio (NaOH), sob temperatura e pressão controladas.

Após a digestão ocorre à clarificação. Nela ocorre à separação entre as fases sólida (resíduo insolúvel) e líquida (licor), quanto um pó branco de alumina pura é obtido e enviado à Redução. 

 Esta última etapa permite a obtenção de alumínio através de eletrólise. A passagem de corrente elétrica na célula eletrolítica promove a redução da alumina, decantando o alumínio metálico no fundo da célula e o oxigênio liberado reage com o ânodo de carbono, formando dióxido de carbono. 

                                                      Assim é formado o alumínio metálico.

                                           

Soda caustica e o Clube da Luta

O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é um hidróxido cáustico usado na indústria, principalmente como base química, na fabricação de papel, tecidos, detergentes, alimentos e biodiesel. É, nas condições ambiente, um sólido branco bastante higroscópico (absorve a água presente no ar). Caracteriza-se por ser uma base de Arrhenius muito forte, portanto, é utilizada para neutralizar ácidos fortes ou tornar rapidamente alcalino um meio reacional, mesmo em poucas concentrações. Sua obtenção origina-se da eletrólise de cloreto de sódio (NaCl) em meio aquoso.

           

Agora uma descrição de como a soda caustica aparece no filme Clube da Luta:

Vivendo de delírios e com seu amigo imaginário, Tyler possui a ilusão que para entrar em uma amizade mais séria com sua própria mente, ele deve queimar a mão com a soda caustica. Tal efeito, como escrito no livro, só é possível se a soda caustica entra em contato com a saliva ou água.

Na pele, a sensação de 200 graus provocada pela substancia é extrema. Narrando a dor, o protagonista fala de sua calça manchada de sande que, depois de algum tempo, também chega a derreter um pouco.

O indivíduo também cita algumas utilidades da soda caustica no dia a dia das pessoas:

“Você pode usar a soda caustica para desentupir ralos. Uma pasta de soda caustica misturada com água pode furar uma panela de alumínio Uma solução de soda caustica e agua pode dissolver uma colher de pau”

Bibliografia  

http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_s%C3%B3dio

http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/soda-caustica/

Produção Industrial de NaOH

 

O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda

cáustica, é um hidróxido cáustico usado em indústrias, principalmente

como base química, na fabricação de papel, tecidos, sabão, detergentes, alguns alimentos e biodiesel.

Apresenta na maioria das vezes no ambiente doméstico para a desobstrução de encanamentos e sumidouros, pois dissolve gorduras e sebos. Por outro lado é altamente corrosivo e pode produzir queimaduras, cicatrizes e cegueira devido à sua elevada reatividade. Além de corrosivo, o hidróxido de sódio também é bastante tóxico e muito solúvel em água, o que inclusive é uma dissolução que libera grande quantidade de calor, sendo um processo exotérmico e é produzido por eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio (salmoura), sendo produzido juntamente com o cloro.

O hidróxido de sódio não existe na natureza, ele é produzido industrialmente por meio de reações de eletrólise de soluções aquosas de cloreto de sódio (NaCl – salmoura), conforme pode ser visto abaixo:

2 NaCl + 2 H₂O  →2 NaOH + H₂↑  + O₂↑

Processos de fabricação:

2NaCl + CaCO3 → Na2CO3 + CaCl2

O primeiro estágio do processo é a purificação da salmoura saturada, que então reage com a amônia gasosa. A salmoura amoniacal é carbonatada em seguida com CO2, formando NaHCO3. Este é insolúvel na salmoura por causa do efeito do íon comum, podendo ser separado por filtração. Por aquecimento à 150ºC, o bicarbonato NaHCO3 se decompõe em carbonato anidro Na2CO3 (chamado na indústriade “soda leve”, por que é um sólido com baixa densidade, 0,5g/cm³). A seguir o CO2 é removido por aquecimento da solução, sendo o gás reciclado para o processo anterior, a amônia NH3, é removida por adição de álcali (solução de cal em água), sendo reaproveitada também. A cal (CaO) é obtida por aquecimento de calcário (CaCO3), que também fornece o CO2 necessário. Quando a cal (CaO) é misturada com a água forma-se Ca(OH)2.

     NH3+ H2O + CO2  → NH4.HCO3

   NaCl + NH4.HCO3 → NaHCO3 + NH4Cl

      2NaHCO3  → (150ºC) Na2CO3 + CO2  H2O

      CaCO3 →   (1100ºC em forno de cal) CaO + CO2

      CaO + H2O → Ca(OH) 2

       2 NH4 +   Ca(OH)2 → 2 NH3 + CaCl2  + 2H2O

O processo eletrolítico, a eletrolise da salmoura foi descrita pela primeira vez por Cruickshank, mas só em 1834 Faraday desenvolveu as leis da eletrólise. Naquele tempo era muito restrito o uso da eletrólise, porque as únicas fontes de energia elétrica para realizá-las eram as baterias primárias. Essa situação mudou em 1872, quando Gramme inventou o dínamo. A primeira aparelhagem industrial a base de eletrólise foi instalada em 1891 na Alemanha, na qual uma célula eletrolítica era preenchida, eletrolisada, esvaziada, a seguir novamente enchida... E assim por diante. Tratava-se, portanto, de um processo descontinuo. Obviamente, uma célula que poderia trabalhar continuamente, sem a necessidade de ser esvaziada, produziria mais a menos custos.  Nos anos seguintes surgiram muitas patentes e desenvolvimentos, visando à exploração das possibilidades industriais da eletrólise. A primeira instalação industrial na empregar uma célula contínua de diafragma foi provavelmente aquela idealizada por Le Seur em Romford, em 1893; surgiram as células de Castner em 1896. Em todas essas células (e também em muitas células modernas) empregava-se amianto como um diafragma para separar os compartimentos do ânodo e do cátodo. Com a adição constante de salmoura, havia uma produção contínua de NaOH e Cl2.

Na mesma época, Castner e Kellne desenvolveram e patentearam versões semelhantes da célula de cátodo de mercúrio, em 1897.

Os dois tipos de células, o de diafragma e o cátodo de mercúrio, permanecem uso. Os primeiros equipamentos de eletrólise produziam cerca de 2 toneladas de cloro por dia; as instalações modernas produzem 1000 toneladas por dia.

Na Eletrólise da salmoura, ocorrem reações tanto no ânodo  como no cátodo.

Ânodo: 2Cl- → Cl2 + 2e

Cátodo: Na +e → Na

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

        Se os produtos se misturarem, ocorrem reações secundárias:

2NaOH + Cl2 → NaOCl + H2

                        ou

2OH + Cl2  →2OCl + H2

e no ânodo pode ocorrer, até certo ponto, outra reação:

4OH →2H2O +4e

   Exposição crônica:

Controle da exposição e prevenção da intoxicação

• Educação dos trabalhadores para evitarem os respingos da substância. Todos os trabalhadores expostos devem estar instruídos sobre o que fazer em acidentes, com medidas de primeiros socorros.
• Adequada ventilação nos locais onde estão presentes vapores de soda cáustica.
• Fontes de água (lava olhos e chuveiros) nos locais onde a soda cáustica é manipulada.
• Uso de equipamentos de proteção: roupa impermeável, completa proteção facial, com óculos, máscara e equipamentos para proteção respiratória provido de filtro.
• Primeiros Socorros.2.Na inalação

• Retirar imediatamente da atmosfera para local com ar fresco. Se houver tosse ou dificuldade para respirar, avaliar a presença de irritação, bronquite ou pneumonia. Administrar oxigênio a 100% e ventilação assistida, se necessário.

1.     Na inalação

·         Retirar imediatamente da atmosfera para local com ar fresco. Se houver tosse ou dificuldade para respirar, avaliar a presença de irritação, bronquite ou pneumonia. Administrar oxigênio a 100% e ventilação assistida, se necessário.

2.    Na ingestão

·         Administrar grande quantidade de leite ou água com o objetivo de diluir e atenuar a ação cáustica da substância. A seguir, administrar vinagre diluído ou suco de frutas, para complementar a neutralização. Não provocar vômitos nem realizar lavagem gástrica.

·         A avaliação endoscópica só deve ser realizada 12-24 horas após a ingestão e nos casos sintomáticos com dor e dificuldade para ingestão, para melhor avaliação da dimensão das lesões. A endoscopia antes desse período é contra-indicada, face aos riscos de perfuração.

3.    No contato com a pele

·         É primordial a remoção das roupas contaminadas. As áreas atingidas devem ser lavadas com grande quantidade de água, por 1/2 hora até o socorro médico. Tratar as queimaduras.

4.    No contato com os olhos

·         Lavagem copiosa em água corrente por, no mínimo, 30 minutos e encaminhamento ao oftalmologista.

Bibliografia

http://www.deboni.he.com.br/tq/sal/fabrisoda.htm

http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_s%C3%B3dio

http://www.mundoeducacao.com/quimica/hidroxido-sodio.htm

Pilha alcalina e sua composição

As pilhas se tornaram tão importantes em nosso cotidiano que merecem um estudo especial. São elas as responsáveis pelo funcionamento de computadores portáteis, relógios, telefones, calculadoras, rádios, e até na medicina, em marca-passos cardíacos.

Vamos falar então da mais popular, a pilha alcalina. As pilhas alcalinas recebem este nome por que são feitas a partir de bases, possuem d.d.p de 1,5 Volts e não são recarregáveis.

As pilhas alcalinas são um tipo de pilha com a base de funcionamento muito parecida com a pilha seca de Leclanché, a pilha comum. A diferença consiste no fato de a pilha de Leclanché ser ácida em relação a hidrólise do cloreto de amônio (NH₄Cl_(aq)). Este sal é produzido de uma reação entre uma base fraca e um ácido forte, por isso, quando ele sofre hidrólise, o meio fica ácido.

Já na pilha alcalina, esse composto é substituído por uma substancia básica, como o hidróxido de potássio (KOH) ou o hidróxido de sódio (NaOH). Nesse caso, a reação global e as semirreações que garantem o funcionamento dessa pilha são:

Ânodo: Zn + 2 OH →  ZnO  + H₂O + 2e-

Cátodo: 2 MnO₂ + H₂O + 2e-→ Mn ₂O₃ + 2 OH

Reação global: Zn   +2 MnO₂→  ZnO  + Mn ₂O₃

Existem também outros tipos de pilhas alcalinas, isto é, que possuem uma base como eletrólito no lugar de um ácido, como pilhas do tipo ferro-níquel, prata-zinco, mercúrio-zinco e níquel-cádmio.

As pilhas alcalinas têm maior durabilidade e uma corrente maior, porém, elas também não são recarregáveis e sua ddp permanece a mesma que a das pilhas ácidas, que é de 1,5 Volts.

A pilha alcalina, por sua vez, é apropriada para equipamentos que requerem descargas de energia rápidas e fortes, como brinquedos, câmeras fotográficas digitais, MP3 players, etc.

Bibliografia:

http://www.mundoeducacao.com/quimica/pilhas-alcalinas.htm

http://www.brasilescola.com/quimica/pilhas-alcalinas.htm

http://www.alunosonline.com.br/quimica/pilhas-alcalinas.html

Células de Combustível

Histórico:

No século XIX foi desenvolvida a primeira célula de combustível por Sir William Grove (dono do postulado que faz uma relação entre mecânica, calor, luz, eletricidade e magnetismo dentro da Lei da conservação de energia). O primeiro esboço foi publicado em 1843. Infelizmente as células de combustível não tiveram aplicação prática até 1960, quando então passaram a ser usadas no programa espacial americano para produzir eletricidade e água potável (hidrogênio e oxigênio fornecidos de tanques da aeronave).

As células adquiriam altas temperaturas rapidamente ao entrar em funcionamento, o que era um problema em muitas atividades. Porém os avanços tecnológicos em 1980 e 1990 com o uso do Nafion (um incrível condutor de cátions, é extremamente permeável e é um catalisador de super ácidos) como eletrólito e a redução na quantidade do caríssimo catalisador de platina tornou-se possível o uso das células por parte de consumidores do automobilismo por exemplo. Na atual fase de pesquisas a Casio pretende lançar uma célula de combustível DMFC para notebooks a ser alimentada com o álcool metanol, em substituição às baterias de lítio de uso de três horas para 20 horas com o álcool que após esgotado seria trocado o cartucho vazio por outro cheio. Por outro lado a MTI Micro pretende lançar um carregador de baterias movido a célula de combustível.

Reações:

Anódica => H2 → 2H+ + 2e

Catódica => ½O2 + 2H+ + 2e → H2O

Inquestionavelmente, a reação global da célula a combustível é:

Global => H2 + ½O2→ H2O

Aplicação: 

A alta eficiência das células de combustível é uma vantagem marcante em relação a outras formas de transformar energia química em energia elétrica, gerando baixíssimos danos ao meio ambiente. As células de combustível foram utilizadas com sucesso no programa espacial norte - americano: Gemini e Apollo. Atualmente é a melhor fonte de energia para ônibus espacial.

Os sistemas para propulsão de veículos (automóveis) devem ser diferentes dos usados em aplicações estacionárias, pois devem ser compatíveis com as restrições de espaço e peso no veículo e com a necessidade de tempos de resposta curtos.


Esquema:

Referências bibliográficas:

http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc15/v15a06.pdf
http://carros.hsw.uol.com.br/celula-combustivel.htm

Desvendando a pilha de 9V

No mercado de hoje existem 6 tipos de pilhas comercias: D, C, AA, AAA, AAAA e 9V. Mas hoje iremos abortar apenas a pilha de 9V.

A pilha de 9V, também conhecida por PP3, pode não ser a mais conhecida pelos consumidores do mercado de pilhas, mas isso não significa que ela não esteja no meio do nosso cotidiano. Esse tipo de pilha, devido ao seu tamanho, não pode ser usada em dispositivos de pequeno porte como calculadoras, relógios de pulso, celulares ou controles remotos. Porem a pilha de 9V está presente no carrinho de controle remoto que seu filho brinca, no detector de fumaça e sprinkler, em rádios e também é usada em relógios digitais como bateria de stand-by.

As pilhas de 9V podem ser produzidas de três formas diferentes, porem todas possuem um mesmo conceito, que é uma série de 6 pilhas de 1,5V ligadas entre si totalizando uma ddp total de 9V. O que diferencia um tipo de pilha da outra são os tipos de pilhas internas, que podem ser tanto pilhas retangulares de zinco-carbono, pilhas retangulares alcalinas ou pilhas cilíndricas alcalinas (também conhecidas como pilhas comum).

Uma de suas maiores vantagens se deve pelo fato da disposição dos conectores, que permite ligar uma pilha na outra possibilitando assim maiores voltagens.

Recentemente foi lançada outro tipo de pilha de 9V, a única diferença das anteriores é que nessa, a substancia química utilizada foi o Lítio. Foi observado que utilização deste tipo de substancia química permite que a durabilidade da pilha seja 5 vezes maior do que a pilha alcalina 9V e 10 vezes maior do que a pilha zinco-carbono 9V. Foi calculado que a pilha de lítio 9V pode durar cerca de 10 anos. Ela é usada geralmente em parquímetros e em detectores de monóxido de carbono (CO).

Bibliografia:

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/e/e5/6_most_common_battery_types-1.jpg

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/e/ea/9V_innards_3_different_cells.jpg

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d8/9_volt_Battery_Snap.jpg

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/8/8d/Duracell_9_Volt_0849.jpg
http://en.wikipedia.org/wiki/Nine-volt_battery

Resumo de Quimica – 2º Bimestre

·         Reações de oxidorredução: reações de oxidorredução envolvem a transferencia de elétrons entre duas ou mais espécies químicas.

Reação de oxidação: onde há perda de elétrons (aumento do número de oxidação).

Reação de redução: onde há ganho de elétrons (diminuição do numero de oxidação).

·         Regras para atribuição de números de oxidorredução:

1)Toda substância simples tem nox=0 (Znº, H2º)

2)1A=> nox= +1                           

    2A=> nox=+2

3)Hidrogênio      H + ametal => nox=+1 (HCl)

                             H + metal => nox= -1 (NaH)

4)Oxigênio         nox= -2

                             Peróxidos => H2(O2) => nox= -1

5)Balanceamento

+1           +7         -2 => nox                                                                  

H2	S	O4
+2	+6	-8

 =0

 +1            +6         -2 => nox

H	Cl	O4
+1	+7	-8

 =0                     

·         Regras para balanceamento de realções de oxidorredução:

       7+    2-                      0                      +                    2+                2+             +    2-

2(MnO4)    +   5Fe   +   16H         5Fe   +   2Mn   +  8H2O

                         Fe:  5x -2e Oxidação (Ag. Redutor)
     Mn 2x +5e Redução (Ag. Oxidante)

1)Atribuição dos números de oxidação

2)Oxidação/Redução        Agente Redutor (Agente Oxidante)

3)Balanceamento do numero de elétrons

4)Para acertar o nº de átomos de oxigênio => H2O

5)Para acertar o nº de átomos de H+

·         Potencial de redução: Mede a capacidade da espécie química para receber elétrons, ou seja, mede a capacidade da espécie química para reduzir.

Quanto maior o valor numérico do potencial de redução, maior a tendência da espécie química para receber elétrons.

·         Potencial de oxidação: Invertendo-se a equação química e o sinal potencial de redução, temos o potencial de oxidação.

 

Exemplo de reação de oxidorredução com potencial de redução:

·         Espontaneidade de reação: Quando a voltagem calculada para a reação for de valor positivo, a reação será espontânea

                                 A reação é espontânea.

Quando a voltagem calculada para a reação for de valor negativo, a reação não será espontânea. Então, a reação inversa será espontânea.

                   A reação direta é não-espontânea, a reação inversa será espontânea.