Operação Junior, Provas de Engenharia Elétrica

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APOSTILA

CONCURSO

CARGO:

TÉCNICO DE OPERAÇÃO JÚNIOR

Conhecimentos Específicos

ÍNDICE

Conhecimentos de Matemática

• Ácidos, bases, sais e óxidos Conhecimentos básicos de Química
• Reações de oxidação-redução ...................................................................................................
• Termoquímica
• Cálculos estequiométricos
• Transformações químicas e equilíbrio
• Química Orgânica: hidrocarbonetos e polímeros
• Soluções aquosas
• Dispersões...................................................................................................................................
• Natureza corpuscular da matéria
• Natureza elétrica da matéria
• Estática, Cinemática e Dinâmica Conhecimentos básicos de Física
• Leis de Newton
• Condições de Equilíbrio
• Conservações da energia mecânica
• Conservação do momento angular
• Mecânica dos Fluidos .................................................................................................................
• Hidrostática
• Termodinâmica Básica ...............................................................................................................
• Propriedades e processos térmicos ...........................................................................................
• Máquinas térmicas e processos naturais ...................................................................................
• Eletrostática ..............................................................................................................................
• Cargas em movimento
• Eletromagnetismo
• Radiações eletromagnéticas ....................................................................................................
• Noções de Eletricidade e Eletrônica
• Noções de Instrumentação Instrumentação
• Noções de Metrologia
• Tipos de Instrumentos, terminologia, simbologia .....................................................................
• Transmissão e transmissores pneumáticos e eletrônicos analógicos
• Noções de Operações Unitárias
• Noções de Processos de Refino ..............................................................................................
• Noções de Equipamentos de Processo
• Bombas Centrífugas
• Permutadores Casco/Tubos .....................................................................................................
• Tubulações Industriais
• Noções de Controle de Processo .............................................................................................

ÁCIDOS, BASES, ÓXIDOS E SAIS

Ácidos e Bases

As funções mais importantes da química: ácidos e bases.

São os grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, junto com outras substâncias básicas como fostatos, boratos, arsenatos e amônia. Em adição, vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO 2. A fotossíntese das plantas pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO 2 , a substância geradora de ácido mais comum na natureza. A fermentação do suco de frutas pode vir a produzir ácido acético. Quando utilizamos nossos músculos em excesso sentimos dores provocados pela liberação de ácido lático.

Com tamanha frequência em nosso ambiente, não é de se espantar que os ácidos e bases tenham sido estudados por tantos séculos. Os próprios termos são medievais: "Ácido" vem da palavra latina "acidus", que significa azedo. Inicialmente, o termo era aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades semelhantes passaram a ter esta denominação. "Álcali", outro termo para bases, vem da palavra arábica "alkali", que significa cinzas. Quando cinzas são dissolvidas em água, esta se torna básica, devido a presença de carbonato de potássio. A palavra "sal" já foi utilizada exclusivamente para referência ao sal marinho ou cloreto de sódio, mas hoje tem um significado muito mais amplo. Nesta aula-virtual, veremos de que forma podemos classificar substâncias como ácidos ou bases, as principais propriedades destes grupos, o conceito de pH e a força relativa destas substâncias.

Auto-Ionização da água

Os íons hidrônio e hidróxido

A água, como já falamos no QMCWEB, é uma substância deveras bizarra. Entre várias propriedades anômalas, há uma de particular interesse no estudo de ácidos e bases: a auto-ionização. De fato, duas moléculas de água podem interagir e produzir dois íons: um cátion, o hidrônio, e um ânion, o hidróxido. É uma reação onde ocorre uma transferência de próton de uma molécula de água para outra. A existência da auto- ionização da água foi provada, ainda no século IXX, por Friedrich Kohlraush. Ele descobriu que a água, mesmo que totalmente purificada e de-ionizada, ainda apresenta uma pequena condutividade elétrica. Kohlraush atribuiu esta propriedade à existência de íons na água, mais precisamente íons hidrônios e hidróxidos.

Reação de autoionização da água:

A compreensão da auto-ionização da água é o ponto de partida para os conceitos de ácidos e bases aquosos.

Definição de Arrhenius

Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases que levavam em conta o caráter estrutural das moléculas foi desenvolvido no final do século 19, por Svante Arrhenius, um químico suéco. Ele propôs que os ácidos eram substâncias cujos produtos de dissociação iônica em água incluiam o íon hidrogênio (H+) e bases as que produzem o íon hidróxido (OH-).

Este conceito, embora utilizado até hoje, tem sérias limitações:

1. só pode ser empregado a soluções aquosas;
2. o íon H+, de fato, sequer existe em solução aquosa;
3. não pode ser aplicado para outros solventes.
4. segundo este conceito, somente são bases substâncias que possuem OH-^ em sua composição.

É verdade para o NaOH, mas outras substâncias, como a amônia, não são bases de acordo com o conceito de Arrhenius.

Em 1923, J.N. Bronsted , em Copenhagen (Denmark) e J.M. Lowry , em Cambridge (England) independentemente sugeriram um novo conceito para ácidos e bases. Segundo eles, ácidos são substâncias capazes de doar um próton em uma reação química. E bases, compostos capazes de aceitar um próton numa reação. Este conceito ficou conhecido como "definição de Bronsted", pois este e seus alunos foram mais ágeis na difusão da nova idéia.

Esta nova definição é bem mais ampla, pois explica o caráter básico da amônia e o caráter ácido do íon amônio, por exemplo.

Força Relativa

Em água, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, enquanto que algumas bases são melhores aceptoras de prótons do que outras. Por exemplo: uma solução aquosa de HCl diluída consite, praticamente, de íons cloreto e hidrônio, uma vez que quase 100% das moléculas do ácido são ionizadas. Por isso, este composto é considerado um ácido de Bronsted forte.

Em contraste, uma solução diluída de ácido acético contém apenas uma pequena quantidade de íons acetato e hidrônio - a maior parte das moléculas permanece na forma não ionizada. Este composto é, portanto, considerado um ácido Bronsted fraco.

De acordo com o modelo de Bronsted, um ácido doa um próton para produzir uma base conjugada. Entretanto, esta base conjugada pode vir a aceitar o próton de volta, retornando ao ácido conjugado. A espécie capaz de se ligar mais fortemente ao próton é que vai determinar a força do ácido ou da base.

Portanto,

a) quanto mais forte for o ácido, mais fraca é a base conjugada

Neste caso, a ligação H-A é bastante fraca, e o íon A-^ é estável, ou seja, é uma base fraca.

b) quanto mais fraco for o ácido, mais forte é a base conjugada. Isto significa que a ligação H-A é uma ligação forte, pois o íon A-^ é pouco estável e representa uma base forte, que tende a recapturar o próton.

Numa solução aquosa de HCl, duas bases entrarão numa disputa pelo próton: o íon cloreto e a água. Como a água é uma base mais forte, praticamente todo o HCl perde o próton para esta.

Já numa solução aquosa de ácido acético, a água sai perdendo: a base mais forte é o íon acetato! Por isso, apenas parte das moléculas deste ácido sofrem ionização.

Kw, Ka e Kb

A constante de ionização da água, Kw

Como vimos anteriormente, a água sofre um processo de auto-ionização, produzindo íons hidrônios e hidróxidos.

Entretano, como o íon hidróxido é uma base muito mais forte do que a água, da mesma forma que o íon hidrônio é um ácido muito mais forte, o equlíbrio é grandemente deslocado para o lado esquerdo da equação. De fato, a 25oC, apenas 2 de cada um bilhão de moléculas sofrem auto-ionização. Quantitativamente, podemos descrever o processo como:

Todavia, em água pura ou em uma solução aquosa diluída, o termo [H 2 O] é uma constante (55,5 mol/L). Desta forma, podemos simplificar a equação acima como:

Keq.[H 2 O]^2 = Kw e

bases fortes comuns no lar, no trabalho ou no laboratório nunca deve ser tratado através de uma tentativa de neutralização.

Sistemas Ácido – Base

Históricamente, as definições mais antigas de ácidos e bases, ainda usadas comumente, são atribuídas a Svante Arrhenius (1887). Baseavam - se em uma série de observações de propriedades comuns a certos tipos de compostos.

Ainda um outro conjunto de generalizações para o comportamento ácido - base foi proposto em 1923, desta vez por G.N.Lewis. Lewis reconheceu que o fator comum a todas as reações de "neutralizações" era a formação de uma ligação covalente através da doação de um par de elétrons de valência, não compartilhado, a uma espécie eletronicamente deficiente. As bases de Lewis incluiriam qualquer substância com um ou mais pares de elétrons de valência não compartilhados - a mesma exigência dos sistemas de Bronsted - Lowry.

Força De Ácidos e Bases

Qualquer reação ácido - base envolve uma competição por prótons. Os ácidos fortes são aqueles que, em solução aquosa, doam prótons à água muito rapidamente.

As bases fortes têm uma tendência de receber prótons a tal ponto que, em solução aquosa, têm uma afinidade por prótons aproximadamente igual (ou maior que) a do OH-. A força de um ácido ou base pode ser expressa por uma constante de equilíbrio que indica a extensão da competição com o solvente pelos prótons.

Uma das generalizações mais recentes é que um ácido é qualquer espécie eletrofílica que reage para aceitar um par de elétrons a uma velocidade determinada pela velocidade de difusão, e que uma base é qualquer espécie nucleofílica que reage para fornecer um par de elétrons a uma velocidade determinada pela velocidade de difusão.

Ácidos de Importância Industrial

ÁCIDO SULFÚRICO

O ácido sulfúrico é o produto químico mais utilizado na indústria: por isso, costuma - se dizer que "o consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país".

O H2SO4 puro é um líquido incolor, oleoso, denso, corrosivo e extremamente solúvel em água. O H2SO4 ferve a 338º C, que é um valor bem acima da temperatura de ebulição dos ácidos comuns: por isso é considerado um ácido fixo, isto é, pouco volátil.

O ácido sulfúrico é produzido industrialmente pelo processo denominado catalítico ou de contato. A oxidação SO2 à SO3 é a etapa mais difícil e demorada: para acelerá - la, usam

• se catalizadores. Os catalizadores mais usados são a platina e, principalmente, o pentóxido de vanádio. Antigamente essa oxidação era catalizada pelo gás NO2, no processo das câmaras de chumbo, atualmente em desuso.

O ácido sulfúrico é muito reativo, e sua ação química pode se dar de quatro formas diferentes: como ácido, como oxidante, como desidratante e como sulfonante.

Como ácido (forte e fixo). O H2 SO4 reage: com metais mais reativos que o hidrogênio e com sais. Considerando que o H2SO4 é pouco volátil, o aquecimento irá provocar a "expulsão" dos ácidos mais voláteis, como HCl, HNO, etc.

Como oxidante, o H2SO4 só age quando é concentrado e, em geral, quando atua a quente. Nesses casos há sempre liberação de SO2, gás ou anidrido sulfuroso.

Como desidratante o H2SO4 concentrado tem grande "avidez" por água, conseguindo "arrancá - la" de outros compostos químicos.

Como sulfonante: o H2SO4 concentrado é usado para introduzir o radical - SO3H (chamado sulfônico) em moléculas orgânicas.

Reações desse tipo são muito importantes na indústria química orgânica, para a producão de detergentes, corantes, medicamentos, etc.

Os principais usos do ácido sulfúrico são: na produção de fertilizantes agrícolas como os "super fosfatos;" na produção de compostos orgânicos, na produção de outros ácidos, na limpeza de metais e ligas metálicas, no refino do petróleo, em baterias de automóveis.

ÁCIDO CLORÍDRICO

O HCl puro, chamado gás clorídrico ou cloridreto, é um gás incolor, não inflamável, muito tóxico e corrosivo. Esse gás é muito solúvel em água e a solução aquosa é denominada ÁCIDO CLORÍDRICO.

O ácido clorídrico é usado na hidrólize de amidos e proteínas: na produção de corantes, tintas, couros, etc. Na limpeza de chãos e paredes de pedra ou de azulejo usa - se o ácido muriático, que é o ácido clorídrico impuro.

ÁCIDO NÍTRICO

O ácido nítrico é um líquido incolor, que ferve a 83º C, muito tóxico e corrosivo. É muito solúvel em água, e com o tempo e a influência da luz sua solução fica avermelhada devido a decomposição do HNO3 em NO2. O ácido nítrico é muito reativo:

reage como ácido forte com bases, óxidos básicos,etc.

reage como oxidante enérgico, quando concentrado, libertando NO ou NO2 ;

reage como nitrante, introduzindo o radical nitro em moléculas orgânicas.

O ácido nítrico é usado na produção de compostos orgânicos e na produção de fertilizantes agrícola e de nitratos, etc.

SAIS

DEFINIÇÃO

Óxido de nome do elemento

Exemplo:

Al 2 O 3 – óxido de alumínio

· Quando o elemento forma 2 óxidos:

Exemplo:

FeO –

· Quando o elemento forma 2 ou mais óxidos:

prefixo

Óxido de prefixo Nome do elemento

Exemplo:

Fe 2 O 3 – trióxido de diferro

Classificação dos óxidos:

· Óxidos ácidos ou anidridos: reagem com água, formando ácido, ou reagem com

base, forman-do água.

Exemplo:

CO 2 + H 2 O --> H 2 CO 3

CO 2 + 2 NaOH --> Na 2 CO 3 + H 2 O

· Óxidos básicos: reagem com água, formando base, ou reagem com ácido,

formando água.

Exemplo:

Na 2 O + H 2 O --> 2 NaOH Na 2 O + 2 HCl --> 2 NaCl + H 2 O

· Óxidos neutros: não reagem com água, ácido ou base. São exemplos de óxidos

netros: CO, NO, N 2 O.

· Óxidos anfóteros: ora se comportam como base, ora se comportam como ácido.

São exemplos de óxidos anfóteros: ZnO, Al 2 O 3 , SnO, SnO 2 , PbO e PbO 2.

· Óxidos mistos: se comportam como se fossem formados por dois outro óxidos.

Exemplo:

Fe 3 O 4 – FeO · Fe 2 O 3

· Peróxidos: reagem com água, produzindo base e peróxido de hidrogênio (H 2 O 2 ) e

reagem com ácido, produzindo sal e peróxido de hidrogênio.

Sulfato de Cálcio (CaSO4) --> É um sal usado na fabricação do giz e do gesso de porcelana.

REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

Oxidação e redução são exemplos de tipos de reações que ocorrem em nosso dia-a-dia. A oxidação pode ocorrer em três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio a substância, quando uma substância perde hidrogênio ou quando a substância perde elétrons.

Quando o magnésio queima no ar, o metal se transforma em cinza à medida que vai ganhando oxigênio e se torna oxidado. Essa cinza é o óxido de magnésio.

A redução, por sua vez, é o inverso e ocorre também de três maneiras: quando uma substância perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons.

Quando o Óxido de Cobre (negro) é colocado em aparelhagem apropriada (câmara) para redução do Óxido de Cobre, o Gás Hidrogênio entra em contato com o Óxido de Cobre super aquecido e como resultado ele perde oxigênio e vai aos poucos tornando-se rosa, pois, está sendo reduzido a Cobre.

Reação Redox

Sabe-se que oxidação e redução ocorrem juntas na mesma reação química. Esse fenômeno recebe o nome de reação redox (ou de oxirredução). Algumas dessas reações são muito úteis para a indústria. O ferro, por exemplo, é extraido pela combinação do minério de ferro com o monóxido de carbono, num alto-forno.

Nessa reação, o minério perde oxigênio para formar o ferro e o CO recebe oxigênio para formar o CO2. A ferrugem é um dos resultados de uma reação redox, na qual o ferro se oxida e forma o óxido de ferro (ferrugem), e o oxigênio do ar é reduzido.

Definições:

Reação de oxirredução ou redox - Reação com transferência de elétrons de um reagente para outro, ou reação com variação de nox de pelo menos um elemento.

Oxidação - Perda de elétrons ou aumento de nox.

Redução - Ganho de elétrons ou diminuição de nox.

Agente oxidante ou substância oxidante - Substância que sofre a redução ou substância que ganha elétrons.

Agente redutor ou substância redutora - Substância que sofre a oxidação ou substância que perde elétrons.

Balanceamento de equações de oxirredução - Fundamenta-se no fato de o número de elétrons cedidos na oxidação ser igual ao número de elétrons recebidos na redução.

Reação auto-oxirredução ou de desproporcionamento - Quando um mesmo elemento em parte se oxida e em parte se reduz.

Uma das aplicações mais úteis das reações de oxidação - redução é a produção de energia elétrica a partir de uma célula eletroquímica. A eletroquímica abrange todos processo químicos que envolve transferência de elétrons.

Quando um processo químico ocorre, produzindo transferência de elétrons, é chamado de pilha ou bateria, mas quando o processo químico é provocado por uma corrente elétrica (variação da quantidade de elétrons no temo), este processo é denominado de eletrólise. (Resumindo: pilha e bateria são processos químicos que ocorrem espontaneamente e geram corrente elétrica, já eletrólise é um processo químico (reação química) que ocorre de forma não espontânea, ou seja, ocorre na presença de uma corrente elétrica).

TERMOQUÍMICA

A Termodinâmica química, também chamada de Termoquímica, é o ramo da química que estuda o calor envolvido nas reações químicas baseando-se em princípios da termodinâmica.

Energia liberada nas reações químicas está presente em várias atividades da nossa vida diária. Por exemplo, á o calor liberado na queima do gás butano que cozinha os nossos alimentos, é o calor liberado na combustão do álcool ou da gasolina que movimenta nossos veículos e á através das reações químicas dos alimentos no nosso organismo que obtemos a energia necessária para manutenção da vida.

A maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia, que freqüentemente se manifestam na forma de variações de calor. A termoquímica ocupa-se do estudo quantitativo das variações térmicas que acompanham as reações químicas. Essas reações são de dois tipos:

Reações exotérmicas: as que liberam calor para o meio ambiente.

Exemplos

• combustão (queima) do gás butano, C 4 H 10

C 4 H10(g) + 13/2 O2(g) => 4 CO2(g) + 5H 20 (g) + calor

A rigor, deve-se considerar a capacidade térmica do calorímetro que inclui, além da capacidade térmica da água, as capacidades térmicas dos materiais presentes no calorímetro (agitador, câmara de reação, fios, termômetro etc.).

O calor de reação pode ser medido a volume constante, num calorímetro hermeticamente fechado, ou à pressão constante, num calorímetro aberto. Experimentalmente, verifica-se que existe uma pequena diferença entre esses dois tipos de medidas calorimétricas. Essa diferença ocorre porque, quando uma reação ocorre à pressão constante, pode haver variação de volume e, portanto, envolvimento de energia na expansão ou contração do sistema.

A variação de energia determinada a volume constante é chamada de variação de energia interna , representada por ?E, e a variação de energia determinada à pressão constante é chamada de variação de entalpia , representada por ?H.

Como a maioria das reações químicas são realizadas em recipientes abertos, à pressão atmosférica local, estudaremos mais detalhadamente a variação de entalpia das reações.

ENTALPIA E VARIAÇÃO DE ENTALPIA

Entalpia é a grandeza física que descreve a energia interna total de um sistema. No Sistema Internacional de Unidades, a unidade da entalpia é o Joule por mol.

O calor, como sabemos, é uma forma de energia e, segundo a Lei da Conservação da Energia, ela não pode ser criada e nem destruída, pode apenas ser transformada de uma forma para outra. Em vista disso, somos levados a concluir que a energia:

• liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia antes, armazenada nos reagentes, sob uma outra forma;
• absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece no sistema, armazenada nos produtos, sob uma outra forma.

Cada substância, portanto, armazena um certo conteúdo de calor, que será alterado quando a substância sofrer uma transformação. A liberação de calor pela reação exotérmica significa que o conteúdo total de calor dos produtos á menor que o dos reagentes. Inversamente, a absorção de calor por uma reação endotérmica significa que o conteúdo total de calor armazenado nos produtos é maior que o dos reagentes.

A energia armazenada nas substâncias (reagentes ou produtos) dá-se o nome de conteúdo de calor ou entalpia. Esta é usualmente representada pela letra H.

Numa reação, a diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes corresponde à variação de entalpia,.

onde:

• Hp = entalpia dos produtos;
• Hr = entalpia dos reagentes.

Numa reação exotérmica temos que Hp < Hr e, portanto, < O (negativo).

Numa reação endotérmica temos que Hp > Hr e, portanto, > O (positivo).

ENTROPIA

A entropia é uma grandeza termodinâmica geralmente associada ao grau de desordem. Ela mede a parte da energia que não pode ser transformada em trabalho. É uma função de estado cujo valor cresce durante um processo natural em um sistema fechado.

CALOR

O calor (abreviado por Q) é a forma de transferir energia térmica entre dois corpos que se vale da diferença de temperaturas existente entre eles. Não é correcto afirmar que um corpo tem mais calor que outro; o calor é uma forma de transferir energia de um sistema para outro, sem transporte de massa, e que não corresponde à execução de um trabalho mecânico. A transmissão de energia sendo função da diferença de temperatura entre os dois sistemas - Convencionalmente, se um corpo recebe energia sob a forma de calor (e não sob a forma de trabalho), a quantidade Q é positiva e se um corpo transfere energia sob a forma de calor, a quantidade transferida Q é negativa. A unidade do Sistema Internacional (SI) para o calor é o joule (J), embora seja usualmente utilizada a caloria (cal; 1 cal = 4,18 J).

Todo corpo tem uma certa quantidade de energia interna que está relacionada ao movimento aleatório de seus átomos ou moléculas e às forças interativas entre essas partículas. Os sólidos, líquidos ou gases apresentam constante movimento (vibrações) em suas partículas. A soma dessas vibrações de um corpo constitui a energia térmica do mesmo. Esta energia interna é diretamente proporcional à temperatura do objeto. Quando dois corpos ou fluidos em diferentes temperaturas entram em interação (por contato, ou radiação), eles trocam energia interna até a temperatura ser equalizada. A quantidade de energia transferida enquanto houver diferença de temperatura é a quantidade Q de calor trocado, se o sistema se encontrar isolado de outras formas de transferência de energia.

Termodinamicamente falando, calor e trabalho não são funções de estado (ou seja, não dependem apenas da diferença entre o estado inicial e o estado final do processo), mas dependem do caminho, no espaço de estados, que descreve o sistema em uma evolução quase-estática ou reversível (no sentido termodinâmico) de um estado inicial A até um estado final B.

Os processos pelos quais ocorre transferência de calor (transferências de energia sob a forma de calor) são:

• Condução
• Convecção
• Irradiação.

Condução térmica é um dos meios de transferência de calor que geralmente ocorre em materiais sólidos, e é a propagação do calor por meio do contato de moléculas de duas