COLÉGIO ESTADUAL DOM
CARLOS – EFMNP
ENSINO MÉDIO DISCIPLINA: Química 2° ano Ano Letivo: 2013
PROFESSOR: Elton Agostinho de
Araújo
REAÇÕES QUÍMICAS
São processos
que transformam uma ou mais substâncias, chamados reagentes, em outras
substâncias, chamadas produtos. E nesse momento houve mudança na estrutura da
matéria.
No nosso
cotidiano, há muitas reações químicas envolvidas, como por exemplo, no preparo
de alimentos, a própria digestão destes alimentos no nosso organismo, a
combustão no fogão, o aparecimento da ferrugem, a fabricação de remédios, etc.
Equação química
É a maneira
que representamos a reação química, ou seja, a representação gráfica da reação
química.
Ela representa
a escrita usada pelos químicos de forma universal, ou seja, é a mesma em qualquer
país.
As substâncias
que participam da reação química são chamadas de produtos ou reagentes na
equação química.
Reagentes (1°
membro) – são as substâncias que estão no início da reação. São as que irão
reagir, sofrer a transformação.
Produtos (2° membro)
– são as substâncias resultantes da reação química.
Exemplo: Duas
moléculas de gás hidrogênio juntam-se com uma molécula de gás oxigênio formando
duas moléculas de água.
2H2 +
O2 → 2 H2O
reagente produto
Observe que o
H2 e o O2 são reagentes e H2O é o produto.
Para
representar a reação química, utiliza-se uma seta apontando para o lado
direito, indicando a transformação, o caminho de reação.
Em cima ou
embaixo da seta, são utilizados alguns símbolos indicando as condições nas
quais a reação deve ocorrer. Vejamos alguns:
∆ - calor aq – aquoso ( em água) cat – catalisador λ – energia luminosa
Em cada
substância pode haver os seguintes símbolos:
↑ -
desprendimento de gás ↓ -
precipitação de um sólido
Nas equações
químicas, as substâncias podem aparecer com seus estados físicos:
(s) – sólido (l) – líquido (g) – gasoso
Exemplo:
C (s) + O2
(g) →
CO2 (g)
Balanceamento das reações
químicas
Em
uma reação química, a estrutura dos átomos, enquanto elementos químicos ficam
inalterados. Os átomos de um elemento não se transformam em átomos de outro
elemento. Também não há perda ou criação de átomos novos (Lei de Lavoisier).
Por isso, O número de átomos dos reagentes deve ser igual ao número de átomos
dos produtos. Quando isso acontece, dizemos que a equação química está
balanceada.
Exemplo de equação
balanceada: C + O2
→ CO2
Exemplo de equação
química não balanceada: H2 +
O2 → H2O
Para fazer o
acerto dos coeficientes das reações químicas, utilizamos o método das
tentativas, que consiste apenas em contar o número de átomos dos reagentes e
dos produtos.Para facilitar, podemos começar acertando os metais. Em seguida os
não-metais, depois oxigênio e por último o hidrogênio. Nesta ordem:
1º) Metais
2º) Não-Metais
3º) Oxigênio
4º) Hidrogênio
VELOCIDADE DAS REAÇÕES
As reações
químicas não ocorrem com a mesma velocidade: umas são mais rápidas, outras são
bem lentas. A reação entre bicarbonato de sódio, por exemplo, e vinagre, é
rápida. Basta os reagentes entrarem em contato para que ela ocorra. Já a reação
que ocorre entre ferro, oxigênio e água, formando a ferrugem, é lenta.
Alguns fatores podem alterar a velocidade das reações químicas.
Numa reação
entre um comprimido efervescente e água podemos acelerar a velocidade desta
reação. Basta dividir o comprimido em pedaços iguais. Então quanto mais
triturado, mais dividido, mais rápida é a reação. Este fator é a superfície de
contato, que aumenta e faz com que a reação seja mais rápida.
O mesmo
acontece quanto à temperatura. Se colocarmos o comprimido efervescente em água
fria e outro em água quente, observaremos que com a água quente a reação ocorre
mais rápida. Então, o aumento da temperatura faz com que a velocidade da reação
química aumente.
Fatores podem
aumentar ou diminuir a velocidade de uma reação química. São eles:
·
Temperatura, a temperatura está ligada à
agitação das moléculas. Quanto mais calor, mais agitadas ficam as moléculas. Se
aumenta a temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas (movimento). Se
as moléculas se movimentam mais, elas se chocam mais e com mais energia,
diminuindo a energia de ativação e em consequência, aumenta o número de
colisões efetivas e portanto, a velocidade da reação também aumenta.
Por este
motivo, aumentamos a chama do fogão para cozinhar e utilizamos a geladeira para
evitar a deterioração dos alimentos.
·
Superfície de contato, a área de contato entre
os reagentes também interfere na velocidade das reações químicas. Quanto maior
a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo, maior o número
de colisões eficazes e portanto, aumenta a velocidade da reação.
Isto explica
porque devemos tomar um comprimido de aspirina, por exemplo, inteiro do que em
pó. O comprimido em pó reage mais rapidamente, causando lesões no nosso
estômago. Se ele for ingerido inteiro, levará mais tempo para reagir, evitando
lesões.
Uma
substância em pó reage mais rápido do que uma substância inteira porque possui
maior superfície de contato.
Veja outros
exemplos:
- a carne é digerida mais
facilmente quando mastigada do que inteira;
- gravetos queimas mais rápido do
que um pedaço de madeira de mesma massa;
- palha de aço queima mais rápido
do que um pedaço de ferro de mesma massa.
·
Pressão, Pressão é a razão entre força e área,
ou seja, fazer força sobre uma determinada área. Com o aumento da pressão em um
recipiente, diminui o volume e desta forma aumenta a concentração dos
reagentes. As moléculas se chocam mais, aumentando o número de colisões e
portanto, aumenta a velocidade da reação.
·
Concentração, Concentração está relacionado à
quantidade de soluto e de solvente de uma substância. Se aumenta a concentração
de reagentes, aumenta o número de moléculas dos reagentes, aumentando o número
de colisões e aumentando também a velocidade da reação. Está associada à Lei
Cinética (Lei de Guldber-Waage).
Quando se
aumenta a concentração de oxigênio numa queima, a combustão acontece mais
rápido.
·
Presença de luz, Algumas reações químicas
ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de luz. A luz influencia
na velocidade das reações porque é uma energia em forma de onda eletromagnética
que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação.
A água
oxigenada, por exemplo, se decompõe mais facilmente quando está exposta à luz,
por isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada
pelas plantas é um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz.
Outra reação onde é muito utilizada a luz é a decomposição do AgBr que dá
origem aos filmes fotográficos.
·
Catalisador, é uma substância química que não
participa da reação química. Diminui a energia de ativação e aumenta a
velocidade da reação.
O catalisador
acelera a reação, mas não altera a composição química dos reagentes e produtos
envolvidos. A quantidade de substância produzida na reação não se altera com o
uso de catalisadores.
Se a reação
for reversível, a reação inversa também será acelerada, pois sua energia de
ativação também terá um valor menor.
O catalisador
não altera a variação de entalpia.
·
Inibidores, são substâncias, que ao contrário
dos catalisadores, aumentam a energia de ativação e como consequência diminuem
a velocidade da reação química. Pode ser chamado também de veneno de
catalisador ou anticatalisador. Antigamente era chamado de catalisador
negativo.
Nas reações
químicas a velocidade a cada instante é diferente da velocidade média. As
velocidades instantâneas nunca são as mesmas, possuindo valores diferentes
durante a reação. Se os intervalos de tempo utilizados nas medidas da
velocidade média forem ficando cada vez menores, a velocidade média tenderá a
assumir valores cada vez mais próximos da velocidade em um certo instante.
Velocidade
Instantânea é o valor para o qual tende a velocidade média quando os intervalos
de tempo vão se tornando cada vez menores.
Pode ser
calculada de acordo com a “Lei Cinética ou Equação de Velocidade”, proposta por
Guldberg e Waage.
SOLUÇÕES
As misturas
podem ser homogêneas ou heterogêneas. As misturas homogêneas possuem uma fase
distinta e as misturas heterogêneas possuem duas ou mais fases distintas.
As soluções
podem ser classificadas pelo tamanho das partículas e a maneira com que
interagem entre si, elas pode ser:
·
Solução,
é uma mistura homogênea entre duas ou mais substâncias diferentes.
O processo
utilizado para obter essa mistura é chamado de dissolução, ela é sempre formada
pelo soluto e pelo solvente.
Soluto –
substância que será dissolvida.
Solvente –
substância que dissolve.
A água é
chamada de solvente universal. Isso porque ela dissolve muitas substâncias e
está presente em muitas soluções. São misturas homogêneas translúcidas, com
diâmetro médio das partículas entre 0 e 1nm.
As soluções
podem ser formadas por qualquer combinação envolvendo os três estados físicos
da matéria: sólido, líquido e gasoso.
Exemplos de soluções no nosso
dia-a-dia:
- álcool hidratado
- acetona
- água mineral
- soro fisiológico
·
Dispersão
ou suspensão, é um sistema no qual uma substância está disseminada, sob a
forma de pequenas partículas, em uma segunda substância. São misturas com
grandes aglomerados de átomos, íons e moléculas. O tamanho médio das partículas
é acima de 1.000nm
Um exemplo é
a mistura entre água e areia em um copo. No início, a mistura fica turva, mas
com o passar do tempo, as partículas maiores vão de depositando no fundo do
copo. Mesmo assim, a água ainda fica turva na parte de cima. A água não ficará
totalmente livre de areia.
Exemplos: terra suspensa em água,
fumaça negra (partículas de carvão suspensos no ar).
·
Coloide,
são misturas homogêneas que possuem moléculas ou íons gigantes. O diâmetro
médio de suas partículas é de 1 a 1.000nm. Este tipo de mistura dispersa
facilmente a luz, por isso são opacas, não são translúcidas.
Podem ser
sólidas, líquidas ou gasosas.
O termo
colóide vem do grego e significa "cola" e foi proposto por Thomas
Grahm, em 1860 para as denominar as substâncias como o amido, cola, gelatina e
albumina, que se difundiam na água lentamente em comparação com as soluções
verdadeiras (água e açúcar, por exemplo).
Apesar dos
colóides parecerem homogêneos a olho nu, a nível microscópico são heterogêneos.
Isto porque não são estáveis e quase sempre precipitam.
Exemplos: maionese, shampoo,
leite de magnésia, neblina, gelatina na água, leite, creme.
Veja a seguir
o diâmetro médio das partículas dispersas:
Dispersão
|
Diâmetro
médio
|
Soluções Verdadeiras
|
Entre 0 e 1nm
|
Colóides
|
Entre
1 e 1.000nm
|
Suspensões
|
Acima de 1.000nm
|
Obs. 1nm (nanômetro) = 1.10-9m
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE
Quando
adicionamos sal a um copo com água, dependendo da quantidade colocada neste
copo, o sal se dissolverá ou não. O mesmo acontece quando colocamos muito
açúcar no café preto. Nem todo o açúcar se dissolverá no café. A quantidade que
não se dissolver ficará depositada no fundo.
O Coeficiente
de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma
quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão.
Em outras palavras,
a solubilidade é definida como a concentração de uma substância em solução, que
está em equilíbrio com o soluto puro a uma dada temperatura.
Exemplos:
AgNO3 –
330g/100mL de H2O a 25°C
NaCl – 357g/L
de H2O a 0°C
AgCl –
0,00035g/100mL de H2O a 25°C
Veja que o
AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de solubilidade é quase nulo, a
substância é insolúvel naquele solvente.
Quando dois
líquidos não se misturam chamamos de líquidos imiscíveis (água e óleo, por
exemplo). Quando dois líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, o coeficiente
de solubilidade é infinito, os líquidos são miscíves (água e álcool, por
exemplo).
Classificação das Soluções Quanto à Quantidade de Soluto
De acordo com
a quantidade de soluto dissolvida na solução podemos classificá-las em: solução
saturada, solução insaturada e solução supersaturada.
Solução
Saturada – são aquelas que atingiram o
coeficiente de solubilidade. Está no limite da saturação. Contém a máxima
quantidade de soluto dissolvido, está em equilíbrio com o soluto
não-dissolvido, em determinada temperatura. Dizer que uma solução é saturada é
o mesmo que dizer que a solução atingiu o ponto de saturação.
Soluto = C.S.
Solução
Insaturada (Não-saturada) – são aquelas que contém menos soluto do que o
estabelecido pelo coeficiente de solubilidade. Não está em equilíbrio, porque
se for adicionado mais soluto, ele se dissolve até atingir a saturação.
Soluto < C.S.
Solução
Supersaturada – são aquelas que contém mais soluto do que o necessário para
formar uma solução saturada, em determinada temperatura. Ultrapassa o
coeficiente de solubilidade. São instáveis e podem precipitar, formando o chamado precipitado (ppt) ou corpo
de chão.
Curvas de Solubilidade
São gráficos
que apresentam variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em
função da temperatura.
Veja os
coeficientes de solubilidade do nitrato de potássio em 100g de água. A partir
destes dados é possível montar a curva de solubilidade.
Temperatura (°C)
|
(g) KNO3 /100g de
água
|
0
|
13,3
|
10
|
20,9
|
20
|
31,6
|
30
|
45,8
|
40
|
63,9
|
50
|
85,5
|
60
|
110
|
70
|
138
|
80
|
169
|
90
|
202
|
100
|
246
|
Para
qualquer ponto em cima da curva de solubilidade, a solução é saturada.
Para
qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada.
Para qualquer ponto abaixo da
curva de solubilidade, a solução é insaturada.
Através do
gráfico também é possível observar que a solubilidade aumenta com o aumento da
temperatura. Em geral, isso ocorre porque quando o soluto se dissolve com
absorção de calor (dissolução endotérmica). As substâncias que se dissolvem com
liberação de calor (dissolução exotérmica) tendem a serem menos solúveis a
quente.
Curva de Solubilidade de alguns sais
FONTE:
http://www.furg.br/furg/depto/quimica/solubi.html FONTE:
http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/solub.1.gif
CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
A solução
pode ser:
- Concentrada: grande quantidade
de soluto em relação ao solvente.
Exemplo: H2SO4 conc = ácido
sulfúrico 98% + água
- Diluída: pequena quantidade de
soluto em relação ao solvente.
Diluir significa adicionar mais
solvente puro a uma determinada solução.
Exemplo: água + pitada de sal de
cozinha.
Tipos de Concentração
Concentração
é o termo que utilizamos para fazer a relação entre a quantidade de soluto e a
quantidade de solvente em uma solução.
As quantidades podem ser dadas em
massa, volume, mol, etc.
Observe:
m1= 2g
n2 = 0,5mol
V = 14L
Cada grandeza tem um índice.
Utilizamos índice:
1 = para quantidades relativas ao
soluto
2 = para quantidades relativas ao
solvente
nenhum índice = para quantidades
relativas à solução
Exemplos:
massa de 2g do soluto NaCl: m1=
2g
número de mols de 0,5mol do
solvente água: n2 = 0,5mol
volume da solução de 14L: V = 14L
As concentrações podem ser:
É a relação
entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros.
C = concentração comum (g/L)
m1= massa do soluto(g)
V = volume da solução (L)
Exemplo:
Qual a concentração comum em g/L
de uma solução de 3L com 60g de NaCl?
----> C= 60/3 ----> C=20g/L
Concentração comum é diferente de
densidade, apesar da fórmula ser parecida. A densidade é sempre da solução,
então:
Na
concentração comum, calcula-se apenas a massa do soluto, ou seja, m1
A molaridade
de uma solução é a concentração em número de mols de soluto e o volumede 1L de
solução.
M = molaridade (mol/L)
n1= número de mols do soluto
(mol)
V = volume da solução (L)
O cálculo da
molaridade é feito através da fórmula acima ou por regra de três. Outra fórmula
que utilizamos é para achar o número de mols de um soluto:
n = número de mols (mol)
m1 = massa do soluto (g)
MM = massa molar (g/mol)
Exemplo:
Qual a molaridade de uma solução
de 3L com 87,75g de NaCl?
Podemos
utilizar uma única fórmula unindo a molaridade e o número de mols:
Onde:
M = molaridade (mol/L)
m1 = massa do soluto (g)
M1= massa molar do soluto
(g/mol)
V = volume da solução (L)
·
Título (T) e Percentual (%)
É a relação
entre soluto e solvente de uma solução dada em percentual (%).
Os
percentuais podem ser:
- Percentual massa/massa:
%m/m
T%= Tx100%
- Percentual massa/volume:
%m/V ; %p/V
- Percentual volume/volume:
%v/v
Exemplos:
NaCl 20,3% = 20,3g em 100g de
solução
50% de NaOH = 50g de NaOH em
100mL de solução (m/v)
46% de etanol = 46mL de etanol em
100mL de solução (v/v)
O título não possui unidade. É
adimensional. Ele varia entre 0 e 1.
O percentual varia de 0 a 100.
·
Fração Molar (x)
A fração
molar é uma unidade de concentração muito utilizada em físico-química. Pode ser
encontrado o valor da fração molar do soluto e também do solvente. É uma
unidade adimensional.
Onde:
FM1= fração molar do soluto
FM2 = fração molar do solvente
n1= n°de mol do soluto
n2 = n° de mol do solvente
DILUIÇÃO
Consiste em
adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.
A massa de uma solução após ser
diluída permance a mesma, não é alterada, porém a sua concentração e o volume
se alteram. Enquanto o volume aumenta, a concentração diminui. Veja a fórmula:
Onde:
C1 = Concentração da solução 1
C2 = Concentração da solução 2
V1 = volume da solução 1
V2 = volume da solução 2
Para esta fórmula, sempre M1 e V1
são mais concentrados e M2 e V2 são mais diluídos.
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Propriedades
coligativas são propriedades de uma solução que dependem da concentração de
partículas do soluto e não da sua natureza.
Soluções Iônicas
São as
soluções que possuem íons como partículas dispersas. Em uma solução iônica, nem
todos os íons estão dissociados, ou seja, nem todos os íons estão dissolvidos
na solução.
Para realizar
o cálculo das partículas dissociadas em soluções iônicas é necessário levar em
consideração o grau de dissociação ou ionização (
) da substância que está dissolvida.
As partículas
iônicas podem ser ácidos, bases ou sais.
Se o ácido
sulfúrico apresenta um grau de ionização igual a 61%, isto quer dizer que 61%
dos seus íons se dissociam e que 39% não se dissociam.
Exemplo:
Considere que uma solução de
Al2(SO4)3 é dissolvida em água, e que sua dissociação é 100%. Se tivesse grau de dissociação
60%, em 1 mol de partículas dissolvidas:
- 0,6mol de partículas ionizadas
- 0,4mol de partículas
não-ionizadas
Pressão de Vapor (Pv)
Em qualquer
temperatura, as moléculas de qualquer líquido estão sempre em movimento.
Algumas com velocidade (diferentes) maiores que as outras e por isso conseguem
escapar do liquído, passando para a atmosfera. É o que acontece, por exemplo,
com a roupa secando no varal ou uma poça d´água que vai desaparecendo.
A velocidade
de evaporação do líquido é igual à velocidade de condensação de seus vapores.
Dizemos, então que há um equilíbrio dinâmico entre o líquido e seus vapores. Os
vapores do líquido chegaram ao estado de vapores saturados e que foi alcançada
a pressão máxima de vapor do líquido.
Pressão
máxima de vapor (Pv) é a pressão exercida por seus vapores quando estes estão
em equilíbrio dinâmico com o líquido. Pode-se dizer também que é a pressão
exercida pelas moléculas do solvente líquido contra a a sua superfície para
passar para o estado de vapor.
Quanto maior
a Pv mais volátil é o líquido. Ou seja, quanto mais pressão o líquido faz
contra a sua superfície, mais este líquido passará para o estado de vapor,
evapora mais rápido.
Alguns
fatores influenciam na pressão de vapor, como:
- temperatura
- natureza do líquido
Temperatura
Quando se
aquece um líquido, a quantidade de vapor tende a aumentar conforme o tempo, o
que fará com que a pressão de vapor também aumente.
O aumento da
temperatura ocasiona a agitação das moléculas. O líquido evapora mais
intensamente e causa maior pressão de vapor.
Veja o caso
da água pura:
T (°C)
|
Pv (mmHg)
|
0
|
4,6
|
10
|
9,2
|
20
|
17,5
|
30
|
31,8
|
40
|
55,3
|
50
|
92,5
|
60
|
149,4
|
70
|
233,7
|
80
|
355,1
|
90
|
525,8
|
100
|
760,0
|
110
|
1.074,6
|
120
|
1.489,1
|
Quanto maior
Pv , mais volátil (mais evapora).
Natureza do líquido
Considere um
frasco que contém água e outro contendo álcool, ambos no estado líquido e com
mesmo volume e temperatura. Nos dois frascos há um manômetro para medir a
pressão de vapor das substâncias.
Após algum
tempo, a pressão indicada pelo álcool foi maior do que a pressão indicada para
a água, porque no frasco do álcool houve a formação de uma quantidade maior de
vapores, já que o álcool é uma substância mais volátil.
Conclui-se
que a pressão de vapor de uma substância depende apenas de sua natureza química
e não da quantidade.
Líquidos mais
voláteis que a água, como éter comum, álcool etílico e acetona evaporam mais
intensamente e possuem maior pressão de vapor.
Quanto menor
a temperatura, mais evapora, maior Pv.
Fonte: http://esds.edu.pt/antiga/afa/quimica/Imagens/I_17.png
TONOSCOPIA
A tonoscopia
é uma propriedade coligativa que ocasiona o abaixamento da pressão de vapor de
um líquido, quando a ele se adiciona um soluto não-volátil.
Se
adicionarmos um soluto não-volátil em solvente, ocorre a diminuição da pressão
de vapor e consequentemente, demora mais tempo para evaporar.
A pressão de
vapor de um solvente puro sempre será maior do que a pressão de vapor de uma
solução.
Com a adição
das partículas do soluto intensificam-se as forças atrativas moleculares e diminui
a pressão de vapor do solvente.
Exemplo de pressão de vapor da água pura e em
solução:
Água pura (25°C) = Pv=23,76mmHg
Solução 1mol/L de glicose (25°C)
= Pv=23,34mmHg
Solução 1mol/L de sacarose (25°C)
= Pv=23,34mmHg
Quanto maior
a quantidade de partículas em uma solução, menor será a sua pressão de vapor.
Ebulição dos Líquidos Puros
O fenômeno
físico onde uma substância passa do estado líquido para gasoso é a vaporização.
Há três tipos
de vaporização:
- evaporação
- ebulição
- calefação
A evaporação
acontece na superfície do líquido. É uma vaporização mais lenta, mais calma.
A ebulição
acontece no interior do líquido. É uma vaporização mais turbulenta, com
formação de bolhas.
A calefação é
uma passagem muito rápida do estado líquido para vapor. Quase que instantânea.
Quando a
pressão de vapor é igual a pressão atmosférica o líquido entra em ebulição.
Onde:
Pv ou Po = pressão de vapor
Patm = pressão atmosférica
(pressão externa local)
*Se a pressão de vapor aumenta, o
ponto de ebulição (P.E.) também aumenta.
Ponto de Ebulição e Pressão Atmosférica
A pressão
atmosférica varia de acordo com a altitude. Com o aumento da altitude, diminui
a pressão atmosférica, diminuindo o ponto de ebulição, causando a diminuição da
pressão de vapor.
Locais onde
tem menos pressão atmosférica, a água ferve mais rápido. As moléculas escapam
do líquido com mais facilidade.
Em lugares de
grande altitude, as substâncias entram em ebulição a temperaturas mais baixas
que ao nível do mar. Isto explica a dificuldade de cozinhar alimentos, como
ovos e arroz e preparar bebidas quentes, como café e chá em locais que estão ao
nível do mar.
Veja a tabela
comparativa entre cidades de diferentes altitudes e seus pontos de ebulição:
Cidade
/ Local
|
Altitude
em relação ao nível do mar (m)
|
P.E.
aproximado da água (°C)
|
Rio
de Janeiro
|
0
|
100
|
São
Paulo
|
750
|
97
|
Campos
do Jordão
|
1.628
|
95
|
Cidade
do México
|
2.240
|
92
|
La
Paz
|
3.636
|
88
|
Monte
Everest
|
8.848
|
70
|
Quanto maior
a altitude, menor o P.E., menor a Patm, menor a Pv.
EBULIOSCOPIA
A
ebulioscopia é uma propriedade coligativa que ocasiona a elevação da
temperatura de um líquido quando a ele se adiciona um soluto não-volátil e
não-iônico.
A temperatura
em que se inicia a ebulição do solvente em uma solução de soluto não-volátil é
sempre maior que o ponto de ebulição do solvente puro (sob mesma pressão).
Isso acontece
porque a água, por exemplo, só entrará em ebulição novamente se receber energia
suficiente para que sua pressão de vapor volte a se igualar à pressão externa
(atmosférica), o que irá acontecer numa temperatura superior a 100°C.
Exemplo:
Água pura: P.E. = 100°C
Água com açúcar: P.E. maior que
100°C
Veja a tabela
comapartiva a seguir com diferentes soluções de sacarose em água e o P.E.:
Quantidade
de matéria de sacarose (por Kg de água)
|
P.E.
Água Pura a 1atm
|
P.E.
água na solução a 1atm
|
0,01
|
100
|
100,01
|
0,2
|
100
|
100,10
|
0,8
|
100
|
100,42
|
Observe que
quanto mais partículas dissolvidas há na solução, maior é a temperatura de
ebulição. Quanto maior a quantidade de partículas em uma solução, maior será o
seu P.E.
Diagrama de Fases e o Ponto Triplo
A
transformação de cada estado físico possui um nome. Obseve:
Existe um gráfico que representa as curvas de
variação da temperatura de ebulição e da variação da temperatura de
solidificação de uma substância qualquer em função da pressão de vapor. Essas
curvas coincidem num ponto específico de cada substância.
Fonte:
http://estadofisico.blogspot.com/2007/08/as-substncias-podem-mudar-de-estado.html
As curvas de
variação das temperaturas de ebulição e de solidificação da água em função da
pressão de vapor coincidem no ponto em que a pressão é igual a 4,579mmHg e a
tempertura é 0,0098°C.
Esta
coordenada representa o Ponto Triplo da água e o equilíbrio das fases. Isto
quer dizer que a substância pode ser encontrada, neste ponto exato da
curva, nos três estados físicos ao mesmo
tempo: sólido, líquido e gasoso.
Equilíbrio
das fases:
Diagrama de
Fases é o nome do gráfico que contém simultaneamente as curvas da variação das
temperaturas de ebulição, solidificação e de sublimação de determinada
substância química em função da pressão de vapor.
fonte:
http://www.profpc.com.br/propriedades_coligativas.htm
Toda
substância possui seu diagrama de fases, com seu ponto triplo (T) e suas
curvas.
Em um diagrama de fases podemos
verificar que:
- no ponto triplo coexistem as
três fases do equilíbrio;
- na curva de solidificação
coexistem a fase sólida e a fase líquida;
- na curva de sublimação
coexistem a fase sólida e a fase vapor;
- na curva de ebulição coexistem
a fase líquida e a fase vapor.
Ainda em
relação ao diagrama de fases:
- toda região à esquerda das
curvas de solidificação e de sublimação existe somente a fase sólida;
- toda região entre as curvas de
solidificação e de ebulição existe somente a fase líquida;
- toda região à direita das
curvas de ebulição e de sublimação existem somente a fase de vapor.
O diagrama de
fases explica muitos fenômenos que acontecem no nosso cotidiano. A patinação no
gelo é um exemplo. O deslizamento dos patins no gelo é facilitado porque ao
encostá-lo no gelo, ele exerce uma presão e o gelo derrete momentaneamente,
ficando líquido. Quando acaba a pressão, volta a ser gelo.
O uso do gás
carbônico (CO2) para a conservação de sorvetes também é um exemplo da utilidade
do diagrama de fases. À pressão de 1atm, ele passa diretamente de sólido para
gasoso a 78°C abaixo de zero. Por isso é usado como gelo-seco. Ele não se
transorma em líquido, passa direto para a fase gasosa em temperatura ambiente.
Substâncias
simples que sofrem fenômenos como a alotropia também possuem seu diagrama de
fases. É o caso do carbono, que possui os alótropos com diferentes formas
geométrica, o carbono grafite e o carbono diamante. Hoje sabe-se que é possível
trasformar grafite em diamante de acordo com estudos realizados sobre o
diagrama de fases do carbono. O grafite pode ser transformado em diamante
catalisado por crômio a uma temperatura de 2000°C e pressão de 100mil atm
(equivalente à pressão no subsolo a uma profundidade de 33Km). Este processo
pode ser feito em laboratórios especializados (até mesmo no Brasil) e leva
cerca de 5 minutos.
Ponto de Congelamento
Para que uma
substância passe da fase líquida para a sólida, as suas moléculas precisam
perder energia cinética (energia do movimento). Então, deve haver a diminuição
da temperatura. Lembre-se que a temperatura está ligada ao agitamento das
moléculas.
Entre as
substâncias com mesmo tipo de ligação intermolecular, o ponto de solidificação
será mais baixo naquela que possuir menor massa molar. Isto porque quanto menor
a massa molar da substância, maior é a mobilidade das suas moléculas (energia
cinética).
Veja alguns
Pontos de Solidificação:
Substância
|
PS (°C)
|
Massa Molar (g/mol)
|
n-pentano
|
-129,7
|
72
|
n-hexano
|
-95
|
86
|
propanona
|
-94
|
58
|
ácido acético
|
16,6
|
60
|
Em moléculas
de diferentes ligações intermoleculares, o ponto de solidificação será mais
baixo nas substância que tiverem a ligação mais fraca. Por isso o ácido acético
tem PS mais alto que as demais substâncias apresentadas. Possui ligações
intermoleculares do tipo pontes de hidrogênio, que é a mais forte das ligações.
CRIOSCOPIA
É uma
propriedade coligativa que ocasiona a diminuição na temperatura de congelamento
do solvente. É provocado pela adição de um soluto não-volátil em um solvente.
Está relacionado com o ponto de solidificação (PS) das substâncias. Esta
propriedade pode ser chamada também de criometria.
Quando se
compara um solvente puro e uma solução de soluto não-volátil, é possível
afirmar que o ponto de congelamento da solução sempre será menor que o ponto de
congelamento do solvente puro.
Quanto maior
o número de partículas dissolvidas em uma solução, menor será o seu ponto de
congelamento.
Em países
onde o inverno é muito rigoroso, adiciona-se sal nas estradas para provocar a
diminuição da temperatura de congelamento da água, evitando que se forme gelo.
Esta
propriedade também explica porque grande parte da água do mar não congela a
0°C. A imensa quantidade de sal dissolvida nos mares e oceanos faz com que o
seu ponto de congelamento diminua.
Nos carros, é
comum adicionar um anticongelante nos radiadores, o etilenoglicol. Esta
substância em solução com a água diminui a temperatura de congelamento para
-37°C.
OSMOMETRIA
A Osmose
estuda a passagem espontânea de solvente de uma solução mais diluída para outra
mais concentrada através de uma membrana semipermeável. A palavra osmose vem
grego osmós, que significa impulso. E a Osmometria estuda a medição da pressão
osmótica das soluções.
As soluções
devem ser do mesmo soluto, afim de igualar concentração.
Para impedir
que o solvente passe para a solução mais concentrada, é adicionada uma pressão
sobre a solução concentrada.
Para a
realização da osmose exitem três tipos de membranas:
- permeáveis
- impermeáveis
- semipermeáveis
As membranas
permeáveis deixam passar solvente e soluto.
É usado, por
exemplo, um pano de algodão fino.
As membranas
impermeáveis não deixam passar solvente e nem soluto.
As membranas
semipermeáveis tem ação seletiva quanto ao tipo de substância que pode
atravessá-la. Deixam-se atravessar por algumas substâncias, mas por outras não.
Permite a passagem do solvente e impede a passagem do soluto.
São exemplos
de manbranas semipermeáveis:
- papel vegetal
- papel pergaminho
- tripa de animal (as que
envolvem lingüiça e salsicha)
- bexiga de animal
- película de acetato de celulose
– papel celofane
- membrana celular
- membrana de porcela que contém
ferrocianeto cúprico Cu2[Fe(CN)6]
Pressão
Osmótica é a
pressão que se deve aplicar à solução para não deixar o solvente atravessar a
membrana semipermeável. É a pressão que é preciso exercer sobre um sistema para
impedir que a osmose ocorra naturalmente.
Para o
cálculo da pressão osmótica, usa-se a seguinte expressão:
Para as
soluções iônicas:
Onde:
As soluções
podem ser classificadas quanto às suas pressões osmóticas.
Sendo duas
soluções A e B com mesma temperatura:
Hipertônica,
isotônica e hipotônica refere-se à solução A em relação à solução B.
Exemplo de cálculo de pressão
osmótica:
Calcular a pressão osmótica de
uma solução de sacarose (C12H22O11), sendo que foram dissolvidas 34,2g desse
soluto em 0,5L de solvente a 27°C. Dado: MM = 342g/mol
Em primeiro
lugar, deve-se calcular o número de mol em 34,2g de sacarose. Em seguida,
encontrar o valor de 27°C em Kelvin, somando 273 ou 273,15. E por último,
aplicar a fórmula sem o fator de correção de Van´t Hoff porque a sacarose é um
composto molecular e não iônico.
O efeito coligativo iônico é maior do que o
efeito coligativo molecular.
A pressão
osmótica é muito importante e explica uma série de fenômenos que ocorrem.
O fato das
verduras murcharem após serem temperadas com sal acontece porque o sal retira a
água das células das verduras.
As frutas
secas, como a ameixa-preta, incham quando colocadas em água.
Ajuda na
conservação dos alimentos, por exemplo, a carne salgada e frutas cozidas em
calda muito doce impedindo que não se estraguem com facilidade.
Os peixes tem
metabolismos diferentes de acordo com o tipo de água em que vivem. O corpo do
peixe é formado por muita água e outras substâncias dissolvidas nela. Como na
água salgada possui mais sais do que na água doce, um peixe de água salgada não
poderia viver em água doce e vice-versa. Causaria um desequilíbrio entre a
presão osmótica interna do organismo do peixe e a pressão osmótica externa da
água.
Em casos de
desidratação, onde há muita perda de água, é necessário repor ao organismo soro
fisiológico, composto de água fervida, uma colher de sal de cozinha e duas
colheres de açúcar, para reequilibrar a pressão osmótica do organismo.
Resumo das Propriedades Coligativa
PROPRIEDADE
COLIGATIVA
|
CAUSA
|
Tonoscopia
|
Diminuição
da pressão de vapor do solvente
|
Ebulioscopia
|
Aumento
da temperatura de ebulição
|
Crioscopia
|
Diminuição
da temperatura de congelamento
|
Osmometria
|
Aumento
da pressão osmótica
|
OXIRREDUÇÃO
Significa
transferência de elétrons e conseqüentemente a variação do número de oxidação
(nox).
Número De Oxidação (Nox)
Para a
compreensão da eletroquímica, é necessário saber calcular o número de oxidação
das substâncias envolvidas em uma reação química.
Número de
Oxidação ou NOX deve ser calculado da seguinte maneira:
1) Substância Simples: ZERO
(porque não há perda e nem ganho de elétrons).
Exemplos:
H2 NOX H = 0
Fe NOX Fe = 0
O3 NOX O = 0
2) Átomo como íon simples: Sua
própria carga.
Exemplos:
Na+ NOX Na = 1+
S2- NOX S = 2-
H+ NOX H = 1+
3) Metais alcalinos à esquerda da
fórmula: 1+
Exemplos:
NaCl NOX Na = 1+
LiF NOX Li = 1+
K2S NOX K = 1+
4) Metais alcalino-terrosos à
esquerda da fórmula: 2+
Exemplos:
CaO NOX Ca = 2+
MgS NOX Mg = 2+
SrCl2 NOX Sr = 2+
5) Halogênios: 1-
Exemplos:
NaCl
NOX Cl = 1-
KF
NOX F = 1-
K2Br NOX Br = 1-
6) Calcogênios: 2-
Exemplos:
CaO NOX O = 2-
ZnO NOX O = 2-
MgS NOX S = 2-
7) Ag, Zn e Al: 1+, 2+, 3+
Exemplos:
AgCl NOX Ag = 1+
ZnS NOX
Zn = 2+
Al2S3 NOX Al = 3+
8) Hidrogênio em composto: 1+
Exemplo:
H2O NOX H = 1+
9) Hidreto metálico (hidrogênio
do lado direito da fórmula): 1-
Exemplo:
NaH NOX H = 1-
10) Oxigênio em composto (regra
dos calcogênio): 2-
Exemplo:
H2O NOX O = 2-
11) Oxigênio com flúor: 1+ e 2+
Exemplos:
O2F2 NOX O = 1+
OF2 NOX O = 2+
12) Peróxidos (oxigênio +
alcalino / alcalino terroso): 1-
Exemplos:
H2O2 NOX 0 = 1-
Na2O NOX 0 = 2-
13) Superóxidos: 1/2-
Exemplo:
K2O4 NOX O = 1/2-
Cálculo de NOX:2-
Para as
substâncias com dois ou mais elementos químicos:
- soma do NOX de todos os átomos
= zero
- soma do NOX de todos os átomo
em um íon composto = sua carga
Exemplo:
Para encontrar o NOX do H na
água, sabendo apenas o NOX do O:
Pode-se colocar em cima da
fórmula o NOX e embaixo o somatório.
Assim:
1+
2-
→ NOX
H 2
O
→ elemento químico
______
2+ 2- =
0 → somatório
Neste caso, o NOX do O é 2-.
Multiplica-se o NOX pelo número de átomos de O, então 2-
Como a água é uma substância que
está no seu estado neutro (não é um íon), o somatório de cargas é zero. O H
soma 2+, por este motivo.
Para achar o NOX do H, divide-se
o número do somatório do H pelo número de átomos de H. Como existem dois átomos
de H, o NOX será 1+
Oxirredução
É a reação
química que se caracteriza pela perda ou ganho de elétrons. É a transferência
de elétrons de uma espécie química para a outra. Ocorrem dois fenômenos:
oxidação e redução.
Oxidação – perda de elétrons,
onde aumenta o NOX. Agente redutor
Redução – ganho de elétrons, onde
diminui o NOX. Agente oxidante
Oxi-Redução – quando há
transferência de elétrons.
Pilhas De Daniell
Observe a
seguinte reação química de oxirredução:
Esta reação
pode ser feita muito facilmente colocando um pedaço de zinco metálico (Zn°) em
um copo com uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), que é um líquido
azul translúcido. Após alguns tempo, cerca de 20 minutos, pode-se observar que
o pedaço de metal ficou avermelhado. A parte que ficou vermelha é o cobre (Cu°)
que se depositou sobre a placa de zinco. E no fundo do copo há a formação de
sulfato de zinco (ZnSO4), conforme a reação acima.
Esta
experiência que pode ser feita até mesmo em casa, demostra as reações de
oxirredução.
A experiência
feita pelo meteorologista e químico inglês John Frederic Daniell, em 1836,
constitui uma pilha formada apartir de reações de oxirredução.
Pilha – São reações químicas que
produzem corrente elétrica.
Daniell montou
um sistema com dois eletrodos interligados.
Um eletrodo
era constituido de uma placa de zinco imersa em um copo com uma solução com
íons de zinco, no caso, sulfato de zinco.
O outro
eletrodo era constituído de uma placa de cobre imersa em um copo com uma
solução com íons de cobre, no caso, sulfato de cobre.
Chamou o eletrodo de Zinco de
ânodo, com carga negativa.
Chamou o eletrodo de Cobre de
cátodo, com carga positiva.
Fonte:
http://educar.sc.usp.br/licenciatura/2006/Pilha_de_Daniel/pilha_de_Daniell.html
Ânodo ou polo
negativo é o eletrodo onde saem os elétrons. Ocorre a reação de oxidação.
Cátodo ou
polo positivo é o eletrodo para onde vão os elétrons. Ocorre a reação de
redução.
Com o passar
do tempo, os elétrons da placa de zinco vão para a solução, fazendo com que
aumente a concentração da solução e corroendo a placa de zinco.
No outro
eletrodo, ocorre o contrário. Os élétrons da solução de sulfato de cobre se
depositam na placa de cobre, diminuindo a concentração da solução e aumentando
a massa da placa metálica.
Fonte:
http://cabarequimico.blogspot.com/2008/11/eletroqumica-abrange-todos-processo.html
Veja como
montar as reação que ocorrerem na Pilha de Daniell:
1°) montar a reação do ânodo
2°) montar a reação do cátodo
3°) somar as reações, formando a
reação global da pilha.
Obs.: Os
termos semelhantes, se anulam. No caso, na reação acima, os 2é.
Daniell
colocou uma ponte salina constituída de um tubo de vidro em U contendo solução de
KCl aquoso. A sua função é permitir a migração de íons de uma solução para a
outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada
eletrodo permaneça em equilíbrio.
Tabela
resumida da Pilha de Daniell:
ELETRODO
|
REAÇÃO
|
POLO
|
LÃMINA
|
SOLUÇÃO
|
ÂNODO
|
OXIDAÇÃO
|
POLO
NEGATIVO (-)
|
CORRÓI
|
CONCENTRA
|
CÁTODO
|
REDUÇÃO
|
POLO
POSITIVO (+)
|
AUMENTA
|
DILUI
|
Força Eletromotriz e Potencial de Redução e de Oxidação
Antes de
realizar a montagem de uma pilha, é necessário saber qual metal vai perder e
qual metal vai ganhar elétrons. Para conseguir responder à esta questão,
devemos conhecer o conceito de potencial de redução e o potencial de oxidação.
O potencial
de redução e de oxidação são medidos em volt (V) e é representado pelo símbolo
E°.
Onde:
variação de potencial
E° = diferença de potencial
(padrão)
E°RED = potencial de redução
E°OX = potencial de oxidação
Padrão: 25°C e 1atm
Pode-se utilizar
qualquer uma destas fórmulas, dependendo dos dados que são fornecidos.
A diferença
de potencial pode ser chamada também de força eletromotriz (fem).
Quanto maior o E°RED mais o metal
se reduz.
Quanto maior o E°OX mais o metal
se oxida.
Em geral, são
usadas tabelas com potenciais padrão de redução para indicar se o metal irá se
reduzir ou oxidar. Conforme imagem a seguir.
Veja o
exemplo:
Sendo:
E°RED Cu =
+0,34V
E°RED Zn =
-0,76V
a) Qual metal sofrerá redução?
O metal que
sofrerá redução é o cobre (Cu) porque possui maior valor, maior tendência a
reduzir.
b) Qual o valor da ddp desta
pilha ou diferença de potencial?
Pode-se calcular
também, se soubermos qual metal é o cátodo e qual é o ânodo:
c) Qual metal sofrerá oxidação?
O metal que
sofrerá oxidação é o zinco (Zn) porque possui menor valor de potencial de
redução. Então possui tendência a sofrer oxidação.
Então:
Reação Espontânea e Não Espontânea
A reação na
pilha (ou célula eletrolítica) pode ser espontânea ou não.
Quando o
potencial padrão da célula eletrolítica é positivo, a reação é espontânea.
Quando o
potencial padrão da célula eletrolítica é negativo, a reação é não espontânea.
Representação IUPAC
De acordo com
a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), a representação de
uma pilha deve ser da seguinte maneira:
ELETRÓLISE
Eletrólise é
uma reação não espontânea provocada pelo fornecimento de energia elétrica,
proveniente de um gerador (pilhas). É o inverso das pilhas.
A eletrólise
possui muitas aplicações na indústria química, na produção de metais, como
sódio, magnésio, potássio, alumínio e etc. Também na produção de não-metais
como cloro e o flúor e ainda substâncias como o hidróxido de sódio (soda
cáustica) e peróxido de hidrogênio (água oxigenada) e a deposição de finas
películas de metais sobre peças metálicas ou plásticas. Essa técnica de
deposição em metais é conhecida como galvanização. Os mais comuns são a
deposição de cromo (cromagem), níquel (niquelagem), prata (prateação), ouro
(dourar), usados em grades, calotas de carros, emblemas, peças de geladeira,
jóias, aparelhos de som. É utilizada também na purificação ou refino
eletrolítico de muitos metais, como cobre e chumbo. Em processo de anodização,
que nada mais é do que uma oxidação forçada da superfície de um metal para que
seja mais resistente à corrosão. É feita a anodização em alumínio.
Na
eletrólise, usa-se eletrodos inertes (que não regem), como o carbono grafite
(grafita) ou platina.
Para que a
eletrólise ocorra deve haver:
- corrente
elétrica contínua e voltagem suficiente para provocar a eletrólise;
- íons livres
( por fusão ou dissolução)
Eletrólise Ígnea
É uma
eletrólise onde não há presença de água. Metais iônicos são fundidos
(derretidos). Ao se fundirem, eles se ionizam formando íons. A partir desses
íons, é formada a corrente elétrica.
Reação de
fusão (transformação do estado físico sólido para líquido) do NaCl a 808°C:
Os eletrodos
devem ser inertes. Pode ser carbono grafite ou platina.
Estes
eletrodos são polarizados, um com carga negativa e o outro com carga positiva e
são colocados em uma cubeta com o metal NaCl já fundido.
Observe que no desenho
há dois eletrodos carregados eletricamente, o polo positivo e o polo negativo,
mergulhados em um metal fundido. A reação acima mostra a formação de íons Na+ e
íons Cl-. Quando estes íons entrarem em contato com os eletrodos, o íons
positivo (Na+) irá para o eletrodo negativo. O íon negativo (Cl-) irá para o
eletrodo positivo.
No eletrodo
negativo haverá formação de sódio metálico (Na°). No eletrodo positivo formará
gás cloro (Cl2). Percebe-se a formação de bolhas.
O eletrodo positvo é chamado de
ânodo e nele ocorre a reação de oxidação.
O eletrodo negativo é chamado de
cátodo e nele ocorre a reação de redução.
Reações:
A reação do
cátodo deve ser multiplicada por 2 para poder cancelar com a reação do ânodo,
já que forma gás cloro (Cl2).
Fonte: http://alfaconnection.net/pag_avsf/fqm0302.htm
Eletrólise Aquosa
É uma
eletrólise onde há a dissociação de um composto iônico em solução aquosa. O
eletrodo deve ser inerte.
É necessário
considerar a reação de auto-ionização da água, onde produz íon H+ e íon OH-.
O composto iônico é
dissolvido em água, ocorrendoa formação de íons livres, que produzirão a
corrente elétrica. Deve ser montada as quatro reações para obter a reação
global desta eletrólise.
Nesta cuba eletrolítica deve
haver água e o composto iônico dissolvidos. Da auto-ionização da água, formará
íons H+ e íons OH-. Se o composto for um sal, o NaCl, em contato com a água,
formará o íon Na+ e o íon Cl-. Os íons positivos serão atraídos pelo eletrodo
negativo e os íons negativos serão atraídos pelo eletrodo positivo. Cada par de
íons (positivo e negativo) competirão entre si para ver qual se formará ao
redor do seu respectivo eletrodo.
Existe uma
tabela de facilidade de descarga elétrica, entre cátions e ânions:
Cátions:
Alcalinos
Alcalinos Terrosos
Al3+
< H+ < demais cátions
Ordem
Crescente de Facilidade de Descarga dos Cátions
Ânions:
Ânions Oxigenados <
OH- < ânions não-oxigenados <
halogênios
Ordem
Crescente de Facilidade de Descarga dos Ânions
Observando a
tabela, deve-se comparar então os seguintes íons:
- Cl- e OH-
- H+ e Na+
De acordo com a tabela, o íon Cl-
(halogênio) tem mais facilidade do que o íon OH-.
De acordo com a tabela, o íon H+
tem mais facilidade do que o íon Na+.
Então,
formam-se nos eletrodos, o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2).
No polo (-) =
H+
No polo (+) =
Cl-
Reações:
Observe que
forma o H2 e Cl2.
Também forma
2Na+ e 2OH-. Juntando estes dois íons, forma-se 2NaOH.
Fonte:
http://www.cocemsuacasa.com.br/ebook/pages/9622.htm
Resumo de Pilhas e Eletrólise
Pilha de Daniell
|
Polo
+
|
Polo
-
|
Cátodo
|
Ânodo
|
Redução
|
Oxidação
|
Aumenta
a lâmina
|
Corrói
a lâmina
|
Dilui
concentração
|
Aumenta
concentração
|
Eletrólise
|
Ânodo
|
Cátodo
|
Oxidação
|
Redução
|
TERMOQUÍMICA
As
transformações físicas e as reações químicas quase sempre estão envolvidas em
perda ou ganho de calor. O calor é uma das formas de energia mais comum que se
conhece.
A
Termoquimica é uma parte da Química que faz o estudo das quantidades de calor
liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. A maioria das reações
químicas envolve perda ou ganho de calor (energia).
Veja no
quadro abaixo os tipos de reações com perda ou ganho de calor:
REAÇÕES QUE LIBERAM ENERGIA
|
REAÇÕES
QUE ABSORVEM ENERGIA
|
Queima do carvão
|
Cozimento
de alimentos
|
Queima da vela
|
Fotossíntese
das plantas, o sol fornece energia
|
Reação química em uma pilha
|
Pancada
violenta inicia a detonação de um explosivo
|
Queima da gasolina no carro
|
Cromagem
em para-choque de carro, com energia elétrica
|
As
transformações físicas também são acompanhadas de calor, como ocorre na mudanda
de estados físicos da matéria.
Absorção de calor
SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO
Liberação
de calor
Quando a
substância passa do estado físico sólido para liquido e em seguida para gasoso,
ocorre absorção de calor.
Quando a
substância passa do estado gasoso para líquido e em seguida para sólido, ocorre
liberação de calor.
Essa energia
que vem das reações químicas é decorrente de rearranjo das ligações químicas
dos reagentes transformando-se em produtos. Essa energia armazenada é a
ENTALPIA (H). É a energia que vem de dentro da molécula.
Nas reações
químicas não é necessário calcular a entalpia. Devemos calcular, geralmente, a
variação de entalpia (ΔH).
A variação de
entalpia é a diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos
reagentes.
Unidade de Calor
Tipos de Reações
As reações
químicas podem ser de dois tipos:
-
ENDOTÉRMICA: absorvem calor (+)
- EXOTÉRMICA:
liberam calor (-)
REAÇÃO
ENDOTÉRMICA
Se o valor
for positivo (+) a reação é endotérmica.
A reação
absorveu energia para acontecer.
REAÇÃO
EXOTÉRMICA
Se o valor
for negativo (-) a reação é exotérmica.
A reação
perdeu energia para acontecer.
ENTALPIA
Através de
algumas reações, é possível calcular o valor da variação de entalpia.
- Entalpia de Formação
- Entalpia de Combustão
- Entalpia de Ligação
- Entalpia de Neutralização
- Entalpia de Dissolução
Entalpia de Formação ou Calor de Reação
A Entalpia de
formação é a energia da reação quando forma 1 mol de substância, a partir das
substâncias químicas (elemento no seu estado padrão).
Estado
Padrão: é a forma mais estável de uma substância a 25°C e a 1atm de pressão.
São as substâncias simples.
As
substâncias que participam da reação de formação devem ser simples. Devem
informar o estado físico. Sua variação de entalpia de formação padrão é zero.
Exemplo de substância simples:
C(grafite), O2(g), N2(g), H2(g),
Na(s), S(s).
Exemplo de reação de formação:
Isto quer dizer que para formar 1 mol de NH3 a
reção produz 11 kcal de energia.
Este cálculo
pode ser feito utilizando a fórmula da variação de entalpia e utilizando alguns
dados tabelados.
Tabela com valores de Entalpia de Formação Padrão de Algumas
Substâncias
SUBSTÂNCIA
|
H°f kJ/mol
|
SUBSTÂNCIA
|
H°f kJ/mol
|
C2H2(g)
|
226,8
|
C diamante
|
+2,1
|
CH4(g)
|
-74,8
|
NH3 (g)
|
-45,9
|
CO(g)
|
-110,3
|
NaCl (s)
|
-412,1
|
CO2(g)
|
-393,3
|
O3 (g)
|
+143
|
H2O(v)
|
-242
|
SO2 (g)
|
-297
|
H2O(l)
|
-286
|
SO3 (g)
|
-396
|
Exemplo:
Escreva a reação de formação para
cada substância abaixo, indicando o valor da entalpia de formação de SO3(g):
1°) montar a reação de formação:
2°) Aplicar a fórmula:
Entalpia de Combustão
É sempre uma reação exotérmica. É
o calor liberado na reação de combustão de 1 mol de uma substância em presença
de gás oxigênio O2(g)
COMBUSTÃO COMPLETA: mais
quantidade de oxigênio. Forma gás carbônico e água.
COMBUSTÃO INCOMPLETA: menos
quantidade de oxigênio. Produz menos quantidade de energia. Forma mais resíduos
como monóxido de carbono (CO) e água (H2O).
Exemplo:
Qual o valor da entalpia de
combustão do benzeno (C6H6)?
Dados:
Tabela de ΔH°comb de algumas substâncias
SUBSTÂNCIA
|
FÓRMULA
|
ΔH°comb
(kcal/mol)
|
Hidrogênio
|
H2(g)
|
-68,3
|
Carbono
Grafite
|
C(grafite)
|
-94,1
|
Monóxido
de Carbono
|
CO(g)
|
-67,6
|
Metano
|
CH4(g)
|
-212,8
|
Etano
|
C2H6(g)
|
-372,8
|
Propano
|
C3H8(g)
|
-530,6
|
Butano
|
C4H10(g)
|
-688,0
|
Benzeno
|
C6H6(g)
|
-781,0
|
Etanol
|
H3C
– CH2 – OH(l)
|
-326,5
|
Ácido
Acético
|
H3C
– COOH(l)
|
-208,5
|
Glicose
|
C6H12O6(S)
|
-673,0
|
Sacarose
|
C12H22O11(S)
|
-1348,9
|
Entalpia de Ligação
Durante as
reações químicas, as ligações químicas dos reagentes e produtos são alteradas.
Podemos calcular o ΔH pela análise desses novos rearranjos.
A entalpia de ligação é a variação de entalpia
verificada na quebra de 1mol de uma determinada ligação química, sendo que
todas as substâncias estejam no estado gasoso, a 25° C e 1atm.
Reagentes = sempre são quebradas
as ligações = ENDOTÉRMICA (+)
Produtos = sempre são formadas as
ligações = EXOTÉRMICA (-)
Exemplo:
A ΔH do processo é a soma desses
calores. Calcula-se utilizando dados tabelados.
Entalpia de Ligação
(em Kj/Mol)
LIGAÇÃO
|
H°(kJ/MOL)
|
LIGAÇÃO
|
H°(kJ/MOL)
|
LIGAÇÃO
|
H°(kJ/MOL)
|
H – H
|
436
|
H – Br
|
366
|
N – C
|
305
|
H – O
|
463
|
H – I
|
299
|
C ≡ C
|
837
|
N – N
|
163
|
H – N
|
388
|
C = C
|
612
|
N = N
|
409
|
H – C
|
412
|
C – C
|
348
|
N ≡ N
|
944
|
O = O
|
496
|
C – Cl
|
338
|
H – F
|
565
|
O – C
|
360
|
Br – Br
|
193
|
H – Cl
|
431
|
O = C
|
743
|
Cl – Cl
|
242
|
A partir
desta tabela com dados das ligações de alguns elementos é possível calcular
também outras entalpias, como por exemplo a de combustão e a de formação.
Entalpia de Neutralização
É a entalpia
de uma reação de neutralização (entre um ácido e uma base formando sal e água).
A reação é exotérmica.
É a variação de entalpia
verificada na neutralização de 1mol de H+ do ácido por 1mol de OH-da base,
sendo todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25°C e 1atm.
Exemplos:
Entalpia de Dissolução
É a variação
de entalpia envolvida na dissolução de 1mol de determinada substância numa
quantidade de água suficiente para que a solução obtida seja diluída.
Quando um
sólido é colocado em um copo com água acontece uma dissolução. Nesta ordem
acontece:
LEI DE HESS
O químico e
médico Germain Henry Hess (1802-1850) desenvolveu importantes trabalhos na área
de Termoquímica.
A Lei de Hess
é uma lei experimental e estabelece que a variação de entalpia de uma reação
química depende apenas dos estados inicial e final da reação.
A Lei de Hess
também pode ser chamada de Lei da Soma dos Calores de Reação. É uma forma de
calcular a variação de entalpia através dos calores das reações intermediárias.
Podem ser infinitas variações de entalpia.
Exemplo:
Qual o valor da variação de
entalpia da reação a seguir?
Dados (equações intermediárias):
Resolução:
Observe que a ΔH1e ΔH2 são
somadas, obtendo-se o valor da variação de entalpia. As equações químicas
também são somadas, obtendo-se a reação global.
Para montar
as equações e aplicar a Lei de Hess, podemos fazer algumas alterações
matemáticas, seguindo as seguintes regras:
1°) as equações intermediárias
devem estar de acordo com a reação global. Coloca-se as equações (dados) na
ordem que reagem ou são produzidas. Se não estiverem de acordo, troca-se o
sinal da ΔH;
2°) acertar os coeficientes
também de acordo com a reação global. Se a equação for multiplicada, a ΔH
também deve ser multiplicada pelo mesmo número.
3°) realizar o somatório para
montar a reação global;
4°) somar os valores das ΔH das
equações intermediárias para achar a ΔH da reação global.
Exemplo:
Calcule a variação de entalpia da
seguinte reação pela Lei de Hess:
Dados:
Resolução:
Deve-se escrever todas as
equações intermediárias (dados) de acordo com a reação global. Na primeira
equação, o que há em comum é o C(grafite). Então ele deve ser escrito da mesma
forma (como reagente e 1mol).
A segunda equação tem em comum
com a reação global o H2(g). Nos dados, esta esécie química não está exatamente
igual como na global. Deve-se multiplicar toda a equação por 2, inclusive a
ΔH2;
A terceira equação tem em comum
com a reação global o CH4(g). deve-se inverter a posição desta equação e
portanto trocar o sinal da ΔH3.
Veja como deve ser feito:
EQUILÍBRIO QUÍMICO
A maior parte
das reações químicas terminam quando termina a quantidade de regentes. Alguns
processos não se completam. O fato disto ocorrer pode ser explicado pela
reversibilidade da reação. Após formar os produtos, estes produtos voltam a
formar os reagentes originais. Se certas modificações não forem modificadas,
essas reações não chegarão ao final. Elas tendem a atinir o equilíbrio químico.
O equilíbrio
químico é representado por setas inversas:
↔
Reações Reversíveis
Seja a reação
genérica:
Onde:
V1 e V2 são as velocidades
No momento do
equilíbrio, as concentrações [A], [B], [C], [D] são constantes, mas não
necessariamente iguais.
Reação
Reversível = É aquela que ocorre simultaneamente nos dois sentidos. Ao mesmo
tempo, os reagentes se transformam em produtos e os produtos se transformam em
reagentes.
No gráfico
abaixo, os regentes são representados por B e os produtos por A.
Fonte:
http://curriculodequimica.blogspot.com/2009_05_01_archive.html
Fonte: cesarmauriciosantos-fisqui.blogspot.com/2008
No início da
reação, há uma grande quantidade de reagentes. À medida que o tempo vai
passando, essa quantidade vai diminuindo e a velocidade também. Enquanto isso,
no início da reação, não há produtos, a quantidade é zero. Ao decorrer da
reação, os produtos vão sendo formados e a velocidade inicial é zero e vai
aumentando até igualar com a velocidade dos reagentes. Neste momento, as
velocidades permanecerão iguais e constantes. As concentrações também serão
constantes. Quando as velocidades dos produtos e dos reagentes chegam neste
ponto, dizemos que a reação está em equilíbrio.
Classificação do Equilíbrio
Pode-se
classificar os equilíbrios em função das fases das substâncias envolvidas na
reação química.
Equilíbrio Homogêneo
É aquele onde
todas as substâncias estão na mesma fase (estado físico). Geralmente, ocorrem
em sistemas gasosos e aquosos.
Exemplos:
Equilíbrio Heterogêneo
É aquele onde
as substâncias estão em fases diferentes. Geralmente, envolvem substâncias
sólidas e líquidas.
Exemplos:
Constante De Equilíbrio ( Kc )
Observe a
seguinte reação química,
Sendo a
reação direta 1 e a reação inversa 2.
De acordo com
a lei cinética ou lei da velocidade:
No instante
do equilíbrio:
Isolando K :
A divisão de
duas constantes, em matemática origina uma terceira constante:
KC = constante de equilíbrio em
função das concentrações
Então:
Conhecendo-se
o valor das concentrações das substâncias no momento do equilíquio, pode-se
calcular a constante KC. A constante de equilíbrio não possui unidade, é
adimensional.
A constante
de equilíbrio KC é dada pela razão (divisão) das concentrações dos produtos
pela concentração dos reagentes da reação direta, elevados a expoentes iguais
aos seus coeficientes estequiométricos da reação química.
Esta fórmula representa a Lei da
ação das massas ou a Lei de Guldberg-Waage.
Propriedades das Constantes
É possível, a
partir das constantes de equilíbrio da reação direta, obter a constante de
equilíbrio da reação inversa. Também podemos multiplicar as constantes.
Reação Inversa
Seja a reação
química:
Exemplo:
A sua reação inversa será:
Adição de uma Reação
Se duas
reações são adicionadas, o novo KC será o produto das constantes originais.
Multiplicação de uma Reação
Se duas
reações são multiplicadas por um determinado número, a sua nova KC será elevada
à este valor.
Veja o
modelo:
Divisão de uma Reação
Se duas
reações são divididas por um determinada número, a sua nova KC será a sua raíz.
Veja o
modelo:
Reação com Substância Pura Líquida ou Sólida
As
substâncias puras líquidas e sólidas possuem concentração constante, onde o valor está incorporado ao da constante
KC. Por este motivo, nas expressões de constante de equilíbrio, não se coloca
as suas concentrações no cálculo da KC.
Exemplo:
Constante de Equilíbrio em Função das Pressões Parciais(Kp )
Se uma
determinada reação química apresentar substâncias no estado gasoso, a constante
de equilíbrio pode ser dada em função das suas pressões parciais.
Exemplo:
Para o cálculo da pressão
parcial, utiliza-se o conceito de fração molar (x).
Calcula-se a fração molar e em
seguida, a pressão parcial do gás.
Exemplo:
3 mols de PCl5(g) são colocados
em um recipiente, atingindo o seguinte equilíbrio:
No momento do
equilíbrio, 60% do reagente sofre dissociação. Sabendo que a pressão total do
sistema é 4,8atm, calcule o valor de KP:
1°) calcular a quantidade de
mols, sendo 60%:
2°) montar a tabela do equilíbrio
químico:
|
PCl5
|
PCl3
|
Cl2
|
início
|
3
|
-
|
-
|
reagiu/formou
|
1,8
|
1,8
|
1,8
|
equilíbrio
|
3 -1,8=1,2
|
1,8
|
1,8
|
3°) calcular as frações molares:
nT = número total de mols
4°) calcular a pressão parcial
dos gases:
O somatório das pressões parciais
deve ser igual à pressão total:
Ou seja:
5°) calcular a KP :
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO
QUÍMICO
Para que um sistema
esteja em equilíbrio químico, a velocidade da reação direta deve ser igual a
velocidade da reação inversa. As condições que envolvem estas reação não devem
ser modificiadas. Caso isso ocorra, haverá uma alteração no equilíbrio. Estas
modificações podem ser:
- concentração de reagentes e
produtos
- pressão
- temperatura
- presença de catalisador
Estas
modificações podem beneficiar a reação em um dos sentidos (direto ou inverso).
Chamamos estas perturbações de deslocamento do equilíbrio.
Deslocamento do
Equilíbrio – É toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da
reação inversa, causando modificações nas concentrações das substâncias e
levando o sistema a um novo estado de equilíbrio químico.
Quando a
velocidade da reação direta aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando
para a direita.
Quando a
velocidade da reação inversa aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando
para a esquerda.
Princípio de Le Chatelier
O estudo dos
deslocamentos de equilíbrio foi desenvolvido pelo químico francês Le Chatelier.
Influência da
Concentração
Um aumento em
qualquer das concentrações resulta em um deslocamento de equilíbrio para o
outro lado.
A retirada de
alguma substância provoca o deslocamento para o seu lado.
Durante as
modificações, os valores de todas as concentrações são alteradas, porém o valor
de KC mantém-se o mesmo.
Sendo:
Se aumenta a
concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade de produto,
por isso desloca-se para a direita.
Se diminui a
concentração de reagente, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio
reagente, por isso desloca-se para a esquerda.
Se aumenta a
concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade de reagente,
por isso desloca-se para a esquerda.
Se diminui a
concentração de produto, a reação precisa produzir mais quantidade do próprio
produto, por isso desloca-se para a direita.
Influência da Pressão
A pressão de
um gás está associada ao volume deste gás.
O aumento da
pressão beneficia a reação com menor volume e a diminuição da pressão beneficia
a reação com maior volume.
Aumento do
volume do gás = EXPANSÃO
Diminuição do
volume do gás = CONTRAÇÃO
Seja a reação
química:
O volume
ocupado por regentes e produtos, obedece à proporção estequiométrica. Neste
caso, o produto possui menor volume. Com um aumento da pressão, o equilíbrio
será deslocado para o sentido dos produtos, sentido direito, porque tem menor
volume.
Aumento da pressão = EQ para lado
com menor volume
Diminuição da pressão = EQ para
lado com maior volume
Para estas
alterações, não há modificação no valor da KC.
Influência na Temperatura
É a única
alteração que pode modificar o valor da KC.
O aumento da
temperatura beneficia a reação endotérmica.
A diminuição
da temperatura beneficia a reação exotérmica.
Influência da Presença de Catalisador
A presença de
um catalisador (substância química que acelera a reação química) não altera o
valor da KC. O catalisador promove a diminuição do momento do equilíbrio. Altera
tanto na reação direta como na reação inversa.
Resumo de Deslocamento de Equilíbrio Químico
Perturbação Externa
|
Deslocamento do Equilíbrio
|
Alteração de Kc ou Kp
|
Adição
de um participante
|
No
sentido oposto ao do participante
|
Não
|
Retirada
de um participante
|
No
sentido do participante
|
Não
|
Aumento
da pressão total
|
No
sentido do menor volume
|
Não
|
Diminuição
da pressão total
|
No
sentido do maior volume
|
Não
|
Aumento
da temperatura
|
No
sentido endotérmico
|
Sim
|
Diminuição
de temperatura
|
No
sentido exotérmico
|
Sim
|
Presença
de catalisador
|
Não
|
Não
|
Constante de Acidez (Ka) e Constante de Basicidade (Kb)
Quando um
ácido entra em contato com água dizemos que ocorreu uma ionização. Para as
bases, utilizamos o termo dissociação. Veja o que acontece quando ácido clorídrico
é adicionado em água:
A sua
constante de equilíbrio é dada por:
Observe que a
substância líquida água não deve participar da constante de equilíbrio porque a
sua concentração é constante. Então se a concentração de água for multiplicada
por KC, teremos o aparecimento de uma nova constante, a constante de acidez,
Ka.
A constante
de acidez indica a força do ácido. Quanto menor o valor do Ka, mais fraco é o
ácido. Menos ionizado é este ácido. Utiliza-se esta constante para os ácidos
fracos. Ácidos fortes não tem Ka , já que dissociam completamente e não
apresentam equilíbrio (reação direta e
inversa).
A constante
de acidez está ligada ao grau de ionização de um ácido.
Quanto maior o Ka , maior é o
grau de ionização, portanto, ácido forte.
Quanto menor o Ka , menor o grau
de ionização, portanto, ácido fraco.
Observe a
tabela de ácidos com diferentes valores de Ka
e sua força ácida:
ÁCIDOS
|
Ka (25°C)
|
FORÇA ÁCIDA
|
HClO4
|
10+10
|
Muito Forte
|
HCl
|
10+7
|
Muito Forte
|
H2SO4
|
10+3
|
Forte
|
H2SO3
|
1,5.10-2
|
Forte
|
H3PO4
|
7,6.10-3
|
Fraco
|
HNO2
|
4,3.10-4
|
Fraco
|
HF
|
3,5.10-4
|
Fraco
|
CH3COOH
|
1,8.10-5
|
Fraco
|
H2CO3
|
4,3.10-7
|
Fraco
|
H2S
|
1,3.10-7
|
Fraco
|
HCN
|
4,9.10-10
|
Muito Fraco
|
Podemos
utilizar, também para demonstrar o valor da constante de acidez, a constante de
ionização, Ki.
A constante
de basicidade é dada por Kb, e indica a força da base e o seu grau de
dissociação. É semelhante ao Ka, porém agora, refere-se às bases.
Efeito do Íon Comum
Em um
equilíbrio de íons, a adição de espécies químicas pode contemplar íons que já
existam no sistema ou não. Se o íon adicionado já existe no equilíbrio (íon
comum), seu comportamento será como na adição de qualquer substância que já
existe na reação. Se for adicionada alguma espécie que não possui no sistema e
ela reagir com alguma presente no equilíbrio, devemos estudar o efeito da
diminuição da concentração desta segunda substância. Se a substância adicionada
não reagir no equilíbrio, seu acréscimo não modificará o sistema.
Veja o
exemplo a seguir:
De acordo com
o lado que o equilíbrio se desloca, a solução troca de cor.
Veja o que
pode acontecer se for adicionado a esta reação:
- adição de HCl(aq) – o ácido HCl
se ioniza formando o íon cátion H+(aq). Provoca, portanto o aumento da
concentração deste íon no sistema. Desloca o equilíbrio para a direita, até consumir
o exceso adicionado. O íon H+(aq) é o íon comum ao sistema.
- adição de NaOH – a base NaOH se
dissocia formando o íon ânion OH-(aq) que reage com o cátion H+(aq), provocando
a formação de água e diminuindo a concentração de H+(aq). Desloca o equilíbrio
para a esquerda para repor a quantidade removida deste íon. O íon OH-(aq) é o íon não-comum ao equilíbrio.
Equilíbrio Iônico da Água (Kw)
A água pura
se ioniza muito fracamente da seguinte forma:
A constante
de equilíbrio KC é dada pela expressão:
Como a água está no estado
líquido, a sua concentração mantém-se constante então não participa da fórmula
e podemos mulitiplicá-la pelo KC obtendo uma nova constante. Neste caso, a KW,
ou seja, o produto iônico da água.
O KW é a
constante de equilíbrio iônico da água. A letra w vem da palavra inglesa water
que significa água.
Esta
constante depende da temperatura. A 25°C a constante de equilíbrio iônico da
água vale:
A unidade é
adimensional, assim como as demais constantes de equilíbrio.
Veja algumas
constantes para temperaturas diferentes:
MPERATURA (°C)
|
KW
|
0
|
0,11.10-14
|
40
|
3,0.10-14
|
100
|
51,3.10-14
|
Tipos de Soluções Aquosas
As soluções
aquosas das substâncias quimicas podem ser classificadas em três tipos:
- solução ácida
- solução básica
- solução neutra
Solução Ácida
É a solução
que contém a concentração do íon H+ maior do que a concentração do íon OH-.
Solução Básica
É a solução
que contém a concentração do íon OH- maior do que a concentração do íon H+.
Solução Neutra
É a solução
que contém a concentração do íon OH- igual à concentração do íon H+.
PRODUTO HIDROGENIÔNICO (pH)
Sendo KW =
[H+] . [OH-] e KW =1.10-14, calcule o valor da concentração de íons H+ e de
íons OH-:
Então se
1.10-7 é a solução neutra. Se houver maior quantidade de íons H+, a solução será ácida. Se houver maior
quantidade de íons OH-, a solução será básica. Os químicos inventaram uma
maneira mais simplificada para expressar esse valores. Foi utilizado o conceito
de pH para calcular a quantidade de íons nestas soluções aquosas.
pH é o
produto hidrogeniônico da água e é uma escala criada para medir a acidez de
soluções aquosas.
pOH mede a
quantidade de íon OH- nas soluções aquosas.
Veja a escala
feita com os valores calculados anteriormente:
CONCENTRAÇÃO (mol/L)
1.10-14
1.10-7
1.10-1
|
TIPO DE SOLUÇÃO
Básica
Neutra
Ácida
|
pH
14
7
1
|
A faixa de pH
varia de 0 a 14. O logaritmo é uma função utilizada para reduzir a escala.
De acordo com
cada pH, há um tipo de solução:
0 1 2 3 4 5 6
|
7
|
8 9 10 11 12 13 14
|
Ácida
|
Neutra
|
Básica
|
A
determinação do pH hoje em dia, é muito importante, como por exemplo, em
piscinas, num aquário, no solo, em um rio, no nosso organismo, etc.
Pode
determinar se uma solução é mais ácida ou mais básica.
Observe a
tabela com diferentes valores de pH encontrados no nosso cotidiano:
SISTEMA
|
pH a
25°C
|
Água
de bateria
|
1,0
|
Suco
gástrico
|
1,6
|
Suco
de limão
|
2,2-2,4
|
Vinagre
|
2,6-3,0
|
Suco
de laranja
|
3,0-4,0
|
Vinho
|
3,5
|
Cerveja
|
4,0
|
Chuva
ácida
|
4,0
|
Café
|
5,0
|
Saliva
|
6,5
|
Leite
de vaca
|
6,7
|
Água
pura
|
7
|
Água
potável
|
7,2
|
Sangue
e lágrima
|
7,4
|
Clara
do ovo
|
8,0
|
Água
do mar
|
8,0
|
Creme
dental
|
9,9
|
Sabonete
|
10,0
|
Leite
de magnésia
|
10,5
|
Alvejante
|
12,0
|
Soda
cáustica “diabo-verde”
|
14,0
|
Resumindo:
Água Pura
|
pH = 7
|
pOH = 7
|
Solução ácida
|
pH < 7
|
pOH > 7
|
Solução básica
|
pH > 7
|
pOH < 7
|
Exemplo:
- Calcule o pH de uma solução
0,1mol/L de NaOH:
pH + 1 = 14
pH = 14-1
pH = 13
Observe que a
mesma concentração da solução de NaOH é a mesma concentração de íons OH-.
Calcula-se
primeiro o pOH e em seguida o pH.
- Calcule o pH de uma solução
0,002mol/L de HCl. Dado: log 2 = 0,3
A
concentração da solução é igual a concentração de íons H+.
ESTEQUIOMETRIA
Estequiometria
é a parte da Química que estuda as proporções dos elementos que se combinam ou
que reagem.
Massa Atômica (u)
É a massa do
átomo medida em unidades de massa atômica (u).
A massa
atômica indica quantas vezes o átomo considerado é mais pesado que ½ do isótopo
C12.
Na natureza, quase
todos os elementos são misturas dos seus isótopos com diferentes porcentagens
em massa. Estas porcentagens são chamadas de abundâncias relativas.
Veja a
abundância relativa do cloro:
Isótopo
|
Abundância Relativa
|
Massa Atômica
|
Cl35
|
75,4%
|
34,969 u
|
Cl37
|
24,6%
|
36,966 u
|
A massa
atômica do cloro que aparece na Tabela Periódica dos Elementos é a média
ponderada destas massas. O cálculo é feito desta maneira:
Veja a
porcentagem dos isótopos do hidrogênio na natureza:
1H1
|
1H²
|
1H³
|
99,9%
|
0,09%
|
0,01%
|
Hidrogênio
|
Deutério
|
Trítio
|
Antigamente,
utilizava-se o termo "peso atômico". Mas deve-se evitar este termo.
Para determinar as massas atômicas dos elementos é utilizado um aparelho
chamado espectrômetro de massas.
Massa Molecular (MM)
É a massa da
molécula medida em unidades de massa atômica. Para cálculos estequioméricos,
utliza-se a unidade gramas (g).
O cálculo da
massa molecular é feito a partir das massas atômicas dos elementos e a soma dos
seus átomos na molécula.
Assim:
H2O (água)
O = 1x 16 =
16
H = 2 x 1 = 2
MM = 16 + 2 =
18g ou 18u
Na fórmula da
água há 1 átomo de O que é multiplicado pela sua massa atômica (16), resultando
em 16.
Há dois
átomos de H que é multiplicado pela sua massa atômica (1), resultando em 2.
Estes
resultados são somados e desta forma encontramos o valor da massa molecular,
18g ou 18u.
Veja outros
exemplos:
CO2 (dióxido de carbono)
O = 2 x 16 =
32
C = 1 x 12 =
12
MM = 32 + 12
= 44g ou 44u
C12H22O11 (sacarose)
O = 11 x 16 =
176
H = 22 x 1 =
22
C = 12 x 12 =
144
MM = 176 + 22
+ 144 = 342g ou 342u
Mg(OH)2 (hidróxido de magnésio)
H = 2 x 1 = 2
O = 2 x 16 =
32
Mg = 1 x 24 =
24
MM = 2 + 32 +
24 = 58g ou 58u
Ca(NO3)2 (nitrato de cálcio)
O = 6 x 16 =
96
N = 2 x 14 =
28
Ca = 1 x 40 =
40
MM = 96 + 28
+ 40 = 164g ou 164u
CuSO4.5H2O (sulfato cúprico
penta-hidratado)
O = 5 x 16 =
80
H = 10 x 1 =
10
O = 4 x 16 =
64
S = 1 x 32 =
32
Cu = 1 x 63,5
= 63,5
MM = 80 + 10 +
64 + 32 + 63,5 = 249,5g ou 249,5u
Fórmula Mínima
É uma fórmula
que fornece o número relativo entre os átomos da substância.
Mostra a
proporção em número de átomos dos elementos expressa em número inteiros e os
menores possíveis.
Veja a
fórmula mínima de algumas substâncias e sua fórmula moleculares:
Substância
|
Fórmula Molecular
|
Fórmula Mínima
|
Água Oxigenada
|
H2O2
|
HO
|
Glicose
|
C6H12O6
|
CH2O
|
Ácido Sulfúrico
|
H2SO4
|
H2SO4
|
Geralmente,
as fórmulas mínimas são uma “simplificação matemática” da fórmula molecular. A
água oxigenada pode ser dividida por 2 formando a fórmula mínima acima. Na
glicose, a fórmula molecular foi dividida por 6 e no ácido sulfúrico, não é
possível dividir por um número inteiro, então a fórmula mínima fica igual à
fórmula molecular.
Composição Centesimal ou Análise Elementar
A fórmula
centesimal fornece o percentual dos átomos que compõe a substância.
Representa a
proporção em massa que existe na substância. É sempre constante e segue a Lei
de Proust.
Exemplo:
C: 85,6%
H: 14,4%
Veja como calcular
a fórmula centesimal a partir de dados obtidos da análise da substância:
A análise de
0,40g de um certo óxido de ferro revelou que ele possui 0,28g de ferro e 0,12g
de oxigênio. Qual é a sua fórmula centesimal?
x = 70% de Fe
x = 30%
Então, neste
óxido possui 70% de Fe e 30% de O.
MOL
A palavra mol
foi utilizada pela primira vez pelo químico Wilhem Ostwald em 1896. Em latim,
esta palavra significa mole, que significa”monte”, “quantidade”. A partir desta
palavra também originou molécula, que quer dizer pequena quantidade.
Algumas
mercadorias são vendidadas em quantidades já definidas, como por exemplo a
dúzia (6), a resma (500) e etc.
O mol também
determina quantidade. Pode determinar também massa e volume. Veja o esquema a
seguir:
O mol indica
quantidade. Um mol de qualquer coisa possui 6,02.1023 unidades. É utilizado em
química para referir-se à matéria microscópica, já que este número é muito
grande. Pode ser usado para quantificar átomos, moléculas, íons, número de
elétrons, etc.
O número
6,02.1023 é a constante de Avogadro.
Exemplos:
1 mol de
átomos de H tem 6,02.1023 átomos.
2 mol de
átomos de H tem 2 x 6,02.1023 átomos = 12,04.1023 átomos de H
O mol indica
massa. Um mol de um elemento é igual a sua massa molecular em gramas (g).
Exemplos:
1 mol de água
tem 18g
2 mol de água
tem 2 x 18 = 36g
O mol indica
volume. Na realidade, indica o volume ocupado por um gás nas CNTP (condições
normais de temperatura e pressão). Para gases que estão nestas condições, o
valor de um mol é 22,4L (litros).
CNTP:
T=0°C = 273K
P = 1atm = 760mmHg
Exemplos:
1 mol de CO2 ocupa que volume nas
CNTP? 22,4L
2 mol de CO2 ocupa que volume nas
CNTP? 2 x 22,4L = 44,8L
Para gases
que não estão nestas condições, utiliza-se a fórmula do Gás Ideal ou Equação de
Clapeyron:
P.V
= n.R.T
Onde:
P = pressão
do gás (atm)
V = volume do
gás (L)
n = número de
mols do gás (mol)
R = constante
de Clapeyron = 0,082atm.L/mol.K
T =
temperatura do gás (K)
Estequiometria Comum / Estequiometria Da Fórmula:
Os cálculos
estequiométricos são cálculos que relacionam as grandezas e quantidades dos
elementos químicos. Utiliza-se muito o conceito de mol nestes cálculos.
É muito
importante saber transformar a unidade grama em mol. Pode-se usar a seguinte
fórmula:
Onde:
n = número de
mol (quantidade de matéria)
m = massa em
gramas
MM = massa
molar (g/mol)
Exemplo:
Quantas gramas existem em 2 mol
de CO2?
Este cálculo
pode ser feito também por Regra de Três:
Para os
cálculos com regra de três, sempre devemos colocar as unidade iguais uma
embaixo da outra, como no exemplo acima.
Outros
exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo apenas a fórmula química:
1. Quantos mols há em 90g de H2O?
90 = 18. x
5 mol = x
2. Quantas moléculas de água há
em 3 mol de H2O?
x = 3 .
6,02.1023
x = 18,06.
1023 ou 1,806.1024 moléculas
3. Qual o volume ocupado por 4
mol do gás Cl2 nas CNTP?
x = 4 x 22,4
x = 89,6L
4) Quantos mols existem em 89,6L
do gás CO2 nas CNTP?
x = 4 mol
Estequiometria Da Equação Química
Os cálculos
estequiométricos que envolvem uma reação química consiste em encontrar as
quantidades de certas substâncias a partir de dados de outras substâncias que
participam da mesma reação química.
Estes
cálculos são feitos através de proporções. Deve-se levar em conta os
coeficientes, que agora serão chamados de coeficientes estequiométricos.
Veja alguns
passos que podem ser seguidos para montar e calcular:
1. fazer o balanceamento da
equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);
2. fazer contagem de mol de cada
substância;
3. ler no problema o que pede;
4. relacionar as grandezas;
5. calcular com regra de três
(proporção).
Exemplos:
1) 108g de metal alumínio reagem
com o ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio, segundo a reação abaixo:
Determine:
a) o balanceamento da equação:
Isto quer dizer que 2 mol de Al
reage com 3 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de Al2(SO4)3 e 3 mol de H2
b) a massa o ácido sulfúrico
necessária para reagir com o alumínio:
1°) passo: 2°) passo:
3°) passo:
x = 588g de H2SO4
Relacionar a
massa de ácido com a massa de alumínio, como no 3° passo. Antes, no 1° e no
2°passo, transformar o número de mol em gramas.
Cálculo De Pureza
O cálculo de
pureza é feito para determinar a quantidade de impurezas que existem nas
substâncias.
Estes
cálculos são muito utilizados, já que nem todas as substâncias são puras.
Exemplo:
Uma amostra de calcita, contendo
80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento,
de acordo com a reação:
Qual massa de
óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita?
x = 640g de
CaCO3
Para o
restante do cálculo, utiliza-se somente o valor de CaCO3 puro, ou seja, 640g.
x = 358,4g de
CaO
Cálculo de Rendimento
É comum, nas
reações químicas, a quantidade de produto ser inferior ao valor esperado. Neste
caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como
por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do
operador, etc.
O cálculo de
rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de
produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida).
Quando não
houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha
sido de 100%.
Exemplo:
Num processo de obtenção de ferro
a partir do minério hematita (Fe2O3), considere a equação química
não-balanceada:
Utilizando–se
480g do minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de
ferro produzida será de:
Equação Balanceada:
Dados: 1Fe2O3 = 480g
2Fe = x (m)
com 80% de rendimento
MM Fe2O3 =
160g/mol
MM Fe =
56g/mol
x = 336g de
Fe
Cálculo de Rendimento:
x = 268,8g de
Fe
Cálculo do Reagente Limitante e em Excesso:
Para garantir
que a reação ocorra e para ocorrer mais rápido, é adicionado, geralmente, um
excesso de reagente. Apenas um dos reagentes estará em excesso. O outro
reagente será o limitante.
Estes
cálculos podem ser identificados quando o problema apresenta dois valores de
reagentes. É necessário calcular qual destes reagentes é o limitante e qual
deles é o que está em excesso. Depois de descobrir o reagente limitante e em
excesso, utiliza-se apenas o limitante como base para os cálculos
estequiométricos.
Exemplos:
1) Zinco e enxofre reagem para
formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte reação:
Reagiu 30g de zinco e 36g de
enxofre. Qual é o regente em excesso?
Balancear a
reação química:
Dados:
Zn = 30g
S = 36g
Transformar a massa em gramas
para mol:
Pela proporção da reação 1mol de
Zn reage com 1mol de S.
Então 0,46mol de Zn reage com
quantos mols de S?
Pode ser feita uma regra de três
para verificar qual regente está em excesso:
x = 0,46mol de S
Então 1mol de
Zn precisa de 1mol de S para reagir. Se temos 0,46mol de Zn, prrecisamos de
0,46mol de S, mas temos 1,12mol de S. Concluimos que o S está em excesso e,
portanto o Zn é o regente limitante.
2) Quantos gramas de ZnS será
formado a partir dos dados da equação acima?
Para resolver esta pergunta,
utiliza-se somente o valor do reagente limitante.
x = 44,68g de
ZnS
Algumas constantes e conversões
úteis:
1atm =
760mmHg = 101325Pa
1Torr = 1mmHg
R=
0,082atm.L/mol.K
R=
8,314/mol.K
R=
1,987cal/mol.K
Número de Avogadro: 6,02.1023
1mL = 1cm³
1dm³ = 1L = 1000mL
1000Kg = 1ton
1Kg = 1000g
1g = 1000mg
1nm = 1.10-9m
ESTUDO DOS GASES
Características
de uma substância no estado gasoso - Não tem forma e nem volume próprios. Um
gás tem a forma do recipiente onde está contido e ocupa todo o espaço limitado
pelas paredes do recipiente. O volume de um gás é o volume do recipiente onde
está contido.
Modelo do
estado gasoso (teoria cinética dos gases) - Um gás é constituído por moléculas
isoladas, separadas umas das outras por grandes espaços vazios em relação ao
seu tamanho e em contínuo movimento de translação, rotação e vibração.
Gás ideal
Gás ideal ou
gás perfeito - É um modelo teórico. É um gás que obedece às equações p·V/T = k
e p·V = n·R·T, com exatidão matemática.
Na prática,
temos gases reais. Um gás real tende para o gás ideal quando a pressão tende a
zero e a temperatura se eleva.
Lei de Boyle e lei de Charles e Gay-Lussac
Lei de Boyle
- A temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de um gás é
inversamente proporcional à sua pressão.
P·V = k =
constante
Lei de
Charles e Gay-Lussac - A volume constante, a pressão de uma massa fixa de um
gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius.
A pressão
constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a
temperatura do gás em graus Celsius.
Com a
introdução da escala absoluta, as leis de Charles e Gay-Lussac foram assim
enunciadas:
·
A volume constante, a pressão de uma massa fixa
de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.
·
A pressão constante, o volume de uma massa fixa
de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.
Equação geral dos gases perfeitos
p·V
—— = k
ou p1·V1 = p2·V2
T —— ——
T1 T2
(número
de mols constante)
ISOBÁRICA
(p1 = p2)
|
|
lei de Charles
e Gay-Lussac
|
ISOCÓRICA
(V1 = V2)
|
|
lei de Charles e
Gay-Lussac
|
ISOTÉRMICA
(T1 = T2)
|
p1·V1 = p2·V2
|
lei de Boyle
|
Volume molar de um gás
Volume molar
é o volume de um mol de substância.
O volume
molar de um gás é constante para todos os gases a uma mesma pressão e
temperatura.
Nas CNTP, o
volume molar é igual a 22,4 L/mol.
Densidade de um gás
Densidade de
um gás nas CNTP:
dCNTP =
M
——
22,4g/L
Densidade de um gás a uma pressão p e temperatura T:
d = p·M
——
R·T
Densidade de um gás A em relação a um gás B:
dA,B = MA
——
MB
Densidade de um gás A em relação ao ar:
MA = MA
dA,ar = —— ——
Mar 28,8
RADIOATIVIDADE
Alguns
átomos, principalmente os de grande massa, se desintegram espontaneamente,
manifestando radioatividade.
Pierre Curie
e Marie Curie, o casal Curie estudou a radioatividade dos sais de urânio. Eles
verificaram que todos os sais de urânio tinham a propriedade de impressionar
chapas fotográficas. Concluíram que o responsável pelas emissões era o urânio
(U).
Fizeram
muitas experiências, extraindo e purificando o urânio (U) a partir do minério
pechblenda (U3O).
Observaram
que as impurezas eram mais radioativas do que o próprio urânio. Separaram, em
1898, das impurezas, um novo elemento químico, o Polônio (Po) em homenagem à
terra natal de Marie Curie, a Polônia. O Polônio é 400 vezes mais radioativo do
que o urânio.
Mais
experimentos foram feitos pelo casal e foi descoberto outro elemento químico, o
Rádio (Ra), 900vezes mais radioativo que o urânio. Este elemento torna
luninescente (azulado) quando esta no escuro e torna fluorescente algumas
substãncias como ZnS, BaS, etc…
Os átomos dos
elementos radioativos são muito instáveis. Por este motivo, a radioatividade se
manifesta pela emissão de partículas do núcleo do átomo ou de radiação
eletromagnética.
Desintegração
ou Decaimento Nuclear – processo onde os núcleos instáveis emitem partícula e
ondas eletromagnéticas para conseguir estabilidade.
Só é
radioativo o elemento que tem seu núcleo instável. A estabilidade do núcleo
atômico é determinada pelo número de massa (A), ou seja, quantidade de prótons
mais nêutrons. A estabilidade só é rompida nos átomos com número de massa muito
grande. A partir do polônio (Pó-84), todos os elementos têm instabilidade.
Há alguns
átomos mais leves com núcleos instáveis, em proporções mínimas. São os chamados
isótopos radioativos ou radioisótopos.
DESINTEGRAÇÃO RADIATIVA
Quando ocorre
a desintegração, os núcleos liberam radiação em forma de partículas alfa (α),
beta (β) e raios gama (γ).
Desintegração alfa
Consiste na
emissão da partícula alfa (α). Esta partícula é carregada positivamente, sendo
sua carga 2+. É formada por dois prótons e 2 nêutrons expelidos do núcleo.
Primeira Lei da Radioatividade / Lei de Soddy
“Quando um
núcleo emite uma partícula alfa (α), seu número atômico diminui duas unidades e
seu número de massa diminui 4 unidades.”
Exemplo:
235 231 4
U → Th + α
92 90 2
átomo-pai átomo-filho partícula
alfa
Desintegração beta
Consiste na
emissão de partícula beta (β). É formada por um elétron que é “atirado” em
altíssima velocidade para fora do núcleo. Na verdade, o elétron não está no
núcleo. O elétron é emitido por causa do núcleo instável.
Segunda Lei da Radioatividade / Lei de Soddy-Fajans-Russel
“Quando um
núcleo emite uma partícula beta (β), seu número atômico aumenta uma unidade e
seu número de massa não se altera.”
Exemplo:
210
210 0
Bi → Po + β
83
84
1-
átomo-pai átomo-filho partícula beta
Lembre-se que
a carga elétrica relativa do elétron é 1-.
Neste caso, o
átomo-pai e o átomo-filho são isóbaros.
Os átomos de
tório, césio e estrôncio emitem radiação β.
O tório-234,
por exemplo, se transforma em protactínio-234 emitindo um elétron, partícula
beta.
Desintegração gama
As emissões
gama (γ) não são partículas. São ondas eletromagnéticas, assim como a luz ou
ondas luminosas.
Possui um
poder de penetração maior que a alfa e beta. Conseguem atravessar até 20cm no
aço e 5 cm no chumbo (Pb). Por este motivo, estas emissões são muito perigosas
do ponto de vista fisiológico. Podem danificar tecidos vivos e até matar.
A emissão
gama (γ) não altera nem o número atômico e nem o número de massa.
O rádio-226,
por exemplo, se transforma em radônio-222, emitindo radiação gama e também
partículas alfa.
DECAIMENTO E MEIA-VIDA
Radioatividade
– É a propriedade que os núcleos atômicos instáveis possuem de emitir
partículas e radiações eletromagnéticas para se transformarem em núcleos mais
estáveis. Para este fenômeno, damos o nome de reação de desintegração
radioativa, reação de transmutação ou reação de decaimento.
A reação só
acaba com a formação de átomos estáveis.
Exemplos:
U -238 sofre
decaimento até se transformar em Pb-206.
O tempo que
os elementos radioativos levam para ficarem estáveis, varia muito.
Meia-Vida – É
o tempo necessário para a metade dos isótopos de uma amostra se desintegrar.
Um conjunto
de átomos radioativos pode estar se desintegrando neste instante. Outro átomo
pode se desintegrar daqui há uma hora. Outro, pode desintegrar daqui há três
meses.
O U-235 é o
elemento com meia-vida mais longa. Tem cerca de 7,04.108anos.
Exemplo de um
gráfico de Meia-vida: Atividade x Tempo
Exemplo de
decaimento do bismuto- 210
EFEITOS DA RADIOATIVIDADE NOS ORGANISMOS
Os efeitos da
radioatividade no ser humano dependem da quantidade acumulada no organismo e do
tipo de radiação. A radioatividade é inofensiva para a vida humana em pequenas
doses, mas, se a dose for excessiva, pode provocar lesões no sistema nervoso,
no aparelho gastrintestinal, na medula óssea, etc., Muitas vezes pode levar a
morte (em poucos dias ou num espaço de dez a quarenta anos, através de leucemia
ou outro tipo de câncer).
Estar em
contato com a radiação é algo sutil e impossível de ser percebido
imediatamente, já que no momento do impacto não ocorre dor ou lesão visível.
A radiação
ataca as células do corpo, fazendo com que os átomos que compõem as células
sofram alterações em sua estrutura. As ligações químicas podem ser alteradas,
afetando o funcionamento das células. Isso provoca, com o tempo, conseqüências
biológicas no funcionamento do organismo como um todo; algumas conseqüências
podem ser percebidas a curto prazo, outras a longo prazo. Às vezes vão
apresentar problemas somente os descendentes (filhos, netos) da pessoa que
sofreu alguma alteração genética induzida pela radioatividade.
REFERÊNCIAS
v ESTADO DO PARANÁ. Diretrizes Curriculares Estadual de Química. Secretaria de Estado
da Educação, 2008.
v FELTRE, Ricardo. Química Geral, vol. 1; Físico-química, vol. 2; Química Orgânica, vol.3.
São Paulo: Moderna, 2004.
v LEMBO, Antonio. Química, realidade e contexto. São Paulo: Ática, 1996.
v MORTIMER, Eduardo F. & MACHADO,
Andréa H.. Química, volume único: Ens.
Médio. São Paulo: Scipione, 2005.
v USBERCO, João & SALVADOR, Edgard. Química, volume único, 5 ed.. São
Paulo: Saraiva, 2002.
v UTIMURA, Teruko & LINGUANOTO,
Maria. Química (Ens. Médio). São
Paulo: FTD, 1998.
1. CUTÍCULA -
É a camada externa do fio. Cujas propriedades estruturais
servem de proteção contra influências
externas. Ela é formada por células achatadas
que formam uma cobertura de escamas de queratina que se sobrepõem
umas as outras, lembram escamas de peixe. A cutícula
quando agredida ocasiona alterações na saúde
do fio, como pontas secas e duplas, cabelo seco e quebradiço,
alteração na cor, queda, etc. Isto ocorre principalmente
por Ações Mecânicas como ato de escovar,
pentear, secar e por Ações Químicas como
descoloração, tintura, permanente, alisamentos,
etc e por Ações de Agentes Externos como sol,
poluição, vento, poeira, água com cloro,
ar condicionado, etc. 
