Química, sociedade e cultura: maio 2013

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.

Soluto > C.S.

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

http://www.vestibulandoweb.com.br/quimica/teoria/curva-de-solubilidade.asp

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:

Concentração Comum (C)

É a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros.

Onde:

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

Molaridade (M)

A molaridade de uma solução é a concentração em número de mols de soluto e o volumede 1L de solução.

Onde:

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:

Onde:

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.

http://www.colegioweb.com.br/quimica/tabela-de-potenciaispadrao-de-reducao-.html

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
Eletrólise	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)

V₁
——
T₁

V₂
——
T₂

lei de Charles
e Gay-Lussac

ISOCÓRICA
(V₁ = V₂)

p₁
——
T₁

p₂
——
T₂

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:

d_CNTP =   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

——

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.

Química, sociedade e cultura

sábado, 18 de maio de 2013

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