Resumo quimica geral ii

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Resumo quimica geral ii

  1. 1. INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO PARANÁ – CAMPUS PALMAS DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL II SEGUNDO SEMESTRE DE 2010RESUMO DOS CONTEÚDOS DA EMENTA DISCIPLINA QUÍMICA GERAL II Apresentação de Resumo dos conteúdos da ementa da disciplina de Química Geral II, 2º Período. Curso Licenciatura em Química. Acadêmica: Silene Andreia Stona. Prof: Dr. Keller Paulo Nicolini Palmas/PR, 10 de dezembro de 2010.
  2. 2. SUMÁRIO1. FUNDAMENTOS DA QUÍMICA .................................................................................................. 31.1. INTRODUÇÃO ................................................................................................................................. 31.2. MATERIA E ENERGIA ............................................................................................................... 31.2.1. Matéria .................................................................................................................................... 31.2.2. Energia .................................................................................................................................... 41.3. ELEMENTOS E ÁTOMOS .......................................................................................................... 51.3.1. Átomo ...................................................................................................................................... 51.3.2. Elemento ................................................................................................................................. 61.4. COMPOSTOS ............................................................................................................................. 61.4.1. Compostos Orgânicos .......................................................................................................... 61.4.2. Compostos Inorgânicos ........................................................................................................ 61.4.3. Compostos Iônicos ................................................................................................................ 71.4.4. Compostos Moleculares ....................................................................................................... 71.5. A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS ................................................................................. 71.5.1. Compostos Inorgânicos ........................................................................................................ 71.5.2. Compostos Orgânicos .......................................................................................................... 81.6. MOLS E MASSAS MOLARES ................................................................................................... 91.6.1. Mol ........................................................................................................................................... 91.6.2. Massa Molar ........................................................................................................................... 91.7. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS QUÍMICAS ......................................................................... 91.8. MISTURAS E SOLUÇÕES ....................................................................................................... 101.8.1. Mistura ................................................................................................................................... 101.8.2. Solução ................................................................................................................................. 101.9. EQUAÇÕES QUÍMICAS ........................................................................................................... 111.10. SOLUÇÕES AQUOSAS E PRECIPITAÇÃO ........................................................................... 121.10.1. Eletrólito ............................................................................................................................ 121.10.2. Reação de precipitação .................................................................................................. 121.11. ÁCIDOS E BASES .................................................................................................................... 131.11.1. Ácidos ................................................................................................................................ 131.11.2. Bases ................................................................................................................................. 141.12. REAÇÃO REDOX ..................................................................................................................... 141.13. ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÃO............................................................................................ 162. INTRODUÇÃO À TERMODINÂMICA ........................................................................................... 182.1. ENTALPIA ................................................................................................................................. 203. INTRODUÇÃO AO ESTUDO DOS GASES .................................................................................. 24
  3. 3. 3.1. TRANSFORMAÇÕES GASOSAS ............................................................................................ 243.2. AS LEIS DOS GASES .............................................................................................................. 254. LÍQUIDOS E SÓLIDOS ............................................................................................................. 264.1. ESTRUTURA DOS LÍQUIDOS ................................................................................................. 284.2. ESTRUTURA DOS SÓLIDOS .................................................................................................. 295. EQUÍLIBRIO QUÍMICO .................................................................................................................. 325.1. REVERSIBILIDADE DAS REAÇÕES ...................................................................................... 325.2. CONSTANTE DE EQUÍLIBRIO ................................................................................................ 326. ELETROQUÍMICA ......................................................................................................................... 346.1. EQUAÇÃO REDOX .................................................................................................................. 346.2. CÉLULAS GALVÂNICAS ......................................................................................................... 346.3. ELETRÓLISE ............................................................................................................................ 367. CINÉTICA QUÍMICA ...................................................................................................................... 387.1. VELOCIDADE DE REAÇÃO .................................................................................................... 387.2. TEORIA DAS COLISÕES MOLECULARES ............................................................................ 407.3. TEORIA DO COMPLEXO ATIVADO ........................................................................................ 417.4. ACELERADORES DE REAÇÕES............................................................................................ 427.5. CATÁLISE ................................................................................................................................. 438. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .............................................................................................. 44ANEXOS ................................................................................................................................................. 45
  4. 4. 1. FUNDAMENTOS DA QUÍMICA 1.1. INTRODUÇÃO Química é a ciência da matéria e das mudanças que ela sofre. O mundo daquímica, portanto, é todo o mundo material que nos rodeia: as pedras, a comida, acarne de que somos feitos. Nenhum material fica fora do alcance da química, sejavivo ou morto, vegetal ou mineral. A química é uma ciência de dois níveis. O macroscópico que trata damatéria e suas transformações. De objetos grandes e visíveis. E o microscópicoque interpreta os arranjos dos átomos, onde não se consegue ver. O ramo da química é divido em:- química orgânica, estuda os compostos de carbono;- química inorgânica, estuda todos os outros elementos e seus compostos;- físico-química, estuda os princípios da química. 1.2. MATERIA E ENERGIA 1.2.1. Matéria Matéria é tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço, ou seja, têmvolume. Corpo é qualquer porção limitada da matéria. Se uma porção de matéria sepresta a um certo uso, ela é chamada de objeto ou sistema. Durante a queima de uma vela (matéria), ela se desgasta, produzindo fumaça(matéria: fuligem e gases) e liberando energia (luz: energia luminosa; calor: energiacalorífica). Desse modo, podemos conceituar energia como tudo aquilo que podemodificar a estrutura da matéria, provocar ou anular movimentos e, ainda, iluminaraquecer e resfriar pode até causar sensações. Princípio da conservação de matéria e energia: A matéria e energia nãopodem ser criadas nem destruídas; podem somente ser transformadas. Lei da Conservação da Massa: "A soma das massas dos reagentes é igual asoma das massas dos produtos". Ou ainda, "Na natureza, nada se cria, nada seperde; tudo se transforma". Estados da Matéria: existem vários tipos de matéria e cada um é chamadode substâncias que podem se apresentar num dos três estados físicos: Sólido (S): A substância apresenta forma e volume constantes (partículasfortemente unidas, bem arrumadas e com movimento vibratório discreto); Líquido (L): A substância apresenta forma variável e volume constante(partículas levemente unidas, havendo certa liberdade de movimento); Gasoso (G): A substância apresenta forma e volume variados (partículas livresumas das outras, havendo total liberdade de movimento); Mudanças de Estado Fusão (S  L): a substância funde à temperatura fixa (ponto de fusão) a umacerta pressão. Ex.: o gelo funde à 0ºC ao nível do mar.
  5. 5. Solidificação (L  S): a substância solidifica à uma temperatura fixa igual aoponto de fusão, já que o processo é inverso ao da fusão. Ex.: o congelamento daágua também ocorre à 0ºC ao nível do mar, quando a temperatura está baixando. Vaporização (L  G): é a passagem de uma substância do estado líquido parao estado de gás, que ocorre quando suas moléculas atingem o seu chamado pontode ebulição. Pode ocorrer de três modos:- Evaporação: ocorre à temperatura ambiente é lenta e espontânea (ex: a água deum lago evapora com o calor do sol);- Ebulição: ocorre quando fornecemos calor ao líquido, é rápida e violenta (ex: umachaleira dágua fervendo);- Calefação: ocorre quando se borrifa um líquido numa chapa aquecida acima doseu ponto de ebulição (ex.: pingar uma gota dágua numa chapa de ferro muitoquente). Condensação (G  L): a substância no estado gasoso é resultado de umlíquido vaporizado que, ao sofrer um resfriamento, retorna ao estado líquido porcondensação. (ex: gotículas de água se formam na tampa de uma chaleira). Outroprocesso similar é a Liquefação: é a condensação de uma substância que emcondições ambientes, é um gás que ao comprimi-la (aumentar a pressão) passapara o estado líquido (ex.: o gás de cozinha é comprimido num botijão e se liquefaz -gás liquefeito de petróleo (GLP)). Sublimação (S  G): a substância passa da forma sólida diretamente para oestado gasoso (ex: naftalina, iodo, cânfora). 1.2.2. Energia Em química é a medida da capacidade de realizar trabalho. Portanto, energiaé necessária para levantar um peso ou para forçar uma corrente elétrica através deum circuito. Quanto maior a energia de um objeto, maior sua capacidade de realizartrabalho. No Sistema Internacional de Unidades (SI), a energia é expressa em joule(J). 1 J = 1 kg.m2.s-2 Formas de Energiaa) Energia Cinética: é a energia associada ao movimento e depende da massa (m)e da velocidade (v) de um corpo. É calculada pela expressão: Ek = ½m.v2b) Energia Potencial: é aquela que se encontra armazenada num determinadosistema e que pode ser utilizada a qualquer momento para realizar uma tarefa. Existem dois tipos de energia potencial: a elástica e a gravitacional.I) Energia Potencial Gravitacional está relacionada com uma altura (h) de umcorpo em relação a um determinado nível de referência. É calculada pela expressão: Epg = p.h ou Epg = m.g.h.II) Energia Potencial Elástica está associada a uma mola ou a um corpo elástico. É calculada pela expressão: Epe = k.x2/2.K= Constante da mola (varia para cada tipo de mola, por exemplo, a constante damola de um espiral de caderno é bem menor que a constante da mola de umamortecedor de caminhão);X= Variação no tamanho da molaIII) Energia Mecânica Total: a energia mecânica total de um corpo é constante e édada pela soma das energias cinética e potencial. É calculada pela expressão: Em = Ec + Ep
  6. 6. Obs: Existem outras formas de energia: energia elétrica, térmica, luminosa, química,nuclear, magnética, solar (radiante). 1.3. ELEMENTOS E ÁTOMOS 1.3.1. Átomo Todas as substâncias são feitas de matéria e a unidade fundamental damatéria é o átomo. O átomo constitui a menor partícula de um elemento. O átomo écomposto de um núcleo central contendo prótons (com carga positiva) e nêutrons(sem carga). Os elétrons (com carga negativa e massa insignificante) revolvem emtorno do núcleo em diferentes trajetórias imaginárias chamadas órbitas. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos dediferentes elementos têm massas diferentes; um composto é uma cominaçãoespecífica de átomos de mais de um elemento. Número atômico: é o número de prótons que um átomo tem em seu núcleo.É representado pela letra Z. Número de massa: é a soma do número atômico (ou o número de prótons)mais os nêutrons de um átomo. É representado pela letra A.Assim: A = p + n A A X Y Z ZIso = é um prefixo que quer dizer igual . Então Isótopos, Isóbaros e Isótonos; todostêm haver com igual.a) Isotopia: é o fenômeno segundo o qual átomos de diferentes números de massaconstituem o mesmo elemento químico. Isótopos são átomos de um mesmo elemento que apresentam o mesmonumero atômico e diferente números de massa. O nome do isótopo é dado pelo nome do elemento a que pertence, seguidodo respectivo número de massa. 17 18 16 O O O 8 8 8 p=8 p=8 p=8 Z=8 Z=8 Z=8 n=16-8=8 n=17-8=9 n=18-8=10 A=16 A=17 A=18b) Isobaria: é o fenômeno segundo o qual átomos diferentes apresentam o mesmonumero de massa. Isóbaros são átomos de elementos distintos que apresentam o mesmonumero de massa e diferentes números atômicos. 54 54 Co Fe 27 26 p=26 p=27 Z=26 Z=27 n=54-26=28 n=54-27=27
  7. 7. A=54 A=54c) Isotonia: é o fenômeno segundo o qual átomos diferentes têm o mesmo númerode nêutrons. Isótonos são átomos de elementos químicos distintos que apresentamdiferentes números atômicos, diferentes números de massa e mesmo numero denêutrons. Em resumo os átomos isóbaros são os átomos de diferentes elementosquímicos, porém massa igual. Isótopos são do mesmo elemento químico, porém temnumero de massa diferente. Isótonos são de diferentes elementos químicos ediferente numero de massa, mas tem número de nêutrons iguais. 124 120 Xe Sn 54 50 p=50 p=54 Z=50 Z=54 n=120-50=70 n=124-54=70 A=120 A=120 1.3.2. Elemento Uma substância feita de átomos de um tipo. Existem cerca de 82 elementosque ocorrem naturalmente e cerca de outros 31 elementos criados artificialmentecomo listados na Tabela Periódica. Os átomos se combinam, se ligam entre si formando o que chamamosde moléculas. Uma molécula pode, a princípio, ser formada pela "combinação" dequalquer número de átomos de qualquer elemento químico. Substâncias químicas: os átomos ligados, ou seja, as moléculas, representama substância química, cada uma identificada por uma fórmula química como, porexemplo, H2O, que representa a substância água e indica que sua composição é dedois átomos do elemento hidrogênio e um átomo do elemento oxigênio. Umasubstância é classificada como simples quando sua molécula é formada por umúnico tipo de elemento, independentemente do número de átomos que possui.Substâncias cujas moléculas são formadas por dois ou mais elementos químicossão chamadas de compostas. 1.4. COMPOSTOS Composto é uma substancia eletricamente neutra que consiste em dois oumais elementos diferentes com seus átomos presentes em uma proporção definida.Os compostos são classificados em orgânicos e inorgânicos. 1.4.1. Compostos Orgânicos São substancias química que contém na sua estrutura carbono e hidrogênio,e muitas vezes com oxigênio, nitrogênio, enxofre, fósforo, boro, halogênios e outros. 1.4.2. Compostos Inorgânicos
  8. 8. São substâncias na qual os átomos de dois ou mais elementos sãocombinados. Alguns compostos são chamados de inorgânicos porque vêmde minerais e não de coisas vivas ou orgânicas. Compostos inorgânicoscontêm metais ou hidrogênio combinado com um não-metal ou um grupo de nãometais. 1.4.3. Compostos Iônicos São constituídos de íons, átomos ou grupos de átomos com carga elétricaneutra. Um sal é um composto iônico constituído de ânions e cátions, eletricamenteneutro e geralmente cristalino. Em um composto iônico binário há geralmenteum metal e um não-metal, onde o metal normalmente atribui um oumais elétrons para o não-metálicos carregados positivamente. Existem complexoscompostos iônicos, como ternário, que são sais de oxiácidos, como NaClO. A forçaque une os íons é eletrostática e é definido iônico diferente de compostosmoleculares, onde os elétrons são parcialmente partilhadas entre os gruposatômicos em uma ligação covalente. 1.4.4. Compostos Moleculares São aqueles compostos que apresentam ligações covalentes entre seusátomos. Sua temperatura de ebulição é menos do que a do composto iônico, e nãoconduz corrente elétrica em nenhum estado físico. 1.5. A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS 1.5.1. Compostos Inorgânicos Estão agrupados em famílias químicas segundo a sua estrutura, ou seja, deacordo com determinados grupos de átomos neles existentes, os quais sãoresponsáveis pelos seus comportamentos químicos. Então as seguintes famílias:óxidos; ácidos; hidróxidos; sais; hidretos. O nome do composto vem em função dafamília química a que pertence de acordo com regras de nomenclatura oriundas daIUPAC.a) Nomenclatura dos óxidos: são compostos binários formados por oxigênio e outroelemento químico, podendo ser tanto de natureza iônica como de naturezamolecular. Os óxidos iônicos são formados por íons óxido (O2-) e íons metálicos nasdevidas proporções estequiométricas, sendo o nome formado pelo termo óxidoseguido do nome do íon metálico presente. Os óxidos moleculares são formados pormoléculas em que, além do elemento oxigênio, um elemento não metálico, tendo oseu nome o termo óxido seguido do nome do não-metal, acrescentando um prefixoindicativo do número de átomos de oxigênio ou do não-metal presentes na molécula.Pode haver casos em que os óxidos tenham presente o íon O22-, o íon peróxido. Operóxido de hidrogênio não sendo um composto iônico mas sim molecular vê o seunome escrito de acordo com as regras utilizadas para as fórmulas iônicas.b) Nomenclatura dos ácidos: são designados de hidrácidos, caso sejam substânciasformados por hidrogênio e não-metais, ou de oxoácidos, caso contenham oxigêniopara além de hidrogênio e não-metais. Por ação da água, as suas moléculas sofremuma ionização, com extensão variável consoante a força do ácido, originando íons
  9. 9. hidrogênio, H+, isto é, prótons, e íons correspondentes ao resto da molécula. Pordefinição, ácido é toda a substância que em solução aquosa libera prótons. quando o nome do ácido termina em "ídrico", o nome do ânion termina em "eto" quando o nome do ácido termina em "ico", o nome do ânion termina em "ato" quando o nome do ácido termina em "oso", o nome do ânion termina em "ito" Algumas vezes o mesmo não-metal forma ácidos diferentes, no sentido emque existe um número de átomos de oxigênio presentes na molécula diferente. Seforem apenas dois os ácidos que divergem no número de átomos de oxigênio, omais oxigenado termina em ico e o menos oxigenado termina em oso. Se foremmais de dois os ácidos nestas condições, a fim de os distinguir a todos, acrescenta-se ao nome respectivo o prefixo hipo, para o que tiver menos átomos de oxigênio e oprefixo per, para o que tiver mais átomos de oxigênio.c) Nomenclatura dos hidróxidos: são constituídos por íons metálicos (cátions) e íonshidróxido (ânions), OH-, possuindo as suas soluções aquosas propriedades básicasou alcalinas. O seu nome forma-se acrescentando ao termo hidróxido o nome docátion metálico presente. Por definição, base é toda a substância que em soluçãoaquosa origine íons hidróxido, OH-, embora numa definição mais abrangente baseseja toda a substância que funcione como um aceitador de prótons.d) Nomenclatura dos sais: são compostos iônicos constituídos por cations,exceptuando o íon hidrogênio H+, e por ânions, exceptuando o íon hidróxido OH-. Onome de um sal obtém-se acrescentando ao nome do anion o nome do cátion. Se aestrutura cristalina de um sal não contiver moléculas de água incorporadas este diz-se anidro. É o caso dos sais referidos no quadro anterior. Se a estrutura possuirmoléculas de água incorporadas este diz-se hidratado. O nome destes sais é igualao dos sais anidros mas acrescido do prefixo indicativo do número de moléculas deágua representadas na fórmula química.e) Nomenclatura dos hidretos: são compostos, alguns de natureza iônica, outros denatureza molecular, dependendo da ligação estabelecida entre os átomos, função dadiferença de electronegatividade entre eles. Um hidreto iônico caracteriza-se pelapresença do íon hidreto, ânion H-, acompanhado de um cátion metálico, sendo oseu nome formado através do acrescento ao termo hidreto do nome do cátionmetálico presente na substância. Um hidreto molecular é um hidreto em que adiferença de electronegatividade entre o átomo de hidrogénio e o átomo metálico aque se liga determina o estabelecimento de uma ligação covalente, sendo a fórmulaquímica igual à fórmula molecular. O nome obtém-se acrescentando o nome doátomo metálico ao termo hidreto. 1.5.2. Compostos Orgânicos O nome desse composto é formado basicamente por: Prefixo + Afixo +Sufixo. O prefixo indica o número de carbonos:1 C = met 7 C = hept2 C = et 8 C = oct3 C = prop 9 C = non4 C = but 10 C = dec5 C = pent 11 C = undec
  10. 10. 6 C = hex 12 C = dodec O afixo indica o tipo de ligação entre os carbonos:AN = apenas ligações simples DIIN = 2 ligações triplasEN = 1 ligação dupla TRIEN = 3 ligações duplasIN = 1 ligação tripla TRIIN = 3 ligações triplasDIEN = 2 ligações duplas ENIN = 1 dupla e 1 tripla O sufixo indica a função do composto:Hidrocarboneto = O; Cetona = ONA; Álcool = OL; Ácido Carboxílico = ÓICO;Aldeído = AL 1.6. MOLS E MASSAS MOLARES 1.6.1. Mol É a quantidade de matéria de um sistema que contém tantasentidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 Kg de carbono 12.Quando se utiliza a unidade mol, as entidades elementares ou partículas devem serespecificadas, podendo ser átomos, moléculas, elétrons, outras partículas ouagrupamentos especificados de tais partículas. Pode-se ainda concluir que o númerode entidades elementares contidas em 1 mol correspondem à constante deAvogrado, cujo valor é 6,022 x 1023 mol-1. Apesar de ainda hoje muitos confundiremmol com massa molar, a definição atual de mol é muito diferente desta e deixa claroque mol não é sinônimo de certas porções bem definidas da grandeza massa. 1.6.2. Massa Molar É a massa em gramas de um mol de entidades elementares – átomos,moléculas, íons, elétrons, outras partículas ou outros grupos específicos de taispartículas. É representada pela letra "M" e expressa na unidade g/mol. A massa molar de um elemento químico ou de uma substância énumericamente igual à massa atômica desse elemento ou do total das massasatômicas componentes da substância em unidades de massa atômica. Desta forma,conhecendo-se a massa atômica de um elemento (expressa em unidades de massaatômica, u.m.a.) ou dos elementos constituintes da substância, sabe-se também asua massa molar – expressa em g/mol. Ex.: a massa atômica total dasubstância água, H2O = 18 u.m.a., logo M = 18 g/mol - massa de 6,02 x1023 moléculas de água, do total de seus átomos. A quantidade de matéria (n),contida numa determinada massa (m) de uma certa substância cuja massa molar éM, é dada pela relação:Número de mols = massa da amostra ou n= m_ massa por mol M 1.7. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS QUÍMICAS Fórmula química representa o número e o tipo de átomos que constituem umamolécula. Os tipos de fórmulas são: molecular, eletrônica e estrutural plana.
  11. 11. Molecular: é a representação mais simples e ponta apenas quantos átomos decada elemento química que constituía a molécula. Exemplos: H2O (água), CO2 (gás carbônico). Eletrônica: essa fórmula indica os elétrons da camada de valência de cadaátomo e a formação dos pares eletrônicos, e também os elementos e o número deátomos envolvidos. É conhecida também como fórmula de Lewis. Exemplo: H• •O• •H (água). Estrutural plana: indica as ligações entre os elementos, cada par de elétronsentre os átomos é representado por um traço. Conhecida também como fórmulaestrutural de Couper. Exemplos: H–O–H O=C=O água gás carbônico Observa-se que o par de elétrons pode ser compartilhado formando ligaçõessimples, duplas ou triplas. Um exemplo de ligação tripla: N ≡ N (gás nitrogênio). 1.8. MISTURAS E SOLUÇÕES 1.8.1. Mistura Mistura é um sistema constituído de duas ou mais espécies químicasdiferentes. As misturas são classificadas em homogêneas e heterogêneas. Misturas Homogêneas - Apresentam as mesmas propriedades em qualquerparte do sistema. Pontos de fusão e ebulição, densidade, etc... São sistemasmonofásicos. Uma única fase. Misturas Heterogêneas - Não apresentam as mesmas propriedades emqualquer parte do sistema. São sistemas polifásicos. Possuem mais de uma fase. 1.8.2. Solução Ou solução verdadeira, o disperso é chamado de soluto e o dispersante oudispergente é chamado de solvente. Soluções são misturas homogêneas de dois oumais componentes (substâncias). Existem técnicas para separar misturas, como, por exemplo, a filtração, que,pelo próprio nome, se efetua o processo de filtração: através de um filtro, que retéma parte sólida e deixa passar a parte líquida. A Decantação, onde há misturas que,se deixadas por um tempo em repouso, têm sua parte sólida depositada no fundo dorecipiente. Isso pode ser percebido numa mistura de água com areia ou barro, porexemplo.I) A Centrifugação que separa rapidamente o sólido de um líquido “acelerando” adecantação. Para isso coloca-se a mistura num aparelho chamado centrífuga, quegira em alta velocidade, depositando no fundo as partículas sólidas, que são densas.A centrífuga também é usada em laboratórios de análises clínicas para separar oscomponentes do sangue. E a Destilação, que é o processo pelo qual pode separarum líquido misturado a outro líquido ou a um sólido. Isso é feito através davaporização do líquido e de sua posterior condensação. É um processo bastanteutilizado em laboratórios e indústrias, como nas de bebida e de remédios.II) Concentração das Soluções: determinado volume de água pode dissolverquantidades maiores ou menores de açúcar. Quando o açúcar começa a se
  12. 12. depositar no fundo do recipiente é porque a solução foi saturada, na temperaturaem que foi realizada. É importante saber que, nas práticas de química, as reaçõesgeralmente ocorrem quando os reagentes estão em solução, e conseqüentemente,deve-se conhecer a proporção existente entre as quantidades de soluto e solventeou ainda de soluto e de solução. A este procedimento chamamos de concentraçãodas soluções. Existem diversas maneiras de determinar a concentração de umasolução.III) Molaridade, concentração molar ou concentração em mol/L é a razão daquantidade de matéria (mol) por volume de solução, em Litros, (NÃO em 1 L desolvente) expressa na unidade mol/L. Onde M é a molaridade, n é a quantidade dematéria (antigamente dita "número de mol") e V é o volume da solução. A unidadecomum está dada em mol/L ou mol L-1. A molaridade exprime também o número de milimoles (mmol ou10-3 mol) deum soluto por mililitro (mL ou 10-3 L de solução:Molaridade = Nº mol soluto = Nº mmol soluto Nº L solução N° mL solução O número de moles de uma substância está relacionado ao seu peso emgramas através do peso molecular (PM), tem-se:Quant. (moles) = peso (gramas) ou Quant. (milimoles) = peso (mL) PM PMIV) Diluição de soluções: com freqüência é necessário preparar uma solução diluídade um reagente a partir de uma solução mais concentrada. Uma equação muito útilpara calcular o volume de reagente concentrado é M1 x V1 = M2 x V2 Devido a que M x V = (moles/L) x (L) = MOLES esta equação simplesmenteestabelece que os moles de soluto em ambas soluções são iguais. A diluiçãoacontece porque o volume muda. Dito de outra forma, o número de moles de solutonão muda quando diluímos, não importando o volume final da diluição. Em geral,escreve-se a equação anteriorC1 x V1 = C2 x V2 = C3 x V3 = ......... + Cn x Vn = CONSTANTEV) Molalidade ou concentração molal é a relação entre o número de mol do soluto(n1) e a massa do solvente (m2), em quilogramas (kg) (não pode ser expressa emoutra unidade). Fórmula: W = _n1_ m2 (Kg)Onde:W: molalidaden1: mols de solutom2: massa solvente em Kg 1.9. EQUAÇÕES QUÍMICAS A equação química é a forma de se descrever uma reação química queenvolve os reagentes e produtos. Representação de uma Equação Química: Reagentes → Produtos
  13. 13. As substâncias que estão à esquerda da seta (H2 + Cl2) são denominadasreagentes e as que estão à direita (HCl), de produtos. A seta indica o sentido emque ocorre a reação. Em Alguns casos é necessário designar em que estado estãoos reagentes e produtos (s: sólido, l: líquido, g: gasoso e aq: solução). Símbolos e números são utilizados para descrever os nomes e as proporçõesdas diferentes substâncias que entram nessas reações. Não é criada e nemdestruída matéria em uma reação, os átomos somente são reorganizados de formadiferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: o número de átomosda esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita. Sendo assim,balancear uma equação é fazer com que ela entre em equilíbrio. Exemplo de umaEquação Química não equilibrada: H2 + Cl2 → HCl A equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes (H2 e Cl2)dois átomos de cada elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula. Exemplode uma Equação Química equilibrada: H2 + Cl2 → 2 HCl 1.10. SOLUÇÕES AQUOSAS E PRECIPITAÇÃO Uma solução aquosa é uma solução na qual o solvente é água. Soluçõesaquosas que conduzem corrente elétrica eficiente contém eletrólitos fortes, enquantoaquelas que conduzem fracamente são consideradas contendo eletrólitos fracos.Estes eletrólitos fortes são substancias que são completamente ionizadas em água.Não-eletrólitos são substancias que dissolvem-se em água mas não produzemqualquer íon. 1.10.1. Eletrólito É toda substancia que, dissociada ou ionizada, origina íons positivos (cátions)e íons negativos (ânions), pela adição de um solvente ou aquecimento. Desta formatorna-se um condutor de eletricidade. AB A+ + B-- Eletrólito forte é uma substância que está completamente ionizada em solução.Suas soluções conduzem eletricidade melhor que o solvente puro. Os eletrólitos sãooferecidos normalmente por substâncias iônicas. Ex: NaCl Na+ + Cl-- Eletrólito fraco é uma substância molecular que está parcialmente ionizada emsolução, ou seja, possui íons livres na solução, assim como possui moléculas, quecaracteriza a solução pela pouca condutividade elétrica. O eletrólito fraco e os íonsficam em equilíbrio com moléculas não dissociadas. Ex: CH3COOH CH3COO- + H+ 1.10.2. Reação de precipitação É a formação de um sólido durante a reação química. O sólido formado nareação química é chamado de precipitado. Isso pode ocorrer quando a substânciainsolúvel, o precipitado, é formado na solução devido a reação química ou quando a
  14. 14. solução foi supersaturada por um composto. A formação do precipitado é um sinalde mudança química. Na maioria das vezes, o sólido formado "cai" da fase, e sedeposita no fundo da solução (porém ele irá flutuar se ele for menos denso do que osolvente, ou formar uma suspensão). Essa reação é útil em muitas aplicações industriais e científicas pelo qual areação química pode produzir um sólido que será coletado da solução por filtração,decantação ou centrifugação. Um estágio importante do processo de precipitação é o começo da nucleação.A criação de uma hipotética partícula sólida inclui a formação de uma superfície, oque necessita de energia baseado na relação energia de superfície do sólido e dasolução. Se essa energia não estiver disponível, e nenhuma superfície de nucleaçãoadequada estiver disponível, ocorre supersaturação. Um exemplo de reação de precipitação: Nitrato de prata aquoso (AgNO3) éadicionado em uma solução contendo cloreto de potássio (KCl) e a precipitação deum sólido branco, cloreto de prata, é observado. AgNO3(aq) + KCl(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq) O cloreto de prata (AgCl) forma um sólido, observado como precipitado. Essa reação pode ser escrita com ênfase na dissociação de íons em umasolução composta Ag+(aq) + NO3-(aq) + K+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) + K+(aq) + NO3-(aq) O último modo de representar uma reação de precipitação é conhecidacomo rede de reação iônica. Nesse caso, todo íon observado (aqueles que nãocontribuem para a reação) são deixados de fora da fórmula. Isso simplifica asequações acima no seguinte: Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) 1.11. ÁCIDOS E BASES 1.11.1. Ácidos O sabor azedo facilmente identificado em frutas cítricas, como limão, laranja emaçã (a palavra ácido é proveniente do latim acidus - azedo, picante); formasoluções aquosas condutoras de eletricidade; provoca efervescência, quando emcontato com o calcário; produz mudança de cor nos indicadores ácido-base. Ácido é todo composto molecular que, em solução aquosa, se ioniza,produzindo exclusivamente como cátion o H3O+ (hidroxônio). HCl + H2O H3O+ + Cl– HCN + H2O H3O+ + CN– No entanto, o cátion Hidroxônio (H3O ) pode ser representado por H+: + HCl H+ + Cl– HCN H+ + CN– Ácido forte: se dissocia completamente em solução a temperatura e pressõesconstantes. Nessas condições, a concentração de um ácido forte é igualà concentração de íons de hidrogênio (Hidrônio ou H3O+). A equação para acompleta dissociação de um ácido forte (HA) é: HA(aq)  H+(aq) + A-(aq) Onde o ácido libera prótons (H+) e uma base conjugada (A-) emconcentrações iguais.
  15. 15. [HA] = [H+] = [A-]; pH = -log[H+].Por exemplo, HCl + H2O  H3O+ + Cl- Ácido Forte é toda substancia que libera muito H+ Os ácidos fortes mais comuns são: HCl, HBr, HI, H2, HNO3, HCLO4, H2SO4. 1.11.2. Bases Possuem sabor amargo ou cáustico (adstringente – que “amarra” a boca);modificam a cor dos indicadores ácido-base; conduzem a corrente elétrica quandofundidos ou em solução aquosa; reage com ácidos produzindo sal e água; Na maioria das vezes são corrosivos e reagem com metais. Base é todo composto molecular que, quando diluída em água libera umânion, a hidroxila, o OH-. São receptores de prótons. NaOH Na+(aq) + OH-(aq) Ca(OH)2 Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) Base forte é uma substancia cuja constante de dissociação é grande,aumentando em maior intensidade a concentração de OH- quando adicionada auma solução aquosa. Alguns compostos possuem reações tão completas que sãofacilmente classificados com ácidos ou bases fortes. As bases fortes são compostas por metais alcalinos, as bases de metaisalcalinos terrosos são consideradas moderadas já que são pouco solúveis. As basesdos demais metais e o hidróxido de amônio (NH4OH) são consideradas fracas, ouseja, têm baixa constante de dissociação produzindo em solução aquosa umequilíbrio químico. As bases fortes mais comuns são: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH. A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização,e o composto iônico produzido na reação é chamado de sal. A forma geral de umareação de neutralização em solução aquosa é: Ácido + Base  Sal + Água Alguns exemplos de reação de neutralização total (não levando emconsideração problemas de solubilidade dos reagentes e/ou produtos envolvidos): H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O 2HCl + Ca(OH)2  CaCl2 + 2H2O HNO3 + LiOH  LiNO3 + H2O 1.12. REAÇÃO REDOX São processos químicos que envolvem transferência (troca) de elétrons deuma molécula, átomo ou íon para outro reagente. Na classificação das reações químicas, os termos oxidação e reduçãoabrangem um amplo e diversificado conjunto de processos. Muitas reações de oxi-redução são comuns na vida diária e nas funções vitais básicas, como o fogo, aferrugem, o apodrecimento das frutas, a respiração e a fotossíntese.
  16. 16. Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons,partículas elementares de sinal elétrico negativo. O mecanismo inverso, a redução,consiste no ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estruturainterna. Tais processos são simultâneos. Na reação resultante, chamada oxi-redução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e,conseqüentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas partículas esofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e redução seapliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos integrantesdessas moléculas que se reduz ou se oxida. Número de oxidação: para explicar teoricamente os mecanismos internos deuma reação do tipo redox é preciso recorrer ao conceito de número de oxidação,determinado pela valência do elemento (número de ligações que um átomo doelemento pode fazer), e por um conjunto de regras deduzidas empiricamente:- quando entra na constituição das moléculas monoatômicas, diatômicas oupoliatômicas de suas variedades alotrópicas, o elemento químico tem número deoxidação igual à zero;- o oxigênio apresenta número de oxidação igual a -2, em todas as suascombinações com outros elementos, exceto nos peróxidos, quando esse valor é -1;- o hidrogênio tem número de oxidação +1 em todos os seus compostos, excetoaqueles em que se combina com os ametais, quando o número é -1;- os outros números de oxidação são determinados de tal maneira que a somaalgébrica global dos números de oxidação de uma molécula ou íon seja igual a suacarga efetiva. Assim, é possível determinar o número de oxidação de qualquerelemento diferente do hidrogênio e do oxigênio nos compostos que formam comesses dois elementos. Assim, o ácido sulfúrico (H2SO4) apresenta, para seu elemento central(enxofre), um número de oxidação n, de forma que seja nula a soma algébrica dosnúmeros de oxidação dos elementos integrantes da molécula:2.(+1) + n + 4.(-2) = 0, logo, n = +6 Em toda reação redox existem ao menos um agente oxidante e um redutor.Em terminologia química, diz-se que o redutor se oxida, perde elétrons, e, emconseqüência, seu número de oxidação aumenta, enquanto com o oxidante ocorre ooposto. Oxidantes e redutores: os mais fortes agentes redutores são os metaisaltamente eletropositivos, como o sódio, que facilmente reduz os compostos demetais nobres e também libera o hidrogênio da água. Entre os oxidantes mais fortes,podem-se citar o flúor e o ozônio. O caráter oxidante e redutor de uma substância depende dos outroscompostos que participam da reação, e da acidez e alcalinidade do meio em que elaocorre. Tais condições variam com a concentração de elementos ácidos. Entre asreações tipo redox mais conhecidas -- as reações bioquímicas -- inclui-se acorrosão, que tem grande importância industrial. Um caso particularmente interessante é o do fenômeno chamado auto-redox,pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e redução na mesma reação. Issoocorre entre halogênios e hidróxidos alcalinos. Na reação com o hidróxido de sódio aquente, o cloro (0) sofre auto-redox: se oxida para clorato (+5) e se reduz paracloreto (-1): 6Cl + 6NaOH  5NaCl + NaClO3 + 3H2O
  17. 17. Balanço das reações redox: as leis gerais da química estabelecem que umareação química é a redistribuição das ligações entre os elementos reagentes e que,quando não há processos de ruptura ou variação nos núcleos atômicos, conserva-se, ao longo de toda a reação, a massa global desses reagentes. Desse modo, onúmero de átomos iniciais de cada reagente se mantém quando a reação atinge oequilíbrio. Em cada processo desse tipo, existe uma relação de proporção fixa e únicaentre as moléculas. Uma molécula de oxigênio, por exemplo, se une a duas dehidrogênio para formar duas moléculas de água. Essa proporção é a mesma paratodas as vezes que se procura obter água a partir de seus componentes puros: 2H2 + O2  2H2O A reação descrita, que é redox por se terem alterado os números de oxidaçãodo hidrogênio e do oxigênio em cada um dos membros, pode ser entendida como acombinação de duas reações iônicas parciais:H2  2H+ + 2e- (semi-oxidação) -4e + 2H+ + O2  2OH- (semi-redução) em que os elétrons ganhos eperdidos representam-se com e- e os símbolos H+ e OH- simbolizamrespectivamente os íons hidrogênio e hidroxila. Em ambas as etapas, a cargaelétrica nos membros iniciais e finais da equação deve ser a mesma, já que osprocessos são independentes entre si.Para fazer o balanceamento da reação global, igualam-se as reações iônicasparciais, de tal maneira que o número de elétrons doados pelo agente redutor sejaigual ao número de elétrons recebidos pelo oxidante, e procede-se a sua soma:(H2  2H+ + 2e-) x 2(4e- + 2H+ + O2  2OH-) x12H2 + 4e- + 2H+ + O2  4H+ + 4e- + 2OH- o que equivale a:2H2 + O2  2H2O - pois os elétrons se compensam e os íons H+ e OH- se unempara formar a água. Nesses mecanismos se apóia o método generalizado de balanço de reaçõesredox, chamado íon-elétron, que permite determinar as proporções exatas deátomos e moléculas participantes. O método íon-elétron inclui as seguintes etapas:(1) notação da reação sem escrever os coeficientes numéricos;(2) determinação dos números de oxidação de todos os átomos participantes;(3) identificação do agente oxidante e redutor e expressão de suas respectivasequações iônicas parciais;(4) igualação de cada reação parcial e soma de ambas, de tal forma que sejameliminados os elétrons livres;(5) eventual recomposição das moléculas originais a partir de possíveis íons livres. 1.13. ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÃO Estequiometria é o cálculo da quantidade de reagentes e produtos da reação,baseado nas leis das reações químicas.Regra geral:1. Escrever a reação química;
  18. 18. 2. Acertar os coeficientes;3. Estabelecer uma regra de três.Exemplo: Calcular a massa de óxido cúprico a partir de 2,54 g de cobre metálico.Dados: Cu = 63,5 e O = 161º) Escrever a reação química: Cu + O2  CuO2º) A equação está desbalanceada, acertar os coeficientes: Cu + ½O2  CuO3º) Fazer a regra de três das partes envolvidas.Cu + ½O2  CuO Mol 63,5g 79,5g Massa 2,54g XA massa de óxido cúprico a partir de 2,54 g de cobre metálico é = 3,18 g
  19. 19. 2. INTRODUÇÃO À TERMODINÂMICA A termodinâmica (do grego, therme, significa “calor” e dynamis, significa“potencia”). A grosso modo, calor significa "energia" em trânsito, e dinâmica se relacionacom "movimento". Por isso, a Termodinâmica estuda o movimento da energia ecomo a energia cria movimento. Historicamente, a Termodinâmica se desenvolveu pela necessidade deaumentar a eficiência das primeiras máquinas a vapor. Em termodinâmica, o mundo está dividido em um sistema e suas vizinhanças.Um sistema aberto pode trocar matéria e energia com suas vizinhanças; um sistemafechado pode trocar somente energia e um sistema isolado não pode trocar nada. Os sistemas termodinâmicos classificam-se como sendo isolados, fechadosou abertos. Um sistema aberto permite a troca de energia e matéria com os arredores,logo estas quantidades podem variar ao longo do tempo. Um sistema fechado apenas permite a troca de energia com os arredores,não havendo troca de matéria. A energia deixa de ser uma quantidade conservada. Um sistema isolado não interage de modo algum com os arredores. Ocontentor que contém o sistema e o delimita dos arredores, é impermeável à matériae não permite a transferência de energia. Deste modo a energia do sistema é umaquantidade conservada, e o mesmo se verifica com a quantidade de matéria. As quantidades com as quais podemos caracterizar um sistematermodinâmico designam-se por variáveis de estado, que têm o mesmo valor emtodas as partes do sistema. Normalmente as variáveis de estado não sãoquantidades independentes entre si, ou seja, a mudança de uma variável, implica aalteração de uma outra ou mais variáveis. O trabalho é uma transferência de energia para um sistema por um processoque é equivalente ao aumente ou ao abaixamento de um peso. A energia interna deum sistema pode ser mudada pela realização de trabalho. O trabalho é uma grandeza algébrica e assume nem sempre o sinal davariação de volume (∆V), uma vez que a pressão p é sempre positiva. O trabalho realizado em uma transformação termodinâmica depende não sódo estado inicial e final, como também dos estados intermediários, isto é, docaminho entre os estados inicial e final. A energia interna é toda a energia de um sistema que está associada com osseus constituintes microscópicos (átomos e moléculas), do ponto de vista deum referencial em repouso, relativamente ao centro de massa do sistema. A energiainterna de um sistema isolado é constante. A energia interna de um sistema pode também ser alterada pela transferênciade energia para as vizinhanças como calor.
  20. 20. Calor é a energia transferida como resultado de uma diferença detemperatura. A quantidade de energia transferida como calor é medida em joules, J.Entretanto, a unidade de energia mais conhecida é a caloria (cal). A definição original de 1 caloria (cal) é a quantidade de calor necessária paraelevar a temperatura de 1 g de água de 1°C no intervalo de 14,5 °C a 15,5 °C. 1 cal = 4,158 joules A quantidade de calor trocado (cedida ou recebida) por um corpo éproporcional a sua massa, do material de que é constituído o corpo e da variação detemperatura que o corpo sofre. Esta quantidade de calor é dada pela equaçãoabaixo: ∆U = q Em um sistema, não se mede diretamente a energia U, mas, é importanteconhecer a variação da energia interna ∆U do sistema durante um processotermodinâmico. Há processos em que a energia interna varia e a temperatura permanececonstante. A energia recebida (calor latente) aumenta a energia interna do sistemadurante o processo. Primeira lei da termodinâmica: chama-se de 1ª Lei da Termodinâmica, oprincípio da conservação de energia aplicada à termodinâmica, o que torna possívelprever o comportamento de um sistema gasoso ao sofrer uma transformaçãotermodinâmica. Analisando o princípio da conservação de energia ao contexto datermodinâmica: Um sistema não pode criar ou consumir energia, mas apenasarmazená-la ou transferi-la ao meio onde se encontra, como trabalho, ou ambas assituações simultaneamente, então, ao receber uma quantidade Q de calor, estapoderá realizar um trabalho w e aumentar a energia interna do sistema ΔU, ou seja,expressando matematicamente: Q = w + ΔU Equação de estado: pressão, temperatura, volume e número de partículassão tudo que precisamos para especificarmos completamente um sistema. A relaçãoentre essas variáveis pode ser expressa em termos de uma equação conhecidacomo equação de estado. Para um gás ideal, a equação de estado é: pV = nRT Onde p é a pressão, V o volume, n o número de moléculas, e T a temperaturado gás. A constante R possui valor 8.314 J/mol.K. Esta equação pode ser usada para resolver problemas com gases ideaisquando existe uma quantidade desconhecida. Uma função de estado depende somente do estado em que se encontra osistema. A mudança na função de estado entre dois estados é independente docaminho entre eles. A energia é uma função de estado; energia e calor não são. Calorimetria estuda as trocas de calor entre corpos. Calor é energia térmicaem trânsito. Calor sensível é o que acarreta variação de temperatura ao ser recebidoou perdido por um corpo. Calor latente é o calor recebido ou perdido durante umamudança de estado. Quantidade de calor (Q) é a grandeza através da qual
  21. 21. avaliamos a energia térmica em trânsito trocada entre sistemas a diferentestemperaturas. Diz-se que um corpo recebeu ou perdeu calor sensível (Qs) quando um corposofre alteração em sua temperatura. Ao receber calor sensível, um corpo pode se aquecer mais ou menos,dependendo da substância que o constitui. A essa característica do corpo denomina-se calor específico (c). O calor específico é uma característica tabelada de cadamaterial, que diz respeito a quantidade de calor necessária para aumentar atemperatura do corpo em 1ºC. Medida normalmente em cal/g.ºC. Um corpo quepossua um alto calor específico é um corpo que precisa receber muito calor para seelevar a sua temperatura ou perder muito calor para que sua temperatura se abaixe.Ex.: o calor específico da água: c = 1 cal/g.ºC Cada substância possui um calor específico do material que a constitui, mas,no entanto, dois corpos compostos do mesmo material podem se aquecer de formadiferenciada se as suas massas forem diferentes. Chama-se capacidade térmica (C)a relação entre o calor especifico de um corpo e sua massa . O calor sensível recebido ou cedido por um corpo pode ser determinado pelaexpressão: Q = m . c . ΔT Onde T é a variação da temperatura do corpo e m é massa do corpo(normalmente usada em gramas). Diz-se que um corpo recebeu ou perdeu calor latente (QL) quando um corposofre alteração em seu estado físico. Em uma mudança de estado físico, a temperatura do corpo é constante, noentanto é necessária certa quantidade de calor, para que se processe a mudança.Essa quantidade de calor depende da substância e depende da transformação. Aquantidade de calor para processar uma mudança de fase de um grama de umasubstância é denominada calor latente da transformação (LT). A quantidade de calorlatente recebida ou cedida por um corpo pode ser determinada por: Q=m.L O princípio que rege o comportamento das trocas de calor é o Princípio daIgualdade das trocas de calor, que pode se enunciado da seguinte maneira: quandodois corpos trocam calor somente entre si, a quantidade de calor cedida pelo corpomais quente é numericamente igual à quantidade de calor recebida pelo corpo maisfrio. 2.1. ENTALPIA É uma das mais importantes funções termodinâmicas de estado, érepresentada pela letra H e decorre da aplicação da primeira lei aos processos apressão constante. Matematicamente, define-se entalpia pela equação: H = E + PVOnde, H é a entalpia, E é a energia interna, P é a pressão e V é o volume.
  22. 22. A entalpia, sendo a soma de uma energia com um produto (PV) que temdimensões de energia, tem de ser expressa também em unidades de energia [Joule(J), caloria (cal), etc.]. A entalpia H pode ser deduzida da aplicação da primeira lei,num processo a pressão constante. Para isto, considera-se a evolução de umsistema do estado de energia interna E1 para um estado de energia interna E2 querecebe a quantidade de calor Q. Sabendo que H = E + PV, então se tem: H2 - H1 = Q ou ∆H = Q Portanto, quando a transformação é à pressão constante, a variação deentalpia (∆H) é igual ao calor absorvido ou liberado (Q) no processo.Para a definição do estado termodinâmico de um sistema necessita-se dos valoresde P, V; e sabendo também que E (energia interna) é uma função de estado.Assim H será também uma função de estado. A variação de entalpia é muito importante no estudo de reações químicas etransformações de fase que ocorrem com absorção (reações endotérmicas) ouliberação de calor (reações exotérmicas). A entalpia depende do estado de agregação (gás, líquido ou sólido), datemperatura e da estrutura cristalina do material. Nas transformações com variaçãode pressão, a entalpia, evidentemente, não é igual ao calor liberado ou absorvido natransformação. Entalpia é derivada da palavra grega "enthalpos" e que significaaproximadamente "colocar calor em...". O termo entalpia teria sido introduzido pelofísico holandês Heike Kamerlingh Onnes (1853 – 1926), prêmio Nobel de Física de1913. Capacidade calorífica dos gases ou Calor Específico (c) de umasubstância é definida como a quantidade de calor necessária para aquecer de 1º Cuma unidade de massa dessa substância, a uma dada temperatura. Pode-secalcular o calor específico de uma substância, num intervalo detemperaturas (de T1 a T2), pelas equações:c= Q cV = ∆U cP = ∆H__ m . ∆T ∆T ∆T Onde Q é quantidade de calor absorvido ou liberado; ∆T = T1 - T2 é ointervalo de temperatura estudado e m é a massa da substância. CP calor específicoà volume constante; CP calor específico à pressão constante.- O calor específico de uma substância, particularmente em se tratando de gases,depende do modo como o calor é fornecido à substância: se a volume constante ouse a pressão constante. Esses calores específicos (ou capacidades caloríficas) sãoindicados respectivamente pelos índices V e P. Entalpias de mudanças de fases: Entalpia de vaporização: é a diferença de entalpia entre os estados de vapor elíquido de uma substância. ∆H VAP = H vapor – H líquido
  23. 23. Entalpia de fusão: é a diferença de entalpia entre os estados líquido e sólido deuma substância. ∆H FUS = H líquido – H sólido Entalpia de congelamento: é a mudança na entalpia por mol quando um líquido setransforma em sólido. ∆HPROCESSO INVERSO = - ∆H PROCESSO DIRETO Entalpia de sublimação: é a variação de entalpia por mol quando um sólidosublima. ∆HSUB = H vapor – H sólido ou ∆HSUB = ∆HFUS – ∆HVAPEquação Termoquímica A equação química que indica o estado físico (ou alotrópico) dos reagentes eprodutos, a temperatura e a pressão do processo, bem como a variação de entalpiada reação. C(gr) + O2 (g)  CO2(g) ∆H = – 94,1 Kcal (a 25 °C e 1 atm)Entalpia ou calor padrão de formação de uma substância (ΔH0f) É a variação de entalpia ou quantidade de calor absorvido ou liberado naformação de um mol de uma determinada substância, a partir das substânciassimples correspondentes, todas elas no estado padrão. H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O(l) ∆H = – 68,4 Kcal/mol H2O (a 25°C e 1 atm)Entalpia de Combustão É a variação de entalpia na combustão de 1 mol de uma substância a 25ºC e1 atm. A entalpia de combustão é sempre negativa, pois, a combustão é uma reaçãoexotérmica. C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2(l) ∆H = – 310,6 Kcal/mol C2H2Lei de Hess É também conhecida como lei dos estados final e inicial. Ela estabelece quea entalpia de uma reação depende somente de seus estados inicial e final, e não docaminho seguido pelo processo. Um exemplo clássico do funcionamento da Lei deHess é a obtenção do CO2. O CO2 pode ser obtido diretamente, a partir de Cgrafite e O2(g): Cgrafite + O2(g)  CO2(g) ΔH = - 94,1 Kcal Uma outra opção seria a obtenção do CO2 a partir do CO(g): Cgrafite + ½ O2(g)  CO(g) ΔH = - 26,4 Kcal CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g) ΔH = - 67,7 Kcal_____ Cgrafite + O2(g)  CO2(g) ΔH = - 94,1 Kcal O CO(g) foi eliminado pois aparece nos dois membros.
  24. 24. Saindo-se de um mesmo estado inicial e chegando-se a um mesmo estadofinal, independentemente dos caminhos seguidos pelas reações, o ΔH será sempreo mesmo .ΔH = Σ ΔHformação produtos - Σ ΔHformação reagentes
  25. 25. 3. INTRODUÇÃO AO ESTUDO DOS GASES As noções de sólido, líquido e gás podem ser considerados conceitosprimitivos. Assim, uma pedra é um sólido, a água que jorra de uma torneira é umlíquido, o ar que escapa de um pneu é um gás. Mas o fato de os gasesapresentarem propriedades bem diferentes dos sólidos e dos líquidos chamou aatenção dos cientistas do século XVII, que passaram, então, a estudar esse estadofísico da matéria. A respeito dos gases, é importante saber que:- Os gases sempre se expandem, tendendo a ocupar todo o volume do recipienteque os contém (grande expansibilidade);- Os gases são muito menos densos que os sólidos e líquidos isto é, em igualdadede massas os gases ocupam um volume muito maior;- Os gases sempre se misturam entre si (grande difusibilidade);- Os volumes dos gases variam muito com a pressão (grande compressibilidade) ecom a temperatura (grande dilatabilidade).- Por definição, são consideradas Condições Normais de Pressão e Temperatura(CNTP): Pressão =1 atm = 760mmHg Temperatura = 0°C = 273K 3.1. TRANSFORMAÇÕES GASOSASa) Transformação Isotérmica Supondo que um gás tenha sido submetido a uma transformação na qual asua temperatura foi mantida constante. Dizemos que ele sofreu uma transformaçãoisotérmica. E considerando que a massa do gás também se manteve constante,concluímos que a pressão e o volume do gás foram às grandezas que variaramdurante a transformação.b) Transformação Isobárica É quando o volume varia linearmente com a temperatura, e a pressãopermanece constante.c) Transformação Isocórica É quando numa transformação gasosa o volume permanece constante, e atemperatura e a pressão variam.Volume O volume dos gases é medido nas unidades usuais:Mililitros (ml), centímetros cúbicos (cm3), litros (L), metros cúbicos (m3), etc.Pressão A pressão dos gases é, usualmente, medida em milímetros de Mercúrio(mmHg). 1mmHg = 1Torr1atm = 76cmHg = 760mmHg = 760TorrTemperatura No Brasil, as temperaturas são medidas na chamada escala Celsius (°C). Noestudo dos gases, porém, usa-se a escala absoluta ou escala Kelvin (K), onde aequação usada é: T = t(ºC) + 273
  26. 26. 3.2. AS LEIS DOS GASES As propriedades dos gases, particularmente a variação da pressão com ovolume e a temperatura, são conhecidos como as “Leis dos Gases”. As primeirasmedidas confiáveis das propriedades dos gases foram feitas pelo cientista anglo-irlandês Robert Boyle, em 1662, ao estudar o efeito da pressão sobre o volume. Umséculo e meio depois, um passatempo novo, o uso de balões de ar quente, motivoudois cientistas franceses, Jacques Charles e Joseph-Louis Gay-Lussac, adescobrirem outras leis dos gases. Charles e Gay-Lussac descobriram como atemperatura de um gás afeta sua pressão, volume e densidade.I) Lei de Boyle-Mariotte Segundo sua lei, quando uma massa constante de um certo gás, mantida atemperatura constante, é comprimida (“apertada”), nota-se que:- Dobrando a pressão, o volume se reduz a metade;- Triplicando a pressão, o volume se reduz a um terço; e assim por diante. Essa constatação experimental é válida para as chamadas transformaçõesisotérmicas.A expressão matemática é P1 . V 1 = P2 . V2II) Lei de Gay-Lussac Quando uma massa constante de um gás, mantida a pressão constante, éaquecida, ela se dilata (isto é, seu volume aumenta) nota-se que:- Dobrando a temperatura absoluta (em Kelvins), o volume dobra;- Triplicando a temperatura absoluta (em Kelvins), o volume triplica; e assim pordiante. Essa verificação experimental é válida para as chamadas transformaçõesisobáricas. A representação matemática é (V1 / T1) = (V2 / T2)III) Lei de Charles Quando uma massa constante de um certo gás, mantida a volumeconstante, é aquecida, a pressão do gás aumenta e nota-se que:- Dobrando a temperatura absoluta (Kelvins), a pressão dobra;- Triplicando a temperatura absoluta (Kelvins), a pressão triplica; e assim por diante. Esse fato é válido para as transformações isovolumétricas (ou isocóricas). Arepresentação matemática é (P1 / T1) = (P2 / T2)Equação Geral dos Gases P . V = constante ou P1 . V1 = P2 . V2 T T1 T2 Na prática, a lei de Boyle não é obedecida com exatidão matemática. Pois umgás ideal ou ao gás teórico obedeceria à lei com precisão matemática. Na prática,existem os gases reais. Quanto menor for à pressão e maior a temperatura do gásreal, mais ele se aproxima do conceito de gás ideal. Pode se dizer que um gás realtende para um gás ideal à medida que a pressão tende para zero e a temperaturatende para o infinito.
  27. 27. 4. LÍQUIDOS E SÓLIDOS As forças intermoleculares são atrações entre as moléculas e têm origemeletrônica: surgem de uma atração eletrostática entre nuvens de elétrons e núcleosatômicos. São fracas, se comparadas às ligações covalentes ou iônicas. Mas forte osuficiente para sustentar uma lagartixa no teto da sala. As forças de van der Waals, como também são conhecidas as forçasintermoleculares, podem surgir de 3 fontes. Em primeiro, as moléculas de alguns materiais, embora eletricamenteneutras, podem possuir um dipolo elétrico permanente. Devido a alguma distorçãona distribuição da carga elétrica, um lado da molécula e ligeiramente mais "positivo"e o outro é ligeiramente mais "negativo". A tendência é destas moléculas sealinharem, e interagirem umas com as outras, poratração eletrostática entre os dipolosopostos. Esta interação é chamada de dipolo-dipolo. Em segundo, a presença de moléculas que tem dipolos permanentes podemdistorcer a distribuição de carga elétrica em outras moléculas vizinhas, mesmo asque não possuem dipolos (apolares), através de uma polarização induzida. Estainteração é chamada de dipolo-dipolo induzido.
  28. 28. E, em terceiro, mesmo em moléculas que não possuem momento de dipolopermanente (ex, no gás nobre neônio ou no líquido orgânico benzeno) existe umaforça de atração (do contrário nem o benzeno ou neônio poderiam ser liquefeitos). Anatureza destas forças requer a mecânica quântica para sua correta descrição, masfoi primeiramente reconhecida pelo físico polonês Fritz London, que relacionou-ascom o movimento eletrônico nas moléculas. London sugeriu que, em um determinado instante, o centro de carga negativados elétrons e de carga positiva do núcleo atômico poderia não coincidir. Estaflutuação eletrônica poderia transformar as moléculas apolares, tal como o benzeno,em dipolos tempo-dependentes, mesmo que, após um certo intervalo de tempo, apolarização média seja zero. Estes dipolos instantâneos não podem orientar-se paraum alinhamento de suas moléculas, mas eles podem induzir a polarização dasmoléculas adjacentes, resultando em forças atrativas. Estas forças são conhecidas como forças de dispersão (ou forças deLondon), e estão presentes em todas as moléculas apolares e, algumas vezes,mesmo entre moléculas polares. Algumas moléculas, entretanto, exibem um tipo especial de interação dipolo-dipolo. Exceto a água, todos parecem seguir uma regra de que quanto menor amassa molecular, menor é a temperatura de ebulição. A água, portanto, deve possuir um tipo de interação diferenciado. O queacontece é que os hidrogênios ligados ao oxigênio é que formam o lado "positivo" dodipolo permanente desta molécula. O átomo de hidrogênio é formado por apenas umpróton e um elétron. Como o elétron é fortemente atraído pelo oxigênio, na
  29. 29. água, este próton encontra-se desprotegido. A água possui, então, um dipolobastante forte, com uma das cargas positiva bastante localizada. Este próton podeinteragir com as regiões negativas (o oxigênio) de outras moléculas de água,resultando em uma forte rede de ligações intermoleculares. Esta interação échamada de ligação hidrogênio, e ocorre entre átomos de hidrogênio ligados aelementos como o oxigênio, flúor ou nitrogênio, com átomos de O, N ou F de outrasmoléculas. Esta interação é a mais intensa de todas as forças intermoleculares. 4.1. ESTRUTURA DOS LÍQUIDOS Como conseqüência das fortes interações intermoleculares, a água apresentaalgumas propriedades especiais. Alguns insetos, por exemplo, podem andar sobreela. Uma lâmina de barbear, se colocada horizontalmente, também flutua na água.Isto se deve à tensão superficial da água: uma propriedade que faz com o líquidose comporte como se tivesse uma membrana elástica em sua superfície. Este fenômeno pode ser observado em quase todos os líquidos, e é oresponsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido. A razão é que asmoléculas de água interagem muito mais fortemente com suas vizinhas do que comas moléculas do ar, na interface. As moléculas que estão no interior da gota, porexemplo, interagem com outras moléculas em todas as direções; as moléculas dasuperfície, por outro lado, interagem somente com moléculas que estão nas suaslaterais ou logo abaixo. A tensão superficial é o conjunto de forças que a superfície de um líquidoexerce em seu contorno e que apresenta as seguintes características: éperpendicular ao contorno; tangencial a superfície e dirigida para o centro dessasuperfície. A resistência que os líquidos reais apresentam de se por a uma deformaçãorecebe o nome de viscosidade. Os efeitos da viscosidade são diferentesdependendo da maneira como o líquido flui. Quanto maior a viscosidade de umlíquido, mais lentamente ele flui. Viscosidade normalmente abaixa com o aumentoda temperatura.
  30. 30. 4.2. ESTRUTURA DOS SÓLIDOS As substâncias se apresentam, normalmente, nos estados sólido, líquido ougasoso. Para uma substância no estado gasoso, a distância média de separação entreas partículas (moléculas ou átomos) é grande comparada aos seus diâmetros, demodo que a interação entre elas pode ser ignorada. Contudo, a temperaturas e pressões usuais, muitas substâncias estão nosestados líquido e sólido e a interação entre as correspondentes partículas não podemais ser ignorada. Nestes casos, a distância de separação entre as partículas é daordem de grandeza dos seus diâmetros e a intensidade das forças que as mantêmjuntas é da ordem de grandeza da intensidade das forças que ligam os átomos paraformar moléculas. Por exemplo, os níveis de energia dos elétrons mais exteriores de um átomo(ou de uma molécula) são distorcidos pelos átomos (ou moléculas) da vizinhança. Nos sólidos cristalinos, os átomos (ou moléculas) ocupam posiçõesregularmente distribuídas no espaço, constituindo uma rede regular chamada redecristalina. A configuração regular pode alcançar distâncias muito grandes. Nossólidos não cristalinos (amorfos), como o concreto, o asfalto, o vidro, a cera e oplástico, a configuração regular prevalece apenas nas vizinhanças dos átomos oumoléculas individuais e, sobre distâncias maiores, prevalece a desordem. Os sólidos cristalinos podem ser iônicos, reticulares, moleculares oumetálicos.Sólidos IônicosNos sólidos iônicos, a rede está formada por íons alternadamente positivos enegativos, resultantes da transferência de um elétron (ou mais) de um tipo de átomopara o outro.
  31. 31. A estabilidade da rede cristalina é mantida pela atração eletrostática entre osíons presentes, tais como os íons Na+ e Cl- na molécula NaCl (cloreto de sódio) e osíons Li+ e F- na molécula LiF (fluoreto de lítio). Como esses sólidos não têm elétrons livres, a sua condutividade elétrica émuito baixa (são isolantes). Mas, se uma quantidade apropriada de energia éfornecida a um sólido iônico de modo que ele se transforme num líquido, ele se tornaum bom condutor de eletricidade. Os sólidos iônicos são geralmente duros, frágeis e têm um elevado ponto defusão devido às forças eletrostáticas relativamente intensas entre os íons.Sólidos Reticulares ou Covalentes Nos sólidos covalentes não existe transferência de carga entre os átomospara formar íons, como no caso dos cristais iônicos, mas um compartilhamento depares de elétrons de valência entre os átomos.A estrutura cristalina de um sólido covalente fica definida pela direcionalidade daligação covalente. Por exemplo, os átomos tetravalentes do carbono, germânio esilício formam ligações covalentes nas combinações moleculares. Cada um dessesátomos tem quatro elétrons na camada eletrônica mais externa, ou seja, tem quatroelétrons de valência, cujos orbitais são orbitais híbridos s-p3.
  32. 32. No sólido cristalino correspondente, cada átomo forma ligações covalentescom os quatro átomos mais próximos, ficando no centro de um tetraedro regular,com quatro átomos semelhantes nos vértices. Assim, quatro ligações covalentesidênticas podem ser formadas, com cada átomo contribuindo com um elétron a cadauma dessas ligações. Nesse tipo de estrutura, organizada por ligações covalentes, cada elétron estáfortemente ligado, de modo que não existem elétrons livres para participar dequalquer processo de condução e os sólidos covalentes têm uma condutividadeelétrica muito baixa (são isolantes). Além disso, são extremamente duros e difíceisde deformar e muitos sólidos covalentes são incolores (transparentes).Sólidos Moleculares Nos sólidos moleculares constituídos por moléculas apolares, os elétrons seencontram emparelhados e não podem formar ligações covalentes. As moléculasconservam a sua individualidade, mas estão ligadas pelas forças de Van der Waals,as mesmas que existem entre as moléculas de um gás ou de um líquido. As forças de Van der Waals são bastante fracas e são derivadas da interaçãoentre dipolos elétricos. Pelo movimento dos elétrons ao redor dos núcleos numamolécula apolar pode acontecer que, por um breve instante, a distribuição de cargaseja tal que parte da molécula fique positiva e parte negativa. Enquanto estápolarizada, esta molécula induz em outra molécula de sua vizinhança umadistribuição de carga semelhante e as duas se atraem. No instante seguinte, asmoléculas voltam às configurações originais e não mais se atraem. Isto se repetealeatoriamente com todos os pares de moléculas do sólido. Os gases nobres, gases comuns como o oxigênio e o hidrogênio e muitoscompostos orgânicos formam sólidos moleculares desse tipo. Em alguns sólidosmoleculares as moléculas são polares, como no caso do gelo, por exemplo. Asmoléculas de água são polares porque, em cada uma delas, o átomo de oxigênioatrai mais para perto de si os elétrons que constituem as ligações covalentes com osátomos de hidrogênio. Então, a parte de uma molécula correspondente ao átomo deoxigênio é negativa e as partes correspondentes aos átomos de hidrogênio,positivas. A ligação entre as moléculas, chamada ligação hidrogênica, se dá pelaatração eletrostática entre a parte negativa de uma molécula e a positiva de outra. Os sólidos moleculares têm uma condutividade elétrica muito baixa (sãoisolantes).
  33. 33. Sólidos Metálicos Um sólido metálico é formado a partir de átomos com alguns elétronsfracamente ligados nas camadas mais externas, elétrons esses que passam a semover por todo o sólido quando de sua formação. Assim, um sólido metálico éconstituído por uma rede ordenada de íons positivos que são mantidos juntos poruma espécie de gás de elétrons livres. A mobilidade dos elétrons de valência queconstituem esse gás de elétrons livres é que torna os metais bons condutores deeletricidade.5. EQUÍLIBRIO QUÍMICO Uma das razões pelas quais as propriedades de um sistema em equilíbrio sãomuito importantes é que todas as reações tendem a alcançar um equilíbrio. De fato,se permitirmos, todas as reações químicas atingem um estado de equilíbrio, emboraisso nem sempre seja evidente. Todos os sistemas que reagem alcançam umestado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades de reagentes queestão sendo consumidos, até que seja quase impossível de se medir. 5.1. REVERSIBILIDADE DAS REAÇÕES Da mesma forma que as mudanças de fases, as reações químicas tendem aum equilíbrio dinâmico no qual, embora não haja mudanças líquidas, a reação diretae inversa ainda estão ocorrendo, mas na mesma velocidade. Todos os equilíbriosquímicos são equilíbrios dinâmicos. Embora não haja mudança adicional alguma noequilíbrio, as reações direta e inversão estão acontecendo. As reações químicasatingem um estado de equilíbrio dinâmico no qual a velocidade das reações direta einversa são iguais e não há mudanças na composição. 5.2. CONSTANTE DE EQUÍLIBRIO O valor da constante de equilíbrio é obtido a partir das concentrações dasespécies químicas presentes na solução quando o sistema está em equilíbrio. A constante de equilíbrio foi deduzida a partir das velocidades das reaçõesdireta e inversa (↔). Para uma reação qualquer do tipo aA + bB cC + dD
  34. 34. A velocidade da reação é dada por V = k . [A]a. [B]bObs: A água e espécies sólidas não são consideradas e apenas os reagentesparticipam da equação de velocidade. A velocidade depende exclusivamente dosreagentes e não dos produtos. Essa constante estabelece uma condição para que reagentes e produtosestejam em equilíbrio na reação. Genericamente, para as reações em equilíbriodinâmico tem-se a expressão:Kc = Concentrações molares dos produtos , ou seja: Kc = [C]c. [D]d Concentrações molares dos reagentes [A]a. [B]bNessa expressão:a) As concentrações dos produtos são postas no numerador e as dos reagentes nodenominador;b) Nada concentração é elevada à potência de seu coeficiente estequiométrico naequação balanceada;c) No momento em que a reação atinge o equilíbrio, o valor constante K depende dareação em questão e da temperatura. Não usamos unidades para a constante.d) Kc não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com atemperatura.e) Quanto maior o Kc, maiores são as concentrações dos produtos em relação àsdos reagentes, no equilíbrio.f) Quanto menor o Kc, menores são as concentrações dos produtos em relação àsdos reagentes, no equilíbrio.O Princípio de Le Chatelier Quando uma reação química atinge o equilíbrio ela tem a tendência depermanecer assim indefinidamente, desde que não haja perturbação externa. Os fatores externos capazes de perturbar o equilíbrio de uma reação químicasão a concentração das substâncias participantes da reação, a pressão e atemperatura. O Princípio de Le Chatelier regra essas situações: "quando se provoca umaperturbação sobre um sistema em equilíbrio, este desloca-se no sentido que tende aanular esta perturbação, procurando ajustar-se a um novo equilíbrio."a) Deslocamento do equilíbrio devido a variação da concentração
  35. 35. O aumento da concentração de uma substância desloca o equilíbrio nosentido de consumo desta substância e a diminuição da concentração de umasubstância desloca o equilíbrio no sentido da sua formação;b) Deslocamento do equilíbrio devido a variação de pressão O aumento da pressão de uma reação desloca o equilíbrio no sentido dacontração do volume e uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentidoda expansão do volume;c) Deslocamento do equilíbrio devido a variação de temperatura O aumento da temperatura de uma reação desloca o equilíbrio no sentido dareação endotérmica e a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentidoda reação exotérmica.6. ELETROQUÍMICA É o ramo da química que trabalha com o uso de reações químicasespontâneas para produzir eletricidade, e com o uso da eletricidade para forçar asreações químicas não espontâneas acontecerem.6.1. EQUAÇÃO REDOX Reação redox: são aqueles processos químicos que envolvem transferência(troca) de elétrons de uma molécula, átomo ou íon para outro reagente. Oxidação: perda de elétrons por parte de uma espécie; Redução: fixação (ganho) de elétrons por parte de uma espécie; Agente oxidante: substância que promove uma oxidação ao mesmo tempoem que ela se reduz no processo: bom aceitador de elétrons. Agente Redutor: substância que doa elétrons promovendo a redução deoutra substância e ela é oxidada no processo: bom doador de elétrons. Fe3+ + Cu+ Fe2+ + Cu2+ Ag. Oxidante Ag. Redutor As reações redox acontecem simultaneamente: sempre deve haver umredutor que doe elétrons e um oxidante que os aceite.6.2. CÉLULAS GALVÂNICAS Em geral, uma célula eletroquímica é um dispositivo no qual corrente – umfluxo de elétrons através de um circuito – é produzida por uma reação químicaespontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma reação não-espontânea.Uma célula galvânica é uma célula eletroquímica na qual uma reação químicaespontânea é usada para gerar corrente elétrica. Uma bateria é uma coleção decélulas unidas em série, a voltagem produzida é a soma das voltagens de cadacélula.
  36. 36. Uma célula galvânica consiste em dois eletrodos, ou condutores metálicos,que fazem contato elétrico com o conteúdo da célula, e um eletrólito, um meiocondutor iônico, dentro da célula. O eletrólito é uma solução aquosa de umcomposto iônico. O eletrodo onde a oxidação ocorre é chamado de anodo e o eletrodo ondeocorre a redução e chamado de cátodo. Os elétrons que chegam ao catodo sãousados na semi-reação de redução. A oxidação ocorre em um dos eletrodos, e os elétrons viajam através de umcircuito externo ate o outro eletrodo, onde eles provocam a redução. O local daoxidação e chamado ânodo (-) e o da redução e chamado de cátodo (+). Por convenção, o ÂNODO e a informação acerca da solução que está emcontato com ele sempre são escritos à esquerda. Uma simples linha vertical, |,indica limites entre duas fases onde se origina uma ddp. Duas barras paralelas, ||,indica a presença de uma PONTE SALINA separando os eletrólitos do catodo eânodo. A célula de Daniel (ou pilha de Daniell) é um exemplo antigo de célulagalvânica. Ela foi inventada pelo químico britânico John Danniel em 1836, quando ocrescimento da telegrafia criou uma necessidade urgente por uma fonte de correnteelétrica confiável e estável. Embora os elétrons não tivessem ainda sidodescobertos. Daniell teve a percepção de que poderia arranjar a reação para realizartrabalho, fazendo a separação das semi-reações de oxidação e de redução em suacélula. A reação química é a mesma, mas os reagentes estão separados por umavasilha porosa. Para que os elétrons passem dos átomos de zinco para os íons Cu2+, eles devem passar através de um circuito externo (o fio e a lâmpada); e àmedida que eles vão de um eletrodo ao outro, podem ser usados para realizartrabalho acendendo a lâmpada. Na célula de Daniel, as soluções de sulfato de zinco e de sulfato de cobre IIse encontram dentro da barreira porosa para completar o circuito. Entretanto, quando íons diferentes misturam-se, isto afeta a voltagem medidade tão variadas maneiras, que são difíceis de medir. Para prevenir a mistura dassoluções, os químicos usam ponte salina para unir os dois compartimentos deeletrodo e completam assim o circuito elétrico. Uma ponte salina típica consiste deum gel contendo uma solução salina aquosa concentrada em tubo em forma deponte. A ponte permite o fluxo de íons, e assim completa o circuito elétrico, mas sãoíons que não afetam a reação da célula (KCl). Ânodo : Zn (s) Zn2+(aq) + 2 e– – 2+ Cátodo : 2 e + Cu (aq) Cu(s) Reação Global da Célula: Zn(s) + Cu2+ Zn2+ + Cu(s) O potencial de célula (E) é uma medida de habilidade da reação da célula deempurrar e puxar elétrons através de um circuito. Uma reação com muito poder deempurrar e puxar elétrons gera um alto potencial de célula (alta voltagem). Aunidade do SI é volt (V). O diagrama da célula com o ânodo (-) do lado esquerdo e ocátodo (+) do lado direito: Zn(s) │ Zn2+ (aq) ││ Cu2+(aq) │ Cu(s) Diferença de potencial de uma pilha O valor da diferença de potencial de uma pilha pode ser obtido por umvoltímetro, que deve ser instalado entre os dois eletrodos da pilha, porque cadaeletrodo tem um potencial, os elétrons fluem devido a diferença de potenciais decada eletrodo.
  37. 37. Por convenção, o potencial de uma célula eltrolítica é obtido subtraindo opotencial de eletrodo do ÂNODO do potencial do CATODO. Eº = Eº(cátodo) – Eº (ânodo) O maior valor de diferença de potencial que se pode obter de uma pilhagalvânica é chamado de força eletromotriz que corresponde ao início dofuncionamento dessa pilha. Pela fila de reatividade de metais podemos ver a diferença depotencial, quanto mais distante um metal estiver do outro, maior será a facilidadepara fornecer ou receber elétrons e, portanto, maior a diferença de potencial.Convencionou – se escolher o eletrodo de hidrogênio como tendo potencial zero (aonível do mar), assim os potenciais dos outros eletrodos pode ser determinadoligando–se ele ao eletrodo de hidrogênio. Nesta comparação podem ocorrer duas coisas:- O eletrodo em estudo fornece elétrons ao eletrodo padrão de hidrogênio, seupotencial será indicado com sinal positivo- O eletrodo em estudo recebe elétrons do eletrodo padrão de hidrogênio, seupotencial será indicado com sinal negativo.- Quanto mais positivo o potencial de eletrodo, maior a tendência da forma oxidada aser reduzida. Em outras palavras, quanto mais positivo o potencial de eletrodo, maisforte a forma oxidada é como agente oxidante e mais fraca será a formareduzida como agente redutor- Quanto mais negativo o Potencial de Eletrodo, maior a tendência da formareduzida a ser oxidada. Em outras palavras, a forma oxidada será mais fraca comoagente oxidante, e mais forte será a forma reduzida como agente redutor.6.3. ELETRÓLISE É o processo de forçar uma reação a ocorrer na direção não-espontânea pelouso da corrente elétrica. Como uma célula galvânica, a oxidação ocorre no anodo e a redução nocátodo, os elétrons passam por um fio externo do ânodo para o cátodo, os cátionsse movem através do eletrólito na direção do cátodo, e o ânions, na direção doânodo. Mas ao invés da corrente espontânea da célula galvânica, uma corrente deveser Fornecida por uma fonte elétrica externa. Esta corrente movimenta os elétronspelo fio e em uma direção predeterminada. O resultado é forçar a oxidação em umeletrodo e a redução no outro.a) Reação Anódica: 2 Cl- (fund)  Cl2(g) + 2 e-b) Reação Catódica: Mg2+(fund) + 2 e-  Mg(l)Onde fund, significa sal fundido.Outro exemplo: NaCl(sólido)  NaCl(líquido)Através de dissociação... NaCl  Na+ + Cl- Os íons Cl- se dirigem para o ânodo (pólo positivo), perdem seus elétrons esão transformados em gás cloro, Cl2.
  38. 38. 2 Cl-  Cl2 + 2 e- (oxidação) Os íons Na+ se dirigem para o cátodo (pólo negativo), recebem um elétron esão transformados em sódio metálico (Na0). A equação foi multiplicada por 2 paraigualar o número de elétrons na redução e na oxidação. 2 Na+ + 2 e-  2 Na0 (redução)A equação global da eletrólise é dada pela soma das reações de dissociação do sale das reações que ocorrem nos eletrodos. 2 NaCl  2 Na1+ + 2 Cl1- 2 Cl1-  Cl2 + 2 e- (oxidação) 2 Na1+ + 2 e-  2 Na0 (redução)Reação global 2 NaCl  Cl2 + 2 Na0 A eletrólise é usada industrialmente para produzir alumínio e magnésio; paraextrair metais de sais; para preparar cloro, flúor e hidróxido de sódio; para refinarcobre.
  39. 39. 7. CINÉTICA QUÍMICA É muito importante saber com que velocidade certos processos químicosocorrem. O ramo da ciência que trata desta área importante é a cinética química (dogrego “movimento”). A cinética química tem importância sob diversos aspectos. De uma parte ela é a fonte mais útil de informação de como as reaçõesquímicas ocorrem – isto é, os mecanismos das reações químicas – que é um dosproblemas mais interessantes da química moderna. Por outro lado, umconhecimento das velocidades das reações é essencial para o sucesso de muitosprocessos químicos industriais; ele permite ao químico selecionar as condições deuma reação de modo a obter a velocidade ótima nas condições mais econômicas. Além disso, a cinética química é importante na biologia e na medicina, porquea saúde representa um balanço entre um grande número de reações que ocorremem nosso organismo. O desenvolvimento de catalisadores, que são substâncias quefazem com que as reações ocorram mais rapidamente, é um ramo da cinéticaquímica que é crucial para a solução de problemas importantes, tais como a fome nomundo e o desenvolvimento de novos combustíveis.7.1. VELOCIDADE DE REAÇÃO A velocidade de uma reação é, geralmente, definida como a velocidade comque os reagentes são transformados nos produtos em qualquer instanteselecionado, sob um dado conjunto de condições experimentais. Ou seja, avelocidade de uma reação é a velocidade da conversão líquida dos reagentes nosprodutos. A velocidade de uma reação depende geralmente da concentração de um oumais reagentes e, às vezes, de um ou mais produtos. Portanto, no estudo dacinética de uma reação, uma primeira etapa consiste em determinar quais são osreagentes e produtos cujas concentrações influem na velocidade da reação a umadada temperatura. A etapa seguinte é estabelecer como a velocidade da reaçãodepende da concentração dessas espécies envolvidas – isto é, “dependênciavelocidade/concentração”. A expressão algébrica que relaciona a concentração e avelocidade é denominada lei de velocidade de reação. A lei de velocidade não podeser determinada a partir da equação simplificada da reação, mas deve ser obtida apartir de medidas experimentais de velocidade de reação. Velocidade média de desaparecimento R = - ∆ [R] ∆tR = reagente∆R = concentração molar de um reagente∆t = intervalo de tempoVelocidade média de formação P = - ∆ [P] ∆tP = produto∆R = concentração molar de um produto∆t = intervalo de tempo
  40. 40. A velocidade média única da reação aA + bB  cC + dD é qualquer uma dasquantidades iguais seguintes:Velocidade média da reação R = - 1 ∆ [A] = - 1 ∆ [B] = - 1 ∆ [C] = - 1 ∆ [C] a ∆t b ∆t c ∆t d ∆t A velocidade de uma reação é a mudança na concentração de uma espéciedividida pelo tempo que leva para a mudança ocorrer.“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto dasconcentrações molares dos reagentes, quando estes estão elevados a expoentes,que são os seus respectivos coeficientes estequiométricos”. A velocidade instantânea pode ser entendida como uma velocidade médiacalculada em um intervalo de tempo muito curto, em torno de um instante de tempode referência. Pode-se compreender a velocidade instantânea como o limite davelocidade média para um intervalo de tempo tendendo a zero.Efeito da temperatura sobre a velocidade das reações químicas Uma lei de velocidade mostra a relação entre as velocidades e asconcentrações. No entanto, as velocidades também dependem da temperatura. Compoucas exceções, a velocidade aumenta acentuadamente com o aumento datemperatura. Van’t Hoff, químico holandês, observou empiricamente que a cada10°C de elevação da temperatura, a velocidade da reação duplica. Porém,experimentalmente, observou-se que este quociente fica, na realidade, entre 2 e 4.Então, em 1889, o químico sueco Svante Arrhenius (ex-bolsista de Van’n Hoff)propôs outra equação empírica que proporciona melhores resultados:Equação de ArrheniusOnde:k= constante de velocidadeEa= energia de ativaçãoR= constante dos gasesT= temperatura absolutaA= fator pré-exponencial A equação de Arrhenius que pode ser escrita de outras formas: A energia de ativação é a energia cinética mínima que os reagentes devemter para que se formem os produtos. Esta é justamente a mais importantecontribuição de Arrhenius: a proposição de que os processos químicos são ativados,ou seja, precisam de uma certa energia de ativação para ocorrer. Assim, processoscom baixa energia de ativação ocorrem rapidamente, enquanto processos comelevada energia de ativação ocorrem mais lentamente.

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