Materi kimia ii trimestre 2014

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Materi kimia ii trimestre 2014

  1. 1. 1 B.1 -Quilíbrio Químico Para compreender parâmetros utilizados na avaliação da gualidade da água, do ar e dos solos é necessário compreender as dinâmicas associadas ás transformação químicas que ocorrem nestes sistemas. as reações químicas no ambiente são quase sempre incompletas. . B.1.1 Reversibilidade de Reações Químicas um dos fenómenos naturais mais belos é a formação de estalactites e de estalagmites nas grutas calcárias. pode ser interpretada com base na ocorrência de uma reação química da sua inversa. 1.1.1 Reações Químicas Incompletas em muitas situações podem ocorrer a reação direta e a inversa, ao mesmo tempo enum mesmo sistema. diz-se que a reação é reversível. um bom exmplo é a reação que ocorre quando o dióxido de carbono presente na atmosfera se dissolve na água e reage com ela. assim, podem classificar-se as reações em reação completa – pelo menos um dos reagentes esgota-se reação incompleta – nenhum dos reagentes se esgota 1.1.2 Estados de Equilíbro Químico sistemas ambientais, naturais ou resultantes de intervenção humana, são porçõea de matéria que escolhemos estudar, para aprender sobre equilíbrio químico. neles ocorrem reaçãoes químicas, entre outros fenómenos. são sistemas ambientais, por exemplo  a atmosfera de uma cidade ou do interior de uma igreja  um terreno de solo agricola ou um campo de futebol  a água de uma piscina ou de um charco grande parte das reações químicas que ocorrem em sistemas naturais são incompletas, uma vez que, nas condições reacionais existentes ( pressão, temperatura, disponibilidade de reagentes e produtos) ocorrem no mesmo tempo as suas reações inversa. reação é incompleta porque á medida que NO2 se transforma em N2O4, 2NO2(g) N2O4(g), o produto N2O4, entretanto formado, começa a decompor-se em NO2, N2O4(g) 2 NO2(g) como o sistema é fechado, atinge-se um estado de equilíbrio químico, isto é, as concentrações de NO2 e de N2O4 não se alteram porque as duas reações ocorrem ao mesmo tempo e com a mesma velocidade
  2. 2. 2 figura: evolução das reações direita e inversa No final, quando as concentrações deixam de variar, existe um estado de equilíbrio químico que se representa pela equação química: 2 NO2 N2O4(g) tal significa que a nível macroscópico não se registam variações de propriedades fisoco-químicas do sistema.num estado de equilíbrio químico coexistem reagentes e produtos da reação e as suas concentrações mantêm-se constantes. a dupla semisseta, , com sentidos opostos, indica que se estabeleceu um estado de equilíbrio químico – as reações direta e inversa ocorrem com igual vlocidade. a designação de reagentes e de produtos da reação é convencional e refere-se á reação direta. 2 NO2 N2O4(g) a evolução da composição de sistema representa-se na figura registando-se que:  a concentração inicial de NO2 diminui ao longo do tempo até ficar constante  a concentração de N2O4, que é nula no inicio, aumenta ao longo do tempo até ficar constante  quando as concentrações de reagentes e produtos ficam constantes atinge-se um estado de equilíbrio químico figura – evolução d composição de uma mistura reacional de NO2 e N2O4 até se atingir um estado de equilíbrio químico
  3. 3. a nível macroscópico a reação terminou. ou seja, as concentrações de reagentes e produtos não se alteram a nível sub-microscópico, as reações direta e inversa continuam a processar-se, mas com igual velocidade. por isso diz-se que o equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico. se o sistema se mantiver fechado e se a temperatura e pressão do sistema não forem alteradas, o sistema mantém-se em equilíbrio químico a tabela 1 generaliza a evolução de um sistema áte ao equilíbrio químico Velocidade da Reação Concentração Direta Inversa Reagentes Produtos Até se atingir um estado de equilíbrio Diminui Aumenta Diminui Aumenta Depois de se atingir o estado de equilíbrio São iguais São constantes tabela –evolução para o equilíbrio químico a partir de reagentes 1.1.3 Equilíbrio Químicos Homogéneos e Heterogéneos já foi referido que quando se introduz NO2(g) num recipiente fechado, parte deste gás se transforma em N2O4(g) e, a temperatura constante, atinge-se um estado de equilíbrio químico: 2NO2(g) N2O4(g) diz-se:  Equilíbrio homogéneo – quando reagentes e produtos estão numa só fase  Equilíbrio heterogéneo – quando um ou mais componentes da mistura recional, reagentes 3 ou produtos estão em fases diferentes B.1.2 Estudo Quantitativo de Sistemas em Equilíbrio Químico uma compreensão mais profunda das propriedades de um sistema em equilíbrio químico implica que se faça a sua descrição quantitativa, através do conhecimento do valor da constante de equilíbrio e da escrita da expressão deste constante. a partir dela é possível conhecer concentrações de substâncias em estados de equilíbrio e avaliar a extensão das reações. sabendo o valor da constante de equilíbrio é possível avaliar a extensão de uma reação química. 1.2.1 Constante de Equilíbrio a água de uma piscina após desinfeção é um bom exemplo de um sistema ambiental com intervenção humana a praticamente fechado, isto porque:  logo depois de adicionado o desinfetante não podem entrar pessoas  a água fica estagnada, o que limita as trocas gasosas com a atmosfera  as perdas de água por evaporação ou infiltração são desprezáveis
  4. 4. neste caso, pode considerar-se que as reações entre o desinfetante e a água ocorrem áte que se estabeleça um estado de equilíbrio químico. um dos desinfetantes mais usados é o hipoclorito de sódio. quando se adiciona uma pequena porção deste substância á água da piscina ocorre a reação representada pela equação química: NaClO(s) Na+ (aq) + ClO- (aq) esta é uma reação completa, istoé, ela termina porque todo o hipoclorito de sódio se transforma em iões Na+ (aq) e ClO- (aq). Não ocorre, nesta condições, a sua inversa. contudo, os iões hipoclorito, ClO-, reagem com iões H+, existentes na água, e formam ácido hipocloroso, HclO, de acordo com: ClO- 4 (aq) + H+ (aq) HClO(aq) como se pode considerar que se trata de um sistema fechado, prevê-se que se estabelece um estado de equilíbrio entre as espécies químicas representadas na equação anterior. A composição do sistema nesse estado de equilíbrio químico depende das concentrações de ClO-, H+ e HClO e daa temperatura, pelo que a quantidade de desinfetante adicionada influencia a composição do sistema em estados de equilíbrio. Estados de Equilíbrio [HClO]e [ClO-]ex[H+ [ClO-] ]e e /mmol L-1 [H+]e /mmol L-1 [HClO]e mmol L-1 A 0,020 0,0340 23,1 3,4x104 B 0,016 0,0083 4,5 3,4x104 C 0,043 0,0069 10,1 3,4x104 D 0,180 0,0069 42,3 3,4x104 E 0,032 0,0320 34,8 3,4x104 Note-se que todos os estados de equilíbrio químico alcançados a uma dada temperatura têm em comum uma relação constante entre as concentrações de ClO-, H+, e HClO. com efeito, desde que a temperatura seja a mesma, calculando: [HClO]e [ClO-]ex[H+](1) e Lei do Equilíbrio Químico que se pode aplicar a todos os sistemas cujas reações originem estados de equilíbrio químico. Para os vários estados de equilíbrio representados ela equação: ClO- (aq) + H+ (aq) HClO(aq) [HClO]e [ClO-]ex[H+]e Kc=
  5. 5. 1.2.3 Variação da Constante de Equilíbrio Com a Temperatura quando a temperatura de um sistema reacional varia, o valor da respetiva constante de equilíbrio também varia, ou seja, para um sistema reacional, o valor da constante de equilíbrio depende da temperatura. Então, para diferentes temperaturas de um sistema reacional existem valores diferentes de Kc. 1.2.3 Extensao da Reação quando maior for o valor da constante de equilíbrio mais extensa é a reação (direita). se o valor de Kc é elevado, a reação (direta) é muito extensa. = valor elevado reação extensa Kc= = valor reduzido reação pouco extensa  Heterogéneos ou homogeneous dinâmicos Dependentes da temperatura 5 [produtos]e [reagentes]e Kc = singnifica que em situações de equilíbrio predominam os produtos se o valor da constante de equilíbrio é reduzido, a reação e pouco extensa. [produtos]e [reagentes]e significa que em sitação de equilíbrio predominam os reagentes reação muito extensa valor de Kc elevado reação pouco extensa valor de Kc reduzido B.1.3 Não-Equilíbrios e Desequilíbrios: Principio de Le Chatelier já foi referido que são raros os sistemas ambientais que possam ser considerados fechados, por isso, são também raros os sistemas em que existem equilíbrios químicos. A maioria das situações é de não-equilíbrio ou de desequilíbrio. Em todo o caso, estas situações podem ser interpretadas com base na Lei do equilíbrio Químico e tendo em conta as sequintes características de estados de equilíbrio químico. 1.3.1 Príncipio de Le Chatelier as alterações de certos fatores num sistema em equilírio, ou que esteja em evolução para um estado de equilíbrio, podem provocar desequilíbrios. A partir destes pode verificar-se progressão para um estado de equilíbrio. Algumas das alterações que podem provocar desequilíbrios ocorrem quando varia:  a temperatura do sistema  a concentração de reagentes ou de produtos
  6. 6. o efeito destas alterações pode avaliar-se de forma rápida através do princípio de Le Chatelier, que permite prever variações da composição de mistura reacionais Princípio de Le Châtelier: uma sistema em equilíbrio químico, sujeito a certa alteração, tende a contrariar parcialmente essa alteração, que lhe foi imposta, até atingir um novo estado de equilíbrio 6 B.2 –Equilíbrio de Ácido-Base o solo é uma mistura complexa que inclui uma fração sólida, uma líquida e outra gasosa. Múltiplas interações entre estas três frações determinam a acidez do solo. O parâmetro pH é um dos mais importantes na caraterização de solos, o que usamos como pretexto para estudar a escala de sorensem e a diferença entre soluções ácidas, neutras e alcalinas. o pH é também um parâmetro utilizado na caraterização de águas. a partir das definições de ácido e de base segundo Bronsted e Lowry e de equilíbrio de ácido-base, explicam-se capacidades diferenciadas de certas substâncias para, em soluções aquosas, alterarem a proporção entre as concentrações dos iões hidrónio, [H3O+], e hidróxido, [OH-] B.2.1 Escala de Sorensen e pH muitos líquidos, existentes no ambiente e utilizados no dia a dia, são soluções aquosas ou outras misturas com elevada percentagem de água, como: águas naturais, fluidos orgânicos, bebidas, produtos de limpeza, cosméticos. a respetiva acidez, neutralidade ou alcalinidade pode ser avaliada através do valor de uma grandeza designada por pH. A notação pH lê-se «pê-agá» e escreve-se sempre com p minúsculo e H maiúsculo. pH é um parâmetro particularmente importante para caracterizar solos, já que o seu valor influencia a absorção de nutrientes pelas plantas e permite avaliar a adequação de solos para determinadas culturas. 2.1.1 Escala de Sorensen a escala de Sorensen é uma escala numérica que indica a acidez ou alcalinidade (também chamada basicidade) de uma solução aquosa na escala de Sorensen os valores de pH variam entre 0 e 14. Para a temperatura de 25oC, se: pH < 7, a solução é ácida; pH = 7, a solução é neutra;
  7. 7. pH > 7, a solução é básica (ou alcalina) a acidez será tanto maior quanto menor for o valor de pH a basicidade (ou alcalinidade) será tanto maior quanto maior for o valor de pH por exemplo, relativamente aos seguintes materias: vinagre, pH=3 Leite, pH = 6 água do amar = 8 Lixívia, pH = 11 podemos dizer que:  o vinagre é mais ácido do que o liete;  a lixívia é mais alcalina (ou mais básica) do que a água do mar;  a solução mais ácida é o vinagre e a mais alcalina (ou mais básica) é a lixívia. 7 Também podemos dizer:  a água do mar é mais ácida do que a lixívia;  o vinagre é menos alcalino do que o leite. B.2.2 Reações de ácido-Base a adição d substâncias ácidas e básicas á água faz variar o pH, isto é, aumenta ou diminui a sua acidez. Para se compreender o mecanismo desta variação, é útil conhecer alguns ácidos e bases bastante comuns. a tabela indica alguns dos ácidos mais importantes para utilização industrial e laboratorial e que são produzidos m larga escala, embora todos eles existam no ambiente. Nome ácido Fórmula química Algumas aplicações Ácido clorídrico HCl Usado para remover incrustações calcárias em caldeiras e canalizações Ácido sulfúrico H2SO4 Presente na bateria dos automóveis e nos decapantes de metais. usado no fabrico d fertilizantes, tintas e fibras. Ácido nítrico HNO3 Usado no fabrico de fertilizantes e explosivos Ácido acético CH3CO2H Presente no vinagre tal como no caso dos ácidos, também existem bases com interesse industrial que são muito utilizadas no laboratório Nome Base Fórmula química Algumas aplicações Hidróxido de sódio NaOH Presente em desentupidores químicos e limpa fornos. usado no fabrico de sabões Hidróxido de potássio KOH Presente em desentupidores químicos e limpa-fornos. Usado no fabrico de sabões líquidos Hidróxido de cálcio Ca(OH)2 Presente em cimentos. Usados para pintar paredes Amoníaco NH3 Usado no fabrico de produtos de limpeza adubos, explosivos
  8. 8. mas como atuam essas substâncias? por que razão se chamam ácidos e bases? estes dois conceitos, ácido e base, têm evoluido no tempo e na complexidade; de acordo com a defenição mais antiga e masi simples, atribuida a Arrhenius um ácido é qualquer substância que dissolvida em água origina iões H+; uma base é qualquer substância que dissolvida em água origina iões OH-; 2.2.1 Reações de ácido-base segundo Bronsted-Lowry uma definição de ácido e base mais abrangente, que permite explicar por exemplo, a alcalinidade de NH3 deve-se a Bronsted e Lowry, de acordo com esta definição: um ácido é uma espécie dadora de protões; uma base é uma espécie recetora de protões I. Dissociação e Ionização o hidróxido de sódio é um composto constituído por iões. Quando dissolvido em água a sua estrutura cristalina quebra-se e os seus iões separem-se. Chama-se a isto dissociação. Os iões são solvaados, isto é, passam a estar rodeados por moléculas de solvente, água neste caso, com orientações diferentes, consoante o ião for negativo ou positivo. NaOH(s) Na+ (aq) + OH- (aq) na tabela compara-se dissociação com ionização: Dissociação Ionização 8 Ocorre quando a substância é formada por iões Ocorre quando a substância é formada por moléculas Ocorre em sais (incluindo hidróxidos) Ocorre em ácidos e base Dá-se a solvatação dos iões existentes Há reação com o solvente para formar iões Os iões solvatados separam-se Formam-se iões e dá-se a sua solvatação os iões solvatados separam-se II. Reações de ácido-base segundo Bronsted-Lowry já vimos que: ácidos são espécies que doam protões, por isso aumenta a concentração de H+ (isto é, H3O+) em solução aquosas bases são espécies recetoras de protões, por isso aumentam a concentração de OH- em soluções aquosas.
  9. 9. o cloreto de hidrogénio é um gás que, quando borbulhado em água, origina soluções ácidas. estes fenómeno pode ser traduzido por: HCl(aq) H2O(l) Cl- (aq) + H3O+ (aq) para HCl ceder o seu protão (H+) tem de existir uma espécie que o aceite, neste caso H2O. Reação de ácido-base: reação em que há transferência de protões (H+), isto é, troca de protões entre o ácido e base 9 2.2.3 Constante Ka e Kb algumas substâncias contribuem mais do que outras para acidificara ou alcalinizar soluções aquosas. A força do ácido pode ser expresa através da constante de acidez, Ka, que diz respeito á ionização. No caso do ácido nítrico, HNO3, ocorre a reação de ionização traduzida por: HNO3(aq) + H2O(l) NO3 - (aq) + H3O+ (aq) e vem: -]ex [H3O+]e [NO3 = [HNO3]e o valor da constante Ka para esta reação é muito elevado (Ka=1x103), por se trata de um ácido forte. Quando maior for a constante de acidez, mais forte será o ácido. note-se que não aparece o fator [H2O]e na expressão de Ka, tal como não aparece em Kw, pela mesma razão, ou seja, porque a solução é muito diluida. Por isso, a concentração do solvente, a água, não aparece na espressão da constante de equlíbrio. o ácido fluorídrico, HF(aq), resulta da ionização em água de um ácido fraco, HF, o qual não se ioniza completamente. Só uma fração pequena das suas moléculas se ioniza por reação com água. Esta reação é pocuco extensa, ocorre também a sua inversa: HF(aq) + H2O(l) F- (aq) + H3O+ (aq) a constante de acidez é expressa por: [F-]ex[H3O+]e [HF]e Ka Ka=
  10. 10. a Tabela Mostra Algumas Ácidos e Bases Fortes: Algumas ácidos Fortes Algumas bases Forte HCl Ácido clorídrico LiOH Hidróxido de lítio HNO3 Ácido nítrico NaOH Hidróxido de sódio HClO4 Ácido perclórico KOH Hidróxido de potássio HI Ácido iodídrico Ba(OH)2 Hidróxido de bário em ácidos e bases fortes, na equação química, utiliza-se uma seta simples, por se 10 considerar que a reação é completa. a tabela mostra os valores das constantes de acidez e de basicidade, a 250C, para algumas ácidos e bases Ácidos Ka Bases Kb Ácido clorídrico, HCl 107 Metilamina, CH3NH2 5,5x10-4 Ácido nítrico, HNO3 103 Amoníaco, NH3 1,8x10-5 Ácido flurídrico, HF 6,8x10-4 Hidroxilamina, NH2OH 6,6x10-9 Ácido acético, CH3COOH 1,8x10-5 Piridina, C5H5N 1,5x10-9 Ácido cianídrico, HCN 4,0x10-10 Anilina, C6H5NH2 4,2x10-10 B.2.3 Qualidade dos Solos a vida de grande parte dos organismos, depende do solo, em especial da camada superficial. O solo é um depósito natural de materias, não consolidado, que cobre a superfície da Terra. Das suas propriedades físicas, químicas e biológicas depende a reprodução e o crescimento das plantas e de outros seres vívos. É um meio complexo em transformação contínua, em que se observam múltiplas interações entre os mundos vegetal, animal e mineral sendo, por isso, crítico para todas as formas de vida. o solo é ainda o recurso material indispensável para a agricultura e, portanto, para a alimentação da população humana. o solo é uma mistura heterogénea complexa de materias. inclui três frações, correspondentes aos três estados físico da matéria 1. Fração sólida –inclui constituintes minerais e matéria orgânica. Matéria inorgânica: areia (síca, SiO2); silicatos; calcários; óxidos de ferro; óxidos de aluminio. matéria orgânica: matéria viva (bactérias, fungos, vermes, etc); matéria orgânica em decomposição. Incluindo húmus e ácidos orgânicos como os fúlvicos e os húmicos. 2. Fração Líquida –inclui água e o que nela está dissolvido. água iões (por exemplo: K+, Na+, Ca2+, Mg2+, PO4 3-, CO3 2-, NO3 -) compostos orgânicos (ácidos orgânicos, álcoois,...) 3. Fração Gasosa –inclui substâncias existentes no ar e outros gases provenientes da atividade química no solo. constituintes do ar: N2; O2; CO2; H2O;....
  11. 11. 11 2.3.1 Acidez Ativa e Acidez Potencial O pH solos é um dos mais importantes fatores que influenciam a produção agricola. O seu valor pode variar entre 3,5 e 11, mas o cerscimento ideal das plantas requer valores entre 5,0 e 8,5. Para cada cultura existe uma gama de pH adequada, tal como se indica na tabela Cultura pH Cultura pH Alfase 6,0-7,0 Couve 6,0-7,5 Amendoim 5,5-6,0 Cravo-da-índia 6,0-6,8 Ananás 5,0-6,0 Feijão mungo Superior a 5,5 Arroz 5,5-6,5 (ótimo: 6,6) Gengibre 5,5-6,0 Avelã 6,0-7,0 Inhame 5,5-6,0 Banana 5,0-7,0 Limão 6,0-7,0 Batata doce 4,5-7,7 Maçã 5,0-6,5 Cacau Próximo de 7 Mandioca 5,5-7,0 Café 5,0-6,0 Milho 5,5-7,5 Cebola 6,0-7,0 Pepino 5,5-6,5 Coco Próximo de 7 Soja 5,5-7,5 2.3.2 Correção do pH de Solos Numa agricultura racional deve medir-se o valor de pH dos solos para avaliar da sua adequação, ou não, para determinadas culturas. Pode corrigir-se o pH do solo de modo a torná-lo adequando para certa cultura e, então, torna-lo mais produtivo. A correção do pH do solo permite obter produtos agrícolas em variedade e quantidade. Para corrigir a acidez excessiva de solos pode adicionar-se óxido de cálcio, CaO, vulgarmente chamdo cal, ou hidróxido de cálcio, Ca(OH)2: CaO(s) H2O(l) Ca(OH)2(s) equação (1) Ca(OH)2(s) + 2H3O+ (aq) Ca2+ (aq) + 4H2O(l) equação (2) o hidróxido de cálcio formado na reação representada pela equação (1) reage de acordo com a equação (2) também se pode usar carbonato de cálcio, CaCO3; CaCO3(s) + 2H3O+ (aq) Ca2+ (aq) + CO2(g) + 3H2O(l) B.2.4 Medição de pH de Solos existem várias técnicas para medir o pH de solos a tabela sintetiza informações sobre diversas técnicas de medição de pH
  12. 12. 12 Indicadores de ácido-Base Soluções cuja cor depende do pH do meio - Funcionam num intervalo pH (normalmente 2 unidades), chamado zona de viragem, para o qual a cor é mal definida. Esta resulta da sobre posição das cores da forma ácida e da forma alcalina do indicador - Fornecem apenas indicações qualitativas - São baratos e simples de utilizar Paple indicador Papel impregnado com vários indicadores. A cor que apresenta depende do pH do meio em que se utiliza - Permite medições semi-quantitativas - O processo de utilização é simples - Para poucas medições, é barato - Para muitas medições, torna-se caro, pois cada porção de papel apenas permite uma utilização. - Não permite medições em soluções muito coradas ou turvas, por não se conseguir ver as cores do papel Medidores de pH Cada medidor é constituído por um conjunto de dois eléctrodos, combinados na mesma sonda, que produz uma deferença de potencial esta depende do pH do meio e permite medir diretamente valores de pH - As medições são quantitativas e rigorosos - Permitem medições em soluções muito coradas ou turvas - Não podem ser utilizados em soluções fortemente alcalinas, pois estas corroem o vidro da sonda. - São frágeis e caros - É necessário proceder a calibração, processo demorado, o que aumenta o tempo necessário para medir o pH

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