1) O documento descreve um curso de Química Aplicada ministrado por Valentim Nunes no IPT em Tomar, Portugal. 2) Aborda conceitos básicos como equações químicas, conservação da massa, acerto de equações químicas e estequiometria. 3) Também discute reações químicas em solução aquosa, incluindo reações de precipitação, ácido-base e oxidação-redução.

1. Química Aplicada - 2008/2009 Professor Valentim Nunes, Departamento de Engenharia Química e do Ambiente email: valentim@ipt.pt Gabinete: J207 (Campus do IPT em Tomar) Pág. Web: http://ccmm.fc.ul.pt/vnunes/ensino/qaem.htm (é bastante útil a consulta desta página!)

2. Ferramentas básicas da Química (parte II) Equações químicas: uma transformação química é denominada reacção química e é descrita por uma equação química. C + O 2 CO 2 P 4 (s) + 6 Cl 2 (g) 4 PCl 3 (l) Reagentes Produtos Conservação da massa: em reacções químicas vulgares não há variação da massa total. Os átomos não podem ser criados ou destruídos.

3. Acerto de equações Muitas vezes identificamos reagentes e produtos mas temos de acertar a equação química. 1. Olhar para os elementos que aparecem apenas uma vez de cada lado da equação e com igual nº de átomos. As fórmulas devem ter o mesmo coeficiente 2. Olhar para os elementos que aparecem apenas uma vez, mas com diferente número de átomos. Acertar esses elementos 3. Acertar os elementos que aparecem duas ou mais vezes. KClO 3 KCl + O 2 2 KClO 3 2 KCl + 3 O 2 Dizemos que a equação está acertada. Os coeficientes colocados atrás das fórmulas são designados coeficientes estequiométricos.

4. Acerto de equações (outro exemplo) NH 3 + O 2 NO + H 2 O 2 NH 3 + O 2 NO + 3 H 2 O 2 NH 3 + O 2 2 NO + 3 H 2 O 2 NH 3 + 5/2 O 2 2 NO + 3 H 2 O 4 NH 3 + 5 O 2 4 NO + 6 H 2 O

5. Estequiometria Uma reacção química acertada mostra a estequiometria da reacção: relação entre as quantidades, em número de moles, de reagentes e produtos numa dada reacção química. Cálculos estequiométricos: 2 Li(s) + 2 H 2 O(l) 2 LiOH(aq) + H 2 (g) Qual a massa de hidrogénio produzida pela reacção completa de 80.57 g de lítio? n Li = 80.57 g/ 6.941 g.mol -1 = 11.6 mol n H2 = 11.6 mol Li  1 mol H 2 /2 mol Li = 5.8 mol H 2 massa de H 2 = 5.8 mol  2 g.mol -1 = 11.7 g

6. Cálculos estequiométricos Massa de reagente(s) Volume de reagente(s) nº de moles de reagente Estequiometria nº de moles de produto Massa de produto(s) Volume de produto(s)

7. Reagente limitante O reagente consumido em primeiro lugar numa reacção química é designado reagente limitante . Os outros reagentes dizem-se em excesso .

8. Reagente limitante - produção de metanol CO (g) + 2 H 2 (g) CH 3 OH (l) Misturam-se 356 g de monóxido de carbono com 65 g de hidrogénio. Qual o reagente limitante e qual a quantidade máxima de metanol produzido? n CO = 356 g/28 g.mol -1 = 12.7 mol n H2 = 65 g/2.016 g.mol -1 = 32.2 mol reagente limitante é o CO! massa de metanol = 12.7 mol  32.04 g.mol -1 = 407 g

9. Rendimento das reacções A conversão máxima de uma reacção é a quantidade de produto que se espera obter pela reacção acertada, quando todo o reagente limitante foi consumido. O rendimento,  , é obtido a partir de:

10. Rendimento - produção da aspirina C 7 H 6 O 3 (s) + C 4 H 6 O 3 (l) C 9 H 8 O 4 (s) + CH 3 CO 2 H(l) Ác. Salicílico anidrido acético aspirina ácido acético A partir de 14.4 g de ácido salicílico com anidrido acético em excesso, obtiveram-se 6.26 g de aspirina. Qual o rendimento da reacção? n ác = 14.4 g/138.1 g.mol -1 = 0.104 mol n aspirina = 0.104 mol massa de aspirina = 0.104 mol  180.2 g.mol -1 = 18.8 g  = 6.26/18.8  100 = 33.3%

11. Reacções em solução aquosa Muitas reacções químicas, e praticamente todos os processos biológicos ocorrem em meio aquoso. 2/3 do corpo humano é constituído por água.

12. Solução aquosa - algumas definições Solução: mistura homogénea (gasosa, líquida ou sólida) de duas ou mais substâncias. O soluto é a substância presente em menor quantidade e o solvente é a substância presente em maior quantidade. Nas soluções aquosas o solvente é a água. Compostos em solução aquosa: moléculas - após dissolução permanecem como moléculas neutras rodeadas por moléculas de água - não electrólitos (açúcar, etanol, etilenoglicol, ….) Substâncias iónicas - após dissolução formam iões individuais hidratados - electrólitos (NaCl, KNO3, HCl..)

13. Tipos de reacções Reacções de Precipitação : causadas pela insolubilidade de uma combinação de iões presentes na solução Reacções ácido-base : causadas pela formação da molécula de água, bastante estável, como resultado da combinação de um ião hidrogénio, H + , e um ião hidróxido, OH - . Reacções de oxidação-redução (ou redox ): causadas pela diferença de potencial de redução entre dois átomos, resultando num fluxo de electrões.

14. Reacções de precipitação Caracterizadas pela formação de um produto insolúvel (precipitado) que se separa da solução. Os reagentes são geralmente solúveis. BaCl 2 (aq) + K 2 SO 4 (aq) BaSO 4 (s) + 2 KCl(aq) Equação iónica efectiva: Ba 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) BaSO 4 (s) K + e Cl - são iões espectadores!

15. Solubilidade Como poderemos saber se haverá formação de um precipitado quando se misturam duas soluções? Solubilidade : é a quantidade máxima de soluto que se pode dissolver numa dada quantidade de solvente a uma dada temperatura. O nitrato de prata (AgNO 3 ) é solúvel, e o cloreto de potássio (KCl) é igualmente solúvel, mas o cloreto de prata (AgCl) é insolúvel! Ag + + NO 3 - K + + Cl - Troca de iões!

16. Regras de Solubilidade

17. Ácidos e bases Definições de Arrhenius: Ácido: é uma substância que quando dissolvida em água faz aumentar a concentração de iões H + . Fortes: HCl (aq) H + (aq) + Cl - (aq) Fracos: H 2 SO 4 H + (aq) + HSO 4 - (aq) H + (aq) + SO 4 2- (aq) CH 3 COOH H + (aq) + CH 3 COO - (aq) Base: é uma substância que quando dissolvida em água faz aumentar a concentração de iões OH - . Fortes: NaOH(aq) Na + (aq) + OH - (aq) Fracas: NH 3 (aq) + H 2 O(aq) NH 4 + (aq) + OH - (aq)

18. Reacções ácido-base Ácido + Base Sal + Água ( reacção de neutralização ) HNO 3 (aq) + KOH(aq) KNO 3 (aq) + H 2 O(l) H 2 SO 4 (aq) + 2 NaOH(aq) Na 2 SO 4 (aq) + 2 H 2 O(l) H + (aq) + OH - (aq) H 2 O(l)

19. Reacções de Oxidação-Redução As reacções de oxidação-redução são reacções em que ocorre transferência de electrões . Embora muitas reacções ocorram em solução aquosa, uma grande quantidade ocorre noutras fases. Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - (oxidação) Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) (redução) 2 Ca(s) + O 2 (g) 2 CaO(s) trata-se igualmente de uma reacção redox!

20. Número de oxidação Número ou estado de oxidação : número de cargas que um átomo teria numa molécula (ou composto iónico) se houvesse transferência completa de electrões. Numa reacção redox tem de ocorrer variação dos números de oxidação. 1. O número de oxidação de um elemento em qualquer das suas formas alotrópicas é zero: S 8 , O 2 , O 3 , Cu, Au, etc.. 2. Num ião monoatómico corresponde á sua carga: Al 3+ (+3), Cl - (-1), Ca 2+ (+2), etc.. 3. O número de oxidação do oxigénio, O, é sempre -2, excepto nos peróxidos onde é -1 (H 2 O 2 ) 4. O número de oxidação do hidrogénio, H, é sempre +1 excepto nos hidretos onde é -1 (NaH, CaH 2 ,..) 5. A soma algébrica dos número de oxidação num composto é zero. Num ião poliatómico é igual à carga do ião.

21. Agentes oxidantes e redutores Agente oxidante: espécie reduzida durante uma reacção Agente redutor: espécie oxidada durante uma reacção.

22. Identificando reacções S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g) ? Variação dos estados de oxidação: reacção redox NiCl 2 (aq) + Na 2 S (aq) NiS (s) + 2 NaCl (aq) ? Formação de um produto sólido: reacção de precipitação 2 CH 3 CO 2 H(aq) + Ba(OH) 2 (aq) (CH 3 CO 2 ) 2 Ba(aq) + 2 H 2 O(l) ? Formação de H 2 O por combinação de H + e OH - : reacção ácido-base

23. Concentração e diluição de soluções Concentração de uma solução: é a quantidade de soluto presente numa dada quantidade de solvente. Molaridade (ou concentração molar): é o número de moles de soluto em 1 L de solução. Qual a molaridade de uma solução que contem 0.435g de KMnO 4 em 250 mL de solução? n KMnO4 = 0.435 g/158 g.mol -1 = 0.00275 mol  KMnO 4  = 0.00275 mol / 0.250 L = 0.011 M

24. Preparação de soluções

25. Diluição de soluções A diluição é um processo de preparação de soluções menos concentradas a partir de outras mais concentradas. Moles de soluto antes da diluição = moles de soluto depois da diluição C i  V i = C f  V f Como se poderá prepara 200 mL de uma solução 0.8 M de NaOH a partir de uma solução armazenada 5.0 M? 5.0  V i = 0.8  200 V i = (0.8  200)/5.0 = 32 mL São necessários 32 mL da solução concentrada, à qual se adiciona o solvente até perfazer o volume total de 200 mL.

26. Titulações ácido-base Os estudos quantitativos de reacções ácido-base efectuam-se usando uma técnica conhecida como titulação. Numa titulação, uma solução de concentração exactamente conhecida, denominada solução padrão, é adicionada a outra solução de concentração desconhecida até que a reacção química esteja completa.

27. Titulações ácido-base Ponto de equivalência: ponto no qual o ácido reagiu completamente com a base, neutralizando-a. Normalmente é detectado pela variação brusca da cor de um indicador. Indicadores: substâncias que apresentam cores distintas em meio ácido (excesso de ácido) e em meio básico (excesso de base). Quantos mL de uma solução 0.6 M de NaOH são necessários para neutralizar 20 mL de uma solução 0.245 M de H 2 SO 4 ? n H2SO4 = 0.245 mol.L -1  0.02 L = 4.9  10 -3 mol n NaOH = 4.9  10 -3 mol H 2 SO 4  (2 mol NaOH/1 mol H 2 SO 4 ) = 9.8  10 -3 mol V NaOH = 9.8  10 -3 mol / 0.6 mol.L -1 = 0.0163 L = 16.3 mL