Rosana Nara de Rocco Campos

Rosana Nara de Rocco Campos
Professora PDE 2009/2010 Rosana Nara de Rocco Campos “Slides com conteúdos de: Soluções, Termoquímica, Cinética Química e Equilíbrio Químico, como forma de auxiliar o trabalho do Professor de Química no 2o Ano do Ensino Médio”.

SOLUÇÕES Rosana N. R. Campos Rosana N. R. Campos Rosana N. R. Campos
Rosana N. R. Campos

Que volume de água devemos ingerir diariamente
Uma forma prática é observar a cor da urina. Uma urina muito amarelada indica que está muito concentrada; logo, deve-se beber mais água.

O volume permitido para a concentração de monóxido de carbono gasoso (CO) na atmosfera é 9 ppm.
Isso significa que existe 9 partes de CO(g) para de partes de ar ou (cada 1m3 de ar contém 9 mL de CO(g)).

Café forte ou fraco? Mais ou menos adocicado Qual a maneira correta
A água do mar é uma solução aquosa que contém sais e muitas outras substâncias dissolvidas. Café forte ou fraco? Mais ou menos adocicado Qual a maneira correta

Quando dissolvemos gelatina em água quente, obtemos uma dispersão
Quando dissolvemos gelatina em água quente, obtemos uma dispersão. As partículas dispersas são moléculas de proteínas. Fonte: Rosana N. R. Campos O soro fisiológico consiste em uma solução aquosa de NaCl a 0,092%, ou seja, em cada 100g de soro fisiológico, há 0,092g de NaCl e 99,908g de água.

Uma escultura em bronze é uma solução sólida de cobre e estanho.
O “ar puro” das montanhas é uma mistura homogênea constituída basicamente por 78% N2(g) ; 21% de O2(g) e 0,9% de argônio gasoso. view-image.php?image=1831&picture =mountain-view

ESTUDO DAS DISPERSÕES

Efeito Tyndall Efeito óptico provocado pela dispersão da luz (cone de luz) nas partículas coloidais ou nas suspensões.

Classificação das dispersões
Tipo de dispersão Tamanho médio das partículas dispersas Soluções Menor que 1 nm Dispersões coloidais ou colóides 1 a 1000 nm Suspensões Maior que 1000 nm 1 nm= 1 nanômetro= 10-9 metro= 10-9 m

SOLUÇÕES Fonte: Rosana N. R. Campos

SOLUÇÃO É UMA MISTURA HOMOGÊNEA DE DOIS OU MAIS COMPONENTES
Soluto (índice 1) Solvente (índice 2)

SOLUTO: COMPONENTE EM MENOR QUANTIDADE.
SOLVENTE: COMPONENTE EM MAIOR QUANTIDADE.

Exemplo-1 Sabe-se hoje que as distribuidoras de combustíveis misturam à gasolina uma quantidade de aproximadamente 20% em volume de álcool (etanol) para melhorar a qualidade dela. Identifique nessa mistura o soluto, o solvente e a solução. Fonte: SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, p. 44, 2005.

RESOLUÇÃO: Soluto: álcool (etanol) (menor quantidade)
Solvente: gasolina pura Solução: gasolina com 20% de etanol.

CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES
Fonte: Rosana N. R. Campos

1- Concentração em Massa (C)
É a razão entre a massa do soluto (m1), em gramas e o volume da solução (V), em litros ou mL. unidade: g/L ou g/mL

Exemplo-2 Em 200 mL de determinado leite em pó integral há, após dissolvido em água, 240 mg de cálcio. Calcule a concentração em g/L de cálcio nesse leite. Fonte: BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, p. 197, 2003.

RESOLUÇÃO: Dados: m1=240mg (0,24g) V =200 mL (0,2L) C= 1,2 g/L

OU Dados= 240 mg (0,24 g) 200 mL (0,2 L) 0,24 g ___________0,2 L
X ___________ 1 L X= 1,2 g Resposta: 1,2 g/L

2-Concentração em quantidade de matéria (C)
É a razão entre o no de mol do soluto (n1) e o volume, em litros (V), da solução. C unidade: mol/litro

Exemplo-3 A substância química sacarose C12H22O11 é comumente conhecida como açúcar. Para adoçar uma xícara de café, usaram-se em média 5 gramas de sacarose. Supondo que o volume final do café adoçado seja 50mL. Calcule a concentração em quantidade de matéria (mol/L), aproximada de açúcar no café. (Dados: C=12, O=16 e H=1) Fonte: Adaptação: BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, p. 197, 2003.

RESOLUÇÃO: Dados: m1=5g V =50mL (0,05L) M1=342 g/mol C=0,292 mol/L

OU 5 g ______ 0,05 L 342 g ____1 mol Resposta: C= 0,292 mol/L
X _______ 1 L g ____ X X= 100g X= 0,292 mol Resposta: C= 0,292 mol/L

3- Concentração em massa por massa, volume do soluto por massa, volume da solução ou (antigo) Título (δ). Soluto sólido usa-se a massa em (g). Soluto líquido usa-se o volume em (L) ou (mL). ou sem unidade Ainda: δ% = δ.100

Exemplo-4 O vinagre é constituído de uma solução de ácido acético, que é responsável pelo seu sabor azedo, dissolvido em água. Um estudante utilizou 15 mL (aproximadamente 15g) de um vinagre, contendo 3% de ácido acético em massa, no preparo de sua salada. Quantos gramas de ácido acético ele terá ingerido depois de comer a salada? Fonte: Rosana N. R. Campos Fonte: Adaptação: CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo: Scipione, p. 26, 1995.

RESOLUÇÃO: Dados: δ = 3%(0,03) m = 15 g m1= 0,45g

OU X= 0,45 g de ácido acético 3%
3 g (Ác. acético) ______ 100 mL (vinagre) X ______________ 15 mL (vinagre) X= 0,45 g de ácido acético

4- Concentração em ppm. Para soluções nas fases líquidas e sólidas utiliza-se a concentração em ppm expressa em massa: Para soluções na fase gasosa utiliza-se a concentração em ppm expressa em volume:

Para soluções muito diluídas, em que a massa do soluto é muito pequena costuma-se relacionar uma parte em massa do soluto por 106 partes em volume da solução:

Exemplo-5 Afirmar que uma solução desinfetante “apresenta 1,5% de cloro ativo” é equivalente a dizer que a concentração de cloro ativo nessa solução, em ppm, é: Fonte: CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho no mundo do trabalho: volume único. São Paulo: Scipione, p. 210, 2003.

RESOLUÇÃO: 1,5 cloro ativo ____ 100 (%) x cloro ativo _____ (ppm) ppm (partes por milhão)

DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES Fonte: Rosana N. R. Campos

Diluir uma solução é adicionar solvente (em geral água) mantendo a quantidade de soluto constante.

+ Vágua Ci . Vi = Cf . Vf Solução 1 Solução 2 Ci = n1/ V Cf = n1/ V
n1 = Ci.V n1 = Cf.V Ci . Vi = Cf . Vf

Exemplo-6 Diluição é uma operação muito empregada no nosso dia-a-dia, quando, por exemplo, preparamos um refresco a partir de um suco concentrado. Descubra o volume final, em L, de suco diluído a partir de 500 mL de suco de uva concentrado, seguindo rigorosamente a sugestão de preparo. Sugestão de preparo: Misture 1 parte do suco com 3 partes de água. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, p. 149, 2003.

RESOLUÇÃO: + 3 partes de água = 1.500 mL TOTAL: 2.000 mL ou 2,0 L
1 parte do suco = 500 mL + 3 partes de água = mL TOTAL: mL ou 2,0 L

Exemplo-7 Considere 100 mL de determinado suco em que a concentração do soluto seja 0,4 mol/L. Qual será o volume de água, em mL, que deverá ser acrescentado para que a concentração do soluto caia para 0,04 mol/L? Fonte: SANTOS, W. L .P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, p. 331, 2005.

V H2O= 900 mL ou 0,9 L RESOLUÇÃO: 0,4 X 100 = 0,04 X Vf
Vf= mL V H2O= V final – V inicial V H2O= – 100= 900 mL V H2O= 900 mL ou 0,9 L Ci . Vi = Cf . Vf

MISTURA DE SOLUÇÕES SEM REAÇÃO QUÍMICA

= + m1 (sol. A) + m1 (sol. B) = m1 (sol. final)
Solução A Solução B Solução final = + m1 (sol. A) + m1 (sol. B) = m1 (sol. final) C(sol. A) . V(sol. A) + C(sol. B) . V(sol. B) = Cf . Vf δ(sol. A) . m(sol. A) + δ(sol. B) . m(sol. B) = δf . mf

Exemplo-8 Existem dois frascos no laboratório contendo soluções de ácido acético (C2H4O2): frasco A frasco B V = 20 mL V = 30 mL Cf = 5 mol/L Cf = 1 mol/L Resolveu-se colocar as soluções em um único frasco. Determine a concentração da nova solução em mol/L. A B Fonte: HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 44, 1999.

RESOLUÇÃO: C(sol. A) . V(sol. A) + C(sol. B) . V(sol. B) = Cf . Vf
5 X X 30 = Cf X 50 Cf= 2,6 mol/L

TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE É uma operação analítica utilizada para determinar a concentração de soluções. Fonte: Rosana N. R. Campos

* Solução de concentração conhecida (ácido ou base)
* Volume gasto na titulação Bureta * Solução de concentração desconhecida (ácido ou base) * Volume conhecido * Algumas gotas de um indicador Erlenmeyer

Numa titulação ácido-base...
... ocorre uma reação completa entre um ácido e uma base (neutralização): ácido base  sal água por exemplo: HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)

Como se executa uma titulação?
Titulação consiste na adição de uma solução de concentração rigorosamente conhecida - titulante - a outra solução de concentração desconhecida - titulado - até que se atinja o ponto de equivalência .

Ponto de equivalência é...
Adiciona-se ao titulado um indicador ácido-base que muda de cor quando se atinge o ponto de equivalência (número de moles do titulante é igual ao número de moles do titulado). Fonte: Rosana N. R. Campos nácido = nbase

Cálculo da Concentração
No fim da titulação: Concentração: conhecida Titulante(A) Volume: conhecido Concentração: desconhecida Titulado(B) Volume: conhecido

Cálculo da concentração
Como: C= n/V  n = C x V Temos no fim da titulação (ponto de equivalência): n Ácido = n Base ou CÁc x VÁc= CBa x VBa

Exemplo-9 20 mL de uma solução aquosa de NaOH de concentração desconhecida foram titulados com uma solução aquosa 0,2 mol/L de H2SO4. O volume de ácido sulfúrico gasto na titulação foi 50 mL. Qual a concentração em mol/L da base (hidróxido de sódio). Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 36, 1998.

RESOLUÇÃO: CÁc . VÁc = CBa . VBa ( ponto de equivalência)
1H2SO4 (aq) + 2NaOH (aq)  1Na2SO4(aq) + 2 H2O (l) 1 mol ácido ______ 2 mols base (proporção na reação) CÁc . VÁc = CBa . VBa ( ponto de equivalência) Assim, no ponto de equivalência da reação, temos: 2(CÁc . VÁc) = 1(CBa . VBa) 2 (0,2 . 50) = CBa . 20 CBa= 1,0 mol/L

BIBLIOGRAFIA BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, 2003. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, 1998. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, 2003. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano: volume único. 2ed. São Paulo: Moderna, 2002. CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo:Scipione, 1995. CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho no mundo do trabalho: volume único. São Paulo:Scipione, 2003. FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, 2004. FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, 2001. HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, 1999. LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1988. MATSUI, Ana N.; LINGUANOTO, Maria; UTIMURA, Teruko Y. Química, 2: 2o Grau. São Paulo: Editora FTD, 1987. NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo: Ática, 2005. SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, 2005. SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1992. USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, 1998.

Por hoje é só, pessoal !

TERMOQUÍMICA http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Streichholz.jpg

O que é calor É a transferência de energia térmica entre corpos de temperaturas diferentes.

Há muito tempo o homem aprendeu a utilizar o fogo para aquecer-se.
Ainda hoje é comum essa prática em épocas frias.

Numa noite fria de inverno, em qual banco você se sentaria: Em um banco de concreto ou de madeira? Por quê?

Sendo aproximadamente 360C
nossa temperatura, cederemos calor para o banco (corpo mais quente para o mais frio). Como o ferro (banco de concreto) possui maior condutividade térmica, irá trocar calor mais rapidamente, “roubando-o” de nosso corpo. Isso nos causará a sensação térmica de frio.

Muitas pessoas acham que tomar bebidas frias em recipientes de alumínio é bom porque ficam mais frias. Estão enganadas. Embora pareçam mais frios quando segurados, estes recipientes têm uma desvantagem: a bebida “esquenta” mais depressa, pois a transferência de calor é muito mais rápida. Rosana N. R. Campos

A geladeira possui um motor que tira calor de seu interior e o libera
para o ambiente. Já viu como atrás dela o ar fica quente?

Por que os bombeiros combatem incêndios comuns com água?

A água retira muito calor do material que está em chamas, abaixando sua temperatura de tal forma que torna a combustão impossível.

Existe erro na frase: “Esse casaco de lã é muito quente”?

Sim. Essa afirmação dá a idéia de que a blusa possui calor. Na verdade, a blusa não é quente; ela apenas impede que o corpo ceda calor para o ambiente frio.

Por que sentimos mais fome em dias mais frios do que em dias de muito calor?

Em dias frios, a circulação
sanguínea na superfície de nossa pele aumenta para compensar a transferência de calor do nosso corpo ao ambiente, evitando que a temperatura corporal abaixe. Moléculas de carboidratos são queimadas, liberando energia em nosso organismo para compensar a energia transferida ao ambiente.

Por que os garçons abrem garrafas de bebidas geladas segurando somente pelo gargalo e nunca no meio da garrafa?

Para evitar a troca de calor (transferência de energia térmica) entre a mão do garçom e a bebida gelada que estão em temperaturas diferentes.

TERMOQUÍMICA É o estudo do calor envolvido nas reações químicas.

ENTALPIA (H): É a energia total de um sistema medida à pressão constante.
Não é possível medir a entalpia, mede-se a variação de entalpia ou calor de reação (ΔH).

CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES TERMOQUÍMICAS:
I- EXOTÉRMICAS: Liberam energia. Ex: combustão, respiração animal, dissolução da soda cáustica em água, processos físicos de (solidificação, condensação e ressublimação)....

I- ENDOTÉRMICAS: Absorvem energia.
Ex: fotossíntese, cozimento dos alimentos, processos físicos de (fusão, vaporização e sublimação)...

Gráfico para Reação Exotérmica
Entalpia (H) HR  HP caminho da reação Fonte: Rosana N. R. Campos

Gráfico para Reação Endotérmica
Entalpia (H) HP  HR caminho da reação Fonte: Rosana N. R. Campos

Mudanças de Estado Físico da Matéria
SUBLIMAÇÃO FUSÃO VAPORIZAÇÃO GASOSO SÓLIDO LÍQUIDO CONDENSAÇÃO SOLIDIFICAÇÃO RESSUBLIMAÇÃO Fonte: Rosana N. R. Campos

SUBSTÂNCIA SIMPLES NO ESTADO PADRÃO E ESTADO ALOTRÓPICO MAIS COMUM TEM ENTALPIA ZERO.
C (grafite) H= C (diamante) H≠0 O2 (gasoso) H= O3 (gasoso) H≠0 S (rômbico) H= S (monoclínico) H≠0 Pn (vermelho) H=0 P4 (branco) H≠0

ESTADOS ALOTRÓPICOS MAIS COMUNS
GRAFITE DIAMANTE  CARBONO  O 2 (incolor) O3 (OZÔNIO)  OXIGÊNIO 

 ENXOFRE   FÓSFORO  RÔMBICO MONOCLÍNICO BRANCO VERMELHO
 ENXOFRE  RÔMBICO MONOCLÍNICO BRANCO VERMELHO  FÓSFORO 

CAPACIDADE CALORÍFICA
É a medida de quanto um material absorve ou libera energia térmica. É uma propriedade física única e particular das substâncias. Ex: - A água necessita de 1 caloria de energia para aumentar a temperatura em 1º Celsius. - O aço necessita de 0,1 caloria de energia para aumentar a temperatura em 1º Celsius.

Como pode ser medido o calor de uma reação
Para reações em meio aquoso utiliza-se um calorímetro, que nada mais é do que uma garrafa térmica. Para reações de combustão utiliza-se uma bomba calorimétrica. Nos dois casos o calor é transferido para uma massa de água e obtido a partir da expressão: Q = m . c . t

Qual é a quantidade de calor liberada em uma reação química
EXERCÍCIO - 01 Qual é a quantidade de calor liberada em uma reação química capaz de aquecer 3 Kg de água De 30oC a 38oC? (Dado: calor específico da água= 1cal/g.oC.) Fonte: SANTOS, W.L.P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, p. 367, 2005.

RESOLUÇÃO Q = 3000g . 1cal/goC . (38oC – 30oC) Q = 3000 . 1 . 8
Q = m . c . ΔT Q = 3000g . 1cal/goC . (38oC – 30oC) Q = Q = cal (ou 24 Kcal)

Tipos de entalpias (calores de reação).
1. Entalpia ou calor de Formação. 2. Entalpia ou calor de Decomposição. 3. Entalpia de Combustão. 4. Entalpia de Dissolução. 5. Entalpia de Neutralização. 6. Entalpia ou Energia de Ligação.

1- Entalpia de Formação (Hf)
Corresponde a energia envolvida na formação de um mol de substância a partir de substâncias simples, no estado alotrópico mais comum. Exemplos: H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) Hf= - 285,5 KJ/mol C(grafite) + O2(g)  CO2(g) Hf= - 393,3 KJ/mol Entalpia de formação de substâncias simples é nula.

2- Entalpia de Decomposição
Pode ser considerada com a entalpia inversa à de formação de uma substância. Exemplos: H2O(l)  H2(g) + 1/2 O2(g) Hf= + 285,5 KJ/mol CO2(g)  C(grafite) + O2(g) Hf= + 393,3 KJ/mol Observe que ao inverter a equação a variação de entalpia troca de sinal algébrico!

3- Entalpia de Combustão
Energia liberada na reação de 1 mol de substância (combustível) com O2 puro (comburente). Combustível  material orgânico (C, H e O) a combustão pode ser: I. Completa: os produtos são CO2 e H2O. II. Incompleta: além de CO2 e H2O, forma-se também, CO e/ou C (fuligem).

Na combustão incompleta a chama é alaranjada.
Combustão completa a chama é azul. CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + H2O(l) Hf= - 889,5 KJ/mol Na combustão incompleta a chama é alaranjada. Rosana N. R. Campos Rosana N. R. Campos

4- Entalpia de Dissolução
Calor liberado ou absorvido na dissolução de 1 mol de determinada substância numa quantidade de água suficiente para que a solução obtida seja diluída. Ex: KNO3(s) + H2O(l)  KNO3(aq) H= +8,5 Kcal HCl(g) + H2O(l)  HCl(aq) H= -18,0 Kcal

5- Entalpia de Neutralização
Calor liberado na formação de 1 mol de água, a partir da neutralização de 1 mol de íons H+ por 1 mol de íons OH-, em solução aquosa diluída. Ex: HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) H= -13,8 Kcal

Na reação de ácido forte com base
forte a variação de entalpia é aproximadamente constante pois a reação é sempre: H+ + OH-  H2O

6- Entalpia ou Energia de Ligação
É a quantidade de calor absorvida na quebra de 6, ligações de determinada espécie, supondo as substâncias no estado gasoso, à 25 oC. A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico enquanto a formação de ligações será sempre exotérmico. Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de ligações (H>0) e nos produtos ocorrerá formação de ligações (H<0).

LEI DE HESS Também conhecida como Lei da Soma dos Calores de Reação, demonstra que a variação de entalpia de uma reação química não depende do modo ou caminho como a mesma é realizada e sim do estado inicial (reagentes) e estado final (produtos).

LEI DE HESS A B C H1 H2 H3 H3 = H1 + H2

EXERCÍCIO – 02 Calcular o H da reação de formação de 1,0 mol de etanol líquido (álcool etílico): 2C(grafite) + 3H2(g) + ½O2(g) C2H5OH(l) H= ? Sabendo que: C(grafite) + O2(g)  CO2(g) H1= -94,0 Kcal/mol (II) H2(g) + ½O2(g) H2O(g) H2= -57,8 Kcal/mol (III) C2H5OH(l) +3O2(g) 2CO2(g) +3H2O(g) H3= -327,6 Kcal/mol Fonte: LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 267, 1988.

RESOLUÇÃO Equação I  multiplicar por 2 Equação II  multiplicar por 3 Equação III  inverter
H=H1 +H2 +H3 H= 2(-94) + 3(-57,8) + 327,6 H= -33,8 Kcal

Utilizando entalpias de formação
Quando TODAS entalpias de formação forem conhecidas: Podes prever qual o ΔH da reação? ΔHo= ΔHfo (produtos) - ΔHfo (reagentes) Lembre-se que  sempre= final - inicial

EXERCÍCIO – 03 Descubra a quantidade de calor liberada, no
O gás hilariante (N2O) tem características anestésicas e age sobre o sistema nervoso central fazendo com que pessoas riam de forma histérica NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g) ΔH= ? Dados: N2(g) + ½ O2(g) → N2O(g) ΔHf= +19,5 Kcal H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔHf= -57,8 Kcal N2(g) + 2H2(g) + 3/2 O2(g) → NH4NO3(s) ΔHf= -87,3 Kcal Descubra a quantidade de calor liberada, no processo de obtenção do gás hilariante. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p

ΔH= ΔH produtos - ΔH reagentes
RESOLUÇÃO ΔH= ΔH produtos - ΔH reagentes NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g) - 87,3 Kcal ,5 Kcal + 2 (- 57,8 Kcal) ΔH= ΔH produtos – ΔH reagentes ΔH= -96,1 – (-87,3) ΔH= - 8,8 Kcal/mol

ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos)
Utilizando entalpias de ligação Nos reagentes sempre ocorrerá quebra de ligações (ΔH>0) e nos produtos ocorrerá formação de ligações (ΔH‹0). ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos)

EXERCÍCIO – 04 (Cefet-RJ) “ A BMW testa veículos movidos a hidrogênio e antecipa uma novidade que chegará ao mercado no futuro. A indústria (...) aposta no hidrogênio como um dos mais promissores substitutos da gasolina. Ele não depende de reservas estratégicas e é facilmente obtido com a quebra da molécula da água. (...) Em vez de dióxido de carbono (CO2), o escapamento expele água. O hidrogênio pode zerar a emissão de poluentes por veículos no futuro...” (Adaptado da Revista Época, out )

Energia de ligação (KJ. mol -1)
Com base nos dados da tabela abaixo, qual a variação de entalpia (ΔH) da reação 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g), em KJ/mol de H2O(g)? Ligação Energia de ligação (KJ. mol -1) H – H 437 H – O 463 O = O 494 Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 125, 2004.

ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos)
RESOLUÇÃO Reagentes: Ligações rompidas: ΔH>0 2 H – H = = +874 1 O = O = = ( )= +1368 Produtos> Ligações formadas: ΔH‹0 2 H – O – H = 4 H – O = = -1852 ΔH= ΔH (reagentes) + ΔH (produtos) ΔH= (-1852) ΔH= -484 KJ/mol de 2H2O ΔH= -242 KJ/mol de H2O

BIBLIOGRAFIA BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, 2003. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, 1998. CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, 2003. CANTO, E. l.; PERUZZO, T .M. Química na abordagem do cotidiano: volume único. 2ed. São Paulo: Moderna, 2002. CARVALHO, G. C.; Química Moderna 2. São Paulo:Scipione, 1995. CARVALHO, G. C.; SOUZA, C. L. Química de olho no mundo do trabalho: volume único. São Paulo:Scipione, 2003. FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, 2004. FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, 2001. HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, 1999. LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1988. MATSUI, Ana N.; LINGUANOTO, Maria; UTIMURA, Teruko Y. Química, 2: 2o Grau. São Paulo: Editora FTD, 1987. NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo: Ática, 2005. SANTOS, W. L. P.; MÓL, G. S. Química e Sociedade: volume único. São Paulo: Nova Geração, 2005. SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, 1992. USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, 1998.

CINÉTICA QUÍMICA

Parte da Química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam.
Rápidas Reações Químicas Lentas Moderadas

Reação Rápida http://pt.wikipedia.org/wiki/Explos%C3%A3o64

Reação Moderada

Reação Lenta http://pt.wikipedia.org/wiki/Ferrugem

O que se faz no dia a dia para diminuir a velocidade das reações químicas?

O que fazer para conservar os alimentos durante mais tempo?
Colocam- se em geladeira, uma vez que a temperatura elevada é um dos fatores que aumenta a velocidade das reações.

Como é que antigamente se conservavam os alimentos, se não existiam geladeiras?
A salga foi um dos primeiros processos de conservar os alimentos (peixe e carne). O sal funciona como inibidor - diminui a velocidade da reação.

Por que é que os chouriços são defumados?
A substância química formaldeído, liberada no fumo, mata muitas bactérias que iriam degradar mais rapidamente o alimento.

Por que as garrafas de vinho são fechadas com rolha e lacre?
O lacre nas rolhas das garrafas de vinho, isola mais o vinho do contato com o ar, que o iria oxidar mais rapidamente.

Por que alguns alimentos são embalados à vácuo?
A falta de oxigênio fará com que sua degradação se torne mais lenta. Rosana N. R. Campos

Já reparou que ao abrirmos um lata de picles, a lata dá um estalido?
Antes da lata ser fechada, o alimento é por vezes aquecido para retirar o ar que iria favorecer a sua oxidação. O vinagre inibe o crescimento de bactérias que iriam degradar o alimento. Rosana N. R. Campos

Quando temos que acender uma fogueira porque é que não usamos os troncos maiores e mais grossos?
Os troncos mais grossos demoram mais tempo para acender. Quanto mais pequenos forem os troncos mais depressa acendem!

VELOCIDADE DAS REAÇÕES
I - Velocidade média (Vm) Representa a variação na quantidade de um reagente ou produto num intervalo de tempo. m = massa, n = no mol, V = volume, C = concentração molar

VELOCIDADE DAS REAÇÕES
A Vm dos reagentes também é chamada de velocidade de desaparecimento. A Vm dos produtos também é chamada de velocidade de formação. Obs.: para os reagentes podemos calcular a velocidade em módulo.

A (REAGENTE) DESAPARECIMENTO B (PRODUTO) FORMAÇÃO [ ] B A t

O gráfico abaixo se refere às concentra-
EXERCÍCIO-1 O gráfico abaixo se refere às concentra- ções de reagentes e produtos da reação equacionada como: 2N2O5 → 4NO2 + O2 Associe as curvas A, B e C com as substâncias N2O5 , NO2 e O2. [ ] A B C tempo Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 255, 1998.

RESOLUÇÃO A= NO2 curva crescente (produto).
B= O2 curva crescente (produto). C= N2O5 curva decrescente (reagente). RESOLUÇÃO

EXERCÍCIO-2 Coloca-se dentro de um recipiente fechado amônia gasosa (NH3) com uma concentração inicial de 8,0 mol/L. Com o passar do tempo ocorre a reação 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g), e um pesquisador, utilizando métodos adequados, verifica, à medida que o tempo passa, o quanto resta de NH3 e

Calcule: anota os valores numa tabela. Tempo (h) [NH3] (mol/L) 8,0 1,0
8,0 1,0 4,0 2,0 3,0

a) A Velocidade média de consumo da amônia (NH3) no intervalo de 0 e 2h.
Esse resultado pode ser interpretado: A cada hora, consome-se 3mol/L de amônia. *Obs: Na prática, utiliza-se a velocidade dos reagentes em módulo | | , para evitar valores negativos. RESOLUÇÃO

b) A velocidade média de consumo de NH3 entre 1 e 3h.
Ficando assim: b) A velocidade média de consumo de NH3 entre 1 e 3h. RESOLUÇÃO

c) A velocidade média de formação do N2 entre 0 e 2h.
Equação química 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) Coeficientes : 1 Vm(0-2h) mol/L.h __ VmN2 RESOLUÇÃO VmN2=1,5mol/L.h

d) A velocidade média de formação do N2 entre 1 e 3h.
Equação química 2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) Coeficientes : 1 Vm(1-3h) ,5mol/L.h __ VmN2 RESOLUÇÃO VmN2=0,75mol/L.h Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 254, 1998.

Ao realizar a reação de formação da água: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g),
EXERCÍCIO-3 Ao realizar a reação de formação da água: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g), verificou-se que a velocidade de consumo de oxigênio foi de 4 mol/min. Determine a velocidade de consumo do hidrogênio. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 254, 1998.

RESOLUÇÃO VmH2= 8mol/min Equação química 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
Coeficientes : 1 V. de consumo VmH2 __ 4 mol/min VmH2= 8mol/min

Condições para que ocorra uma Reação
Os reagentes devem estar em contato. Afinidade química entre os reagentes. Teoria da Colisão As moléculas dos reagentes devem colidir entre si. A colisão deve ocorrer com geometria favorável e energia suficiente.

Teoria da Colisão Colisão Desfavorável (não-efetiva)

Colisão Favorável (efetiva)
O N O N O2 N2 2 NO Reagentes Produtos Complexo Ativado

Para que a colisão seja efetiva é necessário ainda que os reagentes adquiram uma energia mínima denominada energia de ativação. Energia de Ativação é o valor mínimo de energia que as moléculas de reagentes devem possuir para que uma colisão entre elas seja efetiva. Quanto maior for a energia de ativação, mais lenta será a reação.

O-------N O2 N2 2 NO O N Reagentes Produtos Complexo Ativado
Complexo Ativado: estado intermediário formado entre reagentes e produtos, ocorre um progressivo enfraquecimento das ligações entre as moléculas iniciais e um fortalecimento das ligações entre as moléculas finais. O N O N O2 N2 2 NO Reagentes Produtos Complexo Ativado

REVISÃO HI+HI eficaz Não eficaz I2 + H2 I2 H2

REAÇÃO EXOTÉRMICA Energia (Kcal/mol) Complexo Ativado E2 E1= energia dos reagentes E2= energia do complexo ativado E3= energia dos produtos b=energia de ativação c=variação de entalpia ΔH= Hp – Hr b E1 c E3 Caminho da reação Quanto menor for a energia de ativação, maior a velocidade da reação.

REAÇÃO ENDOTÉRMICA Energia (Kcal/mol) Complexo Ativado E2 E1= energia dos reagentes E2= energia do complexo ativado E3= energia dos produtos b=energia de ativação c=variação de entalpia ΔH= Hp – Hr E3 c b E1 Caminho da reação Quanto maior for a energia de ativação, menor a velocidade da reação.

EXERCÍCIO-4 O gráfico descreve a variação de energia de uma certa reação:
Energia (Kcal/mol) 30 A + B 10 C 2 Caminho da reação

a) O valor da entalpia dos reagentes.
Descubra: a) O valor da entalpia dos reagentes. b) O valor da entalpia dos produtos. c) Se a reação é endo ou exotérmica. d) O valor da energia de ativação. e) O valor da energia do complexo ativado. f) O valor da energia da reação (variação de entalpia). Fonte: Adaptação: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 153, 1999.

RESOLUÇÃO a) H reagentes= 10 Kcal/mol b) H produtos= 2 Kcal/mol
c) A Reação é exotérmica (Hp‹Hr) d) Eat= 30 – 10= 20 Kcal/mol e) CA= 30 Kcal/mol f) ΔH= Hp – Hr ΔH= 2 – 10 ΔH= - 8 Kcal/mol ( o processo libera energia:reação exotérmica). RESOLUÇÃO

Fatores que influenciam a velocidade de uma reação
a ) Superfície de contato entre os reagentes; b ) Concentração dos reagentes; c) Temperatura; d) Presença de catalisadores; e) Pressão.

a) Superfície de contato entre os reagentes.
Quanto maior a superfície de contato, maior é o número de choques efetivos entre as partículas dos reagentes e, portanto, maior será a velocidade da reação.

EXERCÍCIO-5 Na digestão dos alimentos ocorre uma série de reações químicas. Explique, levando em conta a velocidade das reações químicas, por que é benéfico mastigar bem os alimentos. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 273, 1998.

Quanto mais triturado estiver o alimento, mais rápidas serão as
reações envolvidas na digestão, graças ao aumento da superfície de contato entre os reagentes. RESOLUÇÃO

b) Concentração dos reagentes.
Quanto maior a concentração de partículas dos reagentes, maior será o número de colisões efetivas e consequentemente maior a velocidade da reação. Abanando carvão em brasa, aumentamos a concentração de gás oxigênio (O2) (reagente), aumentando a velocidade da reação.

Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage
Lei da Ação das Massas, Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage “A uma dada temperatura, a velocidade de uma reação química elementar (reação que ocorre em uma única etapa) é diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, em mol/L, elevadas a seus respectivos coeficientes”.

V = k [A] [B]β EXEMPLO: aA + bB → cC + dD V = velocidade da reação;
K = constante de velocidade (característica da reação e da temperatura); [ ] = concentração dos reagentes (mol/L), exceto reagente sólido, pois a concentração de uma substância sólida é sempre constante, ficando assim incorporada à constante de velocidade.  e β = expoentes determinados experimentalmente. Obs.: Se a reação for elementar = a e β= b Se a reação não for elementar, deve-se calcular o valor de  e β.

Reação Elementar aA + bB → cC + dD V = k [A]a.[B]b
Quando a reação química se desenvolve em uma única etapa, dizemos que a reação é elementar. Numa reação elementar, os expoentes a que devem ser elevadas as concentrações dos reagentes na expressão da velocidade são os próprios coeficientes dos reagentes na equação balanceada. aA + bB → cC + dD V = k [A]a.[B]b

Determine a expressão da velocidade (segundo a Lei de Guldberg-Waage),
EXERCÍCIO-6 Determine a expressão da velocidade (segundo a Lei de Guldberg-Waage), supondo elementares: a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g) Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 167, 1999.

RESOLUÇÃO a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
b) 3Cu(s)+ 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq)+ 4H2O(l)+ 2NO(g)

Reação Não-Elementar Quando a reação se desenvolve em duas ou mais etapas distintas, a velocidade da reação depende apenas da velocidade da etapa lenta. A etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da reação.

1º EXEMPLO: (REAÇÃO NÃO-ELEMENTAR)
O óxido nítrico reage com hidrogênio, produzindo nitrogênio e vapor de água de acordo com a equação: 2 H2 + 2 NO → 1 N2 + 2 H2O Etapa I 1H2 + 2NO → 1N2O + 1H2O (lenta) Etapa II 1H2 + 1N2O → 1N2 + 1H2O (rápida) Reação Global 2H2 + 2NO → 1N2 + 2H2O Descubra a Lei da velocidade para essa reação: Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 166, 2004.

Equação da velocidade (etapa lenta)
RESOLUÇÃO Equação da velocidade (etapa lenta) V = k [H2].[NO]2

EXERCÍCIO-7 A poluição é uma das causas da destruição
da camada de ozônio. Uma das reações que podem ocorrer no ar poluído é a reação do dióxido de nitrogênio com o ozônio: 2NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g) Essa reação ocorre em duas etapas: I. NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g) (lenta) II. NO3(g) + NO2(g) → N2O5(g) (rápida) Descubra a lei da velocidade para essa reação. Fonte: USBERCO,J.;SALVADOR,E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 356, 1998.

Equação da velocidade (etapa lenta)
RESOLUÇÃO Equação da velocidade (etapa lenta) V = k [NO2].[O3]

Considere a seguinte reação: Em diversos experimentos com essa reação, feitos à temperatura de 700oC, foram obtidos os seguintes dados: 2H2(g)+ 2NO(g) → N2(g)+ 2H2O(g)

A expressão da Lei da velocidade é: v=k.[H2]x.[NO]y
Experimento [H2] (mol/L) [NO] Velocidade (mol/L.h) 1 1.10-3 3.10-5 2 2.10-3 6.10-5 3 A expressão da Lei da velocidade é: v=k.[H2]x.[NO]y Como essa é uma reação não-elementar, devemos calcular o valor de x e y. Fonte: HARTWIG, D.R., SOUZA, E. e MOTA, R.N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p , 1999.

1ª etapa: Determinar o valor de x.
Escolher dois experimentos nos quais varie a [H2] , mas não varie a [NO]. (Escolhemos o experimento 1 e 2) Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y 1º Experimento =k.(1.10-3)x.(1.10-3)y 2º Experimento =k.(2.10-3)x.(1.10-3)y

2ª etapa: Determinar o valor de y.
Escolher dois experimentos nos quais varie a [NO] , mas não varie a [H2]. (Escolhemos o experimento 2 e 3) Substituímos na expressão v=k.[H2]x.[NO]y 2º Experimento =k.(2.10-3)x.(1.10-3)y 3º Experimento =k.(2.10-3)x.(2.10-3)y

v=k.[H2]1.[NO]2 ou v=k.[H2].[NO]2
3ª etapa: Utilizando então os valores de x e y na expressão v=k.[H2]x.[NO]y , obtemos a Lei da velocidade dessa reação: v=k.[H2]1.[NO]2 ou v=k.[H2].[NO]2

4ª etapa: Conhecendo a Lei da velocidade,
podemos calcular a constante k (para 700oC) escolhendo qualquer um dos três experimentos e utilizando os valores de v, [H2] e [NO]. Experimento 1: [H2]= ; [NO]= e v= Equação: v=k.[H2].[NO]2 3.10-5=k (1.10-3) =k

Considere a reação de síntese da amônia: O que ocorrerá com a velocidade se a concentração molar do hidrogênio for reduzida à terça parte e a do nitrogênio for triplicada? N2(g)+ 3H2(g) → 2NH3(g) Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 153, 1992.

A velocidade reduzirá à nona parte ou 9 vezes.
RESOLUÇÃO N2(g)+ 3H2(g) → 2NH3(g) 1ª etapa: [N2] = x [H2] = y v = k . [N2] . [H2]3 v = k . x . y3 2ª etapa: [N2] = 3x [H2] = y/ v= k . [N2] . [H2]3 v, = k . 3x . (y/3)3 v, = k . 3x . y3/27 v, = v/9 A velocidade reduzirá à nona parte ou 9 vezes.

Na química ambiental, que procura,
EXERCÍCIO-8 Na química ambiental, que procura, entre outras coisas, avaliar formas de atenuar a emissão de substâncias gasosas que depreciam a qualidade do ar, a reação entre os gases monóxido de carbono e oxigênio, para produzir o dióxido de carbono, tem grande importância.

A equação dessa reação é: 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
O que ocorrerá com a velocidade dessa reação se duplicarmos as concentrações de CO(g) e O2(g). Fonte: FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química: FÍSICO-QUÍMICA. São Paulo: FTD, p. 291, 2001.

2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) RESOLUÇÃO A velocidade aumentará 8 vezes.
1ª etapa: [CO] = x [O2] = y v = k . [CO]2 . [O2] v = k . x2 . y 2ª etapa: [CO] = 2x [O2] = 2y v= k . [CO]2 . [O2] v, = k . (2x)2 . (2y) v, = k . 4x2 . 2y v, = 8v A velocidade aumentará vezes.

c) Temperatura. As variações de temperatura modificam o valor da constante de velocidade (k). Um aumento na T, aumenta a freqüência das colisões intermoleculares e aumenta a energia cinética das moléculas fazendo com que um maior número alcance a energia mínima para reagir (Eat). Um aumento na energia cinética (agitação molecular) favorece a ruptura das ligações.

Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre.
Regra de Vant’Hoff Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre. Temperatura 10ºC 20ºC 40ºC Velocidade V 2V 8V

EXERCÍCIO-9 A regra de Vant’Hoff diz que “um aumento de 10oC na temperatura duplica a velocidade de uma reação química”. Admita que essa regra seja válida para as reações que fazem os alimentos estragarem. Dentro de uma geladeira (5oC) os alimentos estragam com uma certa velocidade.

Quantas vezes mais rápido o alimento estragaria se estivesse fora da geladeira:
a) Em um dia a 15oC? b) Em um dia a 25oC? c) Em um dia a 35oC? Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 272, 1998.

RESOLUÇÃO Se a cada 10oC de aumento na temperatura a
velocidade da reação duplica, então, sendo v a Velocidade com que o alimento estraga a 5oC, podemos concluir que: a) A 15oC, a velocidade com que o alimento estraga é 2v. b) A 25oC, a velocidade com que o alimento estraga é 4v. c) A 35oC, a velocidade com que o alimento estraga é 8v.

d) Presença de catalisadores.
Catalisadores são substâncias que, quando presentes, aumentam a velocidade das reações químicas, sem serem consumidos. Ao final encontram-se qualitativa e quantitativamente inalterados. Os catalisadores encontram “caminhos alternativos” para a reação, envolvendo menor energia (diminuem a Energia de Ativação), tornando-a mais rápida.

Gráfico Cinética Química e a influência do Catalisador
Complexo ativado sem catalisador E (KJ/mol) Complexo ativado com catalisador Ea2 Ea1 reagente H < 0 produto Caminho da reação Fonte: Rosana N. R. Campos

Características dos catalisadores
a) Aumentam a velocidade das reações; b) Não são consumidos durante as reações; c) Não iniciam reações, mas interferem nas que já ocorrem sem a sua presença; d) Podem ser utilizados em pequenas quantias, visto que não são consumidos; e) Seus efeitos podem ser diminuídos pela presença de “venenos de catálise”. f) A introdução do catalisador diminui a Energia de Ativação.

Como funciona o catalisador automotivo?
O catalisador têm aspecto semelhante a uma colméia proporcionando uma maior superfície de contato entre o catalisador e os gases que saem do motor. Sua função é acelerar a oxidação dos gases emitidos após a combustão.

O catalisador acelera as reações químicas, que transformam os poluentes (CO, NOx, HC) em compostos menos prejudiciais à saúde (CO2, H20, N2).

EXERCÍCIO-10 Considere gráfico:
Energia (Kcal/mol) 36 30 A + B 15 AB 8 Caminho da reação

a) Qual a energia de ativação com catalisador?
Agora, responda: a) Qual a energia de ativação com catalisador? b) Qual a energia de ativação sem c) Qual a diminuição da energia de ativação provocada pelo catalisador? d) Qual a energia liberada pela reação? Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 162, 1992.

d) ΔH=produto - reagente ΔH=8-15= -7 Kcal/mol.
RESOLUÇÃO a) 30-15= 15 Kcal/mol. b) 36-15= 21 Kcal/mol. c) 36-30= 6 Kcal/mol. d) ΔH=produto - reagente ΔH=8-15= -7 Kcal/mol.

CATÁLISE Uma reação que ocorre na presença de um catalisador é chamada catálise. Existem dois tipos de catalisadores: Homogêneos e heterogêneos. Catálise homogênea: o catalisador encontra-se na mesma fase dos reagentes e produtos. Ex: Catálise heterogênea: o catalisador encontra-se numa fase diferente dos reagentes e produtos. Ex:

Classifique as catálises em homogênea ou heterogênea:
EXERCÍCIO-11 Classifique as catálises em homogênea ou heterogênea: Fonte: LEMBO, A.; SARDELA, A. Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 137, 1988.

RESOLUÇÃO a) catálise heterogênea  reagentes (gasosos) e catalisador (sólido) b) catálise heterogênea  reagente (gasoso) e catalisador (sólido) c) catálise homogênea  reagentes (gasosos) e catalisador (gasoso)

e) Pressão. Em reações envolvendo reagentes gasosos, quando se aumenta a pressão ocorre diminuição do volume e consequentemente há aumento na concentração dos reagentes, aumentando o número de colisões.

A pressão parcial de um gás é diretamente proporcional à sua concentração.
Maior pressão parcial  Maior velocidade Maior concentração

Ordem de uma reação H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O V = k [H2].[NO]2
Chama-se ordem de uma reação (ordem global) à soma dos valores das potências a que as concentrações de reagentes se encontram elevadas a equação cinética da reação. H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O V = k [H2].[NO]2 Ordem da reação: 1 +2 = 3 (3ª ordem) Em relação ao H2: 1ªordem, v = k [H2] Em relação ao NO: 2ªordem, v = k [NO]2

Molecularidade H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O
É o número de moléculas que se chocam em cada reação elementar ou em uma etapa de uma reação não-elementar. H2 + 2 NO → 1 N2O + H2O Molecularidade igual a 3 (trimolecular).

EXERCÍCIO-12 Considerando a reação Que ocorre em uma única etapa e
NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g) Que ocorre em uma única etapa e que, numa dada temperatura, apresenta a lei experimental de velocidade dada por v=K[NO2] [CO]. Qual a ordem e a molecularidade dessa reação? Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 167, 2004.

RESOLUÇÃO A reação é de 2ª ordem, visto que a soma dos expoentes na fórmula da velocidade é igual a 2. A molecularidade é também igual a 2, pois, ocorrendo a reação em uma única etapa, ela envolverá o choque de 2 moléculas (NO2 e CO).

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Indicador de umidade do ar conhecido como “galinho do tempo”, revestido com um sal de cobalto II, de coloração azul. Em dias chuvosos, a cor azul se transforma em rosa, devido à hidratação do sal. CoCl2(s) + H2O(l) CoCl2.2H2O(l)) azul róseo ← →

Por que usamos limão ou vinagre para remover o cheiro de peixe das mãos? CH3―NH2 + H2O CH3―NH3+ + OH- cheiro de peixe inodoro base ← → O limão e o vinagre são ácidos (H+) e neutralizam os íons (OH-), deslocando o equilíbrio para a direita.

Os resíduos alimentares que ficam na boca após as refeições são os principais responsáveis pela formação de caries (desmineralização do esmalte dos dentes) Ca5(PO4)3OH(s) Ca2+(aq) + 3PO43-(aq) + OH-(aq) desmineralização mineralização Uma das causas da cárie é a presença de bactérias aderidas ao esmalte dental, que fermentam os resíduos alimentares produzindo ácidos. A presença dos ácidos é confirmada pela queda do pH da boca após as refeições.

O refrigerante é uma solução supersaturada de gás carbônico (CO2).
Quando a garrafa é aberta, o sistema sofre uma perturbação que provoca a expulsão do excesso de gás dissolvido. H2O(l) + CO2(aq) H2CO3(aq) ← →

O submarino russo Kursk afundou, em 12 de agosto de 1000, no mar de Barents, vitimando 118 tripulantes. As mortes desses tripulantes ocorreram devido ao efeito da pressão, que no submarino era de 12 atmosferas. O aumento da pressão comprimiu os pulmões dos indivíduos, causando as mortes.

Dá para imaginar que em um aquário existam tantos sistemas químicos que possam ser descritos por equações matemáticas? Há o equilíbrio de ionização da água; de solubilidade do gás oxigênio e gás carbônico; de acidez do ácido carbônico, etc.

No vinagre existe um equilíbrio homogêneo envolvendo o ácido acético: CH3COOH(aq) H+(aq)+ CH3COO-(aq) ← → Rosana N. R. Campos No leite de magnésia existe um equilíbrio heterogêneo envolvendo o hidróxido de magnésio: Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+ 2OH-(aq) ← → Rosana N. R. Campos

Uma piscina bem tratada deve ter, entre outras coisas, um pH estável na faixa de 7,2 a 7,8 (o ideal é 7,5). A absorção estomacal da aspirina envolve um deslocamento de equilíbrio.

A adição de ácido clorídrico a uma solução amarela de íons cromato (esquerda) faz com que ela fique alaranjada (direita). Caso adicionássemos hidróxido de sódio, ela voltaria a ficar amarela É o Princípio de Le Chatelier em ação!

Reações completas ou irreversíveis
São reações nas quais os reagentes são totalmente convertidos em produtos, não havendo “sobra” de reagente, ao final da reação ! Exemplo: HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) Essas reações tem rendimento 100 % !

Reações incompletas ou reversíveis
São reações nas quais os reagentes não são totalmente convertidos em produtos, havendo “sobra” de reagente, ao final da reação ! Exemplo: H2(g) + I2(g) HI(g) DIRETA INVERSA Essas reações tem rendimento < 100 % !

A velocidade direta será: A velocidade inversa será:
Considerando a reação química: H2(g) + I2(g) 2HI(g) A velocidade direta será: v1 = k1 [H2] [I2] A velocidade inversa será: v2 = k2 [HI]2 ← →

A medida que a reação avança a velocidade direta vai diminuindo e a inversa aumentando, até o momento em que as duas tornam-se iguais e a velocidade global nula ! vdireta = vinversa v1 = k1 [H2] [I2] e v2 = k2 [HI]2 Esse momento é chamado de Equilíbrio Químico.

→ H2(g) + I2(g) 2 HI(g) ← → ← V1= reação direta H2 + I2  2 HI
C O N E T R A Ç Ã V1= reação direta H2 + I2  2 HI H2 + I HI V1= V2 ← → V2= reação inversa 2 HI  H2 + I2 te Caminho da reação

EQUILÍBRIO QUÍMICO Velocidade Tempo reação direta Equilíbrio
reação inversa Tempo

CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO
 O equilíbrio químico é atingido quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam.  Em conseqüência das velocidades direta e inversa serem iguais, as concentrações de todas as substâncias presentes no equilíbrio permanecem constantes.

 O equilíbrio é dinâmico, as reações direta e inversa continuam ocorrendo.
 O equilíbrio ocorre em um sistema fechado.  Toda reação reversível caminha espontaneamente para o equilíbrio, pois nele a energia armazenada é a menor possível (maior estabilidade).

 Uma vez estabelecido o equilíbrio, suas características macroscópicas não variam mais. (macroscopicamente tudo para, microscopicamente tudo continua).  O sistema permanece em equilíbrio até que um fator externo venha modificá-lo.  Esse fator externo pode ser: concentração, temperatura ou pressão.

FASES E EQUILÍBRIO → ← → ← Equilíbrios podem ser:
HOMOGÊNEOS: todos os participantes formam uma única fase. Ex: H2(g) + Br2(g) 2HBr(g) HETEROGÊNEOS: todos os participantes formam mais que uma fase. Ex: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ← → ← →

Deslocamento do equilíbrio químico (Princípio de Le Chatelier)
“Toda vez que o equilíbrio sofrer a ação de uma força, ele se deslocará, para a esquerda ou para a direita, no sentido de anular ou minimizar a ação desta força.”

Qual a finalidade de provocar deslocamento num equilíbrio?
As reações químicas ocorrem sempre de modo a se estabelecer um equilíbrio, ou seja, elas nunca se completam. Então, para se completarem num determinado sentido, é preciso romper esse equilíbrio.

Obtém-se apenas 66% de acetato. Obtém-se praticamente 100% de acetato
Para tanto, utiliza-se excesso de um dos reagentes que vai provocar deslocamento tão intenso que será capaz de quase anular o processo contrário, rompendo assim o equilíbrio Ex: álcool etílico + ácido acético acetato de etila + água ← → 1 mol Obtém-se apenas 66% de acetato. 50 mol Obtém-se praticamente 100% de acetato

Fatores (agentes externos) que alteram a velocidade de reação num equilíbrio.
1. Concentração dos participantes. 2. Temperatura. 3. Pressão. *Obs.: O catalisador não desloca o equilíbrio, pois acelera igualmente as reações direta e inversa.

1 – Concentração dos participantes (reagentes ou produtos).
* A adição ou aumento na concentração de uma substância X (reagente ou produto) irá deslocar o equilíbrio no sentido em que a substância é consumida (lado oposto). * A remoção ou diminuição na concentração de uma substância X (reagente ou produto) irá deslocar o equilíbrio no sentido em que a substância é produzida (mesmo lado).

→ ← 1- EXEMPLO Na reação de síntese da amônia N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
I - adicionando N2 ou H2 o equilíbrio desloca-se no sentido de formar NH3. ( ) II - removendo-se NH3 o equilíbrio desloca-se no sentido de regenerá-la. ( ) ← → Fonte: BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, p. 266, 2003.

N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g) concentração tempo equilíbrio
hidrogênio (reagente) concentração nitrogênio (reagente) amônia (produto) tempo

→ ← 2- EXEMPLO H2(g) + I2(g) 2HI(g)
O aumento da [H2 ] desloca o equilíbrio para a direita, havendo consumo de I2 e produção de HI. O equilíbrio é restabelecido novamente no tempo T2, onde as concentrações de todas as substâncias presentes no equilíbrio não variam mais. Note que H2 foi acrescentado no tempo T1, pois há um aumento brusco de sua concentração. Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 190, 1992.

H2 + I HI C O N E T R A Ç Ã H2 I2 HI T1 T2

Perturbação do equilíbrio
A + B adição C + D A + B C + D remoção A + B C + D adição A + B remoção C + D

2 - Influência das variações na temperatura

Um aumento na temperatura provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que absorve calor ΔH>0. (reação endotérmica). Uma diminuição na temperatura provoca o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação que libera calor ΔH<0. (reação exotérmica).

→ ← 3- EXEMPLO A síntese da amônia é exotérmica
N2(g) + 3 H2(g) NH3(g) ΔΗ= -17 Kcal/mol I- um aumento na temperatura favorece o sentido da reação endotérmica.( ) II- um resfriamento (diminuição na temperatura favorece a síntese da amônia, ou seja, o sentido direto, reação exotérmica.( ) ← → Portanto, na produção de amônia o reator deve estar permanentemente resfriado ! Fonte: BENABOU, J.; RAMANOSKI, M. Química: volume único. São Paulo: Atual, p. 268, 2003.

3-Influência das variações na pressão total
V= 2L V= 1L p= 1atm p= 2atm

As variações de pressão somente afetarão os equilíbrios que apresentam componentes gasosos, nos quais a diferença de mols gasosos entre reagentes e produtos seja diferente de zero. Um aumento na pressão total (redução de volume) provoca um deslocamento do equilíbrio no sentido do menor número de mols gasosos. Uma diminuição na pressão total (aumento de volume) provoca um deslocamento do equilíbrio no sentido do maior número de mols gasosos.

4- EXEMPLO Na síntese da amônia ocorre diminuição no número de mols gasosos. 1 N2(g) + 3 H2(g) NH3(g) I- um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor volume, menor no de mol. ( ) II - uma redução de pressão desloca o equilíbrio no sentido de maior volume, maior no de mol. ← → Se a diferença de mol gasoso for nula a variação de pressão não desloca o equilíbrio. Fonte: NOBREGA, O. S.; SILVA, E. R.; SILVA, R. H. Química: volume único. 1ed. São Paulo: Ática, p. 473, 2005.

→ ← 1- EXERCÍCIO Para a reação em equilíbrio: PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g)
Diga qual é o efeito de cada um dos seguintes fatores sobre o equilíbrio inicial: adição de PCl3; b) remoção de Cl2; c) adição de catalisador; d) diminuição do volume do recipiente. ← → Fonte: USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 375, 1998.

→ ← RESOLUÇÃO Para a reação em equilíbrio: PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g)
a) adição de PCl3 desloca o equilíbrio para a direita. b) remoção de Cl2 desloca o equilíbrio para a esquerda. c) adição de catalisador não desloca o equilíbrio. d) diminuição do volume do recipiente desloca o equilíbrio para a direita. ← →

2- EXERCÍCIO O poluente dióxido de enxofre converte-se em trióxido de enxofre por reação com o oxigênio: 2SO2(g) + O2(g) SO3(g) ΔH= -198KJ Sobre esse equilíbrio, realizado em recipiente fechado, qual é o efeito de se: adicionar SO2? b) remover O2? c) aumentar a temperatura? d) aumentar a pressão? ← → Fonte: SARDELA, A.; MATEUS, E. Curso de Química: volume 2. 10ed. São Paulo: Ática, p. 192, 1992.

→ ← RESOLUÇÃO 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) ΔH= -198KJ
adicionando SO2 o equilíbrio é deslocado para a direita. b) removendo O2 o equilíbrio é deslocado para a esquerda. c) Aumentando a temperatura favorece a reação endotérmica e o equilíbrio é deslocado para a esquerda. d) aumentando a pressão o equilíbrio é deslocado para o lado de menor volume, ou seja, para a direita.

(Kc) CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO
H2(g) + I2(g) 2HI(g) *Sólido puro não participa do (Kc). CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ← → ← →

(Kp) CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE PRESSÃO
H2(g) + I2(g) 2HI(g) *Kp é só para gases. CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ← → ← →

RELAÇÃO ENTRE Kp e Kc → ← 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Kp=Kc.(R.T)2-(1+3) Kp=Kc.(R.T)2-4 ← →

A mudança na temperatura é o único fator que altera o valor da
constante de equilíbrio (Kc ou Kp). - para reações exotérmicas: T Kc - para reações endotérmicas: T Kc

O PCl5 se decompõe, segundo a equação: PCl5 PCl3 + Cl2
5- EXEMPLO - Cálculo da constante Kc O PCl5 se decompõe, segundo a equação: PCl5 PCl3 + Cl2 Ao iniciar havia 3,0 mol/L de PCl5 e ao ser alcançado o equilíbrio restou 0,5 mol/L do reagente não transformado. Calcular Kc. ← → Fonte: Adaptação USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 368, 1998.

RESOLUÇÃO Kc = 12,5 mol/L PCl5(g) PCl3(g) Cl2(g)
início 3 mol proporção gasta 2,5 mol forma equilíbrio 0,5 mol A constante de equilíbrio será: Kc = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] = [2,5].[2,5] / [0,5] Kc = 12,5 mol/L

3- EXERCÍCIO Escreva a expressão de Kc e Kp para os
seguintes equilíbrios: CO(g) + Cl2(g) COCl2(g) b) NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g) c) 2SO2(g) + O2(g) SO3(g) d) CaCO3(s) CaO(s) CO2(g) ← → ← → ← → ← → Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, p. 228, 2003.

RESOLUÇÃO

4- EXERCÍCIO Na precipitação de chuva ácida, um dos ácidos responsáveis pela acidez é o ácido sulfúrico. Um equilíbrio envolvido na formação desse ácido na água da chuva é: 2SO2(g) + O2(g) SO3(g) Calcule o valor de Kc nas condições em que, reagindo-se 6mol/L de SO2 com 5mol/L de O2, obtêm-se 4mol/L de SO3 quando o sistema atinge o equilíbrio. ← → Fonte: USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 365, 1998.

RESOLUÇÃO Kc= 1,33 2SO2(g) O2(g) 2SO3(g) início 6 mol 5 mol gasta
proporção gasta 4 mol 2 mol forma equilíbrio 3 mol Kc= 1,33

EQUILÍBRIO QUÍMICO EM MEIO AQUOSO
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CONSTANTE DE IONIZAÇÃO
Ex.: HCN(aq.) + H2O(l) H3O+(aq.) + CN-(aq.) Neste caso, é possível dizer que o Kc representa a constante de equilíbrio da ionização – será representada por Ki ( i = ionização). Obs.: Considerando que a água é o solvente e sua concentração não varia, conclui-se que ela é constante – logo não faz parte do Kc. ← →

CONSTANTE DE IONIZAÇÃO
Ka= constante de ionização para ácidos. Kb= constante de ionização ou dissociação para bases. α= grau de ionização ou dissociação. Quanto maior o valor da Ki.  Maior (α) Maior será sua força.

Ácidos e bases Força de um ácido e de uma base. → ← HA + H2O H3O+ + A-
Quanto mais forte for um ácido, tanto mais ele sofrerá ionização e fornecerá íons H+. ← → HA + H2O H3O+ + A- Ka= Constante de ionização de um ácido

Quanto mais forte for uma base, tanto mais ela sofrerá dissociação e fornecerá íon OH-.
← → BOH + H2O B+ + OH- Kb= Constante de dissociação de uma base

LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
Constante de ionização No caso de ácidos e bases fracos (α<5%): 1–α  1 M= concentração molar (mol/L)

LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
Constante (desde que a temperatura seja fixa) O grau de ionização aumenta... ...quando a solução é diluída.

6- EXEMPLO O ácido acetilsalicílico, mais conhecido como aspirina, é um ácido orgânico fraco, cuja fórmula será representada por HAsp. Uma solução aquosa é preparada dissolvendo-se 0,1 mol de HAsp por litro. A concentração de H+ nessa solução é 0,004 mol/L. Calcule o Ka (constante de ionização) da aspirina. Fonte: USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 2ed. São Paulo: Saraiva, p. 381, 1998.

RESOLUÇÃO Sabemos que: [H+]=0,004 mol/L e M= 0,1 mol/L do HAsp

Determine o valor de Ka para esse ácido.
5- EXERCÍCIO O ácido butanóico é o responsável pelo odor de alguns queijos e também da manteiga rançosa. Verifica-se que, numa solução 0,04 mol/L desse monoácido, a concentração hidrogeniônica (isto é, [H+]) é 8, mol/L. Determine o valor de Ka para esse ácido. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, p. 238, 2003.

RESOLUÇÃO Sabemos que: M= 0,04 mol/L e [H+]= 8, mol/L

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA → ← Constante (Kw) H2O(l) H+(aq) + OH-(aq)

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA Meio neutro: [H+] = [OH-]
Meio ácido: [H+] > [OH-] Rosana N. R. Campos Meio básico: [H+] < [OH-]

Kw=[H+].[OH-] Kw=(10-7).(10-7) Kw=10-14
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA Água pura a 25oC [H+]=[OH-] =10-7mol/L Kw=[H+].[OH-] Kw=(10-7).(10-7) Kw=10-14 Quanto maior a [H+]  mais ácida é a solução. Quanto maior a [OH-]  mais básica (alcalina) é a solução.

ESCALA DE pH E pOH O termo pH (potencial hidrogeniônico) foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen, com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas.

EXEMPLOS ÁGUA PURA [H+]= 1,0.10-7mol/L pH=7 [OH-]= 1,0.10-7mol/L pOH=7
ÁGUA PURA [H+]= 1,0.10-7mol/L pH=7 [OH-]= 1,0.10-7mol/L pOH=7 Meio neutro: [H+] = [OH-]

Meio ácido: [H+] > [OH-]
Rosana N. R. Campos VINAGRE [H+]= 1,0.10-3mol/L pH=3 [OH-]= 1, mol/L pOH=11 Meio ácido: [H+] > [OH-]

Meio básico: [H+] < [OH-]
LIMPADOR COM AMÔNIA [H+]= 1, mol/L pH=12 [OH-]= 1,0.10-2mol/L pOH=2 Meio básico: [H+] < [OH-]

Potencial hidrogeniônico (pH) pH= - log [H+]
ESCALA DE pH E pOH Potencial hidrogeniônico (pH) pH= - log [H+] Potencial hidroxiliônico (pOH) pOH= - log [OH-]

http://www. diaadia. pr. gov

pHmetro (peagâmetro)

7- EXEMPLO Um suco de limão apresenta [H+]= 5, mol/L. Calcule o pH desse suco. Dado: log 5= 0,7 Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, p. 242, 2003.

[H+]= 5,0.10-3 mol/L log 5= 0,7 pH= - log [H+] pH= - log 5,0.10-3
RESOLUÇÃO [H+]= 5, mol/L log 5= 0,7 pH= - log [H+] pH= - log 5,0.10-3 pH= - (log 5 – log 10-3) pH= - (0,7 – 3) pH= 2,3

6- EXERCÍCIO A análise de uma cerveja revelou que sua concentração hidrogeniônica (isto é,[H+]) é igual a 6, mol/L. Determine o pH e o pOH desse líquido. Dado: log 6,3= 0,8 Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, p. 242, 2003.

[H+]= 6,3.10-5 mol/L pH= 4,2 pOH= 9,8 RESOLUÇÃO log 6,3= 0,8
pH= - log [H+] pH= - log 6,3.10-5 pH= - (log 6,3 – log 10-5) pH= - (0,8 – 5) pH + pOH= 14 pH= 4,2 pOH= 9,8

7- EXERCÍCIO Assinale, das misturas citadas, aquela que apresenta maior caráter básico. a) Leite de magnésia, pH=10 b) Suco de laranja, pH=3,0 c) Água do mar, pH=8,0 d) Leite de vaca, pH=6,3 e) Cafezinho, pH=5 Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, p. 244, 2003.

a) pH= 10 pOH= 4 RESOLUÇÃO b) pH= 3,0 pOH= 11 c) pH= 8,0 pOH= 6
d) pH= 6,3 pOH= 7,7 e) pH= pOH= 9 *Maior caráter básico (maior pH e menor pOH). Letra a

8- EXERCÍCIO Ao analisar um produto para remover crostas de gordura de fornos domésticos, um técnico descobriu que ele contém 0,20 mol/L de íons hidroxila (OH-). Determine o pH desse produto, sabendo que log 2=0,3. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, p. 243, 2003.

[OH-]= 0,20 mol/L 2,0.10-1 mol/L pH= 13,3 RESOLUÇÃO log 2= 0,3
pOH= - log [OH-] pOH= - log 2,0.10-1 pOH= - (log 2,0 – log 10-1) pOH= - (0,3 – 1 ) pOH= 0,7 pH + pOH= 14 pH= 13,3

INDICADORES ÁCIDO-BASE
São ácidos ou bases orgânicos(as) fracas, que estão em equilíbrio. Dependendo do meio em que são colocados, mudam de cor. Daí serem utilizados para determinar se o meio é ácido ou básico. Exemplos: papel de tornassol, fenolftaleína, azul de bromotimol, alaranjado de metila, solução de repolho-roxo e outros.

8-EXEMPLO HInd H+ + Ind- ← vermelho azul →
●Em meio ácido  há um aumento na [H+] existente no equilíbrio, que é deslocado para a esquerda, favorecendo a cor vermelho. HInd H+ + Ind- ●Em meio básico  há uma diminuição na [H+] existente no equilíbrio, que é deslocado para a direita, favorecendo a cor azul. HInd H+ + Ind- Fonte: HARTWIG, D. R., SOUZA, E. e MOTA, R. N. Físico- Química: volume 2. São Paulo, Scipione, p. 214, 1999.

9-EXERCÍCIO Observe a foto ao lado:
Rosana N. R. Campos No béquer da direita há uma solução aquosa de dicromato de potássio. O equilíbrio está assim equacionado: 2CrO42-(aq) + 2H+(aq) Cr2O72-(aq) + H2O(l) ← →

Dos participantes, os íons cromato (CrO42-) têm cor amarela, os íons dicromato (Cr2O72-) têm cor alaranjada e os demais incolores. O béquer da direita continha uma solução idêntica à do outro, porém a ela foi adicionado um pouco de solução aquosa de ácido clorídrico, que acarreta a mudança de cor observada. Explique por que ocorre a mudança de cor. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química: volume único. 2 ed. São Paulo: Moderna, p. 238, 2003.

RESOLUÇÃO 2CrO42-(aq) + 2H+(aq) Cr2O72-(aq) + H2O(l) amarela alaranjada A adição de ácido clorídrico aumenta a concentração de íons H+ na solução. De acordo com o Princípio de Le Chatelier, isso provoca um deslocamento do equilíbrio para a direita, produzindo mais dicromato e favorecendo a cor alaranjada.

HIDRÓLISE SALINA É o nome do processo em que o cátion e/ou ânion proveniente(s) de um sal reage(m) com a água. Apenas cátions de base fraca e ânions de ácido fraco sofrem hidrólise. ← → SAL + ÁGUA ÁCIDO + BASE

CASOS POSSÍVEIS DE HIDRÓLISE
Sal de ácido fraco e base forte solução básica Sal de ácido forte e base fraca solução ácida Sal de ácido forte e base forte solução neutra Sal de ácido fraco e base fraca:  Se Ka > Kb solução ácida  Se Ka ‹ Kb solução básica RESUMINDO Ácido mais forte que a base solução ácida Base mais forte que o ácido solução básica

ÁCIDO FORTE E BASE FRACA
HIDRÓLISE SALINA DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA ← → NH4NO3(aq) + HOH(l) NH4OH(aq) + HNO3(aq) base fraca ácido forte (não-ionizada) (ionizado) NH4+(aq) + NO3-(aq) + H2O(l) NH4OH(aq) + (aq) + NO3-(aq) ← → H+ ← → NH4+(aq) + H2O(l) NH4OH(aq) + (aq) Solução ácida pH<7. H+ Hidrólise do cátion (íon proveniente da base fraca).

ÁCIDO FRACO E BASE FORTE
HIDRÓLISE SALINA DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE ← → KCN(aq) + HOH(l) KOH(aq) + HCN(aq) base forte ácido fraco (dissociada) (não-ionizado) K+(aq) + CN-(aq) + H2O(l) K+(aq) (aq) + HCN(aq) ← → OH- ← → CN-(aq) + H2O(l) (aq) + HCN(aq) Solução básica pH>7. OH- Hidrólise do ânion (íon proveniente do ácido fraco).

ÁCIDO FRACO E BASE FRACA
HIDRÓLISE SALINA DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA ← → NH4CN(aq) + HOH(l) NH4OH(aq) + HCN(aq) base fraca ácido fraco (não-ionizada) (não-ionizado) NH4+(aq) + CN-(aq) + H2O(l) NH4OH(aq) + HCN(aq) ← → Hidrólise do cátion e do ânion. Comparando: Ka= 4, e Kb= 1,8.10-5 Kb>Ka  solução ligeiramente básica (pH>7).

ÁCIDO FORTE E BASE FORTE
HIDRÓLISE SALINA DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE ← → NaCl(aq) + HOH(l) NaOH(aq) + HCl(aq) base forte ácido forte (dissociada) (dissociado) Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) ← → ← → H2O(l) OH-(aq) + H+(aq) Solução neutra pH=7 Não ocorreu hidrólise (íons provenientes de base e ácido fortes.

a) da hidrólise do cátion. b) da hidrólise do ânion.
9- EXEMPLO A “água sanitária” ou “água de lavadeira” é uma solução aquosa de hipoclorito de sódio (NaClO).Experimentalmente, verifica-se que esse produto é básico, o que pode ser explicado em virtude: a) da hidrólise do cátion. b) da hidrólise do ânion. c) da hidrólise do cátion e do ânion. d) de não haver hidrólise. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 355, 1998.

→ ← RESOLUÇÃO NaClO(aq) + HOH(l) NaOH(aq) + HClO(aq)
base forte ácido fraco Na+ + ClO- + HOH Na+ + OH- + HClO ClO- + HOH OH- + HClO Hidrólise do ânion meio básico (ácido fraco) (pH>7) ← → ← → Letra b (hidrólise do ânion).

10- EXERCÍCIO A espécie química produzida na reação de bicarbonato de sódio (NaHCO3) com água que neutraliza a acidez estomacal excessiva é: H c) Na e) OH- b) CO2 d) CO32- Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 356, 1998.

→ ← → ← → ← RESOLUÇÃO Letra e. (OH-)
NaHCO3(aq) + HOH(l) NaOH(aq) + H2CO3(aq) base forte ácido fraco Na+ + HCO3- + HOH Na+ + OH- + H2CO3 HCO3- + HOH OH- + H2CO3 Hidrólise do ânion meio básico (ácido fraco) (pH>7) ← → ← → Letra e. (OH-)

CONSTANTE DE HIDRÓLISE (Kh)
Sal (BA)  ácido forte (HA) e base fraca (BOH) Sal (BA)  ácido fraco (HA) e base forte (BOH)

RELAÇÃO ENTRE (kh) E (ka ou Kb).
Sal (BA)  ácido forte (HA) e base fraca (BOH) Sal (BA)  ácido fraco (HA) e base forte (BOH)

10- EXEMPLO Escreva a expressão da constante de hidrólise (Kh) para a solução aquosa de nitrato de amônio (NH4NO3). Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 249, 2004.

→ ← RESOLUÇÃO Primeiramente fazemos a hidrólise do sal.
NH4NO3(aq) + HOH(l) NH4OH(aq) + HNO3(aq) base fraca ácido forte (não-ionizada) (ionizado) ← → ← → NH4+(aq) + NO3-(aq) + H2O(l) NH4OH(aq) + H+(aq)+ NO3-(aq) ← → NH4+(aq) + H2O(l) NH4OH(aq) + H+(aq) Em seguida fazemos a equação da constante de hidrólise (Kh):

 Solução que apresenta soluto pouco solúvel.
PRODUTO DE SOLUBILIDADE (kps)  Solução que apresenta soluto pouco solúvel.  Produto das concentrações em mol/L dos íons existentes em uma solução saturada, estando cada concentração elevada à potência igual ao coeficiente do íon na equação de dissociação iônica correspondente.

→ ← GENERALIZANDO: AxBy(s) xA+y(aq) + yB-x(aq)
● Se [A+y]x.[B-x]y ‹ Kps (solução insaturada); ● Se [A+y]x.[B-x]y = Kps (solução saturada, é quando começa a precipitação); ● Se [A+y]x.[B-x]y > Kps (ocorre precipitação até voltarmos à situação da solução saturada).

OBSERVAÇÕES: ● Os valores de Kps somente permanecem constantes em soluções saturadas de eletrólitos pouco solúveis. ● Kps tem unidade. ● O valor do Kps de uma substância varia com a temperatura. Se a dissolução for endotérmica, um aumento de temperatura aumenta o valor do Kps. Se for exotérmica, acontecerá o inverso.

11- EXEMPLO Fosfato de cálcio Ca3(PO4)2(s) é um dos principais constituintes dos cálculos renais (“pedras nos rins”). A concentração média de íons Ca+2(aq) excretados na urina é igual a 2, mol/L. Calcule a concentração de íons PO4-3(aq) que deve estar presente na urina, acima da qual começa a precipitar fosfato de cálcio. Dado: Kps= 1, (mol/L)5. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 411, 1998.

RESOLUÇÃO Sabemos que: [Ca2+]= 2,0.10-3 mol/L [PO43-]= ?
Kps= 1, (mol/L)5 Ca3(PO4)2(s) Ca2+(aq) + 2PO43-(aq) Kps= [Ca2+]3 . [PO43-]2 1, = (2,0.10-3)3. [PO43-]2 ← → [PO43-]= 3, mol/L

11- EXERCÍCIO Certo rio corta a Baixada Fluminense (RJ), onde recebe grande quantidade de resíduos industriais ricos em chumbo, e deságua na Baía de Guanabara. Em amostra coletada na Foz desse rio, à temperatura de 25oC, constatou-se que a concentração de íon cloreto (Cl-) é 0,40 mol/L. Sabe-se que o Kps do cloreto de chumbo (PbCl2) é 1, Descubra a concentração máxima de íon de chumbo (Pb2+) presente nessa amostra. Fonte: FELTRE, R. FÍSICO-QUÍMICA: volume 2. 6ed. São Paulo: Moderna, p. 273, 2004.

RESOLUÇÃO → ← Sabemos que: [Cl-]= 0,40 mol/L [Pb2+]= ? Kps= 1,60.10-5
PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2Cl-(aq) Kps= [Pb2+] . [Cl-]2 1, = [Pb2+] .(0,40)2 ← → [Pb2+]= 1, mol/L

SOLUÇÃO-TAMPÃO Solução que praticamente não sofre variação de pH ou de pOH pela adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes.

CÁLCULO DE pH E DE pOH DE UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO.
(Equação de Henderson-Hasselbalch). Solução-tampão  ácido fraco e seu sal. Solução-tampão  base fraca e seu sal.

12- EXEMPLO Em estudos ligados à medicina e à biologia é muito importante o conceito de solução-tampão, pois os fluidos biológicos (animais ou vegetais) são, em geral, meios aquosos tamponados Diga quais dentre os seguintes pares de substâncias, quando em solução aquosa, produzem uma solução-tampão.

I. HCl + NaCl II. NaOH + NaCl III. NaCN + HCN IV. NH4Cl + NH4OH
V. CH3COOH + NaCH3COO Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T.M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 364, 1998.

Formam soluções-tampão: III, IV e V.
RESOLUÇÃO * Uma solução-tampão é formada por um ácido ou uma base fraca e seu sal I. HCl + NaCl Ácido forte/Sal II. NaOH + NaCl Base forte/Sal III. NaCN + HCN Sal/Ácido fraco IV. NH4Cl + NH4OH Sal/Base fraca V. CH3COOH + NaCH3COO Ácido fraco/Sal Formam soluções-tampão: III, IV e V.

12- EXERCÍCIO Uma solução-tampão contém 0,1 mol/L de CH3COOH e 0,1 mol/L de NaCH3COO. Sabendo que a constante de ionização do ácido acético vale Ka= 1, Determine o pH dessa solução-tampão. Fonte: CANTO, E. l.; PERUZZO, T. M. Química na abordagem do cotidiano – Físico-Química: volume 2. 2ed. São Paulo: Moderna, p. 364, 1998.

pH= - log 1,8.10-5 + log 0,1/0,1 pH= -(log 1,8 - log 10-5) + log 1
RESOLUÇÃO pH= - log 1, log 0,1/0,1 pH= -(log 1,8 - log 10-5) + log 1 pH= - (0,26-5) + 0 pH= - (-4,74) pH= 4,74

Rosana Nara de Rocco Campos

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