Substâncias e Misturas Professora MsC Rossana Soares

Transformações Físicas e Químicas: Aspectos observados diante de transformações ou reações químicas: - A liberação de gases; - Alteração na coloração; - Mudança de energia térmica (reações exotérmicas e endotérmicas); - Formação de precipitado. Exemplos de reações químicas: - Queima (combustão) de madeira, álcool, querosene. - Fermentação da massa do pão. - Aparecimento do ferrugem em alguns metais

A característica fundamental das reações químicas é o seguinte processo: Estado inicial → reação → Estado Final Reagente Produto

Aspectos observados diante de transformações físicas: Nas transformações físicas, as substâncias mudam apenas seu estado de agregação. As mudanças de estado: - Sólido → Líquido: Fusão. - Líquido → Gasoso: Vaporização ou Ebulição. - Gasoso → Líquido: Condensação ou Liquefação. - Líquido → Sólido: Solidificação. - Sólido → Gasoso: Sublimação. - Gasoso → Sólido: Sublimação.

Substâncias Puras e Misturas: Diferenciamos uma mistura de uma substância pura normalmente através de suas constantes físicas, tais como: ponto de ebulição (PE), ponto de fusão (PF), densidade (d) e solubilidade (solub). As substâncias puras mantêm suas constantes durante as mudanças de estado, diferentemente das misturas.

Exemplo: Água pura: - PE = 100ºC; PF = 0ºC; d = 1g/cm3. Água e sal de cozinha (NaCl): não apresentam constantes. Álcool Puro: PE = 78,5ºC; PF = -177ºC; d = 0,79g/cm3. Álcool e Água: não apresentam constantes.

Obs.: Existem misturas que mantêm o ponto de fusão constante (mistura eutética) ou o ponto de ebulição constante (mistura azeotrópica). Para facilitar o entendimento verifique os gráficos a seguir.

Gráfico da Mistura Azeotrópica: (líquido + líquido) 1- Linha Vermelha: A mistura encontra-se no estado sólido e vai aumentando a temperatura. 2- Linha Azul: A mistura encontra-se no estado sólido e líquido, mantendo a temperatura constante durante tal mudança de estado (fusão). 3- Linha Verde: A mistura encontra-se no estado líquido e vai aumentando a temperatura. 4- Linha Marrom: A mistura encontra-se no estado líquido e vapor, não mantendo a temperatura constante durante a vaporização. 5- Linha Cinza: A mistura encontra-se no estado de vapor (gás) e vai aumentando a temperatura.

Gráfico da Mistura Eutética: (sólido + sólido) 1- Linha Vermelha: A mistura encontra-se no estado sólido e vai aumentando a temperatura. 2- Linha Azul: A mistura encontra-se no estado sólido e líquido, mantendo a temperatura constante durante tal mudança de estado (fusão). 3- Linha Verde: A mistura encontra-se no estado líquido e vai aumentando a temperatura. 4- Linha Marrom: A mistura encontra-se no estado líquido e vapor, não mantendo a temperatura constante durante a vaporização. 5- Linha Cinza: A mistura encontra-se no estado de vapor (gás) e vai aumentando a temperatura.

Substâncias simples e compostas: » Substâncias Simples são aquelas formadas por um único tipo de elemento químico. Exemplos: H2, O2, O3, Cl2, P4. » Substâncias Compostas são aquelas formadas por mais de um tipo de elemento químico. Exemplos: NaCl, H2O, Ca2SO4, HCl, H3PO4.

Alotropia: Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico forma substâncias simples diferentes. Estes elementos podem ser Oxigênio (O), Enxofre (S), Carbono (C) ou Fósforo (P). O oxigênio possui os seguintes alótropos: O2 > Gás Oxigênio: É inodoro, incolor e essencial a respiração O3 > Gás Ozônio: Tem cheiro característico e é levemente azulado. É o gás formador da e estratofera e impede que os raios ultravioleta atinjam a superfície terrestre.

O Carbono possui três formas alotrópicas: C grafite > é o que você usa em seu lápis. C diamante > Diamante. C fulereno ou C futeboleno : Esta forma alotrópica é tão difícil de ser encontrada, que seu preço é maior que o preço do diamante. O Fóforo possui os seguintes alótropos: Pn > Fósforo vermelho: Atomicidade indeterminada; P4 > Fósforo branco.

Tipos de misturas: As misturas podem ser Homogênea ou Heterogênea. São classificadas de acordo com com o número de fases. Fases são os aspectos que podemos observar ou não numa mistura.

Misturas Homogêneas ou Soluções: São aquelas que possuem uma única fase. Exemplos: » Água + Álcool » Água + Sal de cozinha; » Oxigênio + Nitrogênio + Cloro. Obs: Toda mistura gasosa é homogênea.

Misturas Heterogêneas: São aquelas que possuem mais de uma fase. Exemplos: » Água + Gelo. Obs: Percebemos que água e gelo é a mesma substância, sendo que observamos claramente a água líquida e a água sólida no sistema, portanto é uma mistura heterogênea. » Água + Areia. » Água + Óleo.  

Lei da conservação das massas ou Lei de Lavoisier A lei de Lavoisier refere-se à conservação de matéria durante uma transformação física ou química. Mas, antes de enunciá-la, observe o exemplo: A síntese de amônia utilizada atualmente só foi possível ser obtida através das contribuições de Fritz Haber e Carl Bosch. Esta consiste na reação de hidrogênio (H2) e nitrogênio (N2) gasosos sob altíssima pressão (cerca de 200 vezes a pressão atmosférica) e temperatura (em torno de 500 °C): N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) ∆H = – 92 kJ

N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) ∆H = – 92 kJ A relação molar dessa reação é 1:3:2. Assim, 1 mol de nitrogênio reage com 3 mol de hidrogênio gerando 2 mol de amônia. Sendo a massa molar do nitrogênio igual a 28 g/mol, do hidrogênio 2 g/mol, e da amônia 17 g/mol, pode-se estabelecer uma relação entre as massas dos reagentes e do produto: 28 gramas de N2 + 6 gramas de H2 ↔ 34 gramas de NH3 Assim, a cada reação de síntese são formados 34 gramas de amônia e, como a reação é reversível, cada reação de decomposição forma 28 gramas de nitrogênio e 6 gramas de hidrogênio. Sendo também o total de 34 gramas de produto.

Portanto, assim fica enunciada a lei de Lavoisier: “Ao término de uma reação química, a massa total inicial dos reagentes é igual a massa total final dos produtos. Ou em outras palavras, a massa é conservada quaisquer que sejam as modificações químicas e/ou físicas que a matéria sofra: na natureza, nada se cria e nada se perde. Tudo se transforma.”

Apesar dessa lei ser convenientemente aplicada em sistemas fechados (sem interferência do meio externo), uma possível falha estaria presente se tratando de sistemas abertos: quando uma barra de ferro é exposta ao ambiente atmosférico úmido, após algum tempo, ocorre a corrosão do mesmo. Entretanto, ao invés de estar com mesma massa, está mais pesado.

Vale lembrar que o ferro, ao entrar em contato com ambiente atmosférico úmido (reagindo com a água em estado de vapor e oxigênio gasoso), forma depósitos de ferrugem na superfície metálica: Fe(s) → Fe2+ + 2e- (oxidação do ferro) O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- (redução do oxigênio) 2Fe + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2 (equação geral da formação da ferrugem)

Sendo assim, de cada 56 gramas de ferro que entram em processo de corrosão (reação com a água e o oxigênio) 90 gramas de hidróxido ferroso são produzidos. Portanto, a lei de Lavoisier continua válida mesmo em ambientes abertos ou em situações em que pelo menos um dos reagentes não é controlado.

As reações de redução-oxidação (também conhecido como reação redox) São as reações de transferência de eletrons. Esta transferência se produz entre um conjunto de espécies químicas, um oxidante e um redutor (uma forma reduzida e uma forma oxidada respectivamente).

Reações Redox Para que exista uma reação redox, no sistema deve haver uma espécie que ceda elétrons e outra espécie que as aceite: O Redutor é aquela espécie química que tende a ceder elétrons do meio, ficando com uma carga positiva maior a que tinha. O Oxidante é a espécie que tende a captar esses elétrons, ficando com carga positiva menor a que tinha.

Quando uma espécie química redutora cede elétrons ao meio se converte em uma espécie oxidada, e a relação que guarda com seu precursor fica estabelecida mediante o que se chama um par redox. Analogamente, se diz que quando uma espécie capta elétrons do meio se converte em uma espécie reduzida, e igualmente forma um par redox com seu precursor reduzido.

Oxidação - definição antiga ou clássica Antigamente, o termo oxidação significava combinar-se com o oxigênio. Quando adquiriu-se o conhecimento da estrutura dos átomos verificou-se que, quando um elemento ou uma substância combinava-se com o oxigênio, esta espécie química perdia elétrons.

Definição atual: Modernamente o termo oxidação significa perder elétrons, não necessariamente em presença de oxigênio. Quando um elemento perde elétrons o seu estado de oxidação aumenta. Exemplo: Al0 → Al+3 + 3 e-

Reação pilha de Daniell Na reação que ocorre na pilha de Daniell: Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu O Zn perdeu 2 elétrons, aumentando o seu número de oxidação de 0 para +2 sofrendo, portanto, o fenômeno da oxidação.

O reagente responsável pela oxidação é denominado agente oxidante ou simplesmente oxidação (embora ele mesmo se reduza) que, no caso, é o CuSO4. O ganho de elétrons por uma espécie química é denominado redução. Nas pilhas existem dois elétrodos. O elétrodo onde ocorre a oxidação é chamado de ânodo e o eletrodo onde ocorre a redução é chamado de cátodo.

Redução - Conceito atual Pelo conceito moderno, redução significa ganho de elétrons. Em outras palavras, a diminuição algébrica da carga formal ou do número de oxidação - Nox. Exemplo: Seja a semirreação: Ag+ + e– Ag0 O Nox variou de: Ag1+ Ag0 (1+ 0 )

Agente Oxidante É a espécie reagente que sofre redução (ganha elétrons). Ao ganhar elétrons, esta espécie promove a perda de elétrons (oxidação) de outra espécie, agindo assim, como um agente oxidante. Exemplo de agente oxidante: A espécie Ag+ é o agente oxidante na seguinte reação de simples troca: Cu(s) + 2AgNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + 2Ag(s)

Números de oxidação: Durante o processo de oxidação o número de oxidação da espécie que se oxida, aumenta. Por outro lado, durante a redução, o número de oxidação da espécie que se reduz, diminui. O número de oxidação é um número inteiro que representa o número de elétrons que um átomo põe em jogo quando forma um composto determinado.