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FISICO QUIMICAFISICO QUIMICAFISICO QUIMICAFISICO QUIMICA

INSTRUTOR: MARCOS ANTONIO AMARAL

Corumbá, FEVEREIRO de 2010.

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UNIDADE I

TERMOQUIMICA A termoquímica é uma parte da físico-química que estuda as trocas de calor (entre os sistemas e o meio ambiente) que acompanha os fenômenos. Calor é uma energia em trânsito. Existem dois tipos de fenômenos - Exotérmicos (liberam calor) - Endotérmicos (absorvem calor) Os sistemas podem armazenar energia e está pode ser transferida.

Durante uma transformação a energia pode migrar do sistema para o universo (meio ambiente) e vice-versa.

Daí uma reação ser exotérmica ou endotérmica. Por exemplo, uma fogueira o calor migra do sistema para o universo, o fenômeno é exotérmico.

Sistema Mas porque isso ocorre? Estamos falando de transformação química e nessa transformação existe o estado inicial (reagentes) e o estado final (produtos).

Reagentes Æ Produtos (inicial) (final)

A diferença de energia entre o estado inicial e o final é que levam uma reação a liberar ou absorver energia, quando a energia dos reagentes (inicial) é maior que a energia dos produtos (final) ocorre a liberação de energia.

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Uma roupa no varal necessita de calor para que a água evapore e a roupa fique seca, é um fenômeno endotérmico.

Nesse caso a energia inicial é menor que a final, daí a energia ser necessária para que ocorra a transformação, é um fenômeno endotérmico.

O objetivo é montar um sistema com as equações dadas de modo que ao somar as equações obtenhamos a equação procurada. Para isso iremos multiplicar a equação I por 2 para termos 2 mols de grafita e depois inverter a equação II para termos o CO do lado dos produtos.

Somando tudo chegamos na equação procurada daí é só somar os calores e obter o calor da equação procurada.

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CALOR DE COMBUSTÃO OU ENTALPIA DE COMBUSTÃO

É a variação de entalpia (∆H) ou calor liberado na queima de um mol de combustível a 25º C e 1 atm (condições padrão). C3H8(g) + 5 O2(g) 3CO2(g) +4 H2O(g) ∆H = - 2046 KJ/mol CALOR DE DISSOLUÇÃO OU ENTALPIA DE DISSOLUÇÃO

Representa a quantidade de calor envolvida na dissolução de um mol de substância, até que a solução se torne aquosa (dissolução infinita). H2SO4(l) + nH2O(l) H2SO4(aq) ∆H = - 95,72 kJ/mol CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO OU ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO

Indica o calor liberado por equivalente-grama de ácido e de base neutralizada na reação, nas condições padrão.

Para ácidos e bases fortes em meio aquoso, o calor liberado (∆H) é constante e vale 57,13 KJ/eq. HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) ∆H = - 57,15 kJ CALOR DE LIGAÇÃO, ENTALPIA DE LIGAÇÃO OU ENERGIA DE LIGAÇÃO

E a quantidade de energia necessária para desfazer um mol de ligações, de dois átomos no estado gasoso, nas condições padrão.

Ex: Para se transformar hidrogênio molecular em hidrogênio atômico, precisamos fornecer 436 kJ/mol de ligação (reação endotérmica).

Assim: H2(g) + 436 kJ 2H(g) H2(g) 2H(g) ∆H = + 436 kJ ou esquematicamente: H - H H+H energia para quebrar a ligação. No sentido inverso, a reação é exotérmica. 2H(g) H2(g) + 436 kJ 2H(g) H2(g) ∆H = - 436 kJ ou esquematicamente: H + H H + energia

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Nas reações químicas, ocorre a ruptura das ligações entre alguns átomos nos reagentes, para que estes possam se ligar a outros átomos ou grupos, formando os produtos que são novas substâncias.

Logo, durante a quebra das ligações dos reagentes, temos um processo endotérmico, pois é necessário que se forneça energia para que se dê a ruptura. já, à medida que as ligações dos produtos vão se formando, ocorre liberação de energia, e o processo é exotérmico

Se a quantidade de energia absorvida (reagentes) for maior que a liberada (produtos) a reação será endotérmica, e exotérmica se ocorrer o contrário. Exemplo: Na reação H3C - CH3(g) + Cl2(g) H3C - CCl2H(g) + H2(g) o calor da reação pode ser calculado da seguinte maneira: tentamos visualizar as ligações que serão rompidas e as que serão formadas.

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Absorvida Liberada 2 ligações C - H = 2 X 413,4= 826,8 2 ligações C - Cl 2 x 327,2=654,4 1 ligação Cl - Cl = 1 x 242,6 =242,6 1 ligação H - H 1 x 436,0 = 436,0

1069,4 kJ 1090,4 kJ

A energia liberada foi superior à absorvida, e o saldo foi de 21 kJ, logo a reação é exotérmica e seu ∆H = - 21 kJ indicando uma reação exotérmica.

CALOR DE FORMAÇÃO OU ENTALPIA DE FORMAÇÃO

Nas condições padrão (25º C e 1 atm), corresponde à energia liberada ou absorvida na síntese

de um mol de uma substância a partir de substâncias simples que participam de sua fórmula final.

As substâncias simples, por convenção, possuem entalpia igual a zero, e quando houver mais de uma variedade alotrópica dessas substâncias, será considerada como de entalpia zero a mais comum.

Assim temos: Elemento substância simples substância simples com com H = 0 H > 0 (menos comum) H H2 - O O2 O3 C Cgrafite Cdiamante Srômbico Smonoclínico P Pvermelho Pbranco N N 2 - F F2 - Br Br2 - I I2 -

A seguir, temos as equações que representam a formação da água em seus três estados físicos a partir das substâncias simples e a representação dos três processos. Equações Calores de formação

I. H2(g) + 12

O2(g) H2O(v) ∆H1 = -241,6 kJ/mol

II. H 2(g) + 12

O2(g) H2O(l) ∆H2 = -286,0 kJ/mol

III. H + 12

O2(g) H2O(s) ∆H3 = -291,8 kJ/mol

Graficamente, pode-se representar os processos da seguinte maneira:

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A tabela a seguir relaciona os calores de formação a partir de suas substâncias simples, nas condições padrão. Calores de formação a 25º C e 1 atm CALCULO DO CALOR DE REAÇÃO - LEI DE HESS

O cálculo do calor de reação é regido pela aplicação da Lei de Hess (lei da soma dos calores de reação), cujo enunciado é o seguinte:

"O calor liberado ou recebido numa reação química é o mesmo, quer a reação se processe diretamente, quer através de etapas intermediárias".

Vejamos a aplicação dessa lei na reação de combustão do carbono grafítico fornecendo gás carbônico. A obtenção de CO2(g) (g) se realizará não importando o número de etapas em que a reação se processe.

Verifica-se que a obtenção de CO2(g) (g) pode ser escrita através de dois processos. Hermann Henrique Hess (1804 - 1850) - Químico suíço considerado o 'Pai da Termoquímica". Viveu lecionando toda sua vida na Rússia e estabeleceu a lei fundamental da Termoquímica, que tem seu nome.

Podemos equacionar a representação gráfica anterior da seguinte forma:

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� 1º processo Cgrafite + O2(g) CO2(g) - 94 kcal

� 2º processo (duas etapas) 1ª etapa: Cgrafite +1/202(g) CO(g) - 26 kcal 2ª etapa CO(g) + 1/202(g) CO2(g) - 68 kcal Cgrafite + O2(g) CO2(g) - 94 kcal

Observe estas últimas equações. Somando-se membro a membro, obtém-se a equação inicial. Perceba também que a soma dos calores de reação das duas últimas reações dá exatamente o calor de reação da primeira. Logo, o calor posto em jogo na queima do C para CO2 é determinado algebricamente por meio das duas últimas equações intermediárias conhecidas experimentalmente.

Resumindo, diríamos que a aplicação da Lei de Hess nos permite calcular algebricamente o calor de uma reação.

Graficamente, o cálculo também poderia ser feito, utilizando-se o seguinte método. ∆H = ∆H1 + ∆H2 ∆H = (-26) + (-68) ∆H = - 94 kcal ou - 392,95 J EXERCICIOS RESOLVIDOS: I- Calcule o valor de ∆H para o processo: H2O(v) H2O(l) sendo dadas as reações intermediárias: a) H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) ∆H = - 68,3 kcal b) H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(v) ∆H = - 57,8 kcal Resolve-se: I- conservando a escrita da equação intermediária a; II- invertendo-se a equação intermediária b para que a substância H2O(v) permaneça no local dos reagentes, como consta na reação de H desconhecido. Nessa inversão, o valor numérico do H de negativo passa a positivo. Em seguida, basta somá-los: a) H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) ∆H = - 68,3 kcal b) H2O(v) H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H = + 57,8 kcal H2O(v) H2O(l) ∆H = - 10,5 kcal

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Resolução gráfica: ∆H = (- 68,3) + (+ 57,8) ∆H = - 10,5 kcal ou - 43,9 kJ Calcule o valor de ∆H para o processo: 3C2H2(g) C6 H6(l) sendo dadas as reações intermediárias: a) C2H2(g) +5/2 O2(g) 2CO2(g) + H2O(l) ∆H = - 310 kcal b) C6H6(l) + 15/2 O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l) AH = - 799,3 kcal Resolve-se: I- multiplicando-se a equação a por 3 II- invertendo-se a equação b. Observe:

3C2H2(g) C6H6(l) multiplicar por 3 a) C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2CO2(g) + H2O(l) ∆H = 3.(- 310) kcal b) C6H6(l) + 15/2 O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l) ∆H = - 799,3 kcal Logo: a)3C2H2(g) +5/2 O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l) ∆H = - 930 kcal b) 6CO2(g) + 3H2O(l) C6H6(l) + 15/2 O2(g) ∆H = +799,3 kcal

3C2H2(g) C6H6(l) ∆H = - 130,7 kcal Resolução gráfica:

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∆H = (-930) + (+799,3) ∆H = - 130,7 kcal ou 543,4 kJ III- Calcule o valor de ∆H para o processo: C(s) + 2H2(g) - CH4(g) sendo dadas as reações intermediárias: a) C(S) + O2(g) CO2(g) ∆H = -94,1 kcal b) H2(g) +1/2 (g) H2O(l) ∆H = -68,4 kcal c) CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -212,8 kcal

Trabalhe de início localizando as substâncias da equação cujo AH é desconhecido nas equações intermediárias a, b e c: Após isso, teremos: a) C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = - 94,1 Kcal b) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ∆H = 2 (- 68,4 Kcal) = - 136,8 Kcal c) CO2(g) + 2H2O(g) CH4(g) +2O2(g) ∆H = + 212,8 Kcal(inverteu a equação muda o sinal) C(s) + 2 H2(g) CH4(g) ∆H = - 18,1 Kcal ∆H = (-94,1) + (-136,8) + 212,8 ∆H= -94,1 -136,8 +212,8 ∆H= - 18,1 Kcal ATIVIDADES CXLVI- Determine o calor de formação do carbono diamante a partir das reações intermediárias a e b: C(grafite) C (diamante) ∆H = ? a) C (grafite) + O2(g) CO2(g) ∆H = - 392,9 KJ b) C (diamante) + O2(g) CO2(g) ∆H = - 413,8 KJ CXLVII- Calcule o calor de formação de um mol de etanol a partir das reações intermediárias: 2 C(s) + 3H2(g) +1/20 O2(g) C2H5OH(l) ∆H = ? sendo dadas as reações: a) 2 CO2(g) + 3H2O(l) 3O2(g) + C2H5OH(l) ∆H = + 1366,9 KJ b) 2C(s) + 2O2(g) 2CO2(g) ∆H = - 785,8 KJ c) 3H2O(l) 3H2(g) + 3/202(g) ∆H = + 852,7 KJ Calcule o valor de ∆H para a reação:

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C(s) + H2 O(g) H2(g) + CO(g)+ ∆H = ? a partir das reações: a) C(s) + 1/2 O2(g) CO(g) ∆H = -110,4 KJ b) H2(g) +1/2 O2(g) H2O(g) ∆H = -241,6 KJ CXLIX- Calcule o calor de reação de: C(s) + 2S(s) CS2(l) ∆H = ? sendo dadas as reações: a) CO2(g) + 2SO2(g) 3O2(g) + CS2(l) ∆H = + 265 Kcal b) C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = - 94 Kcal c) 2SO2(g) 2S(s)+2O2(g) ∆H = + 140 Kcal CL- Calcule o ∆H da reação abaixo: C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g) ∆H = ? a partir das reações intermediárias: a) 3C(s) + 4H2(g) C3H8(g) ∆H = - 103,7 KJ b) C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H = - 392,9 KJ c) H2(g) +1/2 O2(g) H2O(s) ∆H = - 241,6 KJ CLI- Determine o calor da reação: 2 K(s) + 1/2 O2(g) K2O(s) a partir de: a) K(s) + H2O(l) KOH(s)+1/2 H2(g) ∆H = -75 kcal b) K2O(s) + H2O(l) 2 KOH(s) ∆H = - 80 kcal c) H2(g)+ 1/2 O2(g) H2O(l) ∆H = - 68 kcal Converta o resultado para joule. CLII- Cada grama de álcool etílico (C2HO) fornece 7 kcal ao organismo humano, dando-lhe energia e reduzindo a fome. No entanto, essa é uma energia vazia, pois não contém as substâncias alimentícias necessárias à manutenção do corpo saudável, tais como vitaminas e aminoácidos, o que leva os alcoólatras a um estado de deficiência nutricional múltipla. A massa de álcool necessária para produzir 3010 kcal, energia suficiente para manter um indivíduo por um dia, será: a) 21.000 g; b) 19.780 g; c) 322 g; d) 430 g; e) 138.460 g. CLIII- (F. C. Chagas - BA) A dissociação de 1 mol de fosfina (PH 3) é representada por: 9,6. 102 kJ + PH 3 P(g) + 3H(g) Sendo assim, a energia da ligação P - H é: a) 1,2. 102 kJ/ mol; c) 3,2. 102 kJ / mol; e) 8,6. 102 kJ / mol. b) 2,4. 102 kJ/ mol; d) 4,8. 102 kJ/ mol; CLIV- (UFSCAR) Dadas as energias de dissociação (estado gasoso) abaixo: H - H: ∆H = + 104 Kcal/mol H - Cl: ∆H + 103 Kcal / mol Cl - Cl: ∆H + 58 Kcal/mol

Conclui-se que o calor de reação (AH)

H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) Será igual a: a) - 206 Kcal; c) - 59 Kcal; e) - 22 Kcal. b) - 103 Kcal; d) -44 Kcal. CLV- (UFMG) São conhecidos os seguintes valores de energia de ligação a 25 ºC:

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Ligação energia de ligação Kcal/mol Cl-Cl 57,8 H-Cl 103,0 C-H 99,5 C-Cl 78,5 Determine ∆H para a reação: CH4(g) + Cl2(g) H3CCl(g) + HCl(g)

2-MISTURA DE GASES

É uma mistura de gases onde cada um deles tem uma participação proporcional à sua composição molar em relação ao total de mols da mistura, quanto à pressão e ao volume dessa mistura. FRAÇÃO MOLAR DE UM GAS (X)

É a relação entre o número de mols do gás em estudo em relação ao número total de moles da mistura.

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Xi = nn

i

Em que: ni = número de mols do gás em estudo.

n = número de mols total da mistura

A soma das frações molares dos gases que formam uma mistura é igual a 1.

Σ( )i

n

ix=

=1

1

Exemplo . Uma mistura é formada por 32 g de gás metano (CH4), 20 g de argônio (Ar) e 50 g de neônio (Ne). Calcule as frações molares de cada gás e verifique se a soma delas é igual a 1. (C = 12, H = 1, Ar = 40, Ne = 20).

nCH4 = mM

n n molsCH

CHCH ch

4

44 4

3216

2⇒ = ⇒ =

nAR = mM

n n molsAR

ArAr Ar⇒ = ⇒ =

2040

0 5,

nNe = mM

n n molsNe

NeNe Ne⇒ = ⇒ =

5020

2 5,

n = nCH4 + nAr + nNe n = 2,0 + 0,5 + 2,5 n = 5 mols

xCH4 = n

nx x mols

CHCH ch

44 4

2 05 0

0 4⇒ = ⇒ =,,

,

xAR = nn

x x molsAR

Ar Ar⇒ = ⇒ =0 55 0

01,,

,

xNe = nn

x x molsNe

Ne Ne⇒ = ⇒ =2 55 0

0 5,,

,

Vamos verificar agora se Σ( )i

n

ix=

=1

1

Σ( )i =1

3

i= xCH4 + xAr + xNe

Σ( )i

x=1

3

1 = 0,4 + 0,1 + 0,5

Σ( )i

x=1

3

1 = 1

PRESSAO PARCIAL - LEI DE DALTON

A pressão parcial de um gás em uma mistura seria aquela que ele exerceria se estivesse sozinho, nas mesmas condições de volume e temperatura da mistura.

A relação entre a pressão parcial de um gás e a pressão total da mistura é igual à fração molar deste gás na mistura.

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PP

1 = xi => pi = xi P

em que: p1 = pressão parcial do gás em estudo P = pressão total da mistura.

A soma das pressões parciais corresponde à pressão total.

Σ( )i

ip P=

=1

3

Vamos à nossa mistura: 32 g de CH4, 20 g de Ar e 50 g de Ne.

Qual a pressão total e as parciais de cada gás, quando forem colocados em um recipiente de 8,2 dm3 a

127ºC.

Temos então: P = ? V = 8,2 dm3

n = 5

R = 0,082 = atm dmmol K

..

3

T = 400 K (127ºC)

Cálculo da pressão total: PV = n R T

P = 5 0 082 400

8 2. , .

,

P = 20 atm Cálculo das pressões parciais:

PCH4 = xCH4 . P ==> PCH4 = 0,4 . 20 => PCH4 = 8 atm PAr = xAr . P ==> PAr = 0,1 . 20 => PAr = 2 atm PNe = xNe . P ==> PNe = 0,5 . 20 => PNe = 10 atm

Note que: Σ( )i

n

ip P=

=1

, ou seja:

P = PCH4 + PAr + PNe = 20 atm VOLUME PARCIAL - LEI DE AMAGAT

O volume parcial de um gás em uma mistura seria aquele que ele ocuparia se estivesse sozinho, nas mesmas condições de pressão e temperatura da mistura.

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A relação entre o volume parcial do gás e o volume total da mistura corresponde à fração molar do gás na mistura.

vV

i= xi => vi = xi . V em que:

vi = volume parcial do gás em estudo. V = volume total de mistura.

A soma dos volumes parciais corresponde ao volume total da mistura.

Σ( )i

n

iv V=

=1

Considerando a mistura que estávamos utilizando, vamos ter o que segue:

vCH4 = xCH4 . V => vCH4 = 0,4. 8,2 => vCH4 = 3,28 l vAr = xAr . V => VAr = 0, 1 . 8,2 => VAr = 0,82 l VNe = xNe . V => vNe = 0,5. 8,2 => vNe = 4,1 l

Note que: Σ( )i

n

iv V=

=1

ou seja:

V = vCH4 + vAr + vNe = 8,2 MASSA MOLAR DE MISTURAS

O ar seco é formado por uma mistura de gases, cuja composição na mistura é praticamente constante.

Para o estudo do ar, podemos, na maioria das vezes, adotar a seguinte composição percentual:

Gás % em volume M (g/mol) fração molar (Xi) N2 78 28 0,78 O2 21 32 0,21 Ar 1 40 0,01

Da tabela acima, podemos calcular a massa molar média do ar (Mar) através da seguinte fórmula: Mar = (XN2 - MN2) + (XO2 . MO2) + (XAr . MAr) Mar = (0,78. 28) + (0,21 . 32) + (0,01 . 40)

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Mar = 28,96 g/mol

Como vimos, a massa molar do ar foi derivada de uma média ponderada, cujos "pesos" são as frações molares. Este método é útil para o cálculo da massa molar média das várias misturas gasosas. EXERCÍCIOS I- Certo gás ideal ocupa 12 l a 1520 mm Hg. Qual sua nova pressão se sofrer uma expansão isotérmica até 48 l? Determine também sua nova pressão em atm. II- Um gás ideal ocupa 20 l a pressão desconhecida. Após sofrer uma transformação isotérmica, passou a exercer uma pressão de 6 atm em um recipiente de 5 l. Qual sua pressão inicial? III- Certo gás perfeito ocupa 6 l, exercendo pressão de 3 atm. Se este gás sofrer uma transformação isotérmica até que seu volume seja reduzido à metade, qual sua nova pressão? IV- Dada a tabela: P(atm) P (atm) V(l) 8 3 6 4 4 6 3 8 V(l) Construa o gráfico e explique a qual lei das transformações ele se refere. V- Um gás ideal ocupa 6 l a 27 ºC. Qual seu novo volume a 327 ºC se sofrer uma transformação isobárica? VI- Um gás ocupa 200 ml a 150 K. Sofre uma transformação isobárica até atingir 627 ºC. Qual seu novo volume em litros? VII- Certo gás ocupa 4 l a 27ºC. Se sofrer uma transformação isobárica até que seu volume triplique, qual sua nova temperatura absoluta? Dada a tabela: VlII T (K) V(l) 32,8 200 49,2 300 65,6 400 82,0 500 T(K) Construa o gráfico e explique a qual lei das transformações ele se refere. IX- Qual a nova pressão em atmosferas de um gás que estava a 760 mm Hg, a 73 ºC, e passou a 327ºC isometricamente? X- Certo gás estava a 10 atm, a uma temperatura desconhecida, e sofreu uma transformação isométrica até 5 atm e 127ºC. Qual a temperatura inicial do gás em ºC ? XI- Certo gás exercia pressão de 4 atm a 800 K; em seguida, sofreu uma transformação isocórica, até que sua pressão se reduziu à metade. Qual sua nova temperatura em ºC ?

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Dada a tabela: P(atm) P (atm) T (K) 8,2 100 16,4 200 24,6 300 32,8 40 T(K) Construa o gráfico e explique a qual lei das transformações ele se refere. XIII- Qual o número de mols de um gás perfeito que ocupa 820 ml a 27ºC exercendo pressão de 12 atm ? XIV- Quantos mols de um gás ideal temos em um recipiente de 0,82 l a 400 K e 10 atm ? XV- Qual o volume ocupado por 8 g de hidrogênio (H2 ) a 747,6 mm Hg e 27ºC ? H = 1 XVI- Qual o volume ocupado por 14 g de gás nitrogênio (N2) a 1557,5 mm Hg e 300 K ? N = 14 XVII- Têm-se 16 g de SO3 ocupando 8,2 l à pressão de 0,8 atm. Qual sua temperatura em ºC? S = 32 O = 16. XVIII- Existem 6 g de gás etano (C2H6) ocupando 0,82 l a 16,4 atm. Qual a temperatura do gás em ºC ? C = 12 H = 1. XIX- 8,2 l de oxigênio (O2 ) a 47ºC exercem 2 atm. Qual sua massa ? O = 16 XX- Qual a massa de gás carbônico(CO2) contida em 0,82 l, exercendo 3 atm a 27ºC? C=12 O=16 XXI- Qual a pressão exercida por 56 g de N2 que ocupam 8,2 l a 27 ºC ? N = 14 XXII- Qual a pressão exercida por 60 g de H2 num recipiente de 623 l a 300 K ? H = 1 POLUIÇÃO GASOSA

Um dos grandes problemas da humanidade é a fragilidade do nosso meio ambiente. As florestas desaparecem a uma velocidade alarmante e, pouco a pouco, a camada de ozônio está sendo destruída. Onde estaria a origem dos atuais problemas ambientais? No estilo de vida das nações industrializadas? Na própria industrialização sem maiores preocupações com a natureza? Quais as principais fontes poluidoras da atmosfera e o que representam para a vida? São indagações que afligem o planeta e que estudaremos a seguir.

Antes, porém, precisamos saber que atmosfera é a camada de ar de aproximadamente 700 quilômetros de espessura que rodeia o globo terrestre. O ar é uma solução gasosa que contém partículas sólidas e líquidas em suspensão.

Até uma altura de 25 quilômetros, os componentes podem ser classificados em dois grupos. O primeiro é formado por uma mistura chamada de ar seco. O ar seco tem uma composição praticamente constante de nitrogênio, oxigênio e gases nobres.

Gás Composição volumétrica em %

Nitrogênio N2 78,05 Oxigênio O2 20,25 Argônio Ar 0,94 Dióxido de carbono CO2 0,03 Neônio Ne 0,0016

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Hélio He 0,0005 Criptônio Kr 0,00011 Hidrogênio H2 0,00005 Xenônio Xe 0,000009 Ozônio O 0,000001

O segundo grupo de componentes do ar é formado por proporções variáveis de gases: vapor de água, dióxido de carbono e outros de procedência industrial. Variam também as quantidades de líquidos, como as gotas de água e de sólidos - como cristais de gelo - que, em conjunto, constituem as nuvens. Pode haver também partículas sólidas procedentes das combustões produtoras de fumaças, areia trazida dos desertos pelo vento e pequenos cristais desprendidos do mar. ATIVIDADES Gases CXXVI- (F. Carlos Chagas - BA) O gás carbônico produzido numa reação de um comprimido efervescente com água foi secado e recolhido à pressão de 1 atm e temperatura de 300 k, ocupando um volume de 4 litros. Se a essa mesma temperatura o gás fosse recolhido a pressão de 2 atm, que volume ocuparia? a) 2 l b) 3 l c) 6 l d) 8 l e) 9 l CXXVII- (UFCE) Numa certa temperatura, foram encerrados em um recipiente de 2,0 litros de capacidade 4 gramas de um gás de peso molecular 10. Podemos afirmar que estão certas as afirmativas: a) a pressão exercida pelo gás será duplicada com a introdução de mais 4 gramas dessa substância; b) se a temperatura absoluta do sistema for duplicada, a pressão do sistema ficará reduzida à metade; c) a introdução, nesse sistema, de um gás cujo peso molecular é 20, duplicará a pressão interna do recipiente; d) a energia cinética média das moléculas gasosas altera-se quando há variações na temperatura do sistema; e) inicialmente, foram encerradas no sistema 2,408.1023 moléculas (número de Avogadro= 6,02.1023). CXXVIII- (FUVEST) Uma amostra de gás foi aquecida sob pressão constante. Nessa transformação ocorreu: a) diminuição do volume do gás e da energia cinética média das moléculas; b) aumento do volume do gás e da energia cinética média das moléculas; c) aumento do volume do gás e diminuição da energia cinética média das moléculas; d) diminuição de volume do gas e aumento da energia cinética média das moléculas; e) aumento de volume do gás, porém a energia cinética média das moléculas manteve-se constante. CXXIX- (ITA) Em um recipiente está contida uma mistura de 5,6 de N 2 (gás) com 6,4 de o 2 (gás). A pressão total da mistura é de 2,5 atm. Nessas condições a pressão parcial do N2 na mistura é;

a) 0 20 4,,

. 2,5 atm; d) 0,4 . 2,5 atm;

b) 0 40 2,,

. 2,5 atm; e) (0,2 + 0,4) . 2,5 atm.

c) 0,2 . 2,5 atm; CXXX- (UECE) Num recipiente de 4,1 l de capacidade, 3 mols de nitrogênio são adicionados a 3 mols de hidrogênio. Essa mistura é mantida a 27ºC. A pressão total da mistura é: a) 36 atm; b) 20 atm; c) 18 atm; d) 16 atm. A ÁGUA

A água é formada por um átomo de oxigênio e dois de hidrogênio. Sua composição percentual é de 11,19% de hidrogênio e 88,81% de oxigênio. Os hidrogênios estão unidos ao oxigênio por meio de uma ligação covalente.

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A água, em seu estado natural mais comum, é um líquido transparente, sem sabor e sem cheiro, mas que assume a cor azul-esverdeada em lugares profundos. Possui uma densidade máxima de 1 g / cm3 a 4ºC e seu calor específico é de uma caloria por grama e por grau Celsius.

Ela executa um ciclo natural que emprega, grosso modo, 400 trilhões de toneladas ao ano, 300 das quais evaporam de todos os mares e oceanos e o restante, dos continentes, dos lagos e dos rios. Toda essa água condensa-se e volta a cair sobre a superfície terrestre em forma líquida chuva - ou sólida - neve, granizo.

Nas terras emersas caem cerca de 100 trilhões de toneladas. Uma parte corre para o mar, sob forma de rios e torrentes; parte, após embeber o terreno, é absorvida pelos vegetais, por meio dos quais reevapora e, finalmente, vai formar rios ou lagos subterrâneos, para depois voltar a emergir e constituir rios ou lagos superficiais ou, então, voltar diretamente, sem reemergir, para o mar.

Por efeito do calor solar, a maior parte da água que chega à superfície terrestre evapora novamente, recomeçando o ciclo.

Em comparação com a água doce, a água dos mares e dos oceanos contém grandes quantidades de sais. A salinidade não é igual em todos eles. A maior é a do mar Vermelho, com 39 gramas por litro. O cloreto de sódio (NaCl) corresponde a 77% dos sais contidos na água do mar, dando~lhe o sabor salgado. já os 11% de cloreto de magnésio (MgCl2) são responsáveis pelo seu sabor amargo. A densidade da água do mar é superior à da água pura. São chamadas de água doce as águas terrestres que têm uma salinidade muito baixa. Sua principal fonte é a chuva, que e a água quase pura, pois contém apenas uma pequena quantidade de oxigênio e de dióxido de carbono (CAO2) em solução.

As quantidades de sal que as águas terrestres podem conter variam muito, conforme os terrenos que tenham atravessado. Os sais mais comuns são: sulfatos, nitratos, cloretos e bicarbonatos de sódio, potássio, cálcio, ferro e magnésio.

As águas que possuem quantidades apreciáveis de sais de cálcio e de magnésio recebem o nome de águas duras. E que esses sais produzem uma reação, chamada precipitação, nos sabões e detergentes, que ficam "duros" (como se tivessem sapóleo).

A formação dos precipitados provoca uma redução do tempo de vida dos eletrodomésticos, como lavadoras de roupas ou de pratos, e causam explosões em caldeiras (tais equipamentos devem utilizar as águas moles ou desmineralizadas), se não são tomadas as precauções adequadas (tratamento da água).

Quando as quantidades de sais também e responsável por uma parte de cálcio e de magnésio são muito pequenas, as águas são chamadas de águas moles. A POLUIÇÃO DA ÁGUA

O homem usa a água para satisfazer necessidades domésticas, agrícolas e industriais, como meio de transporte e destino de resíduos. Em quantidades pequenas, estes são decompostos pela ação de microorganismos. Por outro lado, a quantidade excessiva de resíduos provoca uma degradação das bacias fluviais e das costas, impossibilitando a vida nessas águas.

A contaminação da água pode vir do campo em sua dupla vertente: a pecuária e a agricultura. A grande concentração humana nas cidades também e responsável por uma parte importante da contaminação. Ali surgem verdadeiros rios de esgoto que arrastam resíduos sólidos.

A principal e mais perigosa fonte de contaminação são as indústrias, com os resíduos industriais que despejam nas águas.

No campo, os principais poluentes são: sais, adubos, pesticidas, esterco, urina, e nas cidades, excrementos, lixo, produtos de limpeza, sabões, detergentes, papéis, arsênico, cianetos, cromo, chumbo, mercúrio, resíduos, orgânicos, etc. A água destinada ao consumo humano deve passar por um processo potabilização - conjunto de tratamentos físicos, químicos e biológicos aos quais se submete a água para torná-la potável, isto é, apta para o consumo humano. Para tal, é submetida a uma complexa e dispendiosa série de manipulações para

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garantir a ausência de partículas sólidas (filtração), inclusive em suspensão (adição de substâncias floculantes - que possui a propriedade de agrupar em grânulos as partículas sólidas de uma suspensão - e decantação - separação por gravidade, de impurezas sólidas contidas em um líquido), evitar os maus cheiros e sabores (filtros de carvão) e eliminar os microorganismos (cloração - adição de cloro) antes de chegar aos nossos lares.

Resumindo podemos classificar os agentes poluidores da água, que venham a considerá-la

imprópria à vida, vegetal e animal e também para o consumo público, agrícola e industrial em: • os esgotos industriais que vão para os rios e lagos, poluindo-os; a solução é o tratamento dos esgotos,

processo muito caro e ainda pouco usado em nosso país; • os microorganismos causadores de doenças, tais como a disenteria, a cólera, a febre tifóide, etc. • os fertilizantes agrícolas que são carregados pelas águas da chuvas; • os compostos orgânicos sintéticos, como plásticos, detergentes, solventes, tintas, inseticidas, etc.; • o petróleo que vaza de poços hidrogênio de certos compostos, submarinos e de navios, matando enorme

quantidade de plantas, peixes e aves marinhas; • os compostos inorgânicos, como ácidos, bases e sais, que são lançados nos lagos, rios e mares pelas

indústrias. Bastante perigosos são os compostos de metais pesados (Cu, Zn Pb, Cd Hg etc.), assim como, por exemplo, a poluição de mercúrio, provocada por garimpeiros que buscam ouro.

OS EFEITOS DOS SOLUTOS NAS PROPRIEDADES DA ÁGUA

A água dissolve muitos corpos sólidos, líquidos e gasosos, especialmente ácidos e sólidos iônicos. Alguns compostos de carbono também se dissolvem na água, como o álcool, o açúcar e até a uréia, mas a maioria dos outros compostos são insolúveis em água como é o caso do benzeno, das graxas, do petróleo ou da borracha. Por ser polar, a água aproxima-se dos íons que formam um composto iônico (sólido)

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pelo pólo de sinal contrário à carga do íon, conseguindo assim anular sua carga e desprendê-lo do resto do sólido - o íon é rodeado pela água - evitando que ele regresse ao sólido. Um exemplo claro é a ação da água sobre o cloreto de sódio (NaCl), o conhecido sal de cozinha.

Alguns compostos, os chamados agentes desidratantes, têm uma afinidade tão forte com a água, que são capazes de removê-la de outras substâncias. O ácido sulfúrico concentrado é um agente desidratante bastante poderoso que pode remover oxigênio e hidrogênio de certos compostos, formando água onde ela não existia antes.

É importante ressaltar que a água fica, frequentemente, presa dentro dos cristais de outras substâncias.

Quando isso acontece, ela é denominada água de cristalização. Um composto pode perder sua água de cristalização durante um aquecimento intenso, quando passa a ser conhecido como anidro. A adição de água a cristais de anidros devolve a água de cristalização. Alguns compostos, ditos eflorescentes, apresentam cristais que perdem as águas de cristalização em contato com o ar. Já os higroscópicos têm cristais que absorvem a água do ar. Os dessecadores muitas vezes usam tais compostos para secar outras substâncias, por exemplo, a sílica gel um pó, que vêm dentro de um saquinho, geralmente quando compramos aparelhos eletrônicos.

DEFINIÇÃO DE CINÉTICA QUIMICA Cinética química é a parte da físico-química que estuda a velocidade (rapidez) de uma reação química, bem como quais fatores que a influenciam. No nosso dia-a-dia em vários momentos manipulamos a velocidade das reações, quando você guarda os alimentos na geladeira o objetivo é retardar sua decomposição, quando ao cozinhar batatas você aumenta o fogo o objetivo é acelerar seu cozimento. Nesse capítulo o objetivo é que você entenda os porquês desses fenômenos. Durante uma reação genérica A + B Æ C + D os reagentes A e B irão ser consumidos enquanto que os produtos C e D serão produzidos (formados), para calcular a velocidade média é só fazer a relação entre a quantidade que será consumida ou produzida em um determinado intervalo de tempo. Velocidade Média em função das substâncias

Vamos considerar, por exemplo, a reação da decomposição de 20 g de água oxigenada: 2H2O2 2H2O + O2 representada na seguinte tabela: Tempo de decomposição Massa em gramas da H2O2 em minutos de H 2O2 decomposta 0 (início da reação) 20 g (massa inicial) 1 14 g 2 10 g 3 8 g 4 6 g 6 (fim da reação) 0

Vamos calcular a velocidade média de decomposição nos seguintes intervalos de tempo:

a) 1 a 2 minutos. c) 2 a 4 minutos. b) 1 a 3 minutos. d) 0 a 4 minutos.

22

a) 1 a 2 minutos:

Vmt

g minm = =−−

= =∆∆

14 102 1

41

4 /

b) 1 a 3 minutos:

Vmt

g minm = =−−

= =∆∆

14 83 1

62

3 /

c) 2 a 4 minutos:

Vmt

g minm = =−−

= =∆∆

10 64 2

42

2 /

d) 0 a 4 minutos:

Vmt

g minm = =−

−= =

∆∆

20 64 0

144

3 5, /

obs.: a variação da quantidade deverá ser sempre um valor positivo, então ela deverá ser em módulo. Não existe uma obrigatoriedade com relação as unidades, usamos as que nos são fornecidas, e só efetuaremos alguma mudança quando pedido. Os valores de quantidade e do tempo podem ser fornecidos em tabelas ou em gráficos. Quando você estiver observando o gráfico é importante identificar as curvas dos reagentes e as dos produtos.

• Condições necessárias para ocorrer uma reação Para continuarmos nossos estudos sobre cinética, dever entender como ocorre uma reação, para que possamos manipulá-la. Existem duas condições fundamentais para que ocorra uma reação: - os reagentes devem estar em contato - os reagentes devem ter afinidade química. Estando afim e em contato como ocorre a reação? Por exemplo, sabemos que H2 reage com I2 formando HI, agora como ocorre essa transformação; existe uma teoria que a TEORIA DAS COLISÕES. Não é qualquer choque que fará a reação ocorrer, precisamos de um choque efetivo, que é um choque bem orientado e com energia suficiente para romper as ligações antigas.

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Choque efetivo

Só a orientação adequada não é o suficiente para que a colisão gere os produtos, às vezes a energia não é suficiente; por exemplo, ao colocarmos carvão na churrasqueira ele não começa sua combustão de maneira espontânea, o carvão está em contato com o oxigênio do ar, mas as colisões não tem a energia necessária, por isso colocamos o álcool que ao queimar libera energia que será absorvida pelo carvão, só então iniciará a queima do carvão. Essa energia mínima necessária para que a colisão entre as partículas dos reagentes (feita numa orientação adequada) seja efetiva gerando os produtos, é chamada ENERGIA DE ATIVAÇÃO. Recapitulando, partículas com afinidade, estando em contato começam a colidir, colisões bem orientadas e com energia suficiente para formar o que chamamos de complexo ativado. Complexo ativado de uma reação é uma estrutura intermediária e instável, irá ser formado no momento do choque efetivo.

Estudo gráfico da energia de ativação Independentemente de a reação ser exotérmica ou endotérmica, os reagentes sempre irão necessitar de uma energia de ativação para atingir o complexo ativado.

Energia de ativação x Velocidade da reação A energia de ativação é o obstáculo a ser transposto pelos reagentes para se transformarem em produtos, uanto menor a energia de ativação a ser adquirida, mais facilmente os reagentes irão transpor esse obstáculo, e mais rapidamente a reação irá ocorrer.

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Fatores que influem na velocidade - Natureza dos reagentes Quanto maior o número de ligações a serem rompidas nos reagentes e quanto mais fortes essas ligações, mais lenta será a reação. - Superfície de contato Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, maior a probabilidade de um choque efetivo, maior a velocidade da reação. - Temperatura Quanto maior a temperatura maior a energia cinética das partículas, maior a probabilidade de choque, maior a velocidade da reação. - Pressão O efeito da pressão é considerável quando trabalhamos com gases. Quanto maior a pressão, menor o volume, maior a probabilidade de choque, maior a velocidade da reação. - Concentração dos reagentes Quanto maior a concentração dos reagentes, maior o número de partículas por unidade de volume, maior a probabilidade de choque maior a velocidade da reação. - Luz Para as reações fotoquímicas a luz é importante, fornecendo energia necessária para a reação ocorrer. Como na fotossíntese e em chapas fotográficas. - Catalisador e Inibidor Os catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade das reações pois diminuem a energia de ativação, criando um novo caminho para a reação, o catalisador não é consumido durante a reação, sendo recuperado ao final.

Obs.: o inibidor é o oposto do catalisador, diminuem a velocidade da reação porque aumenta a energia de ativação. ATIVIDADES CLVI- Tiras do metal magnésio foram colocadas em presença de uma solução de HCl havendo dissolução completa do metal. Os dados dessa experiência foram tabelados da seguinte maneira: Mols de Mg Tempo para dissolver dissolvidos Mg em minutos 4 0 3 10 2 20 1 30 0 40

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Calcule a velocidade média dessa reação nos seguintes intervalos de tempo: a) 0 a 10 minutos b) 0 a 20 minutos c) 10 a 30 minutos CLVII- Dada a tabela abaixo em relação a reação química A + B AB: Tempo em Massa em gramas segundos de AB formados 0 0 3 30 6 85 9 130 12 210 Calcule a velocidade média (g / seg) da formação de AB nos intervalos de tempo: a) 0 a 3 seg b) 3 a 9 seg c) 3 a 12 seg CLVIII- Assinale a alternativa do fator que mais influencia o cozimento do feijão numa panela: a) superfície de contato b) temperatura

d) pressão c) luz e) concentração

CLIX- Indique a reação que ocorre com mais velocidade: a) decomposição de um tronco de árvore. b) 100 gramas de carvão queimando. c) 100 gramas de serragem queimando. d) queima de uma folha de caderno. e) queima da pólvora. CLX- Qual seria o fator mais importante para a dissolução do açúcar em água: a) superfície de contato b) luz c) temperatura d) pressão e) concentração do reagente

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Vamos considerar como exemplo de equilíbrio químico dois aquários A e B interligados. No aquário A

coloquemos 12 peixes.

À medida em que o tempo for passando, a tendência de alguns peixes é passar do aquário A para o aquário B. Se admitimos que 12 peixes se distribuam nos dois aquários numa determinada

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concentração de peixes, indo de A para B e de 13 para A, teremos a condição de equilíbrio em que as velocidade dos peixes que vão e voltam se igualam.

REAÇAO REVERSÍVEL

É a reação que ocorre no sentido direto, quando os reagentes formam os produtos, e no sentido inverso, quando os produtos reagem entre si para formar os reagentes. Reação direta : A + B C + D Reação inversa : C + D A + B

Dizemos que essa reação é reversível e representamos essa reação com duas flechas em

sentido contrário:

v1 A + B - C + D v2

Em que V, expressa a velocidade da reação direta e V2 a velocidade da reação inversa. Essas velocidades apos um certo tempo se igualam, e quando isso acontecer, teremos um equilíbrio dinâmico.

� Constante de equiliffirio expressa em concentração: Kc

Se no gráfico acima V1 e V2 se igualam num determinado tempo (t) podemos escrever: [A] a [Bl b = [C] c [D] d

[K c] = [C] c [D] d [A] a [B] b onde: [A] a [Bl b = concentração em mol/ l e dos reagentes A e B / a, b - coeficientes [C] c [D] d = concentração em mol / l e dos produtos C e D / e, d - coeficientes

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Kc = constante de equilíbrio em termos de concentrações. Essa representação está de acordo com a Lei da Ação das Massas ou Lei de GuIdberg e

Waage:

A velocidade de uma reação química é diretamente p roporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes elevadas a expo entes iguais aos coeficientes da equação.

Kc é uma constante que varia com a reação, considerada e com a temperatura. Por exemplo para a equação: 2HI(g) H2(g) + I2(g) Kc = 0,018 a 423ºC

Se variarmos a temperatura dessa reação o seu valor numérico (Kc) será outro.

A constante de equilíbrio pode ser representada em unidades de pressão parciais.

Sendo assim, podemos representar a equação 2HI(g) H2(g) + I2(g) das seguintes formas: Kc = [H2] [I2] Kp = [pH2] [pI2] onde (px) representa [H]2 [pHI]2 as pressões parciais Outro exemplo: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Kc = [NH3]

2 ou Kp = (pNH3)2

[N2] [H2]5 (pN2) (pH2)

3 Observação Substâncias em solução aquosa e gases aparecem na expressão da constante de equilíbrio (Kc). Substâncias gasosas aparecem na expressão da cons tante de equilíbrio em termos de pressão parcial (Kp). Substâncias sólidas e líquidos não são representa dos em termos de constante de equilíbrio. Exemplos: I- 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Kc = [SO3]

2 ou Kp = (pSO3)2

[SO2]2[O2] (pSO2)

2 (pO2) II- 2NO2(g) N2O4(g) Kc = [N2O4] Kp = (pN2O4) [NO2]

2 (pNO2)2

III- C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) Kc = [CO] [H2] Kp = (pCO) (pH2) [H2O] (pH2O) (substância sólida, como o C (s), não é representada em K c ou K p). IV- NaF(aq) + H2O(l) HF(aq) + H(aq)

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Kc = [HF] [NaOHI [NaF]

Kp não é representado, pois a equação não apresenta s ubstância gasosa.

� Cálculo da constante Kc

Determina-se a constante de equilíbrio químico experimentalmente a partir das concentrações dos reagentes e produtos de uma reação química a uma dada temperatura. Vamos caracterizar esse fenômeno através de exemplos: Exemplo 1 2 moles de HI são aquecidos a 180ºC num recipiente. Este composto decompõe-se nas substâncias: H2 e I2 num determinado espaço de tempo ate atingir um equilíbrio, segundo os dados abaixo: Início da reação:

Equilíbrio estabelecido:

Observe que, no instante inicial da reação, a velocidade, v1 e máxima. À medida que a reação se processa, v, vai diminuindo e v2 vai aumentando.

Com o decorrer do tempo os produtos vão se formando e suas concentrações vão aumentando até estabelecer-se um equilíbrio químico onde as concentrações dos reagentes e produtos não mais se alteram com o tempo.

Aplicando para essa reação a Lei da Ação das Massas, teremos:

Kc = [HI]2 [H2] [I2] Kc = (1,60)2 Kc = 64 (0,20). (0,20) Exemplo 2 Na reação química: 1N2 + 3H2 2NH3 determinaram-se, respectivamente, as seguintes concentrações no equilíbrio: 3 moles / litro, 2 moles / litro e 3 moles / litro. Qual o valor da constante de equilíbrio? 1N2 + 3H2 2NH3 Kc = [NH3]

2 [N2] [H2]

3 Kc = 3 = 27 = 1,125 31. 23 24

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FATORES QUE DESLOCAM UM EQUILIBRIO

� Concentração das substâncias

Vamos considerar dois aquários A e B interligados contendo 5 peixes em cada aquário, admitindo que os peixes se locomovem de um lado para o outro e se distribuem nos dois aquários.

Se adicionarmos 7 peixes no aquário A o que acontecerá?

Alguns peixes adicionados e existentes no aquário A passarão para o aquário B.

Se retirarmos peixes do aquário A, o que acontecerá?

Os peixes do aquário B poderão se movimentar para o aquário A.

Concluindo essa experiência, poderemos observar o s eguinte: Adicionando peixes no aquário A peixes se deslocam para a direita. Adicionando peixes no aquário B peixes se deslocam para a esquerda. Retirando peixes do aquário A peixes se deslocam para a esquerda. Retirando peixes do aquário B peixes se deslocam para a direita.

Pois bem, nas reações químicas em equilíbrio, a concentração das substâncias é um fator que irá deslocar o equilíbrio da seguinte maneira: • A adição de reagentes ou a retirada de produtos deslocará o equilíbrio para a direita. • A adição de produto ou a retirada de reagentes deslocará o equilíbrio para a esquerda.

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Por exemplo, na reação: H= + I2 2HI se adicionarmos I2, a reação deslocará para a direita, aumentando a concentração de HI. No entanto, se adicionarmos HI, a reação deslocará para a esquerda.

� Pressão É um fator que está relacionado com os equilíbrios desde que seus participantes, de

preferência, sejam substâncias gasosas cujos volumes sofram expansão ou contração. Exemplo:

Aumentando a pressão desses dois gases, o equilíbrio deslocará para o lado de menor volume

gasoso, ou seja, para o lado esquerdo, onde o coeficiente é 1.

Aumento da pressão menor coeficiente

Diminuindo a pressão, o equilíbrio será deslocado para o lado de maior volume gasoso, ou

seja, para o lado direito, onde o coeficiente é 2.

Diminuição da pressão maior coeficiente

Outro exemplo:

Neste caso somamos os volumes no local dos reagentes e produtos e concluímos o seguinte:

• Aumentando a pressão desse sistema, o equilíbrio se deslocara para o lado direito, onde o volume é menor (2)

• Diminuindo a pressão o equilíbrio se deslocará para o lado esquerdo, onde a soma dos volumes é

maior (1 + 3 = 4) Observação Na reação:

31

Os volumes são idênticos, um aumento ou diminuição da pressão não alterará o sistema em equilíbrio.

� Temperatura

Para observarmos o efeito da temperatura nos equilíbrios, devemos verificar se a reação é exotérmica ou endotérmica.

Por exemplo a reação, de síntese do NH3 é exotérmica:

N2 + 3H2 2NH3 �H = - 22 Kcal

No entanto, a sua reação inversa, ou seja a decomposição do NH 31 é endotérmica: 2NH3 N2 + 3H2 �H = + 22 Kcal

Podemos representar essas duas reações da seguinte maneira:

EXOT.

N2 + 3H2 2NH3 ENDOT.

Um aumento da temperatura no sistema do equilíbrio dessa reação desloca esse equilíbrio no

sentido da reação endotérmica (para a esquerda), decompondo NH3. Por outro lado, resfriando o sistema, o deslocamento ocorrerá no sentido da reação exotérmica

(para a direita), formando NH3. Podemos generalizar isso da seguinte forma:

O aumento de temperatura desloca um equilíbrio no sentido da reação endotérmica, enquanto

a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico. ATIVIDADES: CLXI - Escreva corretamente as expressões de Kc e KP, lembrando que: CLXII- Na reação química: A + 2B C , quando o equilíbrio é atingido, verifica-se experimentalmente as seguintes concentrações: [A] = 1 mol/l [B] = 3 moles / l [C] = 2 moles / l. Calcular Kc CLXIII- Dada a reação N2 + 3H2 2NH3, sabendo-se que K, vale 0,5 e as concentrações de H2 e NH3 valem respectivamente 2 moles/ l e 4 moles/ l determinar a concentração de N2.

32

CLXIV- No equilíbrio: N2+ O2 2NO, o que acontecerá se aumentarmos a concentração molar de N= ? a) o equilíbrio se deslocará para a direita; b) o equilíbrio se deslocará para a esquerda; c) a constante de equilíbrio (Kc) aumentará; d) a constante de equilíbrio (K) diminuirá; e) não haverá mudanças no equilíbrio e na constante. CLXVI- Dada a reação N2O4 2NO2 assinale a alternativa correta: a) a adição de N2O4 desloca o equilíbrio para a esquerda; b) a adição de N2O4 desloca o equilíbrio para a direita; c) a adição de NO2 desloca o equilíbrio para a direita; d) a retirada de N2O4 desloca o equilíbrio para a direita; e) a retirada de NO2 desloca o equilíbrio para a esquerda. CLXVI- No equilíbrio: 1N2 + 3H2 2NH3, o aumento da pressão fará com que esse equilíbrio: a) se desloque para a direita; b) se desloque para a esquerda; c) permaneça inalterado; d) aumente sua concentração de H2; e) aumente sua concentração de NH3

EXOT

Dada a reação: 2NO N2 + O2 �H = -43,5 Kcal, aumentando a sua temperatura: ENDOT. a) haverá aumento de O2; b) haverá diminuição de O2; c) o equilíbrio deslocará para a direita; d) o equilíbrio deslocará para a esquerda; e) o equilíbrio deslocará para os dois lados. CLXVIII- (UC-MG) Seja a reação química em equilíbrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) É possível deslocar-se o equilíbrio para a direita: a) adicionando Cl2; b) aumentando a concentração do PCl3; c) aumentando a pressão do sistema; d) diminuindo a concentração do PCl5 e) diminuindo a concentração do Cl2 CLXIX- (FMU-SP) Considere o sistema em equilíbrio: NH4HS(g) NH3(g) + H2S(g) Adicionando-se uma certa quantidade de NH4HS a esse equilíbrio, haverá: a) deslocamento de equilíbrio para a esquerda; b) aumento da concentração de NH3 no equilíbrio; c) diminuição da concentração de H2S no equilíbrio; d) aumento no valor da constante de equilíbrio (Kc); e) diminuição no valor da constante de equilíbrio (K). CLXX- (FATEC) A equação abaixo representa um sistema em equilíbrio: H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) �H = - 22 Kcal

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A concentração de equilíbrio do HCl poderá ser aumentada, se houver: a) aumento da temperatura; b) aumento da pressão; c) diminuição da pressão; d) adição de HCl e) aumento de concentração de H2

Eletroquímica

A eletroquímica estuda as reações nas quais ocorrem transferência de elétrons (reações de óxido-redução) e o seu aproveitamento prático para converter energia química em energia elétrica e vice-versa.

Transferência de elétrons: oxidação é a doação de elétrons acompanhado de um aumento do Nox, enquanto que redução é o recebimento de elétrons acompanhado de uma diminuição do Nox. Por exemplo a reação entre o íon cobre e zinco metálico:

NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)

Número de oxidação é aquele real ou aparente que nos dá o número de carga (valência) do átomo.

Para entendermos os números de oxidação, devemos saber muito bem as regras abaixo:

� Em substâncias simples, o número de oxidação do ele mento é zero. Exemplos Fe Nox = 0 H2 Nox = 0 Cl2 Nox = 0 Al Nox = 0 Br2 Nox = 0 O2 Nox = 0

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� Em íons monoatômicos, o Nox é sua carga. Exemplos: Fe+2 Nox = +2 H+ Nox = +1 S-2 Nox = -2 Al+3 Nox= +3 Br- Nox = -1 O-2 Nox = - 2

� Existem elementos que possuem Nox fixos e que nos a judarão. Veja a tabela abaixo.

� Em moléculas, a soma total dos Nox é nula (zero). (Para calcularmos o Nox dos elementos em moléculas, devemos nos basear na tabela de Nox fixos.) Exemplos

Veja nos exemplos abaixo como o cloro tem seu Nox variando em função do oxigênio:

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Como você pode reparar, os halogênios, com exceção do flúor, em presença de oxigênio têm

seu Nox alterado.

� Em íons compostos, a soma total dos Nox dos element os corresponde à sua carga.

Exemplos

EXERCÍCIOS: Baseando-se nas cinco regras práticas, resolva agora estes exercícios: a) H2 b) Cl2 c) Al d) Mg e) K2CO3 f) K2C2O4 g) H 2SO3 h) H4P2O7 i) Mg3P2 i) NaMnO4 j) H3PO4

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m) Mg2P2O7 n) HIO4 o) BrO3

- p) IO- q) IO3

- r) PbO3

-2 s) AsO3

-3 t) SbO4

-3 u) AlO2

- PROCESSOS (REAÇÕES) DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

Existem reações em que o número de oxidação dos elementos se altera. São as chamadas reações de oxidoredução: Diremos que um elemento sofre oxidação quando ocorre um aumento em seu Nox, devido à perda de elétrons. Diremos que um elemento sofre redução quando ocorre uma diminuição em seu Nox devido a um recebimento de elétrons.

• O que sofre oxidação perde elétrons e é chamado agente redutor.

• O que sofre redução-recebe elétrons e é chamado agente oxidante. Resumindo

EXERCÍCIOS RESOLVIDOS I- Dada a equação: CO + O2 CO2, verifique aquele que sofre oxidação e indique os agentes oxidante e redutor. Para resolvermos o problema, vamos escrever novamente a equação colocando nos elementos os seus Nox.

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II- Idem para a equação: C + SiO2 Si + CO Escrevendo a equação com os Nox, temos:

agente oxidante SiO 2 (sofreu redução) agente redutor C (sofreu oxidação) EXERCÍCIOS: Resolva agora estes exercícios: a) K + AlCl3 KCl + Al b) Mn2O4 + Al Al2O + Mn c) H2S + Br2 + H2O HBr+H 2 SO 4 d) KMnO4 +H2SO3 MnSO4 + K2SO4 +H2SO4 +H2O e) NO3

- + I2 + H+ IO3- + NO2 + H2O

AJUSTE DE COEFICIENTES EM UMA EQUAÇÃO DE OXIDOREDUÇ ÃO

Antes de entrarmos em nosso assunto, vamos fazer algumas revisões:

• Em uma equação como a representada abaixo, teremos sempre reagentes do lado esquerdo e produtos do lado direito.

aA + bB + cC... xX + yY + zZ

• Uma substância, em uma equação, terá sempre coeficiente e índices. 3H2SO4 Observação:

No caso do enxofre, o índice é 1 e está subentendid o. O exemplo 3H2SO4 nos diz que:

• temos 3 moléculas de ácido sulfúrico;

• cada molécula tem 2 átomos de hidrogênio e, como as moléculas são 3, teremos um total de 6 átomos de hidrogênio;

• cada molécula tem 1 átomo de enxofre e, como as moléculas de ácido são 3, teremos 3 átomos de

enxofre;

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• cada molécula tem 4 átomos de oxigênio e, como as moléculas são 3, teremos, conseqüentemente, 12 átomos de oxigênio.

Vamos agora ao método de ajuste de coeficientes de uma equação química por oxiredução.

Temos algumas regras:

• Sempre que houver oxidação haverá redução.

• Devemos calcular os Nox de todos os átomos, compará-los e fixar os que tiveram seus Nox alterados.

Em seguida, analisaremos o elemento que sofreu oxidação. Pega-se a variação de seu Nox (A) e multiplica-se pelo seu maior índice.

• Idem para o elemento que sofreu redução.

• Após os cálculos acima, inverte-se o produto de A por de maior índice do lado em que estiver o

elemento que sofreu variação de maior índice.

• Em seguida, basta acertar os coeficientes restantes por tentativas. EXERCÍCIOS RESOLVIDOS

ramal de oxidação (flúor) => �x maior índice = 2 ramal de redução (manganês) => �x maior índice = 5

Invertendo-se os produtos, teremos 2 para o manganês e 5 para o flúor do lado dos produtos, pois é aí que o flúor tem maior índice.

Feito isto, teremos, depois, que acertar os demais coeficientes por tentativas.

Veja como fica a equação:

2NaMnO4 + 16HF 2NaF + 2MnF2 +8H2O + 5F2 Como o número de átomos é igual em ambos os lados:

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II- Veja que para as equações iônicas o processo é o mesmo.

ramal de oxidação (flúor) => �x maior índice = 2 ramal de redução (cromo) => �x maior índice = 6 Invertendo-se os produtos, teremos 6 para o flúor e 2 para o cromo do lado de maior índice. Veja como fica depois de acertados todos os coeficientes: 2Cr2O7

2 + 12 F- + 28H+ 4Cr+3 + 14H2O + 6 F2 Como o número de átomos é igual em ambos os lados:

Observação:

Se você notar, os coeficientes 2, 12, 28, 4, 14 e 6 são divisíveis por 2, e poderíamos escrever a equação com números menores:

Cr2O7

-2 + 6F- + 14 H+ 2Cr+3 + 7H2O + 3F2 Confira o número de átomos de ambos os lados e você verá que são idênticos. EXERCÍCIOS Resolva agora os seguintes exercícios: a) K + AlCl3 KCl + Al

b) Mn2O4 + Al Al2O3 + Mn

c) H2S + Br2 + H2O HBr + H2SO4

d) KMnO4 +H2SO3 MnSO4 +K2SO4 + H2SO4 + H2O

e) NO3- + I2 + H+ IO3

- + NO2 + H2O

f) NaMnO4 + HCl NaCl + MnCl2 + Cl2 +H2O

g) Bi2O3 + KClO + KOH KBiO3 + KCl + H2O

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h) MnO4 + I- + H+ Mn+2+ I2 +H2O

i) H2S + I2 + H2O H2SO4 + HI

j) Br2 + KOH KBr + KBrO3 + H2O

Conhecendo-se essa fila podemos prever o que ocorrerá numa reação de deslocamento.

PILHA ou CÉCULA GALVÂNICA

Uma pilha é uma reação de óxido-redução espontânea que ocorre em um sistema apropriado para aproveitarmos o fluxo de elétrons. A primeira pilha foi construída por Alessandro Volta em 1800, mas já em 1836 o químico inglês John Daniell construiu uma pilha diferente da de Volta, eram dois eletrodos interligados, cada eletrodo é um sistema constituído por uma barra metálica imersa em uma solução aquosa de um sal formada pelos cátions do mesmo metal. O eletrodo de zinco

O eletrodo de cobre

Construindo a pilha É preciso interligar os eletrodos, externamente um fio condutor conecta as barras metálicas, enquanto que a ponte salina faz a ligação entre as soluções.

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O eletrodo de zinco é o pólo – (negativo) chamado de ânodo, eletrodo que sofre a oxidação. O eletrodo de cobre é o pólo + (positivo) chamado de cátodo, eletrodo que sofre redução . Os elétrons sempre fluem pelo circuito externo de quem oxida para quem reduz, ou do ânodo para o cátodo. Reações que ocorrem na pilha quando ligada:

Quando a pilha começa a funcionar os elétrons começam a migrar.

O eletrodo de zinco que sofre oxidação tem a sua massa diminuída enquanto que o eletrodo de cobre que sofre redução tem sua massa aumentada.

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Na ponte salina os íons fluem para equilibrar os eletrodos, no eletrodo de zinco o sistema está com muitas cargas positiva então os ânions migram para lá, enquanto que o eletrodo de cobre está com muitas cargas negativas, portanto, os cátions da ponte migram para lá. E é assim basicamente que funciona uma pilha de Daniell. Uma pilha nada mas é do que uma reação de óxido-redução ocorrendo em uma aparelhagem que aproveita o fluxo de elétrons, convertendo energia química em energia elétrica. Para você prever quem irá oxidar ou reduzir na pilha, quando você for montar uma, é o potencial de redução.

Na pilha de Daniell, teremos: DE = ECu - EZn DE = +0,34 – (- 0,76) DE = + 1,10 V obs.: em uma pilha por ser uma reação espontânea o DE será sempre positivo.

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Hoje iremos falar sobre um caso particular de equilíbrio iônico, o equilíbrio iônico da água. A água sofre uma auto-ionização, só que a água é um eletrólito muito fraco, portanto, ela ioniza muito pouco, mas se estabelece o equilíbrio abaixo. Equilíbrio Iônico da Água

Todo equilíbrio apresenta sua constante de equilíbrio, que é expresso da seguinte forma:

Aonde Kw é denominado produto iônico da água (a letra w vem de water,que é água em inglês). O Kw como qualquer constante de equilíbrio só varia com a temperatura.

a) Água Pura ou Solução Neutra Uma solução é considerada neutra quando:

b) Solução Ácida Uma solução é considerada ácida quando:

c) Solução Básica Uma solução é considerada básica quando:

Para facilitar o estudo da acidez dos sistemas, como a concentração dos íons é muito baixa, os químicos acharam por bem expressar a concentração dos íons pelo seu cologaritmo (inverso do seu logaritmo):

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O químico dinamarquês Peter Lauritz Sorensen propôs que essa relação – log x fosse designada por px (p de operador potência), ficamos então com - log = p (potencial), voltando teremos:

Agora resolvida essa parte matemática, vamos voltar para as soluções e ver como ficará cada uma delas. Água Pura ou Solução Neutra (a 25°C) Uma solução é considerada neutra quando:

Solução Ácida (a 25°C) Uma solução é considerada ácida quando:

Solução Básica Uma solução é considerada básica quando:

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a) 7; Neutro b) 5; básico c) 9; básico d) 5; básico e) 9; ácido