Apostila de Química Geral
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APOSTILA DE QUÍMICA GERAL Cursos: ENGENHARIA ELÉTRICA ENGENHARIA MECÂNICA Disciplina: Química Geral PROF.ª: CAROLINA RESMINI MELO [email protected]
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Introdução a quimica basica
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APOSTILA DE QUÍMICA GERAL
Cursos: ENGENHARIA ELÉTRICA
ENGENHARIA MECÂNICA
Disciplina: Química Geral
PROF.ª: CAROLINA RESMINI MELO
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ÍNDICE
1. O QUE É QUÍMICA .......................................................................................................................................................... 5
1.1. HISTÓRIA DA QUÍMICA........................................................................................................................................................ 5
1.2. O QUE É A QUÍMICA? .......................................................................................................................................................... 5
1.3. A IMPORTÂNCIA DA QUÍMICA ............................................................................................................................................... 6
1.4. DIVISÕES DA QUÍMICA ........................................................................................................................................................ 7
2. ÁTOMOS E ELÉTRONS .................................................................................................................................................... 9
2.1. MODELOS ATÔMICOS ....................................................................................................................................................... 10
2.1.1. Modelo de Demócrito (por volta de 400 anos a.C) ............................................................................................ 10
2.1.2. Modelo de Dalton (1803) ................................................................................................................................... 10
2.1.3. Modelo de Thomson (1898) ............................................................................................................................... 12
2.1.4. Modelo de Rutherford (1911) ............................................................................................................................ 13
2.2. MODELO ATÔMICO ATUAL ................................................................................................................................................. 14
2.2.1. Teoria atômica ................................................................................................................................................... 15
2.2.2. Átomos ............................................................................................................................................................... 15
2.2.3. Isótopos .............................................................................................................................................................. 16
2.2.4. Isóbaros .............................................................................................................................................................. 17
2.2.5. Isótonos .............................................................................................................................................................. 17
2.3. MOLÉCULAS ................................................................................................................................................................... 18
2.4. ELÉTRONS ...................................................................................................................................................................... 18
2.4.1. Número máximo de elétrons nos níveis de energia ........................................................................................... 19
2.4.2. Distribuição eletrônica ....................................................................................................................................... 21
2.4.3. Convenção cerne do gás nobre .......................................................................................................................... 22
2.4.4. Configurações eletrônicas .................................................................................................................................. 22
2.4.5. Regra de Hund.................................................................................................................................................... 23
2.5. MASSA ATÔMICA ............................................................................................................................................................. 24
2.6. MASSA MOLECULAR ........................................................................................................................................................ 25
2.7. NÚMERO DE AVOGADRO ................................................................................................................................................... 26
2.8. MOL ............................................................................................................................................................................. 27
3. ESTEQUIOMETRIA ........................................................................................................................................................ 29
3.1. PROBLEMAS COM REAGENTES LIMITANTES .................................................................................................................................. 31
4. TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS .................................................................................................................................... 32
3
4.1. A LEI DAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS ...................................................................................................................................... 33
5. COMPOSTOS IÔNICOS E COVALENTES ......................................................................................................................... 34
5.1. LIGAÇÕES IÔNICAS .................................................................................................................................................................. 34
5.1.1. As estruturas de Lewis ............................................................................................................................................... 35
5.2. LIGAÇÕES COVALENTES ............................................................................................................................................................ 36
6. GEOMETRIA MOLECULAR ............................................................................................................................................ 38
6.1. COMO PREVER OS FORMATOS DAS MOLÉCULAS ............................................................................................................................ 40
7. SÓLIDOS ....................................................................................................................................................................... 42
7.1. ESTRUTURAS CRISTALINAS E AMORFAS ........................................................................................................................................ 42
7.2. CÉLULAS UNITÁRIAS ................................................................................................................................................................ 43
7.3. DEFEITOS NOS SÓLIDOS ........................................................................................................................................................... 46
7.3.1. Defeitos Lineares (ou deslocamentos) ....................................................................................................................... 47
7.3.2. Defeitos Pontuais ....................................................................................................................................................... 48
8. SOLUÇÕES .................................................................................................................................................................... 49
8.1. CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES .................................................................................................................................................. 50
8.2. CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES ................................................................................................................................................ 52
8.3. DILUIÇÃO DAS SOLUÇÕES ......................................................................................................................................................... 55
8.4. SOLUBILIDADE ....................................................................................................................................................................... 59
9. PROPRIEDADES COLIGATIVAS ...................................................................................................................................... 62
9.1. TONOMETRIA ........................................................................................................................................................................ 63
9.2. EBULIOMETRIA ...................................................................................................................................................................... 64
9.3. CRIOMETRIA ......................................................................................................................................................................... 65
9.4. OSMOMETRIA OU OSMOSCOPIA (PRESSÃO OSMÓTICA) ........................................................................................................... 66
10. CINÉTICA E MECANISMOS DAS REAÇÕES ................................................................................................................. 67
10.1. VELOCIDADE DAS REAÇÕES ..................................................................................................................................................... 67
10.2. MECANISMOS DE REAÇÕES EM MULTIETAPAS ............................................................................................................................ 69
10.3. CONDIÇÕES DE OCORRÊNCIA .................................................................................................................................................. 71
10.4. FATORES QUE INFLUEM NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES ............................................................................................................ 74
11. EQUILÍBRIO QUÍMICO .............................................................................................................................................. 79
11.1. O ESTADO DE EQUILÍBRIO ....................................................................................................................................................... 80
4
11.2. DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO DE UMA REAÇÃO.......................................................................................................... 81
11.3. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÕES MOLARES (KC) ................................................................................... 84
11.4. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE PRESSÕES PARCIAIS (KP) .......................................................................................... 86
12. EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE ......................................................................................................................................... 88
12.1. FORÇAS RELATIVAS DE ÁCIDOS E BASES ..................................................................................................................................... 88
12.2. A CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DA ÁGUA .................................................................................................................................. 90
12.3. ESCALA DE PH ..................................................................................................................................................................... 92
13. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO .................................................................................................................................... 95
13.1. NÚMERO DE OXIDAÇÃO ......................................................................................................................................................... 96
14. ELETROQUÍMICA ...................................................................................................................................................... 97
14.1. CÉLULA GALVÂNICA .............................................................................................................................................................. 97
14.1.1. Diagrama de células ................................................................................................................................................ 99
14.1.2. Força eletromotriz (fem) das pilhas ....................................................................................................................... 100
14.1.3. Espontaneidade de reações redox ......................................................................................................................... 101
14.2. ELETRÓLISE ....................................................................................................................................................................... 101
14.2.1. Reações não-espontâneas e células eletrolíticas ................................................................................................... 101
14.2.2 Eletrólise da salmoura (solução aquosa de NaCl) ................................................................................................... 103
15. CORROSÃO ............................................................................................................................................................ 105
15.1. A CORROSÃO DO FERRO ....................................................................................................................................................... 105
16. COMBUSTÃO ......................................................................................................................................................... 107
16.1. COMBUSTÃO INDUSTRIAL .................................................................................................................................................... 108
16.2. AR DE COMBUSTÃO ............................................................................................................................................................ 109
5
1. O que é Química
1.1. História da Química
A história da química está ligada ao desenvolvimento do homem, se relaciona
intimamente com a história dos químicos.
- A ciência química surge no século XVII a partir dos estudos de alquimia, populares entre
muitos dos cientistas da época.
- ALQUIMIA: existem 3 objetivos principais em sua prática:
1) Transformar metais inferiores em ouro.
2) Obtenção do elixir da longa vida (um remédio que curaria as doenças e daria vida
eterna àqueles que o ingerissem).
Esses dois objetivos seriam atingidos ao obter a PEDRA FILOSOFAL. Uma substância
mística que amplifica os poderes de um alquimista.
3) Criar vida humana artificial.
- Os princípios básicos da química se recolhem pela primeira vez na obra do cientista
britânico ROBERT BOYLE (1661). (Ex: lei dos gases que tem seu nome). PV=cte (isotérmico, T
cte)
- A química, como tal, começa a ser explorada um século mais tarde com os trabalhos
do francês Antoine Lavoisier. (Ex: lei da conservação da massa). (Da natureza nada se cria,
nada se perde, tudo se transforma).
1.2. O que é a química?
A química estuda a matéria, a energia e as transformações.
MATÉRIA: a roupa que você usa, a cadeira onde você senta, o teto da sua casa, a terra
onde crescem as plantações... tudo é matéria e objeto do estudo da química.
ENERGIA: o sol, o fogo, a eletricidade e as diversas formas de energia.
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TRANSFORMAÇÃO: a fotossíntese, a corrosão, a poluição e tudo o que significa uma
transformação da matéria; mudanças de fase e de energia, por exemplo.
É a ciência que trata das substâncias da natureza, dos elementos que a constituem
(tabela periódica), de suas características, de suas propriedades combinatórias, de processos
de obtenção, de suas aplicações e de sua identificação. Estuda a maneira que os elementos se
juntam (ligações iônicas / covalentes... “atração”) e reagem entre si, bem como, a energia
desprendida ou absorvida durante estas transformações (reações endotérmicas e exotérmicas).
A química é o estudo das transformações da matéria em oposição à Física que é o estudo de
seus estados.
1.3. A importância da química
“Para que serve a química?” “Para obter materiais semelhantes aos naturais, porém
melhores e mais baratos; e para conhecer a composição e a estrutura dos materiais.”
Podemos dizer que tudo a nossa volta é química, pois todos os materiais que nos
cercam passaram ou passam por algum tipo de transformação. A química proporciona
progresso, desenvolvimento e é através do uso dela que suprimos as necessidades. O uso de
materiais de limpeza e higiene, roupas de fios artificiais, desenvolvimento da indústria
farmacêutica, fertilizantes e pesticidas para plantação, produtos industrializados cuja obtenção
depende de transformações químicas como plásticos vidros, tintas, cimento, etc.
A Química é uma ciência muito útil nos mais variados domínios da atividade humana. A
investigação em química leva à produção de materiais novos, alguns bastante complexos, com
tecnologias cada vez mais sofisticadas. Esses materiais resultam da transformação de
substâncias já existentes, e são as respostas da Química às necessidades ecológicas, de
saúde, alimentares, econômicas, etc.
Na saúde: a Química permite a produção de medicamentos ou de outras substâncias
com interesse médico, colabora no estudo dos efeitos no organismo dos produtos
farmacêuticos (por exemplo, o resultado da utilização prolongada de ligas metálicas em
medicina dentária), investiga o efeito dos aditivos alimentares.
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Na indústria: a Química contribui para o fabrico e melhoria de produtos alimentares,
farmacêuticos, perfumes, cosméticos, plásticos, papel, materiais de construção, entre outros.
Sem a Química não conheceríamos as técnicas de fabrico mais adequadas de todos esses
produtos.
Nos serviços públicos: a Química fornece técnicas fundamentais para a criminologia (é
usada nos laboratórios da Polícia Judiciária para descobrir criminosos), para a fiscalização
econômica (a inspeção das atividades econômicas controla a qualidade dos alimentos vendidos
nas lojas), para a segurança rodoviária (por exemplo, o teste de teor alcoólico efetuado pela
polícia de trânsito destina-se a medir a quantidade de álcool no sangue) e para a saúde pública
(por exemplo, a verificação do estado da água das praias e das piscinas).
Na Eletrônica: a Química cria novos materiais com resistências mais baixas e, por
conseguinte, sem perdas de energia por aquecimento.
Na Ecologia: estudando o meio ambiente e combatendo a poluição cada vez maior,
resultante da sociedade de consumo em que vivemos, propondo soluções que levem a uma
Terra mais saudável. A Química estuda a qualidade do ar que respiramos, desenvolve técnicas
de despoluição das fábricas, permite analisar a qualidade das águas naturais, etc.
Infelizmente, nem sempre a Química tem sido utilizada para benefício da Humanidade.
Contribui, por exemplo, para produzir armas químicas. Na primeira Guerra Mundial (1914-
1918), foram utilizadas armas deste tipo, que afetaram o sistema nervoso. Estas armas estão
atualmente proibidas por acordo internacional. Os explosivos produzidos com a ajuda da
Química conferem um poder mortífero a quem os utiliza e esses, infelizmente, continuam a ser
utilizados nos mais variados conflitos humanos.
1.4. Divisões da química
A química pode ser dividida em:
- Química analítica: estuda as técnicas utilizadas para conhecer a composição, átomos
constituintes e estrutura da matéria. Análise qualitativa ou quantitativa. A amostra é submetida
à análise seja para conhecer a identidade de seus componentes, seja para determinar a
quantidade dos componentes presentes.
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- Físico-química: estuda as leis que regem o comportamento de toda a matéria; quais as
forças motrizes que geram a formação de uma substância a partir de seus componentes.
Estuda as propriedades físicas e químicas da matéria. Ex: termodinâmica, que estuda os
fenômenos relacionados com trabalho, energia, calor e entropia.
- Química orgânica: estuda os compostos do carbono. Estuda a estrutura, propriedades,
composição, reações e síntese de compostos orgânicos.
- Química inorgânica: estuda os compostos de todos os outros elementos. Cerca de 95%
dos materiais são inorgânicos. As “substâncias inorgânicas” são divididas em 4 grupos
denominados como “funções inorgânicas” (ácidos, bases, sais e óxidos).
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2. Átomos e Elétrons
Átomo é a menor partícula de um elemento que retém as propriedades características
desse elemento.
- Tamanho do átomo: enfileirando-se 1 bilhão de átomos, essa pequena fileira mediria
somente 1 cm. Eles são tão pequenos que uma cabeça de alfinete pode conter 60 milhões
deles.
Átomos são partículas submicroscópicas de que toda a matéria é composta. Ainda que
seja composto de partículas menores, o átomo é a unidade fundamental de um elemento.
- Por que é importante conhecer a estrutura de um átomo?
O comportamento físico e químico da matéria depende das maneiras pelas quais os
átomos interagem e esta, por sua vez, depende da sua estrutura.
Cada substância simples (também chamada de elemento. Ex: cobre, hidrogênio,
enxofre) é formada por átomos de um mesmo tipo, diferentes dos átomos de qualquer outro
elemento. A diferença é o número de elétrons (número atômico) e o número de prótons e
nêutrons (número de massa) que cada um possui.
O átomo é formado por um núcleo de carga elétrica positiva, em torno das quais se
movimentam partículas de massa muito pequenas e negativamente eletrizadas, os elétrons
(sua massa é cerca de 1840 vezes menor que a do núcleo). No núcleo há dois tipos de
partículas: prótons, que são eletricamente positivos, e nêutrons, que não tem carga elétrica (o
núcleo contém a maior parte da massa do átomo) (o número de prótons e elétrons é o mesmo).
O átomo não é compacto, e praticamente toda a sua massa está no núcleo. Além de
girarem afastados do núcleo, os elétrons são muito menores que os prótons.
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Os prótons e elétrons tem cargas contrárias (positiva e negativa) como os dois lados das
pilhas. Se um átomo comum tem três prótons, também terá três elétrons para equilibrar a sua
carga. Além disso, os prótons e elétrons se atraem e mantém os átomos unidos como um
adesivo.
2.1. Modelos atômicos
Sabe-se que o átomo existe, sem que ninguém o possa ver. Por isso, foram feitas muitas
teorias que se modificaram conforme o avanço da química.
2.1.1. Modelo de Demócrito (por volta de 400 anos a.C)
Por volta de 400 anos a.C. o filósofo grego Demócrito sugeriu que a matéria não é
contínua, isto é, ela é feita de minúsculas partículas indivisíveis. Essas partículas foram
chamadas de átomos. Esta teoria defendia que se um objeto fosse dividido em partes cada vez
menores, o resultado seria pedaços tão pequenos que não seria possível dividi-los. E chamou
esses pequenos pedaços de átomos.
Demócrito postulou que todas as variedades de matéria resultam da combinação de
átomos de quatro elementos: terra, ar, fogo e água.
Demócrito baseou seu modelo na intuição e na lógica. No entanto foi rejeitado por um
dos maiores lógicos de todos os tempos, o filosofo Aristóteles. Este reviveu e fortaleceu o
modelo de matéria contínua, ou seja, a matéria como "um inteiro".
2.1.2. Modelo de Dalton (1803)
John Dalton (1766-1844), professor inglês que enunciou as leis das pressões parciais e
a lei das proporções múltiplas e, principalmente, a teoria atômica. Ele estudou também um
defeito que ele mesmo tinha na visão e que hoje leva o seu nome: o DALTONISMO.
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O daltonismo é uma perturbação da percepção visual caracterizada pela incapacidade
de diferenciar todas ou algumas cores, manifestando-se muitas vezes pela dificuldade em
distinguir o verde do vermelho. Esta perturbação tem normalmente origem genética, mas pode
também resultar de lesão nos orgãos responsáveis pela visão, ou de lesão de origem
neurológica. Uma vez que esse problema está geneticamente ligado ao cromossoma X, ocorre
mais frequentemente entre os homens (no caso das mulheres, será necessário que os dois
cromossomas X contenham o gene anômalo). Os portadores desta anomalia apresentam
dificuldade na distinção de determinadas cores primárias, como o verde e o vermelho,
enxergando, em vez delas, as cores cinza, amarela ou azul. É possível que esta anomalia seja
resultado do mau funcionamento dos cones existentes na retina, provocado pela presença de
alelos defeituosos, que não formam pigmentos necessários para a percepção de determinadas
cores.
Todo modelo não deve ser somente lógico, mas também consistente com a experiência.
No século XVII, experiências demonstraram que o comportamento das substâncias era
inconsistente com a ideia de matéria contínua e o modelo de Aristóteles desmoronou.
Em 1808, John Dalton propôs a ideia de que as propriedades da matéria podem ser
explicadas em termos de comportamento de partículas finitas, unitárias. Dalton acreditou que o
átomo seria a partícula elementar, a menor unidade de matéria. O modelo simplesmente prevê
que os átomos existem, e não sua constituição.
Surgiu assim o modelo de Dalton: átomos vistos como esferas minúsculas, rígidas e
indestrutíveis. Todos os átomos de um elemento são idênticos.
A teoria de John Dalton foi baseada no seguinte modelo:
1 - Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos.
(Ele acreditou que o átomo seria a partícula elementar, a menor unidade de
matéria. O que não é verdade; pois o átomo se subdivide em: prótons, elétrons e
nêutrons. Os átomos são formados de pequenas partículas).
2 - Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem
destruídos.
(Os átomos são divisíveis, pois tem uma estrutura interna e são formados por outras
partículas: elétrons, prótons e nêutrons. Com a descoberta da radioatividade em 1896 e sua
12
interpretação soube-se que um átomo de um elemento pode ser transformado em um átomo de
outro elemento).
3 - Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado
elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos tem diferentes
propriedades.
(Devido à existência dos isótopos, todos os átomos de um dado elemento podem não ter
a mesma massa (massa = prótons mais nêutrons)).
4 - As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo
de átomos.
(Explicou com sucesso porque a massa é conservada nas reações químicas (se cada
átomo tem sua própria característica e se os átomos são rearranjados, permanecendo
inalterados durante uma reação química, então a massa total dos átomos dos reagentes deve
ser a mesma que a dos átomos dos produtos).
5 - Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma
razão fixa.
(A Lei da Composição Definida é também explicada com sucesso: se cada composto é
caracterizado por proporções fixas entre os números de átomos dos seus elementos
componentes e se cada átomo de um dado elemento tem a mesma massa, então a
composição de cada composto deve ser sempre a mesma.)
Dalton deixou dúvidas em vários pontos, por exemplo, na distinção entre um átomo e
uma molécula. Isto o levou a propor fórmulas incorretas para certos compostos. Porém, mesmo
assim, sua contribuição para o entendimento químico foi de grande valor.
2.1.3. Modelo de Thomson (1898)
13
Foi o primeiro modelo detalhado do átomo. Foi Thomson que lançou a ideia de que o
átomo era um sistema descontínuo, portanto, divisível. Mas sua descrição não era satisfatória
porque não permitia explicar as propriedades químicas do átomo.
Thomson sugeriu que um átomo poderia ser uma esfera carregada positivamente na
qual alguns elétrons estão incrustados, e apontou que isto levaria a uma fácil remoção de
elétrons dos átomos.
Na verdade Thomson estava mesmo era envolvido na descoberta do elétron onde deu
sua maior contribuição. Por se tratar de uma pessoa de alta influência na época, Thomson
tratou de propor alguma explicação para o átomo. Seu modelo conhecido como PUDIM DE
AMEIXAS, já que o átomo seria uma massa compacta com cargas alternadas em seu interior,
foi muito infeliz mesmo para sua época e não teve muita contribuição como modelo atômico
propriamente.
2.1.4. Modelo de Rutherford (1911)
É a base do modelo que estudamos até hoje.
O átomo é um sistema neutro, ou seja, o número de cargas positivas e negativas é igual.
O átomo é um sistema descontínuo onde prevalecem os espaços vazios.
Rutherford propôs um modelo atômico: o átomo seria como um sistema solar em
miniatura, cujo "sol" - o núcleo - concentra quase toda a massa e toda a carga positiva do
sistema; gravitando em torno do núcleo, em órbitas elípticas, estão os elétrons, cuja soma de
cargas negativas é igual à carga positiva nuclear com o que se tem o equilíbrio elétrico e a
consequente estabilidade do conjunto.
Se o átomo tivesse o tamanho do Estádio do Morumbi, o núcleo seria o tamanho de uma
azeitona. Surgiu assim o modelo nuclear do átomo.
14
Um dos experimentos conduzidos pela equipe de Rutherford revolucionou o modo como
os físicos da época passaram a imaginar o átomo. Foram bombardeadas finas lâminas de ouro,
para estudo de deflexões (desvios) de partículas alfa.
De acordo com o modelo de Thomson, esses desvios seriam improváveis, pois sendo as
partículas alfa muito mais leves do que os átomos da lâmina de ouro, os elétrons teriam tanto
dificuldade para desviar suas trajetórias quanto bolas de gude para desviar balas de canhão.
Para perceber possíveis desvios, utilizou-se uma placa de material fosforescente que
emite luz quando colidida pela radiação alfa. Dessa maneira, ao colocar uma fina lâmina de
ouro entre a chapa fosforescente e o material radioativo, a luminosidade na chapa deveria
cessar, pois a lâmina de ouro bloquearia a passagem da radiação.
Para surpresa de Rutherford, uma grande luminosidade continuou aparecendo do outro
lado da lâmina de ouro, indicando que a radiação alfa havia atravessado sem a menor
dificuldade. Além disso, ele observou o surgimento de uma pequena luminosidade em outras
partes da chapa. Isso evidenciava que a trajetória de uma parte da radiação alfa era desviada
por algo na lâmina de ouro.
Com bases nas suas observações foi possível notar que existiriam espaços vazios entre
os átomos, por onde estava passando a radiação.
2.2. Modelo atômico atual
Somente neste modelo é conhecida a existência do nêutron (1932).
Hoje, acreditamos que, com uma exceção, o núcleo de muitos átomos contém ambas as
partículas: prótons e nêutrons (exceto o núcleo de muitos isótopos comuns de hidrogênio que
contém um próton e nenhum nêutron). Portanto, pela convenção, um próton tem uma carga de
+1, um elétron de -1 e um nêutron de 0.
Em resumo, podemos então descrever um átomo como apresentando um núcleo central,
que é pequeníssimo, mas que contém a maior parte da massa do átomo e é circundado por
uma enorme região extranuclear contendo elétrons (carga -1). O núcleo contém prótons (carga
+1) e nêutrons (carga 0). O átomo como um todo não tem carga devido ao número de prótons
15
ser igual ao número de elétrons. A soma das massas dos elétrons em um átomo é
praticamente desprezível em comparação com a massa dos prótons e nêutrons.
2.2.1. Teoria atômica
Átomo (unidade constituinte da matéria). Apresenta-se em 2 regiões:
- Núcleo: região central extremamente pequena; alta densidade; responsável pela massa
do átomo; constituído por prótons e nêutrons.
- Eletrosfera: região periférica; predomínio de espaços vazios; responsável pelo volume;
constituída por elétrons.
2.2.2. Átomos
Um átomo individual é geralmente identificado especificando dois números inteiros: o
número atômico Z e o número de massa A.
O número atômico Z é o número de prótons no núcleo. Ex: O número atômico do átomo
de sódio é 11, vale dizer que um átomo de sódio tem 11 prótons.
O número de massa A é o número total de núcleons (prótons mais nêutrons) no núcleo.
Nota-se, portanto que o número de nêutrons é igual a A - Z (=número de nêutrons).
O átomo isolado é neutro, pois o número de elétrons e prótons se igualam quando não
há ligação atômica.
Um átomo específico é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico Z
como um índice inferior e o número de massa como um índice superior. Como abaixo:
16
8
A
Z X O
X = indica um átomo do elemento X
Z = número atômico
A = número de massa
16 = prótons + nêutrons, logo, nêutrons = 16 – 8 = 8
8 = número de prótons = número de elétrons
16
O exemplo acima se refere a um átomo de oxigênio com um número atômico 8 e um
número de massa 16.
O que pode diferenciar é o número de nêutrons (alterando assim a massa atômica(A)).
Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmo número atômico, porque todos
tem o mesmo número de prótons no núcleo. Por essa razão, o índice inferior representando o
número atômico é algumas vezes omitido da identificação de um átomo individual. Por
exemplo, em vez de escrever: 16
8O
É suficiente escrever 16O para representar um átomo de oxigênio.
2.2.3. Isótopos
A palavra “isótopos” vem do grego e significa "mesmo lugar" - na Tabela Periódica os
isótopos de um elemento ocupam o mesmo lugar.
São átomos de um mesmo elemento que apresentam mesmo número atômico (prótons
representado por Z) e diferentes números de massa (prótons mais nêutrons representado por
A), pois tem diferentes números de nêutrons.
As propriedades químicas dos isótopos são semelhantes, pela existência do mesmo
número de elétrons.
O hidrogênio é um elemento que apresenta três isótopos, que são os únicos a
receberem nomes especiais. São isótopos do hidrogênio: o prótio , o deutério , e o
trítio .
Número de nêuntrons: 8 9 10
16 O
17 O
18 O
8 8 8
Cada um destes acima tem 8 prótons no seu núcleo. Isto é o que faz com que seja um
átomo de oxigênio.
17
2.2.4. Isóbaros
São aqueles átomos onde os números atômicos diferem, porém, há um mesmo número
de massa. São átomos de diferentes elementos, por isso suas propriedades não se
assemelham.
Exemplo: cálcio e potássio.
O potássio 40 é isóbaro do cálcio 40, porque o potássio 40 tem Z=19 e A=40, e o cálcio
40 tem Z=20 e A=40.
2.2.5. Isótonos
Átomos de mesmo número de nêutrons e possuidores de diferentes números atômicos,
e diferentes números de massa.
Exemplo: 3 4
1 2H He
tritio
Exemplo: flúor e neônio. 19 20
9 10F Ne
9 ≠ 10
Entretanto: 19 - 9 = 10 n
20 -10 = 10 n
São átomos de elementos químicos diferentes, de diferentes números atômicos,
diferentes números de massa, e mesmo número de nêutrons. Ex: o hidrogênio é isótono do
hélio 4, porque o H (trítio) tem Z=1 e A=3, então tem 2 nêutrons (A-Z), e o hélio tem Z=2 e A=4,
então também tem 2 nêutrons.
18
ALÓTROPOS: substâncias diferentes formadas pelo mesmo elemento químico. Ex:
C(grafite) e C(diamante); O2 (gás oxigênio) e O3 (gás ozônio); P (fósforo branco) e P
(vermelho).
2.3. Moléculas
Os átomos podem unir-se para formar partículas maiores chamadas moléculas.
A molécula é a menor unidade identificável em que uma substância pura simples ou
composta, pode ser dividida e que retém a composição e as propriedades químicas da
substância.
Se ela é formada por um átomo só ou por átomos iguais, é uma substância pura simples
(ex: ferro, oxigênio); no caso de os átomos unidos entre si serem diferentes, a substância pura
é composta (Ex: água, açúcar, gás carbônico).
Uma molécula é um composto de partículas que consistem em 2 ou mais átomos
quimicamente ligados um ao outro. Ex: O2, O3... (já são moléculas).
2.4. Elétrons
Elétrons são minúsculas partículas que vagueiam aleatoriamente ao redor do núcleo
central do átomo, sua massa é cerca de 1840 vezes menor que a do núcleo.
Existem 7 camadas em torno do núcleo e nelas estão os elétrons que orbitam o núcleo.
Cada camada pode conter um número limitado de elétrons.
Para explicar a estrutura do átomo, o físico dinamarquês Niels BOHR desenvolveu, em
1913, uma hipótese conhecida como teoria atômica de BOHR. Ele levantou a suposição de que
os elétrons estão arrumados em camadas definidas, ou níveis quânticos, a uma distância
considerável do núcleo. A disposição dos elétrons é chamada de configuração eletrônica (os
elétrons só podem se mover em determinadas órbitas).
19
2.4.1. Número máximo de elétrons nos níveis de energia
Os elétrons da eletrosfera distribuem-se em sete camadas eletrônicas que são
designadas pelas letras do alfabeto: K, L, M, N, O, P, Q.
Camada Número máximo de elétrons
K 2
L 8
M 18
N 32
O 32
P 18
Q 8
Seja qual for a última camada de um átomo, ele nunca pode possuir mais de 8 elétrons.
A penúltima camada geralmente tem 8 ou 18 elétrons. Quando um átomo se combina com
outro, há uma tendência a completar-se o n° máximo de elétrons da última camada.
Quanto mais afastado do núcleo, maior a energia do elétron.
Os orbitais correspondem a regiões do átomo com maior probabilidade de se encontrar
determinado elétron (maior manifestação eletrônica). Cada orbital acomoda no máximo dois
elétrons e, quando os elétrons ocupam um mesmo orbital, são ditos emparelhados.
O Spin Eletrônico é uma propriedade possuída pelos elétrons. Quando há dois elétrons
no mesmo orbital, seus spins estão em direções opostas, havendo uma compensação de
forças magnéticas.
- Os orbitais são representados por:
- Os elétrons em um orbital são representados por “meia seta”, e podem estar orientados
para cima ou para baixo.
Ex: os elétrons dos átomos de hidrogênio e hélio.
20
Em uma terminologia química, dois elétrons com spins em direções opostas são ditos
spins antiparalelos. As substâncias que possuem um ou mais elétrons desemparelhados são
fracamente atraídas em um campo magnético. Estas substâncias são chamadas
paramagnéticas. Aquelas que não possuem elétrons desemparelhados, não sendo, portanto,
atraídas em campo magnético, são chamadas diamagnéticas. A intensidade da atração
depende, logicamente, do número de elétrons desemparelhados na substância.
PARAMAGNÉTICAS: atraídos pelo ímã (somente uma flechinha no orbital).
DIAMAGNÉTICAS: repelidas pelo ímã (com duas flechinhas no orbital).
SPIN emparelhados: o campo magnético é cancelado pelo campo magnético do
segundo spin oposto.
- Subcamadas (ou subníveis de energia): Os orbitais em um átomo são agrupados em
subcamadas e, na ausência de qualquer campo magnético aplicado externamente, todos os
orbitais de uma mesma subcamada tem a mesma energia. Em átomos no seu estado
fundamental podem existir quatro tipos de subcamadas, designadas pelas letras s, p, d, f, que
consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente. Costuma-se representar os orbitais nas
subcamadas por quadrados como a ilustração abaixo:
- Camadas (ou níveis de energia): Um agrupamento de subcamadas é denominado
camada. Todos os elétrons em uma dada camada estão à mesma distância média do núcleo.
Dois métodos equivalentes são normalmente utilizados para a designação das camadas: K, L,
M, N etc.; isto é, a primeira camada (n=1) é denominada camada K, a segunda camada (n=2) é
L, e assim por diante.
Hidrogênio Tem um único elétron.
Hélio Tem 2 elétrons emparelhados num orbital.
21
A camada K (n = 1), por exemplo, consiste em apenas uma subcamada, chamada 1s. A
camada L (n = 2) consiste em duas subcamadas, a 2s e a 2p, e a camada M (n = 3) em três,
3s, 3p e 3d.
2.4.2. Distribuição eletrônica
- DIAGRAMA DE ORBITAIS:
O (Z = 8): (Z é o número atômico, número de prótons)
- NOTAÇÃO ESPECTROSCÓPICA
O (z = 8): 1s2 2s2 2p4
Ex: átomo de Silício: Si (Z = 14)
- Diagrama de orbitais:
- Notação espectroscópica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Ex: átomo de Enxofre: S (Z = 16)
- Diagrama de orbitais:
- Notação espectroscópica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
1
s
2
s 2p
3
s 3p
1
s
2
s 2p
3
s 3p
1
s
2
s 2p
22
2.4.3. Convenção cerne do gás nobre
Gás nobre é um gás a temperatura e pressão ambiente, e é nobre, tem pouca tendência
a reagir quimicamente (porque tem a sua última camada completa, com 8 elétrons).
Para um átomo posterior ao gás nobre, a parte da configuração eletrônica do gás nobre
pode ser abreviada, colocando-se o símbolo do gás nobre entre colchetes e findando
(completando) a configuração.
Gases nobres:
Hélio [He] (Z = 2) 1s2
Neônio [Ne] (Z = 10) 1s2 2s2 2p6
Argônio [Ar] (Z = 18) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Criptônio [Kr] (Z = 36) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6
Xenônio [Xe] (Z = 54) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6
Randônio [Rn] (Z = 86) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6
Exemplos de configurações:
Silício – Si (z = 14): [Ne] 3s2 3p2
Lítio - Li (Z = 3): [He] 2s1
Oxigênio – O (Z = 8): [He] 2s2 2p4
Sódio – Na (Z = 11): [Ne] 3s1
Enxofre – S (Z = 16): [Ne] 3s2 3p4
2.4.4. Configurações eletrônicas
DIAGRAMA DE LINUS PAULING: sequência de preenchimento das subcamadas.
Até hoje são conhecidas sete camadas eletrônicas, e suas subcamadas estão descritas
abaixo, no diagrama de Linus Pauling, onde a ordem crescente de preenchimento dos elétrons
está indicada pelas setas:
23
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
2.4.5. Regra de Hund
Os elétrons são distribuídos em um átomo segundo uma regra conhecida como regra de
Hund:
“Ao ser preenchida uma subcamada, cada orbital dessa subcamada recebe inicialmente
apenas um elétron; somente depois de o último orbital dessa subcamada ter recebido seu
primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron”.
Exemplo: para o átomo de potássio (19K):
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Os números sobrescritos na letra correspondem ao número de elétrons existentes na
subcamada. Fazendo a distribuição eletrônica nos orbitais para o potássio, teremos:
EXISTEM EXCEÇÕES: (nem sempre isso ocorre, um exemplo é o silício (Si) (Z = 14).
Cromo – Cr (Z = 24): [Ar] 3d5 4s1 (exceção)
24
Cobre – Cu (Z = 29): [Ar] 3d10 4s1 (exceção)
Observe que no átomo de cromo a subcamada 3d está semipreenchida (com um elétron
em cada orbital) e no átomo de cobre está completamente preenchida (2 elétrons em cada
orbital). Há evidências de que a presença de subcamadas totalmente ou semipreenchidas
conferem um grau adicional de estabilidade aos átomos. Como as camadas 3d e 4s estão
próximas em termos de energia, nos átomos Cr e Cu, um dos elétrons da subcamada 4s
“desloca-se” para a subcamada 3d.
2.5. Massa atômica
Expressa em gramas, a massa de um átomo de oxigênio é 2,7 x 10-23g. Esse número é
extremamente pequeno.
Quando indicamos massas de átomos é conveniente usarmos uma unidade de massa
que seja muito menor que um grama. Indicar a massa de um átomo em gramas é como
expressar a massa de uma pulga em toneladas.
A medida de uma grandeza é feita por comparação com uma grandeza padrão
conveniente escolhida. Desta forma, a medida de massa de um corpo é feita comparando-se a
massa de um determinado corpo com a massa de um padrão adequadamente escolhido.
Átomos individuais são muito pequenos para serem vistos e muito menos pesados.
Porém, é possível determinar as massas relativas de átomos diferentes, quer dizer, podemos
determinar a massa de um átomo comparando com um átomo de outro elemento utilizado
como padrão.
Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC),
adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento carbono (12C), ao qual
se convencionou atribuir o valor de 12 unidades de massa.
Uma unidade de massa atômica (1u) corresponde desta forma a 1/12 de massa de um
átomo de isótopo 12 do carbono.
Essa é a chamada unidade de massa atômica - 1 u.m.a. = 1/12 da massa do carbono
12.
25
Através disso, é possível estabelecer uma relação com a massa atômica de um átomo
qualquer, descobrindo-se quantas vezes a massa atômica do átomo é maior que 1/12 do
carbono 12.
O valor de 1 u é de 1,66 · 10–24 g, o que corresponde aproximadamente à massa de
um próton ou de um nêutron.
1,66 x 10-24 g = 1,66 x 10-27 kg
Quando dizemos que a massa atômica de 32S é igual a 32u, concluímos que:
- A massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32u.
- A massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de
C-12.
- A massa de um átomo 32S é igual a 2,7 vezes a massa de um átomo de C-12.
32 x (1/12) = 2,67
O equipamento utilizado na determinação da massa atômica é denominado
ESPECTÔMETRO DE MASSA.
2.6. Massa Molecular
A massa molecular das substâncias é igual à somatória das massas atômicas (A) dos
elementos constituintes. Representa quantas vezes a massa da molécula é maior que a
unidade de massa atômica (u).
Exemplo: para a molécula C12H22O11 (açúcar, sacarose), a massa molecular será:
12 átomos de carbono = 12 x 12,0107 u = 144,1284 u
22 átomos de hidrogênio = 22 x 1,0079 u = 22,1738 u
26
11 átomos de oxigênio = 11 x 15,9994 = 175,993 u
E a soma 342,2967 u
2.7. Número de Avogadro
Um único átomo é tão pequeno que, para que uma amostra de matéria possa ser vista e
manipulada, esta precisa consistir em um enorme número de átomos. Por essa razão, é
conveniente especificar um número total de átomos em uma amostra, não como átomos
individuais, mas, preferencialmente, em termos de “pacotes” consistindo em um certo número
de átomos, do mesmo modo que indicamos o número de ovos em uma cartela por dúzia.
Sejam as seguintes amostras: 12 g de carbono, 27 g de alumínio e 40 g de cálcio.
Experimentalmente verifica-se que o número de átomos N, existentes em cada uma das
amostras, é o mesmo, embora elas possuam massas diferentes. Porém, quantos átomos
existem em cada uma dessas amostras? Várias experiências foram realizadas para determinar
esse número conhecido como número de Avogadro (N) e o valor encontrado é igual a:
6,02x1023
Assim, o número de Avogadro é o número de átomos em x gramas de qualquer
elemento, sendo x a massa atômica do elemento, portanto existem:
• 6,02 · 1023 átomos de C em 12 g de C (MAC = 12 u)
• 6,02 · 1023 átomos de Al em 27 g de Al (MAAl = 27 u)
• 6,02 · 1023 átomos de Ca em 40 g de Ca (MACa = 40 u)
O número de Avogadro é o número de átomos de um elemento, que deve ser reunido
com a finalidade de que o grupo inteiro apresente uma massa em gramas que é
numericamente igual à massa atômica em u. Para cada elemento este é 6,02 x 1023 átomos.
Número de Avogadro: É o número de átomos ou moléculas existentes em 1 atg
(átomo-grama) ou molg (molécula-grama) de qualquer elemento ou substância química.
Contém 6,02x1023 partículas elementares (átomos, moléculas, íons, elétrons, prótons,
nêutrons, etc).
27
2.8. Mol
É o conjunto de 6,02 x 1023 partículas quaisquer, o que vale dizer:
1 mol de átomos = um mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas.
Um mol contém sempre o mesmo número de partículas; não importa qual a substância.
Ex: um mol de sódio contém o mesmo número de átomos que um mol de ferro. Sendo que: 1
mol = 6,02 x 1023 partículas.
Segundo a IUPAC, mol é a quantidade de matéria que contém tantas entidades
elementares quantos são os átomos de carbono-12 contidos em 0,012 kg do C-12. Constante
de Avogadro é o número de átomos de C-12 contidos em 0,012 kg de C-12 e seu valor é
6,02x1023mol -1.
“Mol é a quantidade de substância que contém 6,02 x 1023 unidades da substância em
questão e é unidade de quantidade de matéria.”
1 mol de H tem 1g e 6,02 x 1023 átomos de hidrogênio
2 mols de H tem 2g e 2 x ( 6,02 x 1023) átomos de hidrogênio
3 mols de H tem 3g e 3 x ( 6,02 x 1023) átomos de hidrogênio
1 mol de H2O tem 18g e 6,02 x 1023 moléculas de água
2 mols de H2O tem 36g e 2 x (6,02 x 1023) moléculas de água
3 mols de H2O tem 54g e 3 x (6,02 x 1023) moléculas de água
1 mol de H2O tem 18g e 6,02 x 1023 átomos de oxigênio e 2 x (6,02 x 1023) átomos de
hidrogênio
2 mols de H2O tem 36g e 2 x (6,02 x 1023) átomos de oxigênio e 4 x (6,02 x 1023)
átomos de hidrogênio
3 mols de H2O tem 54g e 3 x (6,02 x 1023) átomos de oxigênio e 6 x (6,02 x 1023)
átomos de hidrogênio
28
O mol é a linguagem das reações químicas. Os coeficientes representam número de
mols.
2 NaOH + 1 H2SO4 => 1 Na2SO4 + 2 H2O
(Hidróxido de sódio + ácido sulfúrico → sulfato de sódio (sal) + água)
Reagentes: 2 mols de NaOH e 1 mol de H2SO4
Produtos: 1 mol de Na2SO4 e 2 mols de H2O
6,02 x 1023 átomos e 1 mol de átomos são medidas equivalentes.
Exercício 2.1:
Calcule a quantidade de átomos de ferro em uma amostra deste material que
corresponde a 2 mols de ferro.
Exercício 2.2:
Quantos mols de átomos de ferro estão presentes em 25 gramas de ferro?
29
3. Estequiometria
A palavra estequiometria é de origem grega e significa medida de uma substância. É
definida como o estudo das quantidades relativas de elementos combinados em compostos e
das quantidades relativas de substâncias consumidas e formadas em reações químicas.
A estequiometria é de extrema importância no cotidiano, principalmente nas indústrias ou
laboratórios, pois objetiva calcular teoricamente a quantidade de reagentes a ser usada em
uma reação, prevendo a quantidade de produtos que será obtida em condições
preestabelecidas.
Lei de Proust: nas reações químicas átomos não são criados ou destruídos. Os átomos
são conservados na reação, todos os átomos nos reagentes devem ter correspondentes nos
produtos.
CNTP: Condições normais de T e P (P = 1atm, T = 0°C = 273K)
Exemplo de balanceamento estequiométrico:
Reação de combustão do álcool etílico:
Balanceando a equação, ficamos com:
2 6 2 2 2
2 6 2 2 2
2 6 2 2 2
2 6 2 2 2
: 2
: 2 3
: 3 2 3
C H O O CO H O
C C H O O CO H O
H C H O O CO H O
O C H O O CO H O
Estabelecida a proporção em mols, pode-se fazer inúmeros cálculos, envolvendo os
reagentes e/ou produtos dessa reação, combinando as relações de várias maneiras.
30
Exercício 3.1:
Balancear a equação da queima do hexano pelo oxigênio para formar dióxido de
carbono e água (reação de combustão).
C6H14 + O2 → CO2 + H2O
Exercício 3.2:
A experiência mostra que o zinco e o ácido clorídrico (solução aquosa de cloridreto)
reagem entre si para formar o cloreto de zinco, com desprendimento de hidrogênio, segundo a
reação: 2 22Zn HCl ZnCl H .
Calcule:
a) a massa de cloreto de zinco que pode ser obtida a partir de 13,08g de zinco;
b) a massa de ácido clorídrico que será consumida nessa reação (referente a letra “a”);
c) a massa de hidrogênio que será obtida na mesma reação (referente a letra “a”);
Exercício 3.3:
O sulfeto de zinco sofre combustão de acordo com a equação:
2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2
Partindo de 28L de oxigênio nas CNTP, calcule:
a) A massa, em gramas, de sulfeto de zinco que reage.
31
b) O número de moléculas de óxido de zinco que reage.
c) O número de mols e o volume nas CNTP, de dióxido de enxofre que se forma.
3.1. Problemas com reagentes limitantes
Vimos que os coeficientes em uma equação balanceada indicam a relação de números
de mols das espécies dos reagentes e produtos.
Exemplo: 2 2 22 2H O H O
2:1 – esta razão é chamada de “razão estequiométrica” dos reagentes. Nada mais é que:
2 moléculas de hidrogênio para 1 de oxigênio, para formar 2 moléculas de água.
Razão fixa: se uma quantidade adicional (um excesso) de qualquer um dos reagentes
estiver presente além da razão estequiométrica, o excesso permanecerá sem reagir.
Exemplo: Se 2,5 mols de moléculas de H2 e 1 mol de moléculas de O2 estiverem
presentes no início da reação, somente dois mols de moléculas de H2 reagirão, deixando
0,5mol sem reagir.
OXIGÊNIO: reagente limitante (devido à quantidade de água formada ser limitada pela
quantidade de oxigênio presente, não pelo hidrogênio).
HIDROGÊNIO: encontra-se em excesso.
“Uma vez identificado o reagente limitante, a quantidade deste (em mols) pode ser usada
para calcular as quantidades de produtos formados.”
Exercício 3.4:
3,65g de H2 e 26,7g de O2 são misturados e reagem. Qual o reagente limitante e qual o
reagente em excesso? Quantos gramas de H2O são formados?
32
4. Transformações químicas
Chamamos fenômeno a toda alteração sofrida por um sistema. Os fenômenos podem ser:
físicos ou químicos.
A Transformação física é a transformação que não altera a identidade química da
substância.
As mudanças de estado são exemplos deste tipo de transformação. O ferro fundido, por
exemplo, ainda é ferro. Um pedaço de fio de cobre pode ser dobrado e não se transforma em
outra substância, podendo até ser finamente dividido em grânulos de pó.
A Transformação química é a transformação que altera a identidade química das
substâncias. São as chamadas reações químicas. São mais significativas ou fundamentais do
que as transformações físicas. Na transformação química as substâncias são destruídas e
novas substâncias são formadas.
São mais conhecidas como REAÇÕES QUÍMICAS. Ex: corrosão, combustão, queima da
madeira, acidez do leite, cozimento do pão.
Exercício 4.1:
Qual dos fenômenos a seguir não envolve reações químicas? Por quê?
a) Fusão de gelo.
b) Digestão de alimentos.
c) Queima de vela.
e) Explosão de dinamite.
33
4.1. A lei das transformações químicas
A observação de muitas reações químicas ao longo do tempo revelou certo número de
consistências conhecidas por LEIS DAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS. A primeira destas
leis foi enunciada por um químico francês, Lavoisier, em 1774, e é agora denominada LEI DA
CONSERVAÇÃO DA MASSA. Nas reações químicas não há destruição nem criação de
matéria, apenas a transformação.
ENUNCIADO QUÍMICO: "Nas reações químicas realizadas em recipientes fechados, a
soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos".
ENUNCIADO FILOSÓFICO: "A matéria não pode ser criada nem destruída, pode
apenas ser transformada". Ou ainda, "na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se
transforma".
É interessante notar que durante séculos a humanidade não despertou para a idéia da
conservação da massa numa reação química. Os sistemas montados eram sempre abertos e,
com isso, os resultados obtidos apresentavam sempre uma variação de massa, uma vez que
os gases podiam sair e entrar no sistema. Os antigos acreditavam que, quando se queimava
uma substância, a matéria desaparecia. Mas na verdade esquecia-se de computar na massa
final os gases que se desprendiam da reação, ou seja, eram computadas apenas as cinzas.
Exercício 4.2:
O carbonato de cálcio é decomposto em óxido de cálcio e dióxido de carbono. Se 25,4g
de carbonato de cálcio são utilizados formando 10,3g de óxido de cálcio, qual a massa de
dióxido de carbono será formada?
34
5. Compostos iônicos e covalentes
Toda e qualquer matéria que conhecemos é formada, de algum modo, pelos elementos
que aparecem listados na tabela periódica. No entanto, quando verificamos a composição das
substâncias, notamos que é muito raro encontrar os átomos isolados. Eles quase sempre estão
unidos formando agregados.
Um dos aspectos mais intrigantes da química é o estudo das forças que agem entre os
átomos. As mais fortes destas forças, denominadas ligações químicas, são forças que unem
átomos formando moléculas, agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos.
Para haver ligação química é necessário que no mínimo dois átomos aproximem-se e
que, além disso, cada um deles sofra algum tipo de alteração em sua distribuição de elétrons,
em função desta aproximação. Isso significa que um átomo pode ligar-se de maneira diferente,
dependendo do outro átomo que formará o par de átomos ligados.
Existem duas classes principais de forças de ligação. Uma envolve a transferência de
elétrons entre os átomos; ela produz íons e é chamada de ligação iônica. A outra ocorre entre
moléculas e envolve o compartilhamento de elétrons, ela é chamada de ligação covalente.
5.1. Ligações iônicas
Na ligação iônica as forças eletrostáticas atraem os íons de cargas opostas.
Tomemos como exemplo o modelo constituído de sódio e cloro. Conforme a posição na
tabela periódica, sabemos que o sódio possui um elétron mais externo, enquanto o cloro possui
sete elétrons mais externos:
Na (Z = 11): 1s22s22p63s1
Cl (Z = 17): 1s22s22p63s23p5
A diferença na quantidade de elétrons mais externos (valência) e sua distribuição
eletrônica entre os dois átomos provocam uma grande diferença na atração entre esses dois
elétrons e os respectivos núcleos. Os elétrons externos do cloro são mais fortemente atraídos
pelo respectivo núcleo do que o único elétron de valência do sódio é atraído pelo seu núcleo.
35
Após essas considerações, podemos imaginar o que ocorrerá quando os dois átomos
estiverem próximos o suficiente, de modo que o núcleo de um deles atrai também os elétrons
mais externos do outro átomo. No caso do cloreto de sódio, o núcleo do cloro atrai fortemente o
único elétron de valência do sódio e o cloro passa a se comportar como um íon Cl-
(denominado cloreto).
Enquanto isso, o sódio passa a se comportar como um íon Na+. As duas espécies ligam-
se, então, por forças eletrostáticas entre íons de cargas opostas. O modelo “cloreto de sódio”,
utilizado nos argumentos anteriores, nos permite elaborar o conceito de ligação iônica:
“A ligação iônica consiste na interação entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions),
e, em função da interação entre as forças eletrostáticas existentes entre os íons de cargas
opostas, não existe nenhum vínculo relativo à origem de cada íon.”
A ligação iônica acontece quando se unem um metal do lado esquerdo da tabela
periódica, de baixa eletronegatividade, e um não-metal do lado direito, de eletronegatividade
elevada.
5.1.1. As estruturas de Lewis
Em 1916, o químico norte americano G. N. Lewis desenvolveu um método de colocar os
elétrons em átomos, íons e moléculas. Este método faz uso de diagramas, agora chamados de
“estruturas de Lewis”. A estrutura de Lewis para um átomo consiste no seu símbolo químico,
rodeado por um número de pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de
valência do átomo.
Exemplo: Escreva a estrutura de Lewis para o cloreto de cálcio.
O cálcio, do grupo IIA da tabela periódica, possui dois elétrons de valência, e o cloro, do
grupo VIIA, possui sete. Ao perder seus elétrons de valência, o cálcio converte dois átomos de
Cl em íons.
2 2 6 2 5
17 1 2 2 3 3Cl s s p s p (ganha 1 elétron)
2 2 6 2 6 2 2
20 1 2 2 3 3 4 [ ]4Ca s s p s p s ou Ar s (perde 2 elétrons)
36
Exercício 5.1:
Escreva a estrutura de Lewis para o óxido de alumínio.
5.2. Ligações covalentes
Vimos que quando um átomo possui uma energia de ionização baixa e outro apresenta
uma afinidade eletrônica alta, um ou mais elétrons podem se transferir do primeiro para o
segundo para formar uma ligação iônica.
A ligação covalente ocorre quando os dois átomos têm a mesma tendência de ganhar e
perder elétrons. Sob essas condições, a transferência total de um elétron não acontece. Em
vez disso, os elétrons ficam compartilhados entre os átomos. Neste tipo de ligação não há a
formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras.
É o que ocorre entre átomos com eletronegatividades iguais ou muito próximas. A
atração do par eletrônico é exercida pelos átomos na mesma intensidade.
A ligação covalente é a ligação mais comum no corpo humano e é mais estável que uma
ligação iônica. Quando uma ligação covalente é formada, nenhum dos átomos envolvidos
perde ou ganha elétrons. Em vez disso, os dois átomos compartilham um, dois ou três pares de
elétrons. Uma maneira que o átomo de hidrogênio pode usar para completar sua camada
eletrônica mais externa é combinar-se com outro átomo de hidrogênio para formar a molécula
de H2. Na molécula de H2, os dois átomos compartilham um par de elétrons. Cada átomo de
hidrogênio tem seu próprio elétron, mais um elétron do outro átomo. Quando um par de
elétrons é compartilhado entre dois átomos, como na molécula de H2, uma única ligação
37
covalente é formada. Quando dois ou três pares de elétrons são compartilhados entre dois
átomos, uma ligação covalente dupla ou tripla é formada.
Os mesmos princípios que se aplicam à ligação covalente entre átomos do mesmo
elemento, também se aplicam a átomos de diferentes elementos. O metano (CH4) é um
exemplo de ligação covalente entre átomos de diferentes elementos. A camada eletrônica mais
externa do átomo de carbono pode conter 8 elétrons, mas possui apenas quatro dele mesmo.
Cada átomo de hidrogênio pode conter dois elétrons, mas possui apenas um dele mesmo. Na
molécula de metano, o átomo de carbono compartilha quatro pares de elétrons, um com cada
átomo de hidrogênio.
Previsão dos tipos de ligação:
Conforme os elementos:
Ligação iônica: metal + não-metal.
Ligação covalente: não-metal + semimetal.
Diferença de eletronegatividade:
A ligação iônica ocorre quando há diferença de eletronegatividade superior a 1,9 (∆ > 1,9).
A ligação covalente ocorre quando a diferença for inferior a 1,9 (∆ < 1,9).
38
6. Geometria molecular
A forma molecular somente se torna uma incógnita quando existem pelo menos três
átomos presentes. Se existirem somente dois átomos, não há dúvidas de como eles estão
agrupados; um está exatamente ao lado do outro. Mas quando existem três ou mais átomos em
uma molécula achamos que seu formato pode, geralmente, ser considerado derivado de uma
das cinco estruturas geométricas básicas, como pode ser visto na figura abaixo:
Moléculas lineares: Em uma molécula linear, os átomos estão
dispostos em uma linha reta. Todas as moléculas diatômicas
poderiam então ser consideradas lineares. Quando existem três
átomos presentes em uma molécula linear, o ângulo formado pelas
ligações, que chamamos de ângulo de ligação, é de 180°. Ex: BeCl2.
39
Moléculas triangulares planas: É uma molécula em que três
átomos estão localizados nos vértices de um triângulo e estão
ligados a um quarto átomo que está no centro deste triângulo. Nesta
molécula, os quatro átomos estão ligados no mesmo plano e os
ângulos de ligação são todos iguais a 120°. Ex: BCl3.
Moléculas tetraédricas: Um tetraedro é uma figura geométrica de
quatro lados, com formato de uma pirâmide, com faces triangulares.
É uma molécula em que quatro átomos, localizados nos vértices do
tetraedro, estão ligados a um quinto átomo no centro desta estrutura.
Todos os ângulos de ligação em uma molécula tetraédrica são
idênticos, valendo 109,5°. Ex: CH4.
Moléculas bipiramidais triangulares: Uma bipirâmide triangular
consiste em duas pirâmides triangulares (pirâmides com faces
triangulares) que compartilham uma mesma base. Nesta molécula o
átomo central está localizado no meio do plano compartilhado pelas
pirâmides triangulares superior e inferior, e está ligado a cinco
átomos que estão nos vértices. Ex: PCl5.
Moléculas octaédricas: Um octaédrico é uma figura de oito lados,
que você pode imaginar como duas pirâmides quadradas
compartilhando uma base quadrada. O octaedro tem apenas seis
vértices, e em uma molécula octaédrica encontramos um átomo no
centro do octaedro ligado a seis outros átomos localizados nesses
vértices. Todas as ligações em uma molécula octaédrica são
equivalentes, com ângulos de 90° entre as ligações adjacentes. Ex:
SF6.
40
6.1. Como prever os formatos das moléculas
Para prever os formatos das moléculas, utiliza-se a teoria da repulsão do par eletrônico
da camada de valência.
A teoria é baseada na noção de que os pares de elétrons da camada de valência,
carregados negativamente, permanecem tão separados quanto possível, de modo a minimizar
suas repulsões mútuas. Para conseguir essa minimização, os pares de elétrons se arranjarão
em torno do átomo central o mais afastado possível.
Considere o BeCl2, uma molécula com apenas dois pares de elétrons em torno do átomo
central. Esses elétrons estão arranjados a 180° para separação máxima:
A estrutura molecular pode ser agora rotulada como uma estrutura linear. Quando
apenas dois pares de elétrons circundam um átomo, eles devem ser colocar a 180° para
produzirem uma estrutura linear.
O que ocorre quando há três pares de elétrons no átomo central? Considere a molécula
de BF3. A maior separação dos pares de elétrons ocorrerá quando os ângulos entre os átomos
forem de 120°:
Esse arranjo de átomos é planar e geralmente chamado de trigonal planar.
Considere agora a situação mais comum, CH4, com quatro pares de elétrons no átomo
de carbono central. Nesse caso, o átomo central exibe uma estrutura eletrônica de gás nobre.
Que arranjo atenuará as repulsões entre os pares eletrônicos? A princípio parece que um
ângulo de 90°, com todos os átomos no mesmo plano, é uma escolha óbvia. Entretanto,
devemos considerar que as moléculas são tridimensionais. Esse conceito resulta numa
estrutura na qual os pares de elétrons estão, na verdade, a 109,5°.
41
Resumo das principais formas moleculares:
A= átomo central ; X= átomos ligantes ; E=pares de elétrons não ligantes
Duplas e triplas ligações contam como uma ligação simples (um par de elétrons).
Tipo de molécula ou íon Forma
AX2 Linear CO2
AX3 Triangular BCl3
AX2E Angular SnCl2
AX4 Tetraédrica CH4
AX3E Piramidal NH3
AX2E2 Angular H2O
AX5 Bipirâmide trigonal PCl5
AX4E Tetraédrica irregular SF4
AX3E2 Forma de T ClF3
AX2E3 Linear XeF2
AX6 Octaédrica SF6
AX5E Piramidal base quadrada BrF5
AX4E2 Quadrado planar XeF4
42
7. Sólidos
7.1. Estruturas cristalinas e amorfas
A maioria das substâncias elementares conhecidas é sólida à temperatura de 25°C e
1atm. Apenas 11 substâncias elementares apresentam-se no estado gasoso sob essas
condições (H2, N2, O2, F2, Cl2 e os seis gases nobres) e somente duas substâncias elementares
apresentam-se no estado líquido (Hg e Br2). Muitos compostos comuns são gases (como CO2 e
CH4 / metano) e líquidos (H2O), mas, assim como ocorre com as substâncias elementares, a
maioria dos compostos é também sólida.
Os sólidos são bastante diferentes dos gases: são duros e rígidos, não mostrando
praticamente tendência em fluir ou difundir, e são geralmente incompressíveis. Os sólidos
consistem em partículas (átomos, íons ou moléculas) muito próximas umas das outras e
ligadas fortemente entre si. Comparado com um gás que apresentam moléculas muito
espaçadas, um sólido apresenta uma estrutura extremamente compacta, na qual as partículas
estão fortemente interligadas.
Contrariamente ao que ocorre com um gás, em que o volume cai pela metade ao
dobrarmos a pressão, em um sólido é necessário uma pressão da ordem de 106 para um
mesmo decréscimo de volume.
Tradicionalmente, um sólido é definido como uma substância que mantém um volume e
uma forma fixos. Em outras palavras, o tamanho e a forma de um sólido não são influenciados
pelo tamanho e forma do recipiente no qual ele está contido. Uma definição moderna de sólido
baseia-se de preferência na estrutura interna e não em propriedades físicas.
Uma das características mais notáveis dos sólidos é a sua ocorrência como cristais. O
crescimento extremamente lento num meio uniforme é necessário para a obtenção de cristais
grandes e perfeitamente formados. Como estas condições não são geralmente atingidas, é
comum obter-se cristais que apresentam distorções (sólidos amorfos). Tais distorções são o
resultado de condições não uniformes na vizinhança do cristal em crescimento, que favorecem
o crescimento mais rápido em certas direções do que em outras. As impurezas muitas vezes
afetam a forma de um cristal.
43
Em um sólido cristalino os átomos, íons ou moléculas estão ordenados em arranjos
bem definidos. Esses sólidos geralmente têm superfícies planas ou faces que fazem ângulos
definidos entre si. Exemplo de sólidos cristalinos: quartzo e diamante.
Sólido amorfo é aquele cujas partículas não tem estrutura regular. Eles não possuem
faces e formas bem definidas. Muitos sólidos amorfos são misturas de moléculas que não se
encaixam muito bem. Exemplo de sólidos amorfos: borracha e vidro.
O vidro é um líquido de alta viscosidade ou um sólido amorfo.
A estrutura dos átomos e moléculas do vidro é desordenada como num líquido. A
química considera sólido todo aquele que tem um arranjo ordenado de átomos, moléculas ou
íons. Por exemplo: o sal de cozinha cristaliza num sistema cúbico, a sacarose em sistema
hexagonal. Como a estrutura do vidro é desordenada, considera-se que ele é um líquido de alta
viscosidade a temperatura ambiente.
O vidro é um líquido de alta viscosidade e de baixíssima fluidez, o que dá a impressão
de um sólido, porém se o mesmo for deixado na posição vertical por centenas de anos
poderemos observar seu escoamento que aparece com a diminuição da espessura da parte de
cima do vidro e um aumento na espessura da base do vidro, como ocorre em algumas
catedrais da Europa.
A viscosidade de um fluido é basicamente uma medida de quanto ela gruda. A água é
um fluido com pequena viscosidade. Coisas como xampu ou xaropes possuem densidades
maiores. A viscosidade também depende da temperatura. O óleo de um motor, por exemplo, é
muito menos viscoso a temperaturas mais altas do que quando o motor está frio.
7.2. Células unitárias
44
A estrutura física dos materiais sólidos depende fundamentalmente do arranjo estrutural de
seus átomos, íons ou moléculas. A grande maioria dos materiais comumente utilizados em
engenharia, particularmente os metálicos, exibe um arranjo geométrico de seus átomos bem
definido, constituindo uma estrutura cristalina. Um material cristalino, independente do tipo de
ligação encontrada no mesmo, caracteriza-se por apresentar um agrupamento ordenado de seus
átomos, íons ou moléculas, que se repete nas três dimensões. Os arranjos atômicos em um sólido
cristalino podem ser descritos usando, como referência, os pontos de intersecção de uma rede de
linhas nas três dimensões. Em um cristal ideal, o arranjo destes pontos em torno de um ponto
particular deve ser igual ao arranjo em torno de qualquer outro ponto da rede cristalina. Dessa
maneira, é possível descrever um conjunto de pontos ou posições atômicas repetitivo,
denominado de célula unitária.
Uma célula unitária é também definida como a menor porção do cristal que ainda
conserva as propriedades originais do mesmo. Através da adoção de valores específicos, como
parâmetros axiais e ângulos interaxiais, pode-se obter células unitárias de diversas naturezas. O
estudo da estrutura interna dos materiais necessita da utilização de 7 arranjos atômicos básicos,
que podem representar as estruturas de todas as substâncias cristalinas conhecidas.
45
A mais simples dela é a célula unitária cúbica, na qual todos os lados são iguais em
comprimento e todos os ângulos são de 90°.
Existem três tipos de células unitárias cúbicas:
46
Quando os pontos de redes estão tão somente nos vértices, a célula unitária é chamada
cúbica simples (CCS). Quando também aparece um ponto de rede no centro da célula unitária,
a célula é cúbica de corpo centrado (CCC). Quando a célula tem pontos de rede no centro de
cada face, bem como em cada vértice, ela é cúbica de face centrada (CFC).
A maioria dos metais tem este tipo de estrutura (cúbica). O níquel, por exemplo, tem uma
célula unitária cúbica de face centrada (CFC), enquanto o sódio tem célula cúbica de corpo
centrado.
7.3. Defeitos nos sólidos
O estado sólido é quase sempre caracterizado por irregularidades internas conhecidas
como defeitos. Isto inclui irregularidades conhecidas como defeitos lineares ou deslocamentos,
nos quais a regularidade do retículo cristalino é interrompida ao longo da linha, e defeitos
pontuais, que incluem vazios e posições intersticiais, centros de cor e centros de impurezas.
Diversas propriedades dos materiais metálicos são profundamente afetadas pela
presença de defeitos cristalinos e frequentemente determinadas características são
intencionalmente alteradas pela introdução de quantidades controladas de defeitos. Exemplos:
dopagem de semicondutores, endurecimento de metais e ligas por encruamento (deformação a
frio), refino do tamanho de grão.
Os defeitos cristalinos são imperfeições que ocorrem no arranjo periódico regular dos
átomos em um cristal. Podem envolver irregularidades: na “posição dos átomos” e no “tipo de
47
átomos”. O tipo e o número de defeitos dependem: do material, da “história” de processamento
do material e do meio ambiente.
É considerado defeito cristalino toda e qualquer alteração que possa modificar a ordem
do material perfeito. Desse modo são defeitos: um átomo fora de seu lugar, a falta de um
átomo, um átomo de impureza de tamanho diferente que o da rede, um empilhamento alterado,
uma superfície irregular, um precipitado, uma bolha, enfim, tudo que perturba a organização
perfeita.
7.3.1. Defeitos Lineares (ou deslocamentos)
Um defeito linear, também chamado deslocamento, é uma irregularidade estrutural que
segue uma linha no cristal. Existem dois tipos comuns de deslocamento: o deslocamento em
cunha e o deslocamento helicoidal.
Deslocamento em cunha: é uma camada
de partículas que não tem continuidade
dentro do cristal.
Deslocamento helicoidal: consiste em camadas de átomos enroladas ao redor de um
eixo que passa através do cristal, como se fosse a rosca de um parafuso. A discordância em
hélice pode ser imaginada como sendo o resultado da aplicação de uma tensão de
cisalhamento.
Por exemplo, a corrosão de metais ocorre mais rapidamente onde há alta concentração
de deslocamentos. Muitos metais são moles em parte devido ao fato de a deformação criar
muitos deslocamentos que, propagando-se através do cristal, permitem que camadas de
átomos se desloquem uma em relação à outra. Excessivos trabalhos a frio de um metal o
tornam frágil devido à criação de uma alta concentração de deslocamentos numa única região.
(Um pedaço de metal pode ser quebrado após ser dobrado várias vezes em um mesmo lugar).
48
7.3.2. Defeitos Pontuais
Existem vários tipos de defeitos pontuais; dois dos mais comuns são o vazio e a
posição intersticial.
- Vazio: é uma posição na qual um átomo, um íon ou uma molécula está fora de sua
posição no cristal.
- Intersticial: é uma partícula aprisionada entre posições cristalinas.
Também classificados como defeitos pontuais, temos os centros de impurezas, que são
átomos, íons ou moléculas estranhas em pontos do retículo. Isto ocorre geralmente em todos
os sólidos, e em alguns deles dá origem ao fenômeno de semicondutividade.
Um semicondutor é uma substância cuja condutividade elétrica aumenta com o aumento
da temperatura. Num metal normal, um aumento na temperatura provoca um aumento na
amplitude da vibração dos íons no cristal, o que limita a liberdade de movimento dos elétrons
deslocalizados e, consequentemente, a condutividade do metal decresce. A baixas
temperaturas, um semicondutor é um fraco condutor de eletricidade porque a maioria de seus
elétrons estão ligados aos átomos específicos. À medida que a temperatura aumenta, alguns
elétrons são liberados, podendo se movimentar, o que resulta num aumento da condutividade
elétrica. Uma substância pura que exibe este fenômeno é chamada de semicondutor intrínseco.
Existem quatro tipos básicos de defeitos pontuais:
As impurezas intersticiais podem ser de átomos da própria espécie ou de espécie
diferente. Os isótopos podem ser considerados impurezas.
Um defeito de Frenkel associa uma vaga com uma impureza intersticial.
49
8. Soluções
A maior parte das substâncias que encontramos no dia-a-dia são misturas. Muitas
misturas são homogêneas, isto é, seus componentes estão misturados uniformemente no nível
molecular. Misturas homogêneas são chamadas “soluções”. As soluções podem ser gases,
líquidos ou sólidos.
As propriedades de uma mistura heterogênea são uma combinação das propriedades
individuais de seus componentes. Por exemplo: uma mistura de areia e sal exibe as
propriedades de ambos: areia e sal. Em contraste, as propriedades de uma mistura
homogênea, uma solução, pode não estar relacionada simplesmente com aquelas dos seus
componentes individuais. Sendo assim, o ponto de congelamento da água salgada é menor
que aquele do sal puro ou da água pura. Em resumo, como a água salgada não é uma
substância pura, ela congela num intervalo de temperaturas diferente do intervalo para a água
pura.
Algumas vezes uma mistura pode ser identificada como uma solução por uma mera
inspeção visual. Se diferentes fases podem ser vistas a olho nu ou por meio de um
microscópio, a mistura é heterogênea e não é uma solução; se somente uma fase está
presente, então, é uma solução. Contudo, a distinção entre misturas homogêneas e
heterogêneas por meio visual é algumas vezes difícil ou impraticável, especialmente quando o
tamanho das partículas é extremamente pequeno. Exemplo: leite e seus derivados, sangue...
Solução é toda mistura homogênea constituída por duas ou mais substâncias numa só
fase, onde o tamanho médio de partícula é de no máximo 1 nm (n=nano=10-9).
As soluções são formadas por um solvente (geralmente o componente em maior
quantidade) e um ou mais solutos (geralmente componente em menor quantidade). Por serem
muito comuns, as soluções onde o solvente é a água são chamadas de SOLUÇÕES
AQUOSAS.
A água, no entanto, é sempre considerada como solvente, não importando a proporção
desta na solução. Exemplos: o vinagre é uma solução com aproximadamente 4% de ácido
acético. Nesta solução, o ácido acético é o soluto e a água é solvente; o álcool a 70% é uma
solução na qual o soluto é o álcool e a água é o solvente.
50
Um método de laboratório comumente usado para decidir quando a mistura é
homogênea ou heterogênea baseia-se na medida da temperatura de mudança de fase. Por
exemplo, uma curva de aquecimento obtida de uma mistura heterogênea de dois componentes
sólidos apresenta dois patamares de temperatura, em intervalos durante os quais a
temperatura permanece constante na temperatura de fusão característica de cada componente.
Em comparação, pelo fato de o ponto de fusão de uma solução sólida, aumentar gradualmente
com o progresso da fusão, a curva de aquecimento e ponto de fusão de uma solução sólida
apresenta uma quebra (mudança de inclinação) quando a fusão inicia e outra quebra quando
esta termina. Se a temperatura de mudança de fase de uma substância, tal como este ponto de
fusão, varia com o prosseguimento da mudança de fase, isto é uma boa evidência de que a
substância é uma solução.
8.1. Classificação das soluções
A classificação das soluções pode ser feita sob diferentes critérios:
a) De acordo com o tamanho das partículas dispersas:
51
Classificação Tamanho das partículas dispersas Solução verdadeira Até 1 nm (nanômetro) [limonada ou água do mar]
Solução coloidal (sistema coloidal) De 1 nm a 100 nm [leite, gelatina]
Solução grosseira (suspensão) maior que 100 nm [atmosfera empoeirada]
b) Quanto ao estado físico (estado de agregação da solução):
O estado de agregação do solvente é que determina o estado de agregação da solução.
- Sólidas: Neste caso o solvente é sólido, e o soluto pode ser sólido, líquido ou gasoso.
Ex: bronze; liga de cobre e mercúrio; ouro utilizado em jóias; paládio e hidrogênio; S-G: ar e
poeira (fumaça). S-L: água mais sal. S-S: ouro.
- Líquidas: O solvente é líquido, e o soluto pode estar em qualquer um dos estados
físicos: sólido, líquido ou gasoso. Ex: água açucarada; água salgada; água da torneira; vinho;
- Gasosas: Tanto o solvente como o soluto são gasosos. Ex: ar; qualquer mistura de
gases. Não é possível preparar uma mistura heterogênea de 2 gases porque todos os gases
misturam-se uniformemente um com o outro em qualquer proporção.
c) Quanto à proporção soluto/solvente:
- Solução diluída: São soluções que apresentam pequena quantidade de soluto em
relação à quantidade de solvente. São, geralmente, consideradas como soluções diluídas
aquelas que apresentam menos de 0,1 mol de soluto por litro de solução. Exemplos: solução
0,1 molar de NaCl; solução 2% de HCl; solução 10 g/L de H2SO4.
- Solução concentrada: São soluções que apresentam grande quantidade de soluto em
relação à quantidade de solvente. As soluções concentradas apresentam, porém, menor
quantidade de soluto que a solução saturada. Exemplos: solução de HCl 25%; solução 1000g/L
de H2SO4.
- Solução insaturada: São soluções que apresentam quantidade inferior de soluto que a
quantidade de solvente em questão, à determinada temperatura, pode dissolver.
- Solução saturada: São soluções estáveis que apresentam quantidade máxima de
soluto possível de dissolver numa determinada quantidade de solvente, a uma dada
temperatura. Exemplos: solução saturada de NaCl: 360 g/L a 20ºC; solução saturada de KNO3:
316 g/L a 20ºC.
- Solução supersaturada: São soluções que apresentam uma quantidade maior de soluto
que soluções saturadas, nas mesmas condições de temperatura e pressão.
52
8.2. Concentração das soluções
Existem muitas formas de expressar a concentração de soluções, ou seja, a proporção
entre quantidades de soluto e solvente, ou entre quantidades de soluto e solução.
Concentração comum ou concentração em g/L
É a razão entre a massa de soluto, em gramas, e o volume de solução em litros.
Onde:
C = concentração (g/L)
m1 = massa do soluto (g)
V = Volume de solução (L)
Exemplo: Uma solução 1 g/L possui um grama de soluto dissolvido em um litro de
solução; uma solução 20 g/L possui 20 gramas de soluto dissolvidos em um litro de solução.
Concentração em massa ou título
É a razão entre a massa de soluto e a massa de solução.
Onde:
T = título
m1 = massa do soluto
m2 = massa do solvente
m1 + m2 = m (massa da solução)
O título de uma solução é um número sem unidades, maior que zero e menor que um.
Geralmente utiliza-se o título expresso em porcentagem. Para isso, multiplica-se o título em
massa por 100.
53
O título nos dá a porcentagem em peso de uma solução, ou seja, a quantidade em
gramas de soluto que existem em 100 gramas de solução.
Exemplo: Uma solução de KCl 10% possui 10 gramas de KCl em 100 g de solução.
Concentração molar ou molaridade
É a razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução dado em litros.
Em química esta unidade de concentração é a mais importante. Indica o número de mols
de soluto adicionado ao solvente em quantidade suficiente para completar um litro de solução.
Onde:
M = Concentração em mol/L
n1 = número de mols de soluto
V = volume de solução (L)
m1 = massa de soluto (g)
PM = massa molar do soluto (g/mol)
A concentração molar ou molaridade nos indica o número de mols de soluto que existe
em um litro de solução.
Exemplo: Uma solução 1M possui um mol de soluto dissolvido em um litro de solução.
Uma solução 0,5M possui 0,5 mols de soluto dissolvidos em um litro de solução.
É importante notar que a molaridade refere-se à quantia de soluto por litro de solução e
não por litro de solvente. Se um litro de água for adicionado a um mol de soluto, é provável que
o volume final não seja exatamente 1 litro, e a concentração final não será exatamente 1 molar.
Portanto, ao preparar soluções de uma determinada molaridade, quase sempre iremos
dissolver o soluto em uma quantidade de solvente menor do que o volume desejado, para
então completar o volume final com mais solvente.
Exercício 8.1:
Uma solução é preparada pela dissolução de 4,35g de glicose (C6H12O6) em 25 mL de
solução. Calcule a molaridade de glicose na solução.
54
Exercício 8.2:
Quantos gramas de sulfato de cobre II (CuSO4) são necessários para preparar 100 mL
de uma solução aquosa de 1mol/L?
Exercício 8.3:
Calcule a concentração molar de 750 mL de uma solução aquosa que contém 30 g de
NaOH.
Exercício 8.4:
Uma solução contém 5g de tolueno (C7H8) e 225g de benzeno, bem como a densidade
de 0,876 g/mL. Calcule a molaridade do tolueno na solução.
Fração molar
A fração molar de uma solução é a relação entre o número de mols deste componente e
o número total de mols da solução.
Se a solução apresenta apenas um tipo de soluto, a expressão da Fração Molar será:
Onde:
FM1 = fração molar do soluto;
FM2 = fração molar do solvente;
n1 = número de mol de soluto;
n2 = número de mol de solvente.
Se a solução apresentar mais de um soluto, calcula-se a relação entre o número de mols
do soluto ou solvente em questão, e o somatório do número de mols dos demais componentes.
Para obter a percentagem molar de uma solução, multiplica-se a fração molar por 100.
%M = FM x 100
55
Unidade: A fração molar não tem unidade, é um número maior que zero e menor que
um, quando multiplicado por 100 (porcentagem molar) se expressa o resultado em mols %.
A porcentagem molar nos indica o número de mols de um componente de uma solução,
que existem em 100 mols de solução. A fração molar nos indica a fração de mols de um
componente por mol de solução.
Uma solução de NaCl que tem uma porcentagem molar de 5%, possui 5 mols de NaCl
dissolvidos em 95 mols de água, ou 100 mols de solução. Esta mesma solução teria fração
molar igual a 0,05 ou 0,05 mols em 0,95 mols de água.
A soma das frações molares de todos os componentes de uma solução é igual a uma
unidade, e a soma das porcentagens molares é igual a 100.
Exercício 8.5:
Uma solução de ácido clorídrico contém 36% de HCl em massa. Calcule a fração molar
de HCl na solução.
8.3. Diluição das soluções
Diluir uma solução é acrescentar a ela o solvente puro com o objetivo de diminuir sua
concentração.
O procedimento mais simples, geralmente aplicado, para diluir uma solução, é a adição
de solvente à solução (a quantidade de soluto permanece constante).
56
Na diluição de soluções a massa de soluto, inicial e final, é a mesma, somente o volume
é maior, logo, a concentração da solução será menor. Como a massa de soluto permanece
inalterada durante a diluição, pode-se escrever:
C1.V1 = C2.V2
e também
M1.V1 = M2.V2
Exercício 8.6:
70mL de uma solução aquosa de brometo de sódio, NaBr, 0,207 mol/L, é diluída pela
adição de uma quantidade de água suficiente para aumentar seu volume para 125 mL. Qual é a
nova concentração molar?
Preparando soluções de concentração conhecida
Uma tarefa que os químicos devem executar frequentemente é preparar determinado
volume de uma solução de concentração conhecida. Há duas maneiras comuns de se fazer
isso.
Balão volumétrico
- Combinando uma massa determinada de soluto com o solvente
Suponha que se deseja preparar 2,00L de uma solução 1,50M de Na2CO3 (carbonato de
sódio). Você tem Na2CO3 sólido, água e um balão volumétrico de 2,00L. Para preparar a
solução, é preciso pesar a quantidade necessária de Na2CO3 de forma tão precisa quanto
possível, colocar cuidadosamente todo o sólido no balão volumétrico e, então, adicionar água
57
para dissolver o sólido. Após sua dissolução completa, adiciona-se mais água até se atingir o
volume de 2,00L. A solução terá então a concentração desejada e o volume especificado.
Mas qual massa de Na2CO3 é necessária para se obter 2,00L de Na2CO3 1,50M?
Massas atômicas: Na = 23u; C = 12u; O = 16u.
Primeiro, calcule a quantia necessária de substância:
2 32 3
2 3
2 3
1,50 Na2,00 3,00 Na
1,00
1 1,5
2
3
mol COL x mol de CO sao necessarios
Lsolucao
L de solucao mol de Na CO
L x
x mol de Na CO
E, a seguir, a massa em gramas:
2 32 3 2 3
2 3
2 3
106,0 Na3,00 318 Na
1 Na
1 106
3
318
g COmol Na CO x g CO
mol CO
mol de Na CO g
mol x
x g
Assim, para preparar a solução desejada, é necessário dissolver 318g de Na2CO3 em
água suficiente para completar 2,00L de solução.
Exercício 8.7:
Um experimento no laboratório requer 350 mL de uma solução 0,5 M de Na2SO4. Você
recebe Na2SO4 sólido, água e um balão volumétrico de 350 mL. Descreva como preparar a
solução requerida. Massas atômicas: Na = 23u; S = 32u; O = 16u.
- Diluindo uma solução mais concentrada
Outro método para se preparar uma solução de determinada concentração é a partir de
uma solução concentrada e adicionar água até atingir a concentração mais baixa desejada.
Suponha que você precise de 500 mL de uma solução 0,0010 M de dicromato de
potássio, K2Cr2O7, para utilizar em uma análise química. Você tem uma solução 0,100 M de
K2Cr2O7 disponível. Para fazer a solução 0,0010 M requerida, coloque um volume medido da
solução de K2Cr2O7 mais concentrada em um balão e, então, adicione água até que o K2Cr2O7
58
esteja contido em um volume maior de água, isto é, até que esteja menos concentrado (ou
mais diluído).
Que volume de solução 0,100 M de K2Cr2O7 deve ser diluído para se preparar a solução
0,0010 M?
Se o volume e a concentração de uma solução forem conhecidos, a quantia de soluto
também será conhecida. Consequentemente, a quantia de K2Cr2O7 que deve estar na solução
diluída final é:
M = n1/V
Sendo: V = 0,500L e M = 0,0010M
Quantia de K2Cr2O7 na solução diluída = (0,500L) (0,0010 mol/L) = 0,00050mol K2Cr2O7
(este valor é o mesmo, constante).
Uma solução mais concentrada que contém essa quantia de K2Cr2O7 deve ser colocada
em um balão de 500 mL e então ser diluída ao volume final. O volume de K2Cr2O7 0,100 M que
deve ser transferido e diluído é 5,0 mL, conforme o cálculo abaixo:
Mc.Vc (concentrado) = Md.Vd (diluído)
0,1 x Vc = 0,001 x 0,5
Vc = 0,005L = 5mL
Assim, para preparar 500 mL de K2Cr2O7 0,0010 M, colocamos 5,0 mL da solução de
K2Cr2O7 concentrada em um balão volumétrico de 500mL e avolumamos com água até o
menisco.
Exercício 8.8:
Quantos mililitros de 3M de H2SO4 são necessários para preparar 450mL de H2SO4
0,10mol/L de H2SO4? Descreva como preparar a solução requerida.
Porcentagem de massa, ppm e ppb
59
- partes por: milhão: 1.000.000
bilhão: 1.000.000.000
ppm massa: expressa a massa do soluto (disperso), em μg (micrograma), existentes em
1g (1 milhão de μg) da solução.
Ex: quando se afirma que a água poluída de um rio contém 5 ppm em massa de
mercúrio significa que 1g da água deste rio contém 5μg de mercúrio.
ppm volume: (só pode ser usada quando os componentes da solução são todos
líquidos ou gases). Indica o volume de soluto, em mL, existentes em 1m3 (1 milhão de mL) de
solução.
Ex: o ar (solução gasosa) contém 8 ppm de gás hélio, portanto, em casa 1m3 do ar
atmosférico existe 8 mL de hélio.
8.4. Solubilidade
Solubilidade ou coeficiente de solubilidade é a máxima quantidade de uma substância
que pode ser dissolvida em uma quantidade específica de solvente a uma dada pressão e
temperatura.
A solubilidade é a propriedade que as substâncias têm de se dissolverem
espontaneamente numa outra substância denominada de solvente. A quantidade de substância
que se dissolve em determinada quantidade de solvente varia muito de substância para
substância.
O álcool, por exemplo, possui solubilidade infinita em água, pois água e álcool se
misturam em qualquer proporção. Grande parte das substâncias, por sua vez, possui
solubilidade limitada, ou são insolúveis.
“O semelhante dissolve semelhante” (mas nem sempre funciona).
APOLAR: os átomos têm igual eletronegatividade. Ex: O2; óleo (azeite).
POLAR: os átomos têm eletronegatividade diferentes. Ex: água, NH3.
A afinidade entre soluto e solvente é que determina a formação da solução. Substâncias
polares são solúveis em solventes polares, e as apolares em apolares.
60
O coeficiente de solubilidade geralmente é expresso em gramas por 100 gramas ou
1000 gramas de solvente. Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno, como do
AgCl, diz-se que a substância é insolúvel. Quando o soluto e o solvente são líquidos e não se
dissolvem entre si, diz-se que os mesmos são imiscíveis.
Ex: o coeficiente de solubilidade do KNO3(nitrato de potássio) em água é 31,6g/100gH2O
a 20°C; isso significa que são dissolvidos 31,6g de KNO3 em cada 100g de H2O a 20°C.
O coeficiente de solubilidade permite dividir as soluções em insaturada, saturada e
supersaturada.
A pressão e a temperatura são dois fatores externos que influenciam a solubilidade,
ambos afetam a solubilidade de gases em líquidos, enquanto somente a temperatura é um fator
importante na solubilidade de sólidos em líquidos.
Geralmente, à medida que a temperatura aumenta, a solubilidade dos sólidos aumenta.
Algumas vezes, a solubilidade diminui quando a temperatura aumenta (por exemplo Ce2(SO4)3,
que é uma exceção).
Os gases se tornam menos solúveis à medida que a temperatura aumenta (aumentando
a temperatura, diminui a solubilidade).
A variação da solubilidade com a temperatura é utilizada pelos químicos para purificar
compostos. Uma amostra impura de determinado composto é dissolvida em um solvente a alta
temperatura porque a solubilidade é geralmente maior sob essas condições. A solução é
resfriada de modo a diminuir a solubilidade e, quando o limite da solubilidade é atingido à
temperatura mais baixa, formam-se cristais do composto puro. Se o processo é feito devagar e
cuidadosamente, às vezes podemos obter cristais muito grandes.
A variação da pressão só é representativa quando o soluto é um gás em um solvente
líquido. A solubilidade de sólidos e líquidos em solventes líquidos é praticamente independente
da pressão (porque a pressão não altera muito o volume da solução).
Quanto maior a pressão, mais próximas as moléculas de gás estarão do solvente e
maior a chance da molécula de gás atingir a superfície e entrar na solução.
Consequentemente, quanto maior for a pressão, maior a solubilidade. Quanto menor a pressão,
menor a quantidade de moléculas de gás próximas ao solvente e menor a solubilidade.
61
As bebidas carbonadas são engarrafadas com uma pressão parcial de CO2 > 1 atm. Ao
abrirmos a garrafa, a pressão parcial de CO2 diminui e a solubilidade do CO2 também diminui.
Consequentemente, bolhas de CO2 escapam da solução.
Quase todo mundo já abriu uma garrafa de Coca Cola e viu as bolhas minúsculas que
imediatamente emergem do líquido. O gás (neste caso gás carbônico) é dissolvido na água,
que compõe a maior parte do refrigerante. A solubilidade do gás é mais alta sob pressão na
garrafa fechada do que é quando ela é aberta, o resultado do princípio químico conhecido
como a Lei de Henry, que estabelece que a solubilidade de um gás em um líquido é
diretamente proporcional à pressão parcial do gás. Mergulhadores estão familiarizados com o
fato que um abaixamento súbito da pressão pode provocar a liberação de bolhas de nitrogênio
no sangue, sendo este um risco mortal para mergulhadores que sobem muito rápido à
superfície.
62
9. Propriedades Coligativas
Adicionar um soluto a um líquido puro mudará as propriedades do líquido. De fato, essa é
a razão pela qual algumas soluções são preparadas. Nos Estados Unidos, por exemplo, a
adição de anticongelante ao radiador dos carros impede que o líquido de refrigeração ferva no
verão e congele no inverno. As mudanças que ocorrem nos pontos de congelamento e de
ebulição quando uma substância é dissolvida em um líquido puro são duas propriedades que
examinaremos detalhadamente.
As propriedades coligativas são aquelas que idealmente dependem apenas do número
de partículas de soluto por molécula de solvente, e não da identidade do soluto.
Cada uma das propriedades coligativas depende da diminuição da tendência de escape
das moléculas do solvente pela adição das partículas do soluto. Tendência ao escape é a
tendência apresentada pelas moléculas para escapar da fase na qual se encontram.
Em uma solução, as moléculas de soluto ocupam um determinado lugar e compartilham
o espaço com as do solvente líquido. Além disso, acontecem interações entre os dois tipos de
moléculas, geralmente de atração. Dessa maneira, a pressão de vapor de uma solução é
menor que a do solvente puro.
Quanto maior é o número de moléculas de soluto dissolvidas, maior é a diferença. Os
efeitos das propriedades coligativas dependem do número de moléculas dissolvidas.
A diminuição da pressão de vapor das soluções explica porque elas fervem em
temperaturas maiores e porque se solidificam em temperaturas menores. Uma solução de
açúcar em água ferve a uma temperatura maior do que a água pura, pois a interação das
moléculas de açúcar com a água diminui a pressão de vapor dela. O efeito da diminuição do
ponto de fusão é aproveitado nos países frios, jogando-se sal nas ruas para derreter o gelo.
Durante o estudo de cada uma das propriedades coligativas, será necessário sempre
comparar o comportamento da solução com o respectivo solvente puro.
Para ilustrar um exemplo de tal comparação, verifique que ao se aquecer água pura, ao
nível do mar, a temperatura de ebulição da água (solvente puro) é igual a 100°C. No entanto,
quando se aquece uma solução aquosa de cloreto de sódio, percebe-se que o ponto de
ebulição da água sofre um aumento.
63
A elevação do ponto de ebulição da água na solução aquosa foi ocasionada pela
presença do soluto. Com isso, percebe-se que a adição de um soluto sempre irá produzir
efeitos em algumas propriedades físicas de um solvente, que são: aumento do ponto de
ebulição, diminuição do ponto de congelamento, diminuição da pressão de vapor, aumento da
pressão osmótica.
Uma utilidade prática do abaixamento da temperatura de congelamento é a utilização de
água e etilenoglicol no radiador de carros de países de clima frio, a mistura pode baixar a
temperatura até –35° C.
Propriedades Coligativas:
- Tonometria ou Tonoscopia
- Ebuliometria ou Ebulioscopia
- Criometria ou Crioscopia
- Osmometria ou Osmoscopia
As denominações tonoscopia, ebulioscopia, crioscopia e osmoscopia são mais
precisamente os nomes das propriedade coligativas, enquanto as denominações tonometria,
criometria e osmometria são os estudos das medidas das propriedades.
9.1. Tonometria
“Quanto mais soluto, menor a pressão de vapor, maior a temperatura de ebulição e
menor a de congelamento”.
Pressão de vapor: é a pressão exercida por um gás em equilíbrio com o seu líquido. No
líquido a pressão de vapor aumenta com o aumento da temperatura.
É uma propriedade física que depende intimamente do valor da temperatura. Qualquer
que seja a temperatura, a tendência é de o líquido se vaporizar até atingir equilíbrio
termodinâmico com o vapor; em termos cinéticos, esse equilíbrio se manifesta quando a taxa
de líquido vaporizado é igual à taxa de vapor condensado.
Em relação à pressão de vapor de um solvente puro, pode-se dizer que sempre ela será
maior do que a pressão de vapor de uma solução. Isso decorre do fato de que as partículas do
soluto roubam energia cinética das moléculas do solvente, impedindo que parte destas ganhe o
64
estado de vapor. As partículas dispersas constituem uma barreira que dificulta a movimentação
das moléculas do solvente do líquido para a fase gasosa.
A diferença entre a pressão máxima de vapor do solvente puro e a pressão máxima de
vapor do solvente em solução denomina-se abaixamento da pressão máxima de vapor. Com
isso, é possível estabelecer a seguinte condição para as soluções: Quanto maior a quantidade
de partículas em uma solução, menor será a sua pressão de vapor.
9.2. Ebuliometria
É o estudo do aumento do ponto de ebulição de um solvente quando se adiciona a ele
um soluto não-volátil. Ocorre a elevação do ponto de ebulição devido à diminuição da pressão
de vapor. Em relação ao ponto de ebulição de uma solução, é possível afirmar que ele sempre
será maior que o ponto de ebulição do solvente puro.
Ponto de ebulição de um líquido é a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido é
igual à pressão externa ou pressão atmosférica.
Quando adicionamos soluto não-volátil a um solvente líquido, também ocorre aumento
da temperatura de ebulição. O soluto não-volátil atrapalha a evaporação das moléculas,
roubando-lhes energia cinética.
Se tomarmos um solvente puro e uma solução, observaremos que a solução ferverá a
uma temperatura superior à temperatura de ebulição do solvente. O aumento da temperatura
de ebulição, após adicionarmos soluto, denomina-se elevação da temperatura de ebulição.
Assim pode-se afirmar que: “Quanto maior a quantidade de partículas dispersas em
uma solução, maior será o seu ponto de ebulição”. (Por isso temos INTERVALO de
ebulição e não PONTO de ebulição).
Uma solução tem ponto de ebulição variável, pois, à medida que o solvente vaporiza, a
concentração da solução restante aumenta, fazendo com que a temperatura de ebulição
aumente.
65
A pressão de vapor de um líquido está diretamente relacionada com o ponto de ebulição.
O éter e a acetona apresentam pontos de ebulição baixo, 34,6 e 56ºC, respectivamente,
apresentam elevada pressão de vapor, por isso, são muito voláteis. Quanto maior é a pressão
de vapor de um líquido, menor será o seu ponto de ebulição.
9.3. Criometria
É o estudo do abaixamento do ponto de congelamento de um solvente quando se
adiciona a ele um soluto não-volátil. Em relação ao ponto de congelamento de uma solução, é
possível afirmar que a solução apresentará sempre ponto de congelamento menor do que o do
solvente puro.
“Quanto maior a quantidade de partículas dispersas em uma solução, menor será o seu
ponto de congelamento”.
Uma maneira de explicar o fenômeno da elevação do ponto de ebulição é dizer que as
partículas de soluto diminuem a tendência de escape do solvente, portanto, precisamos
compensar isto promovendo o aumento da temperatura a fim de conseguir fervê-lo. Mas a
tendência de escape significa a tendência de escapar para qualquer outra fase; então podemos
usar um argumento semelhante para justificar o fato de que um soluto abaixa o ponto de
congelamento de um solvente.
A presença de moléculas estranhas (soluto) muda as forças de atração e "atrapalham"
a organização do cristal sólido, necessitando que se retire mais energia (calor) para que o
movimento diminua. Desta forma a temperatura de congelamento de uma solução é menor
que a temperatura de congelamento do solvente puro.
66
Exemplo: Uma solução com 10% de sal congela a -6°C, e uma solução com 20% de sal
congela a -16°C.
9.4. Osmometria ou Osmoscopia (pressão osmótica)
Entende-se por osmose a passagem de um solvente (líquido) por meio de uma
membrana semipermeável, de um meio menos concentrado (diluído) para o meio mais
concentrado.
Para impedir a passagem do solvente para o meio mais concentrado, é necessário
aplicar uma pressão sobre a solução concentrada, que será chamada de pressão osmótica.
Dessa forma, podemos definir pressão osmótica como “a pressão que se deve aplicar à
solução para não deixar o solvente atravessar a membrana semipermeável”.
Osmose reversa: consiste em aplicar uma elevada pressão para fazer com que a água
flua de uma solução mais concentrada para uma solução menos concentrada, através de uma
membrana semipermeável. Podemos utilizar a osmose reversa para obter a dessalinização das
águas dos oceanos, já que a pressão osmótica da água do mar é da ordem de 30 atm. Se
aplicarmos uma pressão superior a 30 atm, o fluxo osmótico será revertido e poderemos obter
água potável.
67
10. Cinética e mecanismos das reações
As reações químicas precisam de certo tempo para se completar. Algumas reações são
extremamente rápidas, como, por exemplo, as explosões, enquanto que outras são muito
lentas, como é o caso da formação do petróleo. O estudo da velocidade das reações químicas
e dos fatores que podem acelerá-la ou retardá-la constitui a chamada cinética química. Este
estudo é sem dúvida de grande importância na nossa vida cotidiana, já que muitas reações
químicas de interesse industrial podem ser aceleradas, gastando menos tempo para ocorrerem
e, portanto, tornando o processo mais econômico.
Você já deve ter percebido que o papel dos livros muda de cor com o tempo. Primeiro
ele se torna amarelo e depois de muitos anos adquire uma tonalidade café. O que acontece é a
combustão lenta da celulose do papel.
O papel “queima” espontaneamente e lentamente à temperatura ambiente. Mas o
processo é extremamente lento e só é visível com a passagem dos anos.
Como se vê, não basta saber se um processo químico é espontâneo ou não, pois pode
acontecer em um segundo ou em 100 anos. Por isso, é imprescindível saber qual é a
velocidade de uma reação química e por quais fatores ela é influenciada. Esse é o objeto do
estudo da cinética química.
10.1. Velocidade das reações
A velocidade de um evento é definida como a variação que ocorre em determinado
intervalo de tempo. A velocidade de uma reação química – sua taxa de reação – é a variação
na concentração dos reagentes ou produtos por unidade de tempo. Portanto, as unidades para
a velocidade de reação são geralmente “mol/L / s”.
A velocidade de uma transformação química pode ser quantificada medindo-se a taxa de
aparecimento de um produto ou de desaparecimento de um reagente. Por exemplo:
Transformação na concentração de um reagente
Tempo necessário para que ocorra a transformaçãovelocidade
68
Acontece que a velocidade de uma reação não é constante.
A figura acima (curva típica de velocidade de reação) mostra um exemplo de como esse
parâmetro se altera a medida que uma reação vai se completando.
A velocidade depende da concentração dos reagentes. É rápida no início, ou seja,
quando existe uma alta concentração de reagentes, e diminui quando esses se esgotam (ou
quando chegam ao equilíbrio, pois nem sempre tem mais produto que reagente).
A velocidade média de consumo de um reagente ou de formação de um produto é
calculada em função da variação da quantidade de reagentes e produtos pela variação do
tempo.
Quantidade: mol/L (é o mais comum).
Tempo: s (segundos), h (horas), min (minutos).
Quando é calculada, a variação da quantidade consumida (reagentes), esta será
negativa, porque a variação corresponde à quantidade final menos inicial. Para evitar o
surgimento de velocidade negativa, usamos o sinal negativo na expressão ou a variação em
módulo, sempre que nos referimos aos reagentes.
Exemplo:
N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g)
vm de consumo de N2 =
vm de consumo de H2 =
69
vm de formação de NH3 =
Os reagentes são consumidos durante a reação e a sua quantidade diminui com a
variação do tempo, enquanto os produtos são formados e suas quantidades aumentam com o
tempo. Graficamente, podemos representar.
NH3 → produto
H2 e N2 → reagentes
Para calcularmos a velocidade média de uma reação sem especificar formação ou
consumo deste ou daquele produto ou reagente, basta dividirmos a velocidade média de
consumo ou formação pelo coeficiente estequiométrico apropriado. Para a reação:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
vm da reação =
(H2 é consumido 3 vezes mais rapidamente que N2 – um mol de N2 consome 3 mols de H2.)
Para reações que ocorrem em várias etapas, usar na expressão de velocidade apenas a
etapa lenta.
10.2. Mecanismos de reações em multietapas
Como mencionado, a maioria das reações ocorre em uma sequência de etapas, e não
por meio de um único processo elementar.
Para uma reação de muitas etapas, observa-se que uma dessas etapas é
consideravelmente mais lenta do que as outras. Neste caso a velocidade da reação global é
70
determinada (limitada) pela velocidade da etapa lenta. A etapa mais lenta de um mecanismo é
denominada “etapa determinante da velocidade” (ou etapa limitante da velocidade).
Considere a reação: 2A + B → C + D
E suponhamos que o mecanismo da reação consiste em duas etapas:
(K1 e k2 são constantes de velocidade)
Etapa 1: A + B → C + I (k1) (não é constante de equilíbrio) (rápida)
Etapa 2: A + I → D (k2) (lenta)
Neste caso, a velocidade da reação global é a velocidade da segunda etapa:
Velocidade = k2 [A] [I]
Entretanto, as equações de velocidade correspondentes a reações globais não são
escritas em termos de concentrações de intermediários, [I] neste caso, que geralmente tem
somente uma existência passageira e cujas concentrações não são geralmente mensuráveis.
Precisamos recorrer, então, a uma combinação de química e álgebra, de modo que possamos
eliminar [I] da equação da velocidade. Podemos fazer isto se reconhecermos que a primeira
etapa no mecanismo, sendo mais rápida que a segunda, atingirá logo o equilíbrio. Isto acontece
porque a formação do intermediário [I] na primeira etapa ocorre rapidamente; [I] é consumido
lentamente na segunda etapa. Assim podemos reescrever o mecanismo como sendo:
Etapa 1: A + B ↔ C + I (Kc1) (rápida; equilíbrio)
Etapa 2: A + I → D (k2) (lenta)
Onde Kc1 é a constante de equilíbrio para a etapa 1.
A condição de equilíbrio para a etapa 1 é:
1
[ ][ ]
[ ][ ]
C IKc
A B (supondo todos os elementos no estado gasoso)
Solucionando para [I], obtemos:
1[ ][ ][ ]
[ ]
Kc A BI
C (Nosso objetivo é eliminar a [I], por isso que o isolamos na equação)
Substituindo essa expressão na equação de velocidade da etapa 2: 2[ ][ ]velocidade k A I
Obtemos: 2
1 2[ ] [ ]
[ ]
Kc k A Bvelocidade
C
Uma série de experiências designadas para obter a lei da velocidade para essa reação
traduz o seguinte:
71
2
exp[ ] [ ]
[ ]
k A Bvelocidade
C
Onde kexp representa o valor da constante da velocidade específica observada
experimentalmente (global) numa reação, e é igual a Kc1 k2 (note que a lei da velocidade não
contém um termo para a concentração do intermediário I).
Outro exemplo:
Supondo todos no estado gasoso, escrever a equação da velocidade para o seguinte
mecanismo:
Etapa 1: A + B → C + D k1 (rápida)
Etapa 2: C + B → E k2 (lenta)
Etapa 3: E + A → F k3 (rápida)
Reação Global: 2A + 2B → D + F
Intermediários: C, E
V = k2 [C] [B]
11
2 1
2
exp
[ ][ ] [ ][ ][ ]
[ ][ ] [ ]
[ ][ ]. [ ]
[ ]
[ ][ ]
[ ]
C D Kc A BKc C
A B D
A BV k Kc B
D
A BV k
D
10.3. Condições de ocorrência
Para que uma reação química se processe, devem ser satisfeitas determinadas
condições. São elas:
Afinidade Química
É a tendência intrínseca de cada substância de entrar em reação com outra substância.
Por exemplo: ácidos tem afinidades por bases, não-metais tem afinidades por metais.
Contato entre as Moléculas dos Reagentes
72
As reações químicas ocorrem como resultado de choques entre as moléculas dos
reagentes que se encontram em movimento desordenado e contínuo.
Exemplo: A2 + B2 2AB
Para haver reação, o choque entre as moléculas deve provocar rompimento das ligações
presentes em A2 e B2, permitindo que novas ligações aconteçam, formando assim a substância
AB. Este tipo de choque é denominado por choque efetivo.
O choque será efetivo se houver:
a) direção correta: as moléculas dos reagentes devem colidir numa orientação e num
ângulo adequados.
Ângulo e orientação são favoráveis à ocorrência da reação.
b) energia de ativação: as moléculas dos reagentes devem colidir com energia suficiente
para formar o complexo ativado, que é um composto intermediário e altamente instável,
resultante de choques eficientes, em que as ligações iniciais se enfraquecem e as novas
ligações começam a se formar. O complexo ativado é o composto mais energético da reação
toda.
Chamamos energia de ativação à quantidade de energia (mínima) que devemos dar
aos reagentes para que eles se transformem em complexo ativado. Se representarmos em
gráfico os níveis de energia dos reagentes, complexo ativado e produtos em função do caminho
da reação, teremos:
73
Gráfico 1 Reação exotérmica ( H < 0)
1) Energia de ativação (Ea)
2) Variação de entalpia ( H)
O gráfico 1 mostra a energia dos reagentes durante a reação química. Nesse diagrama
tem-se:
- À esquerda, a energia total dos reagentes.
- No centro, a energia do chamado complexo ativado, que é uma espécie onde se
concentra toda a energia da colisão, na qual algumas ligações se rompem ao mesmo tempo
que outras estão se formando.
- À direita, a energia dos produtos. Na figura, a energia dos produtos é menor que a dos
reagentes, correspondendo assim a uma reação exotérmica.
Independente da variação global de energia (endotérmica ou exotérmica), a energia
necessária para alcançar o ponto do complexo ativado (energia de ativação, Ea) é sempre
positiva. A magnitude da energia de ativação determinará a velocidade de reação (quanto
menor Ea, maior a velocidade), enquanto a diferença entre as energias de reagentes e
produtos indica a variação de entalpia (∆H).
74
Gráfico 2 Reação endotérmica ( H > 0)
1) Energia de ativação
2) Variação de entalpia ( H)
Portanto, toda colisão que ocorre e resulta em reação é chamada colisão eficaz ou
efetiva, colisão que ocorre e não resulta em reação é chamada de colisão não-eficaz ou não
efetiva.
10.4. Fatores que influem na velocidade das reações
Sabemos que a velocidade da reação depende, evidentemente, do número de choques
entre moléculas, da violência com que estes choques ocorrem e da orientação correta das
moléculas no instante do choque. Entretanto, existem certos fatores externos que influem na
velocidade de uma reação. São eles:
Estado Físico dos Reagentes
De maneira geral, os gases reagem mais rapidamente que os líquidos, e estes mais
rapidamente que os sólidos, já que no estado gasoso as moléculas se locomovem com muita
facilidade, provocando um grande número de choques, o que facilita a quebra de suas ligações.
Já no estado sólido, a superfície de contato, para que ocorra o choque, é pequena, fazendo
com que, em geral, a reação seja bastante lenta.
75
Temperatura
A velocidade de uma reação aumenta com o aumento da temperatura (existem raras
exceções).
Exemplo claro de que as reações acontecem a velocidades diferentes quando a
temperatura varia pode ser observado todos os dias na geladeira da sua casa. Se a comida
não é guardada na geladeira, ela se decompõe muito mais rapidamente. Basta, porém, diminuir
em 20°C a temperatura para que a velocidade de decomposição se reduza aproximadamente a
um quarto. A diminuição é ainda maior quando se utiliza o congelador. É por isso que muitos
alimentos são transportados congelados.
Todo aumento de temperatura provoca o aumento da energia cinética média das
moléculas, fazendo com que aumente o número de moléculas em condições de atingir o estado
correspondente ao complexo ativado, aumentando o número de colisões eficazes ou efetivas e,
portanto, provocando aumento na velocidade da reação.
Pressão
A pressão só apresenta influência apreciável na velocidade de reações em que pelo
menos um dos reagentes é gasoso. O aumento da pressão causa diminuição de volume
acarretando aumento no número de choques, o que favorece a reação e, portanto, aumenta a
sua velocidade.
Com a diminuição da pressão, aumenta o volume do recipiente, diminuindo o número de
choques moleculares entre os reagentes e, portanto, diminuindo a velocidade da reação.
Superfície do Reagente Sólido
Quanto maior a superfície do reagente sólido, maior o número de colisões entre as
partículas do reagente e maior a velocidade da reação.
76
Em uma reação que ocorre com presença de pelo menos um reagente sólido, quanto
mais finamente dividido for este sólido, maior será a superfície de contato entre os reagentes.
Exemplo: Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)
Na equação acima, que representa a reação, se utilizarmos, num primeiro experimento,
zinco em barra e, num segundo, zinco em pó, a velocidade da reação no segundo será muito
maior que no primeiro experimento.
Catalisador
↓ Ea (Energia de Ativação)
Não desloca o equilíbrio, apenas faz com que cheguemos mais rapidamente a ele.
O catalisador não desloca o equilíbrio porque aumenta a velocidade da reação direta e
inversa na mesma proporção. O catalisador apenas diminui o tempo necessário para que o
estado de equilíbrio seja atingido. Porque ele diminui a energia de ativação, facilitando a
ocorrência da reação, aumentando a velocidade da mesma.
Sabemos poucos detalhes das reações que acontecem na superfície dos catalisadores
no nível molecular. O que pode ser afirmado com certeza é que: “As moléculas reagentes são
adsorvidas em uma superfície definida do catalisador e é lá que acontece a reação (sítio ativo)”.
Catalisador é a substância que aumenta a velocidade de uma reação, sem sofrer
qualquer transformação em sua estrutura. O aumento da velocidade é conhecido como
catálise. O catalisador acelera a velocidade, alterando o mecanismo da reação, o que provoca
a formação de um complexo ativado de energia mais baixa. São características dos
catalisadores:
a) o catalisador não fornece energia à reação;
b) o catalisador participa da reação formando um complexo ativado de menor energia;
c) o catalisador não altera o H da reação;
d) o catalisador pode participar das etapas da reação, mas não é consumido pela mesma.
77
Alguns exemplos de catalisadores:
- A alumina (Al2O3) é utilizada na desidratação de álcoois.
- Elementos como prata (Ag), cobre (Cu), platina (Pt), ferro (Fe), níquel (Ni) e seus óxidos, bem
como o dióxido de manganês (MnO2), são utilizados em reações de oxidação.
- O fosfato de níquel, o cálcio e o óxido de crômio catalisam a desidrogenação de um derivado
de petróleo chamado butano. Esse processo é usado na formação do butadieno industrial que,
por sua vez, é empregado na produção de borracha sintética.
As reações envolvendo catalisadores podem ser de 2 tipos:
• catálise homogênea: catalisador e reagentes no mesmo estado físico;
• catálise heterogênea: catalisador e reagentes em estados físicos diferentes.
Exemplos:
Catálise homogênea
(SO2 – dióxido de enxofre, NO2 – óxido nítrico, SO3 – trióxido de enxofre)
Catálise heterogênea
Inibidor
O inibidor é uma substância que diminui a velocidade das reações, por formar um
complexo ativado de alta energia de ativação. Contudo, o inibidor é consumido pela reação.
Eleva a barreira de ativação e reduz a velocidade da reação. Um exemplo muito
importante é o dos conservantes de alimentos, que diminuem sua velocidade de oxidação e
decomposição. Outro exemplo é constituído pelos antioxidantes e outros aditivos dos plásticos,
que prolongam sua vida útil.
78
Concentração dos Reagentes
Lembrando que uma reação se processa por meio de choques moleculares, conclui-se
que um aumento de concentração dos reagentes determina um aumento da velocidade da
reação, pois aumentando-se a concentração, aumenta-se o número de moléculas reagentes e,
consequentemente, aumenta também o número de choques moleculares.
Vamos analisar a reação entre A e B em 3 situações diferentes, todas ocorrendo num
recipiente de mesmo volume: A + B AB
1a situação 1 molécula de A e 1 molécula de B
Se houver uma molécula de A e 1 molécula de B, haverá certa probabilidade de choque e, consequentemente, certa velocidade de reação.
2a situação Dobramos a concentração de um dos
reagentes:
Ao se dobrar a concentração de A (ou de B), a probabilidade de a molécula de um dos reagentes chocar-se com a molécula do outro reagente dobra, e, consequentemente, a velocidade da reação aumenta duas vezes.
3a situação Dobrando a concentração dos dois
reagentes.
Se duplicarmos simultaneamente o número de moléculas de A e B, a probabilidade de choque será quatro vezes maior e a velocidade quadruplicará.
Concluindo, podemos dizer que o aumento da concentração dos reagentes (número de moléculas por unidade de volume) aumenta o número de choques, fazendo aumentar a velocidade das reações.
79
11. Equilíbrio Químico
É a situação na qual as concentrações dos participantes da reação não se
alteram, pois as reações direta e inversa estão se processando com velocidades iguais.
Consideremos a equação genérica:
em que v1 é a velocidade da reação direta e v2 a velocidade da reação inversa.
No início v1 é o máximo porque as concentrações de A e B apresentam valores
máximos, enquanto que v2 é igual a zero, porque C e D ainda não foram formados. À
medida que a reação ocorre, A e B diminuem, e C e D aumentam, portanto v1 diminui e
v2 aumenta, até que as duas velocidades se igualem. No instante em que v1 = v2,
podemos dizer que o sistema atinge o estado de equilíbrio.
Atingido o estado de equilíbrio, a reação química continua a ocorrer (nível
microscópico) nos dois sentidos, com a mesma velocidade e, portanto, as concentrações
de reagentes e produtos ficam constantes. Por isso, podemos dizer que o equilíbrio é um
equilíbrio dinâmico.
Ao considerarmos o sistema como um todo (nível macroscópico), aparentemente
a reação “parou” de acontecer, porque as concentrações de reagentes e produtos
permanecem inalteradas indefinidamente.
Para que o estado de equilíbrio possa ser atingido, é necessário que:
– o sistema encontre-se num recipiente fechado;
– a temperatura fique constante.
Graficamente, podemos representar:
80
11.1. O estado de equilíbrio
Considere a reação entre o dióxido de carbono e hidrogênio para formar
monóxido de carbono e água:
CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)
Suponha que certa quantidade de CO2 e de H2 estão contidos em um recipiente e
que dispomos de um instrumento que nos permita acompanhar esta reação. Assim que
ela ocorre, observamos que as concentrações dos reagentes diminuem e que as dos
produtos aumentam, como é mostrado na figura abaixo.
A velocidade da reação de formação de produto diminui com o tempo, devido ao
decréscimo de [CO2] e [H2]. Ao mesmo tempo, a velocidade da reação inversa aumenta,
devido a [CO] e [H2O] aumentarem por causa da reação de formação de produtos.
Existem maneiras diferentes de se estabelecer um equilíbrio. Considere,
novamente, a reação:
CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)
81
Diferentes condições para o equilíbrio CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)
(A) Um mol de cada, CO2 e H2, é introduzido no recipiente vazio.
(B) Um mol de cada, CO e H2O, é adicionado ao recipiente.
(C) São introduzidos diferentes números de mols de H2 e CO2.
(D) São colocados números iguais de mols de CO2 e H2 além de certa quantidade
de CO.
Os equilíbrios químicos são classificados em dois grupos: os equilíbrios
homogêneos e os heterogêneos.
No equilíbrio homogêneo todos os participantes encontram-se na mesma fase. No
equilíbrio heterogêneo os participantes estão em mais de uma fase.
11.2. Deslocamento do equilíbrio químico de uma reação
Quando uma reação química atinge o equilíbrio ela tem a tendência de
permanecer assim indefinidamente, desde que não haja perturbação externa.
Já sabemos que toda reação química reversível tende a um equilíbrio em que as
velocidades da reação direta e inversa são iguais:
Reagentes Produtos (equilíbrio: v1 = v2)
Em consequência, as concentrações de cada substância presente no equilíbrio
permanecem inalteradas. Qualquer fator que altere esta condição (v1 = v2) desequilibra a
reação, até se atingir um novo equilíbrio, no qual as concentrações dos reagentes e
produtos se modificaram em relação aos valores originais.
Em resumo, podemos dizer que deslocar o equilíbrio significa provocar diferença
nas velocidades das reações direta e inversa, e, consequentemente, modificações nas
concentrações das substâncias, até que um novo estado de equilíbrio seja atingido.
Se, no novo equilíbrio, a concentração dos produtos for maior que a concentração
original, dizemos que houve deslocamento para a direita (sentido de formação dos
produtos), já que v1 foi maior que v2:
Reagentes Produtos [produtos] > [produtos inicial]
82
No entanto, se a concentração dos reagentes for maior do que na situação
anterior de equilíbrio, dizemos que houve deslocamento para a esquerda (sentido de
formação dos reagentes), já que v2 foi maior que v1:
Reagentes Produtos [reagentes] > [reagentes inicial]
Em 1884, Le Châtelier enunciou o princípio geral que trata dos deslocamentos
dos estados de equilíbrio, que ficou conhecido como Princípio de Le Châtelier.
“Quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca,
procurando anular a ação da força aplicada.”
As forças capazes de deslocar o equilíbrio químico são:
a) concentração dos reagentes ou produtos;
b) pressão sobre o sistema;
c) temperatura.
Efeito da concentração:
“Quando aumenta a concentração de um reagente, o sistema tenderá a formar
produtos para minimizar a alteração, fazendo desaparecer os reagentes. Da mesma
maneira, aumentando a concentração de um produto, o sistema se deslocará para o
lado dos reagentes, para minimizar a alteração, fazendo desaparecer os produtos.”
Um aumento na concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos)
desloca o equilíbrio no sentido de consumir a substância adicionada. O aumento na
concentração provoca aumento na velocidade, fazendo com que a reação ocorra em
maior escala no sentido direto ou inverso.
Diminuindo a concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos)
desloca-se o equilíbrio no sentido de refazer a substância retirada. A diminuição na
concentração provoca uma queda na velocidade da reação direta ou inversa, fazendo
com que a reação ocorra em menor escala nesse sentido.
Efeito da pressão:
Um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido do menor volume
gasoso. Uma diminuição na pressão desloca o equilíbrio no sentido do maior volume
gasoso.
Exemplo:
83
• Aumento de pressão desloca o equilíbrio para a direita (menor volume). (Porque
assim reduz o número de moléculas, e portanto, a pressão total no recipiente. O
aumento da pressão é minimizado pela diminuição do número de moléculas de gás.)
• Diminuindo a pressão, desloca-se o equilíbrio para a esquerda (maior volume).
Em resumo: “Se em um sistema de gases em equilíbrio a pressão é aumentada, a
reação se deslocará para o lado com menor número de mols de gás, a fim de atenuar a
elevação da pressão. Por outro lado, se a pressão diminui, a reação se deslocará para o
lado com maior número de mols de gás para ajudar a não reduzir a pressão.”
Exemplo:
Em uma garrafa de refrigerante tem-se o seguinte equilíbrio:
2 2 2 3( ) ( ) ( )CO g H O l H CO aq
H2CO3 – ácido carbônico (é o ácido das águas minerais gaseificadas e dos
refrigerantes, é um ácido fraco).
Como o único gás é o dióxido de carbono, ao destampar a garrafa e reduzir a
pressão, a reação se desloca no sentido do CO2 e água, e o refrigerante derrama-se na
mesa devido ao borbulhamento súbito.
Efeito da temperatura:
Um aumento na temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico (lado
que absorve calor). Uma diminuição na temperatura desloca o equilíbrio no sentido
exotérmico (lado que libera calor).
Exemplo:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Δ H = – 92,2 kJ (EXOTÉRMICO)
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2kJ
↑T ← (deslocamento para ESQUERDA)
(para consumir um pouco de calor adicionado)
A temperatura é o único fator que desloca o equilíbrio e altera o valor da
constante de equilíbrio. Por exemplo, um aumento na temperatura provoca aumento do
valor da constante de equilíbrio para reações endotérmicas ( H >0) e diminuição para
exotérmicas ( H < 0).
Exemplo:
Dada a reação genérica:
84
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
Alteração no equilíbrio Resultado
Adição de reagente No sentido dos produtos
Adição de produto No sentido dos reagentes
Retirada de reagente No sentido dos reagentes
Aumento da pressão No sentido da contração do volume (no sentido daquele que tiver o menor volume)
Diminuição da pressão No sentido da expansão do volume
Aumento da temperatura No sentido da reação endotérmica
Diminuição da temperatura No sentido da reação exotérmica
11.3. Constante de equilíbrio em termos de concentrações molares (Kc)
Dada uma reação reversível qualquer:
aA + bB cC + dD
Aplicando-se a lei da ação das massas de Guldberg-Waage, temos:
• para a reação direta: v1 = K1 · [A]a · [B]b
• para a reação inversa: v2 = K2 · [C]c · [D]d
No equilíbrio: v1 = v2 (no equilíbrio, as reações em ambas as direções ocorrem
com a mesma velocidade)
K1 · [A]a · [B]b = K2 · [C]c · [D]d
A relação K1/K2 é constante e denomina-se constante de equilíbrio em termos de
concentração molar (Kc):
Essa expressão é conhecida como a LEI DE AÇÃO DAS MASSAS.
85
PRODUTOSKc
REAGENTES
A constante de equilíbrio Kc é, portanto, a razão das concentrações dos produtos
da reação e das concentrações dos reagentes da reação, todas elevadas a expoentes
que correspondem aos coeficientes da reação.
Observações:
a) A constante de equilíbrio Kc não varia com a concentração nem com a pressão,
mas varia com a temperatura.
Vimos que o princípio de Lê Châtelier nos permite perceber como a mudança da
temperatura afetará o equilíbrio. Isso equivale a prever o efeito de uma mudança de
temperatura numa constante de equilíbrio. Para uma reação exotérmica (∆H < 0)
Reagentes ↔ Produtos + Calor
Um aumento na temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda, consumindo
parte do calor adicionado, minimizando assim o aumento da temperatura (para uma
quantidade de calor definida), visto que um deslocamento do equilíbrio para a esquerda
favorece mais os reagentes que os produtos; isto equivale a dizer que um aumento da
temperatura diminui o valor da constante de equilíbrio.
Para uma reação endotérmica (∆H > 0)
Calor + Reagentes ↔ Produtos
Um aumento na temperatura provoca um deslocamento para a direita, o que
equivale a dizer que a temperatura aumenta o valor da constante de equilíbrio.
b) Quanto maior o valor de Kc , maior o rendimento da reação.
c) O valor numérico de Kc depende de como é escrita a equação química.
Por exemplo:
86
Exercício 11.1:
Para o equilíbrio H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)
O valor da constante de equilíbrio é 60 a 350°C. Se, no recipiente, as
concentrações das três substâncias acima são:
[H2] = 0,10 mol/L
[I2] = 0,001 mol/L
[HI] = 0,10 mol/L
De que maneira estas concentrações mudarão, à medida que o sistema se
aproxima do equilíbrio, se a temperatura for mantida a 350°C?
11.4. Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp)
Quando os componentes do equilíbrio são substâncias gasosas, além da
constante Kc, podemos expressar a constante de equilíbrio em termos de pressões
parciais (Kp).
Assim para a reação: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
a constante de equilíbrio pode ser:
constante de equilíbrio em termos de concentração molar Kc.
(os expoentes são os coeficientes da equação)
ou
constante de equilíbrio em termos de pressões parciais Kp.
Portanto, concluímos que Kp é a razão entre o produto das pressões parciais dos
produtos gasosos e o produto das pressões parciais dos reagentes gasosos, estando
todas as pressões elevadas a expoentes iguais aos respectivos coeficientes, na
equação química balanceada.
Observação: Para equilíbrio em sistema heterogêneo, o estado sólido não
participa das expressões Kp e Kc, o estado líquido participa somente de Kc, e o estado
gasoso participa das duas expressões.
Exemplos:
a) CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g)
Kc = [CO2]
87
Kp = pCO2
b) Ca(s) + 2H+(aq) ↔Ca2+
(aq) + H2(g)
Kp = pH2
c) Zn(s) + 2Ag+(aq) ↔ Zn2+
(aq) + 2Ag(s)
Kp não é definido, pois não encontramos substância no estado gasoso.
Resumindo:
Kp Kc
Sólido NÃO NÃO
Líquido NÃO SIM
Gasoso SIM SIM
Exercício 11.2:
2 2( ) ( ) 2 ( )H g Br g HBr g
Suponha que 1mol de H2 e 1 mol de Br2 sejam colocados em um frasco de 1L a
1000K. Quando o equilíbrio é atingido, forma-se 0,820mol de HBr. Calcule a constante
de equilíbrio Kc. (Se fosse 2L seria: 1mol/2L = 0,5mol/L)
Exercício 11.3:
Suponha que um tanque contenha inicialmente SO3 com uma pressão de 5atm a
800K. Quando a reação 3 2 22 ( ) 2 ( ) ( )SO g SO g O g (decomposição do trióxido de
enxofre) atinge o equilíbrio, a pressão de vapor de O2 é 0,02atm. Calcule Kp.
88
12. Equilíbrio Ácido-Base
Os ácidos e bases são importantes em inúmeros processos químicos que ocorrem
ao nosso redor, desde processos industriais até processos biológicos, desde reações no
laboratório até aquelas em nosso ambiente. O tempo necessário para um objeto
metálico imerso em água se corroer, a habilidade do ambiente aquático dar suporte à
vida de peixes e plantas, o destino de poluentes removidos do ar pela chuva e até
mesmo as velocidades das reações que mantem nossa vida, todos dependem de
maneira crítica da acidez e basicidade das soluções.
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE: este equilíbrio existe quando não ocorrer apreciável
variação do caráter ácido ou básico de uma solução. No organismo humano é
indispensável para não termos problemas com acidez elevada (acidose) ou alcalinidade
elevada (alcalose). Pode ser controlado com a medida do pH do meio.
Definições de Ácidos e Bases:
Solvente Ácido Base
Arrhenius
Água Composto de hidrogênio que se dissocia em água para dar íons H+.
Composto de hidróxido que se dissocia em água formando íons hidróxido (OH-).
Brønsted-Lowry
Qualquer solvente Composto que fornece
prótons. Composto que aceita prótons.
Lewis Não está limitado
Receptor de um par de elétrons
Doador de um par de elétrons
12.1. Forças relativas de ácidos e bases
A força dos ácidos é determinada por sua capacidade de se dissociar em íons em
solução aquosa. Isso depende, entre outras coisas, do grau de ionização da ligação
entre o átomo de hidrogênio e o restante da molécula. As ligações muito polares, nas
quais o hidrogênio está ligado a átomos muito eletronegativos como o F, O ou Cl, dão
lugar a espécies muito dissociadas. Diz-se que um ácido é forte quando mais de 50%
89
está dissociado, ou seja, se na reação geral a seguir, na qual HA representa um ácido
qualquer, o equilíbrio está deslocado para a direita:
2 3HA H O H O A
Um caso que isso acontece é do ácido clorídrico (sendo ele um ácido forte):
2 3HCl H O H O Cl
(equilíbrio deslocado para o lado dos produtos)
Ácidos fracos:
Uma maneira de caracterizar a força dos ácidos fracos é medindo a constante de
equilíbrio da reação geral.
2 3HA H O H O A
Onde A- é a base conjugada do ácido HA. A expressão da constante de equilíbrio é:
3
2
[ ][ ]
[ ][ ]
H O AK
HA H O
Como a concentração da água em soluções diluídas é praticamente constante,
podemos passá-la para o lado esquerdo e definir uma nova constante, chamada
constante de dissociação ácida:
(O que varia é a concentração do ácido ou da base... e os íons.)
3[ ][ ]
[ ]
H O AKa
HA
“Quanto maior é a constante Ka, mais forte é o ácido.”
Bases fracas:
Da mesma maneira que nos ácidos, a reação das bases fracas com água pode
ser quantificada em relação ao valor da constante de equilíbrio da reação geral:
2B H O BH OH
Cuja constante de equilíbrio é: 2
[ ][ ]
[ ][ ]
BH OHK
B H O
Novamente, a concentração da água no denominador é constante, e podemos
escrever uma constante de dissociação básica:
[ ][ ]
[ ]
BH OHKb
B
90
“Quanto maior for a constante Kb, mais forte será a base.”
Exercício 12.1:
Se em uma solução 0,053 mol/L de ácido clorídrico a concentração de íons
hidrônio, [H3O+], é de 1,4x10-3 mol/L, qual é o valor de Ka deste ácido?
A reação de dissociação é:
2 3( ) ( ) ( ) ( )HCl aq H O l H O aq Cl aq
Exercício 12.2:
O hidróxido de sódio, NaOH, tem Kb = 3,8 x 10-3. Ele reage com água de acordo
com a equação: 2( ) ( ) ( ) ( )NaOH l H O l Na aq OH aq
Calcule a concentração de íons hidroxila no equilíbrio em uma solução 0,23M da
base.
12.2. A constante de dissociação da água
A água pura é neutra, não tem as propriedades nem de um ácido e nem de uma
base. Entretanto, essa neutralidade não significa que na água pura não existam íons
H3O+ (hidrônio, ácido) ou OH- (hidroxila, base).
A reação de ionização da água é: 2 2 3H O H O H O OH
A constante de equilíbrio da reação é: 3
2
2
[ ][ ]
[ ]
H O OHK
H O
Como a concentração da água no denominador é constante, a razão pela qual
podemos definir uma nova constante, chamada constante de dissociação da água:
3 3[ ][ ] [ ] [ ]Kw H O OH H O H
Cujo valor é de 1x10-14 mol2/L2 a 25°C.
Na água pura, as concentrações de [H3O+] e [OH-] são iguais a 1x10-7 mol/L.
Quando se acrescenta um ácido, a concentração de íons hidrônio aumenta e a de íons
hidroxila diminui, a fim de manter constante o produto 3[ ][ ]H O OH . Isso ocasiona o
predomínio das propriedades ácidas, ou seja, a concentração de íons hidrônio supera à
dos íons hidroxila: 3[ ] [ ]H O OH . Por outro lado, acrescentando uma base, aumenta-
91
se a concentração de hidroxila, e a concentração de íons hidrônio diminui. A solução se
torna básica: 3[ ] [ ]H O OH .
Como toda ionização, a da água também atinge um equilíbrio, chamado
equilíbrio iônico da água. Um litro de água a 25ºC tem massa igual a 1000 g. Portanto,
em 1 litro, temos aproximadamente 55,5 mols de água:
Destes 55,5 mols, constata-se experimentalmente que apenas 10–7 mols sofrem
ionização. A constante de ionização da água pode ser determinada pela equação:
No entanto, a 25ºC, a quantidade de água que fica sem se ionizar assume o valor
de (55,5 – 10–7) mols/L, que é praticamente o valor inicial de 55,5 mols/L. Podemos
então concluir que a concentração de água ([H2O]) é praticamente constante e, portanto,
O produto iônico da água, Kw (ou constante de ionização da água), tem valor igual
a 10–14 a 25 ºC. Kw é uma constante de equilíbrio e como tal não é afetada pela variação
na concentração de H+ ou OH–, mas varia com a temperatura.
– Para soluções ácidas: [H+] > [OH-]
– Para soluções básicas: [H+] < [OH-]
– Para soluções neutras (ou água pura): [H+] = [OH-]
A 25°C podemos afirmar que:
- Soluções ácidas: [H+] > 10–7 mol/L
[OH-] < 10–7 mol/L
- Soluções básicas: [H+] < 10–7 mol/L
[OH-] > 10–7 mol/L
- Soluções neutras: [OH-] = 10–7 mol/L
92
12.3. Escala de pH
Expressar a concentração de íons em números tão pequenos não é prático.
Sendo proposto assim o uso do expoente para expressar a acidez ou a basicidade,
definindo assim a escala de pH.
Nessa escala, a concentração de [H3O+] (hidrônio) da água neutra, 1x10-7 mol/L,
corresponde a um valor de pH igual a 7.
De maneira similar, quando [H3O+] = 1x10-11mol/L, o pH é 11 e a solução é básica,
como vimos.
Para não se trabalhar com potências negativas, como, por exemplo,
7[ ] 10 /H mols L , Peter L. Sörensen propôs uma nova escala para as medidas de
acidez e basicidade das soluções, utilizando logaritmo segundo as definições:
[ ] 10 pHH (operação inversa / antilog)
[ ] 10 pOHOH
14pH pOH
A letra p, minúscula, significa potencial; portanto:
– pH é o potencial hidrogeniônico da solução, (hidrônio).
– pOH é o potencial hidroxiliônico da solução, (hidroxila).
Solução: Ácida: pH < 7, pOH > 7
Neutra: pH = 7, pOH = 7
Básica: pH > 7, pOH < 7
Como [H3O+] está diretamente relacionada com [OH-] através de Kw, é válida a
relação:
Portanto:
93
- Para soluções ácidas:
- Para Soluções Básicas:
- Para Soluções Neutras:
Exemplo: Qual o pH e o pOH de uma solução de concentração hidrogeniônica
igual a 10–5 ?
Hidrogeniônica – hidrônio (H+ ou H3O+)
Escala de pH:
[H3O+] mol/L Potência pH pOH Exemplos
1 100 0 14 Muito ácido
0,1 10-1 1 13 Suco gástrico
0,01 10-2 2 12 Suco de limão
0,001 10-3 3 11 Moderadamente ácido Vinagre, coca-cola
0,0001 10-4 4 10 Tomate
0,00001 10-5 5 9 Café
0,000001 10-6 6 8 Saliva
0,0000001 10-7 7 7 Neutro Sangue humano
0,00000001 10-8 8 6 Bicarbonato de sódio
0,000000001 10-9 9 5
0,0000000001 10-10 10 4 Moderadamente básico Leite de magnésia
0,00000000001 10-11 11 3
0,000000000001 10-12 12 2
0,0000000000001 10-13 13 1 NaOH 0,1mol/L
0,00000000000001 10-14 14 0 Muito básico
94
Exercício 12.3:
O ácido carbônico é o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes.
Uma solução aquosa 0,12M do ácido carbônico, H2CO3, tem pH de 3,63. Qual é o valor
de Ka para este ácido?
Equação para o equilíbrio que representa a interação entre o ácido carbônico e
água é: 2 3 2 3 3( ) ( ) ( ) ( )H CO aq H O l H O aq HCO aq
95
13. Reações de oxirredução
Na classificação das reações químicas, os termos oxidação e redução abrangem
um amplo e diversificado conjunto de processos. Muitas reações de oxirredução são
comuns na vida diária e nas funções vitais básicas, como o fogo, a ferrugem, o
apodrecimento das frutas, a respiração e a fotossíntese.
Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons, partículas
elementares de sinal elétrico negativo. O mecanismo inverso, a redução, consiste no
ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura interna. Tais
processos são simultâneos, ao qual chamamos de reação de oxirredução. Na reação
resultante, chamada oxirredução ou redox, uma substância redutora cede alguns de
seus elétrons e, consequentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas
partículas e sofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e
redução se apliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos
integrantes dessas moléculas que se reduz ou se oxida.
Agente REDUTOR: perde elétrons, se oxida.
Agente OXIDANTE: ganha elétrons, se reduz.
Sem dúvida, o oxigênio é o agente oxidante mais comum, pois se combina
facilmente com outro elemento ou composto para formar o correspondente óxido.
Entretanto, seu poder oxidante não é excepcional, pois se assim fosse os seres vivos
queimar-se-iam rapidamente.
Exemplo: Quando o zinco metálico é adicionado a um ácido forte, os elétrons são
transferidos dos átomos de zinco (o zinco é oxidado) para os íons de hidrogênio (o
hidrogênio é reduzido): Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+
(aq) + H2(g)
A seguir é apresentado um exemplo de transferência de partículas que pode ser
classificado como oxirredução:
1) Obtenção de ferro metálico com monóxido de carbono:
2 3 23 2 3Fe O CO Fe CO
Três átomos de oxigênio são transferidos de óxido de ferro (III) ao monóxido de
carbono.
O Fe2O3 se reduz (perde O2) e o CO se oxida (ganha O2).
Fe2O3: agente oxidante (faz com que o outro elemento se oxide).
CO: agente redutor (faz com que o outro elemento se reduza).
96
13.1. Número de oxidação
Para explicar teoricamente os mecanismos internos de uma reação do tipo redox
é preciso recorrer ao conceito de número de oxidação, determinado pela valência do
elemento (número de ligações que um átomo do elemento pode fazer), e por um
conjunto de regras deduzidas empiricamente:
(1) quando entra na constituição das moléculas monoatômicas, diatômicas ou
poliatômicas de suas variedades alotrópicas, o elemento químico tem número de
oxidação igual a zero. Exemplo: O2, O3, N2, H2.
(2) o oxigênio apresenta número de oxidação igual a -2, em todas as suas
combinações com outros elementos, exceto nos peróxidos, quando esse valor é -1.
(3) o hidrogênio tem número de oxidação +1 em todos os seus compostos, exceto
nos hidretos metálicos, quando o número é -1.
(4) os outros números de oxidação são determinados de tal maneira que a soma
algébrica global dos números de oxidação de uma molécula ou íon seja igual a sua
carga efetiva.
Assim, é possível determinar o número de oxidação de qualquer elemento
diferente do hidrogênio e do oxigênio nos compostos que formam com esses dois
elementos.
Nox fixo:
-Família: 1A (Hi, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) = +1
-Família: 2A (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) = +2
-Família: 6A (O, S, Se, Te, Po) = -2
-Família: 7A ( F, Cl, Br, I, At) = -1
-Ag = +1
-Zn, Ca = +2
97
14. Eletroquímica
A matéria é composta de partículas eletricamente carregadas. Portanto não é
surpreendente que seja possível converter energia química em energia elétrica e vice-
versa. O estudo destes projetos de interconversão é uma parte importante da
eletroquímica, cujo objetivo é o estudo da relação entre energia elétrica e transformação
química.
Uma corrente elétrica pode provocar uma reação química ou, uma reação química
pode produzir uma corrente elétrica. A relação entre estes dois fenômenos é estudada
por um ramo da química chamado Eletroquímica.
Uma célula eletroquímica é um dispositivo que utiliza reações de oxirredução para
produzir a interconversão de energia química e elétrica. Existem dois tipos de células
eletroquímicas: as células galvânicas (ou voltaicas), nas quais a energia química é
convertida em energia elétrica, e as células eletrolíticas, nas quais energia elétrica é
convertida em energia química.
14.1. Célula Galvânica
A energia liberada em uma reação redox espontânea pode ser usada para
realizar trabalho elétrico. Esta tarefa é efetuada por uma célula galvânica (ou voltaica),
dispositivo no qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho externo em vez de
diretamente entre os reagentes.
Consideremos a reação de oxirredução simples:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+
(aq) + Cu(s)
que ocorre espontaneamente quando mergulhamos uma barra de zinco metálico em
uma solução aquosa de sulfato de cobre II, ou sulfato cúprico , CuSO4, como é mostrado
na figura abaixo:
98
Imediatamente após a imersão notamos um depósito escuro sobre a superfície do
zinco. Este depósito consiste em partículas finamente divididas de cobre metálico e
cresce formando uma camada grossa e esponjosa; ao mesmo tempo a cor azul
característica da solução de CuSO4 descora gradualmente, indicando que os íons de
cobre hidratados Cu(H2O)42+ são consumidos na reação. Além disto, o zinco metálico
corrói lentamente, provocando o deslocamento do depósito de cobre metálico que acaba
se depositando no fundo do recipiente.
A reação entre zinco e íons de cobre II é espontânea; o zinco é oxidado e os íons
cúpricos são reduzidos:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- (oxidação)
2e- + Cu2+(aq) → Cu(s) (redução)
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+
(aq) + Cu(s) (equação completa)
Suponhamos agora que separemos fisicamente a barra de zinco da solução de
cobre. A barra de zinco é imersa em uma solução de sulfato de zinco e a barra de cobre
encontra-se imersa em uma solução de sulfato de cobre, e as duas encontram-se
interligadas eletricamente mediante um fio.
Este dispositivo forma uma célula galvânica. As duas metades são chamadas
compartimentos e são interligadas por uma ponte salina. As barras de zinco e de cobre
são denominadas eletrodos e fornecem a superfície na qual ocorrem as reações de
oxidação e de redução. Cada eletrodo e o meio onde o mesmo está imerso formam uma
99
semipilha. O circuito elétrico que conecta os dois eletrodos fora das células é
denominado circuito externo.
Se os eletrodos de zinco e de cobre forem ligados entre si por meio de um circuito
externo, haverá um escoamento de elétrons através deste circuito, do eletrodo de zinco
para o eletrodo de cobre em cuja superfície serão recebidos pelos íons de Cu2+. Estes
íons são reduzidos e os átomos de cobre resultantes se depositam sobre a superfície do
eletrodo de cobre, em um processo denominado eletrodeposição. O eletrodo de cobre é
denominado cátodo, ou seja, é o eletrodo onde ocorre a redução. A semi-reação do
cátodo é: 2e- + Cu2+(aq) → Cu(s).
Os átomos da superfície do zinco perdem elétrons (são oxidados) e se tornam
íons. À medida que os elétrons deixam o metal saindo pelo circuito externo, os íons se
dissolvem na solução aquosa. O eletrodo de zinco é denominado ânodo, isto é, o
eletrodo onde ocorre a oxidação. A semi-reação de oxidação é: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-.
A ponte salina consiste em um tubo em U cheio de uma solução de cloreto de
potássio. Na ponte salina os íons Cl- migram em direção ao ânodo e os íons K+ em
direção ao cátodo, à medida que a célula se descarrega.
Qualquer célula que use esta reação se chama pilha de Daniell, nome dado por
seu inventor o químico inglês J. F. Daniell.
14.1.1. Diagrama de células
As células galvânicas são comumente representadas mediante a notação
simplificada chamada diagrama de célula. O diagrama da pilha de Daniell vista
anteriormente é:
Zn(s) │ Zn2+(aq) ║ Cu2+
(aq) │ Cu(s)
A convenção geralmente seguida apresenta o ânodo na esquerda do diagrama e
o cátodo na direita.
Um diagrama de célula é muitas vezes escrito para mostrar a fórmula completa do
soluto em cada compartimento da célula, como por exemplo:
Zn(s) │ ZnSO4(aq) ║ Cu SO4(aq) │ Cu(s)
100
14.1.2. Força eletromotriz (fem) das pilhas
Podemos comparar o fluxo de elétrons provocado por uma célula voltaica ao fluxo
de água em uma queda d’água. A água flui espontaneamente sobre uma queda d’água
por causa da diferença na energia potencial entre o topo da queda e o rio abaixo.
Igualmente, os elétrons fluem do ânodo de uma célula voltaica para o cátodo devido à
diferença na energia potencial. A energia potencial dos elétrons é mais alta no ânodo
que no cátodo, e eles fluem espontaneamente por um circuito externo do ânodo para o
cátodo.
A diferença na energia potencial por carga elétrica (diferença de potencial) entre
dois eletrodos é medida em unidade de volts. Um volt (V) é a diferença potencial
necessária para fornecer 1J de energia para uma carga de 1 Coulomb (C).
A diferença de potencial entre dois eletrodos em uma célula voltaica fornece a
força diretora que empurra os elétrons por um circuito externo. Consequentemente
chamamos essa diferença de potencial de força eletromotriz ou fem. A fem de uma
pilha, denominada Ecel, é também denominado potencial da célula. Para qualquer
reação da célula que prossegue espontaneamente, o potencial da célula será positivo.
A fem de uma célula voltaica depende das reações específicas que ocorrem no
cátodo e no ânodo, das concentrações de reagentes e produtos e da temperatura.
Para a célula voltaica Zn-Cu, o potencial da célula a 25°C é 1,10V.
Zn(s) + Cu2+(aq, 1mol/L)) → Zn2+
(aq, 1mol/L) + Cu(s) E°cel = +1,10V
O índice “°” indica condições de estado-padrão.
Os potenciais-padrões de redução e oxidação são tabelados. Assim, podem-se
calcular os potenciais de célula para uma infinidade de tipos de pilhas diferentes, por
meio da seguinte equação:
E°cel = E°red(cátodo) - E°red (ânodo)
Exercício 14.1:
Para a célula voltaica Zn – Cu, temos:
Zn(s) + Cu2+(aq, 1mol/L)) → Zn2+
(aq, 1mol/L) + Cu(s) E°cel = +1,10V
Conhecendo o potencial-padrão de redução de Zn2+, -0,76V, calcule E°red para a
redução de Cu2+ a Cu.
2e- + Cu2+(aq, 1mol/L) → Cu(s)
101
14.1.3. Espontaneidade de reações redox
Temos observado que as células voltaicas usam as reações redox que ocorrem
espontaneamente. Qualquer reação que pode ocorrer em uma célula voltaica para
produzir uma fem positiva deve ser espontânea. Consequentemente é possível decidir
se uma reação redox será espontânea usando os potenciais de semicélula para calcular
a fem associada a ela. Portanto:
E° = E°red(processo de redução) - E°red (processo de oxidação)
Se E° for um valor positivo, indica um processo espontâneo. Se E° for um valor
negativo, indica um processo não espontâneo.
14.2. Eletrólise
O segundo tipo de célula eletroquímica é a célula eletrolítica. Nesta célula, a
energia elétrica proveniente de uma fonte externa é utilizada para produzir reações
químicas. Ou seja, é possível usar energia elétrica para fazer com que reações de
oxirredução não espontâneas ocorram. Por exemplo, a eletricidade pode ser usada para
decompor o cloreto de sódio fundido em seus elementos componentes:
2NaCl(l) → 2Na(l) + Cl2(g)
Tais processos, produzidos por uma fonte externa de energia elétrica, são
chamados reações de eletrólise e ocorrem em células eletrolíticas.
14.2.1. Reações não-espontâneas e células eletrolíticas
Considerando-se a célula galvânica operando a 25ºC:
Sn(s) │ Sn2+(aq) ║Cu2+
(aq) │ Cu(s)
Esta célula é mostrada na figura abaixo.
102
O ânodo consiste em uma barra de estanho imersa numa solução contendo
estanho II. O cátodo é o mesmo da célula de Daniel. As reações do eletrodo e da célula
são:
Ânodo de estanho: Sn(s) Sn+2(aq)+ 2e-
Cátodo de cobre: Cu2(aq) + 2e- Cu(s)
Célula: Sn(s) + Cu2(aq) Sn2
(aq) + Cu(s)
Estando os íons no estado padrão, a tensão produzida pela célula galvânica é
0,48V.
103
Aplicando uma tensão em oposição à tensão da célula, como mostrado na
seqüência de figuras acima, promove-se reação não espontânea, ou seja, esta será uma
célula eletrolítica e as reações são:
Cátodo de estanho: Sn(s) ← Sn2+(aq)+ 2e-
Ânodo de cobre: Cu2+(aq) + 2e- ← Cu(s)
Célula: Sn(s) + Cu2+(aq) ← Sn2+
(aq) + Cu(s)
14.2.2 Eletrólise da salmoura (solução aquosa de NaCl)
Como ilustrado na figura ao lado, a
eletrólise de soluções aquosas de eletrólitos é,
algumas vezes, mais complexa por causa da
possibilidade da água ser oxidada ou reduzida.
A reação de oxidação da água é
2H2O → O2(g) + 4H+(aq) + 4e-
e a redução
2H2O + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)
Em soluções ácidas, outra reação que
pode ocorrer é a redução do H+, que é:
2H+(aq) + 2e- → H2(g)
104
Considere uma célula que contém uma solução aquosa 1M de NaCl. Como
existem muitas espécies presentes na célula, várias são as reações anódicas (oxidação)
e catódicas possíveis:
No ânodo:
No cátodo:
Aplicando-se um potencial suficientemente alto e em solução de concentração
elevada, verificasse que no ânodo produz-se Cl2(g):
2Cl-(aq) → Cl2(g)+ 2e-
No cátodo, forma-se H2(g), assim sabemos que sofreu redução ou o H+ ou H2O. A
concentração de moléculas de H2O na solução de NaCl é muito maior que a do íon H+.
Constatamos que a reação catódica será:
2e- + 2H2O → H2(g) + 2OH-(aq)
Mesmo que o H+(aq) fosse a espécie que estivesse sendo reduzida na realidade a
reação eletrolítica anterior representa melhor a transformação global, pois pode ser
considerado como sendo a combinação de :
2e- + 2H+(aq) → H2(g)
seguida pelo deslocamento do equilíbrio da água (auto dissociação da água):
H2O ↔ H+(aq) + OH-
(aq)
Portanto, durante a eletrólise dessas soluções aquosas de NaCl a reação total
será:
105
15. Corrosão
As reações de corrosão são reações de oxirredução espontâneas nas quais um
metal é atacado por alguma substância em seu ambiente e é convertido em um
composto não desejado.
Em alguns casos, pode-se admitir a corrosão como o inverso do processo
metalúrgico, cujo objetivo principal é a extração do metal a partir de seus minérios ou de
outros compostos, ao passo que a corrosão tende a oxidar o metal. Assim, muitas vezes
o produto da corrosão de um metal é bem semelhante ao minério do qual é
originalmente extraído. O óxido de ferro mais comumente encontrado na natureza é a
hematita, Fe2O3, e a ferrugem é o Fe2O3 hidratado, Fe2O3.nH2O, isto é, tendendo a
retornar a sua condição de estabilidade.
Quando o processo de oxidação não é inibido de alguma forma, ele pode ser muito
destrutivo. Entretanto, a oxidação também pode formar uma camada de óxido protetor
isolante que previne a reação adicional do metal abaixo da camada. Com base no
potencial-padrão de redução para Al3+, por exemplo, esperaríamos que o alumínio
metálico fosse facilmente oxidado. Entretanto, as muitas latas de alumínio que sujam o
ambiente são amplas evidências de que esse material sofre apenas corrosão química
muito lenta. A excepcional estabilidade do alumínio ativo ao ar deve-se à formação de
um revestimento protetor fino de óxido – hidrato de Al2O3 – na superfície do metal. O
revestimento de óxido é impermeável a O2 ou H2O, portanto protege o metal da camada
inferior de corrosão adicional.
15.1. A corrosão do ferro
A ferrugem é um processo de corrosão conhecido que implica impacto econômico
significativo. A ferrugem requer tanto oxigênio quanto água. Outros fatores, como pH da
solução, presença de sais, o contato com metais mais difíceis de oxidar que o ferro e o
desgaste no ferro, por exemplo, podem acelerar a ferrugem.
A corrosão do ferro é eletroquímica por natureza. Não apenas o processo de
corrosão envolve a oxidação e a redução, mas o metal por si só conduz eletricidade.
106
Portanto, os elétrons podem mover-se por ele de uma região onde ocorre oxidação para
outra onde há redução, como em células voltaicas.
Como o potencial-padrão de redução para a redução de Fe2+(aq) é menos positivo
que aquele para a redução de O2, Fe(s) pode ser oxidado por O2(g).
Cátodo: O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l) E° = 1,23 V
Ânodo: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- E° = -0,44 V
Uma parte do ferro pode servir como ânodo onde ocorre oxidação de Fe a Fe2+. Os
elétrons produzidos migram pelo metal para a outra parte da superfície que serve como
cátodo, onde O2 é reduzido. A redução de O2 necessita de H+, de forma que a
diminuição da concentração de H+ (aumento do pH) torna a redução de O2 menos
favorável. O ferro em contato com uma solução cujo pH é maior que 9 não sofre
corrosão.
O Fe2+ formado no ânodo é eventualmente mais oxidado a Fe3+, que forma o óxido
de ferro (III) hidratado conhecido como ferrugem.
4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4H2O(l) → 2Fe2O3 .x H2O(s) + 8H+
(aq)
Uma vez que o cátodo é geralmente a área que tem maior suprimento de O2, a
ferrugem normalmente deposita-se lá.
107
16. Combustão
A combustão é definida como sendo uma reação química violenta, com produção
de luz e calor. Várias reações químicas podem resultar no fenômeno da combustão: a
combinação do carbono, do hidrogênio, do enxofre e outros elementos com o oxigênio; a
combinação do cloro com o hidrogênio; a combinação do iodo com o fósforo e outras.
Contudo, o primeiro exemplo citado constitui o mais empregado. É este tipo de
combustão que nos interessa.
O principal objetivo da combustão é a obtenção de calor, embora, algumas vezes,
a finalidade seja a obtenção de luz, produtos químicos, etc. O calor de combustão é o
calor resultante das reações exotérmicas que se desenvolvem no processo de
combustão. A quantidade de calor produzida é medida em calorias (poder calorífico).
A maioria dos combustíveis industriais são compostos de carbono, hidrogênio e
enxofre (este em pequena proporção). Na combustão a reação que ocorre é
denominada basicamente de oxidação. Assim, quando o carbono puro (C) é queimado,
a reação que se passa é:
Portanto, quando o carbono puro queima totalmente, produz somente o dióxido de
carbono (CO2), também conhecido como gás carbônico, acompanhado da liberação de
97.200 Kcal. Quando a queima não é total, obtém-se em lugar de dióxido de carbono
(CO2), o monóxido de carbono (CO), e a reação escreve-se:
Evidentemente, deve-se orientar a queima no sentido de se obter CO2, pois se tem
assim uma liberação bem maior de calor. Na prática, queimam-se combustíveis que não
se compõem apenas de carbono (C), mas também de hidrogênio (H) e enxofre (S).
Assim, numa combustão as reações são, em última análise:
108
Podemos dizer que nas reações acima:
a) 12 Kg de C reagem com 32 Kg de O2 formando 44 Kg de CO2 e liberando
97.200 Kcal. Se 12 Kg de C, para formar CO2, liberam 97.200 Kcal, 1 Kg libera 8.100
Kcal.
b) 4 Kg de H2 reagem com 32 Kg de O2 formando 36 Kg de H2O, liberando
136.400 Kcal. Se 4 Kg de H2 liberam 136.400 Kcal, 1Kg libera 34.100 Kcal.
c) 32 Kg de S reagem com 32 Kg de O2 formando 64 Kg de SO2 e liberando
70.400 Kcal. Se 32 Kcal de S liberam 70.400 Kcal, 1 Kg libera 2.200 Kcal.
d) 12 Kg de C reagem com 16 Kg de O2 formando 28 Kg de CO e liberando
28.880 Kcal. Se 12 Kg de C, para formar CO liberam 28.880 Kcal, 1 Kg libera 2.407
Kcal.
e) 28Kg de CO reagem com 16 Kg de O2 formando 44 Kg de CO2 e liberando
68.320 Kcal. A quantidade de calor liberado por Kg em termos de C é igual a 5.693 Kcal.
16.1. Combustão industrial
Na combustão utilizada para fins industriais os detalhes dos diversos estágios que
ocorrem na queima dos combustíveis não tem aparentemente maior interesse, posto
que os produtos intermediários que possam se formar, muitas vezes, dificilmente teriam
ação sobre o material exposto ao aquecimento. Contudo, todo o cuidado deve ser
tomado para que esses produtos atinjam o seu estágio final antes de passarem aos
gases da chaminé. Por outro lado, há operações que requerem chamas redutoras ou
oxidantes e, nestas condições o cuidado deve ser tomado para que um tipo indesejável
de chama não ocorra.
Se o objetivo é obter máximo de calor, a finalidade será o maior rendimento da
combustão.
Não basta, porém, que o rendimento calorífico atenda às necessidades
requeridas, é preciso que isso seja feito de forma econômica. Para se atingir tal objetivo
são necessários dois passos importantes:
109
1º - ter uma combustão eficiente, regulando a quantidade de ar e proporcionando
perfeita mistura ar-combustível;
2º - transferir o máximo de calor obtido na combustão para o material a ser
aquecido.
A simples observação de urna combustão industrial pode não revelar o que se
perde de combustível. Somente o controle exercido na combustão pode revelar o que na
realidade se passa ali.
Economizar combustível é um dever social. Fala-se em crise de energia, em
escassez da combustíveis, mas o que se perde atualmente na combustão industrial é
estarrecedor.
Há um ponto crítico, é verdade, em que se cruzam as linhas de economia e
interesse industrial; é o ponto em que o mínimo de combustível é gasto e o máximo de
produção é atingido. Este ponto varia conforme o tipo de indústria. A localização deste
ponto em cada indústria constitui o objetivo do estudo da combustão industrial.
16.2. Ar de combustão
O ar de combustão, por sua vez, nada mais é que o ar atmosférico que toma
parte na combustão; este ar, às vezes, entra em combustão sem maiores cuidados, mas
em casos especiais ele pode receber tratamento especial como filtragem, aquecimento,
enriquecimento com oxigênio, etc.
A medição do ar na combustão industrial é muito difícil. Nas instalações onde o ar
de combustão é suprido exclusivamente por meio de sopradores, esta medição é fácil,
porém, na maioria dos casos, a quantidade de ar de combustão é calculada com base
na análise dos gases de combustão.
Ao ar de combustão deve ser dada toda a atenção, pois a ele e às suas
condições deve-se uma boa eficiência da combustão.
Um excesso de ar de combustão, além de certo limite, pode acarretar prejuízo;
porque o ar que não participa da combustão tende a esfriar a chama sem contribuir para
a reação. Quanto maior for o excesso de ar, maior será o aumento da velocidade de
circulação dos gases quentes com consequente perda de calor para a chaminé. Por
outro lado, a insuficiência de suprimento desse ar resulta igualmente um prejuízo.
110
Devido às condições fortuitas necessárias, caso forneçamos somente o ar exato,
dificilmente obteremos o aproveitamento máximo do combustível.
A quantidade de ar para a combustão pode ser teoricamente calculada com base
na composição do combustível usado, isto é, na sua análise elementar. Esta
composição é possível de ser deduzida, igualmente da análise dos gases de
composição. Como a maioria dos combustíveis industriais são constituídos de carbono e
hidrogênio, as quantidades de CO2 e H2O presentes nos gases permitem calcular as
quantidades correspondentes de C e de H2 que os geraram, e daí, a composição
percentual do combustível.
No processo de combustão industrial, é quase impossível obter uma combustão
completa sem que se tenha um excesso de ar. Assim, excesso de 100% e até 500% são
comuns na queima de combustíveis sólidos. Por outro lado, com combustíveis líquidos e
gasosos pode-se limitar esse excesso a percentagens tão baixas como 10% e 3%. Na
prática, a quantidade de ar de combustão é regulada pela otimização da combustão
desejada e, isto alcançado, nada mais é necessário do que mantê-la.
O conhecimento prévio das quantidades necessárias de ar de combustão é de
primordial importância para os cálculos das câmaras de combustão, dutos, chaminés,
exaustores e outros equipamentos. Como a quantidade de combustível a ser usada num
mesmo equipamento pode variar de acordo com as necessidades, as quantidades de ar
admitidas à combustão devem ser igualmente variadas e, para este fim, certos
dispositivos devem ser previstos, que podem ser de regulagem manual ou automática.
