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Resumo de Transformaes Qumicas - 2013
Esta apostila dever servir como base, tanto para elaborao do
caderno de laboratrio, quanto como resumo da matria.
Baseada no Atkins e nas aulas de alguns professores da
UFABC.
Sumrio
1. Breve Reviso do ensino mdio
.......................................................................................................................................
3
1.1 Ligaes
Qumicas................................................................................................................................................................
3
1.1.1Estabilidade atmica
..........................................................................................................................................................
3
1.1.2 Ligao inica
.....................................................................................................................................................................
3
1.1.3 Ligao Covalente ou Molecular
.....................................................................................................................................
3
1.1.4 Ligao Metlica
................................................................................................................................................................
3
1.2 Polar ou Apolar
......................................................................................................................................................................
3
1.2.1 Estrutura dos slidos
.........................................................................................................................................................
5
1.2.2 Tenso superficial
..............................................................................................................................................................
5
1.3 Leis Bsicas da Qumica
......................................................................................................................................................
5
1.3.1 O mol
...................................................................................................................................................................................
6
1.4 Reaes Quimicas
................................................................................................................................................................
6
1.4.1 Tipos de reaes
..............................................................................................................................................................
6
1.5 Reao de Oxireduo (redox)
..........................................................................................................................................
8
1.5.1 Nmero de Oxidao
........................................................................................................................................................
8
2. Termodinmica: Aplicaes da Primeira Lei
.......................................................................................................................
9
2.1 Conceitos fundamentais
...........................................................................................................................................................
9
2.2 Entalpia
.................................................................................................................................................................................
11
2.2.1 Entalpia em processos Exotrmicos
.....................................................................................................................
11
2.2.2 Entalpia em Processos Endotrmicos
..........................................................................................................................
11
2.2.3 A entalpia de transio de fase
.....................................................................................................................................
12
2.3 Tipos de H
..........................................................................................................................................................................
12
2.3.1 Entalpia de reao
...........................................................................................................................................................
12
2.3.2 Entalpia-padro de formao
.........................................................................................................................................
12
2.3.3 Entalpia de Combusto
...................................................................................................................................................
13
2.3.4 O que importante saber
...............................................................................................................................................
13
2.4 Lei de Hess
..........................................................................................................................................................................
13
3 Termodinmica: A segunda Lei
......................................................................................................................................
14
3.1 Entropia
................................................................................................................................................................................
14
3.1.1 A variao de entropia em uma transio de fase
.....................................................................................................
15
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3.1.2 Variao de entropia nas vizinhanas
..........................................................................................................................
15
4. A terceira Lei da termodinmica e a entropia absoluta
...............................................................................................
15
4.1 A entropia-padro de reao
.............................................................................................................................................
15
4.2 O que importante saber
..................................................................................................................................................
16
5. A energia livre de Gibbs e a constante de equilibro, K: vem
P1!
...............................................................................
16
5.1 Energia Livre e Temperatura
.............................................................................................................................................
17
5.2 Como trabalhar com o G
.................................................................................................................................................
17
5.3 Solubilidade
..........................................................................................................................................................................
17
5.4 O quociente de reao, Q: muito simples
.......................................................................................................................
18
5.5 A constante de Equilibrio,
K...............................................................................................................................................
19
6. Teoria cido-base
......................................................................................................................................................................
20
6.1 Teoria de Arrhenius
.................................................................................................................................................................
20
6.2 Teoria de Brnsted-Lowry
................................................................................................................................................
21
6.3 Teoria de Lewis
...................................................................................................................................................................
21
7. Cintica Qumica
........................................................................................................................................................................
22
7.1 Conceitos Fundamentais neste captulo
..........................................................................................................................
22
7.2 Velocidade Mdia de uma Reao
...................................................................................................................................
22
7.3 A teoria da colises
.............................................................................................................................................................
22
7.4 Voc v no Laboratrio: Principais fatores que influenciam na
velocidade da reao ...........................................
23
7.4.1 Energia de ativao e velocidade de reao
..........................................................................................................
23
7.4.2 Influncia da concentrao dos reagentes na velocidade de
reao
..................................................................
23
7.4.2.1 O que sempre cai e voc precisa entender
.........................................................................................................
23
7.4.3 Influncia da concentrao dos reagentes na velocidade de
reao
..................................................................
25
7.4.4 Influncia da presso na velocidade de reao
.....................................................................................................
25
7.4.5 Influncia da superfcie do reagente slido na velocidade de
reao
.................................................................
25
7.4.6 Influncia do catalisador na velocidade de reao
................................................................................................
25
8. PH e POH: mais simples do que voc imagina
....................................................................................................................
26
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1. Breve Reviso do ensino mdio
1.1 Ligaes Qumicas
1.1.1Estabilidade atmica
A estabilidade de um corpo aumenta, quando a energia diminui. Os
tomos em geral, no so encontrados isolados na natureza.
E essa associao com outros tomos, a fim de obter oito eltrons na
camada de Valencia chamada de REGRA DO OCTETO.
Isto porque, na natureza, apenas os gases nobre no se associam,
disso Lewis elaborou esta teoria. Ligao inica ou
eletrovalente
1.1.2 Ligao inica
Os tomos se associam a fim de obterem oito eltrons na camada de
Valencia. Esta associao se d por uma atrao
eletrosttica, chamada de ligao inica de carter eltrico. Onde um
ons perde eltron (Ction) e o outro ganha (anion).
(ctionx+
)y(niony-
)x
No entanto, esta ligao definitiva, formando muitas vezes
agrupamentos geomtricos, conhecidos como reticulo cristalino,
slidos com alta temperatura de fuso., podendo conduzir
eletricidade quando fundidos.
Os metais de transio tambm formam ons, mas no conseguem
completar oito eltron na camada de Valencia. O mesmo
acontece com os elementos da famlia IVA. J os ametais e o
hidrognio, na presena de metais, no obedecem a regra do
octeto.
1.1.3 Ligao Covalente ou Molecular
Ocorre quando dois tomos precisam receber eltrons. Assim ao invs
de trocarem eltrons, como numa ligao inica, eles
apenas compartilham eltrons. Onde um eltron pertence ao mesmo
tempo aos dois elementos. Este tipo de ligao ocorre entre
no-metais e entre no-metal e hidrognio.
A temperatura ambiente os compostos moleculares podem ser
slidos, lquido ou ainda, gasosos.
Formula eletrnica (Lewis) O**O H**Cl
Formula Estrutural plana O=O H Cl
Formula molecular O2 HCl
1.1.4 Ligao Metlica
a ligao que se estabelece entre os tomos dos metais, onde uma
nuvem ou mar de eltrons liga um conjunto de ctions.
Esse mar de eltrons tem grande mobilidade no conjunto da a alta
condutividade eltrica dos metais. Algumas propriedades so
caractersticas dos metais:
a) Maleabilidade
b) Ductibilidade
c) Bhilho
d) Condutivitada eletrica
1.2 Polar ou Apolar
A capacidade que as ligaes possuem de atrair cargas eltricas se
define como Polaridade, esta assume carter diferente
dependendo da ligao onde se faz presente.
As ligaes mais freqentes envolvendo compostos orgnicos acontecem
entre tomos de carbono ou entre tomos de carbono e
hidrognio: C C e C H (hidrocarbonetos). Classificamos este tipo
de ligao como covalente, ela est presente em todas as
ligaes dos compostos orgnicos formados somente por carbono e
hidrognio.
Quando na molcula de um composto orgnico houver outro elemento
qumico alm de carbono e hidrognio, suas molculas
passaro a apresentar certa polaridade. Chamamos este elemento de
heterotomo e pode ser: nitrognio (N), oxignio (O), entre
outros.
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Metano (CH4) Etano (C2H6)
Repare que em ambas as estruturas no h presena de heterotomos,
neste caso as molculas se classificam como apolares.
A presena do Oxignio como heterotomo faz as molculas
apresentarem polaridade. A primeira molcula se trata do
composto
Etanol (CH3CH2OH), a presena da hidroxila OH d a este composto o
carter polar, mesmo que em sua estrutura contenha
uma parte apolar
Ligaes intermoleculares ou foras de van der Waals
Ligaes intermoleculares ou ligaes de van der Waals, ou foras de
van der Waals :
I - atrao dipolo induzido: dipolo induzido ou foras de disperso
de London
II - atrao dipolo permanente: dipolo permanente
III - ponte de hidrognio ou ligao de hidrognio
Substncias apolares estabelecem somente ligaes intermoleculares
I.
Substncias polares sem ligaes H - F, O - H e N - H estabelecem
ligaes intermoleculares I e II.
Substncias polares com ligaes H - F, O - H e N - H estabelecem
ligaes intermoleculares I e III.
Quanto maior for o tamanho da molcula, mais fortes sero as foras
de disperso de London.
Quanto mais fortes forem s ligaes intermoleculares, mais elevada
ser a temperatura de ebulio.
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1.2.1 Estrutura dos slidos
Os slidos cristalinos so classificados segundo as ligaes que
mantm seus tomos, ons ou molculas em suas posies.
1.2.2 Tenso superficial
Tenso superficial uma medida de resistncia do filme que parece
cobrir a superfcie de um liquido. Isto ocorre, quando as
interaes so fortes, elas mantm as molculas unidas e restringem
seus movimentos.
1.3 Leis Bsicas da Qumica
Lei da Conservao das Massas - Na natureza nada se cria, tudo se
transforma. Isto , a soma das massas
dos reagentes igual a massa do produto. Ou seja, a massa do
sistema antes da transformao igual a
massa do sistema depois da reao.
Lei das Propores Constantes (Lei de Proust) Numa reao qumica, as
massas das substncias que
reagem e das substncias que se formam estabelecem sempre uma
proporo
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Hidrognio Oxignio gua
20g 160g 180g
x 32g
X = 04g (regra de trs)
1.3.1 O mol
1.4 Reaes Quimicas
1.4.1 Tipos de reaes
Sntese ou adio
Anlise ou decomposio
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Deslocamento ou simples-troca
AB + C CB + A se C for mais reativo que A
ou
AB + C AC + B se C for mais reativo que B
Explicarei logo mais, o que a reao redox
Dupla troca
Uma reao de dupla troca ocorre se um dos produtos (AD ou CB) for
mais fraco e/ou mais voltil e/ou menos solvel do que um
dos reagentes (AB OU CD).
AB + CD AD + CB
Exemplo:
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3.
Veja que como se os ctions Ag + e Na+ trocassem de nions. No
entanto, perceba que AgCl praticamente insolvel e por
isso se precipita na reao. No laboratrio, veremos casos em que
durante a reao notaremos que ocorre precipitao.
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1.5 Reao de Oxireduo (redox)
1.5.1 Nmero de Oxidao
Muitos alunos, devido falta de tempo em classe, acabam por ficar
com duvidas, ou se confundem na hora de calcular o numero
de oxidao (NOX). Por isso, criamos esse pequeno parnteses, para
voc no errar na hora da prova.
O Nox de um tomo numa molcula, ou num on composto, a carga desse
tomo, supondo que os eltrons das ligaes
covalentes se transferem totalmente do tomo menos eletronegativo
para o tomo mais eletronegativo.
Exemplo:
Elementos com Nox fixo:
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2. Termodinmica: Aplicaes da Primeira Lei
2.1 Conceitos fundamentais
Trabalho o movimento contra uma fora que se opem ao
deslocamento.
Energia a capacidade de um sistema de efetuar trabalho. Quando
efetuamos trabalho SOBRE um sistema, a capacidade do
sistema de efetuar trabalho aumenta. No entanto, quando o
sistema efetua trabalho, h reduo da energia do sistema,
diminuindo sua capacidade de efetuar trabalho.
Sistema a parte do universo que estamos estudando, seja uma reao
qumica, ou um motor.
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Sistema Fechado aquele no qual no h trocas entre sistema e
vizinhana. Isto a matria no pode ser transferida atravs
de suas fronteiras. Mas, pode se trocar energia.
Sistema Aberto aquele que permite a troca de matria e energia
atravs da fronteira entre o sistema e sua vizinhana.
Sistema Isolado aquele que no permite troca alguma, isto , nem
matria ou energia.
Vizinhana so as demais partes externas ao sistema.
Calor (q) um processo de transferncia de energia devido a uma
diferena de temperatura
Para uma expanso isotrmica de um gs ideal:
q = -w
Para uma expanso isotrmica reversvel de um gs ideal:
q = nRtln
Processo EXOtermico um processo que libera energia na forma de
calor para a vizinhana. Assim todas as reaes de
combusto so exotrmicas.
Processo ENDOtermco um processo que absorve energia na forma de
calor a partir da vizinhana. Como bom exemplo,
temos a vaporizao da gua.
Energia interna (U) a energia total do sistema, isto , a soma de
todas as contribuies cinticas e de energia potencial para
a a energia de todos os tomos, ons e molculas que formam o
sistema. Seu valor depende da temperatura e, em geral, da
presso. A enegia interna uma propriedade extensiva, isto , 2kg
de uma substancia A tem mais energia interna, do que 1kg
dessa mesma substncia A. A variao da energia interna dada
por:
U = w + q
Para a expanso isotrmica de um gs perfeito;
U = 0
A energia interna uma FUNO DE ESTADO, ou seja, uma propriedade
fsica que depende apenas do estado atual e do
estado final. Pq 46
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2.2 Entalpia
Segundo a Termodinmica, a entalpia H corresponde energia global
de um sistema presso constante. Portanto, a variao de
entalpia H, corresponde ao calor perdido ou recebido, seja em
uma reao qumica, seja em um processo fsico,
presso constante.
Podemos medir calorimetricamente a variao de entalpia
acompanhando-se a variao de temperatura de uma transformao
fsica, ou qumica, que ocorra a presso constante usando um
calormetro isobrico. J no caso de uma reao de combusto,
podemos utilizar um calormetro de chama adiabtico, em que se
pode medir a variao de temperatura provocada pela
combusto de uma substncia em atmosfera de oxignio. A entalpia H,
de um sistema definida por:
H = U + PV
Para um gs ideal podemos escrever PV = RT, da seguinte
forma:
H = U + RT
Vale lembrar que, slidos e lquidos tm volumes molares muito
pequenos, assim o produto PV para slidos ou lquidos muito
pequeno, de tal forma que: H = U + PV U. Havendo apenas um
pequeno aumento no volume e o trabalho feito sobre a
vizinhana desprezvel.
2.2.1 Entalpia em processos Exotrmicos
H = Hfinal Hinicial
Hfinal < Hinicial
H < 0
Ou seja, em processos exotrmicos, onde h liberao de calor do
sistema para a vizinhana, a variao de entalpia, H
negativa. Exemplo:
C + O2 CO2 H = -94kcal
H2 + Cl2 2HCl H = -44kcal
2.2.2 Entalpia em Processos Endotrmicos
Estado inicial Estado Final + calor Liberta calor
Estado Inicial Estado Final -- calor Absorve calor
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H = Hfinal Hinicial
Hfinal > Hinicial
H > 0
Ou seja, num processo endotrmico h absoro de calor da vizinhana
pelo sistema para a realizao de uma transformao.
Exemplo:
N2 + O2 NO2 H = +8 kcal
H20 (liquido) H2O (valor) H = +10,5 kcal
2.2.3 A entalpia de transio de fase
Fase um estado da matria que se caracteriza pela uniformidade de
sua composio e estado fsico. J a converso entre duas
fases chamada de transio de fase. Assim a vaporizao uma transio
de fase. O importante lembrar que, a maioria das
transies de fase acompanhada de uma variao de entalpia, pois o
rearranjo dos tomos ou molculas geralmente requer
energia.
O processo inverso da vaporizao a condensao, e o inverso da fuso
o congelamento. As variaes de entalpia molar
desses processos so o negativo das entalpias de vaporizao e de
fuso, respectivamente, pois o calor fornecido para a
vaporizar ou fundir uma substncia liberado quando ela condensa
ou congela. Assim, a entalpia de transio de um processo
inverso o negativo da entalpia de transio do processo direto
(sob as mesmas condies de temperatura e presso)
2.3 Tipos de H
Podemos dividir a Entalpia em dois ramos: entalpia de formao e
entalpia de combusto.
2.3.1 Entalpia de reao
A entalpia de reao a diferena entre as entalpias molares dos
reagentes e dos produtos, com cada termo ponderado pelo seu
respectivo coeficiente estequiomtrico:
H = produto reagente = Hformao - Hformao
O procedimento acima resumido pela lei de Hess: a entalpia-padro
de uma reao a soma das entalpias-padro das reaes
nas quais a reao global pode ser dividida. Dizemos ainda que, a
entalpia de reao a variao de entalpia do sistema quando
os reagentes em seus estados-padro so completamente convertidos
em produtos em seu estado padro. Exemplo:
2.3.2 Entalpia-padro de formao
A entalpia padro de formao de uma substncia a entalpia-padro
para a sua formao a partir dos seus elementos em seus
estados de referencia. Onde, o estado de referencia de uma
substncia nada mais do que sua forma mais estvel. Logo, o
estado de referencia do carbono a grafita
A entalpia de uma substncia numericamente igual ao seu calor de
formao. Isto , dado o calor de formao de uma
substncia, imediatamente teremos a entalpia desta substncia.
Vale ressaltar que, no estado-padro, as substncias apresentam
entalpia nula. Existindo, um elemento qumico com vrias
formas alotrpicas somente a forma mais estvel tem entalpia zero,
nas condies-padro (lembre-se que o grafite a forma
alotrpica mais estvel do carbono). As formas alotrpicas menos
estveis apresentam entalpia maior que zero.
Exemplos:
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H2(g) + O2 H2O H = -68 kcal ou H = -286kJ
Cgrafite + 2Sromb CS2 H = +19 kcal
2.3.3 Entalpia de Combusto
A entalpia-padro de combusto a variao de entalpia-padro por mol
da substncia combustvel. Por conveno, a combusto
de um composto orgnico leva formao de dixido de carbono gasoso,
gua lquida e - se os compostos contem nitrognio
nitrognio gasoso
A entalpia (ou calor) de combusto o calor liberado na combusto
completa de 1,0 mol de uma substncia, no estado padro.
Exemplo:
Cgrafite + O2(g) CO2(g) H = -94,0kcal ou H = -394kJ
Cdiamante + O2(g) CO2(g) H = -94,5kcal
2.3.4 O que importante saber
interessante lembrar que, assim como mudando o estado alotrpico
de um elemento participante, o H tambm muda. O
mesmo vale para mudanas no estado fsico de algum dos reagentes
envolvidos.
2.4 Lei de Hess
A lei do Estado Inicial e Final, tambm conhecida como Lei de
Hess, enuncia que o valor do H de um processo no depende do
nmero de etapas, nem do tipo de cada etapa (formao ou combusto)
desse processo. O H depende apenas do estado inicial
e do estado final.
Assim sendo, ao considerarmos a seguinte seqncia de reaes
genricas:
A B H1 = -10 kcal
B C H2 = -20 kcal
C D H3 = -30 kcal
Precisamos calcular o H do processo A D. Logo, sabemos que:
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H = H1 + H2 + H3 = (-10) + (-20) + (-30) = -60 kcal
Observe que a equao A D pode ter N etapas endotrmicas, ou
exotrmicas, no entanto, o valor do H no muda. Isso porque
ela depende apenas do estado inicial e final da reao. E o valor
do H desconhecido ser igual a soma algbrica dos valores dos
H das etapas.
Assim, vemos que a Lei de Hess importante porque facilita a
determinao do H de um processo que seria difcil de se
calcular. Por exemplo, no caso de uma equao genrica do tipo: xA
+ yB zC + wD, onde x, y, z e w so coeficientes
estequiomtricos (nmeros reais), podemos calcular o valor do H
atravs da seguinte expresso:
3 Termodinmica: A segunda Lei
3.1 Entropia
Antes de iniciarmos o estudo da segunda lei necessrio
entendermos alguns conceitos:
Transformao Espontnea aquela que pode ocorrer sem que seja feito
trabalho para provoc-la. Isto , uma transformao
espontnea algo que tem tendncia natural de ocorrer. A fora
aparente que responsvel pela transformao espontnea a
tendncia da energia e da matria em se tornarem desordenadas.
Transformao no espontnea - aquela que s ocorrer ao ser
provocada, ou seja no ocorre, caso no houver trabalho.
Entropia (S) uma medida do grau de desorganizao de um dado
sistema. Quanto maior a organizao, menor a entropia. A
entropia uma caracterstica do estado termodinmico, assim como a
energia interna, o volume e o nmero de mols. Isto , uma
propriedade cujo valor s depende do estado presente do sistema.
Assim, como essa desordem foi alcanada no importante
para o seu valor atual.
Qualquer processo que, aumenta o nmero de molculas de gs, leva a
um aumento em entropia. Isto , quando a matria e a
energia tornam-se desordenadas, a entropia aumenta. A equao para
o calculo da entropia :
S = S(produto) - S(reagente)
Para uma variao de entropia de um sistema a temperatura
constante:
S =
Ou seja, a variao de entropia de uma substancia igual energia
transferida reversivelmente como calor dividida pela
temperatura na qual a transferncia ocorre. Onde a
reversibilidade a capacidade de uma variao infinitesimal de uma
varivel
poder mudar a direo de um processo.
Exemplo:
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3.1.1 A variao de entropia em uma transio de fase
Podemos suspeitar que a entropia de uma substancia aumenta
quando ela funde e quando ela ferve, pois as suas molculas de
tornam mais desordenadas quando ela passa do estado slido para o
estado lquido e, do liquido para vapor. Por exemplo, a
entropia da gua aumenta quando ela funde, pois a estrutura
ordenada do gelo destruda quando o lquido se forma.
Se a temperatura das vizinhanas infinitesimalmente menor do que
a do sistema, ento a energia flui para fora do sistema como
calor e a substancia congela. Se a temperatura
infinitesimalmente maior, ento a energia flui para dentro do
sistema do sistema
como calor a uma presso constante, podemos identificar o calor
transferido por mol de substancia como a entalpia de fuso.
Portanto, a entropia de fuso, fusS, a variao de entropia por mol
de substancia, na temperatura de fuso, Tf (com f agora
representando a fuso) :
fusS =
A entropia de outros tipos de transio pode ser discutida
semelhantemente.
3.1.2 Variao de entropia nas vizinhanas
Podemos calcular a variao de entropia nas vizinhanas em contato
co a sistema temperatura T:
Sviz =
Podemos usar esta formula para calcular a variao de entropia das
vizinhanas independentemente de a transformao no
sistema ser reversvel ou no.
4. A terceira Lei da termodinmica e a entropia absoluta
As entropias de todas as substancias perfeitamente cristalinas
so as mesmas em T = 0. Isto , no podemos dizer que
as entropias so zero em T = 0, mas a partir de dados
experimentais sabemos que elas so as mesmas. Por
convenincia, consideramos este valor comum como zero. Ento, com
esta conveno de acordo com a Terceira Lei,
S(0) = 0 para todos os materiais cristalinos perfeitamente
ordenados
4.1 A entropia-padro de reao
Quando h formao resultante de gs, como em uma combusto, podemos
prever que normalmente a entropia
aumenta. Quando h um consumo resultante de gs, como da
fotossntese, normalmente seguro prever que a entropia
diminui. Entretanto, para estimarmos um valor quantitativo da
variao de entropia e para prever o sinal da variao
quando um gs estiver envolvido, precisamos realizar um
calculo
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Exemplo:
A espontaneidade das reaes qumicas
essencial considerar a entropia tanto do sistema como das
vizinhanas ao decidir se um processo espontneo ou
no. E sempre que consideramos as implicaes da entropia,
necessrio que levemos em conta, sempre, a variao
total do sistema e das vizinhanas.
Isto porque, pode ser que a entropia do sistema diminua quando
ocorre uma transformao, mas pode haver um
aumento mais do que compensador na entropia das vizinhanas, de
modo que a variao global da entropia seja
positiva.. O oposto tambm pode ser verdade: pode ocorrer uma
dimunuio grande da entropia das vizinhanas quando
a entropia do sistemas aumenta.
4.2 O que importante saber
Na hora da prova vale lembrar das seguintes regras:
Ao compararmos substncias iguais ou semelhantes, as entropias
dos gases so muito maiores que as dos liquidos, e as
entropias dos liquidos so maiores que as dos slidos;
Molculas maiores possuem entropias maiores di que menores e,
molculas com a estrutura mais complexas possuem
entropias maiores do que as molculas mais simples.
Grandes variaes de entropia acompanham mudanas de estado. Isto ,
a medida que a temperatura aumenta, a
entropia tambm aumenta
5. A energia livre de Gibbs e a constante de equilibro, K: vem
P1!
Neste captulo vamos discutir dois temas essenciais e que
costumem cair na P1, porque elas unem todas as
discues anteriores em relao a entalpia e a entropia. Mas, vamos
comear de vagar:
Energia livre a energia da qual o processo dispe para realizar
trabalho til temperatura e presso constantes. Assim,
a variao total de entropia que acompanha uma reao qumica,
efetuada lentamente e temperatura e presso
constante, dada por:
O nico critrio para de espontaneidade a entropia total do
sistema e das vizinhanas; a energia de gibbs apenas uma
outra maneira de expressar a variao da entropia total em funo
somente das propriedades do sistema e s vlida para
processos que ocorrem a uma temperatura e presso constantes.
Todas as reaes qumicas espontneas, em condies
de temperatura e presso constantes resultam em um crescimento da
entropia global do sistema e suas vizinhanas.
Abaixo a equao que define a variao de entropia do universo:
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A energia livre de Gibbs, G, uma funo de estado (depende apenas
do estado inicial e do estado final). G
uma propriedade do sistema; ela no depende do universo. G
avaliada com base nas propriedades - H, S e T -
mensurveis do sistema que est sendo estudado. Como G igual a -
TSuniverso, um valor negativo de G (G0) indica um processo
espontneo (favorecido pelos produtos). Ao contrrio, um valor
positivo de G indica um processo no-espontneo.
A conexo entre G e espontaneidade a seguinte:
Se o valor de Greao negativo, uma reao espontnea
Se Greao = 0, a reao est em equilbrio
Se o valor de Greao positivo, a reao no espontnea
5.1 Energia Livre e Temperatura
Como vimos anteriormente G funo da temperatura. Isto , o valor
de G variar quando a temperatura varia.
Uma das conseqncias dessa dependncia com relao temperatura que,
sob certas circunstancias, reaes podem
ser espontneas em uma temperatura e no espontneas em outra.
Essas situaes surgem quando os termos H e TS
trabalham em direes opostas:
Processos favorecidos pela entropia (H > 0).
Processos favorecidos pela entalpia (S < 0).
A maior fonte de erro a suposio de que H e S no variam com a
temperatura, o que no estritamente verdadeiro.
Existe geralmente uma pequena variao desse valores quando a
temperatura varia, mas ela no to importante quando
o intervalo de temperatura pequeno. Porm, pode se tornar um
problema em intervalos maiores de temperatura.
5.2 Como trabalhar com o G
a) Calcule H e S da reao e use-os da equao de Gibbs; ou,
b) Se disponvel, use os valores tabelados de G de formao;
Exemplo:
5.3 Solubilidade
J estudamos durante o ensino mdio que, semelhante dissolve
semelhante. Mas por que isto acontece?
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Definimos a variao de entalpia no processo de dissoluo como:
Hdissol = Hrede + Hhidratao
Onde Hrede a separao das molculas do soluto, enquanto Hhidratao
trata-se da separao das molculas do solvente.
No caso, por exemplo, do NaCl + H2O, se a energia liberada
quando os ons se hidratam (energia de hidratao) for maior que a
energia necessria para romper o reticulo cristalino, ento o NaCl
se dissolver
No h uma regra nica para explicar por que certas substncias se
dissolvem, enquanto outras no. Pois necessrio verificar
para cada substncia qual a interao existente. Exemplo:
Na tabela seguinte esto reunidas as principais regras de
solubilidade:
5.4 O quociente de reao, Q: muito simples
Dada uma reao simples qualquer, como o prprio nome diz, o
quociente de reao, nada mais do que a razo entre os
produtos e os reagentes:
Bem simples, no acham? Agora que voc entendeu o que o quociente
de reao, vamos usa-lo mais algumas vezes.
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5.5 A constante de Equilibrio, K
Antes de comearmos, importante voc saber que ao longo desta
matria (na parte de cintica), outras constantes K iro
aparecer. No so a mesma coisa!!!!
Uma reao em equilbrio no est parada, muito pelo contrrio: uma
reao em movimento continuo formando reagentes e
produtos. Por isso, usamos um par de setas, mostrando que no
importa a direo.
Simples at aqui! Mas, atravs na constante de equilbrio que
podemos descobrir uma srie de informaes sobre uma dada
reao. Ento, vamos ver como calcular:
Da importante voc saber que quando Q = K, a reao est em
equilbrio. Quando o valor de K muito maior que 1, ento a
reao favorece uma maior formao de produtos e chamamos de reao
produto-favorecido. Se o valor de K for muito menor
que 1, chamamos a reao de Reagente-favorecido, j que favorece a
formao de reagentes.
Constante de Equilibrio Reao
K >> 1 Produto-favorecido
K
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Agora que j entendemos o que a constante de equilbrio, resta-nos
entender como que tudo que vimos at agora vira uma
idia s:
Existem outros tipos de equilbrio que seu professor pode pedir
em prova, mas aqui voc viu o bsico: a me de todas as demais
constantes de equilbrio. O importante na hora de estudar a
energia livre de Gibbs e a constante de equilbrio, no decorar
as
formulas, mas entender o que os resultados obtidos significam.
Quando voc entende o que ocorre numa reao, fica muito mais
fcil chegar s respostas corretas.
6. Teoria cido-base
6.1 Teoria de Arrhenius
Baseado em seus experimentos com condutividade eltrica em meio
aquoso, o qumico, fsico e matemtico sueco Svante August
Arrhenius (1859-1927) props, em 1884, os seguintes conceitos
para definir cidos e bases:
Toda espcie qumica que, em contato com gua, gera ons H+
considerada um cido. Isto , cidos so compostos em soluo
aquosa que ionizam, produzindo como on positivo apenas o ction
hidrognio (H+) ou, mais corretamente, o on H30
+,
denominado on hidrnio ou hidroxnio
Bases, ou hidrxidos so compostos que, por dissociao inica,
liberam, como on negativo, apenas o nion hidrxido (OH-),
tambm chamado de hidroxila ou oxidrila.
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6.2 Teoria de Brnsted-Lowry
De forma independente, o dinamarqus Johannes Nicolaus Brnsted
(1879-1947) e o ingls Thomas Martin Lowry (1874-1936),
propuseram no mesmo ano outra teoria cido-base conhecida como
Teoria Brnsted-Lowry, que diz o seguinte:
Espcies qumicas que so capazes de doar prtons (H+) so
considerados cidos, enquanto espcies qumicas que
receberam prtons so consideradas bases
Assim, quando uma espcie doa prtons, a espcie resultante se
torna sua base conjugada. O mesmo ocorre, quando uma
espcie recebe um prton, a espcie resultante se torna seu cido
conjugado.
6.3 Teoria de Lewis
Essa teoria introduz um conceito novo, mais abrangente, mas no
invalida a teoria de Brnsted-Lowry. Pois todo cido de
Lewis um cido de Brnsted, e conseqentemente toda base de Lewis
uma base de Brnsted. Isto ocorre porque um
prton recebe eltrons, ou seja, um cido de Lewis pode unir-se a
um par solitrio de eltrons em uma base de Lewis.
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Para Lewis, uma reao cido-base consiste na formao de uma ligao
covalente coordenada mais estvel. Assim, quando uma
base de Lewis doa um par de eltrons para uma base de Lewis,
ambos formam uma ligao covalente coordenada, em que
ambos os eltrons provm de um dos tomos
Teoria foi criada pelo qumico americano Gilbert Newton Lewis
(1875-1946) e diz o seguinte:
Espcies qumicas que so capazes de aceitar pares eletrnicos so
considerados cidos, enquanto espcies qumicas que
podem doar pares eletrnicos so consideradas bases.
7. Cintica Qumica
7.1 Conceitos Fundamentais neste captulo
1 Lei da Termodinmica
2 Lei da Termodinmica em qualquer processo espontneo a entalpia
(S) do universo aumenta
Suniv = Ssist + Svizi
3 Lei da Termodinmica A entropia de um cristal perfeito de
qualquer substncia pura a 0 Kelvin 0.
Energia de ativao a energia mnima necessria formao do complexo
ativado dessa reao.
7.2 Velocidade Mdia de uma Reao
Algumas reaes qumicas so praticamente instantneas, enquanto
outras podem ser muito lentas, como a oxidao de peas
de cobre, por exemplo. A rapidez das transformaes qumicas pode
ser avaliada pela velocidade mdia do processo:
Velocidade mdia = v =
Onde, [X]= variao de concentrao em mol/L de um reagente ou
produto e t = variao do tempo. Sendo, [X] = [X]final
[X]inicial.
A velocidade de reao pode ser dada em funo de qualquer substncia
participante:
xA + yB zC + wD
vreao = = = =
Como A e B so reagentes, suas molaridades diminuem com o
decorrer do tempo, e as variaes de suas molaridades [A] e [B]
SO NEGATIVAS. Por isso, na expresso da velocidade de consumo
aparece o sinal negativo. Vale ressaltar que em cintica
qumica, uma formula de substncia escrita entre colchetes indica
a molaridade (mols/litro) dessa substncia.
7.3 A teoria da colises
Para que uma reao ocorra, necessrio haver coliso entre as
molculas entre as molculas dos reagentes. A teoria das
colises pode ser resumida da seguinte maneira:
Para que ocorra uma reao, deve haver colises entre as molculas
qumicas reagentes;
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Nem toda coliso conduz formao de produtos. necessrio um mnimo de
energia (energia de ativao) e que a
coliso e que a coliso ocorra com uma orientao espacial
favorvel;
A velocidade da reao ser proporcional ao nmero de colises
efetivas (favorvel formao de produtos);
Qualquer fator que aumente o nmero de colises efetivas aumenta
tambm a velocidade da reao.
7.4 Voc v no Laboratrio: Principais fatores que influenciam na
velocidade da reao
Como regra geral, a velocidade de uma dada reao tende a aumenta
quando:
Aumentamos a temperatura;
Mais fragmentado estiver o reagente slido;
Maior concentrao dos reagentes;
Maior for a presso, no caso de reagentes gasosos;
Quando for utilizado um catalisador;
Abaixo estudaremos brevemente cada um desses casos
7.4.1 Energia de ativao e velocidade de reao
Para toda reao h um mnimo de energia requerida para provocar a
reao, chamada de energia de ativao e sabemos
tambm que a energia de ativao:
uma quantidade SEMPRE positiva;
depende da natureza da reao. Ou seja, quanto maior for, menor
ser a frao de molculas que possuem energia
cintica para reagir por coliso
independente da temperatura e concentrao
Assim, vemos que a energia de ativao representa uma barreira no
caminho reagente produto, quanto maior for a energia de
ativao de uma reao, maior ser essa barreira e, conseqentemente,
mais difcil ser transp-la, isto , mais difcil ser a
reao. Logo conclumos que, quanto maior for a energia de ativao
de uma reao, menor ser a velocidade dessa reao.
7.4.2 Influncia da concentrao dos reagentes na velocidade de
reao
Segundo a Lei de Guldberg e Waage (1864), a cada temperatura, a
velocidade de uma reao diretamente proporcional ao
produto das concentraes molares dos reagentes, elevadas a
potncia experimentalmente determinadas. Isto , numa reao
segundo a equao geral temos:
xA + yB zC + wD
Logo,
V = k[A]m[B]n
Conhecida como a Equao de velocidade de reao. Onde k a constante
de velocidade de reao da referida temperatura,
[A] e [B] so concentraes molares e, m e n so dados
experimentalmente determinados.
7.4.2.1 O que sempre cai e voc precisa entender
K a constante de velocidade que no por acaso depende de duas
coisas:
Natureza da reao: se K pequeno, a reao lenta
Temperatura: K cresce com a temperatura.
Podemos, ainda, calcular o valor de K da seguinte forma:
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K =
J m e n que formam a ordem de reao preciso lembrar que:
Se m=0, a velocidade independe da concentrao de reagente;
Se m=1, a velocidade diretamente proporcional concentrao de
reagente;
Se m=2, a velocidade proporcional ao quadrado da concentrao de
reagente.
Em geral, os professores costumam pedir para que, dada uma reao
o aluno encontre a ordem de reao. O caso mais difcil o
que envolve dois reagente ( A + B C + D). Isto , precisaremos
encontrar o valor de m e n. Da s voc fazer o seguinte:
1 Determine a razo das velocidades em dois pontos para os quais
a concentrao de B seja constante, mas a
concentrao de A varie. Calcule a ordem de reao em relao a A,
usando a equao:
=
2. Repita o procedimento, mas desta vez escolhemos dois pontos
para os quais a concentrao A seja constante, mas a
concentrao B varie. Isso resulta na ordem em relao a B.
Existem reaes que ocorrem numa nica etapa, so as chamadas reaes
elementares. Nesses casos, os valores m e n so os
prprios coeficientes dos reagentes na equao da reao.
Exemplo:
xA + yB zC + wD
Sendo a reao elementar: V = k[A]x[B]y
Outro bom exemplo:
2A + B A2B
1 caso: reao elementar: V = k[A]2[B]
2 caso: reao segundo o mecanismo:
A + B AB (etapa lenta)
AB + A A2B (etapa rpida)
2 + B A2B logo, v=k[A][B]
Outra coisa que costuma cair nas provas so reaes de 2 ordem.
Isto porque, entre reaes de fase gasosa,
processos de 2 ordem so talvez mais comuns do que os de primeira
ordem, enquanto que, reaes de ordem zero,
nas quais a velocidade independente das concentraes de reagente,
so muito menos comuns. Da, ao invs de
discutirmos cada um destes tipos de reaes em detalhe, vamos
considerar alguma das propriedades de reaes de
1, 2 e 0 ordem, listadas na tabela a seguir:
Ordem Equao de velocidade Relao concentrao x tempo Meia-vida
0 Velocidade = K Xo X = Kt Xo/2K
1 Velocidade = Kx
0,693/K
2 Velocidade = Kx2
1/K*Xo
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A seguir, esto as funes (X, logx, 1/x) que, quando plotadas
contra t, resultam em uma linha reta para reaes de
ordem um, dois e zero:
Ordem Grfico
0 X vs T
1 Logx vs T
2 vs T
7.4.3 Influncia da concentrao dos reagentes na velocidade de
reao
Quanto maior a concentrao do reagente, maior dever ser a
velocidade de reao. Muitos dos nossos eventos cotidianos
servem como exemplo: remover uma mancha, apagar incndios,
etc.
Numa reao com nico reagente, se dobrarmos a concentrao de
regente, dobramos conseqentemente a velocidade da
reao. Ou seja, a velocidade da reao proporcional a concentrao de
reagente.
J numa reao com dois reagentes, se dobrarmos a concentrao de um
dos reagentes, enquanto o outro permanece constante,
a velocidade dobrar. No entanto, se reduzirmos a concentrao de
um dos reagentes, enquanto o outro permanece constante,
nada ocorrer. Isto , a velocidade continuar a ser a mesma.
7.4.4 Influncia da presso na velocidade de reao
No havendo reagentes gasosos, a variao da presso no altera o
volume do sistema reagente e, por isso no altera a
velocidade, a velocidade da reao. A presso s muda a velocidade
de uma reao, quando pelo menos um dos reagentes
estiver em estado gasoso. Assim, o calculo da presso para este
nico reagente gasoso :
A(g) = pA = RT = [A] RT
Portanto, a presso de um gs diretamente proporcional sua
concentrao em mol/L.
7.4.5 Influncia da superfcie do reagente slido na velocidade de
reao
Quando um reagente est em estado slido, a reao ocorre apenas na
sua superfcie. Por isso, quanto maior for o grau de
disperso do reagente slido (exemplo, moer ou partir um
comprimido em pedaos), maior ser a superfcie e maior ser a
velocidade da reao.
7.4.6 Influncia do catalisador na velocidade de reao
Catalisador uma substncia que abaixa a energia de ativao de uma
reao, aumentando, assim, a sua velocidade, sem sofrer
alterao quantitativa no fim da reao. Isto , ao final da reao a
concentrao do catalisador permanecer inalterada, pois este
no consumido durante a reao.
Importante MESMO lembrar que, catlise o processo que ocorre na
presena de um catalisador.
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8. PH e POH: mais simples do que voc imagina
Usaremos os valores de ph e poh para saber quanto a quantidade
de molculas do on H+ for maior que a quantidade de
molculas de OH-. Vamos ver como ocorre a ionizao da gua:
H2O + H2O H3O+ + OH-
Sendo assim, a constante de ionizao da gua :
Ki =
Dividindo, podemos cortar o OH com a gua, sobrando apenas um H
da gua. Resta-nos, ento, o H3O, dividido por
H; isso vai dar H2O que pode ser representado por HOH. Ou seja,
um on H+ e um on OH-.
OHO H+ + OH-
Como o grau de ionizao da gua muito pequeno, a concentrao mol/L
da gua praticamente constante. Por
isso, podemos considerar que o produto Ki*H2O dar uma constante,
que chamamos Kw. Logo, temos que o produto
inico da gua pode ser definido:
Kw = [H+][OH-]
possvel saber que, a 25C em cada 01 litro de gua apenas
1,0*10-7
mol sofre ionizao, produzindo 1,0*10-7
mol
de H+ e 1,0*10-7
mol de OH-. Baseados nisso, podemos dizer que o produto inico
total da gua a 25C :
Kw = 1,0*10-14 (mol/L)2
COMO CALCULAR? Fcil!
Se pH = -log[H+] e pOH = -log[OH-], onde numa soluo neutra ph =
pOH = -log(1,0*10-7
) = 7, logo:
PH + POH = 14
Se numa reao [H+] = 1,0*10-2
ento
PH = -log (1,0*10-2
) = 2
POH = 14 2 = 12
OH = 1,0*10-12
mol/L
BONS ESTUDOS!