Revisão dos Conteúdos de Química

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1 Revisão dos Conteúdos de Química Profª Rejane C. Barcellos 2º ANO Ensino Médio

2 Assuntos trabalhados em Química: 1 Trimestre: Coeficiente de solubilidade, Concentração das Soluções (C, M, T), diluição das soluções e Estudo do carbono 2 Trimestre: Funções orgânicas e Mistura das soluções (solutos iguais e diferentes) 3 Trimestre: Termoquímica e Eletroquímica

3 Coeficiente de solubilidade Coeficiente de solubilidade é representado pela sigla Cs, e consiste na quantidade necessária do soluto para formar com o solvente uma solução saturada em determinadas condições de temperatura e pressão. As informações do Cs das substâncias podem ser adquiridos através de gráficos ou tabelas.

4 Classificação das soluções de acordo com o Cs: a) Insaturada: solução que foi preparada com adição de uma quantidade de soluto inferior ao especificado no coeficiente de solubilidade. Por exemplo, de acordo com o coeficiente de solubilidade do NaCl indicado anteriormente, se adicionarmos 20 gramas de NaCl em 100 gramas de água a 20 o C, estaremos preparando uma solução insaturada porque o máximo que 100 gramas de água dissolvem são 36 gramas de NaCl.

5 b) Saturada: Solução que foi preparada com a adição de exatamente o máximo de soluto que o solvente consegue dissolver. Por exemplo, se adicionarmos 36 gramas de NaCl em 100 gramas de água a 20 o C, estaremos preparando uma solução saturada pelo fato de ser o máximo que o solvente consegue dissolver nessa temperatura. c) Saturada com corpo de fundo: Solução que foi preparada com a adição de uma quantidade de soluto superior ao máximo que o solvente consegue dissolver. Por exemplo, se adicionarmos 40 gramas de NaCl em 100 gramas de água a 20 o C, estaremos preparando uma solução saturada com corpo de fundo pelo fato de que, a essa temperatura, 100 gramas de água só conseguem dissolver 36 gramas de NaCl. Com isso, 4 gramas de NaCl depositam-se no fundo do recipiente.

6 d) Solução supersaturada: este é um sistema instável, pois a quantidade de soluto é maior que a máxima permitida. Para conseguir a solubilização do soluto na água fora do seu Cs é necessário aquecer a solução e depois deixa-la resfriar. De acordo com o gráfico abaixo, o Cs do KCl à 50 C é 40g/100g H 2 O e à 80 C é 45g/100g H 2 O. Se for colocado 45g do KCl em 100g de H 2 O na temperatura de 50 C, formará uma solução saturada com corpo de fundo, mas se aquece-la até 80 C e depois deixar resfriar, daí ela é classificada como supersaturada.

7 Exemplos de cálculos com Cs: 1º) O coeficiente de solubilidade do KCl em água é de 34 gramas de KCl / 100 gramas de H 2 O a 20 o C. Qual será a quantidade de soluto que poderá ser dissolvida em 400 gramas de H 2 O a 20 o C? Montando a regra de três com base no coeficiente de solubilidade: 100 gramas de H 2 O gramas de KNO gramas de H 2 O x gramas de KNO 3 Multiplicando cruzado: 100.x = x = x = 136 gramas de KCl podem ser dissolvidos.

8 2º) Qual será a quantidade de água, a 50 o C, necessária para dissolver 10 gramas de Li 2 CO 3, sabendo que o coeficiente de solubilidade desse sal em água nessa temperatura é de 0,108 gramas de Li 2 CO 3 / 100 gramas de água? Montando a regra de três com base no coeficiente de solubilidade: 100 gramas de H 2 O ,108 gramas de Li 2 CO 3 x gramas de H 2 O gramas de Li 2 CO 3 Multiplicando cruzado: 0,108.x = ,108.x = 1000 x = 9259,26 gramas de H 2 O para dissolver os 10 gramas de Li 2 CO 3

9 Concentração das Soluções A concentração de uma solução deve ser expressa em unidades quantitativas. São usadas as chamadas unidades de concentração que são medidas quantitativas da afinidade de soluto que se dissolve. Concentração Comum (C) Também chamada concentração em g/l (grama por litro), relaciona a massa do soluto em gramas com o volume da solução em litros. C = concentração comum (g/l) m 1 = massa do soluto (g) V = volume da solução (L)

10 Concentração molar ou molaridade (M) Cientificamente, é mais usual esta concentração, que relaciona a quantidade de soluto (mol) com o volume da solução, geralmente em litros. Sua unidade é mol/l. M=n 1 V ou M=m 1 /M.V sendo, n 1 =m 1 /M m 1 = massa de soluto em solução (g) M = massa equivalente a 1 mol do mesmo.

11 Título (T) Pode relacionar a massa de soluto com a massa da solução ou o volume do soluto com o volume da solução. T = m 1 /m ou T = V 1 /V m 1 = massa de soluto em solução (g) V 1 = volume do soluto m e V = massa e volume da solução respectivamente. O valor do título nunca será maior do que 1, não possui unidade e ao multiplicarmos o resultado obtido por 100 teremos a porcentagem de soluto presente em solução.

12 Existe a relação entre as concentrações: Sendo: M molaridade M massa molar Sendo: d densidade T título C = M. M C = d.t.1000

13 Exemplo: Determine a concentração em mol/l e em g/l de 30g de ácido acético presente em cada 5L de vinagre (H 3 CCOOH). (Massa molar do H 3 CCOOH = 60 g/mol). Dados: m 1 = 30g V = 5 L MM 1 = 60 g/mol C =? g/l M =? mol/l Podemos encontrar o valor da concentração comum pela sua fórmula básica: C = m 1 V C = 30g 5L C = 6 g/l Agora podemos usar a relação abaixo para encontrar o valor da concentração em mol/l: C = MM 1. M M = C MM 1 M = 6 g/l 60 g/mol M = 0,1 mol/l

14 Diluição das Soluções Ocorre uma diluição quando adicionamos mais solvente a uma solução já existente, de modo que a concentração da solução diminua. Não esqueça que o volume final será a soma do volume inicial e o volume do solvente usado Fórmulas: Ci.Vi = Cf.Vf ou Mi.Vi = Mf.Vf Sendo: i = dados da solução inicial f = dados da solução final

15 Exemplo: Se 500 ml de água foram adicionados a uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) de volume inicial igual a 200 ml e concentração de 20 g/l. Qual a concentração da solução após essa diluição? Resolução: Ci.Vi = Cf.Vf 20.0,20 = Cf. (0,20+0,50) Cf = 5,7 g/l

16 Estudo do Carbono Química Orgânica O carbono faz ligações covalentes, podendo ser: 4 ligações simples 2 duplas 2 simples e 1 dupla 1 simples e 1 tripla Os elementos mais comuns que estabelecem ligações com o Carbono são: H, O, N, F, Cl, Br, I Os carbonos podem ligar-se entre si ou combinar-se com outros elementos, formando as cadeias carbônicas.

17 Classificação dos Carbonos Primários: Carbonos ligados diretamente a somente um carbono. Identifique na figura os carbonos circulados em vermelho, repare que eles se encontram nas extremidades da cadeia. Secundários: Carbonos ligados diretamente a dois outros carbonos. Os quadrados verdes destacam os carbonos que recebem esta classificação. Terciários: Carbonos ligados diretamente a três carbonos. O pentágono violeta identifica o carbono que se encontra entre outros três carbonos. Quaternários: Carbonos ligados a quatro carbonos. Os triângulos amarelos destacam a presença do carbono quaternário.

18 Os carbonos também podem ser classificados conforme sua hibridização: sp 3 quando o carbono faz apenas ligações simples sp 2 quando o carbono faz 1 dupla e 2 simples sp quando o carbono faz 2 duplas ou 1tripla e 1 simples

19 Exemplo: Nesta cadeia os carbonos 3,9,10,11,12 e 13 são sp 3 Os carbonos 1,2,6 e 8 são sp 2 Os carbonos 4,5 e 7 são sp

20 Classificação das cadeias carbônicas

21 Exemplos:

22 Funções Orgânicas

23

24 Mistura de soluções Mesmo soluto: A mistura de soluções de mesmo soluto é caracterizada pelo aumento da quantidade de solvente e soma da quantidade de soluto das soluções misturadas após o procedimento.

25 Para calcular a concentração comum da solução final a partir das concentrações e volumes fornecidos por um exercício, utilizamos a seguinte fórmula: C 1.V 1 + C 2.V 2 = C F.V F C 1 = Concentração da solução 1 C 2 = Concentração da solução 2 C F = Concentração da solução final V 1 = Volume da solução 1 V 2 = Volume da solução 2 V F = Volume da solução final (soma dos volumes 1 e 2)

26 Já para calcular a molaridade da solução final a partir das concentrações e volumes fornecidos por um exercício, utilizamos a seguinte fórmula: M 1.V 1 + M 2.V 2 = M F.V F M 1 = Molaridade da solução 1; M 2 = Molaridade da solução 2; M F = Molaridade da solução final.

27 Exemplos: Qual é a molaridade de uma solução de NaOH formada pela mistura de 60 ml de solução 5 mol/l com 300 ml de solução 2 mol/l de mesma base? M 1.V 1 + M 2.V 2 = M F.V F = M F = M F = M F = M F 360 M F = 2,5 mol/l

28 Qual será o volume de uma solução de hidróxido de sódio 60 g/l que deve ser misturado a 300 ml de uma solução 80g/L de mesma base a fim de torná-la uma solução 72 g/l? C 1.V 1 + C 2.V 2 = C F.V F 60.V = 72.(V ) 60V = 72V = 72V V = 12V = V 1 12 V1 = 200 ml

29 Mistura de soluções Solutos diferentes O solvente de ambas as soluções é o mesmo: a água. Porém, os solutos são diferentes: sal e açúcar, de modo que se originou uma nova solução. Entretanto, esses solutos não reagem entre si, eles estão simplesmente diluídos num volume maior de solução. Neste caso utilizamos as fórmulas de diluição Ci.Vi = Cf.Vf ou Mi.Vi = Mf.Vf E calcula-se a concentração final de cada soluto presente

30 Exemplo: Foram misturados 1 L de solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) a 0,1 mol/l com 1 L de uma solução aquosa de sacarose (C 12 H 22 O 11 ) a 0,2 mol/l. Calcular a concentração dos solutos presentes. * NaCl: * C 12 H 22 O 11 : M inicial. V inicial = M final. V final M inicial. V inicial = M final. V final 0,1 mol/l. 1 L = M final. 2 L 0,2 mol/l. 1 L = M final. 2 L M final = 0,1 mol M final = 0,2 mol 2L 2L M final = 0,05 mol/l M final = 0,1 mol/l

31 Termoquímica Termoquímica é a parte da química que estuda as quantidades de calor liberados ou absorvidos, durante uma reação química. * Reação Endotérmica É aquela que absorve calor do meio externo. É necessário fornecer calor. Ex: fotossíntese (6CO 2 + 6H 2 O + calor C 6 H 12 O 6 + 6O 2 ). * Reação Exotérmica É aquela que libera calor para o ambiente. Ex: Queima do gás de cozinha (C 3 H 8 + 5O 2 3CO 2 + 4H 2 O + calor).

32 Entalpia (ΔH) É o conteúdo global de calor de um sistema. Unidade: Kcal ou KJ (1Kcal ~ 4,18KJ) A variação da energia de um sistema (ΔH) pode ser calculado pela diferença entre as energias dos produtos e reagentes. ΔH = H prod H reag *Reação endotérmica: H prod > H reag, ΔH > 0 *Reação exotérmica: H prod < H reag, ΔH < 0

33 Cálculo da entalpia das reações Entalpia de formação aa + bb cc + dd Sendo: A e B reagentes e C e D produtos ΔH = ΣHp ΣHr A soma das entalpias (H) de todos os produtos subtraído da soma das entalpias (H) de todos dos reagentes. Importante: qualquer substância simples vale ZERO

34 Exemplo: A sacarose é um alimento importante para o ser humano. O metabolismo dos açúcares envolve reações que são as fontes de energia para que a célula possa realizar os trabalhos mecânico, elétrico e químico. O metabolismo de açúcares durante a respiração é representado pela reação de combustão: C 12 H 22 O 11(s) + 12O 2(g) 12CO 2(g) + 11H 2 O (l) Dados: H C12H22O11 = 2222 kj/mol; CO 2 = 394 kj/mol; H 2 O = 286 kj/mol Qual é a variação da entalpia para essa reação? ΔH = Hp Hr ΔH = (-2222) ΔH = ) KJ/mol ΔH = KJ/mol ΔH = KJ/mol CO 2 = 394 x 12 = H 2 O = 286 x 11 = CO 2 = 394 Total dos produtos: * O oxigênio vale ZERO pois é substância simples

35 Energia de Ligação Através da soma de todas as energias das ligações dos reagentes subtraindo da soma de todas as energias das ligações dos produtos. ΔH = Σ ligações reagentes - Σ ligações produtos Importante: os valores das ligações químicas são tabelas (tabela ao lado)

36 Exemplo: Através de experiências em laboratório determinou-se que a entalpia de ligação do hidrogênio (H-H) é de 104 kcal/mol, do cloro (Cl-Cl) é 58 kcal/mol e do ácido clorídrico (H-Cl) é de 103 kcal/mol. Calcular o ΔH da reação: H 2 + Cl 2 2 HCl ΔH = (H 2 + Cl 2 ) - 2 HCl ΔH = ( ) - 2 x(103) ΔH = ΔH = - 44 kcal/mol

37 Lei de Hess Para calcular o ΔH de uma equação faz-se o ajuste de outras equações até chegar a equação desconhecida. O valor do ΔH final é apenas a soma algébrica dos ΔH das equações ajustadas

38 Exemplo: Calcular o ΔH da reação: 2 C (grafita) + 2 H 2(g) C 2 H 4(g), tendo as seguintes equações de reações: C 2 H 4(g) + 3 O 2(g) 2 CO 2(g) + 2 H 2 O (g) ΔH = ,5 kj C (grafita) + O 2(g) CO 2(g) ΔH = - 393,3 kj H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (g) ΔH = - 285,5 kj De acordo com a equação da reação desconhecida, será necessário ajustar as quantidades de C e H 2 ; além disso, o produto, C 2 H 4, está no lado errado, terá que ser ajustado também.

39 H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (g) ΔH = - 285,5 kj. (2) 2 H 2(g) + 1 O 2(g) 2 H 2 O (g) ΔH = kj agora o H 2 está ajustado C (grafita) + O 2(g) CO 2(g) ΔH = - 393,3 kj. (2) 2 C (grafita) + 2 O 2(g) 2 CO 2(g) ΔH = - 786,6 kj agora o C está ajustado Para ajustar o C 2 H 4, é necessário inverter a primeira equação

40 Eletroquímica O balanceamento de uma equação de oxirredução se baseia na igualdade do número de elétrons cedidos com o número de elétrons recebidos. Um método simples de se realizar esse balanceamento é dado pelos passos a seguir:

41 Exemplo: Balancear a reação: KMnO 4 + HCl KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O *1º passo: Determinar os números de oxidação: Esse passo é importante porque normalmente não conseguimos visualizar rapidamente quais são as espécies que sofrem oxidação e redução KMnO 4 + HCl KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O 2º passo: Determinação da variação da oxidação e da redução: 3º passo: Inversão dos valores de : Nesse passo, os valores de são trocados entre as espécies citadas, tornando-se os coeficientes delas: MnCl 2 = Nox = 5 5 será o coeficiente de Cl 2 Cl 2 = Nox = 2 2 será o coeficiente de MnCl 2 4º passo: balanceamento por tentativas 2 KMnO HCl 2 KCl + 2 MnCl Cl H 2 O

42 As pilhas são sempre formadas por dois eletrodos e um eletrólito. O eletrodo positivo é chamado de cátodo e é onde ocorre a reação de redução. Já o eletrodo negativo é o ânodo e é onde ocorre a reação de oxidação. O eletrólito é também chamado de ponte salina e é a solução condutora de íons.