Av. Celso Garcia, 804 Brás - Tel

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1 Av. Celso Garcia, 804 Brás - Tel Elaborado por: Prof. Edmilson C. Gobetti Revisão: IV

2 Sumário 1 Partículas Dispersas Fator de Van t Hoff Pressão Máxima de Vapor Tonoscopia ou Tonometria Soluções Moleculares Soluções Iônicas Ebulioscopia ou Ebuliometria Soluções Moleculares Soluções Iônicas Crioscopia ou Criometria Soluções Moleculares Soluções Iônicas Diagrama de Fases Osmose ou Osmometria Soluções Moleculares Soluções Iônicas Soluções com mais de um soluto Termoquímica Calor de Reação O Calor nas Reações Químicas Tipos de Calores de Reação

3 9 Entalpia Alotropia Energia de Ligação Lei de Hess Entropia Energia Livre de Gibbs Anexos Tabela Periódica, Estados Físicos Lista Alfabética dos Elementos Químicos por Símbolo Frases Tabela Periódica Tabela de Cátions e Ânions Constante de Avogadro Unidades Sistema Internacional Dicionário de Química Bibliografia

4 1 PARTICULAS DISPERSAS Sabemos que a água pura se congela a 0º C e ferve a 100º C, sob pressão normal de 1 atmosfera. No entanto, dissolvendo um pouco de sal comum em água, ela passará a se congelar abaixo de 0º C e a ferver acima de 100º C, sob pressão de 1 atmosfera. O que aconteceu com a água, acontece também com outros solventes, o que foi provocado pelo sal, será provocado também por outros solutos, desde que não-voláteis. Estes fenômenos: diminuição ou abaixamento da temperatura de congelação do solvente, aumento ou elevação da temperatura de ebulição do solvente, bem como a diminuição da pressão máxima de vapor do solvente, são denominados efeitos ou propriedades coligativas das soluções. É interessante notar que a intensidade desses fenômenos depende apenas do número de partículas (moléculas ou íons) existente na solução, não dependendo da natureza dessas partículas. Assim, por exemplo, se X moléculas de açúcar, dissolvidas em 1 litro de água, provocam o aumento da temperatura de ebulição da água de 100º C para 101º C, iremos verificar que outras X moléculas ou íons de qualquer substância irão provocar exatamente o mesmo efeito. Propriedades coligativas das soluções são propriedades que dependem apenas do número de partículas dispersas na solução, independentemente, da natureza dessas propriedades das partículas. Quando um sólido é misturado com um líquido, pode ocorrer disseminação sob a forma de pequenas partículas, desse sólido no líquido, de modo a formar uma solução. Se essas partículas, denominadas partículas dispersas, são somente moléculas, a solução recebe o nome de solução molecular; se são íons ou moléculas de íons, a solução recebe o nome de solução iônica. Exemplo: 1º) A disseminação da sacarose se dá de modo que na solução as partículas dispersas são somente as moléculas de C 12 H 22 O 11. Trata-se portanto de uma solução molecular. 2º) A disseminação do cloreto de sódio se dá de modo que na solução das partículas dispersas são íons, pois o NaCl sofre dissociação iônica: NaCl Na + + Cl -, trata-se portanto de uma solução iônica. Como descobrir o número de partículas dispersas numa solução? Devemos considerar dois casos: 1º) Quando a solução é molecular, esse cálculo é bastante simples, pois basta descobrir o número de partículas do sólido disseminado. Exercício Exemplo: São dissolvidos 6,84g de sacarose (C 12 H 22 O 11 ) em água. Qual o número de partículas dispersas na solução formada? 3

5 m np = x 6,02 x M Onde: np = Número de partículas m = Massa da substância M = Mol da substância 6,02 x = Constante de Avogadro Então: m 6,84 g np = x 6,02 x np = x 6,02 x M 342 g np = 0,02 x 6,02 x np = x moléculas 2º) Quando a solução é iônica, o cálculo do número de partículas pode levar em conta o fenômeno da ionização. Exemplo: Suponhamos a dissolução em água de 14,6g de Ácido Clorídrico. Na água o HCl ioniza-se conforme a equação: HCl H + + Cl -. Ao ionizar-se o HCl produz duas partículas, um cátion e um ânion. Mas nem todas moléculas de HCl se encontram ionizadas. A quantidade de moléculas que sofrem ionização é fornecida por uma grandeza chamada grau de ionização (α). O grau de ionização do HCl é de 92%, isso significa que, todas as moléculas adicionadas, 92% se encontram ionizadas, enquanto 8% se encontram não-ionizadas. Suponhamos que foram adicionadas 14,6g de HCl em água, assim temos: np =? m = 14,6g M = 36,5g m 14,6 g np = x 6,02 x np = x 6,02 x M 36,5 g np = 0,4 x 6,02 x np = x moléculas Desse total de moléculas, 92% se encontram ionizadas e 8% não-ionizadas. O número de moléculas ionizadas deve ser multiplicado por 2, pois cada molécula produz duas partículas. Assim: x10 23 x 92/100 = x x10 23 x 2 = x10 23 moléculas x10 23 x 8/100 = x x10 22 moléculas não-ionizadas np = Ionizadas + Não-inonizadas np = x x10 22 = np = x10 23 partículas dispersas 4

6 Exercícios: 1º) Calcule o número de partículas dispersas na solução que contém 6 g de Uréia (CON 2 H 4 ) dissolvidos em água. 2º) Calcule a massa de Glicose (C 6 H 12 O 6 ) que esta em solução e apresenta 3.01 x10 21 moléculas dispersas. 5

7 3º) Calcule o número de mol de um determinado composto que contém 35 g dissolvidos em solução aquosa, cuja np é 18,6 x10 22 moléculas. 4º) Sabendo que o grau de ionização do NaOH é de 91%, determine no np numa solução que contém 8 g dissolvidos em água. 6

8 5º) 175,5 g de NaCl estão dissolvidos em água, sabendo que o grau de ionização é 98%, determine o np. 6º) Considere uma solução que contém 32,8 g de Ácido Sulfuroso (H 2 SO 3 ) em água, sabendo que o grau de ionização é de 30%. Calcule o np nessa solução. 7

9 2 FATOR DE VAN T HOFF O número de partículas dispersas numa solução iônica pode ser calculado através do fator de Van t Hoff. Recebe esse nome o número pelo qual devemos multiplicar o número de moléculas adicionadas (n) para obtermos o número de partículas dispersas (np). np Assim: n x i = np i = n Considerando o caso da solução de HCl discutida anteriormente, temos: n = x10 23 moléculas np = x10 23 moléculas i = np n i = x x10 23 i = 1,92 Desse modo, conhecido o fator de Van t Hoff, o cálculo do número de partículas dispersas fica bastante facilitado. Para encontrar o fator de Van t Hoff, utilizamos a fórmula a seguir. i = 1 + α ( X + Y - 1 ) i = Fator de correção de Van t Hoff α = Grau de ionização X = Número de cátions produzidos por molécula Y = Número de ânions produzidos por molécula Então, para o HCl, temos: HCl 1 H Cl X Y i = 1 + α ( X + Y - 1 ) i = / 100 ( ) i = 1 + 0,92 ( 1 ) i = 1,92 Assim, o número de partículas dispersas numa solução iônica pode ser calculado pela fórmula. m np = x 6,02 x M x i 8

10 Exercício Exemplo: 1º) Calcular o fator de Van t Hoff do Sulfato de Sódio, sabendo que o grau de ionização é de 90%. Sulfato de Sódio = Na 2 SO 4 Na 2 SO 4 2 Na SO 4 X Y i = 1 + α ( X + Y - 1 ) i = / 100 ( ) i = 1 + 0,90 ( 2 ) i = 2,80 2º) Dissolvem-se 18,9 g de Ácido Nítrico em água. Descobrir o número de partículas dispersas nessa solução, sabendo que o grau de ionização deste ácido é de 92%. HNO 3 1 H NO 3-1 X Y i = 1 + α ( X + Y - 1 ) i = / 100 ( ) i = 1 + 0,92 ( 1 ) i = 1,92 H = 1 x 1 = 1 N = 14 x 1 = 14 + O = 16 x 3 = g/mol m 18,9 g np = x 6,02 x x i np = x 6,02 x x 1,92 M 63 g np = 0,3 x 6,02 x x 1,92 np = x partículas dispersas Exercícios: 1º) Calcule o fator de Van t Hoff de: a) Nitrato de Prata (α = 60%) b) Sulfato de Alumínio(α = 75%) c) Ácido Fosfórico (α = 27%) 9

11 2º) Calcule o fator de Van t Hoff do Nitrato de Sódio, cujo grau de dissociação iônica é de 80%. 3º) Calcule o fator de Van t Hoff do Hidróxido de Potássio, cujo grau de ionização é de 0,81. 10

12 4º) Sabendo que o fator de Van t Hoff do Sulfato de Sódio é de 2,8, determine seu grau de ionização em %. 5º) Sabendo que o grau de ionização do Hidróxido de Sódio é de 91%, determine o número de partículas dispersas numa solução que contém 8 g deste composto dissolvidos em água. 11

13 6º) Descubra o número de partículas dispersas numa solução preparada pela dissolução de 2,565 g de Hidróxido de Bário em água, sabendo que este composto encontra-se 75% ionizado. 7º) Determine o grau de ionização do Hidróxido de Magnésio, considerando que o fator de Van t Hoff é 2. 12

14 3 PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR Imagine um cilindro fechado contendo um líquido, com um espaço vazio acima da altura do líquido, e um manômetro. Com o nível de mercúrio dos dois ramos na mesma altura. Primeiramente, as moléculas do líquido se deslocam para o espaço vazio do cilindro, formando a fase gasosa. A pressão exercida pelo vapor do líquido é medida pelo manômetro. Notamos que o nível do mercúrio sobe até certo ponto onde estaciona. A pressão exercida pelo vapor do líquido é medida pelo desnível h ente os dois níveis de mercúrio. A pressão máxima de vapor é definida como pressão exercida pelo vapor em equilíbrio. Até que a velocidade de vaporização atinja o equilíbrio, ela é maior que a velocidade de condensação. Conforme a quantidade de vapor aumenta, a pressão do vapor também aumenta. A partir do momento em que o equilíbrio é alcançado, a concentração de moléculas na fase de vapor torna-se constante e a pressão não aumenta mais, ou seja, o seu valor máximo é atingido. Como a superfície do líquido e a temperatura não se alteram, a velocidade de vaporização é constante. A pressão máxima do vapor (PMV) pode ser chamada de pressão de vapor ou pressão de vapor de equilíbrio. Tal pressão é aquela que exercida pelo vapor em equilíbrio com o seu líquido. Quando o vapor está em equilíbrio com o seu líquido, ele é denominado vapor saturante. Quanto maior a PMV nas condições ambientes, mais fácil se torna ferver o líquido, isto é, quanto menor for o ponto de ebulição, mais volátil será o liquido. Assim, a 20ºC, a PMV da água é 17,5 mmhg e o álcool, 44 mmhg. Veja o gráfico: 13

15 Ao nível do mar (1 atm = 760 mmhg), o álcool ferve a 78,3ºC, e a água, a 100ºC. Observe no gráfico que, aumentando a temperatura, a PMV aumenta. a 78,3ºC, o álcool ferve, pois sua PMV se iguala à pressão atmosférica. A PMV da água fica igual a 760 mmhg, a 100ºC. Em Santos, ao nível do mar, onde a pressão atmosférica é 1 atm (760 mmhg), a água entra em ebulição a 100ºC. Em São Paulo, a pressão atmosférica é aproximadamente 700 mmhg e, conseqüentemente, a água ferve a uma temperatura menor que 100ºC. A análise química de um líquido puro e de uma solução desse líquido como solvente revela que a presença do soluto provoca mudanças no comportamento do líquido. Tais mudanças recebem o nome de Propriedades Coligativas. Então, as principais mudanças sofridas por um líquido que contém um soluto não-volátil dissolvido: A pressão de vapor do líquido diminui. Essa mudança corresponde a uma propriedade coligativa chamada Tonoscopia ou Tonometria. O ponto de ebulição do líquido aumenta. Essa mudança corresponde a uma propriedade coligativa chamada Ebulioscopia ou Ebuliometria. O ponto de congelação do líquido diminui. Essa mudança corresponde a uma propriedade coligativa chamada Crioscopia ou Criometria. 3.1 TONOSCOPIA OU TONOMETRIA Tonoscopia ou tonometria representa o estudo da diminuição da pressão máxima de vapor (PMV) de um solvente quando se adiciona a ele um soluto não-volátil. 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 roubarem energia cinética das moléculas do solvente, impedindo que parte destas ganhem o 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: Quando maior a quantidade de partículas em uma solução, menor será a sua pressão de vapor. 14

16 3.1.1 Soluções Moleculares O abaixamento da pressão de vapor provocado pela adição de um soluto não-volátil pode ser calculado por meio da seguinte expressão, conhecida como Lei de Raoult. p = Kt x W, onde: p p Variação de abaixamento de pressão de vapor P Pressão de vapor da água pura M 2 (massa molar do solvente) Kt Constante tonométrica, sendo: Kt = (água = 0,018) 1000 m 1 W Molalidade 1000 x , onde: M x m Fator de correção m 1 Massa do Soluto m 2 Massa do Solvente M Mol p = p p 2, onde p 2 pressão de vapor da água na solução. Exercício Exemplo: No preparo de uma solução, são dissolvidos 6g de Uréia (CON 2 H 4 ) em 300g de água a 20º C. Calcular a pressão de vapor da água nessa solução, sabendo que a pressão de vapor da água pura a 20º C é de 23,5 mmhg. 1º) m 1 = 6g m 2 = 300g M =? W =? p =? p = 23,5 mmhg p 2 =? 2º) C = 12 x 1 = 12 O = 16 x 1 = 16 N = 14 x 2 = 28 H = 1 x 4 = 4 60 g/mol 3º) 1000 x m x 6 g W = W = M x m 2 60 g/mol x 300g W = W 0, molal 4º) p p = Kt x W = 0,018 x 0,333 p 23,5 p = 0,018 x 0,333 x 23,5 p = 0, p 0, mmhg 5º) p = p p 2 0,141 = 23,5 p 2 p 2 = 23,5 0,141 p 2 = 23,359 mmhg 15

17 Exercícios: 1º) Foram dissolvidos 45g de Glicose (C 6 H 12 O 6 ) em 900g de água a 25º C. Calcule: p, p 2, sabendo que a pressão de vapor da água pura é 25,0 mmhg. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 16

18 2º) No preparo de uma solução são dissolvidos 15g de Uréia (CON 2 H 4 ) em 450g água. Calcule a pressão de vapor de água na solução, sabendo que p = 23,54 mmhg. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 17

19 3º) Para formar uma solução foram dissolvidos 20g de Sacarose (C 12 H 22 O 11 ) em 500g de água. Calcular a pressão de vapor da água nessa solução, sabendo que a pressão de vapor da água pura a 20º C é de 23,8 mmhg. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 18

20 3.1.2 Soluções Iônicas Exercício Exemplo: p = Kt x W x i p Uma solução apresenta 51g de Nitrato de Sódio (NaNO 3 ) dissolvidos em 600g de água. Calcule a pressão de vapor na água nessa solução, sabendo que na temperatura considerada por sal esta 80% dissociado e a pressão de vapor na água pura é de 18,5 mmhg. 1º) m 1 = 51g m 2 = 600g M =? W =? p =? 2º) Na = 23 x 1 = 23 N = 14 x 1 = 14 O = 16 x 3 = g/mol p = 18,5 mmhg p 2 =? i =? 3º) NaNO 3 (X) Na + + (Y) NO 3-4º) W = 1000 x m 1 i = 1 + α (X + Y 1) i = 1 + 0,80 ( ) i = 1 + 0,80 i = 1,8 W = W = M x m x 51g 85 g/mol x 600g W = 1molal 5º) p p = Kt x W x i 6º) p = p p 2 p = 0,018 x 1 x 1,8 18,5 p = 0,018 x 1 x 1,8 x 18,5 0,599 = 18,5 p 2 p 2 = 18,5 0,599 p 2 = 17,901 mmhg p = 0,599 mmhg 19

21 Exercícios: 1º) Uma solução de Sulfato de Sódio contém 20g desse sal em 0,4 Kg de água. Sabendo que o grau de dissociação é de 92,75% e a pressão de vapor da água pura é de 20,15 mmhg, determine a pressão de vapor da água nessa solução. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 6º) 20

22 2º) Uma solução contém 550g de água e uma certa quantidade de Sulfato de Alumínio que apresenta p = 0,7835 mmhg. Sabendo que o grau de dissociação nessa temperatura é de 87,5% e a pressão de vapor da água pura é 22,43 mmhg. Determine a massa do sal. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 6º) 21

23 3º) No laboratório químico, encontra-se dissolvidos 20g de Brometo de Cálcio em um balão volumétrico de 500 ml. Calcule a pressão de vapor na água nessa solução, sabendo que o Brometo de Cálcio esta 75% dissociado e a pressão de vapor na água pura é de 23,0 mmhg. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 6º) 22

24 4º) Um Técnico Químico foi solicitado a preparar uma solução de Sulfato de Amônio em 500 ml. Quantos gramas desse sal o técnico deverá utilizar para formar tal solução, de modo que a pressão máxima de vapor na solução seja 24,7 mmhg. Dados: grau de ionização = 77,5%, pressão de vapor da água pura = 25,3 mmhg. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 6º) 23

25 4 EBULIOSCOPIA OU EBULIOMETRIA É o estudo do aumento do ponto de ebulição de um solvente quando se adiciona a ele um soluto não-volátil. 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. A temperatura de ebulição de um líquido é a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido é igual à pressão a que este líquido está submetido. 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. 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. 24

26 4.1 Soluções Moleculares te = Ke x W, onde: te Variação de temperatura de ebulição ou efeito ebulioscópico Ke Constante ebulioscópica, sendo: R x T 2 R = constante universal dos gases perfeitos (R 2 x cal/ K x mol) Ke = T = temperatura absoluta de ebulição do solvente puro (K) 1000 x L v L v = calor latente de vaporização do solvente puro (cal/g) Para água, por exemplo, temos: Temperatura de ebulição (te): 100 ºC = 373 K (ao nível do mar) Calor latente de vaporização L v : 538 cal/g Consequentemente: 2 x Ke = Ke = 0,517 ºC Ke 0,52 ºC 1000 x 538 m 1 W Molalidade 1000 x , onde: M x m Fator de correção m 1 Massa do Soluto m 2 Massa do Solvente M Mol te = t 2 t, onde: Exercício Exemplo: t = Temperatura de ebulição do líquido puro t 2 = Temperatura de ebulição do líquido como solvente Calcular a temperatura de ebulição de uma solução que contém 60g de glicose (C 6 H 12 O 6 ) dissolvidos em 500g. 1º) 2º) 3º) 1000 x m x 60 g m 1 = 60g W = W = m 2 = 500g C = 12 x 6 = 72 M x m g/mol x 500g M =? W =? Ke = 0,52 ºC H = 1 x 12 = 12 O = 16 x 6 = te =? 180 g/mol W = W 0, molal t = 100 ºC t 2 =? 4º) te = Ke x W te = 0,52 x 0, te 0, ºC 5º) te = t 2 t 0,347 = t , = t 2 100,347 ºC = t 2 25

27 Exercícios: 1º) São dissolvidos 6,84g de sacarose (C 12 H 22 O 11 ) em 0,8 Kg de água. Calcule a temperatura de ebulição dessa solução. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 26

28 2º) Que massa de uréia (CON 2 H 4 ) deve ser dissolvida em 200 cm 3 de água pura para que a temperatura de ebulição da solução seja 100,26 ºC. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 27

29 3º) Calcular a temperatura de ebulição de uma solução que contém 60g de glicose (C 6 H 12 O 6 ) dissolvidos em 500g de água. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 28

30 Exercícios: 4.2 Soluções Iônicas te = Ke x W x i 1º) Calcule a temperatura de ebulição de uma solução que contém 42,6g de Sulfato de Sódio dissolvidos em 240g de água, sabendo que esta 30% dissociado. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 6º) 29

31 2º) Uma solução de Sulfato de Sódio contém 20g desse sal em 400g de água e entra em ebulição a 100,274 ºC. Calcule o grau de dissociação desse sal. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 6º) 30

32 3º) Uma solução de 16g de Brometo de Cálcio em 800g de água eleva 0,13 ºC o ponto de ebulição dessa solução. Qual o grau de dissociação do Brometo de Cálcio? 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 6º) 31

33 5 CRIOSCOPIA OU 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. Assim pode-se afirmar que: Quanto maior a quantidade de partículas dispersas em uma solução, menor será o seu ponto de congelamento. A criometria no cotidiano: A temperatura de congelamento do leite é mais baixa do que a da água devido ao efeito das substâncias dissolvidas no leite, principalmente a lactose e os sais minerais. O índice crioscópico ou crioscopia é a medida do ponto de congelamento do leite ou da depressão do ponto de congelamento do leite em relação ao da água. O ponto de congelamento máximo do leite aceito pela legislação brasileira é 0,512 o C. Como essa é uma das características físicas mais constantes do leite, é usada para detectar adulteração do leite com água. Quando se adiciona água ao leite, o ponto de congelamento aumenta em direção ao ponto de congelamento da água (0 o C). O ponto de congelamento do leite dos animais da mesma espécie pode apresentar ligeira variação, mas o de um conjunto de animais tenderá sempre a se aproximar do valor médio. Alguns fatores podem levar a variações na concentração de vários dos constituintes do leite. Entre esses, citam-se: estação do ano, idade, estado de saúde e raça das vacas, acesso à água, alimentação, temperatura ambiente, hora da ordenha (ex. manhã ou ao entardecer). Mas as diferenças não chegam a causar alterações no ponto de congelamento do leite. A determinação de fraude no leite por adição de água é a aplicação mais usual da crioscopia em laticínios. O teste é realizado em um aparelho denominado crioscópio, no qual a amostra do leite é congelada e o ponto de congelamento é lido em um termômetro muito preciso. 32

34 5.1 Soluções Moleculares tc = Ke x W, onde: tc Variação de temperatura de congelamento ou efeito ebulioscópico Kc Constante crioscópica, sendo: R x T 2 R = constante universal dos gases perfeitos (R 2 x cal/ K x mol) Kc = T = temperatura absoluta de congelação do solvente puro (K) 1000 x L f L f = calor latente de fusão do solvente puro (cal/g) Para água,por exemplo, temos: Temperatura de congelação (T): 0 ºC = 273 K (ao nível do mar) Calor latente de fusão L f : 80 cal/g Consequentemente: 2 x Kc = Kc = 1,863 ºC Kc 1,86 ºC 1000 x 80 m 1 W Molalidade 1000 x , onde: M x m Fator de correção m 1 Massa do Soluto m 2 Massa do Solvente M Mol tc = t 0 t 2, onde: Exercício Exemplo: t 0 = Temperatura de congelamento do líquido puro t 2 = Temperatura de congelamento do líquido como solvente Calcule a temperatura de congelamento de uma solução que foi preparada com 120g de uréia (CON 2 H 4 ) em um litro de água. 1º) 4º) m 1 = 120g m 2 = 1000g M =? W =? Kc = 1,86 ºC tc =? t 0 = 100 ºC t 2 =? 2º) tc = Kc x W tc = 1,86 x 2 tc = 3,72 ºC C = 12 x 1 = 12 O = 16 x 1 = 16 N = 14 x 2 = 28 H = 1 x 4 = 4 60 g/mol 3º) 1000 x m x 120 g W = W = M x m 2 60 g/mol x 1000g 120 W = W = 2 molal 60 5º) tc = t 0 t 2 3,72 = 0 t 2 t 2 = 0 3,72 t 2 = 3,72 ºC 33

35 Exercícios: 1º) São dissolvidos 40g de um soluto não eletrolítico e não volátil em 400g de água. Calcule a massa molecular desse soluto. Dados: temperatura de congelamento da solução 0, 5 ºC. 1º) 2º) 3º) 4º) 34

36 2º) Determine a massa de glicose (C 6 H 12 O 6 ) que deve ser dissolvida em 1860g de água, de modo que a temperatura de congelamento da solução formada seja 1 ºC. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 35

37 3º) São dissolvidos 64g de Naftaleno (C 10 H 8 ) em 2000g de benzeno (C 6 H 6 ). A solução formada congela-se a 4,5 ºC. Sabendo que a constante crioscópica do benzeno é 5,12 ºC, calcular a temperatura e congelamento do benzeno puro. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 36

38 Exercícios: 5.2 Soluções Iônicas tc = Kc x W x i 1º) 1g de Cloreto de Magnésio é dissolvido em 500g de água e a solução é resfriada até a solidificação. Determinar em que temperatura se verifica a solidificação, sabendo que o grau de dissociação é de 80%. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 6º) 37

39 2º) Em 300 ml de água adicionou-se Sulfato de Amônio, formando uma solução que congelase a 1,075 ºC. Sabendo que o grau de ionização é de 77,5%, determine a massa do sal. 1º) 2º) 3º) 4º) 5º) 6º) 38

40 6 DIAGRAMA DE FASES O ponto triplo de uma substância é a temperatura e a pressão nas quais os três estados da matéria (sólido, líquido e gasoso) coexistem em equilíbrio termodinâmico. O ponto triplo a temperatura da água é exatamente 273,16 kelvin (0,01 C) e a pressão é 611,73 pascal (cerca de 0,006 bar). Um tipico diagrama de fase. A linha verde pontilhada indica o comportamento anormal da água. O ponto triplo da água é usado para definir o kelvin, a unidade de temperatura termodinâmica no Sistema Internacional de Unidades. O número dado para a temperatura do ponto triplo da água é uma definição exata, e não uma quantidade medida. Note que a pressão aqui referida é a pressão vapor da substância, não a pressão total de todo o sistema. 39

41 7 OSMOSE OU OSMOMETRIA Entende-se por osmose a passagem de um solvente (líquido) para o interior de uma solução feita desse mesmo solvente por meio de uma membrana semipermeável (permite a passagem de solvente, mas não a de soluto), de um meio menos concentrado (diluído) para o meio mais concentrado. A água movimenta-se sempre de um meio hipotônico (menos concentrado em soluto) para um meio hipertônico (mais concentrado em soluto) com o objetivo de se atingir a mesma concentração em ambos os meios (isotônicos) através de uma membrana semipermeável, ou seja, uma membrana cujos poros permitem a passagem de moléculas de água, mas impedem a passagem de outras moléculas. A osmose pode ser dividida em: Exosmose: o fluxo de água é feito do interior para o exterior Endosmose: o fluxo de água é feito do exterior para o interior Eletrosmose: é o movimento de corrente líquida derivada do fato de serem os suportes eletronegativos em relação a água e, esta se torna eletropositiva em relação aos suportes. Quando se aplica o campo elétrico, o suporte sendo fixo e a água móvel, haverá uma migração para o pólo negativo. 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. Maior concentração na solução, maior pressão osmótica na solução. 40

42 A osmose inversa ou osmose reversa é um processo de separação em que um solvente é separado de um soluto de baixa massa molecular por uma membrana permeável ao solvente e impermeável ao soluto. Isso ocorre quando se aplica uma grande pressão sobre este meio aquoso, o que contraria o fluxo natural da osmose. Por essa razão o processo é denominado osmose reversa. Dessa forma, podemos definir osmose reversa, como: A pressão que deve ser exercida sobre a solução para impedir a osmose. Em osmose reversa, as membranas retêm partículas cujo diâmetro varia entre 1 e 10 Å (1 Å = m). As partículas retidas são solutos de baixa massa molecular como sais ou moléculas orgânicas simples. Principais aplicações: Indústria Alimentícia Concentração de café, suco de frutas e efluentes vegetais Desalcoolização Purificação e concentração de sucos Pré-concentração de leite e derivados Indústria de Laticínios Concentração de soro e leite desnatado Concentração de leite e derivados Tratamento de Efluentes Tratamento e pré-tratamento de água de lavanderia Reciclagem de águas residuais Concentração de efluentes e reciclagem de água pura Dessalinização de água do mar Tratamento dos efluentes radioativos Redução de DQO, índice de poluição, DBO (Demanda Biológica de Oxigênio) 41

43 A pressão osmótica esta relacionada com a concentração molar da solução e com a temperatura na escala Kelvin (K), sendo: 7.1 Soluções Moleculares π = ɱ x R x T, onde: π = Pressão Osmótica ɱ = Concentração molar da solução ɱ = , onde: M x V (L) m 1 Massa do Soluto V (L) Volume da solução em litros m 1 M Mol 0,082 atm x L x mol -1 x K -1 R = Constante geral dos gases 62,3 mmhg x L x mol -1 x K -1 8,315 KPa x L x mol -1 x K -1 T = Temperatura absoluta da solução em Kelvin T K = X ºC Tabela comparativa de unidades de medidas. atm cmhg mmhg Torr KPa Exercício Exemplo: Preparou-se uma solução pela adição de 1g de hemoglobina (proteína globular, que tem a função de absorver e transportar oxigênio no sangue e liberá-lo no tecido) em água suficiente para produzir 0,10 L de solução. Sabendo que a pressão osmótica dessa solução é 2,75 mmhg a 20 ºC, calcule a massa molar da hemoglobina. m 1 m 1 π = ɱ x R x T π = x R x T M = x R x T M x V (L) π x V (L) M = 1g 2,75 mmhg x 0,10 L x 62,3 mmhg x L x mol -1 x K -1 x 293 K M = M = x 10 4 g x mol -1 42

44 Exercícios: 1º) Em uma solução contém 2,0g de uma determinada substância para produzir 500 ml de solução. A pressão osmótica dessa solução é 3,25 mmhg a 27 ºC. Calcular a massa molar dessa substância. 2º) Em um balão volumétrico foi produzido 1 x10 3 ml de solução com 0,005Kg de uma determinada substância. A pressão osmótica dessa solução é 1,71mmHg a 27 ºC. Calcular a massa molar dessa substância. 43

45 3º) Eventualmente, uma solução com concentração molar 0,30 de glicose é utilizada em injeção intravenosa, pois tem pressão osmótica próxima a do sangue. Qual a pressão osmótica, em atmosferas, da referida solução a 37 ºC. 4º) Qual das substâncias a seguir apresenta maior pressão osmótica? a) Uma solução aquosa 18 g/l de sacarose (C 12 H 22 O 11 ) b) Uma solução aquosa 18 g/l de glicose (C 6 H 12 O 6 ) 44

46 Exercícios: 7.2 Soluções Iônicas π = ɱ x R x T x i 1º) Calcule a pressão osmótica em atm a 27 ºC de uma solução que contém 23,4g de Cloreto de Sódio dissolvidos em 3 L de água. Sabe-se que o sal nesta solução esta 90% dissociado. 2º) São dissolvidos 1,42g de Sulfato de Sódio em 500 cm 3 de água. Calcule a pressão osmótica em atm dessa solução a 27 ºC, sabendo que o sal se encontra 95% dissociado. 45

47 Exercícios: 7.3 Soluções com mais de um soluto 1º) Uma solução apresenta num volume de 300 ml, 4g de Hidróxido de Sódio e 1,17g de Cloreto de Sódio. Admitindo os solutos a 100% dissociados, calcule a pressão osmótica em atm dessa solução a 27 ºC. Primeiro Produto Segundo Produto Resultado Produto 1 + Resultado Produto 2 46

48 2º) Prepara-se uma solução de 2 x 10 4 ml de água com 6,2 x 10 2 g Cloreto de Bário e de 1,6 x 10-1 g de Sulfato de Magnésio. Ambos solutos então dissociados a 50%. Calcule a pressão osmótica em atmosferas desta solução a 15 ºC. Primeiro Produto Segundo Produto Resultado Produto 1 + Resultado Produto 2 47

49 8 TERMOQUÍMICA É a denominação dada ao ramo da química que tem por objeto o estudo da energia associada a uma reação química. Não definimos energia, mas podemos conceitua-la como capacidade de realizar trabalho. A termoquímica estuda a liberação ou absorção de calor em reações químicas ou em transformações de substâncias. Observando muitos fenômenos como a queima de uma vela, a digestão de alimentos e o funcionamento de uma pilha elétrica, notamos que ocorrem reações químicas envolvendo vários tipos de energia. A medida da quantidade de calor liberada ou absorvida durante um fenômeno é feita em aparelhos denominados calorímetros. Neles, o calor liberado ou absorvido por um sistema irá aquecer ou resfriar certa quantidade de água. Os calorímetros são aparelhos usados para medir o calor de uma transformação: 8.1 Calor de Reação É o calor liberado ou absorvido por uma reação e pode ser medido em Joules (J) ou calorias (cal). A unidade aceita pelo SI (Sistema Internacional de Unidades) é o Joule. Em outras palavras, é o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. Caloria é a quantidade de calor necessária para elevar 1º C a temperatura de 1 g de água, de 14,5º C a 15,5º C. Joule é o trabalho realizado pela força de 1 Newton ( 1 N x m = 1 Kg x m 2 x s -2 ) que aplicada a um corpo, desloca-o na sua direção pela distância de 1 metro. Obs: cal = caloria Kcal = Quilocaloria J = Joule KJ = Quilojoule 1 J = 0,239 cal 1 cal = 4,184 J 1 Kcal = 1000 cal 1 KJ = 1000 J caloria termoquímica = cal th = 4,184 J caloria internacional = cal IT = 4,1868 J 48

50 Exercícios: 1º) Faça as conversões de unidades e apresente as respostas em notação científica. a) 8368 J em cal b) 10 Kcal em J c) J em Kcal d) 10 x 10 6 cal em KJ e) 8 x 10 3 Kcal em KJ f) KJ em cal g) 5,2 Kcal em J h) J em cal i) 1500 cal em KJ j) 10 x 10 3 KJ em Kcal k) 6 Kcal em J l) 8 x 10 3 KJ em Kcal 49

51 A energia transferida entre dois corpos (ou entre diferentes partes de um mesmo corpo) que tem temperaturas diferentes é denominada calor. Com base nesse fato, as reações químicas foram classificadas em dois tipos: 1º) REAÇÕES EXOTÉRMICAS Processos que LIBERAM calor EXO = PARA FORA TÉRMICAS = CALOR Genericamente, podemos representar os processos exotérmicos por: A B + Calor 2º) REAÇÕES ENDOTÉRMICAS Processos que ABSORVEM calor ENDO = PARA DENTRO TÉRMICAS = CALOR Genericamente, podemos representar os processos endotérmicos por: A + Calor B Exemplo: E < 0 E > O Calor nas Reações Químicas Podemos descrever a reação de formação da água líquida através da reação química: H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (L) Nessa equação, descrevemos apenas os aspectos químicos das substâncias: O Hidrogênio é gás, o Oxigênio é gás e a água é líquida. Entretanto, podemos descrever a reação de formação da água líquida indicando, além dos aspectos químicos, também o calor envolvido. H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (L) - 68,3 Kcal Essa equação nos mostra que há formação de calor, ou seja, há liberação de calor (68,3 Kcal por mol de água formado). A reação abaixo não ocorre espontaneamente, há necessidade de fornecermos energia ao sistema. 50

52 N 2 (g) + O 2 (g) Fornecendo energia, temos: N 2 (g) + O 2 (g) + 43 Kcal 2NO (g) Porém, a convenção manda que a energia apareça na segundo membro da equação. Dessa forma, temos: N 2 (g) + O 2 (g) 2NO (g) - 43 Kcal Nesta equação, além dos aspectos químicos, observamos que, para ela ocorrer há absorção de calor (43 kcal para 2 moles de NO (g) formados) Tipos de Calores de Reação Calor de reação corresponde à variação de entalpia (calor absorvido) observada em uma reação, e sua classificação depende do tipo de reação decorrente: Exemplos: Reação de neutralização calor de neutralização. Reação de combustão calor de combustão. Calor de combustão: é o calor na combustão total de 1 mol da substância, em condições ambientes (25 C e 1 atm). A combustão libera calor, ela ocorre entre um combustível e um comburente, o combustível pode ser qualquer substância, o principal comburente é o oxigênio. Calor de neutralização: é o calor absorvido na neutralização de 1 mol de H+ (aq) com 1 mol de OH-, estando ambos em soluções diluídas. Calor de vaporização: corresponde à variação de entalpia na vaporização total de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm. H 2 O (L) H 2 O (v) Δ H = + 10,5 Kcal / mol (calor de vaporização da água líquida) Calor de dissolução: é a variação de entalpia observada na dissolução de 1 mol da substância em solvente suficiente para se considerar a solução como diluída. Se for adicionado mais solvente não vai alterar o estado térmico do sistema. Calor de fusão: corresponde à variação de entalpia na fusão total de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm. H 2 O (s) H 2 O (L) Δ H = + 1,7 Kcal / mol (calor de fusão da água sólida) 51

53 Calor de solidificação: corresponde à variação de entalpia na solidificação total de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm. H 2 O (L) H 2 O (s) Δ H = - 1,7 Kcal / mol (calor de solidificação da água líquida) Calor de condensação: corresponde à variação de entalpia na condensação total de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm. H 2 O (v) H 2 O (L) Δ H = - 10,5 Kcal / mol (calor de condensação do vapor de água) Calor de formação: é a variação de entalpia constatada na formação de 1 mol de moléculas de um determinado composto, cujos elementos estão em seu estado padrão, obedecendo às seguintes condições: um mol de uma substância simples, estando em condições ambientes (25 C e 1 atm) e no estado alotrópico mais estável, ou seja, sem reagir. Exercícios: 1º) Faça o balanceamento e classifique as equações em endotérmicas e exotérmicas. a) C (grafite) + H 2(g) C 2 H 6 (g) H = - 20,5 Kcal Reação b) Fe (s) + O 2 (g) FeO (s) H = - 64,04 Kcal Reação c) CO 2 (g) C (grafite) + O 2 (g) H = + 94,1 Kcal Reação d) H 2 O (L) H 2 O (v) H = + 10,5 Kcal Reação 2º) Dada a equação H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (L) - 68,3 Kcal/mol, a reação expressa por essa equação mostra que: a) ( ) A formação de 1 mol de água líquida a partir de hidrogênio e oxigênio gasosos absorve 68,3 kcal. b) ( ) A formação de 1 mol de água líquida a partir de hidrogênio e oxigênio gasosos libera 68,3 Kcal. c) ( ) H 2 O em qualquer estado físico, a partir de H 2 e O 2 também em qualquer estado físico, libera sempre 68,3 Kcal. d) ( ) A equação não permite nenhuma conclusão quanto ao estado físico das substâncias e se o calor é liberado ou absorvido. 52

54 9 ENTALPIA Chamamos de entalpia a somatória de todas energias contidas em um sistema químico, tais como a energia que mantém os átomos unidos na formação das moléculas e a interação destas dentro do sistema, bem como as energias potencial e cinética dessas moléculas. Entalpia é representada pela letra maiúscula H. Chamamos de variação de entalpia ( H) a quantidade de calor que podemos medir, sob pressão constante em uma reação química. É o calor resultante da diferença dos conteúdos energéticos antes e depois da reação. Entalpia (H) é o conteúdo global de energia (calor) de um sistema. 25º C, 1 atm indica que a reação ocorre nas condições ambientes; 0º C, 1 atm indica que a reação ocorre nas condições normais. Não havendo indicação de temperatura e pressão, subentendemos que a reação nas condições ambientais. Por convenção, chama-se estadopadrão as seguintes condições: Temperatura de 25º C Pressão de 1 atm Forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum do elemento ou composto. O elemento químico no estado-padrão (na forma alotrópica mais estável, no estado físico usual, a 25º C e 1 atm) tem entalpia igual a zero. Nessas condições, definimos entalpia molar a entalpia no estado-padrão. Substância Entalpia Molar Observação H 2 (g) Zero H Zero A forma habitual não é H e sim a molécula H 2 O 2 (g) Zero O 3 (g) Zero A forma alotrópica mais estável é o O 2 Fe (s) Zero H 2 O Zero É uma substância composta C (grafite) Zero C (diamante) Zero A forma alotrópica mais estável é o C (grafite) Exemplos: 1º) A formação da água líquida: H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (L) Hº f = - 68,3 Kcal/mol. O calor de formação de H 2 O (L) é de - 68,3 Kcal/mol, pois corresponde a formação de 1 mol de H 2 O (L) a partir dos elementos no estado-padrão. 2º) A equação: C (diamante) + O 2 (g) CO 2 (g) Hº f = - 94,5 Kcal/mol Não representa a formação do CO 2 (g) e consequentemente, o valor - 94,5 Kcal/mol não é o seu valor de formação, pois, apesar de estar se formando 1 mol de CO 2 (g) o C (diamante) não é o estado-padrão do carbono. 53

55 Substância Valores de formação ( Hº f ) de algumas substâncias. Hº f (Kcal/mol) (25º C, 1 atm) Substância Hº f (Kcal/mol) (25º C, 1 atm) Substância Hº f (Kcal/mol) (25º C, 1 atm) H 2 O (g) - 58,1 N 2 O (g) + 19,5 CH 4 (g) (metano) - 17,9 H 2 O (L) - 68,3 NO (g) + 21,6 C 2 H 6 (g) (etano) - 20,2 H 2 O 2 (g) - 32,5 NO 2 (g) + 8,0 C 2 H 2 (g) (etino) + 54,2 CaO (s) - 151,8 O 3 (g) + 34,0 C 2 H 5 OH (L) - 66,3 HCl (g) - 22,0 O 2 (g) 0 C 6 H 6 (L) (benzeno) + 11,7 SO 2 (g) - 70,9 N 2 (g) 0 C 2 H 4 (g) (eteno) + 12,5 SO 3 (g) - 94,5 C (grafite) 0 C 4 H 8 (g) (buteno) + 0,28 H 2 S (g) - 4,8 Fe (s) 0 C 3 H 6 (g) (propeno) + 4, 88 NH 3 (g) - 11,0 Al (s) 0 F 2 (g) 0 CO (g) - 26,4 P (vermelho) 0 Cl 2 (g) 0 CO 2 (g) - 94,1 S (rômbico) 0 I 2 (g) 0 Exercício Exemplo: Escrever a equação termoquímica da reação de formação do PCl 5 (s), sabendo que: Hº f = - 94,5 Kcal/mol Resposta: Os elementos formadores do PCl 5 (s) são o fósforo (P) e o cloro (Cl), então: Estado padrão do fósforo P (vermelho) Estado padrão do cloro Cl 2 (g) Logo; deve-se montar a reação de formação e posteriormente balancear a equação. P (vermelho) + 5/2 Cl 2 (g) PCl 5 (s) Hº f = - 94,5 Kcal/mol Exercícios: 1º) Faça o balanceamento das equações abaixo, de modo que o produto formado fique na menor condição quando possível, ou seja, para 1 mol. a) Ca (s) + C (grafite) + O 2 (g) CaCO 3 (s) b) N 2 (g) + H 2 (g) 2NH 3 (L) c) Fe (s) + O 2 (g) FeO (s) d) C (grafite) + H 2 (g) CH 4 (g) e) H 2 (g) + S (rômbico) + O 2 (g) H 2 SO 4 (L) f) CaO (s) Ca (s) + O 2 (g) g) H 2 O 2 (L) H 2 (g) + O 2 (g) h) C 2 H 6 (g) C (grafite) + H 2 (g) i) C 2 H 6 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O (L) 54

56 2º) Dada a tabela dos calores de formação ( Hº f ), monte as respectivas equações termoquímicas e classifique-as em endotérmica e exotérmica. Substâncias (gasosas) Hºf (Kcal/mol) 25º C -1atm CH 4 Fe 2 O 3 HCl CO 2 NO 2 CH 3 Cl HF SO 2 CO O 3-17,9-196,5-22,0-94,1 + 8,0-19,6-64,2-70,9-26,4 + 34,0 + CH 4 (g) Hº f = Kcal/mol + Fe 2 O 3 (s) Hº f = Kcal/mol + HCl (g) Hº f = Kcal/mol + CO 2 (g) Hº f = Kcal/mol + NO 2 (g) Hº f = Kcal/mol + + CH 3 Cl (g) Hº f = Kcal/mol + HF (s) Hº f = Kcal/mol + SO 2 (g) Hº f = Kcal/mol + CO (g) Hº f = Kcal/mol O 3 (g) Hº f = Kcal/mol 55

57 9.1 ALOTROPIA Substância simples é toda substância pura formada de um único elemento químico. Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico (átomos de mesmo Z) forma duas ou mais substâncias simples diferentes. Elemento: Variedades alotrópicas Oxigênio (O): Oxigênio (O 2 ) Ozônio (O 3 ) Carbono (C): Diamante (C (diam)) Grafite (C (graf) ) Fósforo (P): Fósforo branco (P 4 ) Fósforo vermelho (Pn) Enxofre (S): Enxofre rômbico (S 8 ) Enxofre monoclínico (S 8 ) Grandeza molecular: Substância simples moléculas monoatômicas: gases nobres moléculas biatômicas: H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 moléculas triatômicas: O 3 moléculas tetratômicas: P 4 moléculas octatômicas: S 8 moléculas gigantes (macromoléculas): P n,c n, todos os metais (Na n,ca n,ag n ) Exemplos: I O gás oxigênio (O 2 ) e ozônio (O 3 ) diferem um do outro na atomicidade, isto é, no número de átomos que forma a molécula. Dizemos então que o gás oxigênio e o ozônio são formas alotrópicas do elemento químico oxigênio. O O 2 (g) representa a forma mais estável do oxigênio. O oxigênio existe no ar atmosférico, sendo um gás indispensável à nossa respiração. O ozônio é um gás que envolve a atmosfera terrestre, protegendo-nos dos raios ultravioleta do sol. II Carbono (C): seus átomos podem se unir de várias formas diferentes formando inúmeras substâncias. O diamante e a grafite são substâncias simples formadas apenas por carbono, a grande diferença entre elas é a maneira como os átomos ficam organizados nas moléculas, ou seja, o rearranjo dos átomos. A grafite representa a forma mais estável do carbono, já o diamante, só é conseguido com pressões e temperaturas altíssimas. C (diamante) C (grafite) 56

58 III O fósforo vermelho e o fósforo branco são alotrópicos do elemento químico fósforo, que diferem entre si pela atomicidade. O P (vermelho) representa a forma mais estável do fósforo. O elemento quimico fósforo (P) forma moléculas tetratômicas de fosforo branco (fórmula molecular P 4 ). O fósforo vermelho não apresenta estrutura determinada, mas existem evidências de que ele é constituido por uma cadeia longa, por isso sua fórmula é Pn (n = número indeterminado). P (branco) P (vermelho) IV O elemento químico enxofre (S) forma moléculas octatômicas S 8. No estado sólido, moléculas S 8 agrupam-se e constituem o retículo cristalino molecular. Há, contudo, duas formas distintas - ambas naturais - de enxofre, um é chamado de enxofre rômbico; e o outro, de enxofre monoclínico. Ambos são de cor amarelada, e, quando vistos muito de perto, percebe-se que têm formatos diferentes. S (rômbico) S (monoclínico) Estrutura da molécula S 8 57

59 10 ENERGIA DE LIGAÇÃO É a variação de entalpia observada na quebra de 1 mol de ligações químicas entre dois átomos, considerando todas substâncias no estado gasoso, a 25º C e 1 atm. Exemplos: 1º) H 2 (g) 2 H (g) H = + 104,2 Kcal/mol A equação termoquímica mostra que, para quebrar as ligações em 1 mol de moléculas de gás hidrogênio, produzindo 2 moles de átomos de hidrogênio no estado gasoso, são consumidas 104,2 Kcal. Concluímos então que: Energia de ligação do H 2 (g) = + 104,2 Kcal/mol 2º) HCl (g) ½ H 2 (g) + ½ Cl 2 (g) H = + 103,0 Kcal/mol A equação termoquímica mostra a dissociação de 1 mol de moléculas de HCl (g), produzindo 1 mol de átomos H (g) e 1 mol de átomos Cl (g). Para isso, consome 103,0 Kcal/mol. Concluímos então que: Energia de ligação do HCl (g) = + 103,0 Kcal/mol A seguir, uma tabela de energia de ligação. Substância no estado gasoso Ligação Hº f (Kcal/mol) (25º C, 1 atm) F 2 F F + 36,6 Cl 2 Cl Cl + 57,8 H 2 O H O + 110,6 CH 4 H C + 99,5 N 2 N N + 226,0 Observação: Quanto maior o valor da energia de ligação, mais estável é essa ligação. Assim podemos dizer que a ligação Cl Cl é mais estável que a F F, pois: Cl 2 (g) 2 Cl (g) F 2 (g) 2 F (g) H = + 57,8 Kcal/mol H = + 36,6 Kcal/mol Isso significa que é mais difícil separar átomos de cloro do que átomos de flúor das respectivas moléculas. 58

60 Exercícios: 1º) Dadas as energias de ligação: a) HCl (g) ½ H 2 (g) + ½ Cl 2 (g) H = + 103,0 Kcal/mol b) HBr (g) ½ H 2 (g) + ½ Br 2 (g) H = + 88,0 Kcal/mol Qual é a ligação mais estável. 2º) Dado o quadro abaixo, coloque as substâncias em ordem crescente das respectivas energias de ligação. Substância no estado gasoso Ligação Hº f (Kcal/mol) (25º C, 1 atm) H 2 H H + 104,0 HF H F + 135,0 HI H I + 71,0 O 2 O = O + 99,5 I 2 I I + 36,1 N 2 N N + 226,0 Agora responda: a) Qual é a energia mais estável? b) Qual é a energia mais fácil de quebrar? c) Entre hidrogênio e oxigênio, qual molécula é mais estável? Em todas reações químicas ocorre quebra das ligações existentes nos reagentes e formação de novas ligações nos produtos. O estudo da variação de energia envolvida nesses processos nos permite determinar a variação de entalpia das reações. Para que ocorra a quebra de ligação dos reagentes, é necessário fornecer energia; logo, estamos diante de um processo endotérmico. A medida que as ligações entre os produtos se formam, temos liberação de energia, ou seja, um processo exotérmico. 59

61 A A A + A H = + X Kcal/mol (endotérmico) energia A + A A A H = X Kcal/mol (exotérmico) energia A energia absorvida na quebra de uma ligação é numericamente igual a energia liberada na sua formação. No entanto, a energia de ligação é definida para quebra de ligações. Vejamos um exemplo do cálculo do H envolvendo as energias de ligação. CH 4 (g) + 3 Cl 2 (g) HCCl 3 (g) + 3 HCl (g) H =? H Cl Cl Cl H Cl H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H Cl Cl Cl H Cl Energia ABSORVIDA nas QUEBRAS DAS LIGAÇÕES Energia LIBERADA nas FORMAÇÕES DAS LIGAÇÕES A tabela a seguir traz os valores médios de algumas energias de ligação em KJ/mol. LIGAÇÃO ENERGIA LIGAÇÃO ENERGIA LIGAÇÃO ENERGIA H H 436,0 C Cl 327,2 O = O 468,6 H F 563,2 C Br 280,7 N N 945,4 H Cl 431,8 C I 241,4 N H 391,0 H Br 366,1 C C 346,8 N Cl 192,6 H I 298,7 C = C 614,2 F F 153,1 C H 413,4 C C 833,4 Cl Cl 242,6 C O 353,5 C = O 804,3 Br Br 192,8 C F 434,3 H O 463,5 I I 151,0 O O 157,0 N N 163,0 N = N 409,0 C N 305,0 N O 210,0 C H 4 (413,4) = 1653,6 KJ Cl Cl 3 (242,6) = 727,8 KJ C H 1 (413,4) = 413,4 KJ C Cl 3 (327,2) = 981,6 KJ H Cl 3 (431,8) = 1295,4 KJ Total Absorvida 2381,4 KJ Total Liberada 2690,4 KJ H L (produtos) H L (reagentes) 2690,4 KJ 2381,4 KJ = 309,0 KJ Como a energia liberada é maior do que a absorvida, a reação será exotérmica, ou seja: H = 309,0 KJ KJ 60

62 Exercícios: 1º) Calcule a energia envolvida na reação: 2 HI (g) + Cl 2 (g) I 2 (g) + 2 HCl (g) Expresse o valor em Kcal/mol por mol de HI (g) e indique se a reação é exotérmica ou endotérmica. Dados em Kcal/mol: H Cl = 103,0, H I = 71,0, Cl Cl = 58,0, I I = 36,0 61

63 2º) São conhecidos os seguintes valores de energia de ligação, a 25º C. Dados em Kcal/mol: Cl Cl = 57,8, H Cl = 103,0, C H = 99,5, C Cl = 78,5, determine a variação de entalpia, aproximada para a reação: CH 4 (g) + Cl 2 (g) H 3 CCl (g) + HCl (g) 62

64 3º) Determine a entalpia de formação do ácido clorídrico gasoso, segundo a reação representada pela equação: H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl (g). Valores expressos na tabela em KJ/mol. 63

65 4º) Tanto a síntese da água, quanto a do peróxido de hidrogênio no estado gasoso, são processos exotérmicos. Utilize os dados da tabela em KJ/mol para prever qual das reações abaixo libera maior quantidade de calor por mol. 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g) ou 2 H 2 (g) + 2 O 2 (g) 2 H 2 O 2 (g) 64

66 5º) Determine o H da reação abaixo e indique se é endotérmica ou exotérmica. Dados em Kcal/mol: C H = 99,5, C Br = 67,0, C Cl = 78,5, H H = 104,0, Br Br = 46,0. CH 2 Cl 2 (g) + Br 2 (g) CBr 2 Cl 2 (g) + H 2 (g) 65

67 6º) Dados os valores em Kcal/mol, H H = 437,0, H O = 463,0, O = O = 494,0 podemos afirmar que a variação de entalpia da reação 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g), é: a) 442 b) 242 c) d) e)

68 11 LEI DE HESS O estudo da termoquímica se fundamenta nos trabalhos do químico suíço Germain Henry Hess ( ). Em 1840, Hess enunciou uma lei que permite calcular a variação de entalpia teórica de uma reação qualquer, mesmo que sua determinação experimental seja difícil. A variação de entalpia de uma reação depende apenas do estado inicial dos reagentes e do estado final dos produtos, não dependendo dos estados intermediários, ou seja: H = H f - H i. A Lei de Hess nos mostra então, que a variação de entalpia é a mesma, seja a reação realizada em uma ou em várias etapas, nos permitindo então concluir que, H de uma reação pode ser obtido pela soma algébrica dos H de reações intermediárias. Um exemplo simples da adição da Lei de Hess consiste na passagem de 1 mol de H 2 O (L) para o estado gasoso nas condições do estado padrão. Isso pode ser feito em uma única etapa: H 2 O (L) H 2 O (g) H = + 44 KJ Poderíamos também obter H 2 O (g) em duas etapas: a) Decomposição de 1 mol de H 2 O (L) H 2 O (L) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 1 = KJ b) Formação de 1 mol de H 2 O (g) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (g) H 2 = 242 KJ Como a reação global corresponde a soma dessas duas reações, o H da reação global também corresponde a soma dos H das reações envolvidas. H 2 O (L) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 1 = KJ H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (g) H 2 = 242 KJ H 2 O (L) H 2 O (g) H = + 44 KJ Ou seja: H = H 1 + H 2 H = (+286) + ( 242) H = H = + 44 KJ 67