Fundamentos de Química

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1 FCiências Fundamentos de Química Apontamentos Equilíbrio químico, Ácido e Bases, Cinética Química Produzido por Filipa França Divulgado e Partilhado por FCiências

2 Equilíbrio Químico FCiências Reações em Equilíbrio: Equilíbrio dinâmico: estado em que não se observam quaisquer alterações macroscópicas ao longo do tempo, porque quer as transformações em sentido inverso quer em sentido direto, ocorrem à mesma velocidade. Equilíbrio Físico Equilíbrio Químico 2" () Constante de Equilíbrio " + " " + " = O valor de K tem como base a atividade Ø Para qualquer líquido ou sólido, no estado padrão, a atividade é igual a 1 (adimensional); Ø Para os componentes de uma solução ideal, a atividade de cada um é a concentração a dividir pela concentração no estado padrão (usualmente 1 mol dm - 3 ); Ø Para gases ideais, a atividade é igual à pressão parcial a dividir pela pressão no estado padrão, =. O estado de equilíbrio depende das concentrações iniciais.

3 FCiências Equilíbrio Heterogéneo Pelo menos uma espécie interveniente se encontra numa fase diferente. "# "# + " 1 = = 1 Origem termodinâmica de K No equilíbrio o G=0 Gm Para gases ideais: + " ln Para solutos: + " ln [] = + ". ln No equilíbrio: rg=0 e Q=K, então = ". ln K>103 Sentido Direto G<0 10-3<K<103 Equilíbrio K<10-3 Sentido Inverso G=0 G>0 Relação entre Kc e K " =. Constante de equilíbrio da reação inversa = Exemplo: Autora: Filipa França 1

4 FCiências 2", = 4, ", = 1 4,63 10 K para formas alternativas de afetas a equação Exemplo: = 2" = 1 " 2 = = / / Princípio de Le Châtelier Se um sistema em equilíbrio for perturbado externamente, o sistema ajusta- se de forma a minimizar a ação dessa perturbação Passamos de 4 moles gasosas para 2moles Se é comprimido o número de moles gasosas diminui. Volume diminui, Pressão aumenta, Moles diminui Volume aumenta, Pressão diminui, Moles aumenta Variação Pressão/Volume =. " Perturbações ao estado de equilíbrio (Le Châtelier) Ø Temperatura = ". ln Autora: Filipa França = ". ln ln = + "

5 FCiências Se H 0 e S 0 não variarem significativamente com a T: ln = Equação de Van t Hoff Ø Pressão ln = Equação de Clausius Clapeyron

6 Ácidos e Bases FCiências Definição de Arrhenius: Ø Ácido: substância que produz H + em água. Ø Base: substância que produz OH - em água. Definição de Brønsted- Lowry: Ø Ácido: dador de protões Ø Base: aceitador de protões Definição de Lewis Todos os ácidos de Brønsted são ácidos de Lewis Ø Ácido: aceitador de pares de electrões Ø Base: dador de pares de elctrões Ácidos fortes e fracos Os ácidos fortes sofrem protólise completa, exemplo: "# " + " + " (") Os ácidos fracos sobrem protólise parcial (estabelecem um equilíbrio), exemplo: " " + " + (") Bases fortes e fracas As bases fortes sofrem dissociação completa, exemplo: "#$ + " " + " (") As bases fracas sobrem dissociação parcial (estabelecem um equilíbrio), exemplo: " + " " + " " Os ácidos podem classificar- se quanto ao número de protões que poderão vir a sofrer protólise, sendo assim designados de monopróticos, dipóritcos, etc. Pares conjugados ácido- base Ø A base conjugada de um ácido forte tem uma força como base desprezável " (") + " + (") Ø Em solução aquosa: o O ião H3O + é o ácido mais forte que pode existir o O ião OH - é a base mais forte

7 FCiências Autoprotólise da Água Constante de autoprotólise da água (Kw): Produto das concentrações molares dos iões H + e OH - a uma determinada temperatura. = 1,0 10 ", 25 = 5,5 10 ", 50 ph como medida de acidez " = log[ ] A 25 C, Neutra, [H + ]=[OH - ], ph=7 Ácida, [H + ]>[OH - ], ph<7 Básica, [H + ]<[OH - ], ph>7 A 25 C, ph+poh=14 "# = log[" ] " = ph de soluções de ácidos fortes " " + " + (") Os metais do grupo 1 e 2 têm uma força, como ácidos, desprezável. Força de ácidos e bases conjugadas Ácidos e bases fracos "# = "# + " " = " "

8 Ka: FCiências Força ácidos Aumenta Ka Aumenta pka Diminui Kb: Força base Aumenta Kb Aumenta pkb Diminui Exemplos de pares conjugados:

9 Grau de Ionização FCiências "#$#%&'çã " á"#$ "#$%&" " "#$%í"#$ 100 "##$%&'çã "#$% " á"#$ Para soluções de ácidos fracos, HA, [H + ] diminui com a diminuição de [HA], mas o grau de dissociação aumenta com a diminuição de [HA]0 Ácido Forte Ácido Fraco Ácidos polipróticos: espécies que podem sofrer mais do que uma reação de protólise sucessiva. Ka1>>Ka2 o segundo equilíbrio pode ser considerado como uma pequena perturbação ao primeiro equilíbrio. Estrutura molecular e acidez Hidretos dos grupos 16 e 17: Aumento da força do ácido HA Aumento da electronegatividade de A Diminuição da energia de ligação de H- A Hidretos do 2º Período: Aumento da força do ácido Aumento da electronegatividade de A

10 Halogéneos de Hidrogénio: Aumento da força do ácido FCiências Diminuição da energia de ligação Oxoácidos A ligação O- H será mais polar e mais fácil de quebrar se: Ø Z é muito electronegativo; Ø Z está num estado de oxidação elevado. 1. Oxoácidos com átomos centrais diferentes (Z) mas do meso grupo e com o mesmo número de oxidação, Força do ácido Aumenta Electrogeatividade Aumenta Ka aumenta 2. Oxoácidos com o mesmo ácido central (Z) mas um número diferente de grupos ligados, a. Força do ácido aumenta com o número de oxidação de Z

11 Cinética Química FCiências Ramos da química que estuda a velocidade com que as reações química ocorrem, bem como as etapas a nível molecular pelas quais a reação ocorre. Leis de velocidade: expressões que traduze a forma como a velocidade das reações caria com a concentração dos reagentes. Velocidade de reação Em geral, a velocidade das reações aumenta com o aumento da concentração de reagente. Para que uma reação ocorra é necessário que ocorram colisões entre as moléculas dos reagentes. "#$%&'('" = "#$%&'('" =, "#$% ""#$ "# é "#$%&'(" Relação entre concentração de reagente e tempo A velocidade vai baixando à medida que os reagente vão sendo consumidos. VELOCIDADE INSTANTÂNEA DA REAÇÃO "#$%"$. = ", "#$%&" " "#$%#% à "#$% "

12 FCiências Ordem de reação: obtidas experimentalmente Ordem da reação à velocidade: 1 Varia linearmente com [N2O5(g)] v=k. [N2O5(g)] 2 Varia proporcionalmente ao quadrado de [NO2(g)] v=k. [NO2(g)] 2 0 Independente das concnetrações v=k Podem também ser fraccionárias. Modelos de reações = " A é o fator de frequência

13 FCiências Energia de Ativação: quantidade mínima de energia necessária para iniciar a reação. Constante de velocidade numa reação Temperatura aumenta (1/T diminui) Reta descendente k aumenta Energia de ativação aumenta E a alta, k aumenta muito com T Declive aumenta (- E a / R) E a baixa, k aumenta pouco com T ln = ln 1

14 FCiências Reações endotérmicas: maior energia de ativação na reação direta (keq aumenta com T) Reações exotérmicas: maior energia de ativação na reação inversa (keq diminui com T) Teoria das colisões Ø Número de colisões eficazes por unidade de tempo; Ø Concentração de reagentes; Ø Energia cinética das partículas que colidem; Ø Orientação da colisão. Catálise Catalisador: substância que aumenta a velocidade de uma reação química sem ser consumido na reação. (Catalisador diminui a energia de ativação da reação) Catalisador: Ø Heterogéneo: fácil separação, elevada reatividade, baixa especificidade (Exemplo: Habber, síntese do amoníaco) Ø Homogéneo: difícil separação, reatividade intermédia, elevada especificidade (Exemplo: Hexoquinase) Lei de velocidade integradas Ordem 0 Concentração- tempo: = [] " [A] decresce linearmente no tempo até se tornar igual a zero v=k / = [] 2

15 Ordem 1 [A] tem decaimento exponencial FCiências = [] " Expressão logaritmizada, ln [] = " v=k.[a] / = ", independente de [A]0 e proporcional a 1/k Ordem 2 1 = 1 + " [] O inverso da concentração varia linearmente com o tempo v=k[a] 2 / = 1. [] Se k>1, formam- se mais produtos que reagentes Se k<1, formam- se mais reagentes Etapa determinante da velocidade: Etapa mais lenta na sequência de etapas que leva à formação de produtos. NOTA FINAL: Publicação escrita segundo o novo acordo ortográfico da Língua Portuguesa.