QUÍMICA è Revisão: Química inorgânica Hidróxidos fortes família 1A e 2A (exceto Ca e Mg) Ácidos fortes nº de oxigênios nº de hidrogênios > 2, principalmente nítrico (HNO 3 ), clorídrico (HCl) e sulfúrico (H 2 SO 4 ) Solubilidade de um sal: Ca, Ba e Mg formam sais insolúveis; NO 3 - e Cl - (exceto AgCl) formam sais solúveis Reações: óxido ácido + óxido básico sal ácido + base sal + H 2 O (neutralização) (bi)carbonato + ácido sal + H 2 O + CO 2 óxido ácido + H 2 O ácido metais (1A e 2A) + H 2 O base + H 2 óxido básico + H 2 O base sal 1 (solúvel) + sal 2 (solúvel) sal 3 (solúvel) + sal 4 (precipitado) ou (solúvel) síntese formação quando só tem moléculas simples decomposição análise quando só forma moléculas simples combustão ou queima é reação com oxigênio (O 2 ). É importante porque é fonte de energia, libera calor Obs: 1) combustível substância que está reagindo com O 2 ; comburente O 2 2) Substâncias formadas por apenas C e H ou C, H e O, na combustão completa formam somente Co 2 e H 2 O 3) Para gases quaisquer, submetidos à mesma temperatura e mesma pressão, a razão numérica dos volumes é sempre igual a razão dos números de mols. è Soluções aquosas Conceitos Dispersão = mistura; uma mistura perfeitamente homogênea é conhecida como soluções e é aquela que possui uma fase só e não distingue partes num microscópio, uma mistura aparentemente homogênea é conhecida como COLÓIDES e uma mistura heterogênea é aquela que possui mais de uma fase, mas isso não quer dizer que possua, necessariamente, diferentes estados físicos.
Soluções possuem solvente que é a água em soluções aquosas e soluto (s) que individualmente ou com outros, dissolve igual Solubilidade é a capacidade de criar ligações, de dispersar. Classificação Critério #1 Condução de corrente elétrica Uma solução eletrolítica é aquela que conduz corrente elétrica, tem presença de íons livres por causa da dissociação do soluto que é um eletrólito. Um exemplo é o cloreto de sódio (NaCl) que dissocia na água, formando os íons livres Na + e Cl -. Já uma solução não eletrolítica é aquela que não conduz corrente elétrica porque não têm íons livres, as partículas do soluto são moléculas. Um exemplo é água e etanol uma vez que fazem ligação de hidrogênio e não ligação iônica. Critério #2 Estado físico Sólido no caso, por exemplo, do ouro 18 quilates (25% de Cu) quando há soluto e solvente sólidos e líquido no caso, por exemplo, de NaCl + H 2 O quando há líquido + líquido ou líquido + sólido ou ainda líquido + gás Obs: 1) Toda mistura gasosa é homogênea Critério #3 Coeficiente de solubilidade Uma solução pode ser insaturada quando a quantidade de soluto dissolvido é menor que o coeficiente, saturada quando a quantidade de soluto é igual ao coeficiente, ou seja, está no limite e supersaturada quando mantém dissolvido maior quantidade de soluto do que o coeficiente; é rara e o excesso tem que estar dissolvido; ocorre aleatoriamente, por distribuição irregular de energia interna. Se o excesso decanta, tem-se corpo de fundo + solução saturada Critério #4 Concentração relativa Estabelece-se uma comparação entre duas situações e, quanto mais soluto, maior a tendência de ser concentrado. Solubilidade/Coeficiente de solubilidade (CS): é a propriedade de dispersar-se totalmente em outras substâncias que as substâncias possuem. Já o CS é a máxima quantidade de soluto dissolvido em determinada quantidade de solvente. Ao aumentar a temperatura, o CS geralmente aumenta. Uma dissolução é endotérmica quando aumenta a temperatura e o CS aumenta também e é exotérmica quando libera-se calor durante a dissolução, ou seja,a aumenta a temperatura e o CS diminui.
Obs: 1) sob a linha tem-se uma solução saturada, porém, desde que varie a temperatura. 2) você não pode prever o CS após a linha dada, o comportamento das substâncias não é matemático, proporcional ou linear. Só se pode prever o CS através de experimentos. Concentração de soluções: quantidade de soluto/solução A concentração é uma relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solução. Existem várias maneiras de expressá-la. Concentração comum: também conhecida como grama/litro (g/l), esse modo indica quantos gramas de soluto existem em cada litro da solução. Um exemplo é quando falamos que existem 80g de NaOH por litro de solução. Obs: não confundir concentração comum com densidade c =!"##"!"!"#$%"!"#$%&!"!"#$çã", ou seja, diferente da densidade, a massa utilizada para calcular a concentração comum é apenas a massa do soluto e não a massa da solução. Concentração em quantidade de matéria: também pode ser chamada de concentração em mol/l ou molaridade. Indica o nº de mols do soluto contidos em um litro de solução M =!! Concentração de íons em solução: eletrólito é a substância que em água produz íons, são eletrólitos os ácidos, os hidróxidos e os sais, sendo que os ácidos sofrem ionização e os hidróxidos e os sais sofrem dissociação. Obs: as soluções aquosas são eletricamente neutras. Isto significa que o número de mol de carga positiva tem que ser igual ao número de mol de carga negativa (o que nem sempre quer dizer que o nº de cátions será igual ao nº de ânions).
Concentração em porcentagem: pode ser dada em porcentagem de massa levando em conta quantos gramas de soluto existem em 100g de solução, em peso/volume levando em conta a massa de soluto em gramas contida em 100ml de solução e em volume indicando quantos ml do soluto estão contidos em 100ml da solução. Obs: título da solução é a relação entre massa de soluto e massa de solução ou volume de soluto e volume de solução e sempre dará um valor menor que um. Diluição de soluções: diluir uma solução é diminuir a sua concentração e isto é comumente feito acrescentando água (solvente) à solução. Na diluição o volume do solvente aumenta, o volume da solução aumenta e a quantidade de soluto não se altera. Logo, como V e C são inversamente proporcionais, se o volume aumenta, a concentração aumenta e daí vem a fórmula da diluição: V i C i =V f C f Mistura de soluções: Caso #1: mistura de soluções que têm o mesmo soluto, ou seja, mistura em que não se tem reação química. Pode-se usar a fórmula V 1 M+ V 2 M+... + V n M = V f M f Caso #2: quando as soluções têm solutos diferentes mas existe um íon comum entre eles. Neste caso não há reação química devido à parte comum. Caso #3: quando as soluções têm solutos diferentes e ocorre reação. Exemplos comuns desse caso são as reações de neutralização ácido-base. Propriedades coligativas das soluções aquosas: não dependem da natureza química do soluto (se é iônico ou molecular), dependem apenas da quantidade ou do nº de partículas do soluto. Pressão de vapor: é a pressão exercida pelo vapor sobre o líquido do qual se originou, em um sistema fechado. É chamada pressão do equilíbrio de fases, porque só existe em sistemas fechados onde há o equilíbrio de fases e pode variar com a temperatura ( >t, >p vapor ), com a volatilidade do líquido (líquidos que evaporam facilmente, voláteis, têm maior p vapor. Temperatura de ebulição: temperatura na qual a pressão de vapor se iguala à atmosférica. Começa ebulição, ou seja, começa a ferver. É o valor de temperatura que o líquido precisa atingir para que a sua pressão de vapor aumente e se iguale à pressão atmosférica local. A temperatura de ebulição é uma propriedade que depende da pressão atmosférica. Temperatura de congelamento: é o valor de temperatura que um líquido
tem que atingir por resfriamento para que a sua pressão de vapor diminua a ponto de igualar-se à pressão de vapor da substância quando sólida. è Termoquímica Definição: é a parte da química que estuda as alterações que a matéria sofre devido às variações de energia, seja absorção ou liberação. Conceitos importantes: Vizinhança: tudo o que está ao redor do sistema Trabalho: energia utilizada para fazer com que um objeto se mova W = FDcosθ Energia: capacidade de realizar trabalho ou transferir calor Calor: sai do objeto mais quente para o mais frio; energia em transferência Endotérmico: absorve energia Exotérmico: libera energia Energia interna (U ou E): não pode ser medida, trabalhamos com a sua variação. Quando U>0 o processo absorve energia (é endotérmico) e quando U<0 o processo libera energia (é exotérmico). A energia interna, U, pode ser vista como a soma das energias de um sistema. Entalpia: é uma função de estado que pode ser vista como a soma da energia interna e do calor ( H= Q+W) ou como H= H p - H r, ou seja, a diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes. Além disso, podemos dizer que significa calor absorvido pelo sistema durante uma transformação ou calor liberado na mesma situação. Quando H>0 o processo é endotérmico e quando H<0 o processo é exotérmico Reações químicas: Endotérmicas: A + 2B C + D H= +10kcal A + 2B + 10kcal C + D A + 2B C + D 10kcal Exotérmicas: A + 2B C + D H= -10kcal
A + 2B C + D + 10kcal A + 2B 10kcal C + D Observações importantes: 1) Estado Padrão de uma substância é a forma mais comum em que ela se encontra nas condições de 25ºC e 1atm. Para substâncias compostas, o estado padrão é o estado físico. Para substâncias simples, pode ser o estado físico ou a forma alotrópica mais estável. Portanto, para convenção, toda substância simples, quando está no seu Estado padrão, tem entalpia = 0. 2) O H de uma reação é afetado tanto pelo Estado físico quanto pelo Estado Padrão. Formas alotrópicas: Para o carbono temos grafite, diamante e fulerenos sendo grafite o mais estável. Para oxigênio temos O 2 comum e O 3 (ozônio) sendo oxigênio a forma alotrópica mais comum. Para o fósforo temos P branco, P verm e P preto sendo P verm o mais estável e para enxofre temos o rômbico, mais comum, e o monoclínico. Nomes ou tipos de Calores de reação : 1) Calor de formação: é a energia envolvida (absorvida ou liberada) na reação que forma 1 mol de uma substância no Estado Padrão, a partir dos elementos ou substâncias, a 25ºC e 1atm. É expresso por mol do produto formado. 2) Calor de combustão: é a energia liberada na queima de 1 mol de substância pelo O 2, nas condições padrão. É expresso por mol de combustível e a única combustão endotérmica é a do N 2. Poder combustível de uma substância é a energia liberada, por grama, na combustão dela. Cálculo de H usando energia de ligação: Energia de ligação é a quantidade de energia que o sistema absorve para a quebra de 1 mol de ligações entre átomos, nas condições padrão. A quebra
de ligação absorve energia, logo, é um processo endotérmico, e ocorre nos reagentes. Já a formação de ligação é um processo exotérmico, que libera energia e ocorre na formação de produtos. Lei de Hess: A lei experimental de Hess diz que: a energia envolvida numa reação, o H, depende apenas do estado inicial e do final. Usando o princípio de Hess nos cálculos de H observa-se que: 1) ao multiplicar ou dividir uma equação química por um fator, faz-se o mesmo com o seu H 2) ao inverter o sentido de ocorrência de uma reação, troca-se o sinal do H 3) o H da reação padrão é a soma algébrica das etapas ou equações intermediárias. Entalpia de neutralização: É a energia liberada na reação de neutralização ácido-base, em meio aquoso e nas condições padrões. Verificou-se experimentalmente que para os eletrólitos ácido e base fortes a entalpia de neutralização é constante e tem o valor aproximado de 57,9 kj. è Cinética Química É o estudo da velocidade ou rapidez de uma reação, grandeza que informa como as quantidades de reagentes e produtos estão sendo alterada com o tempo. Para que uma reação química ocorra é necessário haver afinidade entre as substâncias e o maior contato entre elas, além da energia. Essa energia é necessária para a quebra de ligações. Tipos de colisão: uma colisão pode ser ineficaz quando não quebra ligação, não desencadeia reação ou efetiva quando a energia é suficiente e, nesse caso, é necessária uma orientação favorável. As colisões nos reagentes favorecem a absorção da energia para as quebras, por isso são importantes. Teoria das colisões: quanto maior o número de partículas num sistema, maior é a frequência das colisões, a chance de quebra de ligações e a velocidade da reação. Energia de ativação: é a energia mínima absorvido pelos reagentes para formação do complexo ativado, para originar os produtos. E at é característica da reação. Em geral, as reações que possuem energia de ativação baixa são mais rápidas. Complexo ativado: é uma parte da reação onde as partículas não são
reagentes nem produtos. É um estado de transição no qual as partículas são instáveis e muito energéticas. A tendência do complexo ativado é formar produtos. Tipos de reações: uma reação elementar é aquela que ocorre em uma única etapa, ou seja, em que moléculas de produtos são formadas após uma única colisão e uma reação não elementar ocorre em mais de uma etapa, ou seja, moléculas de produtos são formadas após mais de uma colisão. Fatores que influenciam na velocidade das reações: Superfície de contato: em reações das quais participam reagentes que se encontram em diferentes fases, a velocidade será tanto maior quanto maior for a superfície de contato. Temperatura: um aumento na temperatura provoca um aumento na energia cinética molecular, logo, as colisões ocorrem com maior energia e a rapidez da reação aumenta. Pressão: quando se aumenta a pressão sobre o sistema reacional, aumentase a velocidade da reação para os casos em que existe reagentes gasosos. Na realidade, se o volume é constante, aumenta-se, então, a concentração ao colocar mais reagentes. Neste caso, diminui-se o volume, aumenta-se a pressão e a concentração. Concentração: experimentalmente verificou-se que o aumento na concentração de reagentes provoca um aumento na velocidade da reação. O quanto e como cada reagente afeta a velocidade só pode ser determinado experimentalmente. E a análise de resultados experimentais permite estabelecer uma equação conhecida como lei cinética. Catalisador: substância, própria para cada reação, capaz de diminuir a energia de ativação tornando-a mais rápida. Uma característica do catalisador é não interferir nos produtor da reação nem no H. Inibidor: são substâncias ou misturas que tornam a reação mais lenta, podendo aumentar a energia de ativação. Reagem com os reagentes alterando os produtos desejados. Alteram todo o mecanismo da reação e são os conservantes que geram prazo de validade em produtos industrializados. Luz: fator energético; a radiação luminosa quebra ligações nas reações fotoquímicas quando reagente é fotossensível Eletricidade: por influência de uma corrente elétrica, influência de potencial, tornando muitas reações viáveis. Presença de solventes: o solvente promove ou facilita as quebras de
ligações nos reagentes, o que torna as reações mais rápidas. Regra de Van t Hoff: a cada aumento de 10ºC na temperatura a velocidade da reação dobra. Porém, essa regra é válida apenas para reação elementar. Lei Cinética: equação matemática que relaciona velocidade e concentração, evidenciando a influência da concentração dos reagentes na rapidez da reação. É determinado experimentalmente ou a partir de uma tabela de dados obtidos para cada reação. è Equilíbrio químico: Reação reversível: é aquela que se desloca nos dois sentidos simultaneamente, se houver afinidade química entre os produtos. Quando, em um sistema fechado, uma reação fica temporariamente reversível com as duas velocidades iguais, dizemos que está em equilíbrio químico. A tendência das reações químicas é passar por essa situação de equilíbrio e, nesse, momento: a velocidade da reação direta é igual a da reação indireta; nenhuma alteração é observada em propriedades como ph e temperatura; as concentrações de reagentes e produtos ficam constantes, mas não necessariamente iguais; a tendência do sistema em equilíbrio é permanecer nele. A Constante de equilíbrio: é uma propriedade (ou ferramenta) que informa o rendimento da reação direta do equilíbrio, nas condições do sistema. Pode ser expressa pela razão matemática entre [prod] e [reag]. Obs: quando uma equação em equilíbrio é multiplicada por um fator, a constante deve ser elevada ao expoente que é esse fator. Se a equação for! invertida, sua constante passa a ser!"# Princípio de Le Chatelier e o deslocamento do Equilíbrio: segundo Le Chatelier, quando um sistema em equilíbrio é perturbado por algum fator externo, ele reage no sentido de minimizar o efeito da perturbação sofrida e buscar uma nova situação de equilíbrio. Os fatores que afetam o equilíbrio são: Concentração: o aumento na concentração de reagente desloca o equilíbrio para os produtos (e vice-versa), já a diminuição nos reagentes ou os produtos desloca o equilíbrio para o mesmo lado onde houve a diminuição. Temperatura: o aumento da temperatura do sistema em equilíbrio favorece a reação endotérmica e a diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica.
Pressão: o aumento na pressão externa sobre um sistema desloca o equilíbrio para o lado de menor número de mols de gás. Já o aumento na pressão interna equivale ao efeito da concentração. Obs: para que esse seja um fator é preciso que o número de mols de gás dos reagentes seja diferente do número de mols de gás dos produtos. è Equilíbrio iônico: envolve íons e são válidos todas as informações do equilíbrio molecular; esse equilíbrio só acontece quando se tem acido/base fraco uma vez que, se for forte, ioniza/dissocia tudo. Grau de dissociação (ou ionização) do eletrólito: é a propriedade que expressa a razão entre o número de mols dos eletrólito que dissocia e o número de mols colocado. Efeito do íon comum : é o deslocamento do equilíbrio provocado pelo acréscimo de uma substância que produz, no meio aquoso, um íon que já faz parte do sistema reversível. Lei da diluição: segundo a lei da diluição, um eletrólito fraco tem a tendência de aumentar seu grau de dissociação (até um certo limite) à medida que sua solução vai sendo diluída. ou