Química Experimental: Funções Inorgânicas e Aplicações

QUÍMICA EXPERIMENTAL Sandra Miceli 2 SUMÁRIO 1 FUNÇÕES INORGÂNICAS 3 2 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 22 3 SOLUÇÕES 35 4 CINÉTICA QUÍMICA 46 5 EQUILÍBRIOS QUÍMICOS 56 6 PH POTENCIAL HIDROGENIÔNICO 66 3 1 FUNÇÕES INORGÂNICAS Olá aluno Neste bloco serão apresentadas as principais funções inorgânicas suas aplicações classificação nomenclatura e formulação Você também irá aprender a reconhecer identificar e classificar os principais tipos de reações que ocorrem entre as substâncias inorgânicas Ao concluir o bloco você poderá aplicar seus conhecimentos em diversas áreas de atuação do engenheiro como por exemplo a análise química de substâncias o controle de qualidade de produtos a importância do descarte correto de resíduos da indústria o controle da poluição ambiental etc Bons estudos 11 Principais Compostos Inorgânicos Apresentamos agora ácidos e bases algumas de suas propriedades exemplos de aplicações no cotidiano de alguns ácidos e bases e suas respectivas nomenclaturas 111 Ácidos e Bases Os ácidos e as bases são duas importantes classes de compostos químicos que podem ser definidos inicialmente como Um ácido é um composto capaz de fornecer íons de hidrogênio H em solução aquosa Um ácido reage com uma base Uma base é um composto capaz de fornecer íons hidróxidos íons hidroxila OH em solução aquosa Uma base reage com um ácido RUSSELL 2012 Segundo a definição de Arrhenius ácidos são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização liberando como cátions somente H E bases ou hidróxidos são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação iônica liberando como único ânion íons OH hidroxila 4 Observação 1 Os hidróxidos dos metais são compostos iônicos e em solução aquosa sofrem dissociação iônica 2 O hidróxido de amônio NH4OH que não é um hidróxido de metal resulta da ionização em água da amônia NH3 que é um composto molecular 112 Algumas propriedades dos ácidos e das bases Os ácidos em geral são associados a substâncias corrosivas e extremamente perigosas entretanto muitos deles fazem parte da nossa alimentação como aqueles presentes na água mineral gaseificada nos refrigerantes nas frutas cítricas no tomate no vinagre Os ácidos conduzem a corrente elétrica em solução aquosa tornam vermelho o papel azul de tornassol apresentam pH menor do que 7 reagem com as bases numa reação chamada de neutralização e também reagem com a maioria dos metais e com sais As bases possuem um sabor adstringente que amarra a boca Por ser perigoso este não é um bom método de se identificar uma base As bases de metais alcalinos conduzem bem a corrente elétrica e as demais bases por serem consideradas fracas conduzem pouco a corrente elétrica As bases tornam azul o papel de tornassol apresentam pH maior do que 7 reagem com os ácidos e com sais numa reação de dupla troca 113 Ácidos e bases importantes e suas aplicações no cotidiano A seguir são descritas as principais aplicações dos ácidos e bases mais utilizados nas indústrias e nos laboratórios 5 Principais ácidos ácido fluorídrico HF este ácido corrói o vidro e é usado por exemplo na gravação do chassi do veículo para inibir o furto ácido clorídrico HCl é um dos ácidos mais utilizados no laboratório Comercialmente é conhecido como ácido muriático é usado na limpeza química de equipamentos para a remoção da ferrugem na limpeza de pisos exceto mármore na produção de colas e corantes ácido sulfídrico H2S é formado durante o apodrecimento de ovos na forma de gás sulfídrico sendo o responsável pelo odor característico ácido sulfúrico H2SO4 quando concentrado tem ação desidratante remove água de substâncias que contêm hidrogênio e oxigênio na sua fórmula pode ser encontrado diluído na bateria do automóvel e possui diversas aplicações industriais Atenção a diluição do ácido sulfúrico concentrado em água libera uma grande quantidade de energia Por isso no laboratório devemos acrescentar o ácido na água e nunca o contrário Principais bases hidróxido de sódio NaOH conhecido comercialmente por soda cáustica é utilizado na fabricação de sabão a partir de óleos ou gorduras e na fabricação do papel hidróxido de amônio NH4OH este tipo de hidróxido pode ser encontrado nos produtos de limpeza à base de amoníaco hidróxido de magnésio MgOH2 é uma das substâncias utilizadas no combate à azia pois neutraliza o ácido clorídrico presente no estômago 6 hidróxido de cálcio CaOH2 utilizado nas pinturas a cal caiação e nas preparações de argamassa É conhecido como cal apagada ou extinta e quando misturado à água é chamado de água de cal 114 Nomenclatura de Bases e Ácidos a Hidróxidos ou bases São compostos que apresentam como grupo característico o hidroxila ânion OH FÓRMULA GERAL Em que X corresponde ao cátion da base e y corresponde ao número de grupos hidroxila que é indicado pelo valor da valência do cátion Para representar a fórmula de um hidróxido você deve inicialmente escrever o cátion íon positivo com sua respectiva carga Ao lado escreva o íon hidroxila ânion OH Verifique as cargas dos íons e faça a inversão das mesmas como mostrado no exemplo a seguir EXEMPLOS Observação 1 se a carga for igual a 1 não se utilizam parênteses na fórmula Para nomear o hidróxido utilizase a regra abaixo NOMENCLATURA Hidróxido de nome do cátion EXEMPLOS NaOH hidróxido de sódio CaOH2 hidróxido de cálcio 7 Observação 2 Se o cátion apresentar valências cargas diferentes a nomenclatura adotada será Hidróxido de nome do cátion carga do cátion em algarismos romanos OU Para a menor valência do cátion Hidróxido nome do cátion OSO Para a maior valência do cátion Hidróxido nome do cátion ICO EXEMPLOS FeOH2 hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso FeOH3 hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico b Ácido Os ácidos podem ser divididos em dois grupos os que não contêm oxigênio hidrácidos e os que contêm oxigênio oxiácidos FÓRMULA GERAL Em que H hidrogênio x número de átomos de hidrogênio que é indicado pela valência do ânion A ânion qualquer um diferente de OH1 H1 e O2 aq aquoso indica que a substância HxA está em solução aquosa NOMENCLATURA GERAL Ácido nome do ácido 8 Para saber o nome do ácido devemos usar a seguinte tabela de conversão de terminações TERMINAÇÃO DO ÂNION TERMINAÇÃO DO ÁCIDO ETO ÍDRICO ATO ICO ITO OSO Fonte adaptado do Fiorotto 2014 EXEMPLOS Gás clorídrico ácido clorídrico ou cloreto de hidrogênio clorato de hidrogênio ácido clórico sulfato de hidrogênio ácido sulfúrico fosfato de hidrogênio ácido fosfórico 9 12 Sais e Óxidos Assim como os ácidos e as bases os sais e óxidos fazem parte do nosso cotidiano FIOROTTO 2014 O principal exemplo de sal é o cloreto de sódio NaCl conhecido popularmente como sal de cozinha Além dele também são exemplos de sais o bicarbonato de sódio NaHCO3 usado como antiácido estomacal e o sulfato de magnésio MgSO4 que é um laxante conhecido como sal amargo Você sabia que a ferrugem é um óxido A ferrugem é responsável pela corrosão de materiais de ferro o que causa grandes danos às estruturas de edifícios pontes navios etc Outro óxido muito conhecido é o dióxido de carbono ou gás carbônico expelido na respiração e o principal responsável pelo efeito estufa 121 Propriedades dos Sais e dos Óxidos Segundo Arrhenius sal é toda substância que em solução aquosa libera pelo menos um cátion diferente de H e um ânion diferente de OH ou O2 Os sais podem ser classificados em sal normal cujo ânion não possui hidrogênio ionizável H e também não apresenta o ânion OH Exemplos NaCl BaSO4 Al2SO43 10 hidrogenossais apresentam dois cátions dos quais um deles é obrigatoriamente H hidrogênio ionizável e somente um ânion Exemplo bicarbonato de sódio NaHCO3 hidroxissal ou sal básico sal que apresenta dois ânions dos quais um deles é o OH e somente um cátion Exemplo hidroxicloreto de cálcio CaOHCl sal duplo ou misto sal que apresenta dois cátions diferentes exceto H ou dois ânions diferentes exceto OH Exemplo sulfato de sódio e lítio NaLiSO4 hipoclorito cloreto de cálcio CaClClO sal hidratado apresenta no retículo cristalino moléculas de água numa proporção definida A água combinada dessa maneira chamase água de cristalização e a quantidade de moléculas de água é indicada na nomenclatura do sal por prefixos Exemplo sulfato de cobre II pentahidratado CuSO45H2O Sal é um composto iônico contendo cátion diferente de H proveniente de uma base e ânion diferente de OH1 O2 e H1 proveniente de um ácido FIOROTTO 2014 Suponhamos que um sal se origine do cátion C de uma base e do ânion A de um ácido FÓRMULA GERAL A fórmula geral do sal será CxAy em que x é indicado pela valência do ânion e y é indicado pela valência do cátion O nome desse sal é assim formado NOMENCLATURA nome do ânion de nome do cátion Observação 1 Se o cátion apresentar valências cargas diferentes a nomenclatura adotada será nome do ânion de nome do cátion carga do cátion em algarismos romanos 11 OU Menor carga valência nome do ânion nome do cátion OSO Maior carga valência nome do ânion nome do cátion ICO Observação 2 Caso as valências x e y sejam múltiplas entre si é obrigatório simplificá las Observação 3 Caso o íon cátion ou ânion seja formado por mais de um elemento químico é obrigatório colocálo entre parênteses quando este aparecer na fórmula em quantidade maior do que um Os óxidos são compostos binários ou seja formados por dois elementos químicos sendo o oxigênio o mais eletronegativo São classificados de acordo com seu comportamento na presença de água bases e ácidos óxidos básicos são compostos iônicos formados por um metal alcalino ou alcalino terroso São assim denominados pois reagem com água e produzem bases e reagem com ácidos produzindo sal e água óxidos ácidos são compostos moleculares formados por um ametal e o oxigênio São assim denominados pois reagem com água e produzem ácidos e reagem com bases produzindo sal e água óxidos Iônicos são compostos nos quais o oxigênio está ligado a um metal FÓRMULA GERAL 12 Em que M metal x número de átomos de M que é indicado pela valência do O O oxigênio y número de átomos de O que é indicado pela valência de M Observação 1 caso as valências x e y sejam múltiplas é obrigatório simplificálas NOMENCLATURA ÓXIDO DE nome do metal Observação 2 se o metal apresentar valências cargas diferentes a nomenclatura adotada será ÓXIDO de nome do metal carga do metal em algarismos romanos OU Menor carga valência óxido de nome do metal OSO Maior carga valência óxido de nome do metal ICO Exemplos CaO óxido de cálcio Óxido platinoso PtO Anidridos de Ácidos ou Óxidos Moleculares Óxidos covalentes ou Moleculares são compostos nos quais o oxigênio está ligado a um não metal com exceção do flúor que é mais eletronegativo que o oxigênio FÓRMULA GERAL 13 Em que E não metal x número de átomos de E O oxigênio y número de átomos de O NOMENCLATURA Utilizamse os prefixos MONO um PENTA cinco DI dois HEXA seis TRI três HEPTA sete TETRA quatro Para evitar confusões ao nomear os óxidos moleculares temos Prefixo indicado por y ÓXIDO de prefixo indicado por x nome do não metal E Exemplos NO monóxido de nitrogênio NO2 dióxido de nitrogênio N2O3 trióxido de dinitrogênio N2O5 pentóxido de dinitrogênio SO2 dióxido de enxofre SO3 trióxido de enxofre P2O5 pentóxido de difósforo CO2 dióxido de carbono 14 CO monóxido de carbono Esse tipo de óxido conta ainda com outra nomenclatura Ela se baseia no fato de que esses óxidos podem ser considerados como provenientes da desidratação de ácidos da seguinte maneira Retirase o correspondente a uma ou mais moléculas de água das fórmulas dos ácidos correspondentes Portanto quando considerarmos um óxido como sendo originado pela desidratação dos ácidos o nome do óxido segue o esquema abaixo ANIDRIDO Ou NOME DO ÓXIDO ÁCIDO ATENÇÃO Para formular os anidridos dos ácidos ou óxidos ácidos seguemse as seguintes etapas I Formular o ácido II Caso o ácido apresente apenas um átomo de hidrogênio multiplicar sua molécula por dois 2 III Retirar moléculas de água H2O até que se obtenha um óxido ou seja um composto binário em que o oxigênio seja o elemento mais eletronegativo 13 REAÇÕES QUÍMICAS Após o estudo da formulação e nomenclatura dos compostos vamos agora estudar quais as principais reações químicas que podem ocorrer ou não entre esses compostos As reações químicas podem ser classificadas de acordo com os tipos de compostos que participam da reação 15 131 Reações de síntese ou de adição São aquelas nas quais dois reagentes se combinam para formar um único produto Síntese total os reagentes são substâncias simples formadas por um único elemento químico e este tipo de reação pode ocorrer entre o tipo 1 metal não metal sal o tipo 2 metal hidrogênio hidreto metálico o tipo 3 metal oxigênio óxido metálico o tipo 4 não metal hidrogênio hidreto não metálico o tipo 5 não metal oxigênio óxido molecular Síntese parcial pelo menos um dos reagentes é substância composta e este tipo de reação pode ocorrer entre o tipo 1 oxidação de óxidos o tipo 2 redução de óxidos 132 Reações de decomposição São as reações nas quais um único reagente sofre uma transformação e produz dois ou mais produtos 16 Este tipo de reação pode ocorrer a partir da desidratação de bases ou ácidos ou por decomposição térmica pirólise de determinados compostos como os óxidos carbonatos ou bicarbonatos Tipo 1 Desidratação de Bases Tipo 2 Desidratação de Oxiácidos Tipo 3 Decomposição Térmica Pirólise de Óxidos Tipo 4 Pirólise de Sais Oxigenados NO3 CO3 2 133 Reações de deslocamento ou simples troca É aquela na qual uma substância simples e uma substância composta reagem entre si e formam como produtos uma outra substância simples diferente e outra substância composta também diferente da inicial Nem sempre esse tipo de reação se realiza na prática Para prevêla devese obedecer a certas condições de ocorrência 17 Série de reatividade dos metais alcalinos alcalinos terrosos Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi Cu Hg Ag Pd Pt Au Para que a reação química entre um metal e um ácido aconteça é condição necessária que a substância simples metálica seja mais reativa ou também chamada de menos nobre que o cátion da substância composta Para verificar essa reatividade devemos consultar a série de reatividade dos metais acima Série de reatividade dos não metais F O Cl Br I S Para que a reação química entre um não metal e um sal aconteça é condição necessária que a substância simples não metálica seja mais reativa ou também chamada de menos nobre que o ânion da substância composta Para verificar essa reatividade devemos consultar a série de reatividade dos não metais acima 134 Reações de dupla troca 18 Do mesmo modo que as reações de deslocamento essas reações somente ocorrerão se ao menos um dos seus possíveis produtos tiver no mínimo uma das seguintes características ser menos solúvel que os reagentes ser mais fraco menos dissociado ou ionizado que os reagentes ser mais volátil que os reagentes ser instável Tipo 1 ácido base sal água Este tipo de reação sempre ocorre porque há a formação de água que é um composto pouco ionizado Tipo 2 ácido 1 sal 1 ácido 2 sal 2 Para verificar a ocorrência ou não desta reação precisamos conhecer a força dos ácidos e sua volatilidade e a solubilidade dos sais Essas classificações você encontra listadas a seguir Grau de ionização de ácidos e grau de dissociação de bases Ácidos Entre os hidrácidos a classificação é fortes HCl HBr HI moderado HF fracos os demais Entre os oxiácidos devese levar em conta a fórmula HnEOm de modo que m n 3 referese a ácido muito forte Ex HClO4 HMnO4 19 m n 2 referese a ácido forte Ex HClO3 H2SO4 HNO3 m n 1 referese a ácido moderado ou semiforte Ex HClO2 H3PO4 H3PO3 H3PO2 HNO2 m n 0 referese a ácido fraco Ex HClO H3BO3 H4SiO4 Exceção H2CO3 é um ácido fraco ácido instável Principal ácido instável Bases A classificação é Fortes hidróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos Fracas os demais hidróxidos Principal Base Instável Volatilidade de Ácidos Bases e Sais Ácidos voláteis apresentam baixo PE HF HCl HBr HI HCN H2S HNO3 HNO2 H3CCOOH Ácidos fixos apresentam elevado PE oxiácidos do P Si e B H2C2O4 H2SO4 Base volátil NH4OH Bases fixas as demais Sais todos são fixos 20 Solubilidade de bases e sais Solubilidade de bases Regra alcalinos e amônio São solúveis alcalinos terrosos São pouco solúveis demais São insolúveis Fonte adaptado de Chang 2010 Solubilidade de sais Regra Exceções NO3 H3CCOO solúveis Cl Br I solúveis Ag Hg2 2 Pb2 SO4 2 solúveis Ca2 Sr2 Ba2 Pb2 S2 insolúveis alcalinos Ca2 Sr2 Ba2 NH4 Outros ânions insolúveis alcalinos e NH4 Fonte adaptado de Chang 2010 Tipo 3 base 1 sal 1 base 2 sal 2 Para verificar a ocorrência ou não desta reação precisamos conhecer a força das bases e sua volatilidade e a solubilidade dos sais Essas classificações você encontra listadas anteriormente Tipo 4 sal 1 sal 2 sal 3 sal 4 Para verificar a ocorrência ou não desta reação precisamos conhecer a solubilidade dos sais Essas classificações você encontra listadas anteriormente 21 SAIBA MAIS Recomendamos a leitura de FIOROTTO N R Quimica estrutura e estequiometria 1 ed São Paulo Erica 2014 Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca Conclusão Neste bloco você aprendeu a formular e nomear os principais compostos inorgânicos assim como verificou quais são os principais tipos de reações químicas que podem ocorrer ou não entre esses compostos REFERÊNCIAS ATKINS J Principios de quimica questionando a vida moderna e o meio ambiente 5 ed Porto Alegre Bookman 2012 CHANG R Química geral 4 ed São Paulo MacGrawHill 2010 RUSSEL J B Química geral 2 ed São Paulo Makron Books 2012 v1 22 2 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO Neste bloco serão apresentados os conceitos relacionados aos cálculos químicos também chamados de cálculos estequiométricos A estequiometria se baseia na proporção entre reagentes e produtos na pureza dos reagentes e no rendimento da reação Após finalizar seu estudo você será capaz de analisar e quantificar processos industriais 21 Número de Avogadro e Massa Molar de um Elemento Químico 211 Número de Avogadro A escolha de uma unidade é feita de modo arbitrário porém deve ser adequada à finalidade a que se destina Por exemplo Se quisermos expressar quantidades de ovos achamos mais conveniente contálos do que pesálos então escolhemos uma unidade de contagem que é a dúzia ou seja conjuntos de doze unidades Nos atacadistas o lápis é vendido em unidades de grosa conjuntos de 12 dúzias isto é 144 unidades Os palitos de fósforo são vendidos em unidades de caixas tendo sido fixada a quantidade de 40 palitos por caixa sendo assim para comprar 400 palitos basta adquirir 10 caixas de fósforo ou seja não é necessário contar o número de palitos Em Química trabalhamos com a unidade mol Ela corresponde ao número de átomos contidos em 120 g do isótopo 12 do carbono e esse número é igual a 602000000000000000000000 602 sextilhões que em notação científica é escrito assim 602 x 1023 ou 60 x 1023 valor arredondado 23 SAIBA MAIS Sugerimos a leitura de FIOROTTO N R Quimica estrutura e estequiometria 1 ed São Paulo Erica 2014 Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca A quantidade 60 x 1023 aparece com extraordinária frequência nos cálculos químicos Esse número foi denominado constante de Avogadro e corresponde à quantidade de partículas existentes em um mol No sistema SI de unidades o mol e a quantidade de substância que contém tantas entidades elementares átomos moléculas ou outras partículas quantas existem em exatamente 12 g ou 0012 kg do isótopo carbono 12 O número de átomos existente em 12 g de carbono12 e determinado experimentalmente Esse número designase número de Avogadro NA em homenagem ao cientista italiano Amedeo Avogadro CHANG 2013 Esse número é extremamente grande pois é utilizado para contar partículas muito pequenas por exemplo 1 mol de átomos contém 60 x 1023 átomos 1 mol de moléculas contém 60 x 1023 moléculas 1 mol de elétrons contém 60 x 1023 elétrons A expressão mol deve estar sempre acompanhada do nome da partícula correspondente 212 Massa Molar Corresponde à massa de um mol das partículas estudadas Vejamos 1 mol de átomos de ferro contém 60 x 1023 átomos de ferro 1 mol de átomos de mercúrio contém 60 x 1023 átomos de mercúrio 1 mol de átomos de chumbo contém 60 x 1023 átomos de chumbo 24 As massas das amostras acima não são iguais assim como a massa de 1 dúzia de laranjas não é igual à massa de 1 dúzia de melancias Como saber o valor da massa de 1 mol de átomos Os valores das massas molares dos diferentes elementos foram determinados e tabelados Esses valores expressos em gramasmol são numericamente iguais aos valores das massas atômicas dos elementos os quais se encontram na tabela periódica As massas dos átomos são medidas em unidades de massa atômica u mas como relacionar esse valor com as medidas usuais de massa Os dados experimentais nos apontam o seguinte resultado 10 g 10u 60 1023 O valor 60 1023 é o fator de conversão entre essas duas unidades Por exemplo pode se concluir que 10 g 60 1023 u Isso significa que 10 g de qualquer material é a massa correspondente a 60 1023 unidades de massa atômica Podese facilmente calcular também qual a massa em gramas correspondente a uma unidade de massa atômica Exemplo X 0167 1023 g 167 1024 g Portanto 10 u 167 1024 g 25 Exemplos O ferro apresenta massa atômica 56 u portanto em 56 g de ferro estão contidos 60 x 1023 átomos de ferro ou seja 1 mol de átomos de ferro Atenção Observe que as massas das amostras acima não são iguais assim como a massa de 1 uma dúzia de laranjas não é igual à massa de 1 uma dúzia de melancias 213 Massa molar de uma substância É a massa em gramas cujo valor numérico é igual ao valor da massa molecular da substância em questão Os valores das massas molares das diferentes substâncias podem ser determinados pela soma das massas molares dos átomos dos diferentes elementos que a compõem Por exemplo a Água H2O Dado Massas Atômicas H 1 u O 16 u MM 2MAH MAO 21 16 18 u essa é a massa de apenas uma molécula de água Ao converter a unidade u na unidade gmol passamos a expressar a massa molar da substância ou seja Massa molar 18 gmol essa é a massa de 60 x 1023 moléculas de água ou seja de 1 mol de moléculas de água b Glicose C6H12O6 Dado Massas Atômicas C 12 u H 1 u O 16 u MM 6MAC 12MAH 6MA0 612 121 616 180 u essa é a massa de uma única molécula de glicose Ao converter a unidade u na unidade gmol passamos a expressar a massa molar da substância ou seja Massa molar 180 gmol essa é a massa de 60 x 1023 moléculas de glicose ou seja de 1 mol de moléculas de glicose 26 22 Cálculo estequiométrico determinação das diferentes fórmulas dos compostos 221 Introdução O cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química é chamado de Estequiometria Para podermos efetuar os cálculos estequiométricos devemos conhecer as proporções existentes entre os átomos dos elementos que formam as diferentes substâncias Essas proporções podem ser identificadas a partir do conhecimento das fórmulas das substâncias 222 Fórmulas de uma Substância Uma substância pode ser representada de várias maneiras diferentes ou seja pode ter mais de um tipo de fórmula a Fórmula Molecular ou Bruta b Fórmula Centesimal ou Porcentual c Fórmula Mínima ou Empírica Estudaremos detalhadamente a determinação de cada um desses tipos de fórmulas a Fórmula Molecular ou Bruta indica quantos e quais átomos de cada elemento constituem a molécula de uma determinada substância Assim por exemplo a fórmula molecular da glicose é C6H12O6 Isso significa que cada molécula contém 6 átomos de carbono ou 6 mol de átomos de carbono 6 átomos de oxigênio ou 6 mol de átomos de oxigênio e 12 átomos de hidrogênio ou 12 mols de átomos de hidrogênio b Fórmula Centesimal ou Porcentual indica a porcentagem em massa de cada elemento químico que constituiu uma determinada substância 27 Assim por exemplo a fórmula porcentual da glicose é O que significa que a cada 100 gramas de glicose 100 40 gramas é de carbono 67 gramas é de hidrogênio e 533 gramas é de oxigênio c Fórmula Mínima ou Empírica indica a menor proporção inteira entre os átomos dos diferentes elementos que constituem uma determinada substância Assim por exemplo a fórmula mínima da glicose é C6H12O6 dividido por 6 CH2O ou seja na fórmula mínima da glicose temos 1 átomo de carbono ou 1 mol de átomos de carbono 1 átomo de oxigênio ou 1 mol de átomos de oxigênio e 2 átomos de hidrogênio ou 2 mol de átomos de hidrogênio Estudaremos detalhadamente a determinação de cada um desses tipos de fórmulas para diversas substâncias 223 Determinação de Fórmulas a Determinação da Fórmula Centesimal ou Porcentual de uma substância a partir de sua Fórmula Molecular conhecendo a massa molecular molar da mesma Exemplo Qual a fórmula centesimal da glicose C6H12O6 Dadas as massas moleculares C12u H1u O16u Para 1 mol de glicose C6H12O6 180 g 6 12 g 6 16 g 72 g de C 96 g de O 12 1g 12 g de H 28 a1 Cálculo da porcentagem de carbono na molécula de glicose 72 g de C 180 g de glicose x 40 g de C X 100 g de glicose ou seja 40 de C a2 Cálculo da porcentagem de hidrogênio na molécula de glicose 12 g de H 180 g de glicose x 67 g de H X 100 g de glicose ou seja 67 de H a3 Cálculo da porcentagem de oxigênio na molécula de glicose 96 g de oxigênio 180 g de glicose x 533 g de oxigênio X 100 g de glicose ou seja 533 de oxigênio Fórmula Porcentual da glicose b Determinação da Fórmula Molecular de uma substância a partir de sua composição centesimal Fórmula Centesimal conhecendo a massa molecular molar da mesma Exemplo Determinar a fórmula molecular de um composto que possui a seguinte composição centesimal H59 O941 sabendose que sua massa molar e 34 gmol Para determinarmos essa fórmula precisamos saber o número de mol de átomos que compõe cada elemento constituinte dela 29 b1 Cálculo do número de mol de átomos de H que compõe a molécula da substância 59 g de H 100 g do composto X 34 g do composto x 20 g de hidrogênio Assim 1 mol de átomos de H 1 g x 2 g x 2 mol de átomos de H b2 Cálculo do número de mol de átomos de oxigênio que compõe a molécula da substância 941 g de oxigênio 100 g do composto y 34 g do composto y 319 g de oxigênio Assim 1 mol de átomos de oxigênio 16 g y 319 g y 199 mol de átomos de oxigênio Portanto a fórmula molecular será H2O2 Observação Nesse caso basta dividir tudo por 2 obtendose a fórmula mínima HO c Determinação da Fórmula Mínima de uma substância a partir de sua composição centesimal Fórmula Centesimal sem conhecer a massa molecular molar da mesma 30 Exemplo Sabendose que a fórmula porcentual de um certo óxido é S40 O60 determinar a sua fórmula mínima Dadas as massas atômicas S32 u O16 u Precisamos calcular a menor relação inteira entre os números de mol dos elementos constituintes da fórmula S40 O60 A cada 100 g do composto temse 40 g de enxofre e 60 g de oxigênio Portanto c1 Cálculo do número de mol de átomos de cada elemento tomando como base 100 g do composto Para o enxofre S Para o oxigênio O 1 mol de átomos de S 32 g 1 mol de átomos de oxigênio 16 g x 40 g y 60 g x 125 mol de átomos de S y 375 mol de átomos de oxigênio c2 Cálculo da menor relação inteira entre os números de mol obtidos Nesse cálculo devemos dividir todos os valores obtidos pelo menor número encontrado anteriormente Assim x 125125 y 375125 x 1 mol de átomos de S y 3 mol de átomos de oxigênio Fórmula Mínima do composto SO3 Observação Caso os valores de x e y obtidos nos cálculos sejam por exemplo 31 x 15 mol e y 2 multiplicase tudo por 2 assim x 3 mol e y 4 mol x 17 mol e y 1 multiplicase tudo por 3 assim x 5 mol e y 3 mol 23 Cálculos Estequiométricos envolvendo quantidades de reagentes e produtos 231 Cálculos Estequiométricos envolvendo apenas número de mol e massa É importante saber que a quantidade de um produto de uma reação pode ser obtida a partir de uma determinada quantidade de reagente Assim por exemplo na reação de síntese da amônia NH3 temse 1 molécula 3 moléculas 2 moléculas 1 6 10 23 moléc 3 6 10 23 moléc 2 6 10 23 moléc Ou 1 mol de moléc 3 mol de moléc 2 mol de moléc de N2 de H2 de NH3 Ou ainda 1 28 g 28 g 3 2 g 6 g 2 17 g 34 g Dessa forma percebemos que o coeficiente de cada substância numa equação balanceada corresponde aos números de mol de cada um dos participantes 232 Cálculos Estequiométricos envolvendo gases 2321 Gases nas condições normais de temperatura e pressão CNTP Para realizarmos os cálculos estequiométricos envolvendo gases nas CNTP precisamos apenas lembrar que 1 mol de qualquer gás nas CNTP ocupa um volume de 224 L 2322 Gases em condições diferentes das CNTP Devemos lembrar que nesse caso utilizaremos a Equação de Estado de um Gás PV nRT 32 Onde P pressão do gás T temperatura do gás em Kelvin K TK T oC 273 V volume ocupado pelo gás sempre em litros L n número de mol do gás R constante universal dos gases perfeitos Observação O valor da constante R depende da unidade da pressão do gás Assim se P atm então R 0082 atmLmolK se P mmHg então R 623 mmHgLmolK se P kPa então R 83 kPaLmolK 233 Cálculos Estequiométricos envolvendo 2331 Pureza do Reagente Até agora admitimos que as substâncias reagentes eram 100 puras porém na prática é mais comum trabalharmos com substâncias impuras Assim se colocarmos uma amostra de 60 g de CaCO3 de 90 de pureza para reagir com outra substância perceberemos que apenas 54 g dessa amostra reagirão pois efetivamente 54 g daqueles 60 g são de CaCO3 os 6 g restantes são de impurezas Cálculo 60 g da amostra de CaCO3 100 X 90 X 54 g de CaCO3 puro Observação É importante salientar que as impurezas não reagem no processo analisado Portanto devemos utilizar como dado do reagente a massa de 54 g de CaCO3 33 2332 Rendimento de uma reação Sabemos que uma peça de tecido é vendida no formato retangular Porém se desejarmos fabricar uma blusa quando cortarmos o tecido sobrarão retalhos Esses retalhos na verdade não participarão da confecção da blusa Assim se a peça de tecido inteira tivesse sido utilizada na confecção da blusa poderíamos dizer que esse processo teria 100 de rendimento Porém houve perdas os retalhos Apesar desse exemplo não ser um processo químico podemos fazer um paralelo com uma reação química apenas a título de entendimento Ao colocarmos uma certa quantidade de um reagente num processo químico esperamos que se obtenha estequiometricamente uma certa quantidade de produto equivalente ao rendimento de 100 porém se a quantidade de produto obtida for menor que a quantidade esperada significa que esse processo teve perdas e não atingiu 100 de rendimento 2333 Reagente em excesso e reagente limitante As reações químicas ocorrem numa proporção constante que corresponde ao número de mol indicado pelos coeficientes da reação Por exemplo proporção correta 3 mol 1 mol 2 mol Se colocarmos uma quantidade maior de reagente A do que a sua proporção correta esse reagente não será consumido totalmente Dizemos que esse reagente está em excesso Dizemos também que o reagente B o que não está em excesso é o reagente limitante Exemplo proporção correta 3 mol 1 mol 2 mol 34 quantidade colocada 11 mol 3 mol X 3 Percebemos que o reagente A possui 2 mols em excesso uma vez que dos 11 mols colocados apenas 9 mols reagiriam Conclusão Neste bloco você aprendeu a calcular as quantidades de reagentes consumidos ou de produtos formados por meio da estequiometria da reação ocorrida Você também aprendeu a calcular e identificar as fórmulas mínima centesimal e molecular das substâncias Dessa forma agora você deverá ser capaz de identificar nos processos industriais o seu rendimento REFERÊNCIAS ATKINS J JONES L LAVERMAN L Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente 7 ed Porto Alegre Bookman 2018 CHANG R Química geral 4 ed São Paulo MacGrawHill 2010 RUSSEL J B Química geral 2 ed São Paulo Makron Books 2012 v1 FIOROTTO N R Quimica estrutura e estequiometria 1 ed São Paulo Erica 2014 Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca 35 3 SOLUÇÕES Neste bloco iremos estudar os conceitos relacionados às soluções sua classificação e as formas de expressar sua concentração 31 Tipos de soluções Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais espécies químicas As soluções podem ser classificadas de várias formas Abaixo vamos estudar essa classificação 311 Classificação das dispersões quanto ao tamanho da partícula De acordo com o tamanho das partículas dispersas as dispersões podem ser classificadas em a solução possui partículas menores que 1 nm b coloide possui partículas entre 1 nm e 100 nm c suspensão possui partículas maiores que 100 nm Observação 1 nm 1 nanômetro corresponde a 109 m Exemplo de Solução água com pouco sal misturas homogêneas As partículas dispersas são átomos moléculas ou íons e não podem ser vistas nem no microscópio eletrônico Essas partículas não podem ser filtradas e nem sedimentadas Exemplo de Coloide gelatina em água As partículas dispersas são moléculas íons grandes ou aglomerados de moléculas ou íons São visíveis no microscópio eletrônico podem ser retidas em ultrafiltros e sedimentam em ultracentrífugas Exemplo de Suspensão areia em água As partículas dispersas são aglomerados de moléculas ou íons e podem ser vistas já a olho nu Essas partículas são retidas em filtros comuns e sedimentam naturalmente ou em centrífuga comum 36 Das dispersões estudaremos mais profundamente as soluções 312 Classificação das Soluções Podemos classificar as soluções por 5 critérios a Quanto ao estado físico das partículas envolvidas b Quanto à natureza das partículas dispersas c Quanto à condutividade elétrica d Quanto ao coeficiente de solubilidade e Quanto à proporção entre a quantidade de soluto e solvente a Quanto ao estado físico das partículas envolvidas Soluções sólidas os componentes desse tipo de solução na temperatura ambiente se encontram no estado sólido e são denominados ligas Exemplo amálgamas amálgama dentária que é mercúrio dissolvido em prata ouro 18 quilates prata e cobre dissolvidos em ouro bronze estanho dissolvido em cobre Soluções gasosas os componentes desse tipo de solução encontramse no estado gasoso Toda mistura gasosa é uma solução Exemplo ar atmosférico Soluções líquidas esse tipo de solução possui pelo menos um dos componentes no estado líquido Exemplo soro fisiológico cloreto de sódio dissolvido em água água mineral gasosa gás carbônico e outros solutos dissolvidos em água álcool 96o GL álcool dissolvido em água Podemos observar que nesse tipo de solução nem sempre o soluto é um sólido b Quanto à natureza das partículas dispersas Soluções moleculares as partículas dispersas são moléculas ou seja o soluto é molecular Exemplo açúcar dissolvido em água C6H12O6 dissolvido em água Soluções iônicas as partículas dispersas são sempre íons 37 É importante lembrar que se a substância denominada soluto já tivesse íons mesmo no estado sólido ao dissolvêla em água ocorreria uma dissociação iônica Ao passo que se ele não tivesse inicialmente íons e ao ser colocado em água se formassem íons teria ocorrido uma ionização c Quanto à condutividade elétrica Soluções não eletrolíticas são soluções que não conduzem corrente elétrica Isso ocorre porque não existem íons em solução Exemplo açúcar dissolvido em água C6H12O6 dissolvido em água Soluções eletrolíticas são soluções que conduzem corrente elétrica As partículas dispersas são íons ou íons e moléculas Exemplo NaCl dissolvido na água HClg dissolvido na água Nesse caso também é importante lembrar que se a substância denominada soluto já tivesse íons mesmo no estado sólido ao dissolvêla em água ocorreria uma dissociação iônica Ao passo que se ele não tivesse inicialmente íons e ao ser colocado em água se formassem íons teria ocorrido uma ionização d Quanto ao coeficiente de solubilidade Para podermos entender essa classificação é necessário sabermos a definição de coeficiente de solubilidade Coeficiente de solubilidade ou solubilidade é a máxima quantidade de soluto que se consegue dissolver em uma determinada quantidade de solvente a uma dada temperatura As soluções podem ser classificadas em Solução insaturada é aquela na qual a quantidade dissolvida de soluto é inferior ao valor do coeficiente de solubilidade nas mesmas condições de temperatura e pressão Solução saturada é aquela na qual a quantidade dissolvida de soluto é igual ao valor do coeficiente de solubilidade nas mesmas condições de temperatura e pressão 38 Solução supersaturada é aquela na qual a quantidade dissolvida de soluto é superior ao valor do coeficiente de solubilidade nas mesmas condições de temperatura e pressão É uma solução instável e diante de uma agitação ou da adição de um pequeno cristal de soluto ocorre a precipitação de excesso de soluto dissolvido Dessa forma ocorre a formação de uma solução saturada com corpo de chão que é estável Na prática não existem soluções supersaturadas pois essas se transformam facilmente em soluções saturadas com corpo de chão e Quanto à proporção entre a quantidade de soluto e solvente Solução diluída é aquela na qual a quantidade de soluto dissolvida é pequena em relação à quantidade de solvente Solução concentrada é aquela na qual a quantidade de soluto dissolvida é grande em relação à quantidade de solvente 32 Unidades de Concentração Quando trabalhamos com soluções precisamos estabelecer relações entre as quantidades de soluto e de solução que compõem essa solução Essas relações são denominadas concentração da solução e podem ser expressas de diferentes maneiras a Título em massa T b Porcentagem em massa c Partes por milhão ppm d Partes por bilhão ppb e Concentração em gL f Concentração em molL ou Concentração Molar antigamente chamada de Molaridade a Título em massa T indica a quantidade de soluto contida em 1 g de solução Assim se uma solução tem título 02 significa que ela contem 02 g de soluto a cada 1 g de solução 39 02 g de soluto 08 g de solvente 1 g de solução Exemplo Uma solução foi preparada dissolvendo 144 gramas de cloreto cobaltoso formando 576 gramas de solução Qual o título dessa solução Dados massa do soluto 144 g massa da solução 576 g Assim 144 g de soluto 576 g de solução X g do soluto 1 g de solução X 025 g de soluto e portanto o T 025 b Porcentagem em massa indica a quantidade de soluto contida em 100 g de solução Assim uma solução a 20 em massa significa que ela contém 20 g de soluto a cada 100 g de solução 20 g de soluto 80 g de solvente 100 g de solução Exemplo Uma solução foi preparada dissolvendo 144 g de cloreto cobaltoso formando 576 g de solução Qual a porcentagem em massa dessa solução 40 massa do soluto 144 g massa da solução 576 g Assim 144 g de soluto 576 g de solução X g do soluto 100 g de solução X 25 g de soluto e portanto 25 em massa c Concentração em ppm Atenção atualmente para indicar concentrações muito pequenas usamos a unidade partes por milhão ppm ou partes por bilhão ppb Assim uma solução de 5 ppm significa que ela contém 5 g de soluto a cada 106 g 1000000 g de solução 5 g de soluto 106 g de solução Observe que a solução em questão é muito diluída e que a massa do solvente é praticamente igual à massa da solução Exemplo Calcule a concentração de uma solução de cloreto de sódio em ppm que contém 0002 g de sal a cada 4000 g de solução massa do soluto 0002 g massa da solução 4000 g Assim 0002 g de soluto 4000 g de solução X g do soluto 106 g de solução X 05 g de soluto e portanto 05 ppm d Concentração em ppb Assim uma solução a 25 ppb significa que ela contém 25 g de soluto a cada 109 g 1000000000 g de solução 41 Assim 0002 g de soluto 4000 g de solução X g do soluto 109 g de solução X 500 g de soluto e portanto 500 ppb e Concentração em gramas por litro gL indica a massa de soluto contida em 1 litro de solução Assim se uma solução possui uma concentração de 250 gL significa que ela possui 250 g de soluto em 1 L de solução 1000 mL de solução Exemplo Uma solução foi preparada dissolvendo 120 g de cloreto cobaltoso formando 400 mL de solução Qual a concentração em gL dessa solução massa do soluto 120 g volume da solução 400 mL Assim 120 g de soluto 400 mL de solução X g do soluto 1000 mL de solução X 300 g de soluto e portanto C300 gL f Concentração em mol por litro molL indica a quantidade de matéria mol de soluto contida em 1 litro de solução Observação antigamente a concentração molar recebia o nome de molaridade Assim se uma solução possui uma concentração de 5 molL significa que ela possui 5 mol de soluto em 1 L de solução 1000 mL de solução Exemplo Dissolveuse 8 g de hidróxido de sódio obtendose 500 cm3 de solução Qual a concentração molar da solução preparada Dados Na23u O 16u H1u 42 massa do soluto 8 g volume da solução 500 cm3 ou 500 mL Sabese que a massa molar do NaOH é 40 gmol Calcularemos o número de mol de NaOH existente em 8 g desse soluto 1 mol de soluto NaOH 40 g X mol de soluto NaOH 8 g X 02 mol do soluto NaOH Assim 02 mol de soluto NaOH 500 mL de solução X mol do soluto NaOH 1000 mL de solução X 04 mol de soluto e portanto M 04 molL ou M04 molar ou M 04 M Quando o soluto de uma solução é gasoso podemos considerar que o volume da solução é igual ao volume do solvente onde o gás está dissolvido Assim se borbulharmos 5 L de gás clorídrico em 100 mL de água a solução formada de ácido clorídrico terá um volume de 100 mL 33 Solubilidade A solubilidade S indica a maior massa possível de soluto dissolvido em uma certa quantidade de solvente a uma dada temperatura No caso do NaCl por exemplo a solubilidade será de 36 g em 100 g de H2O a 20 C pois essa é a maior massa desse sal que podemos dissolver em 100 g de H2O à temperatura indicada Perceba portanto que o coeficiente de solubilidade indica a composição da solução saturada a uma dada temperatura S 36 g100 g de H2O 20C Leia assim 36 g de cloreto de sódio em 100 g de água a 20 C 43 Uma solução com quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade é denominada solução não saturada ou insaturada Uma solução com quantidade de soluto superior ao coeficiente de solubilidade é denominada solução saturada com corpo de chão ou de fundo Pelas situações apresentadas podese perceber que a solubilidade de uma substância numa massa fixa de solvente depende da temperatura Em função desse fato podem se construir tabelas que relacionam a solubilidade de uma substância em diferentes temperaturas A tabela a seguir mostra a solubilidade do cloreto de amônio NH4Cl em 100 g de água em diferentes temperaturas Temperatura C 20 40 60 80 Solubilidade do NH4Cl em g100 g de H2O 372 458 552 656 A partir dos dados da tabela podese construir um gráfico a curva de solubilidade que relaciona a solubilidade do NH4Cl em 100 g de água a diferentes temperaturas Note que a solubilidade do NH4Cl aumenta com a elevação da temperatura curva ascendente que é o que se verifica com a maioria das substâncias não voláteis Porém existem substâncias sólidas que ao serem dissolvidas em água têm a sua solubilidade diminuída com a elevação da temperatura Um exemplo desse comportamento é a variação da solubilidade do sulfato de cério Ce2SO43 em água Substâncias sólidas como o sulfato de cério cujas solubilidades diminuem com a elevação da temperatura apresentam uma curva de solubilidade descendente A curva de solubilidade de uma substância geralmente é ascendente ou descendente mas há curvas quebradas que curiosamente apresentam esses dois aspectos Em geral esse tipo de curva ocorre quando estudamos a solubilidade de sais hidratados Sais hidratados são aqueles que contêm moléculas de água em proporções bem definidas ligadas aos íons do retículo cristalino Como exemplo mencionamos o sulfato de sódio decahidratado Na2SO4 10 H2O 44 Quando aquecido ao redor de 34 C o sulfato de sódio decahidratado sólido perde suas moléculas de água e tornase um sal anidro também sólido Quando a temperatura atingir 34 C há a transformação do corpo de chão que passa a ser constituído pelo sal anidro Consequentemente para temperaturas superiores a 34 C teremos a curva de solubilidade correspondente à do sal anidro Observe que o ponto de inflexão da curva ocorre à temperatura em que se verifica a transformação do sal precipitado ou seja quando ele passa do estado hidratado para o anidro Fonte Both 2018 p 28 As dissoluções favorecidas pelo aquecimento podem ser chamadas endotérmicas ou seja o fornecimento de calor favorece a dissolução do sólido aumentando assim a solubilidade É o que ocorre com a dissolução da maioria das substâncias Numa dissolução endotérmica o aquecimento aumenta a solubilidade da substância Numa dissolução exotérmica o aquecimento diminui a solubilidade da substância 331 Dissolução X Diluição Quando preparamos um suco de frutas artificial colocamos inicialmente o xarope concentrado soluto numa garrafa e acrescentamos água solvente Assim realizamos uma dissolução 45 Mas se ao experimentarmos esse suco preparado sentirmos que seu gosto está forte dizemos que esse suco está muito concentrado e para deixálo com um sabor correto acrescentaremos mais água Assim teremos realizado uma diluição Diluição consiste no acréscimo de mais solvente a uma solução já preparada 332 Misturas de Soluções Em nosso cotidiano sabemos que se misturarmos uma xícara de café forte com uma de café fraco não obteremos um café extremamente forte mas sim um café com concentração intermediária entre as duas iniciais Nas soluções preparadas no laboratório ou na indústria química ocorre a mesma coisa Conclusão Neste bloco você aprendeu a calcular as concentrações das soluções de diversas formas além de entender a diferença entre dissolução e diluição de uma solução REFERÊNCIAS ATKINS J JONES L LAVERMAN L Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente 7 ed Porto Alegre Bookman 2018 BOTH J Química geral e inorgânica Porto Alegre Sagah 2018 p 28 CHANG R Química geral 4 ed São Paulo MacGrawHill 2010 RUSSEL J B Química geral 2 ed São Paulo Makron Books 2012 v1 FIOROTTO N R Quimica estrutura e estequiometria 1 ed São Paulo Erica 2014 Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca 46 4 CINÉTICA QUÍMICA Neste bloco você irá estudar os conceitos relacionados à cinética química área da química que estuda a velocidade das reações A palavra cinetica sugere movimento ou mudança a palavra cinetica referese aqui a velocidade de uma reação isto e a variação da concentração de um reagente ou de um produto com o tempo Ms 41 Cinética Química A área da Química que estuda as velocidades das reações é denominada Cinética Química Dessa forma o progresso de uma reação química pode ser medido pela diminuição da concentração dos reagentes ou pelo aumento da concentração dos produtos E de maneira simplificada pode ser representada por reagentes produtos Em geral e mais conveniente exprimir a velocidade de uma reação em termos da variação da concentração com o tempo CHANG 2010 Assim para a reação representamos a velocidade como Onde representam as variações das concentrações em mol por litro e é o intervalo de tempo Ao calcularmos o notamos que ele representa um valor negativo uma vez que o reagente é consumido e para não trabalharmos com valores negativos observe o sinal negativo da fórmula A velocidade de uma reação é medida de forma experimental por vários métodos Para as soluções aquosas as concentrações são medidas com espectógrafos para as reações que envolvem íons usamse medidas de condutibilidade elétrica e para gases usamse medidas de pressão 47 Observe a tabela abaixo que mostra os dados experimentais referentes à reação de decomposição da água oxigenada Tempo min molL molL molL 0 08 0 0 10 05 03 015 20 03 05 025 30 02 06 03 Utilizando os dados da tabela e a fórmula para cálculo da velocidade média temos a para o intervalo entre 0 e 10 minutos Vm 0508100 Vm 003 molL1min1 b para o intervalo entre 10 e 20 minutos Vm 03052010 Vm 002 molL1min1 c para o intervalo entre 20 e 30 minutos Vm 025033020 Vm 001molL1min1 Ao analisarmos os valores das velocidades médias de consumo da água oxigenada percebemos que elas não são constantes e que o valor máximo é encontrado no início da reação Em um mesmo intervalo de tempo por exemplo entre 0 e 10 minutos podemos calcular a velocidade média das três substâncias envolvidas na reação 48 Fonte Mundo Educação 2012 Velocidade de consumo da água oxigenada Vm 0508100 Vm 003 molL1min1 Velocidade de formação da água Vm 030100 Vm 003 molL1min1 Velocidade de formação do gás oxigênio Vm 0150100 Vm 0015 molL1min1 Esses valores obedecem à proporção estequiométrica da reação 221 Para calcular a velocidade média da reação basta dividir os valores das velocidades médias pelos respectivos coeficientes estequiométricos Vmreação VmH2O22 VmH2O2 VmO21 0015 molL1min1 De maneira geral para a reação 49 Vmreação VmAa VmBb VmCc Observe agora a reação do bromo molecular e do ácido fórmico e a tabela a seguir Velocidades da reação entre o bromo molecular e o ácido fórmico a 25C Fonte Chang 2013 p 567 1 As leis de velocidade são sempre determinadas experimentalmente A partir da concentração dos reagentes e das velocidades iniciais da reação determinamos a ordem de reação e portanto a constante de velocidade da reação 2 A ordem de reação e sempre definida em função das concentrações dos reagentes não dos produtos 3 A ordem de um reagente não está relacionada com o coeficiente estequiometrico do reagente na equação global balanceada Considere agora o efeito da concentração de bromo na velocidade da reação Observe os dados da tabela acima Compare a concentração do Br2 e a velocidade da reação a t 50 s e t 250 s A t 50 s a concentração de bromo e 00101 M e a velocidade da reação e 352 105 Ms A t 250 s a concentração de bromo e 000500 M e a velocidade da reação e 175105 Ms A concentração a t 50 s e o dobro da concentração a t 250 s 00101 M contra 000500 M e a velocidade da reação a t 50 s e o dobro da velocidade a t 250 s 352 105 Ms contra 50 175105 Ms Verificase que quando a concentração do bromo duplica a velocidade da reação tambem duplica Portanto a velocidade e diretamente proporcional a concentração de Br2 isto e onde k e designado por constante de velocidade a constante de proporcionalidade entre a velocidade de reação e a concentração do reagente CHANG 2010 Para uma reação genérica temos a seguinte expressão da lei da velocidade Quando a reação ocorre em uma única etapa dizemos que se trata de uma reação elementar nesse caso os expoentes x e y correspondem aos coeficientes estequiométricos da reação No entanto a maioria das reações não ocorre em uma única etapa ou seja não é elementar O conjunto de etapas por meio das quais ocorre uma reação é denominado mecanismo de uma reação 42 Mecanismos de uma reação O mecanismo da reação descreve a sequência de etapas elementares para que ocorra a transformação de reagentes em produtos Considere a reação 51 Nesse tipo de reação a equação da velocidade é determinada pela etapa lenta da reação logo a equação da velocidade será Reações complexas são aquelas nas quais temos mais de uma etapa elementar As reações elementares que constituem o mecanismo de reação proposto devem ser somadas de forma a obter a reação global Considere a reação entre o dióxido de nitrogênio e o monóxido de carbono Observe que a soma das etapas elementares corresponde à reação global Na primeira etapa temos a produção um de nossos produtos e do NO3g que é um intermediário de reação Intermediários são produzidos em uma etapa e consumidos em outra de forma que não aparecem na reação global A etapa mais lenta em um mecanismo de reação é chamada etapa determinante de velocidade ou etapa limitante de velocidade 421 Teoria das Colisões As reações químicas ocorrem como consequência de colisões entre as moleculas dos reagentes Em termos da teoria das colisões da cinetica química e de se esperar que a velocidade de reação seja diretamente proporcional ao numero de colisões moleculares por segundo Quando colocamos os reagentes em contato as partículas que os compõem irão colidir umas com as outras e parte dessas colisões poderá originar produtos Os 52 choques que resultam em quebra e formação de novas ligações são denominados eficazes ou efetivos No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável formase uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos chamada de complexo ativado Ele é formado quando é fornecida ao sistema uma energia mínima para a ocorrência da reação química chamada de energia de ativação Podemos considerar a energia de ativação uma barreira que impede as moleculas de menor energia de reagirem Fonte Chang 2010 p 591 A figura acima mostra dois perfis de energia potencial para a reação Onde denota um complexo ativado formado pela colisão entre A e B A reação será acompanhada por uma liberação de calor se os produtos forem mais estáveis que os reagentes nesse caso a reação será exotermica Pelo contrário se os produtos forem menos estáveis que os reagentes a mistura reacional absorverá calor a partir do meio circundante e a reação será endotermica 53 Experimentalmente reações diferentes apresentam energias de ativação diferentes e as reações que exigem menor energia de ativação ocorrem mais rapidamente ou seja com maior rapidez Para reações mais complexas e necessário considerar tambem um fator de orientação ou seja a orientação relativa das moleculas reagentes A reação entre os átomos de potássio K e o iodeto de metila CH3I para dar origem ao iodeto de potássio KI e ao radical metil CH3 ilustra esse aspecto A configuração mais favorável para a ocorrência dessa reação corresponde a uma colisão frontal do átomo de K com o átomo de I do CH3I Caso contrário a formação de produtos será menor ou a reação poderá mesmo não ocorrer Fonte Chang 2010 p 460 43 Catálise Um catalisador e uma substancia que aumenta a velocidade de uma reação ao baixar a energia de ativação CHANG 2010 p 601 Os catalisadores criam um caminho alternativo que exige menor energia de ativação fazendo com que a reação se processe de maneira mais rápida 54 Há três tipos genericos de catálise dependendo da natureza da especie que causa o aumento da velocidade catálise heterogênea catálise homogênea e catálise enzimática Catálise heterogenea Na catálise heterogênea os reagentes e o catalisador encontramse em fases diferentes Em geral o catalisador e um sólido e os reagentes são gases ou líquidos A catálise heterogênea e de longe o mais importante tipo de catálise na industria química especialmente na síntese de produtos químicos essenciais Catálise homogenea Na catálise homogênea os reagentes e o catalisador estão dispersos em uma unica fase geralmente líquida A catálise ácida e a catálise básica constituem os mais importantes tipos de catálise homogênea em solução líquida Por exemplo a reação entre acetato de etila e água para formar ácido acetico e etanol e normalmente muito lenta para que a sua velocidade seja medida A catálise homogênea apresenta várias vantagens em comparação com a catálise heterogênea Em primeiro lugar as reações normalmente podem ser realizadas sob condições atmosfericas reduzindo os custos de produção e minimizando a eventual decomposição dos produtos a temperaturas elevadas Alem disso e possível conceber e escolher catalisadores homogêneos que funcionem seletivamente em relação a um determinado tipo de reação Por ultimo o custo dos catalisadores homogêneos e menor que o dos metais preciosos por exemplo platina e ouro usados na catálise heterogênea Catálise enzimática De todos os processos complexos que se desenvolveram nos organismos vivos nenhum e mais impressionante ou mais essencial do que a catálise enzimática As enzimas são catalisadores biológicos O mais espantoso em relação as enzimas e que alem de aumentarem a velocidade das reações bioquímicas de fatores de 106 a 1018 elas são muito específicas As enzimas atuam apenas sobre certas moleculas 55 chamadas substratos isto e reagentes deixando inalterado o resto do sistema Estimase que uma celula viva representativa possa conter cerca de 3000 enzimas diferentes cada uma delas catalisando uma reação específica na qual um substrato e convertido nos produtos apropriados A catálise enzimática e em geral homogênea pois o substrato e a enzima estão presentes em solução aquosa Conclusão Neste bloco você aprendeu a determinar a velocidade de uma reação química e verificar quais fatores afetam a velocidade de uma reação química REFERÊNCIAS ATKINS J JONES L LAVERMAN L Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente 7 ed Porto Alegre Bookman 2018 CHANG R Química geral 4 ed São Paulo MacGrawHill 2010 RUSSEL J B Química geral 2 ed São Paulo Makron Books 2012 v1 FIOROTTO N R Quimica estrutura e estequiometria 1 ed São Paulo Erica 2014 Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca MUNDO EDUCAÇÃO Análise gráfica da velocidade de reações Bol 13 jan 2012 Disponível em httpsmundoeducacaoboluolcombrquimicaanalisegrafica velocidadedasreacoeshtm Acesso em 20 dez 2019 56 5 EQUILÍBRIOS QUÍMICOS Neste bloco vamos estudar os equilíbrios químicos Discutiremos o equilíbrio de vários tipos de reações o significado da constante de equilíbrio e os fatores que podem perturbar o equilíbrio de um sistema 51 Equilíbrios químicos Há reações que ocorrem completamente ou seja até que pelo menos um dos reagentes seja consumido completamente No entanto existem sistemas em que as reações direta e inversa ocorrem simultaneamente Esses sistemas são denominados reversíveis e representados por uma dupla seta Dizemos que o sistema atingiu o equilíbrio químico quando a velocidade da reação direta se iguala à velocidade da reação inversa Assim as concentrações dos participantes da reação não se alteram É uma situação de equilíbrio dinâmico RUSSEL 2012 511 Constante de Equilíbrio em função das Concentrações Molares KC Matematicamente para a reação genérica abaixo temse 57 Ao atingir o equilíbrio químico temse Seguem algumas considerações importantes a constante de equilíbrio será um número adimensional ou seja sem unidade quanto maior for o valor de Kc maior será a extensão da reação direta e quanto menor o valor de Kc maior será a extensão da reação inversa Kp e Kc só variam com a temperatura Atenção em equilíbrios em que existam participantes sólidos eles não devem ser representados na expressão da constante de equilíbrio KC pois suas concentrações são sempre constantes Observe que até agora a expressão da constante de equilíbrio Kc foi dada em termos de concentração molL mas nos equilíbrios químicos onde pelo menos um dos participantes da reação é gás a constante de equilíbrio pode ser expressa em termos de pressões parciais Kp 58 512 Constante de Equilíbrio em função das Pressões Parciais Kp Matematicamente para a reação genérica abaixo temse Observação caso nenhum participante da reação esteja no estado gasoso g ou v a constante de equilíbrio em função das pressões parciais Kp não é determinada É importante salientar que existe uma relação matemática entre as constantes de equilíbrio Kc e Kp dada por 513 Grau de Equilíbrio Os químicos utilizam uma grandeza química denominada grau de equilíbrio que expressa o rendimento da reação O grau de equilíbrio é um número entre 0 e 1 ou seja entre 0 e 100 Sua expressão matemática é dada por α numero de mol que reagiu ate atingir o equilíbrionumero de mol inicial dos reagentes 59 52 Fatores que afetam o Equilibrio Quimico I 521 Deslocamento de Equilíbrio Princípio de Le Chatelier Podese alterar um equilíbrio químico por meio de ações externas chamadas perturbações do equilíbrio Se sobre o equilíbrio químico for exercida uma ação externa este tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa ação Assim pelo princípio de Le Chatelier Quando se aplica uma ação em um sistema em equilíbrio ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa ação Observação sabese que a constante de equilíbrio não se altera com variações de concentração volume e pressão dos participantes da reação Estudaremos a influência dos fatores que podem afetar a condição de equilíbrio Concentração dos participantes da reação Pressão do sistema 5211 Variação da Concentração dos Participantes da Reação Para a reação química Um aluno realizou uma experiência colocou 1 mol de N2O4 em um recipiente de 1 L a uma dada temperatura e observou que no equilíbrio havia as seguintes concentrações dos participantes da reação No equilíbrio 074 molL 052 molL 60 Se calcularmos a constante de equilíbrio Kc NO22 N2O4 obteremos o valor de Kc 036 Se esse aluno adicionasse ao equilíbrio em questão 1 mol de N2O4 observaria que instantaneamente a concentração de N2O4 passaria ser 174 molL ao passo que a concentração de NO2 permaneceria 052 molL mostrando uma perturbação no equilíbrio químico observe que o valor de Kc não seria mais 036 Porém nos instantes seguintes haverá consumo de N2O4 e produção de NO2 estabelecendose um novo equilíbrio químico Novo equilíbrio 162 molL 076 molL Se calcularmos novamente a constante de equilíbrio obteremos novamente o valor de Kc 036 61 Assim um aumento de concentração de um participante da reação desloca o equilíbrio no sentido de consumir este participante 522 Variação da Pressão do Sistema Quando aumentamos a pressão sobre um equilíbrio gasoso à temperatura constante ele se desloca no sentido da reação capaz de diminuir esse aumento de pressão ou seja ele se desloca no sentido da reação onde há menos mols gasosos pressionam menos Assim se tivermos o equilíbrio Nas mesmas 3 volumes gasosos 3v 2 volumes gasosos 2v condições de T e P Se aumentarmos a pressão sobre esse sistema o equilíbrio irá se deslocar para a direita no sentido da reação direta favorecendo a formação do SO3 porque nesse sentido há diminuição do número de mol de gás e assim há a diminuição da pressão 62 Assim Observação 1 há equilíbrios químicos que não são afetados pela pressão ou seja nos equilíbrios onde o volume gasoso é igual em ambos os lados da equação 63 Observação 2 Essas conclusões são válidas para todos os equilíbrios onde participem gases na reação Sólidos e líquidos devem ser ignorados desse tipo de análise Portanto se aumentarmos a pressão sobre esse sistema o equilíbrio irá se deslocar para a esquerda favorecendo a formação de CaCO3 53 Fatores que afetam o Equilibrio Quimico II Estudaremos a influência dos fatores que podem afetar a condição de equilíbrio Variação da temperatura Catalisador 531 Variação da Temperatura do Sistema A temperatura é a única responsável por alterar a constante de equilíbrio Kc além de provocar um deslocamento do equilíbrio Quando se aumenta a temperatura se favorece a reação que ocorre com absorção de calor ou seja endotérmica Mas quais são as principais formas de se representar uma reação endo ou exotérmica Como vimos anteriormente uma reação endotermica possui o valor de H e positivo H 0 ao passo que uma reação exotermica possui H 0 64 Assim é a reação química de síntese da amônia Processo Haber Bosch Pode ser representada também por Assim um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para o lado endotérmico 532 Catalisadores Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade da reação química por meio da diminuição da energia de ativação Ea Numa situação de equilíbrio químico a diminuição da energia de ativação produzida pelo catalisador tem o mesmo valor para a reação direta e para a reação inversa 65 Como o aumento da velocidade produzida pelo catalisador é o mesmo tanto para a reação direta quanto para a reação inversa ele não altera o equilíbrio e assim Catalisadores não deslocam o equilíbrio químico Podemos portanto concluir que a presença de um catalisador não altera a constante de equilíbrio nem desvia a posição de um sistema em equilíbrio Se adicionarmos um catalisador a uma mistura reacional que não esteja no equilíbrio as velocidades direta e inversa aumentarão de forma que se atinja mais rapidamente a mistura de equilíbrio CHANG 2010 p 499 Conclusão Neste bloco você aprendeu a determinar as constantes de equilíbrio de uma reação química e quais fatores afetam esse equilíbrio Nos processos químicos é importante o controle das variáveis que podem afetar a produção e comprometer o rendimento de um processo REFERÊNCIAS ATKINS J Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente 5 ed Porto Alegre Bookman 2012 CHANG R Química geral 4 ed São Paulo MacGrawHill 2010 RUSSEL J B Química geral 2 ed São Paulo Makron Books 2012 v1 FIOROTTO N R Quimica estrutura e estequiometria 1 ed São Paulo Erica 2014 Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca 66 6 PH POTENCIAL HIDROGENIÔNICO Neste bloco iremos estudar a escala de pH a ionização de ácidos e bases e a relação entre as constantes de ionização de ácidos e bases conjugadas 61 pH Uma medida de acidez Medidas experimentais de condutividade elétrica e outras evidências mostram que a água quando pura ou quando usada como solvente ionizase em uma extensão muito pequena originando o equilíbrio CHANG 2012 Assim como acontece em todas as ionizações também a ionização da água é reversível e vai atingir um equilíbrio que denominamos equilíbrio iônico da água e sua constante de ionização será Sabese que a ionização da água é extremamente pequena e com aparelhos precisos podese medir a condutividade elétrica da água e chegar ao seguinte valor de seu grau de ionização α O que equivale dizer que a cada 555000000 de moléculas de água apenas uma molécula se ioniza Então podemos concluir que a concentração da água H2O é praticamente constante Perceba que não faz sentido colocar H2O no Kc uma vez que essa concentração é praticamente constante Assim 67 Ou ainda Na temperatura de 25 oC o produto iônico da água é 1014 Pela equação vemos que por essa ionização 1 mol de H forma se junto com 1 mol de OH assim 611 Cálculo do pH e do pOH O termo pH potencial hidrogeniônico foi introduzido em 1909 pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen 18681939 com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas O pH potencial hidrogeniônico de uma solução é dado pela expressão matemática 68 A escala de pH apresenta valores que variam entre 0 e 14 sendo o pH 7 considerado meio neutro valores menores do que 7 meio ácido e valores de pH acima de 7 meio básico Fonte Mundo Educação 2014 62 Força de Ácidos e Bases 621 Força dos ácidos Os eletrólitos são classificados como fortes ou fracos de acordo com sua capacidade de formar íons em solução Os ácidos são considerados fortes para efeitos práticos quando se ionizam completamente em água A maioria dos ácidos fortes é de ácidos inorganicos ácido clorídrico HCl ácido nítrico HNO3 ácido perclórico HClO4 e ácido sulfurico H2SO4 A maioria dos ácidos e considerada como fraca pois em solução aquosa estão parcialmente ionizados No equilíbrio as soluções aquosas de ácidos fracos contêm uma mistura de moleculas do ácido não ionizadas H3O e a base conjugada A ionização dos ácidos fracos está relacionada com a constante de equilíbrio de 69 ionização Para entender a distinção entre ácidos fortes e fracos observe a representação da ionização do ácido clorídrico HCl e o do ácido acético C2H4O2 O cloreto de hidrogênio dissolve em água para formar o ácido clorídrico que é forte Essa solução contém íons hidrônio íons cloreto e algumas moléculas de HCl A transferência de prótons é completa O ácido acético por outro lado é um ácido fraco em água Somente uma pequena fração de suas moléculas sofre desprotonação de acordo com a equação Ou seja a quantidade de moléculas de ácido acético é maior do que dos íons A maior parte dos ácidos que existem na natureza é fraca Por exemplo a acidez natural das águas dos rios é decorrente da presença do ácido carbônico H2CO3 vindo do CO2 dissolvido O aumento da acidez de lagos ou do solo se dá pela reação de certos poluentes atmosféricos com a água da chuva como SO2 SO3 cujos produtos da reação são ácidos fortes e fixos como o ácido sulfúrico Esse fenômeno é conhecido como chuva ácida que causa sérios danos ao meio ambiente A tabela a seguir mostra os principais ácidos e bases e sua força 70 Fonte Atkins Jones e Laverman 2018 p F75 622 Força das bases São consideradas bases fortes as bases que se ionizam completamente em água Hidróxidos de metais alcalinos e de certos metais alcalinoterrosos são bases fortes Todos os hidróxidos de metais alcalinos são soluveis e considerados bases fortes As demais bases são consideradas fracas pois ionizam pouco em solução aquosa As bases fortes comuns são os íons hidróxidos e óxidos fornecidos pelos óxidos dos metais alcalinos e alcalinoterrosos como o óxido de cálcio ATKINS JONES LAVERMAN 2018 p F75 Todas as outras bases comuns são bases fracas em água A amônia NH3 por exemplo é uma base fraca em água e a reação produz uma quantidade muito pequena de íons OH hidroxila Outras bases fracas comuns são as aminas compostos com cheiro característico como trimetilamina CH33N uma substância encontrada em peixes podres As constantes de acidez e de basicidade são comumente registradas na forma de seus logaritmos negativos 71 Quando pensar sobre a força dos ácidos e bases você deve lembrar que Quanto mais fraco for o ácido menor é o valor de Ka e maior é o valor de pKa Quando mais fraca for a base menor é o valor de Kb e maior é o valor de pKb A capacidade de doação de prótons de um ácido é medida por sua constante de acidez A capacidade de aceitação de prótons de uma base é medida por sua constante de basicidade Quanto menores forem as constantes menores as respectivas capacidades Quanto maior for o valor de pK mais fraco será o ácido ou a base ATKINS JONES LAVERMAN 2018 p 462 A tabela a seguir mostra a relação entre a força do ácido e de sua base conjugada Fonte CHANG 2010 p 677 63 Relação entre as Constantes de Ionização de Ácidos e Bases Conjugadas 631 Hidrólise salina E o nome do processo em que o cátion eou o anion de um sal interagem com a água O termo hidrólise do sal descreve a reação de um anion ou de um cátion de um sal ou ambos com água A hidrólise do sal geralmente afeta o pH de uma solução CHANG 2010 p 537 72 Apenas cátions de base fraca e ânions de ácido fraco sofrem hidrólise significativa É muito frequente o pensamento de que uma solução aquosa de um sal é neutra Isso porém nem sempre é verdade RUSSEL 2012 Para prevermos se uma solução de um sal é neutra ácida ou básica devemos analisar a força do ácido e da base que deram origem ao respectivo sal Assim os sais podem ser formados pela reação de a ácido forte com uma base fraca Exemplo NH4Cl b ácido fraco com uma base forte Exemplo NaCN c ácido forte com uma base forte Exemplo NaCl d ácido fraco com uma base fraca Exemplo NH4CN Lembrando que Ka 49 1010 HCN e Kb 18 105 NH4OH Assim de maneira geral Sal de ácido forte e base fraca solução ÁCIDA Sal de ácido fraco e base forte solução BÁSICA Sal de ácido forte e base forte solução NEUTRA Sal de ácido fraco e base fraca depende dos valores de Ka e Kb Kb Ka Se o Kb do anion for maior que o Ka do cátion então a solução deve ser básica porque o anion se hidrolisará mais do que o cátion No equilíbrio haverá mais íons OH do que íons H Kb Ka Pelo contrário se o Kb do anion for menor que o Ka do cátion então a solução deve ser ácida porque a hidrólise do cátion será maior que a hidrólise do anion Kb Ka Se Ka e aproximadamente igual a Kb a solução será praticamente neutra Os sais que contêm um íon de um metal alcalino ex Na ou um íon de um metal alcalinoterroso exceto o Be2 e a base conjugada de um ácido forte como Cl Br e 73 NO3 não sofrem hidrólise em quantidade apreciável e portanto suas soluções são neutras A dissociação do acetato de sódio CH3COONa em água e dada por O íon Na hidratado não tem propriedades ácidas nem básicas O íon acetato CH3COO contudo e a base conjugada de um ácido fraco CH3COOH e portanto tem afinidade pelos íons H A reação de hidrólise e dada por Como essa reação produz íons OH a solução de acetato de sódio será básica Quando a reação ocorre entre um ácido forte e uma base fraca a solução resultante será ácida O NH4Cl é um sal proveniente desse tipo de reação E sua hidrólise pode ser representada por Conclusão Neste bloco você aprendeu a diferença entre pH e pOH e sua determinação como também aprendeu sobre as reações entre diferentes compostos que podem gerar soluções ácidas básicas ou neutras REFERÊNCIAS ATKINS J JONES L LAVERMAN L Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente 7 ed Porto Alegre Bookman 2018 CHANG R Química geral 4 ed São Paulo MacGrawHill 2010 RUSSEL J B Química geral 2 ed São Paulo Makron Books 2012 v1 74 FIOROTTO N R Quimica estrutura e estequiometria 1 ed São Paulo Erica 2014 Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca MUNDO EDUCAÇÃO Conceito de pH e pOH Bol 1 nov 2014 Disponível em httpsmundoeducacaoboluolcombrquimicaconceitophpohhtm Acesso em 23 dez 2019