TECNICO-DE-OPERACAO-JUNIOR-Conhecimento-Especifico-novo-pdf

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APOSTILA
CONCURSO
CARGO:
TÉCNICO DE OPERAÇÃO JÚNIOR
Conhecimentos Específicos
ÍNDICE
Conhecimentos básicos de Química
Ácidos, bases, sais e óxidos .......................................................................................................03
Reações de oxidação-redução ...................................................................................................15
Termoquímica .............................................................................................................................16
Cálculos estequiométricos ......................................................................................................... 21
Transformações químicas e equilíbrio ....................................................................................... 23
Química Orgânica: hidrocarbonetos e polímeros ........................................................................41
Soluções aquosas ...................................................................................................................... 45
Dispersões...................................................................................................................................49
Natureza corpuscular da matéria ................................................................................................50
Natureza elétrica da matéria .......................................................................................................52
Conhecimentos básicos de Física
Estática, Cinemática e Dinâmica ............................................................................................... 53
Leis de Newton .......................................................................................................................... 60
Condições de Equilíbrio ............................................................................................................. 63
Conservações da energia mecânica .......................................................................................... 71
Conservação do momento angular .............................................................................................75
Mecânica dos Fluidos .................................................................................................................77
Hidrostática .................................................................................................................................78
Termodinâmica Básica ...............................................................................................................83
Propriedades e processos térmicos ...........................................................................................87
Máquinas térmicas e processos naturais ...................................................................................97
Eletrostática ..............................................................................................................................101
Cargas em movimento ..............................................................................................................103
Eletromagnetismo .....................................................................................................................106
Radiações eletromagnéticas ....................................................................................................108
Noções de Eletricidade e Eletrônica .........................................................................................114
Instrumentação
Noções de Instrumentação .......................................................................................................123
Noções de Metrologia ...............................................................................................................160
Tipos de Instrumentos, terminologia, simbologia .....................................................................170
Transmissão e transmissores pneumáticos e eletrônicos analógicos ......................................183
Noções de Operações Unitárias ...............................................................................................193
Noções de Processos de Refino ..............................................................................................198
Noções de Equipamentos de Processo ....................................................................................203
Bombas Centrífugas .................................................................................................................213
Permutadores Casco/Tubos .....................................................................................................217
Tubulações Industriais ..............................................................................................................222
Noções de Controle de Processo .............................................................................................225
Conhecimentos de Matemática
Álgebra e trigonometria básicos ............................................ Ver na apostila de matemática
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ÁCIDOS, BASES, ÓXIDOS E SAIS
Ácidos e Bases
As funções mais importantes da química: ácidos e bases.
São os grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das
propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão
presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, junto com outras substâncias
básicas como fostatos, boratos, arsenatos e amônia. Em adição, vulcões podem gerar
águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO2. A fotossíntese das plantas
pode alterar a acidez da água nas vizinhanças por produzir CO2, a substância geradora
de ácido mais comum na natureza. A fermentação do suco de frutas pode vir a produzir
ácido acético. Quando utilizamos nossos músculos em excesso sentimos dores
provocados pela liberação de ácido lático.
Com tamanha frequência em nosso ambiente, não é de se espantar que os ácidos e
bases tenham sido estudados por tantos séculos. Os próprios termos são medievais:
"Ácido" vem da palavra latina "acidus", que significa azedo. Inicialmente, o termo era
aplicado ao vinagre, mas outras substâncias com propriedades semelhantes passaram a
ter esta denominação. "Álcali", outro termo para bases, vem da palavra arábica "alkali",
que significa cinzas. Quando cinzas são dissolvidas em água, esta se torna básica, devido
a presença de carbonato de potássio. A palavra "sal" já foi utilizada exclusivamente para
referência ao sal marinho ou cloreto de sódio, mas hoje tem um significado muito mais
amplo.
Nesta aula-virtual, veremos de que forma podemos classificar substâncias como ácidos
ou bases, as principais propriedades destes grupos, o conceito de pH e a força relativa
destas substâncias.
Auto-Ionização da água
Os íons hidrônio e hidróxido
A água, como já falamos no QMCWEB, é uma substância deveras bizarra. Entre várias
propriedades anômalas, há uma de particular interesse no estudo de ácidos e bases: a
auto-ionização. De fato, duas moléculas de água podem interagir e produzir dois íons: um
cátion, o hidrônio, e um ânion, o hidróxido. É uma reação onde ocorre uma transferência
de próton de uma molécula de água para outra. A existência da auto- ionização da água
foi provada, ainda no século IXX, por Friedrich Kohlraush. Ele descobriu que a água,
mesmo que totalmente purificada e de-ionizada, ainda apresenta uma pequena
condutividade elétrica. Kohlraush atribuiu esta propriedade à existência de íons na água,
mais precisamente íons hidrônios e hidróxidos.
Reação de autoionização da água:
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A compreensão da auto-ionização da água é o ponto de partida
para os conceitos de ácidos e bases aquosos.
Definição de Arrhenius
Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases que levavam em conta o caráter estrutural
das moléculas foi desenvolvido no final do século 19, por Svante Arrhenius, um químico
suéco. Ele propôs que os ácidos eram substâncias cujos produtos de dissociaçãoiônica
em água incluiam o íon hidrogênio (H+) e bases as que produzem o íon hidróxido (OH-).
Este conceito, embora utilizado até hoje, tem sérias limitações:
1) só pode ser empregado a soluções aquosas;
2) o íon H+, de fato, sequer existe em solução aquosa;
3) não pode ser aplicado para outros solventes.
4) segundo este conceito, somente são bases substâncias que possuem OH- em sua
composição.
É verdade para o NaOH, mas outras substâncias, como a amônia,
não são bases de acordo com o conceito de Arrhenius.
Em 1923, J.N. Bronsted, em Copenhagen (Denmark) e J.M. Lowry, em Cambridge
(England) independentemente sugeriram um novo conceito para ácidos e bases. Segundo
eles, ácidos são substâncias capazes de doar um próton em uma reação química. E
bases, compostos capazes de aceitar um próton numa reação. Este conceito ficou
conhecido como "definição de Bronsted", pois este e seus alunos foram mais ágeis na
difusão da nova idéia.
Esta nova definição é bem mais ampla, pois explica o caráter básico da amônia e o
caráter ácido do íon amônio, por exemplo.
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Repare que, na reação com amônia, a água se comporta como um ácido, pois doa um
próton; já na reação com o amônio, a água se comporta como uma base, pois aceita um
próton deste íon.
A água, portanto, é um exemplo de substância anfiprótica, isto é,
moléculas que podem se comportar como um ácido ou como uma
base de Bronsted.
De acordo com Bronsted, a dissociação do HCl promove a
formação de outro íon: o íon hidrônio
Pares Conjugados
Como vimos, a noção de ácidos e bases de Bronsted envolve, sempre, a transferência
de um próton - do ácido para a base. Isto é, para um ácido desempenhar seu caráter
ácido, ele deve estar em contato com uma base. Por exemplo: o íon bicarbonato pode
transferir um próton para a água, gerando o íon carbonato.
Como a reação é reversível, o íon carboxilato pode atuar como uma base, aceitando, na
reação inversa, um próton do íon hidrônio - que atua como um ácido. Portanto, os íons
bicarbonato e carbonato estão relacionados entre si, pela doação ou ganho de um próton,
assim como a água e o íon hidrônio.
Um par de substâncias que diferem pela presença de um próton é chamado de par
ácido base conjugado.
Desta forma, o íon carbonato é a base conjugada do ácido
bicarbonato, e o íon hidrônio é o ácido conjugado da base H2O
O íon HPO4 -.
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Força Relativa
Em água, alguns ácidos são melhores doadores de prótons do que outros, enquanto que
algumas bases são melhores aceptoras de prótons do que outras. Por exemplo: uma
solução aquosa de HCl diluída consite, praticamente, de íons cloreto e hidrônio, uma vez
que quase 100% das moléculas do ácido são ionizadas. Por isso, este composto é
considerado um ácido de Bronsted forte.
Em contraste, uma solução diluída de ácido acético contém apenas uma pequena
quantidade de íons acetato e hidrônio - a maior parte das moléculas permanece na forma
não ionizada. Este composto é, portanto, considerado um ácido Bronsted fraco.
De acordo com o modelo de Bronsted, um ácido doa um próton para produzir uma base
conjugada. Entretanto, esta base conjugada pode vir a aceitar o próton de volta,
retornando ao ácido conjugado. A espécie capaz de se ligar mais fortemente ao próton é
que vai determinar a força do ácido ou da base.
Portanto,
a) quanto mais forte for o ácido, mais fraca é a base conjugada
Neste caso, a ligação H-A é bastante fraca, e o íon A- é estável, ou seja, é uma base
fraca.
b) quanto mais fraco for o ácido, mais forte é a base conjugada. Isto
significa que a ligação H-A é uma ligação forte, pois o íon A- é
pouco estável e representa uma base forte, que tende a recapturar
o próton.
Numa solução aquosa de HCl, duas bases entrarão numa disputa pelo próton: o íon
cloreto e a água. Como a água é uma base mais forte, praticamente todo o HCl perde o
próton para esta.
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Já numa solução aquosa de ácido acético, a água sai perdendo: a base mais forte é o
íon acetato! Por isso, apenas parte das moléculas deste ácido sofrem ionização.
Kw, Ka e Kb
A constante de ionização da água, Kw
Como vimos anteriormente, a água sofre um processo de auto-ionização, produzindo
íons hidrônios e hidróxidos.
Entretano, como o íon hidróxido é uma base muito mais forte do que a água, da mesma
forma que o íon hidrônio é um ácido muito mais forte, o equlíbrio é grandemente
deslocado para o lado esquerdo da equação. De fato, a 25oC, apenas 2 de cada um
bilhão de moléculas sofrem auto-ionização. Quantitativamente, podemos descrever o
processo como:
Todavia, em água pura ou em uma solução aquosa diluída, o termo [H2O] é uma
constante (55,5 mol/L). Desta forma, podemos simplificar a equação acima como:
Keq.[H2O]2 = Kw e
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Kw = constante de ionização da água = [H3O+].[OH-]
a 25oC, Kw = 1,008 x 10-14 M2
Esta expressão de Kw é muito importante, e deve ser memorizada,
pois é através dela que todos os conceitos de pH e pOH são
deduzidos.
Ka e Kb
O equilíbrio da reação entre o ácido acético e a água pode ser descrito pela constante
abaixo:
Novamente, no caso de soluções diluídas, o termo [H2O] é constante, e podemos
substituir a equação por Keq. [H2O]=Ka, que fica:
Esta é a expressão para a constante de ionização ácida, Ka.
Da mesma forma, podemos escrever a expressão para Kb, a constante de ionização
básica. Vamos utilizar a reação da amônia com água como exemplo:
Ácidos e Bases
Eles definiram ácido como uma substância capaz de doar um próton (isto é, um íon
hidrogênico H+) a uma outra substância. Bases então, é definida como uma substância
capaz de aceitar um próton de um ácido. De maneira mais simples, ácido é um doador
de próton e base é um receptor de próton.
Um exemplo típico de uma reação ácido - base que ocorre quando HCl é adicionado à
água.
HCl+H2O -à H3O++Cl-
A Reação entre ácidos e bases fortes é bastante exotérmica. As tentivas de neutralizar
ácidos derramados devem ser cuidadosas. O contato com qualquer um dos ácidos ou
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bases fortes comuns no lar, no trabalho ou no laboratório nunca deve ser tratado através
de uma tentativa de neutralização.
Sistemas Ácido – Base
Históricamente, as definições mais antigas de ácidos e bases, ainda usadas comumente,
são atribuídas a Svante Arrhenius (1887). Baseavam - se em uma série de observações
de propriedades comuns a certos tipos de compostos.
Ainda um outro conjunto de generalizações para o comportamento ácido - base foi
proposto em 1923, desta vez por G.N.Lewis. Lewis reconheceu que o fator comum a todas
as reações de "neutralizações" era a formação de uma ligação covalente através da
doação de um par de elétrons de valência, não compartilhado, a uma espécie
eletronicamente deficiente. As bases de Lewis incluiriam qualquer substância com um ou
mais pares de elétrons de valência não compartilhados - a mesma exigência dos sistemas
de Bronsted - Lowry.
Força De Ácidos e Bases
Qualquer reação ácido - base envolve uma competição por prótons. Os ácidos fortes são
aqueles que, em solução aquosa, doam prótons à água muito rapidamente.
As bases fortes têm uma tendência de receber prótons a tal ponto que, em solução
aquosa, têm uma afinidade por prótons aproximadamente igual (ou maior que) a do OH-.
A força de um ácido ou base pode ser expressa por uma constante de equilíbrio que
indica a extensão da competição com o solvente pelos prótons.
Uma das generalizações mais recentes é que um ácido é qualquer espécie eletrofílica
que reage para aceitar um par de elétrons a uma velocidade determinada pela
velocidade de difusão, e que uma base é qualquer espécie nucleofílica que reage para
fornecer um par de elétrons a uma velocidade determinada pela velocidade de difusão.
Ácidos de Importância Industrial
ÁCIDO SULFÚRICO
O ácido sulfúrico é o produto químico mais utilizado na indústria: por isso, costuma - se
dizer que "o consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país".
O H2SO4 puro é um líquidoincolor, oleoso, denso, corrosivo e extremamente solúvel em
água. O H2SO4 ferve a 338º C, que é um valor bem acima da temperatura de ebulição
dos ácidos comuns: por isso é considerado um ácido fixo, isto é, pouco volátil.
O ácido sulfúrico é produzido industrialmente pelo processo denominado catalítico ou de
contato. A oxidação SO2 à SO3 é a etapa mais difícil e demorada: para acelerá - la, usam
- se catalizadores. Os catalizadores mais usados são a platina e, principalmente, o
pentóxido de vanádio. Antigamente essa oxidação era catalizada pelo gás NO2, no
processo das câmaras de chumbo, atualmente em desuso.
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O ácido sulfúrico é muito reativo, e sua ação química pode se dar de quatro formas
diferentes: como ácido, como oxidante, como desidratante e como sulfonante.
Como ácido (forte e fixo). O H2 SO4 reage: com metais mais reativos que o hidrogênio e
com sais. Considerando que o H2SO4 é pouco volátil, o aquecimento irá provocar a
"expulsão" dos ácidos mais voláteis, como HCl, HNO, etc.
Como oxidante, o H2SO4 só age quando é concentrado e, em geral, quando atua a
quente. Nesses casos há sempre liberação de SO2, gás ou anidrido sulfuroso.
Como desidratante o H2SO4 concentrado tem grande "avidez" por água, conseguindo
"arrancá - la" de outros compostos químicos.
Como sulfonante: o H2SO4 concentrado é usado para introduzir o radical - SO3H
(chamado sulfônico) em moléculas orgânicas.
Reações desse tipo são muito importantes na indústria química orgânica, para a
producão de detergentes, corantes, medicamentos, etc.
Os principais usos do ácido sulfúrico são: na produção de fertilizantes agrícolas como os
"super fosfatos;" na produção de compostos orgânicos, na produção de outros ácidos, na
limpeza de metais e ligas metálicas, no refino do petróleo, em baterias de automóveis.
ÁCIDO CLORÍDRICO
O HCl puro, chamado gás clorídrico ou cloridreto, é um gás incolor, não inflamável, muito
tóxico e corrosivo. Esse gás é muito solúvel em água e a solução aquosa é denominada
ÁCIDO CLORÍDRICO.
O ácido clorídrico é usado na hidrólize de amidos e proteínas: na produção de corantes,
tintas, couros, etc. Na limpeza de chãos e paredes de pedra ou de azulejo usa - se o
ácido muriático, que é o ácido clorídrico impuro.
ÁCIDO NÍTRICO
O ácido nítrico é um líquido incolor, que ferve a 83º C, muito tóxico e corrosivo. É muito
solúvel em água, e com o tempo e a influência da luz sua solução fica avermelhada
devido a decomposição do HNO3 em NO2. O ácido nítrico é muito reativo:
reage como ácido forte com bases, óxidos básicos,etc.
reage como oxidante enérgico, quando concentrado, libertando NO ou NO2 ;
reage como nitrante, introduzindo o radical nitro em moléculas orgânicas.
O ácido nítrico é usado na produção de compostos orgânicos e na produção de
fertilizantes agrícola e de nitratos, etc.
SAIS
DEFINIÇÃO
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Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um
ânion diferente do OH-.
Por exemplo:
NaCl ou Na+Cl-
NaHSO4 ou Na+H+SO42-
Já vimos que a reação de neutralização ou de salificação forma um sal, além da água.
Então podemos dizer que sais são compostos que podem ser formados na reação de um
ácido com uma base de Arrhenius.
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO TOTAL
SAIS NORMAIS OU NEUTROS:
Dizemos que uma reação é de neutralização total quando reagem todos os H+ do ácido
e todos os OH- da base, o sal, assim formado, é chamado de sal normal ou
neutro.reação e fórmulas gerais dos sais normais:
Representando o ácido, genericamente por HxA e a base por B (OH)y, teremos:
x B (OH)y + y HxA à BxAy + xyH2O
Onde BxAy é a forma geral de um sal normal ou neutro, formado pelo cátion B da base e
pelo ânion A do ácido.
NOMENCLATURA DOS SAIS NORMAIS:
O nome de um sal normal deriva do ácido e da base que lhe dão origem, apenas a
terminação do nome do ácido sofre alteração, de acordo com o seguinte código:
ídricoà eto
ÁCIDO à oso à ito à SAL
ico à ato
ÓXIDOS
São compostos binários em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Nomenclatura:
· Quando o elemento forma apenas um óxido:
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Óxido de nome do elemento
Exemplo:
Al2O3 – óxido de alumínio
· Quando o elemento forma 2 óxidos:
Exemplo:
FeO –
· Quando o elemento forma 2 ou mais óxidos:
prefixo Óxido de prefixo Nome do elemento
Exemplo:
Fe2O3 – trióxido de diferro
Classificação dos óxidos:
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· Óxidos ácidos ou anidridos: reagem com água, formando ácido, ou reagem com
base, forman-do água.
Exemplo:
CO2 + H2O --> H2CO3
CO2 + 2 NaOH --> Na2CO3 + H2O
· Óxidos básicos: reagem com água, formando base, ou reagem com ácido,
formando água.
Exemplo:
Na2O + H2O --> 2 NaOH
Na2O + 2 HCl --> 2 NaCl + H2O
· Óxidos neutros: não reagem com água, ácido ou base. São exemplos de óxidos
netros: CO, NO, N2O.
· Óxidos anfóteros: ora se comportam como base, ora se comportam como ácido.
São exemplos de óxidos anfóteros: ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO e PbO2.
· Óxidos mistos: se comportam como se fossem formados por dois outro óxidos.
Exemplo:
Fe3O4 – FeO · Fe2O3
· Peróxidos: reagem com água, produzindo base e peróxido de hidrogênio (H2O2) e
reagem com ácido, produzindo sal e peróxido de hidrogênio.
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Exemplo:
Na2O2 + 2 H2O --> 2 NaOH + H2O2
Na2O2 + 2 HCl --> 2 NaCl + H2O2
SAIS
Quando em solução, conduzem corrente elétrica.
Os sais têm sabor salgado.
Os sais reagem com ácidos, com hidróxidos, com outros sais e com metais.
Ao reagir com um ácido, dão origem a outro sal e outro ácido, se o ácido formada for
mais volátil que o empregado na reação.
Quando reagem com hidróxido, dão origem a outro sal e outro hidróxido, se o hidróxido
formado for menos solúvel que o empregado na reação.
Se reagem com outros sais, dão origem a dois novos sais se um deles for menos solúvel
que os reagentes.
E, por fim, quando reagem com um metal, dão origem a um novo sal e um novo metal, se o
metal reagente for mais reativo que o metal deslocado na reação.
Principais Sais
Cloreto de Sódio (NaCl) --> Este sal é intensamente usado na alimentação e também
na conservação de certos alimentos; além disso, é um dos componentes do soro caseiro,
usado na combate à desidratação. No sal de cozinha, além do cloreto de sódio existe uma
pequena quantidade de iodeto de sódio (Nal) e de potássio (Kl). Isso previne o organismo
contra o bócio ou "papo", doença que se caracteriza por um crescimento exagerado da
glândula tireóide, quando a alimentação é deficiente em sais de iodo.
Fluoreto de Sódio (NsF) --> É um sal usado na fluoretação da água potável e como
produto anticárie, na confecção de pasta de dente.
Nitrato de Sódio (NaNO3) --> Conhecido como salitre do Chile, esse sal é um dos
adubos (fertilizantes) nitrogenados mais comuns.
Bicarbonato de Sódio (NaHCO3) --> É usado em medicamentos que atuam como
antiácidos estomacais. É também empregado como fermento na fabricação de pães,
bolos, etc., uma vez que libera gás carbônico aquecido. o gás carbônico permite o
crescimento da massa. É, ainda, usado para fabricar extintores de incêndio de espuma.
Carbonato de Cálcio (CaCO3) --> Componente do mármore, é usado na confecção de
pisos, pias, etc. O carbonato de cálcio (calcário) é também empregado na fabricação do
vidro comum e do cimento.
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Sulfato de Cálcio (CaSO4) --> É um sal usado na fabricação do giz e do gesso de
porcelana.
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO
Oxidação e redução são exemplos de tipos de reações que ocorrem em nosso dia-a-dia.
A oxidação pode ocorrer em três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio a
substância, quando uma substância perde hidrogênio ou quando a substância perde
elétrons.
Quando o magnésio queima no ar, o metal se transforma em cinza à medida que vai
ganhando oxigênio e se torna oxidado. Essa cinza é o óxido de magnésio.
A redução, por sua vez, é o inverso e ocorre também de três maneiras: quando uma
substância perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quandoganha elétrons.
Quando o Óxido de Cobre (negro) é colocado em aparelhagem apropriada (câmara) para
redução do Óxido de Cobre, o Gás Hidrogênio entra em contato com o Óxido de Cobre
super aquecido e como resultado ele perde oxigênio e vai aos poucos tornando-se rosa,
pois, está sendo reduzido a Cobre.
Reação Redox
Sabe-se que oxidação e redução ocorrem juntas na mesma reação química . Esse
fenômeno recebe o nome de reação redox (ou de oxirredução). Algumas dessas reações
são muito úteis para a indústria. O ferro, por exemplo, é extraido pela combinação do
minério de ferro com o monóxido de carbono, num alto-forno.
Nessa reação, o minério perde oxigênio para formar o ferro e o CO recebe oxigênio para
formar o CO2. A ferrugem é um dos resultados de uma reação redox, na qual o ferro se
oxida e forma o óxido de ferro (ferrugem), e o oxigênio do ar é reduzido.
Definições:
Reação de oxirredução ou redox - Reação com transferência de elétrons de um
reagente para outro, ou reação com variação de nox de pelo menos um elemento.
Oxidação - Perda de elétrons ou aumento de nox.
Redução - Ganho de elétrons ou diminuição de nox.
Agente oxidante ou substância oxidante - Substância que sofre a redução ou
substância que ganha elétrons.
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Agente redutor ou substância redutora - Substância que sofre a oxidação ou
substância que perde elétrons.
Balanceamento de equações de oxirredução - Fundamenta-se no fato de o número
de elétrons cedidos na oxidação ser igual ao número de elétrons recebidos na redução.
Reação auto-oxirredução ou de desproporcionamento - Quando um mesmo
elemento em parte se oxida e em parte se reduz.
Uma das aplicações mais úteis das reações de oxidação - redução é a produção de
energia elétrica a partir de uma célula eletroquímica. A eletroquímica abrange todos
processo químicos que envolve transferência de elétrons.
Quando um processo químico ocorre, produzindo transferência de elétrons, é chamado de
pilha ou bateria, mas quando o processo químico é provocado por uma corrente elétrica
(variação da quantidade de elétrons no temo), este processo é denominado de eletrólise.
(Resumindo: pilha e bateria são processos químicos que ocorrem espontaneamente e
geram corrente elétrica, já eletrólise é um processo químico (reação química) que ocorre
de forma não espontânea, ou seja, ocorre na presença de uma corrente elétrica).
TERMOQUÍMICA
A Termodinâmica química, também chamada de Termoquímica, é o ramo da química
que estuda o calor envolvido nas reações químicas baseando-se em princípios da
termodinâmica.
Energia liberada nas reações químicas está presente em várias atividades da nossa vida
diária. Por exemplo, á o calor liberado na queima do gás butano que cozinha os nossos
alimentos, é o calor liberado na combustão do álcool ou da gasolina que movimenta
nossos veículos e á através das reações químicas dos alimentos no nosso organismo que
obtemos a energia necessária para manutenção da vida.
A maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia, que
freqüentemente se manifestam na forma de variações de calor. A termoquímica ocupa-se
do estudo quantitativo das variações térmicas que acompanham as reações químicas.
Essas reações são de dois tipos:
Reações exotérmicas: as que liberam calor para o meio ambiente.
Exemplos
• combustão (queima) do gás butano, C4H10
C4H10(g) + 13/2 O2(g) => 4 CO2(g) + 5H20(g) + calor
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• combustão do etanol, C2H60:
C2H60(l) + 3O2(g) => 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor
Na equação química, o calor é representado junto aos produtos para significar que foi
produzido, isto á, liberado para o ambiente durante a reação.
Reações endotérmicas: as que para ocorrerem retiram calor do meio ambiente.
Exemplos
• decomposição da água em seus elementos:
H20(l) + calor => H2(g) + 1/2 O2(g)
• fotossíntese:
6 CO2(g) + 6 H20(l) + calor => C6H12O6(aq) + 6 O2(g)
Na equação química, a energia absorvida á representada junto aos reagentes,
significando que foi fornecida pelo ambiente aos reagentes.
MEDIDA DO CALOR DE REAÇÃO
O calor liberado ou absorvido por um sistema que sofre uma reação química á
determinado em aparelhos chamados calorímetros. Estes variam em detalhes e são
adaptados para cada tipo de reação que se quer medir o calor. Basicamente, no entanto,
um calorímetro é constituído de um recipiente com paredes adiabáticas, contendo uma
massa conhecida de parede água, onde se introduz um sistema em reação. O recipiente é
provido de um agitador e de um termômetro que mede a variação de temperatura ocorrida
durante a reação.
A determinação do calor liberado ou absorvido numa reação química á efetuada através
da expressão:
onde:
• Q é a quantidade de calor liberada ou absorvida pela reação. Esta grandeza pode
ser expressa em calorias (cal) ou em Joules (J). O Sistema Internacional de
Medidas (SI) recomenda a utilização do Joule, no entanto, a caloria ainda é muito
utilizada. Uma caloria (1 cal) é a quantidade de calor necessária para fazer com
que 1,0 g de água tenha sua temperatura aumentada de 1,0ºC. Cada caloria
corresponde a 4,18 J;
• m é a massa, em gramas, de água presente no calorímetro;
• c é o calor especifico do liquido presente no calorímetro. Para a água seu valor é
1 cal/g . ºC;
• é a variação de temperatura sofrida pela massa de água devido a ocorrência da
reação. É medida em graus Celsius.
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A rigor, deve-se considerar a capacidade térmica do calorímetro que inclui, além da
capacidade térmica da água, as capacidades térmicas dos materiais presentes no
calorímetro (agitador, câmara de reação, fios, termômetro etc.).
O calor de reação pode ser medido a volume constante, num calorímetro hermeticamente
fechado, ou à pressão constante, num calorímetro aberto. Experimentalmente, verifica-se
que existe uma pequena diferença entre esses dois tipos de medidas calorimétricas. Essa
diferença ocorre porque, quando uma reação ocorre à pressão constante, pode haver
variação de volume e, portanto, envolvimento de energia na expansão ou contração do
sistema.
A variação de energia determinada a volume constante é chamada de variação de
energia interna, representada por ?E, e a variação de energia determinada à pressão
constante é chamada de variação de entalpia, representada por ?H.
Como a maioria das reações químicas são realizadas em recipientes abertos, à pressão
atmosférica local, estudaremos mais detalhadamente a variação de entalpia das reações.
ENTALPIA E VARIAÇÃO DE ENTALPIA
Entalpia é a grandeza física que descreve a energia interna total de um sistema. No
Sistema Internacional de Unidades, a unidade da entalpia é o Joule por mol.
O calor, como sabemos, é uma forma de energia e, segundo a Lei da Conservação da
Energia, ela não pode ser criada e nem destruída, pode apenas ser transformada de uma
forma para outra. Em vista disso, somos levados a concluir que a energia:
• liberada por uma reação química não foi criada, ela já existia antes, armazenada
nos reagentes, sob uma outra forma;
• absorvida por uma reação química não se perdeu, ela permanece no sistema,
armazenada nos produtos, sob uma outra forma.
Cada substância, portanto, armazena um certo conteúdo de calor, que será alterado
quando a substância sofrer uma transformação. A liberação de calor pela reação
exotérmica significa que o conteúdo total de calor dos produtos á menor que o dos
reagentes. Inversamente, a absorção de calor por uma reação endotérmica significa que o
conteúdo total de calor armazenado nos produtos é maior que o dos reagentes.
A energia armazenada nas substâncias (reagentes ou produtos) dá-se o nome de
conteúdo de calor ou entalpia. Esta é usualmente representada pela letra H.
Numa reação, a diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes corresponde à
variação de entalpia, .
onde:
• Hp = entalpia dos produtos;
• Hr = entalpia dos reagentes.
Numa reação exotérmica temos que Hp < Hr e, portanto, < O (negativo).
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Numa reação endotérmicatemos que Hp > Hr e, portanto, > O (positivo).
ENTROPIA
A entropia é uma grandeza termodinâmica geralmente associada ao grau de desordem.
Ela mede a parte da energia que não pode ser transformada em trabalho. É uma função
de estado cujo valor cresce durante um processo natural em um sistema fechado.
CALOR
O calor (abreviado por Q) é a forma de transferir energia térmica entre dois corpos que
se vale da diferença de temperaturas existente entre eles. Não é correcto afirmar que um
corpo tem mais calor que outro; o calor é uma forma de transferir energia de um sistema
para outro, sem transporte de massa, e que não corresponde à execução de um trabalho
mecânico. A transmissão de energia sendo função da diferença de temperatura entre os
dois sistemas - Convencionalmente, se um corpo recebe energia sob a forma de calor (e
não sob a forma de trabalho), a quantidade Q é positiva e se um corpo transfere energia
sob a forma de calor, a quantidade transferida Q é negativa. A unidade do Sistema
Internacional (SI) para o calor é o joule (J), embora seja usualmente utilizada a caloria
(cal; 1 cal = 4,18 J).
Todo corpo tem uma certa quantidade de energia interna que está relacionada ao
movimento aleatório de seus átomos ou moléculas e às forças interativas entre essas
partículas. Os sólidos, líquidos ou gases apresentam constante movimento (vibrações) em
suas partículas. A soma dessas vibrações de um corpo constitui a energia térmica do
mesmo. Esta energia interna é diretamente proporcional à temperatura do objeto. Quando
dois corpos ou fluidos em diferentes temperaturas entram em interação (por contato, ou
radiação), eles trocam energia interna até a temperatura ser equalizada. A quantidade de
energia transferida enquanto houver diferença de temperatura é a quantidade Q de calor
trocado, se o sistema se encontrar isolado de outras formas de transferência de energia.
Termodinamicamente falando, calor e trabalho não são funções de estado (ou seja, não
dependem apenas da diferença entre o estado inicial e o estado final do processo), mas
dependem do caminho, no espaço de estados, que descreve o sistema em uma evolução
quase-estática ou reversível (no sentido termodinâmico) de um estado inicial A até um
estado final B.
Os processos pelos quais ocorre transferência de calor (transferências de energia sob a forma de
calor) são:
• Condução
• Convecção
• Irradiação.
Condução térmica é um dos meios de transferência de calor que geralmente ocorre em
materiais sólidos, e é a propagação do calor por meio do contato de moléculas de duas
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ou mais substâncias com temperaturas diferentes (metais, madeiras, cerâmicas, etc...).
Ocorre a propagação de calor sem transporte da substância formadora do sistema, ou
seja, através de choques entre suas partículas integrantes ou intercâmbios energéticos
dos átomos, moléculas, elétrons.
Os metais devida elevada condutividade térmica são excelentes meios de propagação de
calor. Os gases e alguns sólidos, que possuem baixa condutividade térmica, são péssimos
meios de propagação de calor.
Em fluidos (líquidos e gases) também ocorre transferência de calor por condução, porém
nestes o aumento da temperatura provoca uma alteração na densidade do fluido na parte
mais quente, o que provoca uma movimentação macroscópica. Esse deslocamento que
surge entre a parte do líquido mais quente e a mais fria aumenta a velocidade de
transporte de energia térmica. A este fenômeno dá-se o nome de convecção.
Irradiação térmica ou radiação térmica é a radiação eletromagnética emitida por um
corpo em equilíbrio térmico causada pela temperatura do mesmo. A irradiação térmica é
uma forma de transmissão de calor. Ou seja, um segundo corpo pode absorver as ondas
caloríficas que se propagam pelo espaço em forma de energia eletromagnética
aumentando assim sua temperatura. Pois os dois corpos têm entre si um intercâmbio de
energia.
Como as ondas eletromagnéticas se propagam no vácuo, a transferência de calor de um
corpo a outro ocorre mesmo se não existir meio material entre os dois, ao contrário da
condução térmica e da convecção. A maior parte da irradiação ocorre ao redor de um
comprimento de onda específico, chamado de comprimento de onda principal de
irradiação, que depende da temperatura do corpo. Quanto maior a temperatura, maior é a
frequência da radiação e menor é o comprimento de onda. Em outras palavras, objetos
com temperaturas altas produzem uma luz mais "azul", enquanto objetos com
temperaturas baixas produzem uma luz mais "vermelha".
Calor de combustão é a variação de entalpia (quantidade de calor liberada) pela
queima de um mol de substância.
Todas as substâncias estão no estado padrão.
Sempre encontrará um valor negativo, pois toda combustao é exotermica
Calor de formação ou entalpia de formação é a energia libertada ou "consumida" pela
reação de formação de compostos. A reação de formação de composto consiste na
formação do composto em questão a partir dos seus elementos na sua forma mais
estável em condições PTN. Por exemplo a entalpia de formação da água consiste no
calor libertado na sua reação de formação a partir de hidrogênio gasoso e oxigênio
gasoso.
Calor de neutralização ou Entalpia de neutralização é a entalpia resultante de uma
reação de neutralização ácido-base.
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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Nas reações químicas, é importante se prever a quantidade de produtos que podem ser
obtidos a partir de uma certa quantidade de reagentes consumidos. Os cálculos que
possibilitam prever essa quantidade são chamados de cálculos estequiométricos (A
palavra estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais simples) e metreim
(medida)).
Essas quantidades podem ser expressas de diversas maneiras: massa, volume,
quantidade de matéria (mol), número de moléculas.
Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes da equação. É importante
saber que, numa equação balanceada, os coeficientes nos dão a proporção em mols dos
participantes da reação.
O cálculo estequiométrico, apesar de temido por muitos, deixa de ser um problema se os
seguintes passos forem seguidos:
1.°passo – Montar e balancear a equação química.
2.°passo – Escrever a proporção em mols (coeficientes da equação balanceada).
3.°passo – Adaptar a proporção em mols às unidades usadas no enunciado do
exercício (massa, volume nas CNTP, n.°de moléculas etc).
4.°passo – Efetuar a regra de três com os dados do exercício.
Equações químicas
As reações que os elementos têm entre si para formar um composto são representadas
por equações químicas. Exemplo da reação do hidrogênio com o oxigênio para formar
água:
As substâncias no lado esquerdo são chamadas reagentes e, no lado direito, produtos.
Os números antes dos símbolos (omitido se for 1) indicam a quantidade de moléculas. Os
símbolos entre parênteses indicam o estado físico: (s) sólido, (l) líquido, (g) gasoso e
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(aq) solução aquosa (muitas substâncias só reagem em solução aquosa). Lembrar que a
equação química indica a possibilidade de uma reação. Isto significa que a reação nem
sempre ocorrerá com o simples contato físico das substâncias. Algumas precisam de
aquecimento, outras,de meio aquoso, outras,de ignição (é o caso do exemplo),etc.
Uma equação química deve ser balanceada, isto é, cada elemento deve ter o mesmo
número de átomos em ambos os lados da equação. No exemplo dado, esta condição
está satisfeita. O balanceamento significa a necessária igualdade de massas entre os
dois lados da equação uma vez que não pode haver perda ou ganho de massa.
Massa atômica, massa molecular
Em química, no lugar das unidades convencionais, a massa de um átomo é expressa em
unidades de massa atômica (u) que equivale exatamente a 1/12 da massa do isótopo
12C (carbono 12). Na unidade comum, corresponde a 1,6605402 x 10-27 kg . Pelo fato de
o carbono 12 possuir 6 prótons e 6 nêutrons, concluímos que a unidade de massa atômica
é, aproximadamente, a massa de um próton ou de um nêutron(1 próton=1,0081u;1
nêutron=1,0090u). O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das
escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12u. Unidade de massa
atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de 12C.
Massa atômica de um átomo – É a massa desse átomo expressa em u. Indica quantas
vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa de 12C.
Massa atômica de um elemento – A massa atômica de um elemento é a massa média
dos átomos desse elemento expressa em u. É igual à média ponderada das massas
atômicas dos isótopos constituintes do elemento.
Experimentalmente verifica-se que 44g de gás carbônico (CO2) são formados a partir da combustão
(queima) de 12g de carbono (C). Calcular a massa de gás carbônico produzida na queima de 0,6g de
carbono.
Resolução por regra de três:
I) A partir de 12g de C são obtidos 44g de CO2:
II) Então 0,6g de C produzirá x g de CO2:
III) Relacionar os itens I e II escrevendo g de C embaixo de g de C e g de CO2 embaixo de g de CO2:
IV) Logo em seguida fazer uma multiplicação em “cruz”, para efetuar os cálculos.
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Resposta: A queima de 0,6g de C produzirá 2,2g de CO2
TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS E EQUILÍBRIO
O que é transformação?
A matéria e a energia não podem ser criadas ou destruídas , podem apenas ser
transformadas.
Para você notar se houve uma transformação precisará analisar a matéria em dois
momentos diferentes, em um estado inicial e em um estado final.
Pode-se afirmar que houve uma transformação na matéria considerada, quando for
observada alguma diferença, ao se comparar as características da matéria no estado
inicial com as características no estado final.
Vamos observar algumas transformações:
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Como você pode constatar, nessas transformações somente a forma e a aparência da
prata e da madeira sofreram modificações. A esse tipo de transformação é dado o nome
de transformação física.
Definindo - Transformação Física altera apenas a forma e a aparência da matéria, mas
não altera suas propriedades.
Observe as
transformações:
Nota-se que a água sofreu uma transformação sem alteração das propriedades, apenas
ocorreu uma mudança no estado físico da água.
Conclusão: todas as mudanças de estado sofridas pela matéria nesta experiência são
transformações físicas.
Transformação química
Você pode realizar as experiências:
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TABELA 1 - Observação do Ferro e do Enxofre
Antes do aquecimento Cor Atração pelo imã Densidade
Ferro Cinza brilhante sim 7,86 g/ml
Enxofre Amarelo não 2,07 g/ml
Após o aquecimento
Sólido formado Preto não 4,74 g/ml
Assim, pode-se concluir que o sólido preto (sulfeto ferroso) produzido possui propriedades
que o diferenciam do ferro e enxofre, surgiu uma nova espécie de matéria. Tal processo
recebe o nome de transformação química.
Definindo - Transformação química altera as espécies de matéria envolvidas.
Na natureza ocorrem várias transformações químicas: apodrecimento de frutos,
deteriorização de alimentos, enferrujamento do ferro, fermentação alcoólica, formação de
coalhada, respiração dos seres vivos, fotossíntese, oxidação da prata, produção de tecido
a partir do algodão, produção de pão (farinha, fermento, água, sal e açúcar, durante a
fermentação ocorre liberação de gás carbônico, por isso o pão "cresce"), produção do
vidro a partir da areia, extração de corantes, produção do vinho a partir da fermentação da
uva, produção de sabão.
Na produção de sabão usa-se óleos ou gorduras (animal ou vegetal), e soda cáustica
(NaOH), neste caso teremos os sabões duros; se substituirmos a soda cáustica por
hidróxido de potássio (KOH) teremos os sabões moles.
Existem transformações químicas que ocorrem rapidamente e outras lentamente. A
velocidade de uma transformação depende de vários fatores, como a temperatura,
pressão e superfície de contato entre as substâncias .
Pode-se perceber que ocorreu uma transformação química, através de: mudança de cor
ou variação da temperatura ou formação de um precipitado etc.
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Um fato de grande importância, na observação das transformações químicas e físicas, é
que matéria e energia estão intimamente relacionadas. Essas transformações acontecem
com liberação ou absorção de energia, por exemplo, a energia luminosa é absorvida na
fotossíntese dos vegetais e liberada na queima de uma vela; a energia elétrica é liberada
em uma pilha e absorvida na recarga de uma bateria de automóvel.
É interessante notar, também, que da mesma forma que uma substância química pode ser
transformada em outra, uma forma de energia pode ser transformada em outra, como por
exemplo: numa lâmpada a energia elétrica é transformada em energia luminosa e térmica;
numa usina termoelétrica, a energia térmica é transformada em energia elétrica; em um
aquecedor solar, a energia solar é transformada em energia térmica; em um ferro de
passar roupa a energia elétrica é transformada em energia térmica.
Para mostrar uma transformação química pode-se realizar as seguinte experiência:
Em um recipiente de vidro (copo, vidro de boca larga) coloca-se sulfato de cúprico penta
hidratado (sal azul, muito utilizado na agricultura) dissolvido em água em seguida
mergulha-se na solução uma lâmina de zinco (metal acinzentado, que pode ser retirado de
um pilha descarregada). Após certo tempo (aproximadamente 10 min), retira-se a lâmina
de zinco da solução, nota-se que sobre esta encontra-se agora depositado um sólido
marrom avermelhado, que é o cobre metálico. O que ocorreu nesta experiência foi o
deslocamento (substituição) do zinco, que constituía a lâmina, pelo cobre. O zinco passa
para a solução em forma de íons. Se analisarmos a solução depois de um certo tempo,
notaremos a formação de uma nova substância que é o sulfato de zinco (sal) e essa
solução com o passar do tempo vai se tornando incolor.
Nessa experiência a lâmina de zinco pode ser substituída por um prego novo. Amarra-se o
prego em um barbante e mergulha-se o prego na solução aquosa de sulfato cúprico.
Depois de um certo tempo retira-se o prego da solução e nota-se o depósito de um metal
marrom avermelhado sobre prego. Isso ocorre porque o cobre da solução desloca o ferro
do prego. O ferro agora na forma de íons substitui os íons cobre que estavam na
solução, dando origem a um novo sal, chamado sulfato ferroso.
Para mostrar a influência da superfície de contato entre as substâncias, quando ocorre
uma transformação química, você poderá dissolver em um copo com água um Sonrisal e
em um outro copo com água um Sonrisal macerado. O primeiro Sonrisal demora mais
para dissolver, porque a superfície de contato entre o Sonrisal e a água é menor.
Transformação química com produção de energia
Uma transformação química pode produzir energia térmica, elétrica, luminosa...
Transformação química com produção de calor (energia térmica)
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Uma das mais importantes transformações químicas com produção de energia térmica é a
combustão.
* Combustão é a queima das substâncias químicas, produzindo novas substâncias e
liberando calor.
Você pode realizar a experiência:
Por que a chama da vela foi diminuindo de intensidade até se apagar quando foi
colocado o vidro sobre ela?
Isto ocorreu porque todo o oxigênio que havia dentro do vidro foi consumido na queima da
vela. Através de observações desta experiência, pode-se afirmar que para ocorrer uma
combustão são necessários: um combustível, substância que sofre a queima, no caso o
pavio da vela e a parafina: um comburente, substância que alimenta a queima, que é o
oxigênio; uma energia para iniciar a combustão, que pode ser uma faísca elétrica ou a
chama de um palito de fósforo.
Os combustíveis podem ser sólidos, como a madeira e o carvão, líquidos, como o
álcool, gasolina, querosene, óleo diesel e gasosos como o hidrogênio, o gás de cozinha
.
Alguns combustíveis queimam com muita facilidade e são chamados de inflamáveis, por
esse motivo deve-se tomar muito cuidado para manuseá-los.
Na combustão completada gasolina, álcool, óleo diesel são liberados gás carbônico,
vapor de água e energia térmica. A energia térmica é utilizada para mover motores de
carros, caminhões, tratores.
A energia liberada na combustão do hidrogênio com o oxigênio, produzindo água, é
utilizada para mover os ônibus espaciais.
A energia térmica liberada na combustão do gás de cozinha é utilizada no cozimento de
alimentos, aquecimento da água nos aquecedores domésticos.
A energia liberada, na combustão em forma de calor pode ser medida em calorias ou em
joule.
Caloria: é a quantidade de calor necessária para elevar de 1o C ,a temperatura de 1
grama de água, no intervalo de 14,5 a 15,5o C.
Joule: é o trabalho realizado por uma força de 1N que desloca um corpo de 1 kg,na
distância de 1m.
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O gás carbônico liberado na combustão destes combustíveis é um dos responsáveis pelo
efeito estufa.
Efeito estufa
O efeito estufa é uma das conseqüências do acúmulo, na atmosfera, de alguns gases
como o gás carbônico, óxidos de nitrogênio, gás metano e outros. Estes gases são
transparentes para a maior parte da radiação solar que chega à Terra, principalmente os
raios ultravioletas, permitindo que ela atinja a superfície terrestre, onde é absorvida. No
entanto, são opacos, para a radiação térmica emitida a partir da superfície da Terra, não
permitindo que ela escape para o espaço. Esses gases retém o calor na superfície da
Terra e nas camadas inferiores da atmosfera, contribuindo para um possível aquecimento
global do planeta.
Os combustíveis derivados do petróleo, como a gasolina e o óleo diesel, contêm
impurezas de enxofre. Na queima desses combustíveis, além da liberação do gás
carbônico e do vapor de água, há a liberação de um gás de enxofre, como conseqüência
da presença de enxofre nesses combustíveis. Esse gás é o dióxido de enxofre (SO2), que
se combina com o oxigênio do ar atmosférico produzindo uma outra substância chamada
trióxido de enxofre (SO3). Essa substância se combina com a água da chuva e produz um
ácido que é o ácido sulfúrico.
Por outro lado, o ar atmosférico é formado de oxigênio, nitrogênio e outros gases. Na
combustão da gasolina e óleo diesel a partir do oxigênio do ar, ocorre também a
combustão do nitrogênio, produzindo um gás que é o monóxido de nitrogênio (NO), esse
combina-se com o oxigênio do ar, formando um outro gás que é o dióxido de nitrogênio
(NO2). O dióxido de nitogênio se combina com a água da chuva formando dois ácidos, o
ácido nítrico e o ácido nitroso. Esses dois ácidos e o ácido sulfúrico são responsáveis
pelo fenômeno conhecido como Chuva Ácida.
A chuva ácida causa grandes problemas, como a corrosão do mármore , ferro e outros
materiais usados em construções; prejudica a agricultura, pois a terra se torna ácida,
necessitando que se coloque calcáreo para reduzir a acidez; a água dos rios se torna
ácida prejudicando a sobrevivência dos peixes e de toda a vida aquática.
Para diminuir a poluição da natureza com a liberação de gases tóxicos como o monóxido
de carbono e o monóxido de nitrogênio, estão sendo utilizados em automóveis os
catalisadores. Os catalisadores transformam os gases tóxicos em não tóxicos, como por
exemplo, o monóxido de carbono (CO) é transformado em gás carbônico (CO2), o
monóxido de nitrogênio (NO) em gás nitrogênio (N2).
De onde vem a energia liberada na combustão?
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Em toda combustão há liberação de calor. Calor é energia e você já sabe que a energia
não pode ser criada ou destruída. E a energia térmica liberada nas combustões, de onde
vem?
As substâncias químicas têm uma energia própria acumulada nas partículas que as
formam, que é a energia química. Ao sofrer uma transformação química, essas
substâncias são transformadas em outras substâncias que também têm uma energia
química acumulada. Quando a energia acumulada nos produtos da combustão é menor
que a energia acumulada nos reagentes, essa diferença de energia será liberada na
forma de energia térmica e, nesse caso, tem-se uma transformação exotérmica.
A energia química acumulada nas partículas das substâncias químicas varia de uma
substância para outra, como por exemplo, se queimarmos 1 g de gasolina e 1 g de
álcool, apesar da combustão dos dois formar gás carbônico e água, as quantidades de
calor liberadas serão diferentes.
1 g de gasolina libera 11 500 calorias
1 g de álcool libera 6 400 calorias
A gasolina tem maior poder energético que o álcool, mas também provoca um maior
impacto ambiental, pois é mais poluente.
Existem outras transformações exotérmicas além da combustão, como a transformação
do hidrogênio e cloro, na presença de luz, em gás clorídrico.
Transformações químicas entre ácidos e bases, formando sais e água, que recebe o
nome de neutralização.
Um exemplo do tipo de transformação entre ácido e base é a que ocorre entre o leite de
magnésia (solução aquosa de hidróxido magnésio (Mg(OH)2) que possui caráter básico,
usado como antiácido estomacal. O leite de magnésia reage com o ácido clorídrico (HCl),
existente no estômago, formando um sal, que é o cloreto de magnésio (MgCl2) e água,
neutralizando o excesso de ácido que provoca a acidez (azia) estomacal. Existem outras
formas de combater a azia, dependendo de se determinar a causa do excesso de
produção de ácido clorídrico pelo organismo.
Produção de soda cáustica e hidrogênio a partir de sódio metálico e água: esta reação
libera uma grande quantidade de calor, o hidrogênio formado (combustível) na presença
do oxigênio (comburente) do ar, pega fogo, isto é, sofre combustão.
Combustão no organismo humano
As células do nosso corpo colaboram para mantê-lo com vida, cuidando do seu próprio
metabolismo e formando novas células para substituir as desgastadas.
As fibras musculares devem contrair-se e descontrair-se para que os músculos
trabalhem.
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As células precisam de combustível para a produção de energia. O combustível das
células são os nutrientes, obtidos através dos alimentos no aparelho digestivo. Através do
sangue os nutrientes chegam até as células, juntamente com o oxigênio. Nas células
ocorrem combustões lentas com produção de energia.
Para a combustão são necessários, o combustível, que nesse caso são os alimentos e
o comburente que é sempre oxigênio.
A glicose é o alimento em condições de ser oxidado, combinando-se com o oxigênio
dentro das células, com liberação de energia.
O oxigênio necessário à combustão em nível celular é coletado do ar atmosférico através
da respiração, o ar atmosférico entra pelas vias respiratórias e chega aos alvéolos
pulmonares. Os alvéolos pulmonares são percorridos por uma rede de vasos sangüíneos,
através das paredes desses alvéolos, o sangue recebe o oxigênio necessário à combustão
da glicose e elimina o gás carbônico produzido na combustão.
Os glóbulos vermelhos são formados, principalmente, de água e hemoglobina, que é um
pigmento vermelho, rico em ferro. A hemoglobina liga-se, ora ao oxigênio, ora ao gás
carbônico transportando-os através da corrente sangüínea.
A energia fornecida pelos alimentos é medida pela quantidade de calor liberada nas
combustões que ocorrem nas células e é expressa em calorias.
A quantidade de energia em quilocalorias (kcal) por dia, necessária para os seres
humanos , depende da idade , do peso, da altura e do trabalho físico que realizam.
Uma criança em fase de crescimento precisa de mais energia do que uma pessoa idosa.
O homem precisa de mais calorias que a mulher, porque possui uma porcentagem maior
de tecido muscular, uma pessoa de estatura elevada precisa de mais calorias que uma de
estatura menor .
Monóxido de carbono, gás letal, por quê?
Na combustão incompleta dos combustíveis nos motores de carros, caminhões, ônibus,
além da água e gás carbônico é liberado, em pequenas quantidades, um gás
extremamente tóxico, o monóxido de carbono (CO ). Uma quantidade equivalente a 0,4%
no ar em volume é letal para o ser humano, em um tempo relativamente curto. Esse gás se
combina coma hemoglobina do sangue e esta combinação é extremamente estável.
Devido a esta combinação, os glóbulos vermelhos não podem transportar o oxigênio e o
gás carbônico, e os tecidos deixam de receber o oxigênio. A morte ocorre por asfixia.
Se um carro ficar ligado em uma garagem fechada de 4 m de comprimento, 4 m de
largura e 2,5 m de altura, tendo, portanto, um volume de 40 000 litros, à temperatura
ambiente e a pressão ao nível do mar, durante aproximadamente 10 minutos, a
quantidade de monóxido de carbono produzido já atingirá a quantidade letal.
Alimentos sem produtos químicos: verdade ou mentira?
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Toda matéria é um produto químico, resultante da combinação de minúsculas partículas
denominadas átomos, portanto, produtos químicos constituem tudo o que existe, desde
as pessoas, animais plantas, roupas, alimentos etc.
O desenvolvimento da química coincide com o aumento da população mundial, porque
propiciou ao homem produção de remédios, antibióticos, como forma de combater as
infecções, descoberta de vacinas para a prevenção de doenças consideradas fatais ou
causadoras de seqüelas irreversíveis como: a poliomielite, o sarampo, a meningite;
tratamentos de água; saneamento básico; melhoria na produção e conservação dos
alimentos.
Com a descoberta dos aditivos químicos houve a perspectiva de conservação de
alimentos por mais tempo. A conservação também pode ser feita através da
pasteurização, desidratação e congelamento.
A produção agropecuária aumentou com o uso de fertilizantes e pesticidas. Tanto o adubo
natural, conhecido como esterco, como os adubos químicos, contêm os mesmos nutrientes
necessários às plantas. O melhor desenvolvimento das plantas está relacionado com a
dosagem correta e não com o tipo de adubo utilizado, as plantas sofrem tanto pela falta
como pelo excesso de adubos. Quanto aos pesticidas, não há dúvida de que o uso
indiscriminado causa grandes problemas. O que é necessário é uma conscientização
quanto ao uso dos pesticidas. Alguns pesticidas não são biodegradáveis e acumulam-se
nos seres vivos e no ambiente. Uma possível solução é a substituição desses pesticidas
por outros biodegradáveis.
Transformação física e química com utilização de energia térmica
Muitas transformações físicas e químicas ocorrem com absorção de calor. Isto acontece
porque as espécies químicas que sofrerão a transformação têm uma energia química
acumulada menor que a dos produtos da transformação. É necessário fornecer calor aos
reagentes para que seja atingida a energia química acumulada nos produtos.
Estas transformações são chamadas de endotérmicas.
Se você fornecer calor ao gelo, esse se transforma em água líquida e à água líquida
passará para o estado de vapor, portanto, a água sofreu transformações físicas, com
absorção de calor e este fica acumulado no vapor de água. Isso está de acordo com o
balanço energético previsto pelo Princípio da Conservação da Energia: "A variação da
energia do Universo é nula".
Conclui-se que toda passagem do estado sólido para o líquido e deste para o de vapor
são processos endotérmicos.
Se uma pessoa sofre uma contusão e precisa rapidamente esfriar o local, basta colocar
éter, porque para passar para o estado de vapor o éter retira o calor necessário da pele
esfriando o local da lesão.
A fotossíntese realizada pelos vegetais é um processo endotérmico. Os vegetais retiram
calor do ambiente para realizar a fotossíntese, por isso a temperatura sob uma árvore é
mais amena.
A reação da fotossíntese realizada pelas algas e por outros vegetais é a reação
responsável pela vida no planeta Terra. Além das plantas produzirem seu próprio
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alimento, elas produzem também os alimentos necessários aos outros seres vivos. Toda
cadeia alimentar se inicia nas plantas, que são produtores primários. Na fotossíntese, o
gás carbônico e a água com absorção da energia solar são transformados em
carboidratos e oxigênio. A energia solar é transformada em energia química no processo
da fotossíntese. Parte desta energia os vegetais utilizam para realizar as suas funções
vitais e parte da energia é utilizada pelos outros seres vivos nas várias cadeias
alimentares.
Através de reações químicas mais complexas o aldeido fórmico (H2CO) é transformado em
proteínas e carboidratos. O oxigênio é utilizado na respiração das plantas e dos seres
vivos, nas combustões, na produção de óxidos etc.
Uma outra reação endotérmica é a decomposição da água em hidrogênio e oxigênio.
Para que isso ocorra é necessário fornecer calor, porque a energia acumulada na
espécie química água é menor que a acumulada nas espécies químicas hidrogênio e
oxigênio.
A água pode ser utilizada para apagar incêndios, porque além dela provocar um
resfriamento, se interpõe entre o combustível e o oxigênio do ar.
Para se controlar incêndios de grandes proporções, isto é, que liberam altas quantidades
de energia térmica, preferencialmente usa-se produtos químicos que se interponham entre
o combustível e o oxigênio. Outra maneira de controle de incêndios é com o uso de
substâncias que se combinam com o oxigênio consumindo-o, como por exemplo os
incêndios em poços de petróleo são controlado com nitroglicerina que é um explosivo, pois
além de consumir oxigênio, causa uma explosão que expulsa o oxigênio das proximidades
do material combustível. A nitroglicerina consome o oxigênio e sem este não há
combustão.
Outras transformações químicas endotérmicas de aplicação prática são: obtenção de
oxigênio à partir da decomposição térmica do clorato de potássio, resultando cloreto de
potássio e oxigênio.
obtenção da cal virgem, usada em construções, através da decomposição térmica de
uma substância química chamada carbonato de cálcio, que por aquecimento se
decompõe em cal virgem (CaO) e gás carbônico (CO2).
Transformação química com utilização de energia elétrica
A energia elétrica pode ser utilizada para decomposição das substâncias químicas,
dando origem à novas substâncias. A esse processo damos o nome de eletrólise.
A eletrólise pode ser realizada a partir de substâncias fundidas, teríamos uma eletrólise
ígnea ou a partir de substâncias dissolvidas em água, teríamos uma eletrólise aquosa.
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Para ocorrer a eletrólise de uma substância é necessário que essa esteja ionizada, isto é,
que haja partículas carregadas positivamente e negativamente livres. Essas partículas
carregadas têm movimento e podem se deslocar para os polos negativo e positivo.
As partículas positivas são denominadas cátions e as negativas são denominadas ânions
A ionização pode acontecer, em alguns casos quando a substância é fundida e em outros,
quando é dissolvida em água. -.
O sal de cozinha sofre decomposição por eletrólise, quando fundido e em solução aquosa.
Mas não sofre decomposição por eletrólise no estado sólido, porque as partículas positivas
denominadas cátions e negativas denominadas ânions que o formam estão presas em
arranjos bem definidos, por forças de ligações muito intensas, que impedem o movimento
dessas partículas para os pólos negativo e positivo, chamados eletrodos.
Eletrólise da água
Para realização da eletrólise é necessário um recipiente para colocação da substância a
ser eletrolisada, um gerador de corrente contínua (pode-se usar pilhas), fios condutores
de corrente elétrica ligados a placas metálicas ou grafite, que funcionarão como eletrodos,
positivo, denominado ânodo e negativo denominado cátodo. Os eletrodos devem ser
inertes, isto é, não podem reagir com a substância que será eletrolisada.
A água é formada pela combinação do hidrogênio com o oxigênio. Pela ação da corrente
elétrica podemos romper esta combinação e formar novamente hidrogênio e oxigênio.
Na eletrólise da água, o hidrogênio é liberado no polo negativo, chamado de cátodo e o
oxigênio no polo positivo, chamado ânodo. Para realização da eletrólise da água é
necessário dissolver-se nela uma substância básica, por exemplo, soda cáustica, ou uma
ácida, por exemplo, ácido sulfúrico.A eletrólise é muito utilizada industrialmente para obtenção e purificação de metais .
O alumínio que é utilizado na construção de antenas para televisão, fabricação de
utensílios domésticos, é obtido por eletrólise ígnea de um minério chamado bauxita.
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O cobre, utilizado em fios e cabos elétricos, deve ter uma pureza próxima de 100% e,
para que esta pureza seja atingida, recorre-se à purificação por meio da eletrólise. Esse
processo de purificação denomina-se refino eletrolítico,
A eletrólise do sal de cozinha em solução aquosa é um processo industrial muito
importante, pois através dessa eletrólise obtém-se: a soda cáustica que é um produto
com importantes aplicações na indústria petroquímica, têxtil, plástica, dos sabões e
detergentes; o cloro que é usado no tratamento de águas, no branqueamento de
produtos, na fabricação de plásticos (PVC), solventes, inseticidas e bactericidas; o
hidrogênio que é usado como combustível dos ônibus espaciais, na síntese da amônia,
do metanol e na produção de margarinas através da hidrogenação dos óleos
insaturados.
Os "banhos" de ouro, prata em brincos, pulseiras, anéis, consistem no depósito de uma
película bem fina de ouro ou prata na superfície do metal que constitui os brincos,
pulseiras. Essa deposição é feita por eletrólise e esse processo é denominado
galvanoplastia. ou galvanização. Quando o "banho" é de cromo, como no caso das
películas depositadas em para-choques de carros, torneiras, fechaduras, o processo
recebe o nome de cromação; se o "banho"for de níquel, niquelação.
Para o depósito de películas de metais sobre superfícies é necessário uma solução
aquosa do sal do metal cujo "banho" será dado, uma lâmina do metal que deverá ser
colocada como anodo (eletrodo positivo) e o material a ser banhado deve ser colocado
como catodo (eletrodo negativo)
A eletrólise também é usada para depósito de uma película de estanho sobre lâminas
finas de aço, na produção das "folhas de flandres", utilizada para obtenção de latas para
armazenagem de conservas, carnes enlatadas, óleos comestíveis, óleos lubrificantes...
Esse depósito também pode ser feito, mergulhando-se a lâmina de aço em recipientes
contendo estanho fundido, mas o processo eletrolítico é melhor, porque ocorre uma
deposição mais homogênea e perfeita produzindo uma folha de flandres mais resistente e
duradoura.
O ferro e o aço são utilizados para construção de cascos de navios, mas essas
substâncias na presença de água e oxigênio, sofrem enferrujamento.
A galvanização é usada na proteção de cascos de navios contra a corrosão. Sobre o ferro
ou aço faz-se a deposição de uma camada de zinco ou coloca-se uma lâmina de zinco
sobre o ferro ou aço. O zinco impede o contato entre o ferro ou o aço com a água e o
oxigênio ou com o ar úmido, protegendo-os contra o enferrujamento, por esse motivo o
zinco é chamado de "metal suicida" ou "metal de sacrifício".
Você pode dar um "banho" de níquel em prego ou um brinquedo de ferro, para isso é
necessário montar uma aparelhagem como a esquematizada abaixo:
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Para mostrar a produção de corrente elétrica a partir de uma transformação química, é
necessário o seguinte material: dois pedaços de um fio condutor de corrente elétrica (fio
de cobre), uma lâmpada de néon, papel de filtro (coador de café de papel), uma lâmina
de zinco e outra de cobre, solução aquosa de sulfato de zinco e sulfato cúprico. Com
esse material monta-se uma aparelhagem como a esquematizada abaixo:
Sobre a lâmina de cobre coloca-se o papel de filtro embebido em sulfato de cúprico e
sobre a lâmina de zinco um papel de filtro embebido em sulfato de zinco. A seguir, coloca-
se uma lâmina sobre a outra, separadas pelos papéis de filtro, e aperta-se o conjunto, a
lâmpada acenderá. Ocorreu uma transformação química com produção de energia
elétrica, o conjunto montado é uma pilha, isto é, um gerador de corrente elétrica. Para
realizar novamente a experiência é necessário limpar a lâmina de zinco que estará
recoberta por uma película de cobre. A limpeza da lâmina de zinco é feita passando-se
um palhinha de aço para retirar o cobre depositado.
Pode-se também mostrar a produção de corrente elétrica a partir de uma transformação
química, montando-se um experimento como o esquematizado abaixo:
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6- O bicarbonato de sódio é um sal usado como antiácido estomacal. No estômago o
bicarbonato encontra o ácido clorídrico e acontece uma transformação química com
formação de cloreto de sódio (sal de cozinha), água e gás carbônico. Pode-se mostrar
uma transformação química semelhante a que ocorre no estômago, realizando-se a
experiência: coloca-se vinagre (o vinagre é uma solução diluída da ácido acético) em um
copo, até a metade, em seguida dissolve-se no vinagre meia colher de sobremesa de
bicarbonato de sódio, imediatamente nota-se uma efervescência, que é conseqüência da
formação do gás carbônico. Nessa transformação, bem como na que ocorre no estômago,
além do gás carbônico, formam-se um sal e água.
Equilíbrio químico
Conceito
Equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é
igual à da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações de todas as
substâncias participantes permanecem constantes.
Constante de equilíbrio
aA + bB ®¬ cC + dD Kc =
[C]c [D]d
————
[A]a [B]b
Kc não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a temperatura.
Quanto maior o Kc, maiores são as concentrações dos produtos em relação às dos
reagentes, no equilíbrio.
Quanto menor o Kc, menores são as concentrações dos produtos em relação às dos
reagentes, no equilíbrio.
Grau de equilíbrio
Grau de equilíbrio = __quantidade consumida do reagente __quantidade inicial do mesmo reagente
O grau de equilíbrio varia com a temperatura e com a concentração e, se o equilíbrio
tiver participante gasoso, varia também com a pressão.
Equilíbrios gasosos homogêneos
aA(g) + bB(g) ®
¬ cC(g) + dD(g) Kp =
Kp = Kc (RT)Dn
(pC)c (pD)d
—————
(pA)a (pB)b
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Dn = (c + d) - (a + b)
Equilíbrios heterogêneos - Os participantes sólidos não entram na expressão do Kc nem
do Kp (se houver).
Princípio de Le Chatelier
(fuga ante a força)
Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele desloca-se no
sentido que produz uma minimização da ação exercida.
· Equilíbrio e temperatura
Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica.
Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a reação exotérmica (lei
de van't Hoff).
Equilíbrio e pressão
Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com
contração de volume.
Uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com
expansão de volume.
Equilíbrio e concentração
Um aumento da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido
da reação em que este participante é consumido.
Uma diminuição da concentração de um participante desloca o equilíbrio no
sentido da reação em que este participante é formado .
Equilíbrio e catalisador
O catalisador não desloca equilíbrio, apenas diminui o tempo necessário para
atingi-lo.
Constante de ionização de ácidos e bases
¬ CH3-COO- + H+
Ka =
[CH3-COO-] [H+]
————————
[CH3-COOH]
NH3 + H2O® + + OH-
Kb =
+] [OH-][NH4
——————
[NH3]
¬ NH4
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|H2O| não entra na expressão de constantes de equilíbrio em solução aquosa.
Cada etapa da ionização tem sua constante, representada por K1, K2, K3, ..., sendo K1
> > K2 > > K3 > > ...
No caso dos poliácidos, a [H+] pode ser considerada como proveniente só da primeira
etapa da ionização (K1).
Quanto maior for a constante Ka ou Kb, maior será a força do ácido ou base.
Lei da diluição de Ostwald
a2
K ——
= —
1 - a
· |eletrólito|inicial
Para eletrólito fraco ® (1 - a ) = 1. Portanto: K = a 2|eletrólito|inicial.
O grau de ionização de um eletrólito aumenta com a diluição ou com a diminuição da
concentração em mol/L de eletrólito.
Diluindo um ácidofraco, aumenta o a mas diminui a [H+].
Diluindo uma base fraca, aumenta o a mas diminui a [OH-].
Produto iônico da água
Kw = [H+] [OH-] = 10-14 (25°C)
pH = -log [H+] \ pH = n Þ [H+] = 10-n mol/L
pOH = -log [OH-] \ pOH = n Þ [OH-] = 10-n mol/L
· Água pura a 25°C:
[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L \ pH = 7 e pOH = 7
· Solução ácida:
[H+] > 10-7 e [OH-] < 10-7 \ pH < 7 e pOH > 7 (25°C)
· Solução básica:
[OH-] > 10-7 e [H+] < 10-7 \ pOH < 7 e pH > 7 (25°C)
Quanto menor o pH, mais ácida e menos básica é a solução.
Quanto maior o pH, menos ácida e mais básica é a solução.
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Efeito do íon comum
Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo ânion (A-) produz:
· diminuição do grau de ionização de HA ou enfraquecimento de HA;
· diminuição da [H+], portanto aumento do pH da solução. O íon comum não
altera a constante de ionização do ácido.
Quando adicionado a uma base (BOH), um sal com o mesmo cátion (B+) produz:
· diminuição do grau de ionização de BOH ou enfraquecimento de BOH;
· diminuição da [OH-], portanto diminuição do pH da solução. O íon comum não
altera a constante de ionização da base.
Solução tampão
Uma solução tampão mantém o pH aproximadamente constante quando a ela são
adicionados íons H+ ou íons OH-.
As soluções tampão têm grande importância biológica.
Exemplos: HCO3
sangue.
2-/H2PO4-, responsáveis pela manutenção do pH do
· Sais de ácidos fracos e bases fortes (como o NaCN) em solução aquosa dão
hidrólise do ânion.
A solução aquosa é básica:
¬ HA + OH-
· Sais de ácidos fortes e bases fracas (como o NH4Cl) em solução aquosa dão
hidrólise do cátion.
A solução aquosa é ácida:
¬ BOH + H+
· Sais de ácidos fracos e bases fracas (como o CH3-COONH4) em solução
aquosa dão hidrólise do ânion e do cátion.
A solução aquosa será ácida se o Ka for maior que o Kb; caso contrário, será
básica.
· Ânions de ácidos fortes e cátions de bases fortes não dão hidrólise. Portanto os
sais de ácidos fortes e bases fortes (como o NaCl) não dão hidrólise e a solução
aquosa é neutra.
Equilíbrio da dissolução
Kps de (An+) x (Bm-) y = [An+] x · [Bm-] y na solução saturada.
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A solubilidade de um composto iônico em água pode ser diminuída pelo efeito do íon
comum. Assim, o AgCl é menos solúvel numa solução que já contém íons Cl- do que em
água pura. Quanto maior for a concentração do íon comum, maior será a diminuição da
solubilidade.
Para que um composto iônico precipite de sua solução, é preciso que seja ultrapassado o
valor do seu Kps. Quando esse valor for atingido, a solução estará saturada.
Sendo M (mol/L) a solubilidade de um composto iônico:
· Kps = M2 para compostos do tipo (An+)1 (Bn-)1.
Exemplos: AgCl, BaSO4
· Kps = 4M3 para compostos do tipo (A2+)1 (B-)2 ou (A+)2 (B2-)1.
Exemplos: Mg(OH)2, Ag2S
· Kps = 27M4 para compostos do tipo (A+)3 (B3-) ou (A3+)(B-)3.
Exemplos: Ag3PO4, Al(OH)3
· Kps = 108M5 para compostos do tipo (A2+)3 (B3-)2 ou (A3+)2 (B2-)3.
3-)2, (Fe3+)2 (S2-)3
A solubilidade de um sólido em um líquido:
· aumenta quando DHsol > 0
· diminui quando DHsol < 0
A solubilidade aumenta com a temperatura, e DHsol > 0, quando o corpo de chão não é
do soluto anidro, mas de um de seus hidratos, formados quando ele é dissolvido na
água.
Pontos de inflexão nas curvas de solubilidade indicam a formação de sais hidratados.
A pressão não influi na solubilidade de sólidos em líquidos.
A solubilidade de um gás em um líquido:
· diminui com o aumento da temperatura.
· é diretamente proporcional à pressão (lei de Henry).
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QUÍMICA ORGÂNICA
HIDROCARBONETOS E POLÍMEROS
HIDROCARBONETOS
Em química, um hidrocarboneto é um composto químico constituído apenas por átomos
de carbono e de hidrogénio.
Os hidrocarbonetos naturais são compostos químicos constituídos por átomos de
carbono (C) e de hidrogénio (H), aos quais se podem juntar átomos de oxigénio (O),
azoto ou nitrogênio (N) e enxofre (S) dando origem a diferentes compostos de outros
grupos funcionais. São conhecidos alguns milhares de hidrocarbonetos. As diferentes
características físicas são uma conseqüência das diferentes composições moleculares.
Contudo, todos os hidrocarbonetos apresentam uma propriedade comum: oxidam-se
facilmente libertando calor. Os hidrocarbonetos naturais formam-se a grandes pressões
no interior da terra (abaixo de 150 km de profundidade) e são trazidos para zonas de
menor pressão através de processos geológicos, onde podem formar acumulações
comerciais (petróleo, gás natural, etc). As moléculas de hidrocarbonetos, sobretudo as
mais complexas, possuem alta estabilidade termodinâmica. Apenas o metano, que é a
molécula mais simples (CH4), pode se formar em condições de pressão e temperatura
mais baixas. Os demais hidrocarbonetos não são formados espontaneamente nas
camadas superficiais da terra.
Quanto à forma das cadeias carbônicas, os hidrocarbonetos podem ser divididos, em:
1. hidrocarbonetos alifáticos: neles, a cadeia carbônica é acíclica (ou seja, aberta),
sendo subdivido em:
o alcanos
o alcenos
o alcinos
o alcadienos
2. hidrocarbonetos cíclicos: possuem pelo menos uma cadeia carbônica fechada,
subdivididos em:
o cicloalcanos ou ciclanos
o cicloalcenos ou ciclenos
o aromáticos, que possuem pelo menos um anel aromático (anel
benzênico) além de suas outras ligações.
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Quanto ao tipo de ligação entre os carbonos, os hidrocarbonetos podem ainda ser
divididos, didaticamente, em:
1. hidrocarbonetos saturados, englobando alcanos e cicloalcanos, que não
possuem ligações dupla, tripla ou aromática;
2. hidrocarbonetos insaturados, que possuem uma ou mais ligações dupla ou
tripla entre átomos de carbono (entre eles os alcenos, alcadienos e cicloalcenos
- com ligação dupla; alcinos - com ligações tripla -; e aromáticos)
O número de átomos de hidrogênio em hidrocarbonetos pode ser determinado, se o
número de átomos de carbono for conhecido, utilizando as seguintes equações:
• Alcanos: CnH2n+2
• Alcenos: CnH2n
• Alcinos: CnH2n-2
• Ciclanos: CnH2n
• Ciclenos: CnH2n-2
Hidrocarbonetos líquidos geologicamente extraídos são chamados de petróleo
(literalmente "óleo de pedra") ou óleo mineral, enquanto hidrocarbonetos geológicos
gasosos são chamados de gás natural. Todos são importantes fontes de combustível.
Hidrocarbonetos são de grande importância econômica porque constituem a maioria dos
combustíveis minerais (carvão, petróleo,gás natural, etc.) e biocombustíveis como o
plásticos, ceras, solventes e óleos. Na poluição urbana, esses compostos - juntamente
com NOx e a luz solar - contribuem para a formação do ozônio troposférico.
POLÍMEROS
Os polímeros são compostos químicos de elevada massa molecular relativa, resultantes
de reações químicas de polimerização. Estes contêm os mesmos elementos nas mesmas
proporções relativas, mas em maior quantidade absoluta. Os polímeros são
macromoléculas formadas a partir de unidades estruturais menores (os monómeros). O
número de unidades estruturais repetidas numa macromolécula é chamado grau de
polimerização.
A polimerização é uma reação em que as moléculas menores (monómeros) se
combinam quimicamente (por valências principais) para formar moléculas longas, mais
ou menos ramificadas com a mesma composição centesimal. Estes podem formar-se por
reação em cadeia ou por meio de reações de poliadição ou policondensação. A
polimerização pode ser reversível ou não e pode ser espontânea ou provocada (por calor
ou reagentes).
Exemplo: O etileno é um gás que pode polimerizar-se por reação em cadeia, a
temperatura e pressão elevadas e em presença de pequenas quantidades de oxigênio
gasoso resultando uma substância sólida, o polietileno. A polimerização do etileno e
outros monómeros pode efetuar-se à pressão normal e baixa temperatura mediante
catalisadores. Assim, é possível obter polímeros com cadeias moleculares de estrutura
muito uniforme.
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Na indústria química, muitos polímeros são produzidos através de reações em cadeia.
Nestas