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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! 1.1 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. 1.1.1 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. 1.1.2 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. 1.1.3 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. HP Mania Sticky Note A amônia (NH3), um composto molecular no estado gasoso ou no estado líquido puro, também é classificada como uma base comum. À primeira vista pode parecer uma exceção à definição de base. Mas observe que desde que uma substância produza íons hidróxido, quando dissolvida em água, não necessita conter íons hidróxido na sua es- trutura para ser considerada uma base. De fato, quando a amônia se dissolve em água, reage parcialmente com ela para produzir íons NH4 e íons OH. Assim, pode ser de- vidamente classificada como uma base. , 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 (Mg(OH)2): é uma das substâncias utilizadas no combate à azia, pois neutraliza o ácido clorídrico presente no estômago. , 6 hidróxido de cálcio (Ca(OH)2): 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. 1.1.4 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, utiliza-se a regra abaixo: NOMENCLATURA: Hidróxido de (nome do cátion) EXEMPLOS: NaOH = hidróxido de sódio Ca(OH)2 = 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: Fe(OH)2 = hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso Fe(OH)3 = 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 clorídricoou cloreto de hidrogênio clorato de hidrogênio ácido clórico sulfato de hidrogênio ácido sulfúrico fosfato de hidrogênio ácido fosfórico , 9 1.2 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. 1.2.1 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, Al2(SO4)3. HP Mania Sticky Note Sais são todas as substâncias que apresentam um metal ou radical positivo no lugar do hidro- gênio ionizável dos ácidos , 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 (Ca(OH)Cl). 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 (Ca(Cl)ClO). sal hidratado: apresenta, no retículo cristalino, moléculas de água numa proporção definida. A água combinada dessa maneira chama-se água de cristalização, e a quantidade de moléculas de água é indicada, na nomenclatura do sal, por prefixos. Exemplo: sulfato de cobre II penta-hidratado − CuSO4.5H2O . 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 colocá-lo 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 simplificá-las. 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: HP Mania Sticky Note os óxidos metálicos são iônicos e os óxidos formados por semimetais ou não metais são moleculares. , 13 Em que: E => não metal x=> número de átomos de E O=> oxigênio y => número de átomos de O. NOMENCLATURA Utilizam-se 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: Retira-se 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, seguem-se 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. 1.3 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 o(s) tipo(s) de composto(s) que participam da reação. , 15 1.3.1 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 estetipo 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 1.3.2 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−) 1.3.3 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 prevê-la, deve-se 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. 1.3.4 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, deve-se levar em conta a fórmula HnEOm, de modo que: m − n = 3 refere-se a ácido muito forte. Ex.: HClO4, HMnO4 , 19 m − n = 2 refere-se a ácido forte. Ex.: HClO3, H2SO4, HNO3 m − n = 1 refere-se a ácido moderado ou semiforte. Ex.: HClO2, H3PO4, H3PO3, H3PO2, HNO2 m − n = 0 refere-se 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 P.E.): HF, HCl, HBr, HI, HCN, H2S, HNO3, HNO2, H3C-COOH. Ácidos fixos (apresentam elevado P.E.): 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 −, H3C−COO − 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. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 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. 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: MacGraw-Hill, 2010. RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. v.1. , 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. 2.1 Número de Avogadro e Massa Molar de um Elemento Químico 2.1.1 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 contá-los do que pesá-los; 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 12,0 g do isótopo 12 do carbono e esse número é igual a: 602.000.000.000.000.000.000.000 (602 sextilhões) que em notação científica é escrito assim: 6,02 x 1023 ou 6,0 x 1023 (valor arredondado) , 23 SAIBA MAIS Sugerimos a leitura de: FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 2014. (Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca). A quantidade 6,0 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 é a quantidade de substância que contémtantas entidades elementares (átomos, moléculas ou outras partículas) quantas existem em, exatamente, 12 g (ou 0,012 kg) do isótopo carbono- 12. O número de átomos existente em 12 g de carbono-12 é determinado experimentalmente. Esse número designa-se 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 6,0 x 1023 átomos; 1 mol de moléculas contém 6,0 x 1023 moléculas; 1 mol de elétrons contém 6,0 x 1023 elétrons. A expressão mol deve estar sempre acompanhada do nome da partícula correspondente. 2.1.2 Massa Molar Corresponde à massa de um mol das partículas estudadas. Vejamos: 1 mol de átomos de ferro contém 6,0 x 1023 átomos de ferro; 1 mol de átomos de mercúrio contém 6,0 x 1023 átomos de mercúrio; 1 mol de átomos de chumbo contém 6,0 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 gramas/mol, 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: 1,0 g /1,0u = 6,0. 1023 O valor 6,0. 1023 é o fator de conversão entre essas duas unidades. Por exemplo, pode- se concluir que: 1,0 g = 6,0. 1023 u Isso significa que 1,0 g de qualquer material é a massa correspondente a 6,0. 1023 unidades de massa atômica. Pode-se facilmente calcular também qual a massa em gramas correspondente a uma unidade de massa atômica: Exemplo: X = 0,167. 10−23 g = 1,67. 10−24 g Portanto, 1,0 u = 1,67. 10−24 g HP Mania Highlight HP Mania Highlight HP Mania Highlight , 25 Exemplos: O ferro apresenta massa atômica 56 u; portanto, em 56 g de ferro estão contidos 6,0 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. 2.1.3 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 = 2.MAH + MAO = 2.1+ 16 =18 u − essa é a massa de apenas uma molécula de água. Ao converter a unidade u, na unidade g/mol, passamos a expressar a massa molar da substância, ou seja: Massa molar = 18 g/mol − essa é a massa de 6,0 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= 6.MAC +12.MAH + 6.MA0 = 6.12 + 12.1 + 6.16 = 180 u − essa é a massa de uma única molécula de glicose. Ao converter a unidade u na unidade g/mol, passamos a expressar a massa molar da substância, ou seja: Massa molar = 180 g/mol − essa é a massa de 6,0 x 1023 moléculas de glicose, ou seja, de 1 mol de moléculas de glicose. , 26 2.2 Cálculo estequiométrico: determinação das diferentes fórmulas dos compostos 2.2.1 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. 2.2.2 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, 6,7 gramas é de hidrogênio e 53,3 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. 2.2.3 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: C=12u, H=1u, O=16u 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 = 6,7 g de H X 100 g de glicose, ou seja, 6,7% de H a3. Cálculo da porcentagem de oxigênio na molécula de glicose: 96 g de oxigênio 180 g de glicose x = 53,3 g de oxigênio X 100 g de glicose , ou seja, 53,3% 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: H=5,9%, O=94,1%, sabendo-se que sua massa molar é 34 g /mol. 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. 5,9 g de H --- 100 g do composto X ---- 34 g do composto x = 2,0 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. 94,1 g de oxigênio ---- 100 g do composto y ----- 34 g do composto y = 31,9 g de oxigênio Assim: 1 mol de átomos de oxigênio --- 16 g y’ ---- 31,9 g y’ = 1,99 mol de átomos de oxigênio Portanto, a fórmula molecular será: H2O2 Observação: Nesse caso, basta dividir tudo por 2, obtendo-se 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: Sabendo-se que a fórmula porcentual de um certo óxido é S40% O60%, determinar a sua fórmula mínima. Dadas as massas atômicas: S=32 u; O=16 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, tem-se 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= 1,25 mol de átomos de S y= 3,75 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’ = 1,25/1,25 y’= 3,75/1,25 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’= 1,5 mol e y’= 2, multiplica-se tudo por 2, assim x´= 3 mol e y’ = 4 mol x’= 1,7 mol e y’= 1 multiplica-se tudo por 3, assim x´= 5 mol e y’ = 3 mol 2.3 Cálculos Estequiométricos: envolvendo quantidades de reagentes e produtos 2.3.1 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) tem-se: 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. 2.3.2 Cálculos Estequiométricos envolvendo gases: 2.3.2.1 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 22,4 L 2.3.2.2 Gases em condições diferentes das CNTP: Devemos lembrar que nesse caso utilizaremos a Equação de Estado de um Gás: P.V = n.R.T , 32 Onde: P – pressão do gás T – temperatura do gás em Kelvin (K) T(K)= 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 = 0,082 atm.L/mol.K se P (mmHg), então R= 62,3 mmHg.L/mol.K se P (kPa), então R= 8,3 kPa.L/mol.K 2.3.3 Cálculos Estequiométricos envolvendo: 2.3.3.1 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 2.3.3.2 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. 2.3.3.3 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 11mols 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: MacGraw-Hill, 2010. RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. v.1. FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 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. 3.1 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. 3.1.1 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 10−9 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. 3.1.2 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 encontram-se 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 dissolvê-la 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, HCl(g) dissolvido na água. Nesse caso, também é importante lembrar que se a substância denominada soluto já tivesse íons mesmo no estado sólido, ao dissolvê-la 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. 3.2 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 g/L f. Concentração em mol/L 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 0,2, signif ica que ela contém 0,2 g de soluto a cada 1 g de solução. , 39 0,2 g de soluto + 0,8 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 soluçãoX = 0,25 g de soluto e, portanto, o T= 0,25 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 (1.000.000 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 0,002 g de sal a cada 4000 g de solução. massa do soluto: 0,002 g massa da solução: 4000 g Assim: 0,002 g de soluto 4000 g de solução X g do soluto 106 g de solução X = 0,5 g de soluto e, portanto, 0,5 ppm d. Concentração em ppb Assim, uma solução a 25 ppb significa que ela contém 25 g de soluto a cada 109 g (1.000.000.000 g) de solução. , 41 Assim: 0,002 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 (g/L): indica a massa de soluto contida em 1 litro de solução. Assim, se uma solução possui uma concentração de 250 g/L, 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 g/L 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, C=300 g/L f. Concentração em mol por litro (mol/L): 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 mol/L, significa que ela possui 5 mol de soluto em 1 L de solução (1000 mL de solução). Exemplo: Dissolveu-se 8 g de hidróxido de sódio obtendo-se 500 cm3 de solução. Qual a concentração molar da solução preparada? Dados: Na=23u; O= 16u; H=1u. , 42 massa do soluto: 8 g volume da solução: 500 cm3 ou 500 mL Sabe-se que a massa molar do NaOH é 40 g/mol. 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= 0,2 mol do soluto NaOH Assim: 0,2 mol de soluto NaOH --- 500 mL de solução X mol do soluto NaOH --- 1000 mL de solução X = 0,4 mol de soluto e, portanto, M = 0,4 mol/L ou M=0,4 molar ou M= 0,4 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. 3.3 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 g/100 g de H2O (20°C) (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, pode-se 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 g/100 g de H2O) 37,2 45,8 55,2 65,6 A partir dos dados da tabela, pode-se 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, Ce2(SO4)3, 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 deca-hidratado, Na2SO4. 10 H2O. , 44 Quando aquecido ao redor de 34 °C, o sulfato de sódio deca-hidratado (sólido) perde suas moléculas de água e torna-se 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 solubilidadeda substância. 3.3.1 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 deixá-lo com um sabor correto, acrescentaremos mais água. Assim, teremos realizado uma diluição. Diluição: consiste no acréscimo de mais solvente a uma solução já preparada. 3.3.2 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: MacGraw-Hill, 2010. RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. v.1. FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 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 “cinética” sugere movimento ou mudança; a palavra cinética refere-se aqui à velocidade de uma reação, isto é, à variação da concentração de um reagente ou de um produto com o tempo (M/s). 4.1 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, é 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, usam-se medidas de condutibilidade elétrica; e para gases, usam-se medidas de pressão. , 47 Observe a tabela abaixo que mostra os dados experimentais referentes à reação de decomposição da água oxigenada. Tempo ( min) [ ] mol/L [ ] mol/L [ ] mol/L 0 0,8 0 0 10 0,5 0,3 0,15 20 0,3 0,5 0,25 30 0,2 0,6 0,3 Utilizando os dados da tabela e a fórmula para cálculo da velocidade média, temos: a. para o intervalo entre 0 e 10 minutos Vm = − (0,5−0,8)/10−0 Vm = 0,03 mol.L−1.min−1 b. para o intervalo entre 10 e 20 minutos Vm = − (0,3−0,5)/20−10 Vm = 0,02 mol.L−1.min−1 c. para o intervalo entre 20 e 30 minutos Vm = − (0,25−0,3)/30−20 Vm = 0,01mol.L−1.min−1 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 = − (0,5−0,8)/10−0 Vm = 0,03 mol.L−1.min−1 Velocidade de formação da água Vm = − (0,3−0)/10−0 Vm = 0,03 mol.L−1.min−1 Velocidade de formação do gás oxigênio Vm = − (0,15−0)/10−0 Vm = 0,015 mol.L−1.min−1 Esses valores obedecem à proporção estequiométrica da reação: 2:2:1 Para calcular a velocidade média da reação, basta dividir os valores das velocidades médias pelos respectivos coeficientes estequiométricos: Vmreação = VmH2O2/2 = VmH2O/2 = VmO2/1 = 0,015 mol.L −1.min−1 De maneira geral, para a reação: , 49 Vmreação = VmA/a = VmB/b = VmC/c 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 25°C 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 é sempre definida em função das concentrações dos reagentes (não dos produtos). 3. A ordem de um reagente não está relacionada com o coeficiente estequiométrico 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 é 0,0101 M e a velocidade da reação é 3,52. 10−5 M/s. A t = 250 s, a concentração de bromo é 0,00500 M e a velocidade da reação é 1,75.10−5 M/s. A concentração a t = 50 s é o dobro da concentração a t =250 s (0,0101 M contra 0,00500 M), e a velocidade da reação a t = 50 s é o dobro da velocidade a t = 250 s (3,52. 10−5 M/s contra , 50 1,75.10−5 M/s). Verifica-se que, quando a concentração do bromo duplica, a velocidade da reação também duplica. Portanto, a velocidade é diretamente proporcional à concentração de Br2, isto é, onde k é 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. 4.2 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 NO3(g) que é um intermediário de reação. Intermediários são produzidos em uma etapae 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. 4.2.1 Teoria das Colisões As reações químicas ocorrem como consequência de colisões entre as moléculas dos reagentes. Em termos da teoria das colisões da cinética química, é de se esperar que a velocidade de reação seja diretamente proporcional ao número 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, forma-se 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 moléculas 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 exotérmica. 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 endotérmica. , 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, é necessário considerar também um “fator de orientação”, ou seja, a orientação relativa das moléculas 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). 4.3 Catálise Um catalisador é uma substância 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 genéricos de catálise, dependendo da natureza da espécie que causa o aumento da velocidade: catálise heterogênea, catálise homogênea e catálise enzimática. Catálise heterogênea Na catálise heterogênea, os reagentes e o catalisador encontram-se em fases diferentes. Em geral, o catalisador é um sólido e os reagentes são gases ou líquidos. A catálise heterogênea é de longe o mais importante tipo de catálise na indústria química, especialmente na síntese de produtos químicos essenciais. Catálise homogênea Na catálise homogênea, os reagentes e o catalisador estão dispersos em uma única 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 acético e etanol é 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 atmosféricas, reduzindo os custos de produção e minimizando a eventual decomposição dos produtos a temperaturas elevadas. Além disso, é possível conceber e escolher catalisadores homogêneos que funcionem seletivamente em relação a um determinado tipo de reação. Por último, o custo dos catalisadores homogêneos é 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 é mais impressionante ou mais essencial do que a catálise enzimática. As enzimas são catalisadores biológicos. O mais espantoso em relação às enzimas é que, além de aumentarem a velocidade das reações bioquímicas de fatores de 106 a 1018, elas são muito específicas. As enzimas atuam apenas sobre certas moléculas, , 55 chamadas substratos (isto é, reagentes), deixando inalterado o resto do sistema. Estima-se que uma célula viva representativa possa conter cerca de 3000 enzimas diferentes, cada uma delas catalisando uma reação específica na qual um substrato é convertido nos produtos apropriados. A catálise enzimática é 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: MacGraw-Hill, 2010. RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. v.1. FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 2014. (Disponível na Biblioteca Virtual Minha Biblioteca). MUNDO EDUCAÇÃO. Análise gráfica da velocidade de reações. Bol, 13 jan. 2012. Disponível em: <https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/analise-grafica- velocidade-das-reacoes.htm>. Acesso em: 20 dez. 2019. https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/analise-grafica-velocidade-das-reacoes.htm https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/analise-grafica-velocidade-das-reacoes.htm , 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. 5.1 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). 5.1.1 Constante de Equilíbrio em função das Concentrações Molares (KC) Matematicamente, para a reação genérica abaixo, tem-se: , 57 Ao atingir o equilíbrio químico, tem-se: 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 (mol/L), mas nos equilíbrios químicos onde pelo menos um dos participantes da reaçãoé gás, a constante de equilíbrio pode ser expressa em termos de pressões parciais (Kp). , 58 5.1.2 Constante de Equilíbrio em função das Pressões/ Parciais (Kp) Matematicamente, para a reação genérica abaixo, tem-se: 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: 5.1.3 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 = número de mol que reagiu até atingir o equilíbrio/número de mol inicial dos reagentes , 59 5.2 Fatores que afetam o Equilíbrio Químico I 5.2.1 Deslocamento de Equilíbrio (Princípio de Le Chatelier) Pode-se 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: sabe-se 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. 5.2.1.1 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: 0,74 mol/L 0,52 mol/L , 60 Se calcularmos a constante de equilíbrio Kc = [NO2]2 [N2O4] , obteremos o valor de Kc = 0,36 Se esse aluno adicionasse ao equilíbrio em questão 1 mol de N2O4, observaria que, instantaneamente, a concentração de N2O4 passaria ser 1,74 mol/L, ao passo que a concentração de NO2 permaneceria 0,52 mol/L, mostrando uma perturbação no equilíbrio químico (observe que o valor de Kc não seria mais 0,36). Porém, nos instantes seguintes, haverá consumo de N2O4 e produção de NO2 estabelecendo-se um novo equilíbrio químico: Novo equilíbrio: 1,62 mol/L 0,76 mol/L Se calcularmos novamente a constante de equilíbrio, obteremos novamente o valor de Kc = 0,36. , 61 Assim: um aumento de concentração de um participante da reação desloca o equilíbrio no sentido de consumir este participante. 5.2.2 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. 5.3 Fatores que afetam o Equilíbrio Químico II Estudaremos a influência dos fatores que podem afetar a condição de equilíbrio: Variação da temperatura; Catalisador. 5.3.1 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 endotérmica possui o valor de ∆H é positivo (∆H > 0), ao passo que uma reação exotérmica 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. 5.3.2 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: MacGraw-Hill, 2010. RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2012. v.1. FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1. ed. São Paulo: Érica, 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. 6.1 pH: Uma medida de acidez Medidas experimentais de condutividade elétrica e outras evidências mostram que a água, quando pura ou quando usada como solvente, ioniza-se 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