Material_Teorico_e_Exercicios_2021 1 (1) (4)

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Material Teórico e Exercícios (Cap. 1 até Cap. 4; N1) (Cap. 5 até Cap. 8; N2)
Capitulo 1. Ligação Química
Ligação química: É o termo usado para caracterizar a interação entre dois átomos.
A ligação química pode ser:
Covalente: Resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente
encontrada entre elementos não-metálicos (modelo de Lewis).
Iônica: Resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. Refere-se às
forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais contrários.
Metálica: É a força atrativa que mantém os metais puros unidos. Os elétrons ligantes estão
relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal.
A ligação iônica:
Uma ligação Iônica é formada quando um ou mais elétrons são transferidos de um átomo para
outro. O modelo tenta explicar as ligações entre elementos muito eletronegativos (geralmente
não-metais e hidrogênio) e elementos eletropositivos (metais).
Pressupõe os metais perdendo elétrons, tornando-se íons positivos - cátions - e os não-metais
e o hidrogênio ganhando elétrons, tornando-se íons negativos - ânions. Os compostos
formados segundo este modelo de ligação são denominados compostos iônicos.
Considere a reação entre sódio metálico e o cloro gasoso:
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) Hf = – 410,9 kJ
A reação é violentamente exotérmica.
Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o constituem.
O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o elétron para se
transformar em Cl-. Observe: Na+ tem a configuração eletrônica do [Ne]1s2 2s2 2p6 e o Cl- tem a
configuração do [Ar]1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
Nas figuras embaixo, tanto o Na+ como o Cl- têm um octeto de elétrons circundando o íon
central.
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O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-.
NC = 6 (número de coordenação).
Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+.
Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.
Os íons são empacotados o mais próximo possível com o mínimo de desperdício de espaços.
Observe que não é fácil encontrar uma fórmula molecular para descrever a rede iônica.
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Por que os sais se formam?
Qual a energética envolvida em uma ligação iônica?
Como calculamos ou medimos a energia envolvida?
Energia reticular:
A energia reticular ou energia da rede (U).
Representa a soma das energias de interação eletrostática entre os íons do cristal, sendo uma
medida da força de interação da ligação iônica no sólido cristalino.
– Energia reticular (U) é a quantidade de energia requerida para separar completamente um
mol de um composto sólido iônico em seus íons gasosos, o que requer um ganho de energia
(ΔE positivo).
– A formação de um cristal a partir dos seus íons separados é um processo reverso logo tem
um valor negativo de U (um processo de liberação de energia).
NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) ΔE = +787 kJ/mol
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) ΔE = -787 kJ/mol
A força de F que resulta de interação de cargas elétricas é descrita pela lei de Coulomb:
Onde: k é uma constante 8,99x109 J m/C2, z1 e z2 são as cargas nos íons, e d é distância entre
seus centros.
A energia do retículo é a força vezes distância
- À medida que os íons crescem diminui U;
- À medida que as cargas aumentam, aumenta U (exemplos, para o LiF = -1050 kJ/mol, e para o
MgO = -3923 kJ/mol).
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Sólidos iônicos existem porque a energia reticular U possibilita as transferências de elétrons
energeticamente desfavoráveis.
A energia requerida pelos elementos para ganhar ou perder elétrons é suprimida pela atração
eletrostática entre os íons formados.
Propriedades dos compostos iônicos:
Um composto iônico, tal como o sal de gema (NaCl) é duro, rígido e quebradiço.
As forças atrativas nos compostos iônicos mantêm os íons em posições específicas;
Mover os íons para fora de suas posições requer superar as forças atrativas, por isso os cristais
não são perfurados ou dobrados.
Pontos de fusão e ebulição de alguns compostos Iônicos:
Para conduzir um sólido Iônico ao estado líquido é necessário separar os íons do retículo;
Os íons do retículo não precisam estar totalmente separados, apenas o suficiente para superar
parte das atrações eletrostáticas; líquido resultante é de natureza viscosa e os íons possuem
mobilidade superior quando comparados aos compostos sólidos.
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Para passar para o estado gasoso, é necessária uma energia ainda maior para que a ordem do
retículo seja totalmente desfeita;
Isto explica o porquê dos compostos iônicos apresentarem altos pontos de fusão e ebulição
quando comparados com compostos de outra natureza de ligação.
Pontos de fusão e ebulição de alguns compostos iônicos
Composto pf pe
A condutividade elétrica requer movimentos de elétrons;
Os sólidos Iônicos não apresentam qualidades estruturais que o tornem condutores de
eletricidade;
Ao passarem pelo processo de fusão, os íons tornam-se livres e os compostos passam a serem
condutores.
A ligação metálica:
A ligação metálica consiste de uma série de átomos do metal que doaram todos os seus
elétrons de valência para uma nuvem de elétrons que permeia a estrutura. Esta nuvem é
frequentemente denominada de “mar” de elétrons.
Todos os átomos metálicos tornaram-se cátions idênticos e por não estarem associados a
nenhuma ligação Iônica, estes cátions recebem um nome especial.
Os cátions dentro de um sólido metálico são conhecidos como caroços ou núcleos. Por isso o
mecanismo que mantém unido os átomos de metais é a atração entre os núcleos positivas e o
“mar” de elétrons negativos. A força de uma ligação metálica deriva primeiramente das cargas
no sistema.
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Calor de atomização ou calor de sublimação:
O calor necessário para quebrar 1 mol de um metal em seus constituintes na forma gasosa.
Varia entre 80-800 kJ, para metais em seus estados padrões.
As ligações entre átomos dos metais podem variar entre fraca e muito forte sendo o ponto de
fusão uma medida aproximada da força de ligação.
A força da ligação metálica é determinada essencialmente pelo:
(a) O tamanho dos átomos - aumentando o tamanho dos átomos diminui o calor de
atomização;
(b) O número de elétrons de valência, aumentando o número de elétrons de valência aumenta
o calor de atomização.
Ex: No sódio metálico, cada átomo de Na está rodeado por 8 átomos a razão elétron/ligação
de 1/8. Para o Cs, como mesmo NC a razão é de 1/8, mas com menor força de ligação devido
ao tamanho.
Calor de atomização para o Na(s) é de 109 kJ/mol contra 79 kJ/mol do Cs(s).
Na(s) e Ca(s) têm praticamente o mesmo tamanho, mas devido aos 2 elétrons do Ca a energia
de atomização aumenta para 177 kJ/mol.
Propriedades dos metais:
Maleabilidade, flexibilidade e ductibilidade
As ligações metálicas são omnidirecionais, isto significa que não seguem qualquer
requerimento geométrico.
Devido a essa propriedade única, as ligações metálicas podem manter sua existência quando
são puxadas ou empurradas de todas as maneiras.
Se o metal é submetido a uma força, os núcleos podem deslizar sob a camada de elétrons e as
ligações não se rompem devido ao seu caráter omnidirecional.
Condutividade elétrica de metais
A liberdade dos elétrons é demostrada por sua habilidade de mover-se em um campo elétrico
Condutividade térmica:
Calor é energia cinética. Uma substância que conduza calor deve ser capaz de transmitir
energia cinética.
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Se o calor é aplicado a um lado de uma peça de metal, os núcleos começarão a vibrar. Por
estarem soltos na estrutura cristalina do metal, e por isto vibrarão livremente. Aumentando o
calor aumenta também as vibrações, estes correrão para núcleos próximos a eles os fazendo
vibrar também. Este processo continua, até que todos os núcleos do sistema estejam vibrando.
Opacidade:
Quando uma radiação eletromagnética incide num cristal os elétrons livres são forçados a
vibrar com a mesma frequência da luz incidente. Sendo toda energia incidente absorvida pelos
elétrons livres e o metal apresenta-se opaco.
Lustre:Como os elétrons oscilando emitem radiação de mesmo comprimento de onda, a luz emitida
em direção a superfície dá impressão que praticamente toda a luz incidente foi refletida,
produzindo o brilho metálico.
Ligação covalente:
A maioria das substâncias químicas não se comporta como substâncias iônicas;
Muitas tendem a serem gases, líquidos ou sólidos com baixos pontos de fusão.
Algumas se vaporizam rapidamente enquanto outras são maleáveis na forma sólida;
Para esta classe de substâncias químicas que não se comportam como substâncias iônicas,
deve haver um modelo diferente de ligação entre os átomos;
G. N. Lewis inferiu que os átomos adquirem a configuração de gás nobre através do
compartilhamento de elétrons com outros átomos.
A ligação covalente ocorre quando dois átomos se ligam e nenhum deles quer perder ou
ganhar elétrons para formar um octeto.
Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química.
Seja a molécula H2
Os núcleos repelem-se mutuamente assim como os elétrons; enquanto que os elétrons e os
núcleos se atraem um ao outro. As forças atrativas devem superar as forças repulsivas para
que o H2 exista
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Ligações múltiplas:
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (saturação de
valência):
Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de
elétrons compartilhados aumenta.
O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa
compartilhamento igual daqueles elétrons.
Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a
um átomo do que a outro. O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações
polares.
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A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por δ+ e o polo negativo
por δ-.
Exemplos de moléculas com ligação covalente:
Momento dipolo:
Quando os centros de cargas positivas e negativas estão separados, dizemos que a molécula
tem um momento de dipolo.
A geometria molecular é um fator critico na determinação do momento de dipolo da molécula.
Por exemplo:
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Estruturas de ressonância:
Exemplo: na molécula de ozônio, as possibilidades extremas têm uma ligação dupla e uma
simples. A estrutura de ressonância tem duas ligações idênticas de caráter intermediário.
Ressonância no benzeno:
O benzeno consiste de seis átomos de carbono em um anel hexagonal. Cada átomo de C está
ligado a dois outros átomos de C e um átomo de hidrogênio.
Existem ligações simples e duplas alternadas entre os átomos de C.
A estrutura experimental não mostra este rearranjo. No benzeno todas as ligações C-C têm o
mesmo comprimento. O modo correto é representar (desenhos) duas estruturas ou uma única
estrutura hibrida onde as ligações são intermedias entre simples e dupla, desta forma todas as
ligações tem o mesmo comprimento.
Força das ligações covalentes:
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Exercícios: Cap. 1. Ligação química.
1- Ordene os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: NaF, CsCI,
e CaO. Fundamente sua resposta.
2- Determine o íon normalmente formado para os seguintes átomos: a) Sr, b) S, c) Al.
3- Qual ligação é mais polar: a) B-Cl ou C-Cl; b) P-F ou P-Cl?. Indique em cada caso que átomo
tem a carga parcial negativa e qual a carga parcial positiva?. Explique sua resposta.
4- Qual dos seguintes compostos deve ser esperada a menor distancia de ligação entre os
átomos de enxofre e oxigênio, SO3 ou SO32-?. Explique sua resposta.
5- O que são elétrons de valência?, Quantos elétrons de valência o átomo de nitrogênio
possui?, Um átomo tem configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2. Quantos elétrons de valência o
átomo possui?.
6- Qual o significado do termo ligação covalente?, Dê três exemplos de compostos que
possuam ligação covalente, Suponha uma substância XY, formada a partir de dois elementos
diferentes, esta substância entra em ebulição a -33 C. É mais provável que XY seja uma
substância covalente ou iônica?. Explique sua resposta.
7- Use o conceito de ressonância para explicar porque no benzeno as ligações dos 6 átomos de
carbono são iguais em comprimento. Os comprimentos de ligação C-C no benzeno são mais
curtos que quando comparado às ligações simples, mas mais longos que quando comparado às
de ligações duplas C=C. Use o modelo de ressonância na forma de um desenho para explicar
estas observações.
Exercícios Adicionais:
1- Defina o termo ligação química. Quantos tipos de ligação química você conhece. Ponha
exemplos para cada uma delas.
2- Defina o conceito de energia reticular.
3- Porque os compostos iônicos apresentam altos pontos de fusão quando comparados com
compostos de outra natureza de ligação.
4- Porque no estado fundido os compostos iônicos são condutores da eletricidade. Explique.
5- Porque os metais conduzem a eletricidade e o calor. Explique como ocorre a condução da
eletricidade e do calor.
6- Mencione pelo menos duas propriedades dos compostos iônicos e dos metais. Justifique sua
resposta utilizando o conceito para cada caso.
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Capitulo 2. Estequiometria, cálculo com fórmulas e equações químicas.
Estequiometria, nome derivado das palavras gregas stoicheion (“elemento”) e metrom
(“medida”). Esta é uma ferramenta essencial na química.
A estequiometria é baseada no entendimento de massas atômicas, é um principio
fundamental, a lei da conservação da massa. “A massa total de uma substância presente ao
final de uma reação química é a mesma massa total do início da reação”
O cientista francês Lavoisier descobriu essa importante lei química no final do século XVI. Em
seu livro publicado em 1789, expôs a lei nesta maneira eloquente: “Podemos formulá-la como
uma máxima incontestável que, em todas as operações artificiais e naturais, nada se cria;
existe a mesma quantidade de matéria antes e depois do experimento”.
Com o avanço da teoria atômica, os químicos passaram a entender a base da lei da
conservação de massa. Os átomos não são criados nem destruídos durante qualquer reação
química. As mudanças que ocorrem durante qualquer reação é simplesmente um rearranjo os
átomos.
Equações químicas: descrições de reações químicas.
Duas partes de uma equação: reagentes e produtos:
2 H2(g)+ O2(g)= 2 H2O(g)
Reações químicas: Processos através do quais substâncias são transformadas em outras
substâncias.
Requisitos básicos:
- Quebra de ligação/ligações química (s).
- Formação de nova(s) ligação/ligações.
- Processo que envolve liberação ou consumo de energia.
- Processo que NÃO envolve criação ou destruição de matéria.
Quando reagentes são convertidos em produtos, observamos:
Mudança de cor, Formação de precipitado, Liberação de gás, Absorção ou liberação de calor
As vezes também precisamos de evidências químicas
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Reações de combinação e decomposição
As reações de combinação: têm menos produtos do que reagentes: Exemplo:
2 Mg(s) + O2(g)  2 MgO(s). O Mg combina-se com o O2 para formar o MgO.
As reações de decomposição: têm menos reagentes do que produtos: Exemplo:
2 NaN3(s)  2Na(s) + 3N2(g) (é a reação que ocorre em um airbag). O NaN3 se decompôs em
Na e N2 gasoso.
Reação de combustão
A combustão é a queima de uma substância na presença de oxigênio: Exemplo, queima do
propano ao ar.
C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(g)
Massa atômica
A massa atômica (MA): é relativa a um único átomo e sua unidade de medida é a unidade de
massa atômica, u.
é comum elementos apresentarem isótopos. Para o neônio já foram detectados mais de 14
isótopos. Para se obter a massa atômica nestes casos, faz-se uma média ponderada da
incidência de cada um na natureza e apresenta-se um massa média ponderada.
Exercício: Calcule a massa atômica do B, sabendo que os dois isótopos estáveis são: 10B (MM =
10,01 e 20%) e 11B (MM = 11,01 e 80%).
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Massa molecular e peso fórmula
Tanto as fórmulas quantoas reações químicas têm significado quantitativo. Por exemplo: a
massa molecular (MM): é a soma de MA para os átomos na fórmula. Diz respeito à massa de
uma molécula.
MM (H2SO4) = 2(MA do H) + (MA do S) + 4(MA do O)
= 2(1,0 u) + (32,1 u) + 4(16,0 u) = 98,1 u
A massa molecular (MM) é a massa da fórmula molecular.
MM de C6H12O6) = 6(12,0 u) + 12(1,0 u) + 6(16,0 u) = 180,0 u
Não se recomenda a utilização do termo peso molecular.
O mol: Medida conveniente de quantidades químicas.
1 mol de algo = 6,022 × 1023 daquele algo.
Um mol é a quantidade que possui um número de unidades fundamentais igual ao número de
átomos presente em exatamente 12 g do 12C isotopicamente puro. É chamado de número de
Avogadro em homenagem ao cientista italiano Amadeo Avogadro (1776-1856) .
Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de substância (unidades; g/mol, g mol-1). A massa
de 1 mol de 12C = 12 g.
Conversões entre massas, mols e número de partículas
Massa molar: é a soma das massas molares dos átomos:
massa molar de N2 = 14 (a massa molar de N). As massas molares para os elementos são
encontradas na tabela periódica. As massas moleculares são numericamente iguais às massas
molares.
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Informações quantitativas
A equação balanceada fornece o número de moléculas de cada reagente que reagem para
formar produtos.
Interpretação: a proporção da quantidade de matéria de reagente necessária para se chegar à
proporção da quantidade de matéria do produto.
Essas proporções são denominadas proporções estequiométricas. As proporções
estequiométricas são proporções ideais. As proporções ideais de reagentes e produtos no
laboratório devem ser medidas em gramas e convertidas para mols.
Reagente limitante
Se os reagentes não estão presentes em quantidades estequiométricas, ao final da reação
alguns reagentes ainda estarão presentes (em excesso).
Reagente limitante: um reagente que é consumido e não está presente ao final da reação.
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Rendimentos teóricos
A quantidade de produto prevista a partir da estequiometria considerando os reagentes
limitantes é chamada de rendimento teórico.
O rendimento percentual relaciona o rendimento real (a quantidade de material recuperada
no laboratório) ao rendimento teórico:
O conceito de mol permite-nos usar a informação quantitativa disponível em uma equação
balanceada em nível macroscópico prático. Considere a equação balanceada:
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l)
Os coeficientes nos dizem que duas moléculas de H2 reagem com uma molécula de O2 para
formar duas moléculas de H2O.
As quantidades 2 mols de H2, 1 mol de O2 e 2 mols de H2O, dadas pelos coeficientes, são
chamadas de quantidades estequiometricamente equivalentes. A relação entre essas
quantidades pode ser representada como:
2 mols de H2  1 mol de O2  2 mols de H2O
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g)
Por exemplo, a quantidade de matéria de H2O produzida a partir de 1,57 mol de O2 pode ser
calculada como a seguir: Mols de H2O = (1,57 mol de O2) [2 mol de H2O/1 mol de O2]= 3,14 mol
de H2O
I- Reações em que um reagente está em quantidade limitada.
1- O metanol utilizado como combustível pode ser produzido pela reação de monóxido de
carbono com hidrogênio.
CO (g) + 2 H2 (g)  CH3OH (l)
Suponha que 356 g de CO sejam misturados com 65 g de H2. a) Qual o reagente limitante?, b)
Qual a massa de metanol que pode ser produzida?, c) Qual é a massa de reagente em excesso,
que sobra quando todo o reagente limitante é consumido?.
Solução:
1- Após calcular as quantias de cada um dos reagentes, compare relação entre as quantias de
reagentes com relação à estequiométrica necessária, neste caso 2 mols de H2/mol de CO.
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Duas situações:
Se [mol H2 disp./mol CO disp.] > 2/1, então CO é o limitante
Se [mol H2 disp./mol CO disp.] <2/1, então H2 é o limitante
2- Utilize a quantia de reagente limitante para encontrar a quantia de produto.
a) Qual o reagente limitante?.
Quantia de CO = 365g [1 mol de CO/28,01g] = 12,7 mol de CO
Quantia de H2 = 65g [1 mol H2/2,016g] = 32,2 mol de H2
Os reagentes estão na proporção estequiométrica?
mol de H2 disp./mol de CO disp. = 32,2/12,7 = 2,54/1,00
A relação necessária é 2/1, o H2 está em excesso logo, CO é o reagente limitante.
b) Qual a massa máxima de metanol que se pode formar?. Utilize a quantia do reagente
limitante para calcular a massa de produto.
12,7mol de CO [1mol de CH3OH/1mol de CO disp.] [32,04 mol de CH3OH/1mol CH3OH] = 407g
de CH3OH
c) Qual a quantia de H2 que resta quando todo o CO foi convertido a metanol?. Determine a
quantia de H2 necessária para reagir com todo o CO.
12,7mol de CO [2 mol de H2/1mol de CO] = 25,4 mol de H2 necessários. São necessários 25,4
mols de H2, porem temos 32,2 mols. Há um excesso de: 32,2 - 25,4 = 6,8 mols de H2, equivale a
14,4 g de H2
Rendimento percentual.
A quantia máxima que pode ser obtida em uma reação química é o rendimento teórico.
O rendimento de fato é a quantia do produto(s) que poderia ser obtida experimentalmente, e
sempre é menor que o rendimento teórico.
Rendimento percentual = [massa exp./massa teórica] x 100
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Rendimento percentual
Exercício: No preparo de aspirina partiu-se de 14,4 g de ácido salicílico e um excesso de
anidrido acético. A quantidade de aspirina obtida foi de 6,26 g. Qual o rendimento percentual
desta reação.
C7H6O3 (s) + C4H6O3 (l)  C9H8O4 (s) + CH3CO2H (l)
ac. salicílico an. acético aspirina ac. acético
Análise quantitativa de um mistura.
A Cerussita, mineral que contem chumbo, e carbonato de chumbo impuro, (PbCO3), ao
analisar uma amostra desse mineral para conhecer o teor de carbonato de chumbo, uma
pequena amostra é tratada com ácido nítrico.
PbCO3(s) + 2 HNO3(aq)  Pb(NO3)2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
A adição posterior de ácido sulfúrico, leva à formação de sulfato de chumbo insolúvel. O
precipitado é isolado e pesado. Suponha que uma massa de 0,583 g de mineral tenha
produzido 0,628 g de precipitado (PbSO4). Qual a porcentagem em massa de PbCO3 no
mineral?.
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Exercícios: Cap. 2. Estequiometria: cálculo com fórmulas e equações químicas.
1- Que massa de cloro é necessária para reagir completamente com 1,45 g de fósforo(31). Que
massa de tricloreto de fosforo é formada?.
2- O metanol utilizado como combustível pode ser produzido pela reação entre o monóxido de
carbono com hidrogênio.
CO (g) + 2 H2 (g)  CH3OH (l)
Suponha que 356 g de CO sejam misturados com 65 g de H2. a) Qual o reagente limitante?, b)
Qual a massa de metanol que pode ser produzida?, c) Qual é a massa de reagente em excesso
que sobra quando todo o reagente limitante é consumido?.
3- No preparo de aspirina partiu-se de 14,4 g de ácido salicílico e um excesso de anidrido
acético. A quantidade de aspirina obtida foi de 6,26 g. Qual o rendimento percentual desta
reação.
C7H6O3 (s) + C4H6O3 (l)  C9H8O4 (s) + CH3CO2H (l)
ac. salicílico an. acético aspirina ac. acético
4- A Cerussita, mineral que contem chumbo, e carbonato de chumbo impuro, (PbCO3), ao
analisar uma amostra desse mineral para conhecer o teor de carbonato de chumbo, uma
pequena amostra é tratada com ácido nítrico.
PbCO3(s) + 2 HNO3(aq)  Pb(NO3)2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
A adição posterior de ácido sulfúrico, leva à formação de sulfato de chumbo insolúvel. O
precipitado é isolado e pesado. Suponha que uma massa de 0,583g de mineral tenha
produzido 0,628g de precipitado (PbSO4). Qual a porcentagem em massa de PbCO3 no mineral.
5- O ácido ascórbico (vitamina C) contêm 40,92% de C, 4,58% de H e 54,50% de O em massa.
Qual é a fórmula mínima do ácido ascórbico.
6- O hidróxido de lítio(7) sólido é usado em veículos espaciais para remover o dióxido de
carbono exalado. Neste caso o hidróxido de lítio reage com o dióxido de carbono gasoso para
formar carbonato de lítio sólido e água líquida. Quantas gramas de dióxido de carbono podem
ser absorvidas por 1,00 g de hidróxido de lítio.
7- Considere a seguinte reação:
2 Na3PO4 (aq) + 3 Ba(NO3)2 (aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaNO3 (aq)
Suponha que uma solução contendo 3,50 gde Na3PO4 é misturada com uma solução contendo
6,40 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de Ba3(PO4)2 podem ser formados. Na23, Ba137, P31.
8- Qual o princípio científico ou lei usada no processo de balanceamento de equações?. No
balanceamento de equações, por que os índices inferiores nas fórmulas químicas não podem
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ser modificados?. Quais são os símbolos usados para representar gases, líquidos, sólidos e
soluções aquosas em reações químicas?.
9- Faça o balanceamento das seguintes equações e indique quais podem classificar-se como
reações de combinação, decomposição e/ou combustão:
a) Al(s) + Cl2(g)  AlCl3 (s)
b) C2H4(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)
c) Li(s) + N2(g)  Li3N(s)
d) PbCO3(s)  PbO(s) + CO2(g)
e) C7H8O2(l) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)
10- Qual é a massa, em gramas, de 2,50 x 10-3 mol de sulfato de alumínio?. Qual é a
quantidade de matéria de íons cloreto existente em 0,0750g de cloreto de alumínio?.
11- A efervescência produzida quando um comprimido de Alka-Seltzer é dissolvido em água
deve-se à reação entre o bicarbonato de sódio (NaHCO3) e o ácido cítrico (H3C6H5O7):
3 NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq)  3CO2(g) + 3H2O(l) + Na3C6H5O7(aq)
Em determinado experimento 1,00 g de bicarbonato de sódio e 1,00 g de ácido cítrico são
deixados reagir; a) Qual é o reagente limitante?, b) Quantos gramas de dióxido de carbono são
formados?, c) Quantos gramas de reagente em excesso sobram depois que o reagente
limitante é completamente consumido?.
Exercícios adicionais
1- Que você entende pelo termo reações químicas, a) reações de combinação, b) reações de
decomposição e c) reação de combustão?, Mencione pelo menos um exemplo.
2- Que evidências podem ser observadas quando reagentes são convertidos em produtos?.
Mencione pelo menos três delas.
3- Que são os coeficientes estequiométricos?, Coloque um exemplo usando uma reação
química.
4- Que você entende pelo termo estequiometria?, Que conceito o lei está relacionada com
esta parte da química.
5- Qual é o conceito do termo “mol”?.
6- Qual é o conceito o lei que justifica a fórmula de um composto químico?.
7- Em que consistem os termos reagente limitante, e reagente em excesso?.
22
Capitulo 3. Ácidos e Bases
Ácido : Esta palavra vem da palavra latina acidus, que significa acedo ou adstringente.
Base: São substâncias que têm sabor amargo e dão a impressão de ser escorregadias. Esta
palavra vem do inglês arcaico ‘rebaixar’.
O conceito de ácidos e bases de Arrhenius na década de 1880.
Os ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de íons
[H]+.
De forma semelhante, as bases são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a
concentração de íons [OH]-.
Ácidos e bases de Bronsted-Lowry: O conceito de Arrhenius, embora útil, têm limitações.
Porque é restrito a soluções aquosas.
Em 1923, o Químico Dinamarquês Johanes Bronsted e o Químico Inglês Thomas Lowry
propuseram uma definição mais geral de ácidos e bases. O conceito deles é baseado no fato de
que as reações ácido-base envolvem transferência de íons [H]+ de uma substância para outra.
Bronsted e Lowry propuseram definir ácidos e bases em termos de suas habilidades de
transferir prótons. Um ácido é uma substância (molécula ou íons) que pode doar um próton
para outra substância. Analogamente, uma base é uma substância que pode receber um
próton.
Reações de transferência de Próton
Focaremos no H+(aq).
Brønsted-Lowry: o ácido doa H+ e a base recebe H+.
A base de Brønsted-Lowry não precisa conter OH-.
Substâncias anfóteras podem se comportar tanto como ácidos quanto como bases.
A água se comportar ora como ácido, ora como base
Considere:
HCl (aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
23

Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2
O HCl “protona” a água. Logo, o HCl é um ácido.
A H2O recebe próton do HCl. Logo, a H2O é uma base.
Exercício: pag 568
a) Qual é a base conjuga de cada um dos seguintes ácidos: HClO4; H2S; PH4+; HCO3-?.
b) Qual é o ácido conjugado de cada uma das seguintes bases: CN-; SO42-; H2O; HCO3-?.
A base conjugada de uma substância é simplesmente a substância de origem menos um
próton, e o ácido conjugado de uma substância é a substância de origem mais um próton.
Resolução:
a) HClO4 menos um próton (H+) é ClO4-. As outras bases conjugadas são HS-, PH3 e CO32-
b) CN- mas um próton (H+) é HCN. Os outros ácidos conjugados são HSO41-; H3O+ e H2CO3.
Forças relativas de ácidos e bases:
Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é sua base conjugada.
No equilíbrio em solução aquosa:
O íon H+ é o ácido mais forte que pode existir
O íon OH- é a base mais forte que pode existir
O produto iônico da água:
Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio a 25 C
14-
3
-
3
2
2
2
2
-
3
100.1]OH][OH[
]OH][OH[]OH[
]OH[
]OH][OH[






w
eq
eq
K
K
K
24
O descrito acima é chamado de auto-ionização da água.
Exercício: pag 571
Calcule os valores de [H+] e [OH-] em uma solução neutra a 25 C.
Pede-se determinar as concentrações dos íons hidrônio e hidróxido em uma solução a 25 C.
Usaremos a equação [H+] = [OH-] válida para uma solução neutra.
[H+] [OH-] = (x) (x) = 1,0 x 10-14
x2 = 1,0 x 10-14 ; x = 1,0 x 10-7 mol L-1 = [H+] = [OH-]
Em uma solução ácida [H+] é maior que 1,0 x 10-7 mol L-1; e em uma solução básica [H+] é
menor que 1,0 x 10-7 mol L-1.
A escala de pH
Na maioria das soluções a [H+(aq)] é bem pequena.
Definimos:
Em água neutra a 25 C, pH = pOH = 7,00.
Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0 x 10-7, então o pH < 7,00.
Em soluções básicas, a [H+] < 1,0 x 10-7, então o pH > 7,00.
Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a solução.
A maioria dos valores de pH e de pOH está entre 0 e 14.
25
Medindo o pH
O método mais preciso para medir o pH é usar um medidor de pH (pHmetro).
Entretanto, alguns corantes (compostos) mudam de cor quando o pH varia. Esses são
chamados indicadores.
Os indicadores são menos precisos que os medidores de pH.
Muitos indicadores não têm uma mudança acentuada como uma função do pH.
A maioria dos indicadores tende a ser vermelho em soluções mais ácidas.
26
Ácidos fortes
Os ácidos comuns mais fortes são HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, e H2SO4.
Ácidos fortes são eletrólitos fortes.
Todos os ácidos fortes ionizam completamente em solução:
HNO3(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + NO3-(aq)
Uma vez que H+ e H3O+ são usados de maneira intercambiável, escrevemos:
HNO3(aq)  H+(aq) + NO3-(aq)
Em soluções, o ácido forte é geralmente a única fonte de H+. (Se a concentração em
quantidade de matéria do ácido é menor do que 10-6 mol L-1, a auto-ionização da água precisa
ser considerada.)
Assim, o pH da solução é a concentração em quantidade de matéria inicial do ácido.
Bases fortes
A maioria dos hidróxidos iônicos são bases fortes (por exemplo, NaOH, KOH, e Ca(OH)2.
As bases fortes são eletrólitos fortes e dissociam-se completamente em solução.
O pOH (e, consequentemente, o pH) de uma base forte é dado pela concentração em
quantidade de matéria inicial da base. Tenha cuidado com a estequiometria.
27
Para um hidróxido ser uma base, ele deve ser solúvel.
As bases não têm que conter o íon OH-:
(Na2O, iônico) O2-(aq) + H2O(l)  2 OH-(aq)
(hidretos, iônico) H-(aq) + H2O(l)  H2(g) + OH-(aq)
(nitreto, iônico) N3-(aq) + 3H2O(l)  NH3(aq) + 3OH-(aq)
Ácidos fracos
Os ácidos fracos são apenas parcialmente ionizados em solução. Existe uma mistura de íons e
ácido não-ionizado em solução. Conseqüentemente, os ácidos fracos estão em equilíbrio:
Ácidos polipróticos
Os ácidos polipróticos têm mais de um próton ionizável.
Os prótons são removidos em etapas, não todos de uma só vez:
É sempre mais fácil remover o primeiro próton em um ácido poliprótico do que o segundo.
Conseqüentemente, Ka1 > Ka2 > Ka3 etc.
Bases fracas
As bases fracas removem prótons das substâncias. Existe um equilíbrio entre a base e os íons
resultantes:
28
Exemplo:
A constante de dissociação da base, Kb, é definida como:
Ácidos e bases de Lewis
O ácido de Brønsted-Lowry é umdoador de prótons.
Focando nos elétrons: um ácido de Brønsted-Lowry pode ser considerado um receptor de par
de elétrons.
Ácido de Lewis: receptor de par de elétrons.
Base de Lewis: doador de par de elétrons.
Observe: os ácidos e as bases de Lewis não precisam conter prótons.
Conseqüentemente, a definição de Lewis é a definição mais geral de ácidos e bases.
Os ácidos de Lewis geralmente têm um octeto incompleto (por exemplo, BF3).
Os ácidos de Lewis devem ter um orbital vazio (para o qual os pares de elétrons possam ser
doados).
Os compostos com ligações p podem agir como ácido de Lewis:
H2O(l) + CO2(g)  H2CO3(aq)
Exercícios Cap. 3 Ácidos e bases
1- Qual é a base conjugada de cada um dos seguintes ácidos: HClO4; H2S; PH4+; HCO3- ?. Qual é
o ácido conjugado de cada uma das seguintes bases: CN-; SO42-; H2O; HCO3-?. pág. 568.
2- Calcule a concentração de H+(aq) em a) uma solução na qual [OH-] é 0,010 mol L-1; b) uma
solução na qual [OH-] é 1,8x10-9 mol L-1. Suponha que a temperatura é 25 °C. pág. 572.
3- Calcule os valores de pH: a) para uma solução na qual [OH-] é 0,010 mol L-1; b) uma solução
na qual [OH-] é 1,8x10-9 mol L-1. Suponha que a temperatura é de 25 °C. pág. 574.
29
4- Uma amostra de suco de maça que foi espremido recentemente tem pH de 3,76. Calcule
[H+]. pág. 574.
5- Qual é o pH de a) uma solução de 0,028 mol L-1 de NaOH; b) uma solução de 0,0011 mol L-1
de Ca(OH)2 ?. pág. 577.
6- Um estudante preparou uma solução de 0,10 mol L-1 de ácido fórmico (HCHO2) e mediu seu
pH usando um medidor de pH. Constatou que o pH a 25 °C é 2,38. a) Calcule Ka para o ácido
fórmico nessa temperatura. b) Qual a porcentagem de ácido ionizada nessa solução de 0,10
mol L-1. pág. 579.
7- Calcule a concentração de OH- em uma solução de 0,15 mol L-1 de NH3. pág. 587.
8- Determine se o sal Na2HPO4 formará uma solução ácida ou básica ao se dissolver na água.
pág. 594.
9- Qual a diferencia entre as definições de um ácido de Arrhenius e de Bronsted-Lowry?. b)
NH3(g) e o HCl(g) reagem para formar o sólido iônico NH4Cl(s). Qual substância é o ácido de
Bronsted-Lowry nessa reação?. Qual é a base de Bronsted-Lory. 16.3, pág. 603.
10- Qual é o significado do termo auto-ionização?. Explique por que água pura é uma má
condutora de eletricidade. Diz-se que uma solução aquosa é ácida. O que significa essa
declaração?.
11- O que é um ácido forte?. Uma solução é rotulada como 0,500 mol L-1. Qual é [H+] para a
solução?. Quais das seguintes espécies são ácidos fortes HF; HCl; HBr; HI?. 16.31, pág. 605.
Capitulo 4. Propriedades das soluções
Classificação das Misturas
– Misturas Heterogêneas são aquelas nas quais a mistura não é uniforme tendo regiões de
diferentes composições, isto é, existem fronteiras observáveis entre os componentes. (ex.
Gelo-água, poeira no ar).
– Misturas Homogêneas são aquelas nas quais a mistura é uniforme e composição constante;
Não existem fronteiras observáveis, pois as substâncias são intermiscíveis no nível molecular.
(ex. Sal-água, açúcar-água, ar).
Tipos de misturas homogêneas
Misturas homogêneas podem ser classificadas de acordo com o tamanho das partículas dos
seus constituintes:
30
– Soluções contêm partículas com diâmetros na faixa de 0,1−2,0 nm (tamanho típico de
pequenos íons ou moléculas). Soluções são transparentes. (ex.: sal água, açúcar água, gasolina,
ar)
– Colóides contém partículas com diâmetro na faixa de 2,0–500 nm. São normalmente opacos.
(ex.: leite, nevoeiro, sabão em água)
– Suspensões são misturas tendo partículas grandes; Não são totalmente homogêneas, pois as
partículas podem ser separadas por decantação e são visíveis com microscópios (ex.: sangue,
aerosol).
Tipos de soluções
Soluções são na maioria sólidos ou líquidos dissolvidos em outro líquido, mas outros tipos de
soluções também são possíveis:
Solutos e solventes
Uma solução consiste de um soluto e um solvente:
– soluto — A substância a qual está sendo dissolvida.
– solvente — A substância (normalmente um líquido) que dissolve o soluto.
Normalmente, o solvente é o componente mais abundante na mistura.
Soluto Solvente Solução
31
Forças intermoleculares
-Soluções de dois gases ocorrem devido à tendência natural de um sistema de se tornar mais e
mais desordenado com o tempo (entropia).
-Com a mistura de dois líquidos, ou mistura de sólidos e líquidos, deve-se também considerar
as forças atrativas entre as partículas individuais.
-O fator determinante para se formar uma solução é a energia relativa das forças
intermoleculares do soluto e entre o soluto e o solvente.
Ordem de Energia das forças intermoleculares
– Ligações de hidrogênio— substâncias com ligações O−H e N−H são normalmente solúveis em
água devido as ligações de hidrogênio.
– Forças dipolo-dipolo — solutos polares interagem bem como solventes polares através de
atração das cargas parciais.
– Forças íon – dipolo induzido — responsáveis pela atração entre Fe2+ e moléculas de O2 na
corrente sanguínea; contribuem para a solvatação de íons na água.
– Forças dipolo - dipolo induzido —responsáveis pela solvatação de gases (não polares) em
água (polar).
– Forças de London (dispersão) —a principal força atrativa em soluções de substâncias não
polares
Regra de solubilidade
A regra geral da solubilidade: Água, um solvente polar, dissolve etanol, que também é polar,
mas não dissolve hexano e diclorometano, que são ambos substancias ou moléculas apolares.
– Etanol e água são totalmente miscíveis—totalmente solúveis um no outro em todas as
proporções.
– Hexano e água são imiscíveis—Não se misturam um com o outro.
– Hexano e diclorometano são miscíveis um no outro.
A regra geral na solubilidade é que: “Semelhante dissolve semelhante”
Fatores que afetam a solubilidade
Interações soluto-solvente: Os líquidos polares tendem a se dissolver em solventes polares. As
forças intermoleculares são importantes: água e etanol são miscíveis porque as ligações de
hidrogênio quebradas em ambos os líquidos puros são reestabelecidas na mistura. Quanto
mais ligações polares na molécula, mais facilmente ela se dissolve em um solvente polar.
32
O número de grupos -OH dentro de uma molécula aumenta a solubilidade em água. Quanto
menos polar for a molécula, mais dificilmente ela se dissolve em um solvente polar e melhor
ela se dissolve em um solvente apolar.
O número de átomos de carbono em uma cadeia afeta a solubilidade: quanto mais átomos de
C, menos solúvel em água.
Efeitos da pressão
A solubilidade de um gás em um líquido é uma função da pressão do gás.
Quanto maior for a pressão, mais próximas as moléculas de gás estarão do solvente e maior a
chance da molécula de gás atingir a superfície e entrar na solução. Conseqüentemente, quanto
maior for à pressão, maior será a solubilidade.
Quanto menor a pressão, menor a quantidade de moléculas de gás próximas ao solvente e
menor a solubilidade.
Considere Sg é a solubilidade de um gás, k é uma constante e Pg é a pressão parcial de um gás,
então, a Lei de Henry nos fornece:
As bebidas carbonadas são engarrafadas com uma pressão parcial de CO2 > 1 atm. Ao abrirmos
a garrafa, a pressão parcial de CO2 diminui e a solubilidade do CO2 também diminui.
Conseqüentemente, bolhas de CO2 escapam da solução.
33
Efeitos de temperatura
A solubilidade da maioria dos solutos sólidos na água aumenta à medida que a temperatura da
solução aumenta.
Algumas vezes, a solubilidade diminui quando a temperatura aumenta, por exemplo Ce2(SO4)3.
A solubilidade de gases na água diminui com o aumento da temperatura.
A poluição térmica: se o lago se aquece muito, o O2 torna-se menos solúvel e fica indisponíveis
para os animais.
34
Formas de expressar a concentração
Molaridade (M)
• Molaridade (concentração molar), M (mol L-1):
– Uma solução de molaridade desejada requer um número de moles de soluto dissolvidos em
um desejado volume (moles por litro de solução e não moles por litro de solvente).
– Molaridade é dependente da temperatura, uma vez que volume e densidade são afetados
pela temperatura.Fração Molar, X:
– Frações molares são independentes da temperatura, e são normalmente utilizadas para
expressar concentrações de gases.
Percentuais em Massa (massa %); (w/w)
Partes por milhão, ppm:
Partes por bilhão, ppb:
– Todas elas são independentes da temperatura.
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Percentual em Volume, % (v/v):
– Percentual em Volume é usado mais comumente para misturas de líquidos ou misturas de
gases.
Concentração Molal, ou molalidade, m (mol/kg):
– Visto que molalidade é independente da temperatura, esta unidade é normalmente usada
quando se descrevem propriedades físicas de uma solução.
Exercícios Cap. 4. Propriedades das soluções
1- Determine se cada uma das seguintes substâncias apresentam maior probabilidade de se
dissolver em tetracloreto de carbono (CCl4) ou em água: C7H16; NaSO4; HCl; e I2. pág. 454.
2- Uma solução é preparada dissolvendo-se 13,5 g de glicose (C6H12O6) em 0,100 kg de água.
Qual é a porcentagem em massa de soluto nessa solução?. Encontrou-se que uma amostra de
2,5 g de água de um poço artesiano contém 5,4 mg de Zn2+. Qual a concentração de Zn2+ em
partes por milhão?. pág. 458.
3- Uma solução de ácido clorídrico contém 36 % de HCl em massa. a) Calcule a fração em
quantidade de matéria de HCl na solução. b) Calcule a molalidade de HCl na solução. pág. 460.
4- A água e o glicerol (CH2(OH)CH(OH)CH2OH) são miscíveis em todas as proporções. O que
significa isso?. Compare como o grupo OH em cada álcool contribui para essa miscibilidade?.
13.13, pág. 477.
5- Uma solução de ácido sulfúrico contendo 571,6 g de H2SO4 por litro de solução tem
densidade de 1,329 g cm3. Calcule: (a) a porcentagem em massa; (b) a fração em quantidade
de matéria; (c) a molalidade; (d) concentração em quantidade de matéria de H2SO4 nessa
solução. 13.31, pág. 478.
6- Descreva como você prepararia cada uma das seguintes soluções aquosas, começando com
KBr sólido: a) 0,5 L de KBr 1,5x10-2 mol L-1 b) 1L de uma solução de KBr de 12 % em massa (a
densidade da solução é 1,10 g mL-1; c) uma solução de 0,150 mol L-1 de KBr que contenha KBr
suficiente para precipitar 16,0 g de AgBr de uma solução contendo 0,480 mol de AgNO3.13.37,
pág. 478.K
7- Defina os termos solução, colóides e dispersão. Coloque pelo menos um exemplo para cada
termo.
36
8- Que fatores afetam a solubilidade de uma substância sólida em um líquido. Como esses
fatores afetam a solubilidade de um gás em um líquido. Explique esse comportamento em
ambas às situações a nível molecular. Coloque pelo menos um exemplo para cada situação.
Capitulo 5. Reações em soluções aquosas e estequiometria de soluções
Propriedades gerais das soluções aquosas
Propriedades eletrolíticas:
As soluções iônicas aquosas podem conduzir eletricidade.
A condutividade da solução depende do número de íons dissolvidos.
Podem-se classificar as soluções, quanto a capacidade condutora em:
Eletrólitos fortes,
Eletrólitos fracos e
Não-eletrólitos.
Compostos iônicos em água:
Os íons se dissociam em água.
Em solução, cada íon é rodeado por moléculas de água.
O transporte de íons através da solução provoca o fluxo de corrente.
(A) íons rodeados por moléculas de agua (B) composto molecular (não iônico)
37
Compostos moleculares em água:
Compostos moleculares em água, por exemplo, o CH3OH, não formam íons. Se não existem
íons (espécies eletricamente carregadas) em solução, não existe nada para transportar carga
elétrica.
Eletrólitos fortes e fracos:
Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução. Por exemplo:
Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons quando se dissociam.
Esses íons existem em equilíbrio com uma concentração da substância não-ionizada. Por
exemplo:
Reações de precipitação:
Compostos com íons insolúveis em água.
Reações de dupla troca (metáteses)
As reações de metátese envolvem a troca de íons em solução:
AX + BY  AY + BX.
As reações de metátese levarão a uma alteração na solução se um dos três eventos abaixo
acontecer:
38
forma-se um sólido insolúvel (precipitado),
formam-se eletrólitos fracos ou não-eletrólitos ou
forma-se um gás insolúvel.
Equações iônicas:
Equação iônica: é aquela utilizada para realçar a reação entre os íons.
Equação molecular: é aquela utilizada para listar todas as espécies como moléculas, exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq)  H2O(l) + NaCl(aq)
Equação iônica completa: aquela que lista todos os íons, exemplo:
H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)  H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)
Equação iônica efetiva ou simplificada: aquela que lista somente os íons que reagiram
efetivamente, exemplo:
H+(aq) + OH-(aq)  H2O(l)
Reações ácido-base:
Ácidos:
Dissociação = os íons pré-formados no sólido se separam em solução.
Ionização = uma substância neutra forma íons em solução.
Ácido = substâncias que se ionizam para formar H+ em solução (por exemplo, HCl, HNO3,
CH3CO2H, limão, vitamina C, vitamina A).
Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por exemplo, HCl).
Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por exemplo, H2SO4).
Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos.
Ácidos e bases fortes e fracos:
Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes. Eles estão completamente ionizados em solução.
Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos. Eles estão parcialmente ionizados em solução.
39
Identificando eletrólitos fortes e fracos:
Iônico e solúvel em água = eletrólito forte (provavelmente).
Solúvel em água e não-iônico, mas é um ácido (ou base) forte = eletrólito forte.
Solúvel em água e não-iônico, e é um ácido ou uma base fraca = eletrólito fraco.
Caso contrário, o composto é provavelmente um não-eletrólito.
Identificando eletrólitos fortes e fracos
Reações de neutralização e sais
A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de uma base são misturadas:
HCl(aq) + NaOH(aq)  H2O(l) + NaCl(aq)
Observe que formamos um sal (NaCl) e água.
Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o ânion de um ácido.
A reação de neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz água e um sal.
Reações de oxirredução:
Oxidação e redução
Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions:
Ca(s) +2H+(aq)  Ca2+(aq) + H2(g)
Oxidado: átomo, molécula ou íon torna-se mais carregado positivamente.
A oxidação é a perda de elétrons.
Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos carregado positivamente.
Redução é o ganho de elétrons.
40
Oxidação de metais por ácidos e sais:
Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais:
Mg(s) +2HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g)
Durante a reação, 2H+(aq) é reduzido para H2(g).
Os metais também podem ser oxidados por outros sais:
Fe(s) +Ni2+(aq)  Fe2+(aq) + Ni(s)
Observe que o Fe é oxidado para Fe2+ e o Ni2+ é reduzido para Ni.
Série de atividade:
Alguns metais são facilmente oxidados; outros, não.
Série de atividade: é uma lista de metais organizados em ordem decrescente pela facilidade de
oxidação. Quanto mais no topo da tabela estiver o metal, mais ativo ele é. Qualquer metal
pode ser oxidado pelos íons dos elementos abaixo dele.
41
Concentração de soluções:
Molaridade
Solução: é o soluto dissolvido em algum solvente.
Soluto: está presente em menor quantidade.
A água como solvente = soluções aquosas.
Altera-se a concentração utilizando-se diferentes quantidades de soluto e solvente.
Concentração em quantidade de matéria: Mols de soluto por litro de solução. Se soubermos a
concentração em quantidade de matéria e o volume de solução, podemos calcular a
quantidade de matéria (e a massa) do soluto.
Estequiometria de soluções e analise químico:
Existem dois tipos diferentes de unidades:
unidades de laboratório (unidades macroscópicas: medidas em laboratório);
unidades químicas (unidades microscópicas: referem-se a mols).
Sempre converta inicialmente as unidades de laboratório em unidades químicas.
Gramas são convertidos em mols utilizando-se a massa molar.
O volume ou a quantidade de matéria é convertido em mols utilizando-seC = mol L-1.
Utilize os coeficientes estequiométricos para mover entre reagentes e produtos.
42
Titulação:
Titulações
Suponha que sabemos a concentração em quantidade de matéria de uma solução de NaOH e
que queremos encontrar a concentração em quantidade de matéria de uma solução de HCl.
Sabemos:
a concentração em quantidade de matéria de NaOH, o volume de HCl.
O que queremos?
A concentração em quantidade de matéria de HCl.
O que devemos fazer?
Tome um volume conhecido da solução de HCl, meça o volume em mL de NaOH necessário
para reagir completamente com o HCl na bureta.
O que temos?
O volume de NaOH. Sabemos a concentração em quantidade de matéria do NaOH, então,
podemos calcular a quantidade de matéria de NaOH.
Qual o próximo passo?
Sabemos também que HCl + NaOH  NaCl + H2O. Portanto, sabemos a quantidade de matéria
de HCl.
Podemos finalizar?
Sabendo a quantidade de matéria (HCl) e o volume de HCl (acima de 20,0 mL), podemos
calcular a concentração em quantidade de matéria.
43
Exercícios Cap. 5. Reações em soluções aquosas e estequiometria de soluções
1- Determine qual o precipitado que se forma quando as soluções de BaCl2 e K2SO4 são
misturadas. Escreva a equação química balanceada para a reação. pág. 108.
2- Escreva a equação “iônica simplificada” para a reação de precipitação que ocorre quando
duas soluções de cloreto de cálcio e carbonato de sódio são misturadas. pág. 109.
3- Classifique cada uma das seguintes substâncias dissolvidas como eletrólito forte, eletrólito
fraco, ou não eletrólito: CaCl2, HNO3, C2H5OH (etanol), HCHO2 (ácido fórmico) e KOH. pág. 112.
4- Escreva a “equação molecular” e a “equação iônica simplificada” (ambas balanceadas) para
a reação de alumínio com ácido bromídrico. pág. 118.
5- Uma solução de cloreto de ferro (II) oxidará o magnésio metálico?. Se a oxidação ocorrer,
escreva a equação molecular e a equação iônica simplificada (ambas balanceadas) para a
reação. pág. 120.
6- Calcule a concentração em quantidade de matéria de uma solução preparada a partir da
dissolução de 23,4 g de sulfato de sódio (Na2SO4) em água suficiente para perfazer 125 mL de
solução. pág. 122.
7- Quantos gramas de Na2SO4 são necessários para preparar 0,350 L de solução 0,500 mol L-1
de Na2SO4. pág. 124.
8- Quantos mililitros de solução 3,00 mol L-1 de H2SO4 são necessários para preparar 450 mL de
solução 0,10 mol L-1 de H2SO4?. pág. 126.
9- Quantos gramas de Ca(OH)2 são necessários para neutralizar 25 mL de 1,00 mol L-1 de
HNO3?. pág. 127.
10- A quantidade de Cl- em um reservatório de água é determinada titulando-se a amostra
com Ag+.
Ag+(aq) + Cl-(aq)  AgCl(s)
Quantas gramas de íon cloreto existem em uma amostra de água se são necessários 20,2 mL
de 0,100 mol L-1 de Ag+ para reagir com todo o cloreto na amostra?. Se a amostra tem uma
massa de 10,0 g, qual a porcentagem de Cl- presente?. pág. 129.
11- Um método comercial usado para descascar batatas é fundá-las em uma solução de NaOH
por curto período, removê-las da solução e retirar a casaca com jatos de água. A concentração
de NaOH fica normalmente na faixa entre 3 e 6 mol L-1. NaOH é analisado periodicamente. Em
uma dessas análises, foram necessários 45,7 mL de uma solução 0,500 mol L-1 de H2SO4 para
neutralizar 20,0 mL de uma amostra de solução de NaOH. Qual a concentração da solução de
NaOH?. pág. 130.
12- Uma amostra de 70,5 mg de fosfato de potássio é adicionada a 15 mL de 0,050 mol L-1 de
nitrato de prata, resultando na formação de um precipitado. a) Escreva a equação molecular
44
para essa reação. b) Qual é o reagente limitante na reação?. c) Calcule o rendimento teórico
em gramas do precipitado formado. pág. 130.
13- A pesar de a água pura ser mal condutor de eletricidade, é aconselhável não se operar
aparelhos elétricos perto dela. Por quê? . 4.1, pág. 132.
14- Descreva como cada um dos seguintes eletrólitos fortes ionizam-se ou dissociam-se em
íons na dissolução em água: (a) ZnCl2; (b) HNO3; (c) K2SO4; (d) Ca(OH)2. 4.5, pág. 132.
15- Usando as regras de solubilidade, diga se cada um dos seguintes compostos é solúvel ou
insolúvel em água: (a) NiCl2; (b) Ag2S; (c) Cs3PO4; (d) SrCO3; (e) (NH4)2SO4. 4.11, pág. 133.
16- Ocorre precipitação quando soluções a seguir são misturados?. Caso ocorra, escreva a
equação química balanceada. (a) Na2CO3 e AgNO3; (b) NaNO3 e NiSO4; (c) FeSO4 e Pb(NO3)2.
4.13, pág. 133.
17- Amostras separadas de uma solução de um sal desconhecido são tratadas com soluções
diluídas de HBr, H2SO4 e NaOH. Forma-se precipitado apenas com H2SO4. Qual dos seguintes
cátions a solução poderia conter: K+; Pb2+ ou Ba2+?. 4.17, pág. 133.
18- Classifique cada um dos seguintes itens como ácido forte, fraco ou base: (a) HClO4; (b)
HClO2; (c) NH3; (d) Ba(HO)2. 4.23, pág. 133.
19- Escreva a equação molecular e a equação iônica simplificada (ambas balanceadas) para as
reações de: (a) manganês com ácido sulfúrico; (b) cromo com ácido bromídrico; (c) estanho
com ácido clorídrico; (d) alumínio com ácido fórmico (HCHO2). 4.43, pág. 134.
20- O ácido acético puro, conhecido como ácido acético glacial, é um líquido com densidade de
1,049 g mL-1 a 25 C. Calcule a concentração em quantidade de matéria de uma solução de
ácido acético preparada pela dissolução de 20,0 mL de ácido acético glacial a 25 C em
quantidade suficiente de água para perfazer um volume de 250,0 mL de solução. 4.63, pág.
135.
21- Uma amostra de 0,5895 g de hidróxido de magnésio impuro é dissolvida em 100,0 mL de
uma solução de 0,205 mol L-1 de HCl. Necessita-se então de 19,85 mL de 0,1020 mol L-1 de
NaOH para neutralizar o excesso de ácido. Calcule a porcentagem em massa de hidróxido de
magnésio na amostra, supondo que ele é a única substância que reage com a solução aquosa
de HCl. 4.75, pág. 136.
45
Capitulo 6. Cinética Química.
Fatores que afetam a velocidade das reações.
A cinética é o estudo da velocidade na qual as reações químicas ocorrem.
Existem quatro fatores gerais que afetam as velocidades das reações:
o estado físico do reagente;
as concentrações dos reagentes;
a temperatura na qual a reação ocorre;
a presença de um catalisador.
Velocidade das reações:
Existem duas maneiras de medir a velocidade da reação A + B:
a velocidade na qual o produto é formado (por exemplo, a variação na quantidade de matéria
de B por unidade de tempo). De modo matemático:
a velocidade na qual os reagentes são consumidos (por exemplo, a variação na quantidade de
matéria de A por unidade de tempo). O sinal negativo indica que [A] está diminuindo.
Variação da concentração com o tempo:
As unidades mais utilizadas para a velocidade são observar a concentração em quantidade de
matéria. Já que o volume é constante, a concentração em quantidade de matéria e a
quantidade de matéria são diretamente proporcionais.
Considere a reação a seguir:
C4H9Cl(aq) + H2O(l)  C4H9OH(aq) + HCl(aq) (Hidrolise de cloreto de alquila)
46
A velocidade de uma reação química:
Variação da concentração com o tempo. Podemos calcular a velocidade média em termos do
desaparecimento do C4H9Cl.
A unidade para a velocidade média é mol L-1 s-1.
A velocidade média diminui com o tempo.
Representamos graficamente [C4H9Cl] versus tempo.
A velocidade a qualquer instante de tempo (velocidade instantânea) é a inclinação da tangente
da curva (derivada).
A velocidade instantânea é diferente da velocidade média.
Geralmente chamamos a velocidade instantânea de velocidade.
Velocidade de reação e a estequiometria
Para a reação:
C4H9Cl(aq) + H2O(l)  C4H9OH(aq) + HCl(aq)
Sabemos que:
47
A estequiometria da reação é de 1:1. E se a estequiometria fosse diferente?. É o caso da
reação: 2HI(g) → H2(g) + I2(g). A velocidade de desaparecimento do HI é duas vezes a
velocidade de formação do H2 ou I2.
Velocidade geral de uma reação química:
Em geral, para reações do tipo;
a A + b B → c C + d D. A velocidade da reação = velocidade de desaparecimento dos reagentes
= velocidade de aparição dos produtos
Em geral, as velocidades aumentam à medida queas concentrações aumentam.
NH4+(aq) + NO2-(aq) → N2(g) + 2H2O(l)
Efeito da concentração: Lei de velocidade
Para a reação: NH4+(aq) + NO2-(aq)  N2(g) + 2H2O(l) (ver tabela anterior)
observamos que:
à medida que a [NH4+] duplica com a [NO2-] constante, a velocidade dobra,
à medida que a [NO2-] duplica com a [NH4+] constante, a velocidade dobra,
48
concluímos que:
onde k é a constante de velocidade.
Expoentes na lei de velocidade
Para uma reação geral com a lei da velocidade
Os expoentes m e n são chamados de ordem de reação:
A ordem global da reação é m + n + …
Uma reação pode ser de ordem zero se m, n, … são zero.
Os valores dos expoentes m, n, devem ser determinados experimentalmente. Eles não estão
simplesmente relacionados com a estequiometria.
Uso da velocidade inicial para determinar as leis de velocidade:
Uma reação é de ordem zero para um reagente se a variação da concentração daquele
reagente não produz nenhum efeito na velocidade de reação.
Uma reação é de primeira ordem se, ao dobrarmos a concentração desse reagente, a
velocidade de reação dobra seu valor.
Uma reação é de segunda ordem se, ao dobrarmos a concentração desse reagente, a
velocidade de reação aumenta em um fator de 2.
Observe que a constante de velocidade não depende da concentração.
Reações de primeira ordem:
A reação de primeira ordem é aquela que dependente da concentração de um único reagente
elevado a potência 1, isto é, a velocidade duplica à medida que a concentração de um
reagente dobra. De modo matemático:
49
A representação gráfica dessa equação matemática que descreve uma reação química de
primeira ordem: ln[A]t versus t, será uma linha reta com inclinação -k (constante de velocidade
especifica) e intercepta em ln[A]0 (concentração inicial de A).
Para reações de primeira ordem:
k tem unidade de s-1. Observe o gráfico da figura b. A reação obedece a equação matemática
de primeira ordem, portanto, a lei cinética de velocidade da reação é de primeira ordem.
Reações de segunda ordem:
Uma reação de segunda ordem v (velocidade da reação) depende da concentração do
reagente elevado à segunda potência.
Um gráfico de 1/[A]t versus t é uma linha reta com inclinação k e intercepta 1/[A]0.
Observação: para uma reação de segunda ordem, um gráfico de ln[A]t versus t não é linear.
Portanto, a primeira ordem cinética não é valida.
Reações de segunda ordem:
50
k tem unidade de M-1 s-1 = L mol-1 s-1
Meia vida:
Meia-vida é o tempo que a concentração de um reagente leva para diminuir para a metade do
seu valor inicial, [A]t1/2 = 1/2[A]0.
Para um processo de primeira ordem, t½ é o tempo gasto para [A]0 alcançar ½[A]0.
é possível chegar a;
Para uma reação de segunda ordem, a meia-vida depende da concentração inicial:
Efeito da temperatura:
A maior parte das reações químicas ficam mais rápidas à medida que a temperatura aumenta.
Uma vez que a lei da velocidade (v = k concentração de reagentes) não contém nenhum termo
de temperatura, por tanto, a constante de velocidade deve depender da temperatura.
Considere a reação de primeira ordem CH3NC  CH3CN.
À medida que a temperatura aumenta de 190°C para 250°C a constante de velocidade
aumenta de 2,52 × 10-5 s-1 para 3,16 × 10-3 s-1. O efeito da temperatura é bastante dramático.
Por quê?.
Modelo das colisões:
O modelo de colisão, baseado na teoria cinético molecular, explica os efeitos da concentração
e da temperatura no nível molecular.
Em gases ocorrem cerca de 1030 colisões por segundo.
51
Se cada colisão produzisse uma reação química, a velocidade seria de cerca de 106 M s-1.
As velocidades reais são da ordem de 104 M s-1(muito rápidas). Entretanto, apenas uma fração
das colisões origina uma reação química.
Para que uma reação ocorra deve existir uma redistribuição de energia suficiente para quebrar
certas ligações nas moléculas dos reagentes.
Modelo de colisão:
Quanto mais alta a temperatura, maior energia disponível para as moléculas e maior a
velocidade (força durante a colisão). A complicação consiste em que nem todas as colisões são
efetivas, ou seja, levam a produtos. Portanto, este fator não é o único que favorece que ocorra
uma colisão efetiva. Na realidade, somente uma pequena fração das colisões são efetivas.
Portanto, é necessário considerar outros fatores.
Por exemplo, fator orientação;
Para que uma reação ocorra, as moléculas do reagente devem colidir com a orientação correta
e com energia suficiente para formar os produtos.
Considere por exemplo a reação:
N2O + NO  NO2 + N2
Para que esta reação aconteça, existem três maneiras possíveis para que as moléculas de N2O
e NO possam colidir; uma é efetiva.
Observe na figura seguinte as possibilidades de colidir para esta reação;
Somente a primeira orientação origina uma colisão efetiva.
52
Energia de ativação:
(Svante Arrhenius - 1888): Mencionou que as moléculas devem possuir uma quantidade
mínima de energia para que elas reajam. Por quê?
Para que formem produtos, as ligações dos reagentes devem ser quebradas. A quebra de
ligação requer energia cinética.
Com pouca energia as moléculas simplesmente batem entre si sem mudar;
Para que reajam as moléculas que colidem devem ter energia cinética total igual ou superior a
um valor “mínimo”.
Esse valor é a chamada energia de ativação, Ea, ela é a energia mínima necessária para iniciar
uma reação química. Este valor de energia varia entre as reações químicas.
Exemplo: Considere o rearranjo da isonitrila de metila:
Na H3C-NαC, a ligação C-NαC dobra-se até que a ligação C-N se quebre e a parte NαC esteja
perpendicular à parte H3C. Esta estrutura é denominada de complexo ativado ou estado de
transição.
A energia necessária para a dobra e a quebra acima é a energia de ativação, Ea.
Uma vez que a ligação C-N é quebrada, a parte NαC pode continuar a girar formando uma
ligação C-CαN. (Ver figura a seguir)
Energia de ativação
A variação de energia para uma reação química é a diferença na energia entre CH3NC e CH3CN.
A energia de ativação é a diferença de energia entre os reagentes, CH3NC e o estado de
transição.
53
A velocidade depende da Ea.
Observe que se uma reação direta é exotérmica (CH3NC  CH3CN), então a reação inversa é
endotérmica (CH3CN  CH3NC).
A barreira energética para a reação inversa é ΔE + Ea.
Teoria do Estado de Transição:
O complexo ativado é uma espécie hipotética que ocorre entre os reagentes e produtos no
ponto máximo do diagrama chamado de estado de transição.
Energia de ativação:
Como uma molécula de isonitrila de metila ganha energia suficiente para superar a barreira de
energia de ativação?
A partir da teoria cinética molecular, sabemos que, à medida que a temperatura aumenta, a
energia cinética total aumenta. Podemos mostrar que a fração de moléculas, f, com energia
igual ou maior do que Ea é :
onde R é a constante dos gases (8,314 J mol-1 K-1).
54
Efeito da temperatura nas reações químicas:
Equação de Arrhenius; Svante Arrhenius descobriu que a maior parte dos dados experimentais
de velocidade de reação obedecem a equação:
k é a constante de velocidade, Ea é a energia de ativação, R é a constante dos gases, T é a
temperatura absoluta, e A é chamado de fator de frequência.
A é uma medida da probabilidade de uma colisão favorável, a medida que Ea aumenta k
diminui pois f é menor.
Se tivermos muitos dados experimentais, podemos determinar Ea e A graficamente
reformulando a equação de Arrhenius:
N2O5(CCl4) → N2O4(CCl4) + ½ O2(g)
A partir da reação acima, um gráfico de ln k versus 1/T terá uma inclinação de –Ea/R e
interceptação de ln A.
Catalise:
Um catalisador faz variar a velocidade de uma reação química sem que sofra variação química
permanente.
Existem dois tipos de catalisadores:
Homogêneo;
Heterogêneo.
O peróxido de hidrogênio decompõe-se muito devagar:
55
2H2O2(aq)  2H2O(l) + O2(g)
Na presença do íon de bromo, a decomposição ocorre rapidamente:
2Br-(aq) + H2O2(aq) + 2H+(aq)  Br2(aq) + 2H2O(l).
O Br2(aq) é marrom.
Br2(aq) + H2O2(aq)  2Br-(aq)+ 2H+(aq) + O2(g).
O Br- é um catalisador.
Catálise homogênea
O catalisador e a reação estão em uma mesma fase. Geralmente, os catalisadores atuam
diminuindo a energia de ativação para uma reação.
Os catalisadores podem agir aumentando o número de colisões efetivas.
Isto é, a partir da equação de Arrhenius: os catalisadores aumentam k através do aumento de
A ou da diminuição de Ea.
Um catalisador pode adicionar intermediários à reação.
Exemplo: Na presença de Br-, Br2(aq) é produzido como um intermediário na decomposição de
H2O2.
Quando um catalisador adiciona um intermediário, as energias de ativação para ambas as
etapas devem ser mais baixas do que a energia de ativação para a reação não catalisada.
Catálise heterogênea
O catalisador está em uma fase diferente dos reagentes e produtos.
Exemplo típico: catalisador sólido, reagentes e produtos gasosos (conversores catalíticos em
carros).
A maioria dos catalisadores industriais são heterogêneos.
A primeira etapa é a adsorção (a ligação de moléculas do reagente à superfície do catalisador).
As espécies adsorvidas (átomos e íons) são muito reativas.
As moléculas são adsorvidas nos sítios ativos na superfície do catalisador.
Considere por exemplo a hidrogenação do etileno:
C2H4(g) + H2(g)  C2H6(g), H = -137 kJ/mol.
56
A reação é lenta na ausência de um catalisador.
Na presença de um catalisador metálico (Ni, Pt ou Pd) a reação ocorre rapidamente à
temperatura ambiente.
Primeiro as moléculas de etileno e de hidrogênio são adsorvidas nos sítios ativos na superfície
metálica.
A ligação H-H se quebra e os átomos de H migram para a superfície do metal.
Quando um átomo de H colide com uma molécula de etileno na superfície, a ligação C-C se
quebra e uma ligação C-H se forma.
Quando o C2H6 é formado, ele se solta da superfície.
Quando o etileno e o hidrogênio são adsorvidos em uma superfície, necessita-se de menos
energia para quebrar as ligações e a energia de ativação para a reação é reduzida.
Enzimas:
As enzimas são catalisadores biológicos específicos.
A maior parte das enzimas são moléculas de proteínas com massas moleculares grandes
(10.000 a 106 u).
As enzimas têm formas muito específicas.
A maioria das enzimas catalisa reações muito específicas.
Os substratos sofrem reação no sítio ativo de uma enzima.
Um substrato se tranca dentro de uma enzima e ocorre uma rápida reação.
Os produtos, então, saem da enzima.
Apenas os substratos que cabem dentro da “fechadura” da enzima podem ser envolvidos na
reação (especificidade).
Se uma molécula se liga firmemente a uma enzima para que outro substrato não possa
desalojá-la, então o sítio ativo é bloqueado e o catalisador é inibido (inibidores de enzimas).
O número de eventos catalisados é grande para enzimas (103 - 107 por segundo).
Apenas os substratos que cabem dentro da “fechadura” da enzima podem ser envolvidos na
reação (especificidade).
Se uma molécula se liga firmemente a uma enzima para que outro substrato não possa
desalojá-la, então o sítio ativo é bloqueado e o catalisador é inibido (inibidores de enzimas).
57
O número de eventos catalisados é grande para enzimas (103 - 107 por segundo).
Exercícios Cap. 6. Cinética Química
1- Usando a figura a seguir calcule a velocidade de desaparecimento do C4H9Cl quanto t=0 (a
velocidade inicial). Dados [C4H9Cl]0 = 0,10 mol L-1. Reação: C4H9Cl(aq) + H2O(l)  C4H9OH(aq) +
HCl(aq). pág. 486.
2- Como a velocidade de desaparecimento do ozônio relaciona-se com a velocidade de
desaparecimento do oxigênio na seguinte equação:
2O3(g)  3O2(g)
Se a velocidade de aparecimento de O2, [O2]/t, é 6,0 x 10-5 mol L-1 s-1 em determinado
instante, qual é o valor da velocidade de desaparecimento de O3, -[O3]/t, nesse mesmo
instante?. pág. 488.
3- A velocidade inicial de uma reação A + B  C foi medida pelo método das velocidades
inicias usando experiências com diferentes concentrações iniciais de A e B, e os resultados são
como seguem:
58
Número de
experiências
[A] (mol L-1) [B] (mol L-1) Velocidade inicial
(mol L-1 s-1)
1 0,100 0,100 4,0 x 10-5
2 0,100 0,200 4,0 x 10-5
3 0,200 0,100 16,0 x 10-5
Usando esses dados, determine (a) a lei de velocidade para a reação; (b) a magnitude da
constante de reação; (c) a velocidade de reação [A] = 0,050 mol L-1 e [B] = 0,100 mol L-1. pág.
493.
4- A constante de velocidade de primeira ordem para a decomposição de determinado
inseticida em água a 12 C é 1,45 ano-1. Certa quantidade desse inseticida é carregada pela
água para um lago em 1º de junho, levando a uma concentração de 5,0 x 10-7 g cm3 de água.
Suponha que a temperatura média do lago seja 12 C. (a) Qual será a concentração inseticida
em 1º junho do ano seguinte?. (b) Quanto tempo levará para a concentração do inseticida cair
para 3,0 x 10-7 g cm-3?. pág. 495.
5- Os seguintes dados foram obtidos para a decomposição na fase gasosa de dióxido de
nitrogênio a 300 C, NO2(g)  NO(g) + ½ O2(g): pág 497.
Tempo (s) [NO2] (mol L-1)
0,0 0,01000
50,0 0,00787
100,0 0,00649
200,0 0,00481
300,0 0,00380
A reação é de primeira ou segunda ordem em NO2?. Ver figuras a seguir:
59
6- A seguinte tabela mostra as constantes de velocidade para o rearranjo de isonitrila a várias
temperaturas (esses são os dados da figura a seguir). (a) A partir desses dados, calcule a
energia de ativação para a reação. (b) Qual é o valor da constante de velocidade a 430 K?. pág.
505.
Temperatura (C) k (s-1)
189,7 2,52 x 10-5
198,9 5,25 x 10-5
230,3 6,30 x 10-4
251,2 3,16 x 10-3
7- O ácido fórmico (HCOOH) decompõe-se na fase gasosa a temperaturas elevadas como a
seguir:
HCOOH(g)  CO2(g) + H2(g)
A reação de decomposição é determinada como sendo de primeira ordem. Um gráfico de
pressão parcial de HCOOH vs tempo para a decomposição a 838 K é mostrado como a curva
vermelha da figura a seguir. Quando uma pequena quantidade de ZnO sólido é adicionada à
câmara de reação, a pressão parcial do ácido vs tempo varia como mostrado pela curva azul da
figura. (a) Estime a meia-vida e a constante de velocidade de primeira ordem para a
decomposição do ácido fórmico; (b) O que você pode concluir do efeito da adição de ZnO na
decomposição do ácido fórmico?. pág. 518.
60
8- Qual o significado do termo velocidade de reação?. Dê três fatores que afetam a velocidade
de uma reação química. Qual a informação necessária para relacionar o desaparecimento dos
reagentes na velocidade de aparecimento dos produtos?. 14.1, pág. 521.
9- A isomerização da isonitrila (CH3NC) à acetonitrila (CH3CN) foi estudada na fase gasosa a 215
C, e os seguintes dados foram obtidos:
Tempo (s) [CH3NC] (mol L-1)
0,00 0,01650
2,00 0,01100
5,00 0,00591
8,00 0,00314
12,00 0,00137
15,00 0,00074
Calcule a velocidade de reação média da reação, em mol L-1 s-1, para o intervalo de tempo
entre cada medida.
10- Uma reação A + B  C obedece à seguinte lei de reação: v = k [A]2 [B]. (a) Se [A] é dobrada,
como variará a velocidade da reação?. (b) Quais são as ordens de reação para A e B?. Qual é a
ordem total?. (c) Qual a unidade da constante de velocidade?. 14.13. pág. 522.
11- Defina os seguintes símbolos encontrados nas equações de velocidade: [A]o, t½, k. Qual a
grandeza que, quando colocada em um gráfico versus tempo produzirá uma reta para uma
reação de primeira ordem?. 14.27. pág. 524.
12- Qual é a ideia central do modelo das colisões?. Quais fatores determinam que uma colisão
entre duas moléculas levem à colisão efetiva?. De acordo com o modelo das colisões, por que
a temperatura afeta o valor da constante de velocidade?. 14.39. pág. 525.
13- Qual parte do perfil de energia de uma reação é afetada por um catalisador?. Qual é a
diferencia entre um catalisador homogêneo e um heterogêneo?. 14.63. pág. 526.
61
14- A energia de ativação de uma reação não-catalisada é 95 kJ mol-1. A adição de um
catalisador diminui a energia de ativação para 55 kJ mol-1. Supondo que o fator de colisão
permaneça o mesmo, por qual fator o catalisador aumenta a velocidade de reação (a) 25 C;
(b) 125C. [14.73]. pág. 527.
Capitulo 7. Equilíbrio químico
Conceito de equilíbrio:
Considere o gás tetraóxido de dinitrogênio (N2O4) num tubo selado quando gelado ele é
incolor. Quando aquecido acida de seu ponto de ebulição (21,2 °C) a temperatura ambiente,
ele se decompõe em NO2 de cor marrom, segundo a seguinte equação química:
N2O4(g) → 2NO2(g)
Em um determinado momento, a cor para de se alterar e temos a mistura de N2O4 e NO2
O equilíbrio químico e o ponto em que as concentrações de todas as espécies se tornam
constantes.
Utilizando o modelo das colisões:
A medida que a quantidade de NO2 aumenta, há uma chance de duas moléculas de NO2 se
colidirem para formar N2O4.
No início da reação, não existe nenhum NO2 então não ocorre a reação inversa 2NO2 (g) →
N2O4 (g).
O ponto no qual a velocidade de decomposição:
62
N2O4(g) → 2NO2(g)
se iguala à velocidade de dimerização:
2NO2(g) → N2O4(g).
é o equilíbrio dinâmico.
O equilíbrio é dinâmico porque a reação não para: as velocidades das reações direta e inversa
se tornam iguais.
Considere o N2O4 congelado: apenas o sólido branco está presente. Ao nível microscópico,
estão presentes apenas moléculas de N2O4.
À medida que a substância se esquenta, ela começa a se decompor:
N2O4(g) → 2NO2(g)
Uma mistura de N2O4 (inicialmente presente) e NO2 (inicialmente formado) mostra-se marrom
claro.
Quando moléculas de NO2 estão em concentração suficiente, elas podem reagir para formar
N2O4:
2NO2(g) → N2O4(g).
No equilíbrio, tanto N2O4 reage para formar NO2 quanto NO2 reage para formar outra vez
N2O4:
A seta dupla significa que o processo é dinâmico, e que está em equilíbrio. Considere:
Reação direta: A → B Velocidade = kd[A]
Reação inversa: B → A Velocidade = ki[B]
No equilíbrio kd[A] = ki[B].
A constante de equilíbrio:
Considere o processo de Haber-Boch
N2O4(g) 2NO2(g)
N2O4(g) 2NO2(g)
63
Se começarmos com uma mistura de nitrogênio e hidrogênio (em quaisquer proporções), a
reação alcançará o equilíbrio com uma concentração constante de nitrogênio, hidrogênio e
amônia.
No entanto, se começarmos apenas com amônia e nenhum nitrogênio ou hidrogênio, a reação
prosseguirá e N2 e H2 serão produzidos até que o equilíbrio seja alcançado.
Não importa a composição inicial de reagentes e produtos, a mesma proporção de
concentrações é alcançada no equilíbrio.
Para uma reação geral na fase gasosa
A expressão da constante de equilíbrio é:
onde Keq é a constante de equilíbrio
Keq é baseado nas concentrações em quantidade de matéria de reagentes e produtos no
equilíbrio.
Geralmente omitimos as unidades na constante de equilíbrio
Observe que a expressão da constante de equilíbrio tem produtos sobre reagentes.
O mesmo equilíbrio é estabelecido não importando como a reação começou.
Ordem de grandeza das constantes de equilíbrio:
A constante de equilíbrio, K, é a razão entre a concentração de produtos e reagentes
aA + bB cC + dD
ba
dc
eq
PP
PP
K
BA
DC
64
Consequentemente, quanto maior for K, mais produtos estarão presentes no equilíbrio
De modo inverso, quanto menor for K, mas reagentes estarão no equilíbrio
Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio, e o equilíbrio encontra-se deslocado à
direita.
Se K <<1, então os reagentes predominam no equilíbrio, e o equilíbrio encontra-se deslocado à
esquerda.
O sentido da equação química e Keq
Um equilíbrio pode ser abordado a partir de qualquer sentido;
Exemplo:
Tem
No sentido inverso
N2O4(g) 2NO2(g)
46.6
42
2
ON
2
NO 
P
P
Keq
2NO2(g) N2O4(g)
46.6
1
155.0
2
NO
ON
2
42 
P
P
Keq
65
Exercícios: Cap. 7. Equilíbrio Químico
1) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para (a) H2(g) + I2(g)  2HI(g); (b) Cd2+(aq) +
4Br-(aq)  CdBr42-(aq). pág. 538.
2) A constante de equilíbrio para a reação H2(g) + I2(g)  2HI(g) varia com a temperatura
como segue: Keq = 794 a 298 K; Keq= 54 a 700 K. A formação de HI é mais favorecida a
temperatura mais alta ou mais baixa?. pág. 538.
3) Para a formação de NH3 a partir de N2 e H2, N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g), Keq= 4,34 x10-3 a 300
C. Qual é o valor de Keq para a reação inversa?. pág. 539.
4) Dada a seguintes informações: pág. 540.
HF(aq)  H+(aq) + F-(aq) Keq=6,8 x 10-4
H2C2O4(aq)  2H+(aq) + C2O42-(aq) Keq=3,8 x 10-6
Determine o valor da constante de equilíbrio para a seguinte reação:
2HF(aq) + C2O42-  2F-(aq) + H2C2O4(aq)
5) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para cada uma das seguintes reações: pág.
543.
(a) CO2(g) + H2(g)  CO2(g) + H2O(l)
(b) SnO2(s) + 2CO(g)  Sn(s) + 2CO2(g)
(c) Sn(s) + 2H+(aq)  Sn2+(aq) + H2(g)
6) Dissolve-se uma quantidade de amônia suficiente em 5,00 L de água a 25 C para produzir
uma solução de 0,0124 mol L-1 de amônia. A solução é mantida até que atinja o equilíbrio. A
análise da mistura em equilíbrio mostra que a concentração de OH- é de 4,64 x10-4 mol L-1.
Calcule a Keq a 25 C para essa reação. pág. 545.
NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq)
8) A 448 C a constante de equilíbrio, Keq, para a reação é 51.
H2(g) + I2(s)  2HI (g)
Determine como a reação prosseguirá para atingir o equilíbrio a 448 C se começarmos com
2,0 x10-2 mol de HI, 1,0 x10-2 mol de H2 e 3,0 x10-2 mol de I2 em um recipiente de 2,00 L. pág
546.
9) Um frasco de 1,00 L é preenchido com 1,00 mol de H2 e 2,00 mols de I2 a 448 C. O valor da
constante de equilíbrio, Keq, para a reação:
H2(g) + I2(g)  2HI(g)
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A 448 C é 50,5. Quais são as pressões parciais de H2, I2 e HI no frasco no equilíbrio?. pág. 548.
10) Considere o seguinte equilíbrio:
N2O4(g)  2NO2(g)
Em qual sentido o equilíbrio se deslocará quando cada uma das seguintes variações for feita ao
sistema no equilíbrio: (a) adição de N2O4; (b) remoção de NO2; (c) aumento da pressão total
pela adição de N2; (d) aumento do volume; (e) diminuição da temperatura. Pág. 554.
11) Quando as seguintes reações chegam ao equilíbrio, a mistura em equilíbrio contém mais
reagentes ou mais produtos?. 15.9; pág. 559.
a) N2(g) + O2(g)  2NO(g); Keq=1,5x10-10
b) 2SO2(g) + O2(g)  2SO3(g); Keq=2,5x10-9
12) Uma mistura de 0,10 mol de NO, 0,50 mol de H2 e 0,10 mol de H2O é colocada em um
recipiente de 1,0 L a 300 K. O seguinte equilíbrio é estabelecido:
2NO(g) + 2H2(g)  N2(g) + 2HN2O(g)
No equilíbrio, PNO=1,53 atm. (a) calcule as pressões parciais de H2, N2 e H2O. (b) Calcule a Keq.
15.23, pág. 560.
13) A 2000 C a constante de equilíbrio para a reação. (15.33; pág. 560).
Br2(g)  2Br(g); Keq=0,133
Um recipiente de 0,200 L contendo uma mistura em equilíbrio dos gases tem 0,245 g de Br2(g).
Qual é a massa de Br(g) no recipiente?.
Para a reação:
H2(g) + I2(g)  2HI(g); Keq=55,3 a 700 K.
Em um frasco de 0,200 L contendo uma mistura em equilíbrio dos três gases, existem 0,056 g
de H2 e 4,36 g de I2. Qual é a massa de HI no frasco?.
Capitulo 8. Eletroquímica
Reações de oxirredução
O Zn adicionado ao HCl produz a reação espontânea
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g).
O número de oxidação do Zn aumentou de 0 para 2+.
O número de oxidação do H reduziu de 1+ para 0.
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O Zn é oxidado a Zn2+ enquanto o H+ é reduzido a H2.
O H+ faz com que o Zn seja oxidado e é o agente de oxidação.
O Zn faz com que o H+ seja reduzido e é o agente de redução.
Observe que: o agente de redução é oxidado e o agente de oxidação é reduzido.
Balanceamento de reações de oxirredução
Lei da conservação de massa: a quantidade de cada elemento presente no início da reação
deve estar presente no final.
Conservação da carga: os elétrons não são perdidos nem criados em uma reação química,
apenas trocados.
Semi-reações
As semi-reações são um meio conveniente de separar reações de oxidação e de redução.
Para a reação:
Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) → Sn4+(aq) + 2Fe2+(aq)
As semi-reações são:
Sn2+(aq) → Sn4+(aq) +2e-
2Fe3+(aq) + 2e- → 2Fe2+(aq)
Oxidação: os elétrons são produtos.
Redução: os elétrons são reagentes.
Células voltaicas
A energia liberada em uma reação de oxi-redução espontânea é usada para executar trabalho
elétrico.
Células voltaicas ou galvânicas