Baixe Físico - química e outras Notas de estudo em PDF para Química, somente na Docsity! Química Aplicada às Ciências Naturais III Nelson Antônio Sá Santos Impressão: Gráfica Editora J. Andrade Ltda Rua Lagarto, 322 - Centro - Aracaju / SE Telefone: (79) 3211-1717 Copyright © Universidade Tiradentes Autor: Nelson Antônio Sá Santos Revisão de Texto: 1ª revisão: Ancejo Santana Resende 2ª revisão: Alfredo Luiz Menezes Portugal Castro 3ª revisão: Maria Amália Façanha Berger Capa: Rebecca Wanderley N. Agra Silva Folha de Rosto: Walmir Oliveira Santos Júnior Ilustrações: Adelson Tavares de Santana Walmir Oliveira Santos Júnior Wandeth Graziaany Soto Tello Jaciuk Editoração Eletrônica: Alexandre Meneses Chagas Ancelmo Santana dos Santos Astolfo Marques Pinto Bandeira Claudivan da Silva Santana Edivan Santos Guimarães Redação: PROEAD - Pró-Reitoria Adjunta de Ensino a Distância Av. Murilo Dantas, 300 - Farolândia - Prédio da Reitoria - Sala 40 CEP: 49.032-490 - Aracaju - SE - Tel.: (79) 3218-2186 E-mail: infopread@unit.br Site: http://www.proead.unit.br S111q Santos, Nelson Antônio Sá Química aplicada às ciências naturais III./ Nelson Antônio Sá Santos. - Aracaju : UNIT, 2008. 184 p. : il. Inclui bibliografia 1. Química aplicada. 2.Ciências naturais. I. Universidade Tiradentes (UNIT). Pró-Reitoria Adjunta de Ensino a Distância. II. Título. CDU: 54.004(076.5) 5 4.4.1 Efeito da concentração..................................................................... 117 4.4.2 Efeito da pressão ............................................................................ 119 4.4.3 Efeito da temperatura ...................................................................... 120 4.4.4 Efeito de catálise ........................................................................... 121 Atividade 30......................................................................................... 121 4.4.5 Efeito do íon comum ....................................................................... 122 4.5 Equilíbrios que envolvem ácidos e bases ....................................................... 123 4.6 Constante de ionização de um ácido e de dissociação de uma base ....................... 124 4.6.1 Definições de ácidos e bases .............................................................. 124 4.7 A força dos ácidos e das bases .................................................................... 128 Atividade 31......................................................................................... 131 4.8 Equilíbrio iônico .................................................................................... 132 4.8.1 Equilíbrio iônico da água pura............................................................. 132 4.9 Equilíbrio Químico: pH e pOH .................................................................... 133 4.9.1 Alterando o equilíbrio iônico da água .................................................... 134 4.9.2 A relação entre pH e pOH .................................................................. 135 Exercícios resolvidos .............................................................................. 137 Atividade 32......................................................................................... 137 4.9.3 Indicadores ácido-base ..................................................................... 138 Atividade 33......................................................................................... 141 4.10 Titulação ácido - base ............................................................................ 141 4.11 Hidrólise salina ..................................................................................... 143 Exercício resolvido ................................................................................ 144 4.12 Sistemas - tampão ................................................................................. 145 4.13 Produto de solubilidade .......................................................................... 145 Exercícios resolvidos .............................................................................. 147 Resumo do tema ......................................................................................... 148 Caderno de Atividades Práticas de Química Aplicada às Ciências Naturais III ....................................................... 151 A Importância do Experimento em Química ......................................................... 153 Roteiro das Aulas Práticas............................................................................... 157 Experimento 1: Solubilidade (semelhante dissolve semelhante)............................ 157 Experimento 2: Soluções no cotidiano .......................................................... 157 Experimento 3: Cinética química ................................................................ 159 Experimento 4: Processos físicos e químicos .................................................. 160 Experimento 5: Energia de ativação ............................................................ 161 Experimento 6: Velocidade de reação .......................................................... 162 Experimento 7: Catalisador ....................................................................... 163 Experimento 8: Deslocamento de equilíbrio ................................................... 163 Experimento 9: Será que dissolve? .............................................................. 164 Experimento 10: Solubilidade e temperatura .................................................. 164 Experimento 11: Solubilidade e o solvente .................................................... 165 Experimento 12: Sempre cabe mais um (I)? .................................................... 166 Experimento 13: Sempre cabe mais um (II)? ................................................... 166 Experimento 14: Todos os líquidos se misturam? .............................................. 167 Experimento 15: Calor de dissolução............................................................ 167 Experimento 16: Calor de neutralização ........................................................ 168 Experimento 17: Calor de reação de um metal com um ácido .............................. 169 Experimento 18: A Velocidade de uma reação química pode ser alterada? ............... 169 Experimento 19: Deslocamento no equilíbrio de reações químicas ........................ 171 Gabarito ..................................................................................... 172 Apresentação da Disciplina Caro (a) Aluno (a), Como qualquer conhecimento, a Química evolui-se mais complexa a ponto de ser subdividida em vários ramos para facilitar o seu estudo. Entre esse será a Físico-química, o objetivo desta obra. A disciplina Química Aplicada às Ciências Naturais III será imprescindível para o seu aprendizado, pois fornecerá fundamentos essenciais para a sua formação de docente na área de Ciências Naturais e incluirão conhecimentos práticos que serão necessários para o desenvolvimento de experimentos, em laboratório ou não, para completar o conhecimento. Aqui, procuramos desenvolver cada tema de uma forma contextualizada com o seu entorno, o seu cotidiano, utilizando uma linguagem clara e acessível, apresentando atividades complementares, indica- ções de leituras e procedimentos experimentais que se encontram no Manual de Atividades, que propici- arão reflexões e facilitarão a aprendizagem. Competências e Habilidades • Favorecer o exercício de observar, indagar e avaliar dados; • Tirar conclusões a respeito de fenômenos; • Compreender a importância do conhecimento científico; • Realizar trabalhos em equipe de forma a desenvolver também habilidades como as de comunica- ção e discussão; • Aprender a admitir e respeitar idéias diferentes; • Exercitar a argumentação e desenvolver o pensar e o espírito de cooperação; • Compreender alguns dos fundamentos básicos dos fenômenos químicos envolvidos em sua vida; • Estabelecer relações explícitas entre os diversos tópicos que serão estudados; • Participar ativamente em seu processo de aprendizagem. Organização da disciplina Para facilitar seu estudo, a disciplina Químiva Aplicada às Ciências Naturais III está organizada em quatro unidades, num total de 90 horas/aula. Na primeira unidade serão abordados temas em soluções para revisar e ampliar os conceitos de misturas homogêneas. Identificar tipos de soluções e compreender e inter-relacionar os vários tipos de concentrações. Na segunda unidade terá início Termoquímica, esta apresentará as relações entre reações e o calor associado ao processo e discutir o cálculo do ΔH. Dando continuidade na terceira e quarta unidades, serão apresentados os temas Cinética Química e Equilíbrio Químico, respectivamente. Nestes, serão abordados o estudar da velocidade de processos químicos. A compreensão dos diversos fatores que influenciam a velocidade. Entender o conceito de Constante de Equilíbrio e verificar os fatores que alteram o equilíbrio. UNIDADE I Tema I - Soluções Revisar e ampliar os conceitos de misturas homogêneas Identificar tipos de soluções Compreender e inter-relacionar os vários tipos de concentrações Bibliografia Básica ATKINS, P.e JONES, L. Princípios de Química - Questionando a Química Moderna e o Meio Ambien- te. Porto Alegre: Bookman, 2007. RUSSEL J.B. Química Geral, Vol. 1 e 2. São Paulo: McGraw-Hill, 2006. BROWN, T. L. Química: a ciência central. São Paulo: Prentice Hall, 2007. Bibliografia Complementar MAHAN, B. M. e MYERS, R. J. Química: um curso universitário. São Paulo: E. Blücher, 2005. NETZ, P. A. e ORTEGA, G. G. Fundamentos de físico-química. Porto Alegre: ARTMED, 2002. Competências e Habilidades • Favorecer o exercício de observar, indagar e avaliar dados; • Tirar conclusões a respeito de fenômenos; • Compreender a importância do conhecimento científico; • Realizar trabalhos em equipe de forma a desenvolver também habili- dades como as de comunicação e discussão; • Aprender a admitir e respeitar idéias diferentes; • Exercitar a argumentação e desenvolver o pensar e o espírito de coo- peração; • Compreender alguns dos fundamentos básicos dos fenômenos quími- cos envolvidos em sua vida; • Estabelecer relações explícitas entre os diversos tópicos que serão es- tudados; • Participar ativamente em seu processo de aprendizagem. Soluções e Dispersões Preparo de soluções Diluição de soluções Mistura de Soluções UNIDADE I TEMA I Soluções O que iremos aprender 15Química Aplicada às Ciências Naturais III 1.1.4 Classificação das dispersões 1.1.4.1 Soluções verdadeiras - é o chamado sistema homogê- neo. Ex: Sal e água. Neste sistema, as partículas dispersas não são vistas por nenhum processo, pois não existe a sedimentação. Não é possível haver separação das partículas dispersas por filtração. Seu diâmetro é menor que 1 nm (nanômetro). 1.1.4.2 Soluções coloidais - é o chamado siste- ma heterogêneo. As partículas dispersas não são visí- veis o olho nu, porém, são visíveis ao ultra-micros- cópio. Há separação das particulas dispersas por meio de ultra-filtros, pois existe a sedimenta- ção destas partículas dispersas por ultra-centrí- fugas. Só para complementar, a ultra-centrífuga é uma centrífuga de alta rotação. Exemplos: Soluções coloidais - Geléias, gelatinas, queijos. Substância dispersa-líquida Geléias Substância dispersante - sólida Substância dispersa-líquida Gelatinas Substância dispersante - sólida Substância dispersa-líquida Queijo Substância dispersante - sólida A maionese é uma solução coloidal classificada como emulsão e dispersão coloidal, que se dá entre dois líquidos imiscíveis, pois possui como partícula dispersa uma fase líquida e, como fase dispersante, ou- tra fase líquida. Substância dispersa-gás Espumas Substância dispersante líquida ou sólida O diâmetro das partículas dispersas na solução coloidal é de 1nm a 100 nm. Existem colóides que se assemelham a soluções e são do tipo sol. Neles, um sólido é disperso em um líquido. Um bom exemplo é o leite de magnésia, em que as partículas de hidróxido de magnésio estão dis- persas em água. Ele é muito utilizado no combate da acidez estomacal, e, dependendo da dose, pode atuar como laxante. Você já ouviu falar de Efeito Tyndall? Ao iluminarmos com uma lanterna um recipiente de vidro com solução de água e sal, não é possível visualizar a trajetória do feixe de luz. No entanto, se incidirmos a luz sobre um colóide, como o ar carre- gado de poeira ou nevoeiro, é possível observar a trajetória do feixe de luz, pois como as partículas dispersas em um colóide são maiores, elas conseguem dispersar o feixe de luz. 1.1.4.3 - Suspensões - São sistemas heterogêneos em que as par- tículas dispersas são visíveis ao microscópio comum. Há sedimentação espontânea ou por meio de centrífugas comuns das partículas disper- sas, por isso, sua separação é fácil e é feita por meio de filtros comuns. Exemplo: Areia e água. O diâmetro das partículas dispersas nas suspensões é maior que 100 nm. Nosso trabalho ficará restrito às soluções verdadeiras. 1.1.5 Solução O que é solução? São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias Você sabe como preparar uma solução? Quando a mistura de duas substâncias resulta em uma solução, duas situações podem ocorrer: 16 Química Aplicada às Ciências Naturais III 17Química Aplicada às Ciências Naturais III • As substâncias sempre formam uma solução, independentemente das quantidades misturadas. É o caso das misturas formadas por gases e de algumas misturas entre líquidos, como água e álcool. Substâncias que se misturam em quaisquer proporções são chamadas miscíveis. A água é miscível no álcool, mas água e óleo não são miscíveis, mas sim imiscíveis. • As substâncias podem ser misturadas em quantidades limitadas. É o que acontece, por exemplo, com a água e o açúcar e a água e sal. 1.1.5.1 Componentes de uma solução Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto ou dissolvido, e o dispersante recebe o nome de solvente ou dissolvente. Soluto e solvente são os termos utilizados para designar os com- ponentes da solução. A definição de cada uma pode ser feita por dois critérios, que iremos discutir agora: • O primeiro critério dá-se quando o solvente é a substância em mai- or quantidade na solução, e o soluto, aquela em menor quantidade. Assim, na água do mar, a água seria o solvente e os sais dissolvidos, os solutos. • O segundo critério: soluto é a substância que se dissolve, isto é, que "desaparece" quando a solução é preparada. E solvente é a subs- tância que dissolve o soluto. Ao adicionarmos açúcar (sólido) à água, é como se ele desaparecesse, pois a solução formada possui o mesmo aspecto que a água - líquida (incolor). No entanto, sabemos que o açú- car está presente, pois a solução tem sabor adocicado: a água dissolveu o açúcar. A água é o solvente e o açúcar, o soluto. Soluto: componente geralmente em menor quantidade Solvente: componente que acolhe o soluto CURIOSIDADE Toda vez que ouve a palavra solução, você tem a idéia de que a solução é líquida? Se sua resposta for afirmativa, ela está errada, veja: 1.1.6 Classificações gerais das soluções verdadeiras 1.1.6.1 De acordo com estado de agregação da solução 1.1.6.1.1 Soluções sólidas: O componente em maior quantidade é um sólido Exemplo: o aço tem como principais componentes o ferro e o carbono; o componente em maior quantidade é o ferro. Já o ouro 18 quilates tem como principais componentes ouro e cobre; como sabe- mos, o componente em maior quantidade é o ouro. 1.1.6.3.2 Solução molecular: As partículas dispersas do soluto são moléculas. A solução molecular é também chamada de solução não- eletrolítica e não conduz a corrente elétrica. Exemplo: Glicose em água. H2O C6H12O6(s) → C6H12O6(aq) Glicose 1.1.6.3.3 Solução iônica: As partículas dispersas do soluto são íons. A solução iônica é também chamada de solução eletrolítica e con- duz corrente elétrica. Os íons são os responsáveis pela condução da corrente elétrica numa solução. Exemplos: água e sal (cloreto de sódio) e o HCl (cloreto de hi- drogênio ou ácido clorídrico) Na Cl → Na+(aq) + Cl - (aq) ( a dissociação iônica é praticamente total). Já o cloreto de hidrogênio HCl, é um gás que possui ligação covalente entre seus átomos, é uma molécula polar, bastante solúvel em água. Os dipolos da água ao serem atraídos pela molécula de HCl, fa- zem com que essas moléculas se quebrem, dissociando-se em H+ e Cl-, o que não acontece na glicose. Neste caso, temos um eletrólito (subs- tância que conduz corrente elétrica ) molecular. A solução não é mais molecular, mais sim: HCl → H+ (aq) + Cl - (aq) 20 Química Aplicada às Ciências Naturais III @ Em conclusão uma solução iônica não é só aquela que possui a substância com ligação iônica entre seus íons, mas sim aquela substân- cia com ligação iônica ou covalente (molecular) que se dissocia em íons em solução aquosa. Atividade 01 1) A respeito do estudo das DISPERSÕES, assinale as alternati- vas CORRETAS: A) Dispersão é um conjunto formado de duas partes, disperso e dispersante. B) As dispersões são classificadas de acordo com o tamanho das partículas dispersas em Soluções, Colóides e Suspensões. C) Toda dispersão homogênea é chamada solução, enquanto as heterogêneas são suspensões. D) Goma arábica e gelatina constituem suspensões. E) Colóides e suspensões são misturas (dispersões) heterogêneas. F) As partículas das suspensões são separadas do dispersante por filtração comum. 21Química Aplicada às Ciências Naturais III 1.1.6.4 De acordo com a proporção entre o soluto e o solvente. Ao juntarmos, gradativamente, açúcar e água em temperatura cons- tante e sob agitação contínua, notamos que o sólido se dissolve, até não poder ser mais visto. Vamos acrescentando mais açúcar e tornando a solução mais concentrada, até que em um dado momento, o açúcar não se dissolve mais na água, mas se deposita no fundo ou se precipita ou se deposita ou se decanta ou se assenta; e "fica a seu gosto". Neste momen- to, dizemos que a solução está saturada e apresenta um corpo de fundo. Em função da localização do ponto de saturação, temos: Uma solução que contém a máxima quantidade de soluto dissol- vida é chamada de solução saturada. E a solução insaturada? É aquela que está antes do ponto de saturação, como mostrado acima. Como saber a quantidade máxima de soluto que pode ser dissol- vida em uma determinada quantidade de solvente? Veja o próximo tó- pico. A extensão em que uma substância se dissolve em outra é expres- sa pela quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em certa quantidade de solvente, em determinadas condições de temperatura e pressão. Essa quantidade é chamada de: solubilidade ou coeficiente de solubilidade. 22 Química Aplicada às Ciências Naturais III 25Química Aplicada às Ciências Naturais III O valor obtido corresponde à quantidade em gramas de KNO3, dissolvidos em 100 g de água. A 40º C, 64 g de KNO3 são dissolvidos em 100 g de H2O. A 60º C, 110 g de de KNO3 são dissolvidos em 100 g de H2O. Temos uma solução saturada. Mas ela será saturada se, na mesma temperatura, dissolvermos 54 g de KNO3? Faça os procedimentos: 1 e 2 e verá que ela é insaturada. A 100º C, 246 g KNO3 são dissolvidos em 100 g de H2O. Mas ela será saturada se, na mesma temperatura, dissolvermos 84 g de KNO3? Não; será insaturada. Observe que, à medida que a temperatura é aumentada, a solubilidade também aumenta. Temperatura (ºC ) gramas de KNO3 em 100 g de água 0 13 10 20 20 32 30 46 40 64 50 85 60 110 70 137 80 169 90 204 100 246 Conclusão! Todos os pontos abaixo da curva correspondem às soluções insaturadas. Todos os pontos na curva correspondem às soluções saturadas. Todos os pontos acima da curva correspondem às soluções supersaturadas. O que é uma solução supersaturada? Considere um copo contendo 100 g de água a 20 ºC. Nessa amos- tra, fomos adicionando, aos poucos, KNO3, sempre agitando. São necessários 32 g de KNO3 em 100g de água para formar uma solução saturada a 20 ºC. Cs = 32 g/mL (20º C). 100 g de H2O Agitação constante 32 g de KNO3 Dissolvidos Adicione mais 14 g de KNO3 O máximo de KNO3 que pode ser dissolvido em 100 g de H2O a 20º C é 32 g. Qualquer quantidade de KNO3 adicionado além desse valor não dissolve, indo para o fundo do copo formando o precipita- do ou corpo de fundo ou corpo de chão. De acordo com o gráfico curva de solubilidade para o KNO3, só é possível dissolver 46 g de KNO3 a 30º C. A 20º C só é possível dissolver 32g de KNO3, como vimos no experimento apresentado acima. Ao aumentarmos a massa do KNO3 para 46g, a solução se tornará saturada com corpo de fundo, pois 14 g se depositarão no fundo do reci- piente. Quando uma solução saturada com corpo de fundo é aquecida lentamente de 30º C para 40º C, o soluto ali de- positado é dissolvido numa temperatura mais elevada, observe que a 40º C é possível dissolver 64g de KNO3. Deixa-se o frasco em repouso e, provocando lentamente o abaixamento da temperatura a 20º C, poderemos presenciar um fato não muito comum, o soluto continua dissolvido e temos, então, uma solução supersaturada. Entretanto, basta uma pequena agitação no sistema ou a introdu- ção de um fragmento (gérmen) do soluto para que ocorra a precipitação do excesso do soluto e a solução volta a ser saturada com precipitado. É difícil obter soluções supersaturadas, pois elas são bastante instáveis. O mel pode ser considerado uma solução supersaturada, pois quando deixamos em repouso um copo de mel, que tem como princi- pal soluto a glicose, ele se cristaliza e as pessoas pensam que o mel se Guarde bem essa explicação para não confundir solução saturada com corpo de fundo e solução supersaturada. 26 Química Aplicada às Ciências Naturais III transformou em açúcar. Quando aquecido, o aumento da temperatura fará com que a glicose cristalizada se dissolva. 1.1.8.1 Influência da temperatura Como mencionado anteriormente, o aumento da temperatura aumenta a solubilidade de KNO3; o mesmo ocorre com K2CrO4 e o NaCl. Porém, a mesma situação não é presenciada pela substância Ce2(SO4)3. Observe que, à medida que a temperatura aumenta, a solu- bilidade diminui. Há alguns casos em que a elevação da temperatura, praticamente, não altera a solubilidade. Atividade 02 1) Curvas de solubilidade são gráficos que relacionam o coefici- ente de solubilidade das substâncias em função da temperatura. Obser- ve o gráfico a seguir, que representa a curva de solubilidade de um sal hipotético, e classifique as soluções A, B, e C. Solução A: Solução B: Solução C: 27Química Aplicada às Ciências Naturais III @B) Se 60 g da substância E forem dissolvidas em 300 g de água, a10ºC, quando aquecermos essa solução, haverá gradativa precipitaçãoda substância E, tornando-se pouco solúvel a 100ºC.C) A substância D, na faixa de temperatura de 0ºC a 100ºC, apre-senta uma solubilidade em água acentuadamente crescente.D) A menor quantidade de água a 60ºC para dissolver completa-mente 90 g da substância C é, aproximadamente, de 150 g.E) A substância menos solúvel em 100 g de água a 30ºC é a subs- tância A. 1.2 Preparo de soluções Para que estudar soluções? Saber expressar quantitativamente e compreender o significado da concentração de soluções. 1.2.1 Concentração das soluções 1.2.1.1 Concentração comum ou simplesmente concentração (c) Num determinado dia da semana, ao receber visitas em sua casa, você resolve preparar suco de laranja e suco de manga para servir a seus convidados. Ao servir o suco de laranja, nota-se que algumas pessoas fazem cara feia e dizem: nossa, como está doce! Enquanto que outras pessoas que beberam o suco de manga dizem: hum, este está ralo. Nestes dois casos descritos acima, pode-se observar que temos dois tipos de soluções: • Diluída- Quando a quantidade de soluto é muito pequena em relação ao volume de solvente (suco de manga). • Concentrada - Quando a quantidade de soluto é grande se com- parada ao solvente (suco de laranja). Como reverter este processo? Ao preparar uma solução, é necessário definir uma determinada massa de soluto, dissolvida em um volume definido de solvente. Assim, saberemos a concentração da solução. É o que acontece nas indústrias. Com isso, podemos definir uma relação matemática pela seguinte expressão: Concentração comum = massa de soluto / quantidade de volume de solução c = m / V Exemplo: Suponha que você dissolva 100 g de sal em 2 L de água, formando 2 litros de solução. 30 Química Aplicada às Ciências Naturais III 31Química Aplicada às Ciências Naturais III @ V = 2L m = 100 g c = m / V = 100 g / 2 L = 50g/L Você sabe o que significa este cálculo mate- mático: A cada 1 litro de solução apresentada, há 50 g de solução. A concentração comum da solução é de 50 g/L É muito comum aparecer em rótulos de embalagens ou mesmo em exames clíni- cos as concentrações, como por exemplo: No seu exame de sangue foi medida a quantidade de glicose em 77mg/100mL. O resultado indica que em cada 100 mL de sangue existem 77 mg de glicose; portanto, em 1000 mL existem 770 mg de glicose. Outra forma de responder à questão: Se dois litros equivalem a 100 g, 1 litro equivale a x. Então x é : 2 L ---------- 100 g 1L ----------- X X = 50 g/L Vamos fazer um outro experimento? Será possível preparar soluções diferentes com a mesma concen- tração? V1 = 2L V2= 1L V3= 500mL = 0,5L V4 = 250 mL = 0,25 L m1 = 100 g m2 = 50 g m3 = 25 g m4 =12,5 g c = 50 g/L c = 50 g/ L c = 50 g/L c = 50 g/L Podemos ter a mesma concentração para volumes e massas diferentes. Quais as unidades de concentração comum? Massa = grama, miligrama, quilograma, etc. Volume = litro, mililitro, metro cúbico, etc. Atividade 03 1) São dissolvidos 4 g de sal em água suficiente para 400 cm3. Qual a concentração em g/L da solução?. Resolução: sal = soluto: m = 4g V = 400 cm3 = 0,4 L c = m / V = 4 / 0,4 = 10 g/L 2) A concentração da solução em (g/L) é de 20 g/L. Determine o volume dessa solução, sabendo que a mesma contém 70 g de soluto. 3) Num balão volumétrico de 250 mililitros, adicionam-se 2,00 g de sulfato de amônio sólido; o volume é completado com água. A con- centração da solução obtida, em g/L, vale: A) 1,00 B) 2,00 C) 3,50 D) 4,00 E) 8,00 O que você acabou de estudar foi a concentração expressa em massa por volume, que é calculada da seguinte forma: A concentração em massa (c) de uma solução é calculada com a massa do soluto (m), medidas em gramas, e o volume total de solução (v), medido em litros. Aplicando a fórmula geral: c = quantidade de soluto / quantidade de solução = m / V (L) 1.2.1.2 Densidade da solução Densidade é uma grandeza que expressa a massa total da solução que existe em um determinado volume da solução: d = m1 + m2 / V Em que, m = m1 + m2 = massa total da solução. A solução de ácido nítrico apresenta uma densidade de 1,41 g/ mL. Dessa forma, a solução aquosa apresenta uma massa de 1,41 g em 1 mL de volume. Em 1,0 L, apresenta 1410 g de solução. Não confundir: Concentração comum (c) = m1 / V Densidade (d) = m1 + m2 / V Onde: m1 = massa do soluto m = m1 + m2 = massa total da solução 1.2.1.3 Concentração em massa por massa ou Título Considere o seguinte exemplo, 20 g de açúcar são dissolvidos em 380 g de água. Pergunta-se. Qual a massa da solução? Massa da solução (m) = massa do soluto (20 g de açúcar) + massa do solvente (380 g de água). 32 Química Aplicada às Ciências Naturais III Se contém 100 mL de solução (m) ----------------- 96 mL de álcool (m1) conterá 1000 mL de solução ----------------------- X X = 1000 mL x 96 mL / 100 mL = 960 mL de álcool O restante para completar 1000 mL, corresponde a 40 mL de água. Logo, V1 (volume do soluto medido em litro) V ( volume da solução medida em litro) A concentração em porcentagem do volume é: PV = TV x 100 % Uma solução aquosa, de álcool etílico, usada como desinfetante e anticéptico, preparada pela adição de 70 mL de álcool puro à água, suficiente para completar um volume de 100 mL de solução. Assim: V1 V TV = 70 / 100 = 0,7 A porcentagem do volume é de PV = 0,7 x 100 = 70 % No Brasil, a gasolina deve conter até 24% em volume de álcool anidro, ou seja, uma amostra de 100 mL da mistura deve conter 24 mL de álcool anidro. O título é : TV = 24 mL de álcool / 100 mL da mistura = 0,24 A porcentagem em volume do soluto é: p = TV x 100 = 0,24 x 100 = 24 % Você já deve ter encontrado no rótulo de álcool caseiro o símbo- lo oGL, que significa graus Gay - Lussac. Para indicar concentrações extremamente pequenas, usamos a unidade partes por milhão, representada por ppm. É usada frequente- mente para soluções bastante diluídas e indica quantas partes do soluto existem em 1 milhão de partes da solução. Assim, uma solução de 50 ppm contém 50 g de soluto em 1 mi- lhão de gramas de solução. Os detritos domésticos, industriais e os poluentes do ar são medidos em ppm, pois essas pequenas quantidades provocam poluição. Por exemplo, a embalagem de creme dental espe- cifica que esse produto apresenta um teor de flúor de 1500 ppm. 35Química Aplicada às Ciências Naturais III =TV =TV 1.2.1.5 Concentração em mols por litro ou molaridade ou con- centração molar (M) ou concentração em quantidade de matéria por volume A quantidade de soluto dissolvido também é expressa em mols. Sabe-se também que: massa do soluto (g) massa molar (MM) (tabela periódica) ou ainda: m (g) MM Uma solução aquosa com 100 mL de volume contém 10 g de sal (NaCl). Como expressar em concentração molar? Número de mols = massa do sal (g)/massa molar do NaCl = massa molar do NaCl: Na = 23,0 g/mol Cl = 35,5 g /mol Logo, massa molar do NaCl = 23,0 + 35,5 = 58,5 g/mol Assim: Número de mols = massa do sal (g)/ massa molar do NaCl Número de mols = 10 g / 58,5 g/mol = 0,17 mol massa do soluto (g) volume da solução (L) x massa molar do soluto Então, como número de mols = massa do soluto (g) massa molar do soluto Molaridade = número de mols / Volume da solução = n / V Para concluir o cálculo: M = n / V = 0,17 / 100 mL = 0,17/0,1 L M = 1,7 mol/L Ou M = m/MM x V = 10/58,5 x 100 M = 10/58,5 x 0,1 = 10/5,85 = 1,7 mol/L M = número de mols do soluto M = n . Volume de solução V M = n / V Exemplo: Em 1,0 L de solução, estão contidos 3,0 g de soluto HCl; como determinar o número de mols? A concentração molar indica a quantidade em mols de soluto em cada litro de solução. 36 Química Aplicada às Ciências Naturais III número de mols(n) = n = Molaridade = MM de HCl = H = 1 g/mol e Cl = 35,5 g/mol = 36,5 g / mol M = m / MM x V = 3,0 / 36,5 x 1 = 0,08 mol/L E como: M = número de mols do soluto / Volume da solução M = 0,08 = n / Volume de solução Como o volume é 1L, o número de mols é igual a 0,08 mols. Logo, em 1,0 L dessa solução, está contido 0,08 mol de soluto. Dessa forma, sua concentração molar ou molaridade ou concentração em quantidade de matéria é 0,08 mol/L. A solução contém 0,08 mol de soluto para cada litro de solução. Exemplo: O HCl, ácido clorídrico, está presente no suco gástri- co numa concentração aproximada de 0,01 mol/L. Com isso, pode- mos afirmar que em 1L de suco gástrico temos 0,01 mol de HCl. E, em 200 mL ou 0,2 L de suco gástrico, qual a quantidade de HCl?. 1,0 L de suco gástrico --------------------- 0,01 mol de HCl 0,2 L de suco gástrico -------------------------- X X = 0,01 x 0,2 / 1,0 = 0,002 mol de HCl 1.2.1.5.1 A concentração molar dos íons Considere a seguinte equação para dissociação de uma solução 0,5 M de Al2(SO4)3. Al2(SO4)3 → 2 Al +3 + 3 SO4 -2 Como em cada litro há 0,5 mol desse sal, as quantidades de mol de cátions e ânions serão proporcionais ao coeficiente da equação: 1 Al2(SO4)3 → 2 Al +3 + 3 SO4 -2 Proporção dos coeficientes: 1: 2: 3 Em cada litro: 1 Al2(SO4)3 → 2 Al +3 + 3 SO4 -2 1 x 0,5 2. x 0,5 3 x 0,5 0,5 M 1,0 M 1,5 M 1.2.1.6 Relação entre concentração comum e título em massa c = m1 / V m1 = c x V T = m1 / m m1 = T x m Onde: m1 = massa do soluto m = massa da solução V = volume da solução Igualando as duas equações: c x V = T x m c = T x m / V 37Química Aplicada às Ciências Naturais III Assim: d = 1,84 g / cm3 1 cm3 de solução ---------------------------- 1,84 g de solução 1000 cm3 -------------------------------- X X = 1,84 g x 1000 cm3 / 1,0 cm3 = 1840 g de solução Temos 1840 g de solução. A massa do soluto corresponde a 95 % da solução. Dessa forma: 1840 g de solução ---------------------- 100 % X --------------------------------------- 95 % X = 1840 g x 95 % / 100 % = 1748 g Então, como a concentração comum (c) é igual a: C = Massa do soluto/Volume da solução Teremos, c = 1748g / 1 L = 1748 g/L 1 mol de H2SO4 -------------------------------- 98 g n -------------------------------- 1748 g n = 17,8 mol como Molaridade = número de mols / volume da solução e o volume da solução é de 1,0 L. Assim, a molaridade = 17,8 / 1,0 = 17,8 mol/L Ou Outra resolução: c = d x T Mas, como a densidade está expressa em g/cm3 e a concentração em g/L, c = 1000 x d x T A porcentagem em massa é igual a 95 %. Então p = T . 100 95 = T x 100 T = 95 / 100 T = 0,95 Vamos para a fórmula c = 1000 x d x T c = 1000 x d x 95/100 c = 1000 x 1,84 x 0,95 c = 1748 g/L E como: c = M x MM 1748 = M x 98 M = 1748 / 98 = 17,8 mol/L 40 Química Aplicada às Ciências Naturais III @Atividade 051) Qual a molaridade de uma solução aquosa de hidróxido desódio que apresenta c= 80 g/L?. Dados: H = 1, Na = 23, O = 16. 1.3 Diluição de soluções Muitas vezes vamos ao supermercado comprar sucos engarrafa- dos ou poupas de frutas. A eles acrescenta-se água, tornando o suco mais diluído. Ao diluirmos o suco, aumentamos o volume e diminuímos a con- centração. Mas será que a quantidade do soluto permanece constante? Sim, pois ao colocar uma massa conhecida num recipiente com volume 1,0 L e depois ir acrescentando mais água, o que varia é a concentração, pois a solução fica mais diluída, porque o volume aumenta. O processo de diluição é utilizado quando se deseja preparar uma solução de me- nor concentração, a partir de uma já existente. Usaremos as relações matemáticas aprendidas até o momento nesta unidade para tentarmos compreender o assunto. Exemplo: Considere 2,0 L solução de açúcar em água de con- centração 4,0 g/L. Acrescente 2,0 L de água. Qual será a sua concentra- ção final? Após a diluição V = 2,0 L ⇒ c = 4,0 g/L c = ? V= 2,0 L V= 4,0 L Temos : c = m / V c' = m' / V Como as massas são iguais m = m' e m = c x V 41Química Aplicada às Ciências Naturais III Assim: c x V = c' x V' 4,0 x 2,0 = c' x 4,0 c' = 8,0 / 4,0 = 2,0 g/L Quanto maior a quantidade de solvente adicionada a uma solu- ção, menor a concentração da solução resultante. Observe que a ex- pressão matemática c = m/V traduz que concentração e volume são inversamente proporcionais, ou seja, quanto maior o volume, menor a concentração. A massa continua constante, não se esqueça, "só foi adi- cionado volume". Assim, se o volume for aumentado cinco vezes, a concentração será diminuída cinco vezes. A mesma relação pode ser feita para molaridade de título: Após diluição ⇒ Solução inicial Solução Final M = n / V M'= n' / V´ T = m1 / m T' = m1'/m´ Como n = n' M x V = M' x V' E ainda m1 = m1' Ficamos finalmente com: T x m = T' x m' Exemplo: A uma amostra de 100 mL de NaOH de concentra- ção 20 g/L foi adicionada água suficiente para completar 500 mL. A concentração, em g/L dessa nova solução é igual a?. Resolução: + V = 400 mL ⇒ V inicial = 100 mL V' = 500 mL c inicial = 20 g/L c' = ? m = m' c x V = c' x V' 100 x 20 = c' x 500 c' = 2000 / 500 = 4,0 g/ L 42 Química Aplicada às Ciências Naturais III Como na mistura não ocorre reação química, as massas dos solutos permanecem sem alteração. Assim: Massa final de NaCl = m' = 0,1 g Massa final de C6H12O6 (glicose) = m'' = 0,2 g O volume final é a soma dos dois volumes: V' + V'' = 0,13 L A concentração final é calculada separadamente: Embora a massa de NaCl não varie, o volume varia, pois foi acres- centado mais volume à solução, assim como também irá variar a con- centração, já que existe uma relação entre concentração, massa e volu- me. O mesmo ocorre para a glicose. ANTES DEPOIS + 0,08 L Para o NaCl: c' = 2,0 g /L ⇒ cfinal = ? V'= 0,05 L Vfinal = 0,13 L Como: c' = m' / V', então: cfinal = m'final / V'final E como a massa de NaCl não varia: m' = m'final c' x V' = c'final x V'final 2,0 x 0,05 = c'final x 0,13 0,1 = c'final x 0,13 c'final = 0,1 / 0,13 c'final = 0,77 g/L ANTES DEPOIS + 0,08 L Para a glicose: c' = 2,5 g /L ⇒ cfinal = ? V'= 0,08L Vfinal = 0,13 L Como: c' = m' / V', então: cfinal = m'final / V'final Como a massa de glicose não varia: m' = m'final c' x V' = c'final x V'final 2,5 x 0,08 = c'final x 0,13 0,2 = c'final x 0,13 c'final = 0,2 / 0,13 c'final = 1,5 g/L Como o volume aumentou, a concentração diminui para ambos os casos. As relações são válidas para a molaridade e título. 45Química Aplicada às Ciências Naturais III 46 Química Aplicada às Ciências Naturais III@Atividade 081) 500 mL de uma solução 0,4 M de NaCl são misturados com300 mL de uma solução 0,8 M de KCl. Calcule a concentração molarda solução resultante em relação a cada um dos sais e em relação aosrespectivos íons. 1.4.3 Mistura de duas soluções de solutos diferentes que reagem entre si Considere a seguinte reação de neutralização : HCl + NaOH → NaCl + H2O Para o HCl: Para o NaOH: V' = 0,02 L V'' = 0,08 L Molaridade' = 0,8 mol/L Molaridade'' = 0,2 mol/L Diferente dos exemplos anteriores, vai haver reação entre o HCl e o NaOH. É uma reação de neutralização com formação do NaCl. Mas será que todo o ácido é consumido pela base e vice - versa para formação do sal? Vamos responder Cálculo do número de mols (n) para cada substância antes da reação: Para o HCl: Para o NaOH: M = n / V' M = n / V'' 0,8 = n / 0,02 0,2 = n / 0,08 n = 0,016 mol de HCl n = 0,016 mol de NaOH 1 HCl + 1 NaOH → 1 NaCl + 1 H2O A proporção é de 1 mol de HCl, 1 mol de NaOH, 1 mol de NaCl e 1 mol de H2 O Assim: 1 HCl + 1 NaOH → 1 NaCl + 1 H2O 0,016 mol 0,016 mol 0,016 mol 0,016 mol 47Química Aplicada às Ciências Naturais III Quando 0,016 mol de HCl reage com 0,016 mol de NaOH, pro- duz 0,016 mol de NaCl e 0,016 mol de H2O. A partir destes dados, é possível concluir que a quantidade de mol de base foi igual a do ácido. Assim, toda a base reagiu com o ácido, não sobrou nenhum excesso. Como a quantidade em mols (n) é igual, conclui-se que a reação é de neutralização total. No final, qual a concentração de HCl, NaOH e NaCl? Após a reação, a neutralização é total, o ácido foi totalmente consumido pela base e vice-versa. 1 HCl + 1 NaOH 1 NaCl + 1 H2O Reação: 0,016 mol 0,016 mol 0,016 mol 0,016 mol Final da reação: 0 0 0,016 mol 0,016 mol [HCl] = 0 [NaOH] = 0 Só resta: [NaCl] = n / Volume Mas como, V = V'+ V'' = 0,02 + 0,08 = 0,1 L ∴[ NaCl ] = 0,016/0,1 = 0,16 mol/L Então, ao final da reação, teremos uma concentração molar de 0,16 mol/L de NaCl. Considere agora outra situação: HCl + NaOH → NaCl + H2O Para o HCl: Para o NaOH: V' = 0,03 L V'' = 0,02 L Molaridade' = 1 mol/L Molaridade '' = 2 mol/L Será que todo o ácido é consumido pela base e vice - versa para formaçãodo sal?. Vamos responder 1º Cálculo do número de mols (n) para cada substância antes da reação: Para o HCl: Para o NaOH: M = n / V' M = n / V'' 1 = n / 0,03 2 = n / 0,02 n = 0,03 mol de HCl n = 0, 04 mol de NaOH 1 HCl + 1 NaOH → 1 NaCl + 1 H2O 50 Química Aplicada às Ciências Naturais III V = volume de solução (litros); m1 = massa de soluto (gramas); Mol = massa molar do soluto. A concentração molar ou molaridade nos indica o número de mols de soluto que existe em um litro de solução. Exemplo: uma solução 1M possui um mol de soluto dissolvido em um litro de solução. Uma solução 0,5M possui 0,5 mols de soluto dissolvidos em um litro de solução. Densidade Conceito: é a razão da massa da solução pelo volume da solução, dada em L ou mL ou cm3. Expressão matemática: d = m / V Em que: d = densidade; m = massa da solução; V = volume da solução, dada em L ou mL ou cm3. Exemplo: Uma solução de densidade 1 g/mL possui massa de 1 g por mL de solução, ou seja, 1 mL de solução apresenta massa igual a 1 g. Relações entre as unidades de concentração c = m1 / V m1 = c x V T = m1 / m m1 = T x m Em que: m1 = massa do soluto m = massa da solução V = volume da solução Igualando as duas equações: c x V = T x m c = T x m / V Como: m / V = densidade c = T x d Para obtermos a concentração em g/L, devemos multiplicar a ex- pressão obtida por 1000 (mil) porque a densidade é expressa em g/mL. Com isso, a relação entre a concentração e o título fica: c = 1000 x d x T Concentração e molaridade Concentração comum: c = m1 / V Em que: m1 = massa do soluto V = volume da solução Molaridade: M = n / V e n = m / Mol Logo: M = m / Mol x V 51Química Aplicada às Ciências Naturais III Em que: M = molaridade n = número de mols V = volume da solução m = massa do soluto Mol = massa molar do soluto Como visto: m / V = concentração comum Então: Molaridade = concentração comum / Massa molar Molaridade (M) = c / Mol Assim: c = M x Mol Onde: c = concentração comum Diluição de Soluções Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração. O proce- dimento mais simples, geralmente aplicado para diluir uma solu- ção, é a adição de solvente à solução. Na diluição de soluções à massa de soluto, inicial e final, é a mes- ma, somente o volume é maior; logo, a concentração da solução será menor. Como a massa de soluto permanece inalterada duran- te a diluição, pode-se escrever: c1 x V1 = c2 xV2 Aplicando um raciocínio semelhante para a molaridade, obtém-se a expressão: M1 x V1 = M2 x V2 Através das expressões obtidas para a diluição de soluções, pode- se observar que a concentração de uma solução é inversamente proporcional ao volume. Mistura de soluções Mistura de duas soluções de um mesmo soluto: A mistura de soluções e massa total do soluto e o volume da solu- ção final é igual à soma das massas dos solutos e dos volumes das soluções que foram misturadas. Mistura de soluções de solutos diferentes, que não reagem entre si: Quando são misturadas duas ou mais soluções sem que haja rea- ção entre elas, os solutos das mesmas sofrem apenas diluição. Mistura de Soluções de solutos diferentes com reação entre eles: A mistura de soluções de substâncias que reagem entre si deve ser analisada como reação química. O cálculo das concentrações das substâncias que não reagiram e as substâncias que se formaram é feito de forma semelhante aos cálculos estequiométricos. Introdução "Energia ou calor associado nas mudanças de estado físico e nas transforma- ções químicas" Em termoquímica, o calor é a energia transferida de um corpo para outro em conseqüência da diferença de temperatura entre eles. A energia flui como calor de uma região de temperatura alta a uma região de temperatura baixa. Quando aquecemos água em uma chaleira, a ener- gia flui do aquecedor para a água mais fria. Ao colocarmos uma pedra de gelo na palma da mão, ela derrete (fusão), pois a temperatura da mão é superior à temperatura do gelo. Assim, sabemos perceber a dife- rença de temperatura e a sensação de quente e frio. Os pais sabem ava- liar se o leite da mamadeira do bebê está na temperatura ideal, pingan- do algumas gotas no dorso das mãos. De maneira semelhante, eles sa- bem avaliar se o filho está febril, colocando a palma da mão sobre a testa da criança. A energia também está relacionada ao balanço energético dos alimentos. O consumo freqüente de alimentos pode acarretar o aumen- to de "peso" proveniente de grande quantidade de calorias (cal). 2.1 O que é caloria ou Caloria? Observe o exemplo: A água precisa receber grandes quantidades de calor para que a temperatura possa subir 1,0º C. Isso pode ser percebido em um dia de sol, quando a areia da praia fica mais quente que a água do mar. Então, diferentes materiais na natureza são aquecidos de forma diferente ao receber em a mesma quantidade de calor. Outras substâncias sofrem a mesma alteração de temperatura, recebendo pequenas quantidades de calor. Dessa forma, a quantidade de calor necessária para elevar a tem- peratura de um corpo em 1,0º C depende do calor específico do cor- po e de sua massa que pode ser considerada constante para temperatu- ras de 25º C e à pressão de 1 atm ( tabela 1). Quanto maior o calor específico do corpo, mais energia para aquecer o corpo. Assim, mais calor é necessário para aumentar até determinado ponto, a temperatu- ra de uma amostra grande de uma substância, do que é necessário para aumentar a temperatura de uma amostra pequena. Quanto maior a massa da amostra, maior a capacidade calorífica e vice-versa. Caloria (Cal) é a quantidade de energia que o alimento fornece ao ser totalmente aproveitado pelo corpo. caloria (cal) é a quantidade de calor necessária para elevar 1,0º C a temperatura de 1,0 g de água. 1 Cal = 1000 cal 55Química Aplicada às Ciências Naturais III 56 Química Aplicada às Ciências Naturais III Tabela 1: Calores específicos de alguns materiais Relação entre a capacidade calorífica e o calor específico: C = m x c 2.2 Como se faz para medir a quantidade de calorias? Quando queremos determinar a quantidade de energia (calorias) num alimento, como também a quantidade de calor liberado ou absor- vido em uma reação química, usamos um aparelho denominado calorímetro. Existem vários tipos de calorímetros, desde os mais sim- ples (figura abaixo a esquerda), que consistem em recipiente com reves- timento isolante que impede trocas de calor, um agitador e um termô- metro. E os mais sofisticados, chamados de bombas calorimétricas (fi- gura abaixo a direita); neles, temos um recipiente metálico selado ("bom- ba") onde ocorre a reação imersa em água. Capacidade Calorífica(C) é a quantidade de calor fornecida a uma dada massa de uma substância para elevar a sua temperatura em 1º C. calor específico (c) é a quantidade de calor a ser fornecida a 1g de um material para elevar a temperatura em 1º C. calor específico Alumínio Água Vidro Ferro 0,217 1,0 0,199 0,113 0,908 4,18 0,833 0,473 cal/g.ºC J/g.ºC Material @ Ao ocorrer a reação química, a temperatura pode aumentar ou di- minuir; assim, o calor liberado ou absorvido pela reação química irá aque- cer ou resfriar determinada quantidade de água. Pelo aquecimento ou resfriamento da água, determina-se a quantidade de calor envolvido no fenômeno. Isto é medido por meio de um termômetro imerso na água que mede a temperatura (da água) antes e depois da reação. A quantidade de calor usualmente expressa em calorias (cal) transferida ou removida para a água é, então, calculada pela equação apresentada abaixo. Q = m x c x Δt Em que: Q é o calor cedido ou absorvido pela água; m é a massa de água contida no calorímetro; c é o calor específico da água (valor tabelado); Δt é a variação de temperatura sofrida pela água. O Sistema Internacional de Unidades (SI) recomenda que se utili- ze joule (J) ou quilojoule (kJ) como unidade de energia. A relação entre caloria e joule é a seguinte: 1 cal = 4,18 J 1 kcal = 4,18 kJ 1 kJ = 1000 J = 103 J 1 kcal = 1000 cal = 103 cal O Calorímetro é um sistema isolado muito eficiente usado em laboratórios; ele não troca massa nem energia com o ambiente. Um bom exemplo de sistema isolado seria a garrafa térmica se esta não perdesse lentamente calor para o ambiente. Lembre-se: quando se co- loca algum líquido quente na garrafa térmica, depois de um tempo, este não se mantém mais na mesma temperatura. Atividade 09 1) O que é um calorímetro e em que princípio se baseia? Faça um esboço de um calorímetro simples e descreva seu funcionamento. 2) A quantos joules correspondem? a) 400 cal b) 10 kJ 57Química Aplicada às Ciências Naturais III 60 Química Aplicada às Ciências Naturais III • Quando colocamos uma bolsa de gelo em nosso corpo, a reação entre seus componentes produz uma sensação de frio, isto é, o sistema absorve calor. • Na queima da palha de aço: o sistema libera calor. • A água líquida quando passa para o estado de vapor: o sistema absorve calor. 2.5 Variação de entalpia (ΔH) nos processos exotérmicos e endotérmicos Qualquer reação que ocorra a uma pressão constante (por exem- plo, em frascos abertos), o calor de reação é exatamente igual à diferen- ça entre a entalpia dos produtos (HFinal) e dos reagentes (HInicial). Calor de reação = Hproduto - Hreagente = ΔH Entalpia final Entalpia inicial Observe o quadro: Reações exotérmicas Reação exotérmica: reagentes → produtos + calor Considere o seguinte exemplo: Podemos escrever a reação de formação da água lí- quida através de equação química: (1) 1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l) Reagente (Hr) Produto (Hp) Ainda podemos escrevê-la indicando o calor envolvido: (2) 1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O (l) + 68,3 kcal Essa equação mostra que, na reação de formação da água líquida, há liberação de calor: 68,3 kcal por mol de água formada. Outra forma mais geral de se representar a equação é: (3) 1H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O (l) ΔH = - 68,3 kcal (25ºC, 1atm) Que interpreta-se da seguinte forma: “Quando, a 25º C e 1 atm, um mol de H2(g) reage com meio mol de O2 o processo libera 68,3 kcal para transformar em 1 mol de água líquida”. Reações endotérmicas Reação endotérmica: reagentes + calor → produtos Considere o seguinte exemplo: Podemos escrever a reação de decomposição da água líquida através de equação química: (1) 1 H2O(l) → 1 H2(g) + ½ O2(g) Reagente (Hr) Produto (Hp) Ainda podemos escrevê-la indicando o calor envolvido: (2)1 H2O (l) + 68,3 kcal → 1 H2(g) + ½ O2(g) Essa equação mostra que, na reação de decomposição da água líquida, há absorção de calor: 68,3 kcal por mol de água decomposta. Outra forma mais geral de se representar a equação é: (3) 1H2O (l) → 1H2(g) + ½ O2(g) ΔH = + 68,3 kcal (25º C, 1atm) Que interpreta-se da seguinte forma: “Quando, a 25º C e 1 atm, um mol de H2O(l) sofre decomposição, absor- ve 68,3 kcal e se transforma em meio mol de O2 um mol de H2(g) ”. Quando o vapor se transforma em líquido (condensação), o sistema libera calor. A partir do quadro descrito acima, podemos concluir que: I. A quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação, à pressão constante, é chamada calor de reação ou entalpia de reação e corresponde à diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes. Calor de reação = Hproduto - Hreagente = ΔH II. Em uma reação exotérmica, o calor liberado encontra-se, de alguma forma, armazenado nos reagentes. Assim, na reação 1H2(g) + ½ O2(g) → 1H2O (l) + 68,3 kcal, considera-se que a energia liberada para o ambiente na forma de calor, 68,3 kcal, estava ar- mazenada nos reagentes. Então, no processo exotérmico, a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos (Hr > Hp). Já em uma reação endotérmica 1 H2O(l) + 68,3 kcal → 1 H2(g) + ½ O2(g), a energia fornecida, 68,3 kcal, fica armazenada no produto. Assim, em uma rea- ção endotérmica, a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes (Hp > Hr). III. Em uma reação exotérmica, ocorre liberação de calor para o ambiente, a entalpia do sistema diminui; por isso, o valor numérico de ΔH é negativo. ΔH = Hproduto - Hreagente < 0 1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal IV. Em uma reação endotérmica, ocorre absorção de calor, a entalpia do sistema aumenta e o valor de ΔH é positivo. ΔH = Hproduto - Hreagente > 0 1 H2O(l) → 1 H2(g) + ½ O2(g) ΔH = + 68,3 kcal V. Percebemos que, invertendo o sentido da reação o sinal do ΔH também se inverte. 1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal 1 H2O(l) → 1 H2(g) + ½ O2(g) ΔH = + 68,3 kcal Atividade 11 1) Derramando-se acetona na mão, tem-se uma sensação de frio, porque: a) A acetona reage exotermicamente com a pele. b) A evaporação da acetona é um processo endotérmico. c) A evaporação da acetona é um processo exotérmico. d) A acetona sublima. e) A acetona foi previamente aquecida. 61Química Aplicada às Ciências Naturais III 62 Química Aplicada às Ciências Naturais III @ 2) A solução formada a partir da mistura de hidróxido de sódio e água ocorre com o aumento da temperatura; pode-se afirmar que trata-se de um processo? 3) Numa reação endotérmica, a entalpia dos produtos é: a) Menor que a dos reagentes b) Maior que a dos reagentes c) Igual a dos reagentes d) Depende da reação e) N.R.A 4) Observe as equações termoquímicas e classifique as reações abaixo em endotérmicas e exotérmicas: a) 2 C(grafite) + 3 H2(g) → C2H6(g) ΔH = - 20,5 kcal b) Fe(s) + ½ O2 (g) → FeO(s) ΔH = - 64,04 kcal c) CO2(g) → C(grafite) + O2(g) ΔH = + 94,1 kcal 5) Reação exotérmica é aquela na qual: I. há liberação de calor. II. há diminuição de energia. III. a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos. IV. a variação da entalpia é negativa Estão corretos: a) Somente I b) Somente II e IV c) Somente I e III d) Somente I e IV e) I, II, III e IV 2.6 Diagramas de energia 2.6.1 ΔH nos processos exotérmicos 1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal Nas reações exotérmicas, temos que a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos (Hr > Hp) e a diferença entre as entalpias é de 68,3 kcal, correspondendo à energia liberada para o ambiente. As- sim, podemos escrever a reação da seguinte forma: 1 H2(g) + ½ O2(g) ΔH = - 68,3 kcal 1 H2O(l) 2.7 Equação termoquímica As equações químicas são representadas pelas reações feitas em calorímetros que determinam a quantidade de calor liberada ou absor- vida. Elas devem conter todas as informações referentes a todas as con- dições em que ela ocorre, tais como: A quantidade de reagentes e produtos em que participam da rea- ção, por exemplo: 1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) ΔH = - 92,2 kJ (25 ºC, 1 atm) Que indica que quando 1 mol de nitrogênio reage com 3 mols de hidrogênio produz 2 mols de amônia. Observe que na reação represen- tada acima, além de ser representada pelos coeficientes estequiométricos de reagentes e produtos, também considera-se o valor de ΔH, tempe- ratura e pressão que, quando variadas, aumentam a quantidade de calor liberado ou absorvido, o estado físico de todos os participantes e vari- edade alotrópica, quando for necessário. Mas, por que especificar na equação química tantas informações? Isso porque os valores de ΔH dependem de diversos fatores que veremos a seguir. Antes, porém, te- mos que abordar um tópico que está diretamente ligado com o ΔH, que é o estado padrão da substância e a entalpia padrão de formação de uma substância. 2.8 Estado padrão dos elementos e dos compostos químicos Para calcular o ΔH da reação, é necessário conhecer as entalpias absolutas dos reagentes (Hr) e produtos (Hp) para podermos resolver a seguinte equação (Calor de reação = Hproduto - Hreagente = ΔH). Experimentalmente, com o uso do calorímetro, é possível obter a vari- ação de entalpia (ΔH), porém não é possível determinar as entalpias absolutas dos reagentes e produtos. Por esse motivo, para medir os valores absolutos, os químicos buscaram valores relativos, adotando inicialmente um referencial baseado no que foi adotado para medir al- titudes de montanhas e cidades, considerando-se que o nível do mar tem altitude zero. Esse referencial é chamado de estado padrão. O estado-padrão de uma substância corresponde à sua forma mais estável, a uma pressão de 1 atm e temperatura de 25º C (condições ambientais). Se uma substância simples estiver em sua forma mais estável,ou seja, estado padrão, a ela será atribuída a entalpia zero (Hº = 0). 65Química Aplicada às Ciências Naturais III 2.9 Elementos químicos na sua forma mais estável Estado Físico (Hº = 0) Sólido Fe, Ag, Ca Líquido Hg, Br2 Gasoso Cl2, H2, O2 Agora, vamos aplicar o que aprendemos. Iremos calcular a entalpia de H2O(l). Para a formação de H2O(l), temos a seguinte equação: 1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l) ΔHº = - 68,3 kcal (Valor determinado no calorímetro) Hreagente Hproduto (Hº = 0) Substância simples no estado padrão Sabemos que a variação de entalpia de uma reação é a diferença entre a entalpia final (Hproduto) e a inicial (Hreagente). ΔHº = Hºproduto - Hºreagente - 68,3 = Hº H2O(l) - 0 Hº H2O(l) = - 68,3 kcal Observe que o calor de formação do produto Hº H2O(l) é nu- mericamente igual ao ΔH da reação. Esse processo é conhecido como Calor molar de formação ou entalpia-padrão de formação (ΔHºf ). Isso ocorre quando o calor absorvido ou liberado na formação de 1 mol da substância a partir de substâncias simples no estado padrão, ou seja, na sua forma mais estável. Representação gráfica: Podemos citar outro exemplo. Calcule a entalpia de formação de NH4Cl(s) a partir da seguinte reação: 1 NH3(g) + 1 HCl(g) → 1 NH4Cl(s) ΔH = - 176 kJ 66 Química Aplicada às Ciências Naturais III Note que a substância NH4Cl(s) não é formada a partir de subs- tâncias simples, mas sim a partir de NH3(g) e HCl(g) que, como sabemos, são provenientes de substâncias simples, de acordo com as seguintes equações: 1/2 H2 (g) + 1/2 Cl2(g) → HCl(g) ΔHºf = - 92,4 kJ/mol 1/2 H2(g) + 3/2 N2(g) → NH3(g) ΔHºf = - 46 kJ/mol Como as duas substâncias compostas são obtidas a partir de subs- tâncias simples no estado padrão, o ΔH da reação de formação é nu- mericamente igual à entalpia do produto. HCl(g) ΔHºf = - 92,4 kJ/mol NH3(g) ΔHºf = - 46 kJ/mol Assim: ΔH = Hoproduto - H o reagente - 176 = Ho NH4Cl(s) - H o (HCl(g) + NH3(g)) - 176 = Ho NH4Cl(s) - H o [- 92,4 + (-46)] Ho NH4Cl(s) = -314,4 kJ/mol Mostre que aprendeu e faça a representação gráfica. Os valores das entalpias de formação normalmente são apresen- tados em tabelas: Tabela: Entalpia de formação a 25º C e 1atm Substância ΔHof (kcal/mol) ΔHºf (kJ/mol) H2O(l) -68,3 -286 HCl (l) -22,1 -92,5 MgCl2(s) -153,4 -641,8 NH3(g) -11,0 -46,0 NO(g) + 21,0 +90,4 O3(g) + 34,1 + 143 SO2(g) -70,0 -297 SO3(g) -94,6 -396 H2SO4(l) -194,5 -813,8 67Química Aplicada às Ciências Naturais III 2.10.3 Estados físicos de reagentes e produtos Vamos considerar a formação da água a 1 atm e 25 ºC. 1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(s) ΔH = - 70,00 kcal/mol 1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(l) ΔH = - 68,30 kcal/mol 1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(v) ΔH = - 58,12 kcal /mol Observe que quando a água formada se apresenta nos estados sólido, líquido e vapor, a entalpia da reação também se altera. Para transformar água sólida em água líquida (fusão), é necessá- rio que se forneça energia ao sistema. Processo endotérmico. 1 H2O(s) → 1 H2O(l) ΔH = ? ΔH = ΔHºf produto - ΔHºf reagente ΔH = ΔHºf da H2O(l) - ΔHºf da H2O(s) ΔH = - 68,30 - (- 70,00) ΔH = + 1,70 kcal/mol Representação gráfica: Para transformar água líquida em água no estado de vapor (vaporiza- ção), é necessário que se forneça energia ao sistema. Processo endotérmico. 1 H2O(l) → 1 H2O(v) ΔH = ? ΔH = ΔHºf produto - ΔHºf reagente ΔH = ΔHºf da H2O(v) - ΔHºf da H2O(l) ΔH = - 58,12 - (- 68,30) ΔH = + 10,18 kcal/mol Representação gráfica: 70 Química Aplicada às Ciências Naturais III @ Observe que, a partir do que foi apresentado acima, o calor au- menta durante a mudança de estado físico, no sentido sólido - vapor e a entalpia também. Já no sentido vapor-líquido, o calor diminui e a entalpia também (ver Esquema abaixo). Exemplo resolvido Represente a solidificação da água através de um diagrama Atividade 16 1) Represente a liquefação da água através de um diagrama. 71Química Aplicada às Ciências Naturais III @ 2.11 Entalpia de combustão ou ΔH de combustão É a quantidade de calor liberada na combustão total ou completa de 1 mol de substância no estado-padrão. Quando o metano (CH4(g)) queima no ar, a reação produz o dióxido de carbono (CO2 (g)) e água ( H2O(l)), e libera uma grande quantidade de calor. A reação do metano com o oxigênio é chamada de combustão. A combustão do metano é dada pela seguinte reação: CH4(g) + O2(g) → CO2 (g) + H2O(l) ΔHº = - 800 kJ A partir da reação acima, podemos fazer as seguintes considera- ções: • A substância metano denominada combustível, reage com oxi- gênio, denominado comburente. • A combustão completa é aquela que leva a formação de CO2 e H2O. Para isso, os combustíveis são formados por carbono, oxigênio e hidrogênio. • O ΔH é sempre negativo. Sendo, portanto, a reação exotérmica. Alguns exemplos de reações de combustão: Combustão do gás hidrogênio (H2 (g)) 1 H2 (g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ΔHº = - 286 kJ Combustão do gás propano (C3H8 (g)) C3H8 (g) + 5 O2(g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O(l) ΔHº = - 2.220 kJ Exemplo resolvido Sabendo que o calor de combustão completa do álcool etílico (C2H6OH(l)) é ΔHº = - 1368 kJ/mol, escreva a equação de combustão do álcool etílico. C2H6OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O(l) ΔHº = - 1368 kJ Atividade 17 1) Calcule a entalpia-padrão de combustão do eteno (C2H4) a partir das entalpias-padrão de formação destes compostos: ΔHfº do C2H4(g) = - 226,5 kJ/ mol ΔHfº do CO2(g) = - 393,3 kJ/ mol ΔHfº da H2O(l) = - 285,5 kJ/ mol 72 Química Aplicada às Ciências Naturais III @ I- N2(g) + O2 (g) → 2 NO(g) ΔH1 = + 180 kJ Reação global: N2(g) + 2 O2 (g) → 2 NO2(g). 2) Observe que o 2 NO2(g) , na reação global, aparece no produ- to. Observe que na reação II também, por isso, não é necessário inver- ter a equação II. I- N2(g) + O2 (g) → 2 NO(g) ΔH1 = + 180 kJ II- 2 NO(g) + O2 (g) → 2 NO2(g) ΔH2 = - 114 kJ Reação global: N2(g) + 2 O2 (g) → 2 NO2(g). 3) Na reação geral (ou global), não aparece o NO(g). Como estes estão de lados opostos nas equações I e II, devem ser retirados. 4) A soma das variações de entalpia ΔH = ΔH1 + ΔH2 = + 180 + (- 114) = 66 kJ Não se esqueça que ao multiplicar ou dividir a reação, o ΔH tam- bém deve ser multiplicado ou dividido. Atividade 18 1) A combustão completa do butano pode ser representada por: 1 C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g) Considerando-se o butano, C4H10, como componente majoritá- rio do gás de cozinha, GLP, e utilizando-se os seguintes dados para entalpias padrão de formação: 4 C(s) + 5 H2(g) → 1 C4H10(g) ΔHºf = - 125 kJ 1 C(s) + 1 O2(g) → 1 CO2(g) ΔHºf = - 394 kJ 1 H2(g) + 1/2 O2(g)→ 1 H2O(g) ΔHºf = - 242 kJ obtêm-se, para o calor de combustão do butano, em kJ/mol: A) - 2911 B) - 2661 C) - 1693 D) - 1479 E) - 761 75Química Aplicada às Ciências Naturais III 76 Química Aplicada às Ciências Naturais III 2) Benzeno pode ser obtido a partir do hexano por reforma catalítica. Considere os dados abaixo: Reação de combustão Calor liberado (kJ/mol de combustível) H2(g) + 1/2 O2(g)→ H2O(l) 286 C6H6(l) + 15/2 O2(g)→ 6 CO2(g) + 3 H2O(l) 3268 C6H6(l) + 19/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 7 H2O(l) 4163 Pode-se, então, afirmar que na formação de 1 mol de benzeno, a partir do hexano, há: A) liberação de 249 kJ. B) absorção de 249 kJ. C) liberação de 609 kJ. D) absorção de 609 kJ. E) liberação de 895 kJ. Lembre-se!!! Na prática, realizando-se a reação no calorímetro, pode-se cal- cular o calor liberado ou absorvido, variando a temperatura de acordo com a massa de água no calorímetro. Teoricamente, foram abordados neste tema, outras formas para o cálculo de variação da entalpia (ΔH) de uma reação, tais como: ENTALPIA DE FORMA- ÇÃO e LEI DE HESS. Agora, estudaremos outro método. 2.13 Energia de ligação Grandeza usada para medir a força da ligação O que é energia de ligação? Vamos dar um exemplo. Suponha que você segure um objeto na mão e queira quebrá-lo. É necessário uma energia para romper o objeto. Assim, a energia foi ab- sorvida para a realização do esforço durante a quebra do objeto. Se a energia é absorvida na quebra do objeto, do mesmo modo, na união dos fragmentos deste, a energia é liberada. Em todas as reações químicas ocorrem quebra das ligações dos reagentes e formação de novas ligações nos produtos. Exemplo: Cl2(g) → Cl + Cl ΔH = + 242 kJ Cl Cl + energia → Cl + Cl Para romper a ligação, a energia é absorvida. O ΔH é positivo. O processo é endotérmico. Cl + Cl → Cl2(g) Cl + Cl → Cl Cl + energia Para formar uma ligação a energia é liberada. O ΔH é negativo. O processo é exotérmico. Dando a definição: Energia de ligação é a energia (ΔH) necessária para quebrar 1 mol de ligações da substância no estado gasoso, a 25º C e 1 atm. Tabela com valores de energia de ligação (valores em KJ/mol): Ligação Energia H - H 436,0 H - Cl 431,8 C = C 614,2 C - Cl 327,2 H - O 463,5 Cl - Cl 242,0 C - O 353,5 C - F 434,3 Br - Br 192,8 77Química Aplicada às Ciências Naturais III 80 Química Aplicada às Ciências Naturais III = ΔH). Experimentalmente, com o uso do calorímetro, é possível obter a variação de entalpia (ΔH); porém, não é possível determi- nar as entalpias absolutas dos reagentes e produtos. Por esse moti- vo, para medir os valores absolutos, os químicos buscaram valores relativos, adotando inicialmente um referencial, baseado no que foi adotado para se medir altitudes de montanhas e cidades, onde con- siderando-se que o nível do mar tem altitude zero, como também que para se medir a altura do corpo admite-se que no chão a energia potencial é zero. Existem átomos de mesmo elemento químico que formam diferen- tes substâncias simples; esse fenômeno é chamado de Alotropia. No caso, a forma alotrópica mais estável terá entalpia igual a zero nas condições padrão de temperatura e pressão (t = 25 ºC e p = 1 atm). Por exemplo, temos o carbono gra- fite (Cgrafite) e o carbono diamante (Cdiamante), que apresentam formas estruturais e cristalinas diferentes; portanto, energias de formação diferentes, o que lhes confere entalpias diferentes. Podemos cal- cular a variação da entalpia pela Lei de Hess e energia de ligação. Competências e Habilidades UNIDADE II TEMA III Cinética Química O que iremos aprender • Favorecer o exercício de observar, indagar e avaliar dados; • Tirar conclusões a respeito de fenômenos; • Compreender a importância do conhecimento científico; • Realizar trabalhos em equipe de forma a desenvolver também habili- dades como as de comunicação e discussão; • Aprender a admitir e respeitar idéias diferentes; • Exercitar a argumentação e desenvolver o pensar e o espírito de coo- peração; • Compreender alguns dos fundamentos básicos dos fenômenos quími- cos envolvidos em sua vida; • Estabelecer relações explícitas entre os diversos tópicos que serão es- tudados; • Participar ativamente em seu processo de aprendizagem. • Velocidade média; • Condições para ocorrência de uma reação química; • Fatores que alteram a velocidade de uma reação química; • A concentração dos reagentes e a velocidade das reações ; • Reações são elementares. No tempo 5s a concentração do reagente C é de 5 mol/L, en- quanto que no tempo 10 s a concentração do reagente C é de 4 mol/L. Vm = Δ [C] = [Cfinal - Cinicial] = 4 mol/L - 5 mol/ L = - 0,2 mol / L s -1 ΔT T final - T inicial 10 - 5 Como os reagentes são consumidos em uma reação química, a concentração molar do reagente decresce com o tempo e o sinal é ne- gativo. Para não trabalhar com valores negativos, usamos Vm = - Δ[C] na expressão da velocidade média dos reagentes. ΔT Que é convenção normal em cinética química. Assim, no intervalo de tempo de 0 a 5s , temos que: Vm = - Δ[C] = [Cfinal - Cinicial] = - (5 mol/L - 6 mol/ L) = 0,2 mol / L s -1 ΔT Tfinal - Tinicial 5 - 0 Já no intervalo de 5 a 10 s: Vm = - Δ[C] = - [Cfinal - Cinicial] = - (4 mol/L - 5 mol/ L ) = 0,2 mol / L s -1 ΔT Tfinal - Tinicial 10 - 5 • Vamos calcular a velocidade média em relação ao produto E no intervalo de 5 a 10 s: No tempo 5s, a concentração do produto E é de 1 mol/L, en- quanto que no tempo 10 s, a concentração do reagente C é de 2 mol/L Vm = Δ[C] = [Cfinal - Cinicial] = 2 mol/L - 1 mol/ L = 0,2 mol / L s -1 ΔT Tfinal - Tinicial 10 - 5 Note que o valor é positivo, pois o produto é formado no decor- rer do tempo. Considerando a reação genérica: C + D → E Temos. Para os reagentes: Vm = - Δ[C] ΔT Para os produtos: Vm = Δ[C] ΔT 85Química Aplicada às Ciências Naturais III Vm = Vm = Vm = Vm = Vm = Vm = @ Representação gráfica: Atividade 20 1) Dada a reação de formação da amônia (NH3(g)) em conjunto com a tabela abaixo, determine a velocidade de reação em relação ao hidrogênio no intervalo de tempo de 4 a 8 segundos. 1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) Tempo (s) Quantidade de H2 (mol) 0 12,00 4 6,00 8 3,00 12 1,00 2) O gráfico abaixo representa a variação das concentrações das substâncias A, B e C durante a reação em que elas tornam parte. A equação que representa a reação é : a) A + C → B b) A + B → C c) A → B + C d) C → B + A e) B → A + C 86 Química Aplicada às Ciências Naturais III 3.2 Condições para ocorrência de uma reação química O primeiro fator a ser levado em conta no estudo de uma reação química é se duas substâncias colocadas em contato reagem ou não. Muitas substâncias podem ficar em contato, por muito tempo, sem que nada ocorra entre elas, ou seja, sem que haja reação química. Outras, quando em contato, podem reagir ou não dependendo das condições. Observe abaixo as seguintes situações: • Se descascarmos uma maçã e a cortarmos em pedaços, algumas das substâncias presentes na fruta reagem com o oxigênio e, em pouco tempo, acarretam o seu escurecimento. • Ao aproximar um fósforo aceso em um pouco de álcool, ob- servamos que o álcool entra em combustão, ou seja, as moléculas do álcool reagem com o oxigênio do ar. • Se deixarmos um giz na presença de ar, não ocorre reação, mes- mo que dele aproximemos um palito de fósforo aceso. Outra abordagem muito importante que pode ser feita com a dete- rioração dos alimentos. A ação de microorganismos ou de substâncias existentes no ambiente como, por exemplo, o gás oxigênio, causa a dete- rioração dos alimentos. Por isso, controlar os microorganismos que ata- cam os alimentos, evitando a sua proliferação, é favorecer a condição básica para a não ocorrência da reação química, a não-colisão entre os reagentes. Para isso, é necessário estudar esses efeitos para sabermos qual processo poderá ser utilizado para retardar a deterioração. 87Química Aplicada às Ciências Naturais III 3.2.2 Energia de ativação (Ea) No momento em que ocorre o choque em uma reação, em uma posição favorável, ocorre a ruptura parcial das ligações químicas das moléculas dos reagentes. A energia necessária para que se dê a ruptura provém do movimento das moléculas. Inicialmente, as moléculas dos reagentes se aproximam, chocam com-se energia mínima suficiente para romper parcialmente as ligações entre o H2 e Cl2, formando uma estrutura intermediária que possui uma energia um pouco maior, a qual denominamos de complexo ativa- do. A figura acima mostra que o complexo ativado é uma estrutura intermediária que chamamos também de estado de transição, formado entre os reagentes e os produtos. Este estado é instável, e tem pouco tempo de duração, pois há formação dos produtos com conseqüente estabilização da energia. Para haver a formação do complexo ativado, as moléculas dos reagentes devem apresentar uma energia mínima suficiente para ocor- rer a reação, que chamamos de energia de ativação (Ea). Energia de ativação (Ea) – é a energia mínima necessária fornecida aos reagentes para formação do complexo ativado e posterior for- mação dos produtos. Assim, para que ocorra formação do complexo ativado, moléculas dos reagentes devem absorver uma energia igual à energia de ativação. Vamos representar graficamente o que foi descrito acima. Ao estudarmos termoquímica, aprendemos que as equações químicas são representadas pelas reações feitas em calorímetros, que determinam a quantidade de calor liberada ou absorvida. A reação H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) possui um conteúdo de energia (ΔH = - 184 kJ). Representada da seguinte forma: H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ΔH = - 184 kJ Esta reação é exotérmica, pois possui um ΔH negativo; a entalpia do reagente (Hr) é maior que a entalpia do produto (Hp). O sistema libera calor para o ambiente. 90 Química Aplicada às Ciências Naturais III Temos a seguinte representação gráfica: Como abordado anteriormente, inicialmente as moléculas reagentes se aproximam com uma orientação adequada, ocorrendo a colisão com energia mínima. Esta energia é necessária para o enfraque- cimento das ligações entre o H2 e Cl2, formando uma estrutura inter- mediária que possui uma energia um pouco maior, a qual denomina- mos de complexo ativado. Já foi abordado que a estrutura é instável e de pouco tempo de duração. Assim, temos a formação posterior dos produtos, com a estabilização da energia. Sendo o processo exotérmico, a entalpia do reagente (Hr) é maior que a entalpia do produto (Hp). Vale lembrar que a energia mínima é a energia de ativação, e que o complexo ativado está entre os reagentes e produtos. Sendo o processo endotérmico, basta inverter a reação e o valor do ΔH (variação da entalpia). A entalpia do reagente (Hr) é menor que a entalpia do produto (Hp). Podemos fazer a seguinte representação: 91Química Aplicada às Ciências Naturais III @ Note que existe uma barreira a ser vencida pelas moléculas do reagente para se transformarem em produtos. Esta barreira é a energia de ativação, que aparece na forma de curva entre a entalpia dos reagentes e produtos, é o que os químicos chamam de montanha, mais especifica- mente "moléculas subindo a montanha". Vencida essa barreira, poste- riormente, há a formação dos produtos. Observe também que no processo exotérmico a energia de ativa- ção é menor que no processo endotérmico. Então, para qualquer reação exotérmica, ela sempre será mais rápida que a reação endotérmica. Pois, quanto menor a energia de ativação, maior a velocidade da reação. Atividade 21 1) A velocidade de uma reação depende: I-Do número de colisões entre as moléculas na unidade de tempo. II-Da energia cinética das moléculas envolvidas na reação. III-Da orientação das moléculas. Estão corretas as alternativas: a) I, II e III b) Somente I c) Somente II d) Somente I e II e) Somente I e III 2) A quantidade mínima de energia necessária para que as molé- culas possam reagir chama-se: 92 Química Aplicada às Ciências Naturais III @ @Atividade 221) Um aumento da temperatura da reação geralmente provoca:I - diminuição da agitação molecular.II- aumento do número de colisões favoráveis à reação.III- diminuição da velocidade da reaçãoIV - aumento da energia de ativação Está(ao) correta(s) somente a(s) afirmativa(s): a) I b) II c) III d) IV e) I e III 3.3.2 Superfície de contato Agora, experimente colocar o comprimido inteiro em um copo de água fria, e outro esmigalhado em outro copo de água fria. Por que o comprimido esmigalhado dissolve-se mais rapidamente?. Nos sólidos, as reações químicas começam na superfície externa dos mesmos para depois alcançarem o interior. Quando colocamos o comprimido mais esmigalhado, além de toda superfície externa estou em contato com os demais reagentes ou reagente, a região que foi partida também ficará em contato; assim, há um maior número de superfície deste em contato com a água, ou seja, quanto maior a superfície de contato maior a velocidade da reação. Atividade 23 1) Quando se leva uma esponja de aço à chama de um bico de gás, a velocidade da reação de oxidação é muito grande e incendeia o material. O mesmo não ocorre ao se levar uma lâmina de aço. Nas experiências citadas acima, o fator que determina a diferença das velo- cidades de reação é: a) a pressão b) o catalisador c) o estado físico 95Química Aplicada às Ciências Naturais III d) a concentração e) a superfície de contato 3.3.3 Concentração Alimentos sólidos devem ser mastigados várias vezes antes de serem ingeridos, pois ao triturarmos o alimento na boca, aumentamos a superfície de contato, o que torna a digestão mais rápida. Outro fator importante é que o aumento da quantidade de partículas reagentes fa- vorece um maior número de colisões, aumentando a velocidade da re- ação. É por isso que ao abanarmos uma churrasqueira, a chama aumen- ta, pois, com o vento, aumenta a concentração de oxigênio, acelerando a reação de combustão. 3.3.4 Catalisador Quando analisamos a velocidade das reações, podemos perceber que muitas reações necessitam de um empurrãozinho para iniciarem. Se colocarmos a gasolina em contato com o oxigênio, não haverá a combustão; porém, se encostarmos um fósforo aceso, temos como re- sultado a combustão. Foi fornecida uma energia inicial ao sistema para que eles inicie, pois sem ela a reação não ocorreria. Essa energia, como já foi abordada anteriormente, é conhecida como energia de ativação. Para que a reação ocorra, é fornecida uma energia para os reagentes, de modo que estes vençam a barreira de energia de ativação, favorecendo a formação dos produtos. Lembra das moléculas subindo a montanha? Pois bem! Essa montanha é "a energia de ativação". Existem substâncias que atuam nas reações químicas proporcio- nando um caminho alternativo que apresenta uma barreira menor, fazen- do com que as reações que demorariam muito tempo possam ocorrer em pouco tempo. Essas substâncias são chamadas de catalisadores. Uma característica importante é que os catalisadores, diferentemente dos reagentes, não são consumidos na reação. Um exemplo prático são as enzimas que atuam em nosso metabolismo, elas aceleram as reações em nosso organismo. Ao ingerir o alimento, no estômago existem enzimas que facilitam o processo digestivo. São os catalisadores digestivos. Quando tratamos de ferimento com sangue, é muito comum co- locar sobre a ferida água oxigenada e, logo, é observada a presença de bolhas. Isso ocorre pois existe uma enzima denominada catalase que age como catalisador, aumentando a velocidade de decomposição da água oxigenada produzindo água e oxigênio. Pode-se abordar também que a presença da luz aumenta a velocidade de decomposição da água oxigenada, por esse motivo ela é armazenada em recipientes escuros (este é outro fator que altera a velocidade da reação). 96 Química Aplicada às Ciências Naturais III 2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g) O catalisador é uma substância que acelera a velocidade de uma reação química porque permite que ela ocorra com uma menor energia de ativação. Em reações químicas, considere os seguintes exemplos: 2 H2 + O2 → 2 H2O (1) 2 H2 + O2 → 2 H2O (2) Observe que na reação (2), a substância Pt (platina) exerce o pa- pel de catalisador na reação, pois acelera a reação de formação da água líquida. Arrhenius, em 1889, constatou que o catalisador se combina com o reagente originando um composto intermediário que, por sua vez, se transforma, originando o produto e se regenerando em seguida. Con- sidere a seguinte reação genérica: A + B → AB 1º Passo: A + C → AC Catalisador Composto intermediário 2º Passo: AC + B → AB + C Somando as reações temos que: A + B → AB As reações que ocorrem na presença de catalisadores são deno- minadas catalíticas, que podem ser de dois tipos: Catálise homogênea: Os reagentes e o catalisador formam um sistema monofásico ou homogêneo. 2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Catálise heterogênea: Os reagentes e o catalisador formam um sistema com mais de uma fase. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) 97Química Aplicada às Ciências Naturais III Pt NO2(g) P(s)