QUIMICA - TERMOQUIMICA, Notas de aula de Química

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2º Unidade

Capítulo VI

Leis das reações químicas__________________________________________________________ 3

Capítulo VII

Soluções________________________________________________________________________ 15

Capítulo VIII

Termoquímica____________________________________________________________________ 23

Capítulo IX

Cinética Química__________________________________________________________________ 30

Capítulo X

Equilíbrio Químico_________________________________________________________________ 36 Questões de Enem e Vestibulares ___________________________________________________ 45 Organização: Apoio:

3 g 6 g 16 g 9 g carbono + oxigênio → gás carbônico C + O 2 → CO 2

• → →
• →
• 24 g → 33 g e assim por diante. Veja que na segunda linha todas as massas dobram, na terceira linha todas as massas triplicaram, e assim por diante. Nesse caso, a matemática diz que embora os números variem, a proporção entre eles permanece constante. Lei de Proust A proporção das massas que reagem permanece sempre constante.

Lei de Dalton

Experiência Conclusão carbono + oxigênio → gás carbônico C + O 2 → CO 2 carbono + oxigênio → monóxido de carbono 2C + O 2 → 2 CO 6g 8g 14g Estas são duas reações diferentes que formam produtos diferentes (CO 2 e CO). Verifique, porém que, para a mesma massa de oxigênio (8 gramas), a massa do carbono pulou de 3 gramas para o dobro – 6 gramas Lei De Dalton Mudando-se a reação, se a massa de um participante permanecer constante, a massa do outro só poderá variar segundo valores múltiplos.

Consequências das Leis Ponderais

Teoria Atômica Clássica

Em decorrência das leis ponderais mencionadas, Dalton propôs, em 1983, a Teoria Atômica Clássica , que, em linhas gerais, dizia: 8 g 11g 22g

Capítulo VI

• Toda matéria é formada pro partículas extremamente pequenas, denominadas Átomos ;
• os átomos são INDIVISÍVEIS, não podendo ser criados nem destruídos durante a reação química;
• todos os átomos de um mesmo elemento são iguais, enquanto os átomos de elementos diferentes serão também diferentes em tamanho, massa, etc.;
• os átomos se unem em proporções simples e bem-definidas para formar os compostos químicos.

Composição Centesimal das Substâncias

Uma consequência importante da Lei de Proust é que qualquer composto químico tem uma composição constante em massa. Por exemplo: Cálculo da composição centesimal da água, H 2 O: a. Calcula-se, inicialmente, a massa molar da substância: b. Estabeleceram-se regras de três com a massa molar da substância e a massa do elemento, para o qual se deseja calcular a porcentagem: Composição centesimal de H 2 O: 88,89% de oxigênio, 11,11% de hidrogênio. Observe que quando a soma das porcentagens não é igual a 100%, deve-se arredondar o maior valor de porcentagem encontrado, de tal forma, que a soma seja igual a 100%.

Cálculo Estequiométrico

É outra consequência importante da Lei de Proust. Para exemplificá-lo, vamos ver o exemplo a seguir: Composição centesimal de uma substância são as porcentagens em massa dos elementos formados dessa substância.

Capítulo VI

Também é muito importante que você conheça as unidades usuais em que são expressos o volume, a pressão e a temperatura dos gases.

Volume

O volume dos gases é medido nas unidades usuais: mililitros (mL), centímetros cúbicos (cm^3 ), litros (l), metros cúbicos (m^3 ), etc. É bom relembrar que: 1 mL = 1 cm^3 1 L = 1000 mL = 1000 cm^3 1 m^3 = 1000 L = 1.000.000 mL (cm^3 )

Pressão

A pressão do gás é, usualmente, medida em milímetros de mercúrio, unidade que resulta de uma experiência clássica de Torricelli:

Temperatura

No Brasil, as temperaturas são medidas na chamada Escala Centesimal, Centígrada ou Celsius - °C. No estudo dos gases, porém, usa-se a escala absoluta ou Kelvin – K, pois essa escala traz grandes simplificações na leis e fórmulas em geral. Comparando a escala Kelvin com a Escala Centígrada, temos: Portanto, para transformar graus Celsius em Kelvin, temos: C = K + 273 1 mmHg = 1 Torr 1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg = 760 Torr

Capítulo VI

Leis Físicas dos Gases

Lei de Boyle (Transformação Isotérmica)

A temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de um gás é inversamente proporcional à sua pressão. Donde resultam as seguintes representações: Representação Matemática : P 1 V 1 = P 2 V 2 ou P·V = constante Representação Gráfica : Hipérbole equilátera

Lei de Gay-Lussac (Transformação Isobárica)

A pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura absoluta. Donde resultam as seguintes representações: Representação Matemática : 1 1 T

V

2 2 T

V

ou T

V

= Constante Representação Gráfica :

Lei de Charles (Transformação Isométrica)

A volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa gasosa é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. Donde resultam as seguintes representações:

Capítulo VI

Gás Perfeito e Gás Real

Chama-se gás perfeito ou gás ideal o gás que obedece, rigorosamente, às leis Leis Física dos Gases (Lei de Boyle-Mariotte, Gay-Lussac e Charles), em quaisquer condições de pressão e temperatura; além disso, o gás perfeito ou ideal deve se encaixar perfeitamente no modelo descrito pela Teoria Cinética dos Gases. Na prática, entretanto, um gás comum, que chamaremos de gás real, sempre se afasta do comportamento de uma gás perfeito, principalmente sob pressões muito altas e/ou temperaturas muito baixas. Nesses casos, o volume do gás se reduz e as partículas se avizinham, passando umas a ”atrapalhar” o movimento das outras; como consequência, o comportamento do gás passa a contrariar a Teoria Cinética dos Gases Desse modo, podemos concluir que um gás real se aproxima do “gás perfeito” à medida que a pressão diminui e a temperatura aumenta; em outras palavras, um gás será tanto mais perfeito quanto mais rarefeito ele estiver.

Conceitos e Cálculos Decorrentes das Leis e da Teoria Atômico-Molecular

As massas pequenas geralmente são expressas na unidade gramas (massa absoluta), mas quando se trata de massas extremamente pequenas, como no caso dos átomos, isto é impossível. Logo, ao se tratar da massa de átomos (massas atômicas) e da massa das moléculas (massas moleculares), devemos abandonar a unidade gramas e utilizar outra que é mais própria.

Massa Atômica (MA)

O átomo tomado como padrão para a determinação de massas atômicas é o isótopo de carbono cujo número de massa é 12, e a massa atômica é definida da seguinte maneira: Assim, quando dizemos que a massa atômica do ferro é igual a 56 u, significa que o átomo de ferro é 56 vezes mais pesado que 1/12 da massa do isótopo 12 do carbono.

Número de Avogrado

O cientista italiano Amedeu Avogrado determinou através de cálculos relativamente complexos, que na massa atômica expressa em gramas de qualquer elemento químico existe o mesmo número de átomos. Esse número, denominado Número de Avogadro (N) é igual a 6,02 x 10^23. 1 Unidade De Massa Atômica = 1 u = 12

da massa do 12 C = 1,66 x 10-24 g

Capítulo VI

O número de Avogrado é o número de átomos (ou de moléculas) existentes em um átomo-grama (ou molécula-grama) de qualquer elemento químico (ou substância simples). Desse modo, em 56 gramas de ferro ou em 23 gramas de sódio ou em 12 gramas de carbono existem 6,02 x 10^23. Por exemplo: Determinar o número de átomos existentes em 120 gramas de cálcio. Consultando a Tabela Periódica, verificamos que: Cálcio – Ca MA = 40 u Massa atômica expressa em gramas = 40 gramas 40g de cálcio ------------ 6,02 x 10^23 120 g de cálcio ---------- x X = 1,8 x 10^24 átomos

Massa Molecular

Uma molécula é formada por átomos. Logo, a sua massa é igual à soma dos átomos, sendo por isso, expressa em unidades de massa atômica. Por exemplo: A massa molecular da glicose (C 6 H 12 O 6 ) é dada por: MM = (12X6) + (1X12) + (16x6) = 180 u Esse resultado mostra que a molécula de glicose é 180 vezes mais pesada que 1/ da massa do isótopo 12 do carbono. Por exemplo: determinar o número de moléculas existentes em 80 gramas do gás metano (CH 4 ). CH 4 MM = (12x1) + (1x4) = 16u Massa molecular expressa em gramas 16 g 16 g de metano ----------- 6,02 x 10^23 moléculas 80 g de matano ----------- x X = 3 x 10^24 moléculas

Mol

Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 Kg do isótopo 12 do carbono. Sabemos, com base nos conceitos apresentados anteriorme que 0,012 Kg (12g) d isótopo 12 do carbono contêm 6,02 x 10^23 átomos. Desse modo, podemos dizer que mol é a

Capítulo VI

Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), onde a temperatura é igual a 0 ºC e a pressão é igual a 1 atm, observa-se que 1 mol de moléculas de um gás com comportamento ideal ocupa um volume que é aproximadamente igual a 22,4L. CNTP 1 mol de moléculas de gás ideal ----------------- 22,4 L ( 0 ºC, 1 atm) Exemplo 1º. Calcular o volume ocupado por 5 mols de moléculas de um gás ideal, nas CNTP. 1 mol de moléculas ------------- 22,4 L 5 mols de moléculas ----------- x X = 112 L 2º. Calcular o número de moléculas existentes em 89,6L de um gás ideal, nas CNTP. 6 X 10^23 ---------------- 22,4L X ---------------- 89,6 L X = 2,4 x 10^24 moléculas

Equação de Clapeyron

As grandezas de um gás ideal (número de mols de moléculas, volume, temperatura e pressão) relacionam-se através de uma expressão matemática denominada Equação de Clapeyron ou equação geral de estado de um gás. A Equação de Clapeyron é definida por: PV = nRT Tendo em vista que n = MM m , podemos também escrevê-la: PV = (^) MM m R T Nestas expressões temos: P = pressão do gás 1 atm = 760 mmHg 1 atm = 1,013×10^5 Pa V = volume do gás – em litros (L) n = número de mols do gás R = Constante dos gases. Essa constante pode assumir os seguintes valores:

Capítulo VI

R = 0,

molK atm L .

molK

J

m = massa do gás T = temperatura do gás, obrigatoriamente em Kelvin

Densidade dos Gases

Densidade Absoluta

Densidade absoluta ou massa específica de um gás, em determinada pressão e temperatura, é quociente entre a massa e o volume do gás, nas condições consideradas de pressão e temperatura. Matematicamente: d = V m Podemos calcular a densidade absoluta, em qualquer pressão e temperatura com o auxílio da Equação de Clapeyron: PV = MM m RT → V m = RT

PMM

Capítulo VI

Exemplo Açúcar na água Gelatina na água Terra suspensa na água Natureza das Partículas Dispersas Átomos,íons, moléculas Aglomerados de átomos,íons,molécula s ou mesmo moléculas gigantes ou íons- gigantes Grandes aglomerados de átomos, íons ou moléculas Tamanho Médio das Partículas De 0 a 1 mμ De 1 a 100 mμ Acima de 100 mμ

Soluções Verdadeiras

De acordo com o que foi visto no item anterior, as soluções verdadeiras, que de agora em diante chamaremos simplesmente SOLUÇÕES, podem ser assim definidas: S oluções - são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto e o dispersante, o nome de solvente. Assim, por exemplo, quando dissolvemos o açúcar em água, o açúcar é o soluto e a água, o solvente.

Classificação das Soluções

• De acordo com o estado de agregação da solução Soluções sólidas - por exemplo, certas ligas metálicas (Cobre e níquel). Soluções líquidas - por exemplo, sal e água. Soluções gasosas - por exemplo, o ar atmosférico.
• De acordo com o estado de agregação dos componentes Soluções sólido – sólido: algumas ligas metálicas (Cu + Ni) Soluções sólido – líquido: sal em água Soluções sólido – gás: naftaleno (naftalina) no ar Soluções líquido – sólido: água em sólidos higroscópicos (CaCl 2 ) Soluções líquido – líquido: água em álcool Soluções líquido – gás: umidade no ar Soluções gás – sólido: hidrogênio retido em platina em pó

Capítulo VII

Soluções gás – líquido: gás carbônico em bebidas Soluções gás – gás: todas as misturas gasosas

• De acordo com a proporção entre soluto e solvente Soluções diluídas - contêm pouco soluto em relação ao solvente. Por exemplo: 10 g de sal comum em um litro de água Soluções concentradas - caso contrário (300 g de sal comum por litro de água).
• De acordo com a natureza de soluto Soluções moleculares - quando as partículas dispersas são moléculas. Por exemplo: moléculas de açúcar (C 12 H 22 O 11 ) em água. Soluções iônicas - quando as partículas dispersas são íons. Por exemplo: íons de sal comum (Na+^ e Cl-^ ) em água. Há muitas soluções que apresentam simultaneamente moléculas e íons dispersos, por exemplo, numa solução aquosa de ácido acético (ácido fraco) existem moléculas (CH 3 COOH) e poucos íons (CH 3 COO-^ e H+) em solução.

Regras de Solubilidade

Uma regra muito comum da solubilidade diz: Semelhante dissolve semelhante. De fato, muitas substâncias inorgânicas (ácidos, sais, etc.) dissolvem-se em água, que é um solvente inorgânico; as substâncias orgânicas, em geral, dissolvem-se em soventes orgânicos (por exemplo, a parafina dissolve-se em gasolina, e ambos são orgânicos). Lembrando-se, que em geral, as substâncias inorgânicas são polares, enquanto que as orgânicas são apolares, a regra acima também pode ser enunciada do seguinte modo:

O Fenômeno de Saturação da Solução

Juntando-se gradativamente sal comum na água, em temperatura ambiente e sob agitação contínua, verifica-se que, em dado momento, o sal não se dissolve. No caso particular do NaCl, isso ocorre quando há aproximadamente 30 gramas de sal por litro de água. Daí em diante, toda quantidade adicional de sal que for colocada no sistema irá se depositar ou Uma substância polar tende dissolver solvente polar e uma substância apolar num solvente apolar.

Capítulo VII

Consideremos, por exemplo, a tabela a seguir, que mostra os coeficientes de solubilidade do nitrato de potássio (em gramas de KNO 3 por 100 gramas de água) em várias temperaturas. Dos valores desta tabela resulta a curva de solubilidade do nitrato de potássio em água, que é apresentada abaixo da tabela:

Concentrações das Soluções

Chama-se concentração de uma solução toda e qualquer maneira de expressar a proporção existente entre as quantidades de soluto e solvente ou, então, as quantidades de soluto e solução. As definições mais comuns são as que vamos mencionar a seguir. Nela usaremos a seguinte convenção:

• Índice 1, para as quantidades relativa ao soluto.
• Índice 2, para as quantidades relativas ao solvente.
• sem índice, ao que se referir à própria solução. Solubilidade de KNO 3 em Água Temperatura em ºC Gramas de KNO 3 /100g de água 0 13, 10 20, 20 31, 30 45, 40 63, 50 85, 60 110 70 138 80 169 90 202 100 246

Capítulo VII

Concentração Comum (C)

É o quociente entre a massa de soluto (em gramas) e o volume de solução. C = V m 1

Molaridade (ou Concentração Molar)

É o quociente entre o número de moles do soluto e o volume da solução (em litros). Matematicamente: M = V n 1 , mas como n 1 = 1 1 MM m teremos: M = MM V m

1 Unidade: mol por litro (mol/L)

Fração Molar (X)

Fração molar so soluto é quociente entre o número de mols do soluto e o número de mols da solução (soluto + solvente). Matematicamente: Para o soluto: X 1 = 1 2 1 n n n

Para o solvente: X 2 = 1 2 2 n n n

Essa definição pode ser generaizada para a solução com um número i de componentes; a fração molar do primeiro coponente será: X 1 = n n ni n 1 +^2 +...^ + 1 ou, abreviadamente, X 1 = n n ∑ 1 Assim, por exemplo, se tivermos 2 mols de soluto e 6 mols de solvente, teremos 8 mols no total e diremos que: a. A fração em mols do soluto é 2 / 8 = 0,25. b. A fração em mols do solvente é 6 / 8 = 0,75. c. A fração molar não tem unidade (é um numero muito puro e varia entre zero e um (0<x<1)

Molalidade (W)

É o quociente entre o número de mols de soluto e a massa do solvente (em quilos). W = 2 1 m n = 1. 2 1 m n ou seja W = 2 1

m MM m

Capítulo VII