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Dados Internacionais de Catalogação-na-Publicação (CIP) Núcleo de Educação à Distância - Universidade de Pernambuco - Recife xxxx Silva, Lêda Cristina da e Fonseca, Rosana Anita da Silva Biologia: Química/ Lêda Cristina da Silva/ Rosana Anita da Silva Fonseca. – Recife: UPE/NEAD, 2009. 92 p.: il. – (Biologia). ISBN - xxxxxxxxxxxxxxxxx Xxxxxxxx Xxxxxxxx Xxxxxxxx Xxxxxxxx Xxxxxxxx Xxxxxxxx Xxxxxxxx Xxxxxxxx Xxxxxxxx Xxxxxxxx XXXXXXXXXXX UNIVERSIDADE DE PERNAMBUCO - UPE Reitor Prof. Carlos Fernando de Araújo Calado Vice-Reitor Prof. Rivaldo Mendes de Albuquerque Pró-Reitor Administrativo Prof. José Thomaz Medeiros Correia Pró-Reitor de Planejamento Prof. Béda Barkokébas Jr. Pró-Reitor de Graduação Profa. Izabel Christina de Avelar Silva Pró-Reitora de Pós-Graduação e Pesquisa Profa. Viviane Colares Soares de Andrade Amorim Pró-Reitor de Desenvolvimento Institucional e Extensão Prof. Rivaldo Mendes de Albuquerque NEAD - NÚCLEO DE ESTUDO EM EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA Coordenador Geral Prof. Renato Medeiros de Moraes Coordenador Adjunto Prof. Walmir Soares da Silva Júnior Assessora da Coordenação Geral Profa. Waldete Arantes Coordenação de Curso Prof. José Souza Barros Coordenação Pedagógica Profa. Maria Vitória Ribas de Oliveira Lima Coordenação de Revisão Gramatical Profa. Angela Maria Borges Cavalcanti Profa. Eveline Mendes Costa Lopes Profa. Geruza Viana da Silva Gerente de Projetos Prof. Valdemar Vieira de Melo Administração do Ambiente José Alexandro Viana Fonseca Prof. José Lopes Ferreira Júnior Coordenação de Design e Produção Prof. Marcos Leite Equipe de Design Anita Sousa/ Gabriela Castro/ Rafael Efrem/ Renata Moraes/ Rodrigo Sotero Coordenação de Suporte Afonso Bione/ Prof. Jáuvaro Carneiro Leão Edição 2011 Impresso no Brasil - Tiragem 360 exemplares Av. Agamenon Magalhães, s/n - Santo Amaro Recife / PE - CEP. 50103-010 Fone: (81) 3183.3691 - Fax: (81) 3183.3664 . Lêda Cristina e Rosana Fonseca . esperamos que você tenha um bom proveito na Disciplina. Apesar de ser considerada uma disciplina de relativo grau de dificuldade para a maioria dos alunos de Biologia. Aproveitamos a oportunidade para dar-lhe as nossas boas-vindas. Bons estudos! Profas. Química Geral é uma disciplina muito importante para o entendimento de vários fenômenos biológicos. ela será apresentada de forma clara e objetiva.Gostaríamos de parabenizá-los pela escolha do curso Licenciatura em Ciências Biológicas e pelo privilégio de fazê-lo em um modelo diferente através do Ensino a Distância. Assim. . segundo Arrhenius. capítulo 1 . 8. Citar os produtos de reação entre um ácido forte e uma base forte. Definir e calcular o pH de soluções a partir da concentração de íons H1+.7 Funções Inorgânicas Profa. 6. 7. Definir funções inorgânicas. 9. Apresentar a nomenclatura dos óxidos. Conceituar ácidos e bases. 5. Definir e classificar sais. Classificar e apresentar a nomenclatura das bases de acordo com o número de hidroxilas e o grau de dissociação. Rosana Anita da Silva Fonseca I Carga Horária: 12 horas Objetivo Geral O aluno irá conhecer as principais funções inorgânicas da Química e algumas de suas propriedades mais importantes. e diferenciá-los quanto ao caráter ácido-básico. Classificar e apresentar a nomenclatura dos ácidos de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis e o grau de ionização 4. Objetivos Específicos 1. 2. Diferenciar óxidos básicos dos óxidos ácidos. 3. Lêda Cristina da Silva Profa. Brönsted-Lowry e Lewis. 8 capítulo 1 10. Conceituar óxidos de caráter anfótero, neutro e salino. 11. Distinguir peróxidos e superóxidos. 1.1 CONCEITOS DE ARRHENIUS PARA ÁCIDOS E BASES Quem primeiro tentou definir o comportamento de ácidos e bases foi o químico sueco Arrhenius. Segundo o seu conceito, ácido é toda substância que, quando dissolvida em água, eleArrhenius va a concentração de 1+ íon hidrogênio -H (aq). Base é toda substância que, dissolvida em água eleva a concentração de íon hidroxila -OH1-(aq). HCl(aq) NaOH(aq) H3O1+(aq) + Cl1(aq) Na1+(aq) + OH1-(aq) Introdução O estudo das funções inorgânicas é um dos tópicos importantes do estudo da Química. Para o aluno de Biologia, é imprescindível entender como substâncias químicas estão presentes nos meios biológicos de forma, muitas vezes, dissociada. É importante compreender que ácidos no pH fisiológico estão ionizados enquanto que as bases nem sempre. Os sais encontram-se dissociados no meio aquoso, logo se refere sempre a íons e não, aos sais propriamente ditos no nosso meio interno. Os óxidos desempenham um papel importante nos organismos vivos, dos quais o dióxido de carbono formado nas células como resultado do metabolismo oxidativo liga-se à hemoglobina, sendo transportado até o pulmão para ser exalado. Enfim, ao final do capítulo, o aluno deverá ser capaz de entender por que substâncias químicas nos organismos vivos estão na forma molecular ou ionizada, associando ao pH do meio, onde essas substâncias são encontradas. Palavras-chaves: ácidos / bases / sais / pH / óxidos / superóxidos / neutralização / ionização / dissociação. O íon hidrogênio é o átomo de hidrogênio desprovido de seu único elétron; geralmente, refere-se ao íon hidrogênio como “próton”. Este próton liga-se quimicamente à molécula de água, formando H3O1+(aq). A teoria de Arrhenius foi substituída posteriormente, porque algumas substâncias reagiam, também, em soluções que não eram aquosas. HCl(aq)+ NH3 (aq) HCl(benzeno)+ NH3(benzeno) HCl(g)+ NH3 (g) NH4Cl(S) NH4Cl(aq) NH4Cl(S) 1. ÁCIDOS E BASES Os ácidos e as bases são duas classes de compostos químicos muito importantes que foram reconhecidos inicialmente pelo sabor: ácidos têm sabor azedo, e as bases são amargas. Ácidos e bases provocam alteração na cor de certos corantes denominados indicadores, como o tornassol e a fenolftaleína. Com o passar dos tempos, foram apresentadas outras propriedades desses compostos, como veremos a seguir. 1.2 CONCEITO DE BRÖNSTED-LOWRY Brönsted Lowry 9 De acordo com esta definição, reações ácidobase podem ser vistas como reações de transferência de prótons. Assim, ácido é a espécie química que, numa reação de transferência de próton, cede ou doa o próton. A base é a espécie que recebe ou aceita próton numa reação de transferência de próton. H3O1+( l ) + NH3 (aq) H2O( l ) + NH1+4(aq) Raciocínio da Resolução Na reação a seguir, identifique o ácido e a base. Mostre o par ácido-base conjugados: Resolução Um ácido de Brönsted-Lowry é um doador de próton, e uma base é uma aceptora de próton. Para resolver o exemplo acima, tem-se de seguir duas etapas: • 1ª etapa: examinar a equação para descobrir, em cada membro, o doador de próton. • 2ª etapa: identificar o ácido e a base em cada equação. No primeiro membro, o HF é o doador de próton, no segundo, o H2CO3 é o doador de próton. Os aceptores de próton são HCO1-3 e, uma vez identificados os doadores e os aceptores de prótons, identificam-se os ácidos e as bases. HCO1-3(aq) + HF(aq) base ácido H2CO3(aq) + F1-(aq) ácido base Nessa reação em solução aquosa, um próton H1+ foi transferido do íon H3O1+para a molécula de NH3, formando H2O e NH1+4. Assim, o H3O1+ é o doador de próton, o ácido; o NH3 é o aceptor de próton, a base. De acordo com o conceito de Brönsted-Lowry, ácidos e bases podem ser íons ou moléculas. HCl(benzeno) + NH3(benzeno) ácido base NH4Cl(S) Note que no benzeno, C6H6, o HCL e o NH3 não estão ionizados. A molécula HCl de é a doadora de próton, isto é o ácido, e a molécula da NH3 é a aceptora de próton, ou seja, a base. Observe a reação abaixo: NH3(aq) + H2O( l ) base ácido NH14(aq) + OH1-(aq) ácido base Nessa reação, o H2CO3 e o HCO1-3 Constituem um par ácido-base conjugados, assim como o HF e o F1-. NH3 e NH14 (amônia e íon amônio, respectivamente) diferem por um próton: um se transforma no outro pelo ganho ou pela perda de um próton. As duas espécies NH14 e NH3 são um par ácido-base conjugados. Um par ácido-base conjugado é constituído de duas espécies numa mesma reação ácido-base O ácido do par é o ácido conjugado da base, enquanto a base é a base conjugada do ácido. No exemplo acima, o NH14 é o ácido conjugado da NH3 e a NH3 é a base conjugada do NH14. Exemplo 1 Identificação de Ácidos e Bases em Reações Químicas. Em cada reação, identifique o ácido e a base. Mostre o par ácido-base conjugado. HCO1-3(aq) + HF(aq) H2CO3(aq) + F1-(aq) EXERCÍCIO 1 Identifique 1. o ácido e a base na reação abaixo e mostre o par ácido-base: CO2+3(aq) + H2O( l ) HCO1-3(aq)+ OH1-(aq) O caráter anfiprótico da água é importante nas propriedades ácido-base de soluções aquosas, pois ela reage com base, como a NH3, e com ácido, como ácido acético (CH3COOH). NH3(aq) + H2O(l) Base Ácido H3CCOOH(l)+H2O(l) Na1+4(aq) + H3O1+(aq) Base Ácido H3CCOOH1-(aq) +H3O1+(l) capítulo 1 10 capítulo 1 1.3 CONCEITO DE LEWIS DE ÁCIDOS E BASES Lewis percebeu que o conceito de ácidos e de bases poderia ser generalizado para incluir reações entre óxidos ácidos e óxidos básicos e muitas outras reações, além das reações de transferência de próton. tor do par de elétrons e, por isso, um ácido de Lewis. A amônia, NH3, que tem um par isolado de elétrons (elétrons livres), é um doador de par de elétrons e, portanto, uma base de Lewis. Outros exemplos de reações de Lewis são aquelas entre: • Óxidos ácidos e óxidos básicos; • íons de metais que se ligam a pares de moléculas de H2O de NH3 e as de ânions como :C ≡ N:1- para formarem íons hidratados. Al 3+ + Base de Lewis 6H2O Ácido de Lewis : H) Al : O-H Observe a formação de íon hidratado De acordo com o modelo de Lewis: • Ácido é uma espécie química que pode formar ligação covalente, aceitando um par de elétrons de outra espécie química. • Base é uma espécie química que pode formar ligação covalente, doando um par de elétrons a outra espécie. Os conceitos de Lewis e de Brönsted-Lowry são maneiras diferentes de visualizar certas reações químicas e prever novas reações. Observe a reação abaixo entre o HCl e a NH3 em solução aquosa; é uma reação entre um próton e a NH3. H1+ + NH3 Aceptor Doador de par de de par de elentrons elétrons H H + : N: H H Receptor de par de elentrons : : + : Al 3+ + 6(:O Al (:O H)3+6 Ácido de Lewis Exemplo 2 H Base de Lewis H Identificação de Ácidos e Bases de Lewis. Na seguinte reação, identifique o ácido de Lewis e a base de Lewis: Ag1+ + 2NH3 Raciocínio da Resolução • 1° Passo: escrever a equação com as fórmulas de Lewis. • 2° Passo: identificar o aceptor do par de elétrons (o ácido de lewis) e o doador do par de elétrons (a base de lewis). Resolução Escrevendo a equação, segundo as fórmulas de Lewis: H H 1+ Ag + 2[:N - H] Ag [:N - H]2 H Aceptor de Doador de elétrons elétrons (ácido de Lewis) (base de Lewis) H Ag(NH3)1+2 NH1+4 + H H :N : H H Doador de par de elétrons A seta curva representa o próton, recebendo o par de elétrons da NH3 com a formação de uma ligação covalente H-N. O próton é o acep- : : H3O1+(l). os ácidos classificam-se em: Tabela 1 HCl(aq) HClO(aq) Cl(aq) cloreto ClO(aq) hipoclorito Ácido clorídico Ácido hipocloroso -1 +1 capítulo 1 . formando ânions diferentes. Aqui. per e piro) que serão discutidos a seguir. Elementos que pertencem à mesma família da tabela periódica.4 NOMENCLATURA E CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS O nome dos ácidos inorgânicos é dado pelo seguinte esquema: Ácido + nome do ânion com terminação trocada Terminação de um ânion (ou radical) Terminação do nome do ácido Eto Ídrico Ito oso ato ico Exemplo 3 HNO3 H2SO H3PO4 ácido nítrico (ânion: nitrato) ácido sulfúrico (ânion: sulfato) ácido fosfórico (ânion: fosfato) Na tabela 1. Assim. Para distinguir esses ânions. Relação de Ácidos Formados pelo Elemento Cloro e Fósforo.1 NÚMEROS DE HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS O número de hidrogênios ionizáveis é o número máximo de hidrogênios do ácido que reage com a água e dá origem ao íon hidrônio. 1. geralmente formam compostos com fórmulas e nomes análogos.5. • HBr ácido bromídrico • HBrO ácido hipobromoso • HIO2 ácido iodoso • HIO3 ácido iódico EXERCÍCIO 3 1. meta. Por exemplo. Apresente a nomenclatura dos seguintes ácidos: a) HCl b) HNO2 c) H2SO3 d) H3PO3 e) H2CO3 f) CH3COOH A tabela a seguir mostra exemplos de nomenclatura dos ácidos formados pelos elementos cloro (Cl) e o fósforo (P).5 CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS Os ácidos são classificados segundo vários aspectos.11 EXERCÍCIO 2 1. Identificação de ácidos e bases de Lewis. B(OH)3 + H2O B(OH)1-4 + H1+ Identifique o ácido e a base de Lewis na reação abaixo: Fórmula molecular do ácido Fórmula e nome do ânion Nome do ácido Ácido cloroso Àcido (orto) Clorídico Àcido perclórico Ácido hipofosforoso Ácido fosforoso Ácido (orto) fosfórico Ácido metafosfórico Ácido pirofosfórico NOX do elemento principal HClO2(aq) HClO3(aq) HClO4(aq) H3PO2(aq) H3PO3(aq) H3PO4(aq) HPO3 H4P2O7 Cl2(aq) clorito Cl3(aq) (orto) clorato Cl4(aq) perclórico H2PO2(aq) hipofosfito HPO3(aq) fosfito PO3(aq) (orto)fosfato PO3(aq) metafosfato P2O7(aq) pirofosfato +3 +5 +7 +1 +3 +5 +5 +7 1. Nomenclatura de ácidos. o bromo e o iodo da família dos halogênios formam ácidos análogos aos formados pelo cloro. consideraremos apenas dois aspectos que são: o número de hidrogênios ionizáveis e o grau de ionização. Fórmula molecular do ácido Fórmula e nome do ânion Nome do ácido NOX do elemento principal 1. observa-se que o mesmo elemento químico pode combinar-se de várias formas com os elementos hidrogênio e oxigênio. foram criados prefixos (orto. portanto. possuem propriedades químicas semelhantes e. 075% 0. Exemplos: 1HCN(g)+1H2O(l) ácido cianídrico 1H2S(g)+1H2O(l) ácido sulfídrico 1H3O1+(aq)+1CN1-(aq) 1 hidrogênio ionizável (monoácido) 2H3O1+(aq)+1S2-(aq) 2 hidrogênios ionizáveis (diácido) 1. Por exemplo. Exemplos de alguns ácidos semifortes Nome do ácido Ácido sulfuroso Ácido fosfórico Ácido fluorídrico Fórmula H2SO3(aq) H3PO4(aq) HF(aq) Valor de a% 30% 27% 8. O valor de a para essa molécula seria igual a zero. todos os valores apresentados nas tabelas 2. Na verdade.12 capítulo 1 • Hidrácidos (ácidos que não apresentam oxigênio na fórmula): o número de hidrogênios ionizáveis é igual ao número de hidrogênios da fórmula do ácido. os ácidos se classificam de acordo com o valor de a que eles apresentam em: • Ácido forte é aquele que possui grau de ionização a maior do que 50%. a nunca é igual a zero. esses valores devem ser consultados. Se isso acontecesse. Por outro lado. o valor de a seria igual a 1. calculado pela relação: a= número de moléculas que se ionizam número de moléculas inicialmente dissolvidas • Ácido fraco possui grau de ionização a menor do que 5%. São hidrogênios ionizáveis apenas aqueles que apresentam hidrogênio ligado ao oxigênio. entre 0% e 100%. a molécula não formaria um ácido. A ionização é fornecida pelo grau de ionização a. Na prática. Exemplos de alguns ácidos fortes Nome do ácido Ácido perclórico Ácido iodídrico Ácido bromídrico Ácido clorídrico Ácido nítrico Ácido sulfúrico Fórmula HClO4(aq) HI(aq) HBr(aq) HCl(aq) HNO3(aq) H2SO4(aq) Valor de a% 97% 95% 93.5% 92. 0< a <1 ou em porcentagem 0%< a<100% A partir dessa definição. a também pode ser expresso em percentagem. se todas as moléculas sofressem ionização. entre zero e 1. 3 e 4 foram determinados a 18°C. a é sempre um número que se encontra entre esses dois extremos.008% Tabela 4 Vamos considerar a situação na qual uma molécula não se ionize.5% 92% 61% • Oxiácidos são ácidos que possuem oxigênio na fórmula. Sempre que for necessário. e nem igual a Os valores de a são tabelados e dependem da temperatura. Exemplos: 1H3PO4+3H2O(l) ácido fosfórico 1H3PO3+2H2O(l) ácido fosforoso 1H3PO2+1H2O(l) ácido hipofosfórico 3H3O1+(aq)+1PO3-4 (aq) 3 hidrogênios ionizáveis (triácido) 2H3O1+(aq)+1PO2-3(aq) 2 hidrogênios ionizáveis (diácido) 1H3O1+(aq) +1PO1-2(aq) 1 hidrogênio ionizável (monoácido) Tabela 2 • Ácido semiforte possui grau de ionização a entre 5% e 50%. .076% 0. Exempos de alguns ácidos fracos Nome do ácido Ácido sulfídrico Ácido bórico Ácido cianídrico Fórmula H2S(aq) H3BO3(aq) HCN(aq) Valor de a% 0. ou seja.5% Tabela 3 GRAU DE IONIZAÇÃO (A) A força de um ácido é medida pela porcentagem de hidrogênios que se ionizam. não acontece nenhum dos extremos. 1.7. Exemplo 5: Fe(OH)2 Fe(OH)3 hidróxido de ferro II hidróxido de ferro III Ou a nomenclatura proposta em 1900: hidróxido+nome de cátion+ sufixo oso: menor valência sufixo ico: maior valência EXERCÍCIO 4 1.13 A QUÍMICA NA SAÚDE As paredes do estômago humano são incrivelmente ácidas.7 CLASSIFICAÇÃO DAS BASES A exemplo do que ocorre com os ácidos. mas a produção aumenta. O simples cheiro da comida é capaz de aumentar a produção de ácido clorídrico. As células secretam ácido clorídrico. apenas. consideraremos dois. O leite de magnésia (hidróxido de magnésio) e outras substâncias básicas. usam-se fármacos básicos. as bases também são classificadas de acordo com vários critérios. como o bicarbonato de sódio e o carbonato de cálcio. Nomenclatura de bases a) NaOH b) Ca(OH)2 c) Mn(OH)2 d) Cu(OH)2 e) CuOH f) Fe(OH)2 Apresente a nomenclatura das seguintes bases: O pH dos fluidos estomacais é próximo de 1.1 NÚMERO DE GRUPOS HIDROXILAS Este critério é o número de grupos hidróxidos OH1. são usados com freqüência. e este tem por finalidade suprimir o crescimento das bactérias e facilitar a digestão de alguns alimentos. O estômago produz pequenas quantidades de ácido clorídrico todo o tempo.6 NOMENCLATURA E FORMULAÇÃO DAS BASES O nome de uma base é fornecido a partir de um dos três esquemas a seguir: • Bases cujo cátion possui. 1.liberados na dissociação de uma fórmula da base em meio aquoso. se aumentar a ingestão de alimentos. Para neutralizar o efeito de ácido gástrico nas paredes do estômago. que são o número de grupos hidroxilas e o grau de ionização a. uma valência. Aqui. hidróxido + de + nome do cátion Exemplo 4 NH4OH AgOH Zn(OH)2 Al(OH)3 hidróxido de amônio hidróxido de prata hidróxido de zinco hidróxido de alumínio hidróxido de potássio 1Mg(OH)2 hidróxido de magnésio 1Al(OH)3 hidróxido de alumínio H2O H2O 1Mg2+(aq) + 2OH1-(aq) cátion magnésio 2 ânions hidróxidos (dibase) Bases cujo cátion possui mais de uma valência: nomenclatura de Stokes. Exemplo 6 1KOH H2O 1K1+(aq) + cátion potássio 1OH1-(aq) 1 ânion hidróxido (monobase) 1. proposta em 1940: 1Al3+(aq) + 3OH1-(aq) cátion alumínio 3 ânions hidróxidos (tribase) capítulo 1 . Os ácidos podem ser ordenados pelas forças relativas com que doam os prótons com maior facilidade do que outros.14 capítulo 1 O grau de dissociação a de uma base é uma medida de sua força. à medida que desce nesta tabela.a =1. 1.NH4OH . Analogamente. 14 e 15 da tabela periódica. e o ânion proveniente de um ácido (Cl1. O grau de dissociação dessas bases é igual ou inferior a 5%. a força das bases na tabela 5 diminui.a = 95% a 18°C Bases fracas: são as bases de metais de transição. O conceito é semelhante ao da ionização dos ácidos. além do hidróxido de amônio NH4OH. Assim. produzindo sal e água. porém no sentido inverso. enquanto que o íon ClO1-4.NaOH .da HCl). De maneira análoga. os ácidos reagem com bases fortes em solução aquosa.2 GRAU DE DISSOCIAÇÃO A FORÇA BÁSICA a= números de íons da fórmula que se dissociam números de íons da fórmula inicialmente dissolvidos Forças Relativas de Ácidos e de Bases Ácido Ácidos mais fortes HClO4 H2SO4 HI HBr HC? HNO3 H3O 1+ Tabela 5 Base ClO1-4 HSO1-4 I1Br1Cl1NO1-3 H2O F-1H3CCOO1HC1-3 HS1BrO1NH3 CN1CO2-3 OH1Bases mais fortes Bases mais fracos Bases fortes: são as bases de metais alcalinos e as de metais alcalino-terrosos. cujo grau de dissociação é maior do que 50% e próximo de 100%.8 FORÇA DE ÁCIDOS E BASES A definição de Brönsted-Lewis para ácido e base considera a tendência dessas espécies em ligar e dissociar o próton. observa se que a força do ácido diminui verticalmente. dos metais das famílias 13. e a H2O. o íon OH1.5% a 18°C Ácidos mais fracos HF H3CCOOH H2CO3 H2S HBrO NH1+4 HCN HCO1-3 H2O 1. Na tabela 5. Logo. Exemplo: hidróxido de sódio .9 REAÇÕES DE ÁCIDO FORTE OU DE BASE FORTE De um modo geral. as bases mais fortes são as que se unem mais fortemente aos prótons do que às outras. Observe o exemplo abaixo: HCl(aq)+NaOH(aq) NaCl(aq)+H2O(l) água ácido clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio A palavra “sal” em química refere-se a qualquer composto iônico. o mais fraco. a base mais fraca.é a base mais forte. A reação entre ácidos fortes e bases fortes produz sal e água. A reação entre ácidos fortes . A tabela a seguir mostra a força relativa dos ácidos e das bases. Exemplo: hidróxido de amônio . o HClO4 é o ácido mais forte. Ácidos e bases fortes se ionizam completamente na água.7. cujo cátion se originou de uma base (Na1+ do NaOH). sendo calculado pela relação: 1. à medida que se dirige verticalmente para cima. por X na equação do produto iônico da água. porque o seu produto é uma solução neutra. o sal é o cloreto de sódio. produzindo íons hidrogênio (H1+) e hidróxido (OH1-). Exemplo 7 Cálculo das concentrações de H1+ e de OH1em solução de ácido forte. muitas vezes. reagindo consigo mesma. O ácido clorídrico e o hidróxido de sódio são eletrólitos fortes e m água.na água pura. portanto produzem água.0 x 10-7 M. é considerada um não eletrólito (não-condutor de eletricidade).0 x 10-14. logo o produto[H2O]2 Kc é também constante. Duas moléculas de água reagem entre si. a equação iônica líquida é simplesmente a combinação dos íons H1+ e OH1-.0 X 10-14 a 25 °C Conhecendo o valor de Kw.0 x 10-14 = X2 Assim: X=1. têm as mesmas concentrações. nem ácida nem básica. Calcular as concentrações dos íons de hidrogênio e dos íons hidroxilas. como discutido anteriormente. Se for adicionada alguma substância que contenha H1+ ou OH1. no entanto. como a amônia. Assim: [H2O]2 Kc = [H1+] [OH1-] Constante O produto [H1+] [OH1-] é o produto iônico da água. nos compostos abaixo. Kw = [H1+] [OH1-] = 1. 1. a 25 °C. representado por Kw.10 AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA E PH A água pura. e a reação descrita anteriormente apresenta a equação completa da seguinte forma: H1+(aq)+Cl1-(aq)+Na1+(aq)+OH1-(aq) a partir do HCl(aq) a partir do NaOH(aq) Na1+(aq)+Cl1-(aq)+H2O(l) Sal Kc = [H1+] [OH1-] [H2O]2 Como a concentração de água não-ionizada (molecular) é 56 M a 25 °C e praticamente constante. Esses íons se formam em água. A 25 °C. formando H3O1+. Estes íons estão presentes em qualquer solução aquosa.15 com bases fracas. Imagine X = [H1+] = [OH1-] Substituindo as concentrações de H1+ e de OH1. em virtude da auto-ionização da água. o valor de Kw é 1.0 x 10-7 Portanto. o íon de hidrogênio H1+ é capturado pela molécula de água.0 x 10-7 M no OH1-.aparecem am ambos os lados da equação. 1. produzindo água. esta é a equação iônica líquida para a reação entre qualquer ácido forte e qualquer base forte. temos: Kw = [H1+] [OH1-] Na temperatura de 25 °C. Os outros íons (cátion da base e ânion do ácido) permanecem inalterados. portanto. Reações entre ácidos fortes e bases fortes são chamadas de reações de neutralização. Essa reação apresenta como constante de equilíbrio (Kc). produz apenas sais. produzindo íons: H2O(l) + H2O(l) H1+(aq) + OH1-(aq) Nessa reação. em iguais quantidades na água pura. Na reação acima. Como os íons Na1+ e Cl1.essa concentração não mais será 1. se a água for evaporada. é possível calcular as concentrações dos íons H1+ e OH1. que vale: capítulo 1 . o cátion e o ânion formam um sal sólido. a água pura é 1. Porém. H1+(aq)+OH1-(aq) H2O(l) Na realidade. log (1. neutro ou básico de uma solução depende da concentração do íon hidrogênio.0x10-7M. a concentração do OH1. Cada mol de Ca(OH)2 que se dissolve produz dois mols de OH1-.e vice-versa.11 O PH DE UMA SOLUÇÃO O caráter ácido.0 x 10-7 M Exemplo 8 Uma solução tem concentração do íon hidrogênio igual a 1. por isso.15 A concentração de OH1.0 Em solução ácida.7 x 10-14 M. O produto iônico KW relaciona as concentrações de H1+ e de OH1-.0 Em solução alcalina. a concentração do H1+ é maior do que a de OH1-.se obtém através da equação de Kw.010 M produzirá 2 x 0. Numa solução neutra. é possível calcular a de OH1. A 25 °C.15 x [OH1-] [OH1-]= 1.0 x 10-5 M.010 M = 0. tem pH>7. A concentração de OH1.0 x 10-14 = 0. Cada mol de HNO3 contribui com um mol de H1+.15M b.0 x 10-3) = 0+3 = 3. neutra ou básica? Resolução Comparando-se com o quadro da página anterior. b.0 x 10-13 M.9 x 10-4 M Qual o seu pH? A solução é ácida? .0 x 10-14 = 6.0 x 10-14 = [H1+] x 0. tem-se: [H1+]=1.0 x 10-14 = 5. Numa solução ácida. a 25°C.é maior do que a concentração do H1+. é possível alterar as concentrações dos íons H1+ e OH1-. Numa solução básica.0 x 10-7M a solução é ácida 1. Portanto. KW = [H1+] [OH1-] 1.16 capítulo 1 a. a [H1+]>1. Porém. dada a concentração de H1+. como os valores da concentração podem ser muito pequenos. a [H1+]<1. a [H1+]=1. então a concentração de H1+ é 0.0 x 10-7 M Em solução neutra. 7 1. uma a outra.020 M de OH1.0 Observe que o número de casas decimais no pH é igual ao número de algarismos negativos na concentração do íon hidrogênio.7 x 10-14 M 0.0 x107 M. com a respectiva fórmula e a molaridade.log [H1+] pH = . tem pH=7.0 x 10-5 M >1. num problema de química. Quando substâncias são dissolvidas em água. o Ca(OH)2 0.no HNO3 é 6.depois de dissolvido. [H1+] = 1. A solução é ácida. Resolução a. Ca(OH)2 0.0 Exemplo 9 Uma amostra de suco de laranja tem concentração do íon hidrogênio igual a 2. pode-se determinar a concentração dos íons H1+ (ou OH1-). tem-se a seguinte condição: Em solução ácida. [H1+] > 1. é mais conveniente indicar a acidez de uma solução em termos de pH.020 [H1+] = 1.020 A concentração do íon hidrogênio (H1+) no Ca(OH)2 é 5.são iguais. que se define como o logaritmo (decimal) negativo da molaridade do íon hidrogênio: HCl(aq) + NaOH(aq) ácido hidróxido clorídrico de sódio NaCl(aq) + H20(l) cloreto de sódio água Para uma solução que tiver concentração igual a 1.15M.01M Raciocínio da Resolução O ácido (ou a base) forte estará completamente ionizado em solução. HNO3 0.0 x 10-3 M de íon hidrogênio. tem pH<7. [H1+]< 1. 25 °C. as concentrações de H1+ e de OH1. a 25°C.0 x 10-13 M 0. A concentraçãode H1+ se obtem da seguinte forma: KW = [H ] [OH ] 1+ 1- Em solução neutra. o pH será: pH = . como acontece com a água pura.0 x 10-7 M Em solução básica.0x10M. a 25°C. ao serem mergulhados numa solução. O pH terá tantas casas decimais quantas forem os algarismos significativos na concentração de [H1+].12.17 Raciocínio da Resolução O pH é o negativo do log decimal da molaridade do íon hidrogênio. inicialmente. Pode-se também calcular o pH simplesmente pelo valor do pOH. como visto anteriormente.40.72 O pH de uma solução pode ser medido com exatidão em um aparelho chamado de medidor de pH ou pHmetro (fig. pois estes usualmente mudam de cor em pequena faixa de pH. o indicador muda de cor graças à sua capacidade ácida e básica. tecla-se log e troca-se o sinal do resultado. Resolução pH= -log [H1+] = -log (2. pH do O sangue arterial humano é 7.9 x 10-3 M.2. Cálculo do pH a partir da concentração do íon hidrogênio O pH de um cafezinho (a 25°C) é 5. Embora menos exatos do que os medidores de pH.log [OH1-] Então. calculando. Por exemplo.4 = 4.54 o pH é menor do que 7.9 x 10-3) = 2. Qual a concentração do íon hidrogênio? O sangue arterial humano é 7.pOH pH = 14 . apresenta-se em equilíbrio: HIn(aq)+ H2O H3O1+(aq) + In1-(aq) capítulo 1 . que tem cores diferentes e. O pH também pode ser acompanhado através do uso de indicadores ácido-base.0 é ácida logo a solução pH = 14 .0 x 10-8 M EXERCÍCIO 5 1.log [H1+] [H1+] = antilog (-pH) = 10-pH Resolução O resultado é: [H+] = Antilog (-7. Determina-se o log com uma calculadora eletrônica ou com uma tábua de logaritmos.4) = 10-7. de acordo com o pH da solução. traduzida em leitura no visor do aparelho.9 x 10-4) = 3. Observe a expressão abaixo: pOH = . Qual a concentração do íon hidrogênio? Raciocínio da Resolução A concentração do íon hidrogênio é: pH = .28 Exemplo 10 Cálculo da concentração do íon hidrogênio a partir do pH. Qual o pOH dessa solução? pOH = . sabendo .40. como o Kw = [H1+] [OH1-]=1. entra-se com a concentração de H1+. quando é dada a concentração do íon hidróxido.55 M? Exercício 6 1.0 x 10-14. emitem voltagem entre eles. uma solução de amônia apresenta molaridade igual a1. O instrumento tem eletrodos especiais que.72 = 11. Cálculo do pH a partir da concentração do íon hidrogênio Qual o pH de uma amostra de suco gástrico (ver Química na saúde). Qual a concentração do íon hidrogênio? Pode-se achar o pH de uma solução.log [OH1-] pOH = . a 25 °C.1). partindose do valor da molaridade (um tipo de concentração) no íon hidróxido. pode-se afirmar que: pH + pOH = 14 Esta equação permite calcular o pH através do valor do pOH. a concentração do íon hidrogênio.log (1.se que sua concentração em íons hidrogênio é 0. Na calculadora. em soluções. clorito cuprico .4) Vinagre (pH: 2.18 capítulo 1 NaHSO3(S) monohidrogeno H2O(l) Na1+(aq) + H3O1+(aq) + SO1-3(aq) cátion sódio cátion hidrônio ânion sulfito Ca(OH)NO3(s) monohidroxinitrato de cálcio Figura 1 . No papel de tornassol. o nome pode seguir a nomenclatura de Stokes.4) Levedura (pH: 8. as de pH maior do que 7 são básicas (também chamadas alcalinas).em solução aquosa) e um único tipo de ânion (não forma o ânion hidróxido OH1.clorito de cobre II Ou a nomenclatura proposta em 1900: nome do ânion + nome do cátion + Sufixo oso: menor valência Sufixo ico: maior valência [H1+] 1 x 10 1 x 10 Ácidos 1 x 10 1 x 10 1 x 10 Neutro 0 pH Exemplo 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 HCl Suco gástrico (pH: 1-3) Suco de limão (pH: 2. 2.A escala de pH e a mudança de cor no papel de tornassol.1 NOMENCLATURA.3.4 .sulfato niquélico CuClO2 . e o pH é lido diretamente no visor. soluções ácidas apresentam coloração vermelha e soluções básicas. um cátion é diferente do íon H3O1+.2) água gasosa (pH: 3. SAIS São compostos capazes de se dissociarem na água liberando íons.Medidor digital de pH. FORMAÇÃO E CLASSIFICAÇÃO Os sais podem ser classificados em 6 grupos diferentes: • Sal simples: apresenta um único tipo de cátion (não libera o cátion hidrônio . e pelo menos um ânion é diferente de OH1-. um indicador ácido-base.4) 1 x 10-1 -2 1 x 10-3 -4 -5 -6 1 x 10-7 1 x 10 -8 1 x 10-9 1 x 10-10 Bases 1 x 10-11 1 x 10 1 x 10 -12 -13 10 Leite de Magnésia (pH: 10.2 . coloração azul. pelo menos.sulfato níquel III CuClO2 .5) 11 Amônia (pH: 11. dos quais.9) 12 Cal hidratada .em solução aquosa).0 .Cloreto de sódio Mg3(PO4)2 .9) Cerveja (pH: 4. mesmo que em pequena quantidade.2.4) Água pura Sangue Humano (pH: 7.5) Leite (pH: 6.clorito cuproso Cu(ClO2)2 .H3O1+ .sulfato niqueloso Ni2(SO4)3 .Fosfato de magnésio No caso de o cátion apresentar mais de uma valência.Ca(OH)2 13 Lixívia 14 NaOH 1 x 10-14 Figura 2 .4. Soluções com pH menor do que 7 são ácidas. proposta em 1940: nome do ânion + de + nome do cátion + valência (em numeral romano) Exemplos NiSO4 .clorito de cobre I Cu(ClO2)2 . nome do ânion + de + nome do cátion Exemplos NaCl . H2O(l) K NO3(S) nitrato de potássio K1+(aq) + NO1-3(aq) cátion potássio ânion nitrato Exemplos NiSO . O eletrodo é imerso na solução. H2O(l) Ca1+(aq)+ OH1-(aq)+ NO1-3(aq) cátio cálcio ânion ânion hidróxido nitrato 2.sulfato de níquel II Ni2(SO4)3 . di ou tri + hidroxi + nome do ânion + de + nome do cátion Os prefixos mono. • Sal hidratado: possui moléculas de água que fazem parte da composição do cristal iônico. Apresentam. a fórmula geral esquematizada a seguir: C1+2SO4 • C3+2(SO4)3 • 24H20 na qual C1+ e C3+ representam.hidratado Na2B4O7•10H20 . o nome segue o esquema: nome do ânion do elemento mais eletronegativo + nome do ânion do elemento menos eletronegativo + de + nome do cátion Exemplos: BaCl .tri-hidroxifosfato de alumínio • Sal duplo ou misto: possui dois cátions diferentes ou dois ânions diferentes. di ou tri + hidrogeno + nome do ânion + de + nome do cátion Os prefixos mono. • Sal hidroxilado: que apresenta o ânion hidróxido . O nome do sal hidrogenado segue o esquema: prefixo (mono).fosfato (duplo) de potássio e magnésio Quando se trata de um sal duplo.hidrogenofosfato ferroso. FeHPO4 .sulfato de cobre II penta . cristalizados com 24 moléculas de água. di e tri indicam o número de grupos hidroxi. di e tri indicam o número de hidrogênios ionizáveis na fórmula do sal.na fórmula (além de outro tipo de ânion) e não apresenta hidrogênio ionizável.di-hidroxissulfato de crômio Al2(OH)3PO4 . octa (8). Exemplos: CaCl2•2H2O .na fórmula do sal.hidrogenocarbonato de potássio ou bicarbonato de potássio. di (2).(mono) . O nome de um sal hidratado é fornecido pelo esquema: nome do sal + prefixo para indicar o grau dehidratação + hidratado Os prefixos utilizados para indicar o grau de hidratação são: mono (1). Exemplos: Mg(OH)Cl . Como as moléculas de água encontram-se em uma proporção determinada em relação à fórmula do sal.OH1-.tetraborato de sódio decahidratado • Sal alúmen: são sulfatos duplos que possuem um cátion monovalente e um trivalente. respectivamente. OH1. quanto ao ânion (sal que possui dois ânions diferentes). penta (5). hepta (7). portanto. o nome segue o esquema: nome do + (duplo) + de + nome do cátion do elemento mais eletropositivo + nome do cátion do elemento menos eletropositivo Exemplos: NaNH4SO4 .sulfato (duplo) de sódio e amônio KMgPO4. O prefixo mono está colocado entre parênteses.(mono) .OH1.mono-hidroxicloreto de magnésio Cr2(OH)2SO4 . O nome do sal hidroxilado segue o esquema: prefixo (mono). quanto ao cátion (sal que possui dois cátions diferentes). além de outro cátion e não apresenta o ânion hidróxido .cloreto de cálcio di-hidratado CuSO4•5H2O .nitrato-cloreto de cálcio Observe que os nomes dos ânions são separados por hífen.cloreto-iodeto de bário CaNO3Cl . Exemplos KHCO3 .19 • Sal hidrogenado: apresenta hidrogênio hionizável. sendo indicada após a fórmula do sal por sinal de multiplicação. um cátion monovalente e um cátion triva- capítulo 1 . tri (3). Quando se trata de um sal duplo.hidrogenofosfato de ferro II ou (mono) . hexa (6). tetra (4). por ser opcional. essa proporção é denominada grau de hidratação. nona (9) e deca (10). hidróxido de cálcio: base forte S2 . 2. ácido cianídrico: ácido fraco. e o ânion do sal. também. Exemplos: NH4CN .borato de alumínio: forma solução de caráter neutro.ânion sulfato vem de H2SO4. genéricos. a nomenclatura pode ser simplificada para o esquema: alúmen + de + nome do cátion C1+ Exemplos: Na2SO4•Al2(SO4)3•24H2O .alúmen de bismuto e sódio Sempre que o cátion C3+ for o alumínio.ânion sulfeto vem de H2S. Exemplos: CaS . pois Al 3+.ânion brometo vem de HBr (ácido bromídrico): ácido forte BaSO4.cianeto de amônio: forma solução de caráter neutro.cátion alumínio vem de Al(OH)3. hidróxido de bário: base forte SO2-4. ácido sulfúrico: ácido forte Sal neutro possui cátion proveniente de base fraca e ânion proveniente de ácido fraco. três classes de sais: Sal neutro possui cátion proveniente de base forte e ânion proveniente de ácido forte. assim.cátion amônio vem de NH4OH. pode ser simplificada (:2). hidróxido de alumínio: base fraca BO3-3. ácido bórico: ácido fraco Sal básico possui cátion proveniente de base forte e ânion proveniente de ácido fraco.cátion bário vem de Ba (OH)2. A forma do alúmen.ânion borato vem do H3BO3. O nome de um sal alúmen é fornecido pelo esquema: alúmen + de + nome de cátion C3+ + e + nome de cátion C1+ Exemplos: Na2SO4•Bi2(SO4)3•24H2O .20 capítulo 1 lente.brometo de potássio: forma solução de caráter neutro K1+.cátion potássio vem de KOH (hidróxido de potássio): base forte Br1-.alúmen de sódio K2SO4•Al2(SO4)3•24H2O . ácido sulfídrico: ácido fraco. pois NH1+4. AlBO3.cátion cálcio vem de Ca(OH)2.alúmen de potássio C1+C3+(SO4)2 • 12H2O Exemplos: KBr . hidróxido de amônio: base fraca CN1-. ácido ou neutro – de uma solução aquosa de um sal depende diretamente da força da base e da força do ácido que deram origem a esse sal. podemos escrever a seguinte reação genérica: Isso significa que: xC(OH)y(aq)+yHxA(aq) base com ácido com cátin Cy+ ânion Axgenérico genérico 1CXAY(aq ou ppt)+x•yHOH(l) sal com cátion Cy+ e ânion Axgenéricos água O cátion do sal vem de uma base.sulfito de cálcio: forma solução de caráter básico. .2 CARÁTER ÁCIDO-B DE UMA SOLUÇÃO SALINA Considerando que os sais são formados a partir da reação química entre um ácido e uma base. O caráter básico.sulfato de bário: forma solução de caráter neutro Ba2+.ânion cianeto vem de HCN. de um ácido. Teremos. pois: Ca2+. [prefixo adequado + óxido + de + prefixo adequado + nome do elemento] Exemplos: NO . 3. presentes em uma fórmula do óxido. hept. Empregam-se os prefixos gregos: mono.ânion bicarbonato vem de H2CO3 ácido carbônico: ácido fraco Sal ácido possui cátion proveniente de base fraca e ânion proveniente de ácido forte. tetra. como o OF2 (difluoreto de oxigênio) e o O2F2 (monofluoreto de oxigênio). sais. Exemplos: AgNO3.cátion lítio vem de LiOH. proposta em 1940. para indicar tanto o número de átomos de oxigênio como o número de átomos de outro elemento. hex. Quase todos os elementos ligam-se ao oxigênio formando os óxidos.cátion alumínio vem de Al(OH)3. pois: Li1+. Essa nomenclatura é usada para óxidos metálicos. ácido nítrico: ácido forte Al2(SO4)5. O NOX do elemento ligado ao oxigênio é indicado por numerais romanos. hidróxido de prata: base fraca e NO1-3. Exemplos: Cu2O .1 NOMENCLATURA Existem 3 diferentes sistemas de nomenclatura em uso para óxidos: • Nomenclatura oficial do IUPAC de 1957. concluímos: Sais que possuem cátion e ânion provenientes de base e ácido fortes. porque o flúor é o único elemento mais eletronegativo que o oxigênio. dec. Nos demais casos.ânion sulfato vem de H2SO4.bicarbonato de lítio: forma solução de caráter básico.cátion prata vem de AgOH. hidróxido de alumínio: base fraca e SO2-4. que podem ser tônicos ou covalentes.óxido de ferro II Fe2O3 . prevalece o caráter do mais forte: básico ou ácido. Óxidos São compostos formados por dois elementos químicos (binários) dos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.sulfato de alumínio: forma solução de caráter ácido. pois Ag1+. Classificação de sais.monóxido de mononitrogênio ou monóxido de nitrogênio CO2 . ou ambos fracos. A partir do nome do sal. logo após o nome. 3.21 LiHCO3.ânion nitrato vem de HNO3. di. tri. sim. não são óxidos e. apresentam caráter neutro. dê sua formulação e classificação: a) Fluoreto de lítio b) Hidrogeno fosfato de cobre II c) Carbonato (duplo) de potássio e amônio d) Alúmen de níquel II e potássio capítulo 1 . ácido sulfúrico: ácido forte Assim. pent. apresentando carga elétrica ou caráter parcial (d) igual a -2.óxido de cobre II FeO . pois Al 3+.óxido de cobre I CuO .óxido de ferro III Exercício 7 1. hidróxido de lítio: base forte HCO1-3. Os compostos binários de flúor e oxigênio. non.nitrato de prata: forma solução de caráter ácido.dióxido de monocarbono ou dióxido de carbono • Nomenclatura de Stokes. oct. a reação com a água é fortemente exotérmica. porque na presença de água sofrem reação de síntese.22 capítulo 1 • Nomenclatura de 1900. Óxidos de caráter acentuadamente iônico são classificados como óxidos básicos.dióxido de carbono SO3 . os óxidos básicos são sólidos. Essa nomenclatura é usada para óxidos metálicos. como veremos a seguir.óxido ferroso Fe2O3 . CrO. produzindo um ácido. sofrem reação de síntese.óxido férrico As propriedades de um óxido estão relacionadas à eletronegatividade do elemento ligado ao oxigênio e. enquanto o sufixo ico indica o maior NOX ou a maior valência.trióxido de enxofre P2O5 . produzindo ácidos. porém o grau de basicidade diminui consideravelmente para os óxidos de metais de transição. ao caráter da ligação predominantemente iônica ou predominantemente covalente existente no composto. produzindo bases.óxido cuproso CuO .óxido cúprico FeO . de ponto de fusão elevado. Alguns metais de baixa eletropositividade e NOX alto também podem formar óxidos covalentes. o óxido de crômio II. como os metais alcalinos. 2. porque. Para óxidos diferentes de um mesmo elemento o sufixo oso indica o menor NOX ou a menor valência.óxido de sódio MgO . Esses compostos são classificados como óxidos básicos.pentóxido de difósforo Esses compostos são classificados como óxidos ácidos. portanto.3 ÓXIDOS ÁCIDOS: CARÁTER COVALENTE São formados por meio de ligação de caráter acentuadamente covalente entre o oxigênio e um elemento de alta eletronegatividade. por exemplo. No caso de óxidos básicos formados por metais alcalinos e alcalino-terrosos. Todos os óxidos básicos são formados por metais. Baseia-se no uso dos sufixos oso e ico. 1Na2O(s) + 1H2O(l) óxido de sódio água 2NaOH(aq) + energia hidróxido de sódio (base) 1Mg(OH)2(aq)+ energia hidróxido de magnésio (base) 1MgO(s) + 1H2O(l) óxido de magnésio água . Em geral. produzindo uma base.óxido de crômio II Observe que o NOX do elemento ligado ao oxigênio é baixo. na presença de água. normalmente igual a +1 ou +2. Acompanhe os exemplos das reações a seguir: 1SO3(s) + 1H2O(l) trióxido água de enxofre 1CrO3(s) + 1H2O(l) trióxido de crômio água 1H2SO4(aq) ácido sulfúrico 1H2CrO4(aq) ácido crômico 3. Exemplos: Cu2O . como os ametais. porque sofrem reação de síntese com a água.2 ÓXIDOS BÁSICOS: CARÁTER IÔNICO São formados por meio de ligação de caráter acentuadamente iônico entre o oxigênio e um elemento de baixa eletronegatividade (muito eletropositivo). e a reação com essa substância é imperceptível. Nesse caso. Exemplos: Na2O . alcalino-terrosos ou alguns metais de transição. o óxido praticamente não se dissolve na água. porque sofrem reação de síntese com a água. Exemplos: CO2 . como. Óxidos de caráter acentuadamente covalente são classificados como óxidos ácidos.óxido de magnésio CrO . óxido de zinco PbO . 2. por isso.óxido de crômio III Desse modo.5 ÓXIDOS NEUTROS São óxidos covalentes que não possuem nem caráter básico nem ácido. tendendo para o covalente. conforme o meio em que se encontram ou a substância com a qual estiverem em contato.tetróxido de triferro ou magnetita. Também não reagem com a água nem com base ou ácidos.4 ÓXIDOS DE CARÁTER ANFÓTERO São óxidos de caráter indeterminado entre o iônico e o covalente.monóxido de carbono NO . Considerado uma associação dos óxidos: 2 PbO • PbO2 por apresentar o chumbo com NOX respectivamente igual a +2 e a +4. que podem ser metais ou semimetais. Exemplos: CO .ácido ortofos- 2. 2NO2(g) + 1H2O(l) água 1HNO2(aq)+ 1HNO3(aq) ácido nitroso ácido nítrico 1Cl2O6(g)+ 1H2O(l) anidrido água clóricoperclórico 2ClO2(g)+ 1H2O(l) anidrido água clorosoclórico 1HClO3(aq)+ 1HClO4(aq) ácido clórico ácido perclórico 1HClO2(aq)+ 1HClO3(aq) ácido cloroso ácido clórico capítulo 1 . hidratação crescente do anidrido fosfórico. P2O5? 1P2O5(S)+1H2O(l) fórico 1P2O5(S)+2H2O(l) fórico 1P2O5(S)+3H2O(l) fórico 2HPO3(aq) .óxido de chumbo II Cr2O5 . Observe os exemplos a seguir: • Fe3O4 .ácido metafos1H4P2O7(aq). são chamados de anidridos duplos de ácido. ora como óxidos ácidos. formados teoricamente pela associação de 2 óxidos diferentes do elemento E.6 ÓXIDOS SALINOS OU MISTOS São óxidos de fórmula geral E3O4 (sendo E um metal genérico).ácido pirofos2H3PO4(aq). os óxidos ácidos muitas vezes são chamados de anidridos de ácidos e considerados compostos obtidos pela eliminação total da água do respectivo ácido oxigenado do elemento. Por exemplo. pois agem ora como óxidos básicos. os óxidos anfóteros possuem um comportamento ambíguo. os óxidos ácidos são gases em condições ambientes ou sólidos de baixo ponto de fusão.óxido de alumínio ZnO . São formados por elementos de eletronegatividade média. Observações Importantes Alguns óxidos ácidos. Exemplos: Al2O3 . produzem dois ácidos diferentes do elemento e por isso são chamados de anidridos duplos de ácidos. ao reagirem com a água. Considerado uma associação dos óxidos: FeO • Fe2O3 por apresentar o ferro com NOX respectivamente igual +2 e a +3.monóxido de dinitrogênio (óxido nitroso) Alguns óxidos ácidos. Em geral. Veja os seguintes exemplos: 1N2O4(g)+ 1H20(l) anidrido nitrosonítrico anidrido nitrosonítrico água 1HNO2(aq)+ 1HNO3(aq) ácido nitroso ácido nítrico 2.23 Por essa característica. produzem dois ácidos diferentes do elemento e. ao reagirem com a água. • Pb3O4 .tetróxidos de trichumbo ou zarcão ou mínio.monóxido de nitrogênio (óxido nítrico) N2O . )2. porém. A partir do nome do óxido. metais alcalino-terrosos.O-1 . .superóxido de cálcio BaO4 .superóxido de potássio CaO4 .1 PERÓXIDO Nos peróxidos. São compostos relativamente instáveis. são instáveis e se decompõem na presença de água ou ácidos.2 SUPERÓXIDOS Nos superóxidos. devido à formação da estrutura abaixo: (. odor. O2-2.O-1 . prata e zinco.superóxido de sódio K2O4 . que resulta da divisão: -2 : 4 = -1/2 Na verdade. os superóxidos são uma “associação” da estrutura peróxido. por apresentar o manganês com NOX respectivamente igual a +2 e a +3. apenas o de hidrogênio. dê sua classificação: a) Óxido de potássio b) Dióxido de enxofre c) Óxido de manganês VII d) Óxido de ferro II Conclusão Ácidos e bases são substâncias químicas que apresentam algumas propriedade opostas: sabor. por exemplo. neutralizam-se e formam substâncias (sais) com propriedades químicas completamente diferentes dos ácidos e das bases dos que se originaram. é molecular. liberando gás oxigênio.O0 . fornece água. O nome dos peróxidos é fornecido pelo esquema: Peróxido + de + nome do elemento Exemplos: H2O2 . conforme mostra a equação: 2H2O2(aq) 2. com NOX diferente de -2.7.O-1 -)2. o oxigênio apresenta NOX igual a -1. cada átomo de oxigênio possui um NOX médio. H2Ol. Elas reagem entre si.7.24 capítulo 1 • Mn3O4 . metais alcalinos. H2O2. O2(g).tetróxido de trimanganês. 2.7 PERÓXIDOS E SUPERÓXIDOS Os peróxidos e os superóxidos são compostos binários nos quais o oxigênio aparece como o elemento mais eletronegativo. com a molécula do gás oxigênio. por exemplo. A decomposição do peróxido de hidrogênio.O-1 . Considerado uma associação dos óxidos: MnO • Mn2O3. liberando gás oxigênio. os demais são iônicos. o oxigênio apresenta NOX igual a -1/2 .O0 .ou apenas O2-4 Nessa estrutura. O2(g). (.peróxido de hidrogênio Na2O2 . O2(g). além do oxigênio. se considerarmos teoricamente a formação da estrutura abaixo: 1O2(g) + 2H2O(l) Exercício 8 1. Classificação de óxidos.superóxido de bário Todos os superóxidos são iônicos e. A decomposição do superóxido de sódio na água. com base e com água. ocorre segundo a equação: 2Na2O4(s) + 4H20(l) 4NaOH(aq)+ 2H2O2(l)+ 2O2(g) 2. o que pode ser explicado. da mesma forma que os peróxidos. Os óxidos salinos ou mistos reagem com ácido. H2O2.ou apenas O2-2 Os elementos que formam peróxidos são os seguintes: hidrogênio. etc.peróxido de prata De todos os peróxidos. que possuem tendência a se decompor.peróxido de sódio Ag2O2 . O nome dos superóxidos é fornecido pelo esquema: Superóxido + de + nome do elemento Exemplos: Na2O4 . ácido e básico. Bibliografia Complementar REIS.icb. Os óxidos básicos apresentam caráter iônico e o oxigênio liga-se a um elemneto de baixa eletronegatividade. Química. por isso. de acordo com o meio em que se encontram. alcalinos-terrosos e alguns metais de transição.br Www. D.sbq. Os óxidos ácidos são aqueles formados entre o oxigênio e um elemento de alta eletronegatividade.med. Rio de Janeiro: LTC. um ânion diferente de OH1-. 1998. vol. KOTZ & TREICHEL. entre iônico e covalente. São Paulo: FTD. Os óxidos são substâncias formadas por dois elementos químicos.edu www. sendo o cátion (ou pelo menos um) diferente do íon H3O1+ e. D. www. 3ed. duplo (ou misto). Vale lembrar que os peróxidos ocorrem também durante o processo respiratório animal. destacam-se os óxidos anfóteros que são aqueles que têm comportamento ambíguo. 2002. Completamente Química. Os peróxidos e os superóxidos são compostos binários que apresentam o oxigênio como elemento central. M. capítulo 1 . Dentre essa classe. em neutro.ufmg. 2. 2001. sendo o oxigênio o mais eletronegativo.uninet. Rio de Janeiro: LTC.farmacia. hidrogenado.v.25 Os sais são compostos capazes de se dissociar na água. podendo ser metais ou semimetais e. Classificam-se em simples. liberando íons. Os sais.org. como os metais alcalinos. v.br BIBLIOGRAFIA EBBING.1. pelo menos. hidroxilado. apresentam caráter indeterminado. se classificam.br www. Química Geral. Os óxidos anfóteros são formados por elementos de eletronegatividade média. respectivamente. de acordo com a força da base e do ácido que deram origem ao sal. hidrácido e alúmen. agindo como ácido ou como base. também. mais eletronegativo e com NOX igual a -1 e -1/2. 2. . Apresentar e conceituar as propriedades coligativas das soluções. capítulo 2 . 2. Distinguir soluções e colóides.27 Soluções Profa. Explicar a formação de micelas em líquidos imiscíveis. 6. Explicar o efeito da temperatura e da pressão sobre a solubilidade de solutos. 8. Lêda Cristina da Silva Profa. Diferenciar a solubilidade de soluções moleculares da solubilidade de iônicas. Objetivos Específicos 1. Definir cada uma das formas de expressar a concentração das soluções: • Concentração comum • Molaridade • Molalidade • Percentagem em massa do soluto • Fração molar • Concentração em ppm (massa e volume) 7. Definir soluções. 4. 3. Definir colóides. 9. aplicando-as aos fenômenos biológicos. Classificar as soluções químicas de acordo com o estado físico de seus componentes. Rosana Anita da Silva Fonseca I Carga Horária: 12 horas Objetivo Geral Conhecer diferentes formas de expressar concentração de soluções e compreender as propriedades coligativas das soluções. 5. O ouro é ligado a uma pequena quantidade de prata. quando misturados com outros elementos. O uso de etilenoglicol. o que torna imprescindível seu estudo. elas podem ser gasosas. TIPOS DE SOLUÇÕES As soluções podem existir em qualquer dos três estados da matéria. Em geral. formando uma liga. Outra propriedade útil das soluções é a diminuição do ponto de fusão em relação ao ponto de fusão dos componentes principais. As soluções apresentam diversas propriedades úteis e importantes para o nosso dia-a-dia. a molécula-grama. Justificar a importância das micelas para o processo digestivo de gorduras alimentares. líquidas ou sólidas. 1. são mais fáceis de serem fundidas em peças. . as chamadas propriedades coligativas explicam alguns fenômenos de ocorrência biológica. solução é o nome dado a uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. os íons se distribuem pela água e formam uma solução. Além disso. molaridade. como fluido anticongelante para radiadores de veículos. As ligas de ouro e prata são mais duras e se fundem à temperatura mais baixa do que a liga de ouro puro. ou seja. a pressão osmótica e o abaixamento da pressão crioscópica são duas dessas propriedades. e a proporção de soluto em relação ao solvente é chamada de concentração. A mistura resultante recebe o nome de solução. é aquele componente presente em menor quantidade. As soluções são constituídas por substâncias (solutos) que se dissolvem em outra (solvente) em várias proporções. Quando o cloreto de sódio se dissolve em água.28 capítulo 2 10. tornando-se mais interessantes para nós. FORMAÇÃO DAS SOLUÇÕES A maioria das reações químicas ocorre em soluções. é possível transformar uma forma de expressar a concentração em outra. Quando o soluto é um líquido. As propriedades coligativas das soluções estão mais presentes no nosso dia-a-dia do que imaginamos. de acordo com sua massa. Os componentes das soluções são: 1. Por exemplo. elas explicam o movimento de água através das membranas biológicas e o transporte de gases ao longo de nosso sangue. como a massa. Por exemplo. entre outras. molalidade. CH2OHCH2OH. Palavras-chaves: Soluto / solvente / solução / concentração comum / molaridade / molalidade / fração molar / ppm / produto de solubilidade / osmose / pressão osmótica / elevação ebulioscópica / abaixamento crioscópico. INTRODUÇÃO É importante conhecer alguns aspectos da solubilidade de substâncias químicas e saber exprimir as concentrações de formas diferentes. alteram essas propriedades. 2. Por isso. Um exemplo é o ouro usado em joalherias. quando se trata de soluto líquido. constituídas por íons ou moléculas. Já o termo colóide é usado para soluções constituídas por partículas maiores. podendo ser sólido ou gás. Soluto é a substância que se dissolve no líquido. porém. fração molar e percentagem em massa. delas: concentração comum. alguns elementos químicos apresentam propriedades próprias. Além disso. a densidade e o volume. molécula-grama e volume. conhecendo alguns dados. A solução água com etilenoglicol congela-se em temperatura inferior à de congelamento da água pura. de um líquido ou de um sólido num líquido. com pequenas quantidades de outros metais. do solvente. SOLUBILIDADE E PROCESSO DE SOLUBILIZAÇÃO A quantidade de substância que se dissolve num solvente depende da própria substância e. a solubilização de NaCl aparentemente cessa. À medida que o cloreto de sódio continua a se dissolver. e 4. são fluidos miscíveis. formando misturas (soluções) gasosas.0 gramas de cloreto de sódio em um bécker.29 2. a 20°C. em solução gasosa ou de sólido em líquido. Define-se como solubilidade a quantidade de um sal que se dissolve numa certa quantidade de água. No equilíbrio. Os fluidos. Se fossem colocados 40. a 20°C. os íons movimentam-se aleatoriamente na solução e podem colidir. O etanol. (CH3COOH) é exemplo de solução líquido-líquido. mais íons entram na solução. sólidos dissolvidos (a maior parte cloreto de sódio).0g/100ml. por exemplo. A água do mar contém gases dissolvidos (do ar) e também.0g de NaCl em 100ml de água. no qual a taxa em que os íons abandonam os cristais é igual à taxa em que os íons retornam ao cristal. que se misturam ou se dissolvem mutuamente. por acaso. é constituída por solução de dióxido de carbono em água. Por outro lado. No final. em todas as proporções. Saturada . O cloreto de sódio é uma substância iônica que se dissolve na água na forma de íons. formando duas camadas distintas.3 Soluções Sólidas As ligas odontológicas são solução de mercúrio (um líquido) em prata (sólido). a uma certa temperatura. retornando ao estado cristalino. a uma certa temperatura. A água gasosa. 3. ela pode ser classificada como: Insaturada . a solução fica com 36. o solvente é o componente em maior quantidade. capítulo 2 . 2. Vamos entender o processo de dissolução do cloreto de sódio em água. Ex. NaCl(s) H2O Na1+(aq)+ Cl 1-(aq) 2. contendo 100ml de água.1 Soluções Gasosas De um modo geral. com um cristal e nele serem incorporados.quando a quantidade de sal é menor do que a que uma certa quantidade de líquido pode dissolver. Solvente.0g do sal.2 Soluções Líquidas A maioria das soluções se obtém pela dissolução de um gás. Os gases são também miscíveis. Os íons sódio e os íons cloreto escapam da superfície dos cristais e passam para a solução. Exemplos de Soluções Solução Ar Soda limonada Etanol em água Liga odontológica Liga de ouro e prata Estado da Matéria Gás Líquido Líquido Descrição Mistura homogênea de gases (O2. N2 e outros) Gás (CO2) dissolvido em líquido (H2O e aromatizante) Solução líquida de dois líquidos completamente miscíveis Solução de líquido (Hg) em sólido (Ag e outros metais) Solução de dois sólidos (Au Ag) Tabela 1 Sólido Sólido 2. Ex. Caracteriza-se a quantidade que se dissolve em termos de solubilidade. pois a solubilidade desse sal é 36.: 30. o Na1+ e o Cl 1-.0g de cristais permanecem no fundo do bécker. Quando dois líquidos não se misturam. em soluções líquidas. gases e vapores que não reagem entre si misturam-se em todas as proporções. também. é o próprio líquido. De acordo com a quantidade de um sal presente em solução.quando a quantidade de sal presente na solução é a quantidade máxima que uma determinada quantidade de líquido pode dissolver. atinge-se o equilíbrio dinâmico.0g de NaCl em 100ml de água.: 36. para formar um sal. são imiscíveis. a solubilidade do nitrato de amônio em água é: 118g . Essa diferença de solubilidade provém. Substâncias com atrações intermoleculares semelhantes são. têm-se os hidrocarbonetos líquidos heptano C7H16 e o octano C8H18. imiscíveis. Por exemplo: NaCl . em uma determinada quantidade de líquido. δ+ H Li+ 2δ H δ+ δ+ H 2δ δ+ H F- Figura 01 Fonte: Ebbing. 01). a 100°C • Variação da Pressão De um modo geral. vem o seguinte enunciado: “Os iguais se dissolvem” Figura 01 . Quando substâncias apresentam forças intermoleculares com valores próximos. Ex. para os íons negativos (ver fig. mas a solubilidade de um gás pode ser prevista pelo princípio de Le Chatelier. É dito que essas duas substâncias são miscíveis. ou seja. favorecendo a miscibilidade das duas moléculas. porque apresenta dois pólos: um positivo (representado pelos átomos de hidrogênio) e um pólo negativo (representado pelo átomo de oxigênio). 1.: 73. da energia de atração entre os íons no cristal e a água.0. Ex. 3.em 100ml. que afirma o seguinte: “Quando um sistema em equilíbrio é perturbado por uma modificação da temperatura ou da pressão ou da concentração. • As forças relativas de atração entre as espécies (moléculas ou íons). se orienta para o ânion. enquanto o octano e a água (que têm atrações intermoleculares diferentes). em parte. chamada força íon-dipolo.: água e óleo. também na H2O. EFEITOS DA TEMPERATURA E DA PRESSÃO SOBRE A SOLUBILIDADE • Variação da Temperatura A solubilidade de uma substância depende. da temperatura. A partir dessas observações. A molécula de água é polar.quando a quantidade de sal presente é maior do que a quantidade dissolvida de sal. quando as forças de atração entre as moléculas da substância a ser dissolvida forem muito fortes e que sejam fortes as atrações entre as moléculas do líquido. As atrações intermoleculares das moléculas diferentes têm quase a mesma intensidade que entre as moléculas iguais. 472.1 Soluções Moleculares Os gases se dissolvem completamente um no outro. solúveis entre si. elas podem ser miscíveis uma na outra.: os gases presentes no ar atmosférico (oxigênio e nitrogênio. em geral. p. Química Geral. a água se orienta com os átomos de oxigênio para os íons positivos e. 4. Ex. A solubilidade de uma substância em outra pode ser explicada em termos de dois fatores: • A tendência natural das substâncias para se misturarem (tendência à desordem). entre outros).em 100ml. Quando em contato com íons. A extremidade do O na H2O se orienta para o cátion. usualmente. e o átomo de H.002g em 100ml de água . porque as forças intermoleculares nos gases são fracas. componentes da gasolina.36g em 100ml de água Ca3(PO4)2 . v.30 capítulo 2 Supersaturada .Atração entre as moléculas de água e íons graças às forças íon-dipolo. a variação da pressão tem pouca influência sobre a solubilidade de um líquido ou de um sólido em água.0g de NaCl em 100ml de água. a 0°C 811g . a 20°C. Por exemplo. Os dois hidrocarbonetos heptano e octano são completamente miscíveis. 3. Como por exemplo. o sistema desloca a sua composição no equilíbrio de maneira a opor-se às modificações das condições”. os átomos de hidrogênio.2 Soluções Iônicas As substâncias iônicas apresentam diferentes valores de solubilidade em água. como é comum entre os sólidos iônicos. A solubilidade dos sais NaCl. 475 Figura 02 . quando a pressão parcial do gás sobre a solução aumenta. e o gás em excesso borbulha energicamente. 476 Figura 03 . 5. v. mais gás se dissolve (o que tende a reduzir a pressão parcial do dióxido de carbono).Solubilidade de sais iônicos em diferentes temperaturas. ao contrário. Interpretando essa lei. o dióxido de carbono se dissolve muito mais do que na pressão baixa. p.31 Solubilidade (g do soluto/100g de H2O) 250 200 150 100 50 o 10 20 30 40 50 60 o KNO3 CuSO4 NaCl Ce2(SeO4)3 70 80 90 100 Temperatura ( C) Figura 02 Fonte: Ebbing. Quando o pistão desce. 1. aumentando a pressão parcial do CO2. contendo uma bebida gaseificada. Química Geral. A Lei de Henry postula o seguinte: “A solubilidade de um gás no estado líquido é diretamente proporcional à pressão parcial do gás em equilíbrio com a solução”. Química Geral. no refrigerante.Efeito da pressão sobre a solubilidade do gás. FORMAS DE EXPRIMIR A CONCENTRAÇÃO A concentração de uma solução é a quantidade de soluto dissolvida numa certa quantidade de solvente ou de uma solução. A solubilidade do Ce2(SeO4)3. provoca-se diminuição brusca da pressão sobre ela. Pistão CO2 gasoso Solução aquosa de CO2 Figura 03 Fonte: Ebbing. à temperatura constante. a solubilidade do dióxido de carbono cai. diminui com a elevação da temperatura. Quando o refrigerante é aberto. Na pressão elevada. v. p. Ao abrir uma garrafa. A bebida gaseificada tem dióxido de carbono dissolvido sob pressão no refrigerante. 1. ela traduz que todos os gases são mais solúveis num líquido. HNO3 e CuSO4 aumenta com a temperatura. Esta quantidade de solvente ou de solução pode ser expressa capítulo 2 . a pressão é bruscamente diminuída. • Concentração Comum (C): é a relação entre a massa do soluto e o volume da solução.10 molar de etileno glicol) Exemplo 1 Cálculo da concentração comum de uma solução Calcular a concentração comum de 200 ml de solução de NaCl. M = mols de soluto (mols/L ou molar) litros da solução Exemplo 2 Cálculo da molaridade de uma solução Calcular a molaridade de uma solução contendo 0. • Percentagem em Massa do Soluto (% em massa): é a fração percentual que a massa do soluto representa na solução. • Molaridade ou Concentração Molar(M): é a relação entre o número de moles do soluto em um litro de solução. Percentagem em massa de soluto = massa de soluto x 100% massa de solução Exemplo 3 Cálculo envolvendo percentagem em massa de soluto Como pode ser preparada uma solução. mg. de massa ou de mols.10M de etileno glicol (solução 0. g/L) volume de solução Resolução M = moles de soluto (moles/L ou molar) litros da solução M= moles de etileno glicol (moles/L ou molar) 5.0L de solução. μg.. Exercício 3 Cálculo da percentagem 1. são diversas as maneiras de se expressar a concentração de uma solução. . ou seja. contendo 5g de soluto. Kg.32 capítulo 2 em termos de volume.2mol de sacarose dissolvido em água suficiente para completar 2L de solução.5 = 95g) C = 0.50mol de etileno glicol dissolvido em água suficiente para completar 5. Cálculo da concentração comum de uma solução. etc. e o volume pode ser ml ou L. Cálculo da molaridade de uma solução. Calcule a molaridade (M) de uma solução que contém 0.25 g/ml Exercício 1 1. C= massa do soluto (g /ml. As unidades de massa podem ser grama. Calcule a concentração comum de 500ml de solução de NaOH. em massa do soluto.0L de solução M = 0. contendo 50g de soluto. Calcular a massa de glicose em 300g de solução a 10% desse soluto. Resolução C= C= massa do soluto volume de solução 50g 200 ml Exercício 2 1. contendo 5% em massa de KNO3? Resolução A solução tem 5 g de KNO3 em 95ml de água (100 . Assim. é a massa do soluto dividida pela massa da solução multiplicada por 100. Por definição. Molalidade = mols de soluto (m. molal) Quilogramas de solvente Exemplo 5 Cálculo da molalidade de soluto Qual a molalidade de etileno glicol. nº de moles do soluto mais o nº de mols do solvente.0240 = 10.20mol de etileno glicol 2.0Kg de água Molalidade = 0.2g de água? Raciocínio É preciso calcular o nº de mols dos componentes da solução. KCl? Resolução A massa de KCl em 425g de solução é: m de KCl = 425g x 0.0 Kg de água? • Fração Molar (XA): é o quociente entre o número de moles do soluto (XA) e o número total de mols na solução. Cálculo da massa de água a partir da mas sa de soluto.2g A quantidade de água da solução é: m de água = msolução . Depois. Cálculo da molalidade de uma solução. Qual a fração molar da glicose na solução contendo 5.67g de glicose dissolvidos em 25.0Kg de água? Resolução Molalidade = mols de soluto kilogramas de solvente = 5. Qual a molalidade (m) do nitrato de sódio (NaNO3) quando se toma 0. C6H12O6.33 Exemplo 4 Cálculo da massa de água a partir da massa de soluto Como se prepara 425g de solução aquosa com 2.2 = 415g A solução seria preparada pela dissolução de 10.4 % em massa de cloreto de potássio. Quanto de água deve ser adicionado? • Molalidade: a molalidade de uma solução é o número de mols do soluto por quilograma do solvente. é um açúcar que se encontra nas frutas. Deseja-se preparar 500g de uma solução de uréia a 4% em massa de soluto. Resolução O nº de mols da glicose é: Mols de glicose = massa de glicose molécula grama de glicose mols da substância A mols de A + mols do solvente Exercício 4 1. É também conhecido como o “açúcar do sangue”.10 molar no etileno glicol Exercício 5 1. o nº de mols de uma substância é a relação entre a massa daquela substância e o seu peso molecular.67 = 0.5 mol desse soluto e o dissolve em 2.10.2g de KCl em 415ml de água. ou seja. calcula-se a fração molar dos componentes. XA = Exemplo 6 Cálculo das frações molares dos componentes de uma solução A glicose. = 0.mKCl = 425 .0315 mols de C6H12O6 180 capítulo 2 . quando se toma 0. pois se encontra no sangue e é a principal fonte de energia do organismo.20mol desse soluto e o dissolve em 2. Cálculo das frações molares dos compo nentes de uma solução. Exercício 6 1.000L de ar 50ml de CO(g) 1m3 de ar 50ml de CO(g) = 50ppm de CO(g) 1m3 de ar Concentração em Partes por Milhão (ppm): a concentração em ppm indica quantas partes de soluto existem em um milhão de partes da solução (ou volume ou em massa).000. b. Para estabelecer a relação em volume de ar.000mg de água 1Kg de água Exercício 8 1.000.5 mg de íons Hg2+(aq). Concentração em ppm Expressa em Volume: O monóxido de carbono (CO) é um gás produzido pela combustão de automóveis e é também usado como indicativo de poluição do ar atmosférico.0g.0315 mol 1. Tomando como unidade de massa o miligrama.000.0220 Fração molar da água = 1. como mostram os exemplos a seguir.978 1. Concluímos que cada Kg de água pode conter até 0. Cálculo da concentração em ppm expressa em volume.2g de H2O = 1. no máximo 0. Exemplo 7 Conversão de molaridade em molalidade . a. Exercício 7 1.000 partes de água. Cálculo da concentração em ppm expressa em massa.34 capítulo 2 Mols de água na solução é dado por: mols de água = 25. Concentração em ppm Expressa em Massa: Observe o exemplo a seguir: A água mineral pode conter. torna-se crítica. Hg2+(aq).4 mols 18. Quantos ppm tem uma solução de iodo.1 mg de íons fluoreto (F1-) em 500 mg de água potável. temos: 50ppm de CO(g) = 50ml de CO(g) 1. Calcular a concentração em ppm de uma solução. Quando apresenta concentração igual a 50ppm. Qual a fração molar de cloreto de sódio (NaCℓ) numa solução.8 g. sabendo que ela apresenta 5mg desse elemento para cada litro de água? CONVERSÃO DE UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO É relativamente fácil converter as unidades de concentração expressas em termos de massa ou de moles do soluto e do solvente.0g de H2O O total de mols da solução é: 1.432 mol = 0.000.5 ppm de Hg2+(aq)= 0.0315 mol = 1.5 parte de Hg2+(aq) em 1. molécula-grama da água = 18. temos: 0.000ml de ar 50ml de CO(g) 1.432 mol Então: Fração molar da glicose = 0.88g de soluto dissolvidos em 50g de água? Dados: molécula-grama de NaCℓ = 58. Isto significa que : 0.000ml de ar 50ml de CO(g) 1. contendo 5.40 mol + 0. contendo 0.5mg de Hg2+(aq) 0.0.4 mol = 0.432 Observe que a soma das frações molares é 1.5mg de Hg2+(aq) 1.5 ppm de íons mercúrio (II). Resolução Massa de solução = densidade x volume = 1. Os exemplos 7 e 8 mostram os cálcu- capítulo 2 .43 mol de KNO3 em 1Kg de água. Raciocínio da Resolução Em cada litro de solução.04L Exercício 9 1. a soma de 0. então. através da densidade. usamos a densidade para massa de solução em volume de solução. Conversão da molalidade em molaridade. é calculada pela sua definição. Qual a molalidade do cloreto de potássio.43g = 1. Para converter molaridade em molalidade e vice-versa. Resolução A massa de KNO3 na solução com 1 kg de água é calculada pela definição de no de mols: Mol = massa de KNO3 mol de KNO3 massa de KNO3 = mol x mol massa de KNO3 = 0.6g de KCl massa de H2O = massa de solução massa de soluto = 1.25m? Dado: densidade da solução igual a 1.43 x 101 = 43.0 x 103g de H2O) e. Qual a solução molar de hidróxido de cálcio Ca(OH)2 de uma solução aquosa 0. Conversão de molaridade em molalidade. A molaridade.35 Uma solução aquosa de KCl é 0.80M.99kg Então.80 x 74.04343 x 103g Pela definição de densidade: d=m V V=m d massa de soluto = M x Molécula-grama x volume = 0. Depois. calcula-se a molalidade. Um solução de NaOH é 0. calcula-se a massa de cloreto de potássio e. em seguida. é preciso conhecer a densidade da solução. a molalidade do nitrato de potássio nesta solução é: Molalidade = 59.20 molal 0.03 x 10 g/L.03 x 103g/L Usando a definição de molaridade: M = mols de KNO3 = 0.5 x 1L = 59.43g de KNO3+1.0 x 103ml = 1. KCl.3M. Finalmente.9 x 102g = 0.05g/mL.6 = 9.000g de H2O = 1043. Qual sua molalidade (m)? Dado: densidade da solução igual a 1.43mols = 0. há 0.6(g) de KNO3 = 60.05 x 103 . Exercício 10 1. Tomando-se 1L (103ml) da solução e calculase a respectiva massa.05 x 103g Massa de cloreto de potássio: M= mols do soluto = massa do soluto volume da solução molécula-grama x volume da solução Raciocínio da Resolução A molalidade informa que a solução tem 0. a massa de água.08g/ml.41 molar Vsolução (L) 1.43mol de KNO3 e 1. Toma-se a massa da solução que tem 1 kg de água (ou seja.04L de solução 1. nesta solução? A densidade da solução é 1.43m? A densidade da solução é 1.99Kg V = 1.59.43g de KNO3 massa da solução=43. por diferença.03 x 103g/L.80 mols de KCl. Exemplo 8 Conversão de molalidade em molaridade Qual a concentração molar de nitrato de potássio de uma solução aquosa de KNO3 0.05g/ml x 1.04343 x 103g = 1. outro soluto provocaria o mesmo abaixamento na pressão de vapor. Exemplo 9 Pressão de vapor da água a 20°C é 17. PA é a pressão de vapor da solução.36 capítulo 2 los. P0A . O abaixamento do ponto de congelamento (abaixamento crioscópico) é diretamente proporcional ao número de moléculas da substância adicional (etileno glicol). o abaixamento de pressão de vapor passa de 0. Por isso. multiplicada pela fração molar do solvente na solução. (NH2)2CO. XA = P0A (1 .XA) ΔP = P0A . quando se dissolvem 5. Assim.36mmHg = Se o solvente não for volátil nem eletrólito. A pressão de vapor da água no recipiente fechado é menor que o da pressão de vapor da solução à esquerda. Dois béckeres. LEI DE RAOULT “A pressão parcial de vapor do solvente. porém maior do que a do bécker à direita.18mmHg para 0. com XA = 0. se a fração molar do etileno glicol. Por exemplo.2g de água a 25°C. como a equação anterior não depende das características do soluto (desde que ele não seja volátil e não eletrólito).PA . XA. as duas soluções ficam com as mesmas concentrações e com a mesma pressão de vapor. C6H12O6.1 Pressão de Vapor de Uma Solução O abaixamento da pressão de vapor é a propriedade coligativa medida pela diferença entre a pressão de vapor de solvente puro e a pressão de vapor da solução de soluto não volátil.02 numa solução aquosa. a adição de etileno glicol com outro soluto. embora não dependam da identidade química do soluto. tem pressão de vapor de 17.” PA = P0A • XA A = solvente volátil 6. Além disso. Exemplo 10 Cálculo do abaixamento da pressão de vapor Calcular o abaixamento da pressão de vapor da água.36mmHg.PA ΔP = P0A . PA. a fração molar.54mmHg Pressão de vapor de etileno glicol a 20°C é relativamente baixa Solução de etileno glicol + água. XB. A Figura 04 . Depois de um curto intervalo de tempo.0100. XB XB = fração molar do soluto Esta equação mostra que o abaixamento da pressão de vapor é propriedade coligativa. como a uréia. o vapor escapa do bécker da esquerda e vai para o bécker da direita. pois só depende da concentração do soluto. PROPRIEDADES COLIGATIVAS As propriedades coligativas das soluções são propriedades que dependem da concentração de moléculas ou dos íons em solução. for duplicada de 0.36mmHg A pressão de vapor da água diminui em: ΔP = 17. provocam a diminuição na temperatura de congelamento da água. 6.67g de glicose.01 para 0. em 25. Figura 4 .54mmHg 0.18mmHg x 17. contendo soluções aquosas em diferentes concentrações (Cdireita > Cesquerda) colocadas em um recipiente fechado. lembrando que a molalidade e a molaridade são aproximadamente iguais em soluções aquosas diluídas. sobre uma solução é igual à pressão do solvente puro. O abaixamento da pressão de vapor do solvente ΔP é: ΔP = P0A .Efeito da diminuição da pressão de vapor. A destilação é o processo utilizado em destilarias da nossa Região para obtensão de álcool etílico (etanol) presente em uma mistura recém-fermentada por leveduras (ferm.70 e fração molar do tolueno 0.8mmHg x 0. A pressão de vapor do benze- 6. utiliza-se o fato de que a substância mais volátil deixa mais rapidamente uma solução. Na prática. Então.8mmHg. A pressão parcial de vapor da solução é dada por: P = P0A • XA + P0B • XB Exemplo 11 Cálculo do abaixamento da pressão de vapor Uma solução tem fração molar de benzeno igual a 0.70. parte desses componentes evapora. para o benzeno: PA = 75 mmHg x 0. o abaixamento da pressão de vapor é: ΔP = P A • Xg = 23.30 = 59 mmHg na solução Lembrando que a solução é formada por duas substâncias voláteis.2 Elevação Ebulioscópica E Abaixamento crioscópico A elevação ebulioscópica ΔTeb. Assim. Cálculo do abaixamento da pressão de va por. Dado: Pressão de vapor da água pura = 23. Qual a pressão de vapor da solução? Resolução A solução de glicose apresenta fração molar igual a 0.70 = 53 mmHg na solução Como a pressão de vapor total é 59 mmHg. calcula-se a elevação ebulioscópica através da relação: ΔTeb = Keb • Cm capítulo 2 .524) mmHg = 23.0220 (ver exemplo 6). a fração molar do benzeno no vapor é: 53mmHg = 0.30 (solução ideal).8mgHg.PA PA = P0A . através do processo chamado destilação. a solução é chamada ideal. Este resultado é geral: o vapor no equilíbrio com a solução ideal é mais rico que a solução no componente mais volátil. Alcoólicas).524mmHg 0 no puro é 75 mmHg.0220 = 0. é a propriedade coligativa de uma solução.3mmHg. As forças intermoleculares entre as moléculas de A e de B são semelhantes às forças intermoleculares das moléculas de A ou das moléculas de B. Na prática.8 .3mmHg A solução terá uma diminuição de pressão de vapor para 23. Quando uma solução é composta por duas substâncias A e B quimicamente semelhantes.ΔP PA = (23.5g de uma solução de hidróxido de amônio NH4OH(aq) a 50g de água.90.37 pressão de vapor da água pura é 23. para proceder à separação de substâncias presentes em uma solução.70 + 22 mmHg x 0.90 59mmHg A fração molar do benzeno no vapor é 0. enquanto que na solução (fase líquida) é 0. É possível calcular a pressão desses componentes no vapor. e a do tolueno puro é 22 mmHg. Exercício 11 1.0. com o tempo. Calcular o abaixamento da pressão de vapor da água quando são adicionados 3. Qual a pressão de vapor da solução? Resolução P = 75 mmHg x 0. A pressão de vapor da solução é: ΔP = P0A . igual à diferença entre o ponto de ebulição da solução e o ponto de ebulição do solvente puro. Cm (para soluções muito diluídas).5 0. A adição de soluto não-volátil a um líquido reduz a pressão de vapor do líquido.07°C/m (tab.46°C).10 m congela-se 0.2M desse ácido.2). Ácido acético Benzeno Cânfora Etanol Água H3CCOOH C6H6 C10H16O C2H5OH H 2O O abaixamento crioscópico ΔTf. sabendo que a constante ebulioscópica da solução 0.0 16.1molar de benzeno.507°C abaixo do ponto de congelamento do benzeno puro (5. . sendo necessário que a temperatura atinja valor mais elevado que a do ponto de ebulição normal. congelando-o.08 2. é a propriedade coligativa da solução igual à diferença entre o ponto de congelamento do solvente puro e o ponto de congelamento da solução.0 1. Exemplo 13 Cálculo do aumento crioscópico A constante crioscópica do benzeno é 5. aumentando a temperatura). pois baixa o ponto de congelamento do radiador (refrigera mais rapidamente o radiador). A constante ebulioscópica de uma solução 0.10molar de benzeno é 2. Então. quando se trata de solução muito diluída) O ponto de ebulição normal de um líquido é a temperatura em que a pressão de vapor é igual a 1atm e é proporcional à concentração molar. adiciona-se cloreto de sódio.3 100.3°C.61°C.5°C.261°C para solução 0. Dado: constante crioscópica do ácido acético = 3. Cálculo do aumento crioscópico. ΔTf = Kf • Cm A elevação ebulioscópica e o abaixamento crioscópico têm várias aplicações práticas.60°C.07 0. Constante Ebulioscópica (Keb) e Constante crioscópica (Kf) Solvente Fórmula Pto Pto Keb Kf ebulição congelamento (°C/m) (°C/m) (°C) (°C) 118. para que a pressão de vapor seja igual a 1atm (compensa a diminuição da pressão.507 = 4.00 3. Em sorveterias domésticas.38 capítulo 2 ΔTeb = elevação ebulioscópica (só depende do solvente) Cm = concentração molal (molaridade.2°C.86 Tabela 2 Exercício 12 1.59°C/m. O ponto de congelamento da solução será: 5. ao gelo. Exemplo 12 Cálculo do abaixamento ebulioscópico O ponto de ebulição do benzeno puro é 80.95°C Exercício 13 1. Qual a temperatura de ebulição da solução de benzeno? ΔTeb = 80. O etileno glicol é usado como fluido anticongelante nos radiadores de automóveis. é proporcional à concentração molar.2 78. O sal diminui o ponto de fusão do gelo. O abaixamento crioscópico ΔTf.512 3. Qual a temperatura de ebulição de uma solução formada por etanol e água.1M de etanol é 1.06 40. Determine a temperatura de congelamento de uma solução 0.2°C 0.261°C = 80.60 5.46 179.59 5. Kf = constante crioscópico (depende apenas do solvente).61 1.46 0. NaCℓ.07°C? Dado: ponto de ebulição do etanol puro é 78. fazendo com ele demore mais para se descongelar. Cálculo do abaixamento ebulioscópico. A mistura de sal com o gelo resfria a mistura líquida do sorvete. uma solução 0.5°C A solução ferverá a 80.5 80. O ponto de congelamento do ácido acético puro é 16. Note que a constante ebulioscópica é 0. as moléculas do solvente migram através da membrana da solução de concentração baixa para a de concentração elevada.Demonstração da pressão osmótica. Figura 05 Figura 05 .3 Pressão Osmótica e Osmose A osmose é o fenômeno da passagem de solvente através da membrana semipermeável que separa duas soluções. A água passa através da membrana mergulhada na solução de sacarose.39 Por outro lado. assim. Quando uma solução de sacarose concentrada é colocada em um recipiente dividido por uma membrana semipermeável (figura 05). M pela equação: π = MRT R = Constante dos gases ideais L. mol T = Temperatura absoluta (K) capítulo 2 . ou seja. para se igualarem às concentrações nas duas faces da membrana.atm / K. Quando duas soluções do mesmo solvente estão separadas por uma membrana semipermeável. menbrana permeável à água mas não a sacarose 3% de sacarose 97% de água 5% de sacarose 95% de água Molécula de sacarose Molécula de água A B direção do movimento da água A água se move do: a) lado mais concentrado para o lado menos concentrado em água ou b) lado mais concentrado para o lado menos concentrado em soluto. de uma solução está relacionada à concentração molar do soluto. A passagem da água termina. π. A pressão osmótica (π) é a propriedade coligativa de uma solução é a pressão que. 6. atravessa-a através da membrana (do lado esquerdo para o direito). o etileno glicol que é usado em mistura de resfriamento também contribui para elevar a temperatura de ebulição da água e. até que a pressão do lado esquerdo se iguale à pressão osmótica da solução. até que a pressão no lado esquerdo do recipiente impeça o fluxo do solvente (água). A pressão osmótica. impede a osmose. quando a pressão do lado esquerdo é suficiente para se igualar à pressão osmótica π. impede que o fluido de resfriamento entre em ebulição rapidamente. aplicada à solução. sendo necessário mecanismo de bombeamento ativo para contrabalançar a osmose. atm/ (K . A osmose é importante em vários processos biológicos. que apresenta o seguinte mecanismo. A córnea. que é o tecido transparente externo do globo ocular. Calcular a pressão osmótica π de uma solução 0. quando a pressão do lado esquerdo é suficiente para se igualar à pressão osmótica π. Exemplo 14 Cálculo da pressão osmótica A pressão osmótica π de uma solução 0. A passagem da água termina. ou a água entrará na célula. Cálculo da pressão osmótica.Demonstração da pressão osmótica.40 capítulo 2 Pressão para baixo Menbrana semi-permeável Volume diminui Volume aumenta (a) Etapa 1 (b) (a) Etapa 2a Figura 06 (b) (a) Etapa 2b (b) Figura 06 .082L. Imagine que a célula é uma solução aquosa encerrada numa membrana semipermeável. Na alimentação intravenosa (injeção de solução nutriente na corrente sangüínea venosa de um paciente). com o perigo de provocar rompimento. é indispensável que a solução injetada tenha a mesma pressão osmótica que o plasma sangüíneo. Exercício 14 1. A água passa através da membrana mergulhada na solução de sacarose. desidratando-a. tem fluido ótico mais concentrado do que o humor aquoso. a 25°C (298K) é: π=MRT π = 0. as células do sangue podem ser desidratadas ou sofrerem lise (hemólise) em virtude da osmose (ver figura 07).01M a 25°C. O organismo tem partes e órgão com pressões osmóticas diferentes (invertidas). ou a água abandonará a célula. Se a pressão osmótica da alimentação intravenosa for diferente. solução que fica no interior do globo ocular.5atm imersa tem pressão osmótica igual à da solução no interior da célula. A solução na qual a célula está .02M. Um exemplo típico é observado no olho. Se as pressões osmóticas forem diferentes.02mol/L x 0. mol) x 298 = 0. logo depois da córnea (Figura 07). 41 Humor aquoso Córnea Cristalino Retina Figura 08 - Importância da pressão osmótica para as células. (A) A pressão osmótica da solução é maior que a da célula: a célula murcha. (B) A pressão osmótica da solução é igual à da célula: a célula permanece com forma normal. (C) A pressão osmótica da solução é menor que a da célula: a célula fica intumescida (“inchada”). 7. COLÓIDES Figura 07 Fonte: Ebbing, Química Geral, v. 1, p. 496 Figura 07 - O olho humano. Algumas células da córnea atuam como bombas que impedem a osmose da água proveniente do humor aquoso. Para impedir que a córnea receba água do humor aquoso, por osmose, células especiais, localizadas na córnea junto ao humor aquoso, bombeiam água continuamente. As córneas usadas para transplantes têm de ser removidas da vista do doador logo depois da morte, para evitar o enevoamento que ocorre, quando ces sa a ação do mecanismo de bombeamento. Um colóide é a dispersão homogênea de uma substância (a fase dispersa) no seio de outra substância ou de uma solução (a fase contínua). Um colóide difere de uma solução verdadeira por apresentar partículas dispersas maiores que as moléculas normais, embora sejam muito pequenas para serem observadas num microscópio. As partículas coloidais têm tamanho que ficam entre 1 x 103pm até 2 x 105pm. Fase contínua Gasosa Gasosa Líquida Líquida Líquida Sólida Sólida Fase dispersa Líquida Gasosa Gasosa Líquida Sólida Gasosa Líquida Nome Aero sol Aero sol Emulsão Sol Espuma Gel Sol sólido Exemplo Nevoeiro, névoa Creme batido Maionese (azeite disperso em água) AgC l(s) disperso em água Pedra - pomes, espuma de plástico Gelatina Vidro rubi (vidros com metais dispersos) 7.1 Coagulação É o processo de agregação da fase dispersa de um colóide e de separação entre ela e a fase contínua. Uma solução de hidróxido de ferro (III) apresenta carga positiva e pode agregar-se pela adição de solução iônica, contendo carga múltipla (como os íons fosfato, PO). As cargas positivas do hidróxido de ferro (III) agregam uma camada de ânions na sua vizinhança, cuja espessura depende da carga do ânion. Quanto maior o valor da carga negativa, mais compacta a camada agregada. Por Figura 08 capítulo 2 42 capítulo 2 exemplo, os íons-fosfato agregam-se muito mais estreitamente em torno das partículas coloidais carregadas do que os íons-cloreto. Outro exemplo de coagulação é observado na obtenção de coalhada. O leite é uma suspensão coloidal, na qual as partículas não se agregam por terem cargas elétricas de mesmo sinal. Porém, quando a lactose (açúcar do leite) é fermentada e produz ácido láctico, as cargas negativas do ácido agregam-se sobre as cargas positivas da proteína mais abundante do leite, a caseína, formando o coágulo característico. (hidrofóbica no interior) da partícula e as extremidades iônicas, no exterior da micela, ficam na superfície em contato com a água. O laurilsulfato de sódio é componente sintético usado na fabricação de detergente sintético, em substituição ao estearato de sódio, nos cremes dentais e nos xampus. O nosso organismo produz sais biliares (o principal é o desoxicolato), que formam micelas juntamente com as gorduras alimentares e facilitam o transporte, a digestão e a absorção dessas gorduras. A QUÍMICA NA SAÚDE A anemia falciforme foi a primeira doença hereditária na qual se demonstrou existir base molecular bem determinada. As pessoas que têm essa doença apresentam hemácias (glóbulos vermelhos do sangue) tendem a se tornar alongadas (forma de foice), quando a concentração de oxigênio (O2) é baixa no sangue venoso. As hemoglobinas são proteínas grandes (peso molecular na ordem de 64.000 uma), constituídas por quatro cadeias peptídicas, iguais duas a duas, chamadas α e β. As moléculas de hemoglobinas das células normais e das células falciformes são idênticas, exceto pela diferença existente nas duas cadeias β, em um sítio. Neste sítio, a hemoglobina normal apresenta o grupo: CH2 CH2 7.2 Micelas Micela é uma partícula de dimensões coloidais formada na água pela associação de moléculas ou de íons que têm uma extremidade hidrofóbica (apolar) e outra hidrofílica (polar). Quando em contato com a água, as extremidades hidrofóbicas reúnem-se no interior da micela, enquanto que as hidrofílicas se dispõem na superfície. O colóide que tem a fase dispersa constituída por micelas é chamado de colóide de associação. Um exemplo típico de colóide de associação é o sabão comum. O sabão é constituído por compostos como o estearato de sódio, sal derivado do ácido esteárico, C17H35COOH, e do hidróxido de sódio, NaOH. O estearato tem sua extremidade hidrocarbônica hidrofóbica (apolar), e outra extremidade, com o grupo carboxila (COO-) que é hidrofílica (polar). Hidrofílico HO Hidrofóbico C=O Hidrofóbico Que ajuda a solubilidade da molécula na água, não só pela polaridade do grupo como também pela possibilidade da formação de pontes de hidrogênio. A hemoglobina anormal tem, no mesmo sítio, o grupo hidrocarbônico: H C CH3 Os grupos hidrocarbônicos são apolares. Essa pequena diferença faz com que a molécula seja menos solúvel em água. CH3 Figura 09 Corte transversal de uma micela Figura 09 - Micela formada de estearato em solução aquosa. Os íons estearato se associam em grupos chamados micelas. As micelas apresentam cadeia hidrocarbônica 43 CONCLUSÃO As soluções são misturas homogêneas que podem ser gasosas, líquidas ou sólidas. Dois gases misturam-se em todas as proporções, formando soluções gasosas, uma vez que eles são miscíveis uns nos outros. A solubilidade de uma substância em um solvente é a quantidade máxima daquela substância consegue se dissolver em uma certa quantidade de solvente, geralmente em 100ml. A dissolução de uma substância molecular em outra está limitada às forças intermoleculares: tendem a se solubilizarem substâncias com forças moleculares muito próximas. Já as substâncias iônicas apresentam solubilidades muito diferentes em água. Sua solubilização depende da energia de rede e da energia de hidratação. A solubilidade varia com a temperatura e com a pressão. Elevação na temperatura aumenta a solubilização de substâncias líquidas e sólidas. Já o aumento na pressão aumenta a solubilização de gases. De acordo com a lei de Henry, a solubilidade de um gás num líquido é proporcional à pressão parcial do gás em equilíbrio com o líquido. As propriedades coligativas das soluções só dependem da concentração das partículas do soluto. São as seguintes as propriedades coligativas: abaixamento da pressão de vapor de um solvente, elevação ebulioscópica, abaixamento crioscópico (pela adição de soluto não volátil) e pressão osmótica. Colóide é dispersão de partícula relativamente grande (103 a 105pm) no seio de uma substância. Os colóides se caracterizam pelo estado da fase dispersa e pelo estado da fase contínua. Colóides em água são hidrofílicos ou hidrofóbicos. Colóides de associação são aqueles cujas moléculas têm uma extremidade hidrofóbica e uma extremidade hidrofílica dispersas na água. Às moléculas desses últimos colóides se agrupam em partículas de dimensões coloidais chamadas de micelas. Bibliografia EBBING, D. D. Química Geral. Rio de Janeiro: LTC, 1998, v. 2. Bibliografia Complementar REIS, M. Completamente Química, São Paulo: FTD, 2001, vol.1. capítulo 2 . Rosana Anita da Silva Fonseca I Carga Horária: 12 horas Objetivo Geral Descrever as mudanças de energia que ocorrem em transformações físico-químicas. 3. Definir Entalpia. Interpretar a espontaneidade de uma transformação através do sinal da variação da Energia Livre de Gibbs. 7. 6. Objetivos Específicos 1. 4. 10. 2. Enunciar a terceira Lei da Termodinâmica. Enunciar a Lei de Hess e aplicá-la no cálculo do calor de uma reação.45 Termodinâmica Profa. Definir Energia Livre de Gibbs. Equacionar a primeira Lei da Termodinâmica. Definir Entropia. 9. Enunciar a segunda Lei da Termodinâmica. Relacionar o fluxo de calor com os processos Endotérmico e Exotérmico. Relacionar o valor do trabalho com os processos de expansão e compressão. 8. 5. Lêda Cristina da Silva Profa. capítulo 3 . O processo pelo qual um sistema absorve calor é chamado de endotérmico. o quilojoule (kJ). Trata-se de um sistema lógico baseado em poucas generalizações. que desempenha um papel muito importante na determinação dos calores de reações químicas. Talvez a característica mais importante do calor seja a de fluir natural ou espontaneamente . a pressão constante. discutir. pode estar contido num tubo de ensaio. é chamado exotérmico.1. a temperatura e a entropia do sistema. de fato. Um sistema pode ser uma substância pura ou uma mistura. relacionada com a probabilidade termodinâmica através de uma equação matemática. que descrevem. que representam a base para a compreensão dos diferentes tipos de energia explorados nesta área da Química. A entropia absoluta será definida para a compreensão da terceira lei da Termodinâmica. é a pedra fundamental da ciência. no qual o sistema perde calor.1 O CALOR Representamos a quantidade de calor pelo símbolo q. A energia livre de Gibbs será relacionada matematicamente com a entalpia. e. quando estão envolvidas grandes quantidades de calor (ou alguma outra forma de energia). num bécker ou num balão. falamos sobre sistemas. permite exprimir a segunda lei da Termodinâmica. apenas visualizar. é usado. freqüentemente. podendo ser um gás. Termodinâmica A termodinâmica descreve o comportamento de sistemas macroscópicos para grandes coleções de moléculas. Uma quantidade termodinâmica. pode ser expresso em joules (J). quando o sistema absorve calor das vizinhanças. um sólido ou alguma combinação destes. A relação entre o calor. Em resumo: Processo O sistema ganha calor O sistema perde calor Sinal de q Positivo (q > 0) Negativo (q < 0) Nome do processo Endotérmico Exotérmico 1. 1. o comportamento macroscópico observado. muitas vezes. Quando o fluxo de calor está na direção oposta. trabalho e energia.46 capítulo 3 Introdução Neste capítulo. será apresentada neste módulo. isto é. A lei de Hess. conhecidas como as leis da termodinâmica. e aquele. q é um número negativo.1 A Primeira Lei da Termodinâmica Em química. denominada entropia. ou talvez. e sua variação permitirá prever a espontaneidade de uma transformação. Freqüentemente. Palavras-Chaves: Calor/ Trabalho / Energia / Sistema / Entalpia / Endotérmica / Exotérmica / Lei de Hess / Estado-padrão / Entropia / Espontaneidade / Energia livre. A quantidade de calor absorvida ou liberada por um sistema. de modo universal. o trabalho e a variação de energia de um sistema é importante. denominada de entalpia. as dimensões de sistema são escolhidas de maneira que possamos trabalhar com ele (ou imaginar que trabalhamos) convenientemente no laboratório. definido como se segue: q = quantidade de calor absorvida por um sistema Esta definição significa que q é um número positivo. o aluno estudará inicialmente o conceito de calor. será explorada no cálculo da energia desse sistema. Como o calor é uma forma de energia. 1. Um sistema é uma parte do universo que desejamos estudar. um líquido. quando o sistema perde calor para as vizinhanças. por exemplo. o objeto tem mais energia do que anteriormente.3 A ENERGIA A variação na energia de um sistema se escreve como ∆U. Resumindo: Enquanto não há calor transferido entre o sistema e suas vizinhanças.O trabalho realizado durante a expansão e a compressão. Do mesmo modo. assim ele empurra suas vizinhanças. A Figura 1a mostra um sistema que realiza trabalho. neste caso. Para que ocorra a expansão. Geralmente é representada pelo símbolo U. A capítulo 3 de um sistema mais quente (temperatura mais alta) para um sistema mais frio (temperatura mais baixa). v. a quantidade de trabalho feita sobre o sistema é igual ao aumento da energia do sistema. É conveniente expressar o trabalho em joules ou quilojoules. a força exercida sobre o pistão pelo sistema é menor que a força externa e. ao invés de expansão. O trabalho é geralmente representado pelo símbolo w e definido como segue: w = quantidada de trabalho realizado sobre o sistema Força O pistão move-se para fora (a) A maneira mais importante pela qual o sistema pode realizar trabalho é por expansão. a. Depois disso. Em resumo: Processo Expansão Compressão Trabalho realizado O sistema realiza trabalho Trabalho é feito sobre sistema Sinal de w Negativo (W < 0) Positivo (w > 0) Força O pistão move-se para dentro (b) Figura 01 Fonte: John B. 113 Figura 01 . quando ele é comprimido. O trabalho é realizado sobre o sistema por suas vizinhanças. onde: ∆U = Ufinal . Química Geral. 1. a força exercida pelo sistema sobre o pistão deve ser maior que a força externa exercida pelo pistão (vizinhanças). A Figura 1b mostra tal processo. ou as vizinhanças de um sistema podem realizar trabalho sobre este. w é um número positivo quando as vizinhanças realizam trabalho sobre o sistema.2 O TRABALHO O trabalho mecânico é realizado quando um objeto se movimenta contra uma força oposta. Russell. Para qualquer sistema.47 Processo As vizinhanças relizam trabalho sobre o sistema O sistema realiza trabalho sobre as vizinhanças Sinal de w Positivo (w > 0) Negativo (w < 0) 1. O sistema exerce sobre o pistão uma força maior que a força oposta: w sistema<0 (O sistema se expande e realiza trabalho sobre as vizinhanças). O sistema exerce sobre o pistão uma força menor que a força oposta: w sistema>0 (O sistema é comprimido. e negativo quando o sistema realiza trabalho sobre as vizinhanças. assim. . produz-se a compressão. 1. realizar trabalho sobre um sistema é uma maneira de aumentar a energia do sistema. Ainda que a energia absoluta de um sistema não possa ser medida. variações na energia de um sistema são mensuráveis.1. as vizinhanças realizam trabalho sobre o sistema).1. b. a quantidade de trabalho feita pelo sistema sobre suas vizinhanças é igual à diminuição de energia do sistema. p. O trabalho pode ser feito sobre o sistema. Em outras palavras. enquanto se expande e empurra um pistão.Uinicial Vimos que a energia de um sistema pode ser aumentada adicionando calor ao sistema (q > 0) ou realizando trabalho sobre ele (w > 0). 4 O CALOR E A ENTALPIA A primeira lei da termodinâmica mostra que a quantidade de calor que é absorvida ou liberada pelo sistema durante uma variação depende de como a variação ocorre. e não a volume constante. e assim o w é igual a zero ∆U = q + w = 4. se a energia do ar aumenta em a) 5. A quantidade de calor.0kJ (b) Como alguma energia do sistema é utilizada para realizar trabalho de expansão (w = .0 = ∆U (a volume constante) o que quer dizer que o calor absorvido durante um processo a volume constante é igual à variação da energia do sistema.0kJ Exercício 1 1.48 capítulo 3 energia de um sistema pode diminuir.w = ∆U . Resolução: (a) Nenhum trabalho é realizado. não pode fazer trabalho nem pode ser feito trabalho sobre ele durante qualquer transformação. a maioria dos processos é conduzida à pressão constante.0 kJ de calor são fornecidos a uma quantidade de ar. embora não haja calor absorvido ou liberado. A ENTALPIA Em geral. No momento. ∆U = q + w = 4. ao mesmo tempo que ele é aquecido. ∆U = q + w = 4. absorvida durante o processo. se trabalho é realizado pelo ou sobre o sistema. (b) o ar se expande e realiza 0.0.0kJ + 0 = 4. os processos a volume constante não são tão importantes. c) 0kJ? 1. vemos que: q = ∆U .0kJ de trabalho.0kJ + (-0. no laboratório. Se nenhum trabalho é realizado sobre ou pelo sistema.5kJ) = 3. Nesses processos. limitaremos nossas considerações sobre trabalho . o aumento de energia do sistema será menor que na Parte a. Uma quantidade de ar é expandida e rea lizando 5.5kJ (c) Desta vez. b) 2. o aumento da energia do sistema simplesmente iguala-se a qualquer calor absorvido ou ∆U = q (não há trabalho realizado) Por outro lado.5kJ). tem um valor fixo.0 kJ. Quanto calor é fornecido ao ar. retirando-se calor dele (q < 0) ou permitindo que o sistema realize trabalho sobre a vizinhança (w < 0). isto é. Calcule ∆U para o ar. Sobre esta restrição. Para processos nos quais nenhum trabalho de expansão pode ser realizado a primeira lei mostra que: q = ∆U .0kJ. q. o trabalho de expansão ou de compressão pode ser realizado.ao trabalho de expansão.5kJ de trabalho.w O que quer dizer que o calor absorvido durante o processo é igual ao aumento na energia do sistema menos qualquer trabalho realizado .0kJ de trabalho é realizado na compressão do ar. porque. (c) 1. o trabalho de comprimir o ar (w = 1kJ) origina um aumento na energia do ar ainda maior do que aquele realizado na Parte a. se é mantido em volume constante. a variação da energia de um sistema está relacionada com estas quantidades por: ∆U = q + w Esta relação é conhecida como a primeira lei da termodinâmica. Exemplo 1 4. depende de quanto trabalho é realizado durante o processo. Da primeira lei. se o sistema é impedido de se expandir (ou de se contrair). Especificamente. se (a) nenhum trabalho for realizado pelo ar. ∆U = w (não há calor transferido) Quando calor e trabalho estão envolvidos. ou quase constante.1.0kJ + 1kJ = 5. 5kJ de calor é liberado. e como o sistema se expande no decorrer da reação. algumas vezes. como: ∆H = ∆U . A equação termoquímica para esta reação é: C(s) + O2(g) CO2(g)∆H = -393. Durante o processo. 37. insignificante. Isto é: zinhanças 125kJ de calor. Exemplo 2 Certa reação realiza-se à pressão constante.49 q = ∆H (a pressão constante) e por isso ∆H = ∆U . assim como a expansão.5 LEI DE HESS À combinação de uma equação química balanceada e o correspondente valor de ∆H para a reação chama-se equação termoquímica. ele realiza um trabalho de 12kJ sobre as vizinhanças. Por isso. Primeiro.(-3. o trabalho realizado sobre ou pelo sistema é comparativamente pequeno.1. e um adicional de 3. w.7kJ mol-1 + (-3. o sistema se contrai. é representado de um modo especial. o carvão é queimado em uma quantidade limitada de oxigênio. 1. Calcule os valores de q.00 mol de carvão é queimado com um excesso de oxigênio à pressão constante. que ocorre durante a variação de líquido a gás). quando 1. quando as vizinhanças realizam trabalho de 15kJ. temos que: ∆U = q + w = 125kJ + (-12kJ) = 113kJ Exercício 2 1. Mesmo nos casos em que o trabalho de expansão é maior. Quando 1. ∆U. 1.00mol de água é fervido a 100°C e a 1 atmosfera de pressão. w A ENTALPIA E A ENERGIA Em muitos processos que ocorrem sob pressão atmosférica simples.5KJ capítulo 3 sobre o sistema. Nas transformações físicas e químicas que envolvem somente líquidos e sólidos. dos 40. absorvido sob condições de pressão constante.7kJ mol-1 Isto significa que. ∆U e ∆H do sistema. é comum ∆H e ∆U diferirem somente numa pequena quantidade. w. é ainda comum que o w seja uma quantidade consideravelmente menor que ∆U.1kJ mol-1) = 40.1kJ mol-1) = 37. Por exemplo. Calcule o valor de q.5kJ ∆U = ∆H .6kJ mol-1 . .7kJ.1kJ (o sinal de menos em w significa que o sistema realiza trabalho sobre as vizinhanças. H. para formar monóxido de carbono: C(s) + 1 O2(g) 2 CO(g) ∆H= -110. Enquanto o processo se realiza.6kJ são empregados para realizar a conversão do líquido a gás. ∆H do sistema. Uma certa reação química se processa à pressão constante e libera 225KJ de calor.00 mol de dióxido de carbono é formado e 393. q = 125kJ w = -12kJ Como o processo se realiza à pressão constante.6kJ mol-1 O processo de ebulição pode ser mostrado como: H2O(l) H2O(g) Resolução: Do enunciado do problema. e w é -3. É chamado variação de entalpia.w = 37. o calor absorvido pela água é 40. do sistema.47kJ de calor para ferver um mol de água. ∆H. w ∆U = ∆H + w = 40.1kJ é utilizado para realizar o trabalho de empurrar a atmosfera. o sistema absorve das vi- É possível realizar este processo em duas etapas. como ocorre freqüentemente quando gases estão envolvidos. ∆H = q = 125kJ Da primeira lei.0 mol de oxigênio é consumido. O calor. 1. 0KJ CO2(g) ∆H = . ∆H. pois a reação ocorre a 1400°C. seu estado de energia será maior. De acordo com a primeira lei. porém pode-se medir. a partir dos respectivos elementos? (O carbeto de tungstênio é muito duro e usado para a fabricação de corte e de brocas). Entretanto.110.0KJ 2W(S)+3O2(g) C(grafite)+O2(g) 2WC(s)+5O2(g) 2WO3(s) ∆H= -1680.6KJ Observe que o efeito líquido ou geral das reações (2) e (3) é o mesmo da reação (1). a primeira lei é bastante inadequada para predizer quando uma transformação pode ou não ocorrer. Com a elevação do livro para a mesa. o solo deveria estar um pouco mais frio). o aumento de energia do livro deveria ser compensado pela diminuição da energia do solo. quando isso ocorre. possíveis. geralmente conhecida simplesmente como Lei de Hess. e transformações em que a energia não se conserva não podem ocorrer. parte da energia cinética das moléculas do solo é convertida na energia necessária para impulsionar o livro para cima da mesa. a energia se conserva. C(s)). Um livro sobre uma mesa (estado de maior energia) pode cair ao solo (estado de menor energia) e. Considere as limitações da primeira lei imaginando o seguinte processo: um livro se encontra sobre o solo e está próximo a uma mesa. C(S) + 1 O2(g) 2 CO(g) + 1 O2(g) 2 C(s) + O2(g) CO(g) ∆H = . a experiência nos revela que esta transformação não ocorre. para formar dióxido de carbono: CO(s) + 1 O2(g) 2 CO2(g) ∆H= -283. o monóxido de carbono é queimado em oxigênio adicional.283. (Suponha que todas as moléculas comecem a vibrar na direção vertical). se uma transformação ocorre. Exercício 3 1. ser adicionados. (Uma parte do solo vibra. (Siga o mesmo raciocínio do exemplo ilustrado acima para a reação de queima do carvão. contudo. também. Isto ilustra o fato de que. os valores de ∆H correspondentes podem.393.5KJ 2WO3(s)+2CO2(g) ∆H=-2391. Não se observou nenhuma exceção a este enunciado. a energia perdida pelo livro é convertida em outras formas de energia no momento de impacto com o solo. naturalmente. Então. e um estado de energia sonora se afasta do ponto de impacto pelo ar e pelo solo). que estabelece que se este evento surpreendente ocorresse. é desse modo a energia total se conserva.50 capítulo 3 Logo depois. WC.5KJ 1. tais como: Este é um exemplo da Lei de Hess da soma de calor constante. os calores de combustão dos elementos e do carbeto de tungstênio: .6KJ CO2(g) ∆H= -393. (Provavelmente. As transformações de uma forma de energia em outra são. quando as equações químicas são adicionadas como se fossem equações algébricas. durante qualquer transformação a energia se conserva. Infelizmente. W(s) + C(grafite) WC(s) A variação de entalpia desta reação é muito difícil de medir diretamente. que a soma algébrica dos valores de ∆H das reações (2) e (3) iguala-se ao valor de ∆H da reação (1). Observe. Lei de Hess: a variação de entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos reagentes e produtos e independe do número de etapas do processo ou da maneira como é realizada a reação. aquece um pouco.5kJ CO(g) ∆H = . também. e com facilidade. A primeira lei não é contrariada durante a ocorrência desta transformação imaginária: a energia é conservada. Qual a entalpia da reação. Nada nesta suposição é proibido pela primeira lei.2 A Segunda Lei da Termodinâmica De acordo com a primeira lei da termodinâmica. da formação do carbeto de tungstênio. “O senso comum” nos mostra que certos processos. A energia diminui. Admita que a parede que separa os dois compartimentos tem um orifício pelo qual o gás flui e se expande. contudo. Observamos que acima de 0°C. p. é necessário alguma coisa a mais além da primeira lei.A expansão espontânea de um gás no vácuo. Entretanto. e isto é importante: em cada um destes processos. mas no qual não há transferência de energia. revela duas tendências gerais. É evidente que. pela primeira lei. maior energia) são impossíveis. para a água. mas abaixo de 0°C. 1. embora pareça ser predominante. nem tudo é tão simples. acima de 0°C. 2. o gelo funde espontaneamente. Química Geral. possuem alguma característica comum? Sim. a água líquida congela-se espontaneamente. porque Pext = 0. Vácuo Gás sob pressão Orifício Isolante Figura 2 . Fonte: John B. para predizer o sentido de uma transformação espontânea. Sob estas condições. para este sistema isolado. entretanto essa consideração não pode isoladamente ser usada como um critério para uma transformação espontânea. então w = . Tal expansão é certamente espontânea. não ocorre a temperaturas inferiores a 0°C. preenchendo todo o recipiente. encontraremos uma tendência aparente do sistema em ir para um estado mais desordenado. suficientemente forte para predominar sobre a tendência observada de ir para um estado de menor energia. A aparelhagem da Figura 2 não permite a perda de calor por causa do isolante (q = 0).1 TRANSFORMAÇÃO ESPONTÂNEA A procura de características comuns para todas as transformações espontâneas. um recipiente rígido e bem isolado dividido em dois compartimentos. imaginários. apesar do fato de que.51 livrona mesa livrono solo só ocorrem neste sentido e que os processos inversos. ou natural. tais como: livrono solo livrona mesa Os processos espontâneos. maior energia) Das duas tendências. um dos quais contendo um gás e o outro evacuado (P = 0). ∆U = q + w = 0 + 0 = 0 Esta expansão é um exemplo de processo que é espontâneo. a não ser que haja uma intervenção externa. em que o sistema não adquire um estado de menor energia. A primeira destas é a tendência de os sistemas buscarem um estado de menor energia pela perda de energia para as suas vizinhanças. Considere a fusão do gelo. mas a energia do gás diminui durante o processo? De acordo com a primeira lei. Durante o processo de fusão. fundir-se) acima de 0°C. Além do mais. Em outras palavras. Russell. menor energia) água líquida (menor ordem. v. por exemplo. a tendência para um estado de menor energia capítulo 3 . a tendência à desordem é predominante. quando isso ocorre. nenhum trabalho é realizado porque não há nenhuma força que se oponha à expansão. 834 Se observarmos muitos exemplos de transformações espontâneas. o gás pode perder energia somente de dois modos: liberando calor para as suas vizinhanças ou realizando trabalho. embora não universais. uma tendência.2.Pext ∆V = 0 Portanto. Observe. menor energia) gelo (menor ordem. o sistema vai de um estado mais ordenado para um menos ordenado. (Ver Figura 2). o gelo transforma-se de um estado cristalino altamente ordenado para um estado líquido relativamente desordenado: gelo (maior ordem. ele absorve calor e adquire um estado de energia. às vezes. a “tendência à desordem” e a “tendência ao decréscimo de energia”. no mundo real. liberando energia para as suas vizinhanças e transformando-se em um estado mais ordenado: água líquida (maior ordem. A tendência que o gelo tem em tornar-se mais desordenado (isto é. em vez de um. Mas a probabilidade de uma molécula em cada bulbo é 2 x 1/4 ou 1/2. como podemos ver na ilustração. no mesmo recipiente de dois bulbos (Figura 3). as duas tendências se compensam. 836 Se continuarmos a aumentar o número de moléculas no recipiente de bulbo duplo. assim como para ambas estarem no bulbo Y também é 1/4. A e B. Portanto. Desta vez. Em relação a qualquer distribuição significativamente não-balanceada. de fato. sendo simplesmente bem improváveis. A probabilidade de uma distribuição balanceada é sempre mais alta do que qualquer outra distribuição. ou 1 4 4 2 B A A B 1 1 4 Figura 3 . 2. Fonte: John B. Distribuição X Y Número de microestados Probabilidade 1 A B 1 4 B A 2 1 + 1. 3. Observe que a distribuição mais ao acaso ou desordenada (uma molécula em cada bulbo) é mais provável porque existem mais modos de obtê-la . e o sistema está.dois. v. sem predominância da fusão ou do congelamento. Consideremos agora duas moléculas idênticas. sendo a mesma. igual a 1/4 para cada um dos quatro microestados. 2. Química Geral. podemos estar certos de que as distribuições significativamente não-balanceadas não ocorrem. uma distribuição balanceada ou quase balanceada torna-se bem mais provável. em equilíbrio. (A distribuição aos pares consiste em dois microestados). a probabilidade de ambas as moléculas estarem no bulbo X é 1/4. porque há duas maneiras de se obter essa distribuição emparelhada ou balanceada das moléculas.A distribuição de duas moléculas de gás entre dois bulbos. Na prática. p. . Russell. isto é. vários fatos tornam-se visíveis: 1. A probabilidade para todas as moléculas ocuparem um dos bulbos torna-se eventualmente pequena. A probabilidade de cada arranjo individual é chamada um microestado. Na temperatura de exatos 0°C. temos quatro diferentes modos de acomodar as moléculas A e B nos dois bulbos. Ela é igual a (1 ) 2 n onde n é o número total de moléculas.52 capítulo 3 é mais importante. Este número. representado por W é chamado probabilidade termodinâmica. pode ser expressa quantitativamente por um dado número de microestados. e das vizinhanças. Isto é ∆Stotal=∆Ssistema+∆Svizinhanças>0 (transformação espontânea) As vizinhanças de qualquer sistema podem ser consideradas como o restante do universo. O universo é o último sistema isolado. capítulo 3 1. ∆Svizinhanças. assim denominada em homenagem a Ludwig Boltzmann. como as transformações espontâneas realmente ocorrem por toda a parte. . assim como a energia e a entalpia. K= R 6. Em outras palavras. o sistema tende a um estado de equilíbrio mais provável e mais estável. sistema isolado) Se um sistema não está isolado. pela primeira vez. A Energia Livre de Gibbs e a Transformação Espontânea Na maioria das vezes. em cada caso.2.53 A desordem ou a distribuição ao acaso de um sistema.02x1023 No século XIX. A ENTROPIA E A SEGUNDA LEI mos. ∆Ssistema. o sistema e as suas vizinhanças podem ser considerados como um sistema único. • Segunda lei: A entropia do universo aumenta constantemente. A entropia. portanto.2 A PROBABILIDADE. a relação. Felizmente. que propôs. o físico alemão Rudolf Clausius resumiu a primeira e a segunda lei da termodinâmica: • Primeira lei: A energia do universo é constante. a variação de entropia total ∆Stotal é igual à soma das variações das entropias do sistema (original). Concluí- 2. a entropia aumenta com qualquer transformação espontânea. que. sendo elevado quando a desordem ou a distribuição ao acaso for elevada. independe do caminho ou da seqüência de etapas que conduzem de um estado para o outro. e isto significa de todo o universo. sendo independente da história passada (as probabilidades não são dependentes da história). porque. naquele em que as fronteiras são impenetráveis a todas as formas de matéria e de energia. isto é. Isso significa que a variação de entropia que acompanha um determinado processo somente dos estados inicial e final. há uma maneira de contornar este problema. k é a constante.∆S1 onde os subíndices 1 e 2 são relativos aos estados inicial e final. Em outras palavras. é difícil aplicar diretamente a segunda lei na determinação da espontaneidade de um processo. ∆S = ∆S2 . a entropia do universo tende a aumentar continuamente. ∆S > 0 (transformação espontânea. em um determinado estado. o número de modos alternativos em que as partículas podem se arranjar para construir aquele estado. portanto. dos quais o estado é composto. a fim de predizer se um certo processo pode ou não ocorrer no laboratório. A dificuldade provém do fato de que a espontaneidade depende da variação da entropia total do sistema e de suas vizinhanças. A entropia se relaciona com a probabilidade termodinâmica pela equação S = k ln W Onde k é a constante de Boltzmann. Na realidade. um método para a previsão da espontaneidade que não requer uma análise explícita do universo. É bastante inconveniente tentar estimar a variação da entropia do universo. trocar energia com as suas vizinhanças. Neste caso. podendo. maior e isolado. Em um sistema isolado. é uma propriedade de estado do sistema. sendo assim ∆S é também positivo. o que torna a quantidade . ∆Svizinhanças = Calor absorvido pelas vizinhanças Tvizinhanças Mas o calor absorvido pelas vizinhanças é igual a . q = ∆Hsistema. T. em livros mais antigos.T∆S ∆Gsistema< 0 (transformação espontânea.q. quando um sistema perde energia por um processo exotérmico). ∆G = G1 . o sistema está em equilíbrio Não-espontânea.∆Hsistema Tvizinhanças Agora. q é um número negativo. quando estas tendências forem contrárias.∆H é positivo. para as vizinhanças.TS G é também chamada energia de Gibbs ou função de Gibbs. P constantes) Em outras palavras.T1S1) = ∆H . sua energia de Gibbs diminui. Mas como Logo ∆Stotal = ∆Ssistema+ ∆Svizinhanças ∆Stotal = ∆Ssistema . P constantes) Uma nova função termodinâmica será definida agora. Para uma transformação não-espontânea teremos. q é negativo. ∆G = ∆H .q positiva). em que q é o calor absorvido pelo sistema. durante esta transferência de calor. Tsistema = Tvizinhanças = T Percebemos que ∆Stotal = ∆Ssistema . e mais ao acaso.T∆Ssistema (a T. para qualquer transformação à temperatura constante. quando um sistema sofre uma transformação espontânea à temperatura e pressão constantes. (Se o sistema libera calor.G1= (H2 . a temperatura e pressão constantes. como U. Então.H1) . Assim. À pressão constante. sendo. G. Especificamente. a transformação inversa à transformação espontânea (não-favorável) Os comentários anteriores relataram as tendências independentes de um sistema em ir para um estado (1) de menor energia e (2) de maior desordem. Esta função foi primeiramente proposta pelo físico americano J. ∆Gsistema> 0 (transformação não-espontânea.54 capítulo 3 Para um processo em que as vizinhanças permanecem à temperatura constante T. Observe atentamente a relação ∆G = ∆H T∆S . . para qualquer mudança do estado 1 para o estado 2.∆Hsistema Tvizinhanças Multiplicando-a por . portanto. ∆Svizinhanças = ∆Hsistema (a T. representada pela letra F.T. teremos . P constantes) Tvizinhanças No processo exotérmico.T∆Stotal = ∆Hsistema . G também só depende do estado do sistema. energia livre1: G ≡ H . um terceiro fator determinará qual delas será predominante. a entropia das vizinhanças aumenta. teremos ∆G (T. a energia livre de Gibbs. considerando os processos em que a temperatura do sistema é constante e a mesma das vizinhanças. H e S. P constantes) Resumindo.(T2S2 . e. ou simplesmente. a variação da entropia das vizinhanças ∆Svizinhanças depende somente (1) da quantidade de calor absorvida pelas vizinhanças do sistema e (2) da temperatura das vizinhanças Tvizinhanças .∆(TS) ou. Assim. ∆H é negativo. T. Agora veremos que. Willard Gibbs. P constantes) Transformação < 0 (negativo) =0 > 0 (positivo) Espontânea (favorável) Nenhuma transformação líquida. Para um aumento de temperatura do zero absoluto a uma temperatura T.0 = S T capítulo 3 Quando ∆H é negativo (a reação é exotérmica) e ∆S é positivo (o sistema torna-se mais desordenado).2 68.2 -300.5 209. puro e perfeito é igual a zero no zero absoluto. podendo ser igualmente utilizadas. 5. teremos ∆S0 = ST .6 -237. no zero absoluto. ∆S. Cada átomo de tal cristal vibra com uma energia mínima (o ponto de energia zero) em posições fixas no retículo cristalino. Portanto. a qualquer temperatura mais alta. Pela determinação da capacidade calorífica de uma substância.3 -228.1 -32.1 Tabela 1 onde ∆S0 T .2 -394. embora um método imediato seja aquele que utiliza a relação ∆G = ∆H . S0= 0. AS ENERGIAS LIVRES DE GIBBS PADRÃO E FORMAÇÃO Demonstrou-se anteriormente como os valores tabelados dos calores-padrão de formação podem ser usados no cálculo dos calores-padrão de reações.4 -95. ∆S é negativo. A terceira lei da termodinâmica estabelece que a entropia de um sólido cristalino.2 -371. ∆G deverá ser positivo (o processo é nãoespontâneo). Vários métodos podem ser empregados na determinação de ∆G°. ∆S0 T = ST . que resulta na variação de temperatura. T representa o aumento da entropia resultante da elevação da temperatura. contudo.87 -50. (Lembre-se de que T é sempre positivo). O fornecimento de calor a um cristal puro e perfeito no zero absoluto acarretará um aumento de sua temperatura. A TERCEIRA LEI E AS ENTROPIAS ABSOLUTAS Um estado de entropia mínima é um estado de ordenação máxima. num certo intervalo de temperatura. AS ENERGIAS LIVRES DE GIBBS DE REAÇÕES Os valores das energias livres de Gibbs-padrão de formação (∆G°) de muitas substâncias foram determinados.2 -690. é possível calcular a variação da entropia. Isso significa que se a entropia de uma substância é zero no zero absoluto (terceira lei). De acordo com a terceira lei. de modo a aumentar a sua entropia. um mínimo de acaso ou desordem relativamente à posição e à energia. contudo os valores relativos de ∆H e T∆S determinam o sinal de ∆G. ∆G deve ser negativo (o processo é espontâneo). Tal estado somente pode existir para um cristal puro e perfeito. de 0K a temperaturas mais altas. Alguns destes valores estão na Tabela a seguir. Energias livres-padrão de formação a 25 °C Substâncias C(diamante) CH4(g) CH3OH(I) C2H2(g) C2H4(g) C2H6(g) CO(g) CO2(g) HCI(g) H2O(g) H2O(1) H2SO4(I) O3(g) SO2(g) SO3(g) ∆G°f KJ mol-1 2.9 -137.T∆S. então. Quando ∆H e ∆S têm o mesmo sinal algébrico. . Quando ∆H é positivo. Há.55 3. As energias livres de Gibbs-padrão estão tabeladas de modo semelhante. A entropia de um cristal imperfeito ou de um sólido amorfo (um vidro) ou a de uma solução sólida é maior do que zero no zero absoluto e mede a desordem na substância. é numericamente igual ao aumento da entropia.8 -166.S0 T 4.1 163. resultando num movimento molecular crescente e na desordem de sua estrutura. então a entropia de uma substância. que ocorre quando a substância é aquecida do zero absoluto para uma temperatura mais elevada. tão lentamente que nenhuma alteração pode ser observada) ou termodinâmico. na mistura. AG°(reação)= [2(-394. Neste exemplo. isto é. as qualidades em excesso de todos os reagentes.4) + 3(-228. Por esta mesma razão. em que somente quantidades extremamente pequenas de reagentes devem ser consumidas e de produtos formados. onde reagem completamente formando os produtos. as quantidades de reagentes diminuem e asquantidades dos produtos aumentam. ∆H° para a reação é negativo. dizemos que a reação “teve uma conversão completa”. (A reação é exotérmica). a reação parece não se ter completado. o Equilíbrio e o Vale de Gibbs Todas as reações químicas tendem ao equilíbrio. para formar CO2(g) e H2O(g) a 25ºC. C2H6. a entropia total da mistura reagente também varia continuamente. a entropia total da mistura é maior do que a soma das entropias dos reagentes puros.[(-32. substituindo ficaremos. e os produtos são formados. para formar CO2(g) e H2O(g) a 25°C. Exemplo 3 Calcule a energia livre de Gibbs-padrão molar de combustão do etano. são colocados juntamente em um recipiente. A energia livre de Gibbs-padrão ∆G de um elemento não-combinado em sua forma mais estável é zero. Em outros casos. Para algumas reações. um pouco antes de todos os reagentes terem se transformado em produtos.1 A Energia Livre de Gibbs.9) + 7/2(0)] AG°(reação) = -1441. Calcule a energia livre de Gibbs-padrão molar de combustão do etino.6)] . C2H2. ocorrendo à temperatura e pressão constantes: os reagentes. A situação descrita é mostrada esquematicamente na Figura 4a. SH°produtos é menor do que SH°reagentes e. . Considere a seguinte reação hipotética. 2CO2(g) + 3H2O(g) 6.7 mol-1 Exercício 4 1. Esta situação é um resultado do efeito cinético (a reação realmente ocorre. a entalpia total de mistura reagente varia continuamente. portanto.[(∆G°f) C2H6+ 7/2(∆G°f)O2] consultando a Tabela 1 poderemos encontrar os valores da energias livres-padrão de formação de cada um dos componentes da reação e substituir na equação acima.56 capítulo 3 Os valores de ∆G padrão são empregados nos cálculos das energias livres de Gibbs-padrão de reações. Observe que. Designaremos a somatória das entalpias dos reagentes (no início da reação) como SH°reagentes e dos produtos (após a conversão hipotética de 100% de reagentes para produtos) como SH°produtos. pois. Durante o curso de reação. SS°reagentes ou dos produtos puros SS°produtos. desse modo. Nestes casos. pois os reagentes são consumidos gradualmente. A TERMODINÂMICA e O EQUILÍBRIO A importância da termodinâmica química está na sua habilidade em descrever a aproximação ao equilíbrio e às propriedades do estado de equilíbrio. desta vez a curva atinge um máximo. também todos no seu estado padrão: reagentes(estado padrão) produtos(estado padrão) ∆Greação = S(∆G°f)(produtos) + S(∆G°f)(reagentes) ∆G°reação= [2(∆G°f)CO2+3(∆G°f)H2O] . Resolução A equação para a reação de combustão é C2H6(g) + 7/2O2(g) e. Isto 6. são tão pequenas que não podem ser mensionados. todos em seu estado padrão. a fim de estabelecer o equilíbrio. Esta variação é mostrada na Figura 4b. após o equilíbrio atingido. na relação G = H . v. . Desse modo. Observe que. Agora. S e G à temperatura constante T com a extensão da reação (esquematizada. o resultado é um número mínimo na curva da energia livre de Gibbs. Podemos substituir os valores de H.A variação de H. na Figura 4b. a energia livre total de Gibbs é menor do que a dos reagentes puros ou dos produtos puros. não desenhada em escala). (b) Entropia. porque a mistura é um sistema mais desordenado. em algum ponto. e os de S. consideraremos como a energia livre de Gibbs da mistura reagente varia durante o curso da reação. Anteriormente demonstou-se que a energia livre de Gibbs diminui durante a transformação espontânea. Os resultados deste processo estão no gráfico da Figura 4c. (c) Energia livre. durante o curso da reação. representados graficamente na Figura 4a. 2. Isto significa que. p. 856 Figura 04 . porque há um sinal de “menos” antes do termo TS na relação anterior e porque há um máximo na curva de entropia (Figura 4b). a reação por nós dis- capítulo 3 ocorre por causa de um efeito conhecido como entropia de mistura: a entropia de uma mistura é maior do que a soma das entropias de seus constituintes puros. (a) Entalpia.57 Figura 04 Fonte: John B.TS com a finalidade de encontrar a variação da energia livre total de Gibbs. Russell. Química Geral. G. da mistura reagente durante a reação em determinada temperatura constante T. posição do equilíbrio tem uma localização intermediária ao longo do eixo da extensão da reação. a variação da entalpia. Quando a reação ocorre num recipiente fechado a volume constante. Um sistema pode ser uma substância pura ou uma mistura. mostrado na Figura 4c. como vimos. isto indica que a reação mal iniciou. menos o trabalho realizado sobre o sistema. é igual ao aumento de entalpia (∆H) do sistema. o trabalho e a variação de energia de um sistema. discutir ou talvez só visualizar. após se ter estabelecido o equilíbrio. isto é. O mínimo na curva da energia livre de Gibbs para a reação é. no equilíbrio. a reação atingiu o equilíbrio. Neste ponto. quando o calor é liberado. a mistura que reage pode expandir-se contra a pressão exercida pelas vizinhanças.58 cutida só pode ocorrer de fato com ∆G < 0. Como não é possível para o sistema passar o mínimo da energia livre de Gibbs mostrada na Figura 4c. mas o decréscimo da energia livre de Gibbs ocorre somente. capítulo 3 Conclusão A termodinâmica é a ciência das relações entre o calor. até atingir um valor mínimo. nenhuma reação posterior é possível. o vale de Gibbs está próximo do lado esquerdo (“reagentes”) do diagrama. Todas as reações apresentam o vale de Gibbs. q = ∆H = ∆U . porque qualquer mudança detectável produziria um aumento na energia livre de Gibbs do sistema. Nessa situação. q = (∆U) (a volume constante) Quando o calor é absorvido. são negativas. evitando assim que a mistura que reage realize qualquer trabalho de expansão. Quando a reação se verifica à pressão constante. Finalmente. durante o processo. w. A energia livre de Gibbs do sistema decresce (“colina abaixo”) e atinge um mínimo (o menor ponto no “vale”). No equilíbrio. não importando a combinação (“reagentes” puros à esquerda. Para outras reações. q e ∆U são quantidades positivas. o calor absorvido. Isto significa que. ∆H. e nenhuma mudança posterior é possível. se uma equação química puder ser escrita como a soma de duas ou mais etapas. não ocorre. em muitos casos. o sistema atingiu o estado de menor energia livre de Gibbs. e negativo. o calor absorvido (q) é igual ao aumento de energia (∆U) do sistema. chamado de vale de Gibbs. um líquido. Para algumas. Quando a pressão é constante. ou “produtos” puros. A termoquímica é uma das áreas da termodinâmica. o que. a conversão completa dos reagentes em produtos não é possível. é igual à variação da energia. ou seja. Da Figura 4c. . a energia livre de Gibbs de um sistema é mínima. A reação realmente não se completou. e assim a reação essencialmente se completa. com o decréscimo da energia livre total de Gibbs do sistema. podemos observar que o estado de equilíbrio também pode ser atingido começando com os produtos puros (as substâncias escritas do lado direito da equação e representados à direita no gráfico). e o equilíbrio foi estabelecido. um sólido ou alguma combinação destes. quando o calor é liberado. Sistema é uma parte do universo que desejamos estudar. algumas vezes.w (a pressão constante) ∆H é positivo quando o calor é absorvido. os produtos estão bastante favorecidos sobre os reagentes. Em todos os casos. A primeira lei da termodinâmica é representada pela seguinte relação q = ∆U . o vale está muito próximo do lado direito (“produtos”) do diagrama. podendo ser um gás. que estuda as quantidades de calor absorvidas ou desprendidas nas reações químicas.w A Lei de Hess afirma que. a variação de entalpia da equação global é igual à soma das variações de entalpia das etapas. à direita) a qual iniciemos. ∆U. v.59 Nas transformações dos sistemas em que a temperatura e a pressão são mantidas constantes. 1. Quando numa reação. se ∆G é menor do que zero. 1 e 2. capítulo 3 A segunda Lei da Termodinâmica estabelece que a entropia do universo aumenta constantemente. 1998. D. neste momento. a variação da energia livre de Gibbs permite uma previsão quanto à espontaneidade da transformação. não pode ocorrer naturalmente. 2002. entropia e da temperatura determina se um processo é ou não espontâneo. EBBING. São Paulo: Makron Books do Brasil. isto é. À temperatura e pressão constantes. 2ed. Química Geral. por sua vez. As energias livres de Gibbs-padrão de formação de compostos podem ser utilizadas no cálculo das variações da energia Livre de Gibbspadrão das reações químicas. Para um processo que ocorre à temperatura e pressão constantes. Bibliografia RUSSEL. segundo a qual a entropia de um sólido cristalino. v. A entropia absoluta padrão foi determinada para muitas substâncias. 5ed. Química Geral. o que significa que as energias livres dos reagentes e produtos são iguais.TS. e estas. esta reação cessa. . o ∆G = 0. Estas determinações estão baseadas na terceira lei da termodinâmica. o processo é espontâneo. B. se ∆G é maior do que zero. o processo não é espontâneo. Rio de Janeiro: LTC. o sistema está em equilíbrio. D. a relação ∆G = ∆H . A energia livre de Gibbs G é definida por G = H . e. podem ser empregadas na previsão da espontaneidade da reação. J. puro e perfeito é zero no zero absoluto.T∆S mostra como a inter-relação da entalpia. o sistema reagente atinge uma energia livre mínima (o vale de Gibbs). Se ∆G = 0. A entropia mede a desordem ou a distribuição ao acaso de um sistema. . Interpretar graficamente a ação de um catalisador na energia de ativação de uma reação Endotérmica e Exotérmica 9. Objetivos Específicos 1. Expressar matematicamente a Lei da Ação das Massas para uma Reação Genérica capítulo 4 . Determinar a velocidade média de uma reação 2. Distinguir Catalisadores de Inibidores 8.61 Cinética Química Profa. Rosana Anita da Silva Fonseca I Carga Horária: 12 horas Objetivo Geral Estudar a velocidade das reações e os principais fatores a que influenciam. Entender como ocorre uma colisão favorável 3. Lêda Cristina da Silva Profa. Definir Energia de Ativação e Complexo Ativado 4. Interpretar graficamente a Energia de Ativação nas Reações Endotérmicas e Exotérmicas 6. Elencar os fatores que influem na Velocidade de Reação 7. Diferenciar uma Reação Endotérmica de uma Reação Exotérmica 5. Palavras-chaves: Velocidade / Colisão Favorável / Energia de Ativação / Complexo Ativado / Endotérmica / Exotérmica / Catalisadores / Inibidores. a velocidade média da reação genérica esquematizada acima pode ser calculada por uma das expressões abaixo. 1. até que a reação se complete. Os principais fatores que influem na velocidade de uma reação serão discutidos. Define-se então: A velocidade média. Vm. esquematizada a seguir.0 2. deve ser expresso numa unidade que se ajuste ao tipo de reação: segundos (s). Considere-se. é calculada em função de uma das substâncias participantes da reação. na qual duas substâncias A e B reagem entre si na proporção a A+bB. durante a reação citada anteriormente. A energia de ativação e o complexo ativado serão explorados através de um estudo gráfico das Reações Endotérmicas e Exotérmicas.5 2.1 Velocidade de Uma Reação A Cinética Química estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. bem como a possibilidade de controlar essa velocidade.0 25 1. e será apresentado um estudo gráfico sobre essa velocidade. Podem ser expressas também em variação de massa. em que isso ocorreu. têm-se apenas as substâncias A e B. que vão diminuindo progressivamente. tenha sido medida a concentração em quantidades de matéria de A consumido e de C produzido. em intervalo de tempo regulares. com base no mecanismo das reações. produzindo duas novas substâncias na proporção cC+dD: aA + bB cC + dD No início da reação (tempo zero).0 0. em quantidades que vão aumentando. enquanto começam a surgir as substâncias C e D. obtendo-se o resultado descrito na tabela abaixo: Tempo/minutos [A]/mol • L [C]/mol • L -1 consumido produzido -1 1. 0 8. tornando as reações mais rápidas ou mais lentas. Cinética Química 1. por exemplo. ∆m. no caso de reagentes ou de produtos que estejam na fase gasosa. A velocidade de uma reação será determinada matematicamente. que aqui simbolizamos por ∆[ ].5 1.5 20 2.0 15 4. variação de quantidade de matéria. ou em variação de pressão parcial. têm-se quantidades das substâncias A e B. de cinco em cinco minutos. Consumo de reagentes Formação de produtos quantidade de quantidade de Vm= A consumido ou Vm= C produzido ∆t ∆t quantidade de quantidade de Vm= B consumido ou Vm= D produzido ∆t ∆t As quantidades das substâncias consumidas ou produzidas são normalmente expressas em variação de concentração em quantidade de matéria (M). pela razão entre a quantidade consumida ou produzida da substância e o intervalo de tempo. Será abordada a ação dos catalisadores e os inibidores na velocidade das reações. Uma vez iniciado o processo.5 . ∆t. horas (h) ou dias (d). que. a qual é regida pelo papel das enzimas. O intervalo de tempo.0 1. ∆t. ∆n. que ocorrem nos sistemas biológicos. Desse modo.5 0 5 7.5 10 5.62 capítulo 4 Introdução O presente capítulo mostrará a importância do estudo da velocidade das reações químicas e associar com a velocidade das reações biológicas. ∆p. minutos (min).2 Velocidade Média em Função das Substâncias Considere a reação genérica balanceada. [A]inicial ∆t tfinal .5 Vm = + 1.3 mol/L • min Velocidade média da reação em função de C produzido no intervalo de tempo entre 5 e 20 minutos. se calcularmos a velocidade média em função do H2(g). dividido pelo respectivo coeficiente da substância na equação da relação corretamente balanceada. ∆[D] a ∆t b ∆t C ∆t d ∆t Vm = .[C]inicial ∆t tfinal . no mesmo intervalo de tempo.7.VNH3 1 3 2 Se considerarmos a equação de formação da amônia. ∆[B] = +1. o consumo de 1 mol de gás nitrogênio.1 mol/L • min Observe que a velocidade média calculada em função dos reagentes (no caso A) tem valor negativo. ∆[C] = +1.5 15 Vm = + 0. à medida que a reação se processa. Vm = ∆[C] Vm = [C]final .0 .VH2 = . temos: Vm reação= -1. Para evitar o problema do sinal. ela será 3 vezes maior que a velocidade média calculada em função do N2(g).VN2 = .93 x 10 Raciocínio da Resolução Calcula-se a variação ∆ de cada grandeza na expressão da velocidade pela diferença entre o valor final e o valor inicial.5 .5 vezes maior que a velocidade média calculada em função do NH3(g). e 1. a quantidade de produtos vai aumentando.L-1 1.4. na reação 2N2O5(g) + 4NO2(g) O2(g) 1. Exemplo 1 Calcular a velocidade média da decomposição do N2O5. Considere-se.0. a quantidade de reagentes vai diminuindo.5 20 . tem valor positivo. ocorre simultaneamente ao consumo de 3 mols de gás hidrogênio. costuma-se trabalhar com valores da velocidade de qualquer substância que participe da reação em módulo.24 x 10 -2 -2 Tempo (s) 600 1200 0.∆[N2O5]/∆t. no intervalo de tempo que quisermos: Velocidade média da reação em função de A consumido no intervalo de tempo entre 5 e 20 minutos. . no caso da reação de formação da amônia. Isso significa que.tinicial Vm = 2. ao mesmo tempo em que se formam 2 mols de gás amônia.tinicial Vm = 2. Para que o cálculo da velocidade média da reação seja o mesmo em função de qualquer substância participante da reação. pois. Já a velocidade média calculada em função dos produtos. capítulo 4 . N2(g). uma reação como a de formação da amônia: 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) No intervalo de tempo entre t = 600 s e t = 1200 s. podemos calcular a velocidade média da reação em função de A ou de C.5 Vm = .63 Com base nesses resultados. ou da velocidade de formação de um dos produtos. a IUPAC estabeleceu a seguinte convenção: A velocidade média da reação é o módulo da velocidade de consumo de um dos reagentes. a proporção em quantidade de matéria das substâncias que reagem e das que são produzidas é diferente. temos: Vm reação = .3 VELOCIDADE MÉDIA DA REAÇÃO Na maioria das reações químicas. pois. Vm = ∆[A] Vm = [A]final .0. à medida que a reação se processa. NH3(g).5 15 Nessa reação.0 20 . ∆[A] = -1. por exemplo. Assim. Use os seguintes dados: [N2O5] mol. no caso C. H2(g). obteremos a seguinte curva: Numa solução de NaOH 1. 1. Se fizermos um gráfico da velocidade em função do tempo para uma reação genérica. é baixa. e a quantidade de produtos é zero.600) 600 -6 -1 = 5.50 2.00 0.90 0. obtemos as seguintes curvas: Concentração em quantidade de matéria produtos reagentes Tempo Exercício 1 1. a quantidade de reagentes vai diminuindo até se tornar mínima (ou eventualmente zero).31 x 102mol·L1 (1200 . verifica-se que.40 Tempo (min) 0 4 8 12 16 . os reagentes vão sendo consumidos e. a velocidade é máxima no início da reação e vai se tornando progressivamente menor com o passar do tempo.64 capítulo 4 Resolução Velocidade média de decomposição do: N2O5 = . que.93 -1. I1-(aq) + ClO1-(aq) Cl1-(aq) + IO1-(aq) Experimentalmente. na maioria das reações.00101 Tempo (S) 2.00 4. foram obtidos os seguintes resultados: [A] mol·L-1 10. no final da reação. a quantidade de produtos. em função do tempo.00 mol.2 x 10 mol·L gentes e produtos.00169 0. À medida que a reação se desenvolve.∆[N2O5] ∆t .L-1 .24) x 102mol·L1 = 0.00 Calcular a velocidade média da reação do I1. portanto.(0. a 25°C. os produtos vão sendo formados. começa a aumentar até que.4 Estudo Gráfico da Velocidade de uma Reação Antes que uma reação tenha início.L-1 0.00 8. O íon iodeto é oxidado pelo íon hipoclorito em solução alcalina de acordo com a equação a seguir. torna-se máxima. Ao mesmo tempo. Expressando esse fato em um gráfico da concentração em quantidades de matéria de rea- Velocidade da reação Tempo Exemplo 2 Considere a reação segundo a equação: 2A 4B + C Medindo-se a concentração em mol/L da substância A em diversos instantes. a concentração do íon iodeto (igual à concentração do íon ClO1-) em diferentes instantes é dada por: [I1-] mol.neste intervalo de tempo. no início. a quantidade de reagentes é máxima. Logo. íons) dos reagentes devem colidir entre si. não haverá reação.00 2 [A] mol. CO. se colocarmos em contato gás cloro.L-1 da substância A em função do tempo em min. repita esse mesmo procedimento para os outros pares de valores restante. passa a depender de duas outras condições.00 1.50 para o segundo ponto do eixo x que será 4. pois não há afinidade química entre essas substâncias. sobre os quais passaremos uma linha unindo-os. Em seguida. pois não há afinidade Depois. capítulo 4 Exercício 2 . [A] mol. Cℓ2. [A] mol. nesse caso. e gás hidrogênio. pois há afinidade química entre essas Tempo (min) substâncias. Considere a reação. H2O. foram obtidos os seguintes resultados: [N2O5] mol/L 0. CONDIÇÕES NECESSÁRIAS Há duas condições que são fundamentais (embora não sejam suficientes). se colocarmos em contato água.L-1 10. 2.10 Tempo (min) 0 20 40 60 Construa um gráfico mostrando a variação das concentrações em mol/L N2O5 em função do tempo.00 1.40 0. em diversos instantes.00 1. Assim. pode haver reação. A realização ou não de reação química.00 para o primeiro ponto. ditas acessórias: • As partículas (moléculas. 2.65 Construa um gráfico mostrando a variação das concentrações em mol. H2O(l)+ CO2 não há reação. • Deve haver afinidade química entre os reagentes. desenhe uma linha tracejada partindo do segundo valor do eixo y que será o valor 4. Tempo (min) com energia suficiente parar romper as li16 gações existentes nos reagentes. e do eixo x que será 0 (ver o gráfico abaixo).00 4 8 12 16 No entanto.20 0. depois coloque os valores dos tempos em min no eixo das abscissas (eixo x) iniciando também a escala em 0. Resolução Coloque os valores das concentrações de A em mol.00 2.00 1.L-1 10.00 2 4 8 12 16 Tempo (min) 2. e monóxido de carbono.L-1 10. para que uma reação química possa ocorrer: • Os reagentes devem entrar em contato. desenhe uma linha tracejada partindo do primeiro valor do eixo y que será o valor 10.00 2 4 8 12 • A colisão entre as partículas dos reagentes deve ocorrer numa orientação favorável.80 0. segundo a equação: 4NO2 + O2 2N2O5 Medindo-se a concentração em mol/L do N2O5.L-1 no eixo das ordenadas (eixo y) iniciando a escala desse eixo em 0. H2. Assim obteremos o gráfico que mostra a variação das concentrações da substância A em função do tempo. por fim teremos cinco pontos. também..H . será igual à diferença: E .Epr 2.. forma-se. No caso da reação entre H2(g) e Cl2(g). que a colisão entre as partículas dos reagentes ocorra numa orientação favorável para que ocorra reação. em que: Energia de ativação é a quantidade mínima de energia necessária. Epr. 3. seja efetiva e. porém. temos: 1H2(g) + 1Cl2(g) 2HCl(g) Para que as moléculas de H2(g) e Cl2(g) possam efetivamente reagir produzindo HCl(g).. também é necessário que os reagentes adquiram uma quantidade de energia mínima.Epr. uma estrutura instável e intermediária entre os reagentes e os produtos. para que a colisão entre as partículas dos reagentes..66 capítulo 4 2. dando origem aos produtos.. primeiramente..2 ENERGIA DE ATIVAÇÃO E COMPLEXO ATIVADO Não basta. Eativação = E necessária para que a reação se inicie . elas devem colidir com energia suficiente e numa orientação favorável. formando HCl2(g). Quando a colisão entre as partículas dos reagentes ocorre numa orientação favorável e com energia igual ou superior à energia de ativação. Complexo ativado de uma reação é uma estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os produtos..E própria dos reagentes Eat = E . o qual se denomina energia própria dos produtos (Epp). por exemplo. o complexo ativado seria representado da seguinte maneira: H . H + Cl Cl Produtos H Átomo de Hidrogênio Átomo de Cloro Assim. isto é. utilizando o modelo atômico de Dalton. e pode ocorrer reação Assim. a energia de ativação. . seja uma energia E. feita numa orientação favorável. chamada complexo ativado. a reação entre gás hidrogênio e gás cloro.1 COLISÃO FAVORÁVEL Considere. resulte em reação.Cl(g) Reagentes H. Os reagentes possuem determinado conteúdo energético.. Vamos supor que a energia necessária.Cl Complexo ativo . Reações Endotérmica E Exotérmica Os produtos de uma reação química possuem também um conteúdo energético. chamada energia de ativação. característica de cada reação. Cl.. e não ocorre reação Orientação favorável: a colisão pode ser efetiva. e novas ligações sejam formadas.. Então. Para que a colisão seja efetiva... podemos definir energia de ativação como sendo a energia necessária para que os reagentes se transformem em complexo ativado. para que a reação tenha início. para que as ligações entre os reagentes sejam rompidas. Eat. conforme mostra a tabela a seguir: Algumas orientações possíveis durante a colisão Resultado Orientação desfavorável: a colisão não é efetiva.H(g) + Cl . por exemplo. o qual se denomina energia própria dos reagentes. portanto. ..Epp Desse modo.... por exemplo.250 * ∆H é a variação de entalpia.. Cl.Epp > Eat reação exotérmica Se a diferença E . ocorre sempre uma liberação de energia.4Kcal 2Hl(g) ∆H .Epp>Eat 2HCl(g) Caminho da reação Fonte: Martha Reis..1 ESTUDO GRÁFICO DA ENERGIA DE ATIVAÇÃO Independentemente de a reação química ser exotérmica ou endotérmica. p.Epp for menor que a energia de ativação.. Físico-Química. para atingir o complexo ativado.H I . Energia/kcal • mol1 Complexo ativado E .. conforme mostramos nos gráficos a seguir. que pode ser calculada pela diferença: E . conforme foi discutida no fascículo III.. por exemplo. a reação será endotérmica...Cl Complexo ativado Epr Epp Eat x E . E . .. os reagentes sempre irão necessitar de uma energia de ativação. que é a quantidade de calor à pressão constante.Epp < Eat endotérmica 3...Epp<Eat E Epr Epp 1H2(g) + 1I2(g) Eat 2HI(g) ∆H Caminho da reação Fonte: Martha Reis..2Kcal 2HCl(g) ∆H* Energia/kcal • mol1 E 1H2(g) + 1Cl2(g) ∆H H.... E . capítulo 4 . o estudo gráfico da reação entre H2(g) e I2(g): 1H2(g)+1l2(g) = +12..... podemos concluir: Se a diferença E . H.250 Reação endotérmica Considere.. o estudo gráfico da reação entre H2(g) e Cl2(g): 1H2(g)+1Cl2(g) = -44. p.H .... a reação será exotérmica..Epp for maior que a energia de ativação... Reação exotérmica Considere.67 Quando o complexo ativado (instável) se rearranja para formar os produtos.. I . Físico-Química.. normalmente. na ausência de enzimas. íons que já estão dissociados ou ionizados em meio aquoso. as reações orgânicas. concentração. Mesmo uma reação tão simples. possibilitando a formação de novas ligações. Resumindo: Quanto menor a energia da ativação.2 SUPERFÍCIE DE CONTATO Chama-se superfície de contato a área de determinado reagente efetivamente exposta aos demais reagentes. mais lenta será a reação e vice-versa. eletricidade. a) Toda reação é produzida por colisões. que.1 NATUREZA DOS REAGENTES Para que uma reação química se realize. c) A energia mínima para uma colisão efetiva é denominada energia da reação. A transferência de CO2 dos tecidos para o sangue e depois. que darão origem aos produtos: Desse modo. temperatura. De fato. um milhão de vezes. é catalisada por uma enzima. envolvem. . Considere os estudos cinéticos de uma reação química e julgue os itens abaixo em verdadeiros ou falsos. A QUÍMICA NA SAÚDE As enzimas aceleram as reações nos sistemas biológicos. porque diminuem a energia de ativação ou barreira de ativação na transformação de um substrato para um produto. maior a velocidade da reação e vice-versa. a hidratação do dióxido de carbono. que envolvem moléculas grandes com várias ligações covalentes para serem rompidas. a anidrase carbônica. é necessário que as ligações existentes nos reagentes sejam rompidas. Entre eles. Muitas vezes. 4. pressão. são mais lentas que as reações inorgânicas. d) A diferença energética entre produtos e reagentes é denominada energia de ativação da reação. luz. Cada molécula da enzima pode hidratar 105 moléculas de CO2 por segundo. Justifique a sua resposta. Elas aceleram as reações por fatores de. é fácil concluir que: Quanto maior for o número de ligações a serem rompidas nos reagentes e mais fortes forem essas ligações. Exemplos: 1CH4(g) + 2O2(g) metano gás oxigênio 1CO2(g)+ 2H2O(v) (muito lenta gás água a 20 °C) carbônico Exercício 3 1. o químico pode fazer com que uma reação ocorra no tempo desejado. destacam-se: natureza dos reagentes.2 ENERGIA DE ATIVAÇÃO E VELOCIDADE DA REAÇÃO A energia de ativação representa um obstáculo na transformação de reagentes em produtos. de um modo geral. para o ar alveolar. mas nem toda colisão gera uma reação. 4. tornandoa mais rápida ou mais lenta. seria menos completa na ausência desta enzima. b) Toda colisão com orientação adequada produz uma reação. apenas. pelo menos. controlando esses fatores adequadamente. 4. catalisadores e inibidores. INFLUÊNCIAS NA VELOCIDADE São diversos os fatores que podem influir na velocidade de uma reação química. e) O aumento da temperatura em uma reação promove um aumento de colisões efetivas por unidade de tempo.68 capítulo 4 3. A maioria das reações nos sistemas biológicos não ocorre em velocidades perceptíveis. É por isso que. como. Esta reação catalisada é 107 vezes mais rápida do que a não catalisada. superfície de contato. a anidrase carbônica é conhecida como uma das enzimas mais rápidas. maior será a probabilidade de haver colisão efetiva entre essas partículas. Desse modo. Consequentemente. que é dito fotoquimicamente ativo. haverá um número maior de partículas reagentes por unidade de volume (a concentração de reagentes aumenta). essa ocorre nos cloroplastos. a reação se desenvolverá em poucos segundos. conseqüentemente. enquanto uma palhinha (utilizada na limpeza doméstica) feita do mesmo material se oxida rapidamente. do contato entre as substâncias reagentes. então.5 PRESSÃO Um aumento de pressão. dizemos que se trata de uma reação fotoquímica. quartzo). dar início à reação. isolados do meio externo. implica um contato maior entre os reagentes. formando água. O sistema de conversão de energia é parte integrante do sistema de membranas tilacóides dessas organelas. Algumas reações desse tipo são muito comuns. quando absorvem energia luminosa. • Reação de fotólise (quebra pela luz). o que possibilita um maior número de colisões entre as partículas e. num recipiente de material inerte (por exemplo. se fizermos passar por esse recipiente uma faísca elétrica. há sempre a presença de um reagente colorido. num sistema em reação. na palhinha. Fe(barra)+O2(g)+H2O(V) Fe(palhinha)+O2(g)+H2O(V) Ferrugem (muito lenta) Ferrugem (muito rápida) O mecanismo da fotossíntese é complexo e requer a interação de muitas proteínas e moléculas pequenas. O efeito da pressão só é considerável. mantendo os demais fatores constantes. maior a velocidade da reação e vice-versa. podendo levar séculos para se completar. quando as substâncias que participam da reação se encontram na fase gasosa.4 CONCENTRAÇÃO DE REAGENTES Quanto maior o número de partículas de reagentes por unidade de volume. Um exemplo interessante é a reação entre gás hidrogênio e gás oxigênio. 4. quanto maior a concentração. pois o volume do sistema diminui. há reações que são ativadas pela eletricidade ou passagem de corrente elétrica ( ). que uma barra de ferro se oxida muito lentamente. que ocorre em chapas fotográficas: luz 2AgBr(sólido castanho-avermelhado) 2Ag(s)+1Br2(l) • Reação de fotossíntese elaborada pelos vegetais verdes clorofilados: 6CO2(g)+12H2O(l) 1C6H12O6(s)+6H2O(l)+6O2(g) clorofila luz capítulo 4 .3 LUZ E ELETRICIDADE Quando é necessária a presença de radiações luminosas. Quanto maior a superfície de contato dos reagentes envolvidos. por exemplo. Mas.69 Como a realização de uma reação química depende. As moléculas do reagente fotoquimicamente ativo são ativadas energeticamente. Da mesma forma que muitas reações são ativadas pela luz. 2H2(g)+ 1O2(g) 2H2O(l) 4. a reação será extremamente lenta. o oxigênio do ar e a umidade. Em reações fotoquímicas. podendo. Observe: • Reação entre gás hidrogênio e gás cloro: no escuro 2HCl(g)(reação muito lenta) 1H2(g)+Cl2(gás amarelo-esverdeado) 1H2(g)+Cl2(gás amarelo-esverdeado) luz 2HCl(g)(reação rápida) 4. No caso dos vegetais verdes. maior velocidade da reação. para que uma reação ocorra. conclui-se que. Se os reagentes forem simplesmente postos em contato. maior será a velocidade da reação. isto é. É por isso. fundamentalmente. em razão da maior superfície de contato entre o ferro. Agitando-se mais rápida e mais intensamente. a velocidade da reação é maior. o número de partículas com energia igual ou superior à energia de ativação é muito maior que na temperatura T. o pó de madeira (serragem) pode ser queimado por uma faísca ou chama e produzir incêndios de proporções incalculáveis. com T’ > T. aumenta a temperatura aumenta a energia cinética aumenta o número de partículas com energia maior ou igual à energia de ativação aumenta o número de colisões efetivas aumenta a velocidade da reação Número de particulas T Exercício 4 1. Assim. Se fizermos um gráfico do número de partículas das substâncias reagentes em função da energia cinética dessas partículas numa temperatura T. CATALISADORES E INIBIDORES 5. Físico-Química. veremos no gráfico que.1 Catalisadores Os catalisadores são substâncias utilizadas para aumentar a velocidade de uma reação. a energia cinética média dessas partículas será E’c com E’c > Ec.” Ec Eat Energia cinética das particulas Fonte: Martha Reis. à temperatura T’. pois essas ocorrem com absorção de energia. as partículas das substâncias reagentes possuem uma energia cinética média. Um aumento de temperatura aumenta a velocidade de reações químicas exotérmicas e endotérmicas.255 Quais os fatores que têm influência na velocidade da reação que justifica essa afirmação? Justifique sua resposta. p. Ec representa a energia cinética média das partículas na temperatura T. as partículas irão colidir com maior freqüência e violência. 5.70 capítulo 4 4. na qual. embora isso não signifique que todas as partículas tenham a mesma energia cinética. Físico-Química. embora favoreça mais intensamente as reações endotérmicas. em dada temperatura. iremos obter a seguinte curva: T T’ Ec E’c Eat Energia cinética das particulas Fonte: Martha Reis. o que acarretará um aumento na velocidade da reação. um aumento de temperatura representa diretamente um aumento de agitação dessas partículas. Sabemos que. Numa outra temperatura T’.6 TEMPERATURA Número de particulas Sendo a temperatura uma medida da agitação térmica das partículas de uma substância. . p. “Nas madeireiras.255 Se considerarmos Eat a energia de ativação necessária para que as colisões entre as partículas reagentes resultem em reação. na temperatura T’. 71 Os catalisadores aumentam a velocidade da reação. 5. Isso significa que não há catalisador que faça ocorrer uma reação não-espontânea. podemos representar. por exemplo. Elas. a água reagir com o monóxido de carbono. graficamente. participam na transformação de diferentes formas de energia. p. quando existe afinidade química entre os reagentes. ele será integralmente recuperado no final da reação.1 ABAIXAMENTO DA ENERGIA DE ATIVAÇÃO Toda reação química. • A ação catalítica só é possível. formando novamente os reagentes: reação direta reagentes reação inversa A adição de um catalisador irá aumentar igualmente as velocidades das reações direta e inversa. • Se a reação for reversível. também.250 capítulo 4 . necessita de determinada energia de ativação para ter início. os produtos reagem entre si. As características mais marcantes das enzimas são o seu poder catalítico e a sua especificidade. porque diminuem a energia de ativação necessária para os reagentes se transformarem no complexo ativado Todo catalisador possui em comum as seguintes características: • Não sofre alteração permanente na sua massa ou na sua composição. • Mesmo que o catalisador participe ativamente da estrutura do complexo ativado. a ação de um catalisador sobre reações que liberam ou absorvem calor da seguinte maneira: Reações Exotérmicas: A + B Energia/kcal•mol-1 E Energia de ativação sem catalisador Ecat Diminuição da energia de ativação provocada pela ação do catalisador C + D + calor produtos sem catalisador Energia de ativação com catalisador Epr Epp A+B Reagentes com catalisador Libera calor ΔH < 0 (-) C+D Produtos Caminho da reação Fonte: Martha Reis. Quase todas as enzimas conhecidas são proteínas. Em relação a essa energia de ativação. Físico-Química.1. seja ela Exotérmica ou Endotérmica. As enzimas são os catalisadores de sistemas biológicos que são notáveis dispositivos moleculares e determinam o perfil de transformações químicas. Físico-Química. como alimentos. apenas. porque aumentam a energia de ativação necessária para os reagentes se transformarem no complexo ativado.produto na reação direta como também a passagem produto-reagente na reação inversa. Por exemplo: considere a reação de decomposição da água oxigenada (solução aquosa de peróxido de hidrogênio). Dizemos que esse meio age como inibidor da reação. 2H2O2(aq) H3O1+(aq) 2H2O(l) + 1O2(g) Exercício 5 1. fisicamente.2 Inibidores São substâncias utilizadas para diminuir a velocidade de uma reação. p. porque agem de modo inverso aos catalisadores. sem interferir nos parâmetros termodinâmicos e cinéticos. orientando-os. Os inibidores diminuem a velocidade da reação. A decomposição da água oxigenada torna-se mais lenta em meio ácido. os reagentes. Os inibidores são importantes para o controle e para o estudo de reações que normalmente ocorrem muito rápido. . H3O1+(aq). e) diminuir a energia do estado de transição reagente .250 5. b) diminuir a energia de ativação dos reagentes para o início da reação. A função principal dos inibidores está relacionada à ação conservante de produtos perecíveis. na mesma proporção. d) diminuir a energia das ligações químicas para que os compostos possam reagir.72 capítulo 4 Reações Endotérmicas: X + Y + calor Energia/kcal•mol-1 E Energia de ativação sem catalisador Ecat Energia de ativação com catalisador com catalisador Epr Epp X+Y Reagentes Z+W Produtos Absorve calor ΔH > 0 (+) Diminuição da energia de ativação provocada pela ação do catalisador Z + W sem catalisador Caminho da reação Fonte: Martha Reis. cosméticos e remédios. Assinale a alternativa correta sobre a função do catalisador em uma reação de catálise: a) promover o deslocamento do equilíbrio para a formação de produtos. bebidas. c) aproximar. nesse caso. saberemos como aumentar a produtividade de alimentos. madeira e combustível. Os fatores. Os segredos da coleta de energia pelas plantas podem ser adaptados aos sistemas humanos Dois químicos noruegueses. porque estes diminuem a energia de ativação. A velocidade de uma reação pode ser aumentada a partir do emprego de substâncias denominadas catalisadores. eletricidade. enquanto que. a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações em quantidade de matéria dos reagentes. catalisadores e inibidores. a e b são expoentes determinados experimentalmente. vieram a partir do sol via fotossíntese. Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (18331900). porque. estudando a cinética das reações em função da concentração dos reagentes. Assim sendo. pressão. a fotossíntese transformou o mundo no ambiente habitável que conhecemos hoje. são contato e afinidade química entre os reagentes. O enunciado atualizado dessa lei é: A cada temperatura. Se pudermos entender e controlar o processo fotossintético. há um aumento da energia de ativação. Considere a seguinte reação genérica. além de aproveitar melhor as áreas cultiváveis. O emprego da Lei da Ação das Massas ou Lei de Guldberg-Waage permite expressar e calcular a velocidade de uma reação através de dados experimentais. temperatura. será maior que zero. a Lei da Ação das Massas. A fotossíntese pode ser considerada como um dos processos biológicos mais importantes na Terra. Numa reação exotérmica. a variação de entalpia (∆H) será sempre menor que zero. que são utilizados como combustíveis em várias partes do mundo. gás natural. A FONTOSSÍNTESE E A SUA IMPORTÂNCIA A fotossíntese significa etimologicamente síntese pela luz. estabeleceram. capítulo 4 6. numa reação endotérmica. corretamente balanceada: aA + bB cC + dD A velocidade dessa reação pode ser calculada pela expressão: v = k [A] [B] a b na qual: k é uma constante que só depende da temperatura. por volta de 1864. na qual o termo massa é utilizado no sentido de massas ativas.73 O complexo ativado de uma reação é uma estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os produtos. De uma forma direta ou indireta. a pesquisa científica da fotossíntese possui uma importância vital. elevadas a expoentes determinados experimentalmente. luz. todas as outras formas de energia utilizadas pelo homem moderno provêm do sol. para que uma reação ocorra. como natureza dos reagentes. A energia armazenada no petróleo. a fotossíntese supre todas as nossas necessidades alimentares e nos fornece um sem-número de fibras e materiais de construção. A energia de ativação é a quantidade mínima de energia necessária para que a colisão entre as partículas dos reagentes resulte em reação. influem na velocidade da reação. concentração. fibras. carvão e lenha. superfície de contato. Por liberar oxigênio e consumir dióxido de carbono. As duas condições fundamentais. Conclusão A velocidade das reações químicas pode ser determinada em função da quantidade de uma das substâncias (reagentes ou produtos) e da estequiometria da reação. M ou [ ]. tornando-a mais rápida ou mais lenta. sendo criado por Guldberg e Waage para expressar concentração em quantidade de matéria. Excetuando as formas de energia nuclear. LEI DA AÇÃO DAS MASSAS OU LEI DE GULDBERG-WAAGE . A ação dos inibidores é inversa à dos catalisadores. Entretanto. Veremos logo abaixo como a pesquisa científica em fotossíntese é importante para a manutenção e a elevação da nossa qualidade de vida. a energia necessária para a realização do processo é fornecida pela luz solar. A FOTOSSÍNTESE E O ALIMENTO Todas as nossas necessidades energéticas nos são fornecidas pelos vegetais. visto que ela não gera trabalho. por sua vez. que causam o efeito estufa. a energia solar deve ser convertida em outras formas de energia. afetam o clima global do planeta. cujo subproduto é o oxigênio. a energia solar deve ser convertida em outras formas de energia. ciclo de conversão de energia na biosfera A FOTOSSÍNTESE E A ENERGIA A celulose é um dos produtos da fotossíntese que constitui a maior parte da madeira seca. Nós fazemos o mesmo. ainda. E é exatamente isso que ocorre na fotossíntese. Embora as plantas retirem do solo e do ar a matéria-prima necessária para a fotossíntese. isto é. Nos campos não cultivados. Para ser plenamente utilizada. embora sejam inócuos para a vida animal e para o vegetal que desejamos cultivar. a luz solar per si não é uma energia muito útil. Para ser plenamente utilizada. a luz solar per si não é uma energia muito útil. visto que ela não gera trabalho. mostrou-nos que o processo fotossintético é relativamente ineficiente. A realização do processo é fornecida pela luz solar. obtêm a energia para sintetizar os alimentos via fotossíntese. Quando a lenha é queimada. poderemos alterá-la através das modernas técnicas de biologia molecular. ela não pode ser armazenada. Os vegetais. parte do alimento é oxidado a gás carbônico e água para aproveitar a energia armazenada nos alimentos. Entretanto. as plantas convertem a energia solar em formas de energia que podem ser armazenadas e utilizadas posteriormente. se a planta assim o necessitar. Entretanto. não há alimento para a grande maioria das formas de vida heterotróficas. Isso ocorre durante a respiração. ela pode utilizar a energia armazenada nos carboidratos para sintetizar outras moléculas. Poderemos. todas as vezes que comemos. ela não pode ser armazenada. o seu entendimento é essencial para compreendermos como o ciclo do CO2 e outros gases. Um dos processos mais importantes da fotossíntese é a utilização da energia solar para converter o dióxido de carbono atmosférico em carboidratos. ou ainda.74 capítulo 4 para fornecer modos eficientes de aproveitamento da energia solar. isto é.2%. se não há fotossíntese. desenvolver herbicidas específicos para as chamadas “ervas daninhas”. A cana-de-açúcar possui uma eficiência de 8%. não podemos mover motores utilizando a luz como tal (pelo menos com a atual tecnologia e aqui na Terra). E é exatamente isso que ocorre na fotossíntese. A maior fonte de perda da energia solar pelos vegetais é a fotorrespiração. Assim. a eficiência de ganho de carbono em um campo de milho durante a época de crescimento é apenas de 1 a 2% da energia solar incidente. seja diretamente ou através dos animais herbívoros. não podemos mover motores utilizando a luz como tal (pelo menos com a atual tecnologia e aqui na Terra). Posteriormente. além disso. a desenvolver novos medicamentos. além disso. Por exemplo. Se pudermos entender a fotossíntese. a pesquisa científica em fotossíntese. tornando as plantas mais eficientes. aumentando assim a sua produtividade. as plantas convertem a energia solar em formas de energia que podem ser armazenadas e utilizadas posteriormente. Essas mesmas tecnologias podem auxiliar-nos a desenvolver novos computadores mais rápidos e compactos. a eficiência é de apenas 0. Uma vez que a fotossíntese afeta a composição atmosférica. a celulose é convertida em CO2 e água com o despren- . São Paulo: FTD. que tiveram a sua origem na fotossíntese. C. as etapas iniciais de conversão de energia radiante (luz solar) em energia química são muito eficientes. Assim como na respiração. Embora o processo global da fotossíntese seja ineficiente. D. Rio de Janeiro: Editora Guanabara Koogan S. o carvão e o gás natural são exemplos de combustíveis utilizados no mundo moderno.A. M. muitas das nossas necessidades energéticas provêm da fotossíntese. e a sua compreensão pode levar a uma maior produtividade dessas formas de energia. 2. D.. O petróleo. o bagaço de cana é largamente empregado para gerar energia nas usinas de beneficiamento da canade-açúcar. Vol. 1996. O conhecimento obtido a partir da pesquisa científica da fotossíntese também pode ser utilizado para aumentar a produção energética de uma maneira mais direta. a queima de combustíveis libera a energia armazenada para ser convertida em formas de energia útil. 2. 2. TREICHEL JR. Bibliografia KOTZ. quando queimamos álcool nos nossos automóveis. 1998. 2001. os cientistas já podem sintetizar centro de reações tão eficientes ou mais que os naturais em termos de quantidade de energia radiante convertida e armazenada na forma de energia elétrica ou química. Rio de Janeiro: LTC. Química Geral. P. capítulo 4 . Portanto. Se entendermos os processos físicos e químicos da fotossíntese. 2 STRAYER. v. Bioquímica.. estamos convertendo a energia química em energia cinética. EBBING. por exemplo. J. no norte do país. 2002. 4 ed. L. Completamente Química. poderemos construir tecnologias de alta eficiência na conversão da energia. Além do álcool que é amplamente utilizado no Brasil como combustível. Bibliografia Complementar 1 REIS.75 dimento da energia armazenada em sua estrutura. 5ed. Rio de Janeiro: LTC. Química e Reações Químicas. Hoje. nos laboratórios. Vol. . Relacionar a variação de valor da constante de equilíbrio pela remoção ou adição de reagentes.77 Equilíbrio Químico Profa. que é a manutenção de pH em soluções-tampão. Calcular a constante de equilíbrio das reações a partir das concentrações de solutos sólidos. 4. 7. Calcular a constante de equilíbrio das reações a partir das pressões parciais de solutos gasosos. Explicar de que maneira o catalisador altera a constante de equilíbrio das reações. 2. Definir constante de dissociação de um ácido (e de uma base). os fatores que alteram esse equilíbrio bem como a principal aplicação mais importante desse efeito. 5. Citar fatores que alteram a constante de equilíbrio das reações. Lêda Cristina da Silva Profa. Estudar o efeito da pressão e temperatura sobre a constante de equilíbrio. Relacionar com o princípio de Le Chatelier. Objetivos Específicos 1. 3. Rosana Anita da Silva Fonseca I Carga Horária: 12 horas Objetivo Geral Compreender o equilíbrio das reações químicas. Definir equilíbrio químico. 6. capítulo 5 . Isto ocorre porque os reagentes originais formam os produtos. 1. CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g) Introdução Neste capítulo. E. Diz-se que esta mistura atingiu o equilíbrio químico. o efeito do íon comum. o aluno estudará o equilíbrio das reações químicas. Consideremos a reação a seguir. juntamente com o monóxido de carbono e hidrogênio. Reações Químicas Uma Rápida Abordagem Muitas reações químicas parecem parar. a mistura final terá quantidades variáveis de metano e de vapor de água. mistura de produtos. O equilíbrio dinâmico é o resultado de uma reação direta. principalmente. forma uma mistura constituída predominantemente por monóxido de carbono e hidrogênio. Neste capítulo. podem avançar predominantemente numa outra direção. e as concentrações de reagentes e produtos ficam bem determinadas. A representação mais exata dessa reação é: CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g) A partir do CO e do H2. CH4 e H2O. a mistura reacional deixa de modificar qualquer das suas propriedades. Reações desse tipo são chamadas reversíveis. Definir solução-tampão e explicar por que uma solução-tampão não pode ser preparada com um ácido forte nem com uma base forte. Essa reação é um exemplo de reações reversíveis. As perguntas importantes são: Que condições favorecem a produção do CH4 e da H2O? Que outras condições são favoráveis à produção do CO e do H2? Na verdade. 9. na qual os reagentes formam os produtos. Analisemos esta reversibilidade e vejamos como caracterizá-la quantitativamente. apropriadas. em condições apropriadas. é possível obter. o significado prático da constante de equilíbrio e os fatores que alteram o valor dessa constante para melhorar o rendimento das reações. a força com que as substâncias se dissociam em água. mas os produtos reagem entre si e regeneram os reagentes. pode-se chegar à mistura reacional constituída predominantemente por CO e H2. e o resultado final é mistura de reagentes e produtos. e de uma rea- . forma-se mistura de reagentes e de produtos em equilíbrio dinâmico. Essa reação é o princípio do processo industrial chamado de metanização catalítica. Entender a importância das soluções-tampão que se formam no organismo humano. O vapor de água. e em diferentes condições. antes de estarem completas. o produto de solubilidade. Definir pKa e relacioná-lo com a escala de pH das soluções. veremos como determinar a composição da mistura reacional no equilíbrio e como alterar a composição dessa mistura através da modificação das condições da reação. em condições apropriadas. o efeito do íon comum e como calcular o pH das soluções-tampão. a partir do CH4 e da H2O. Quando há reação entre várias substâncias. Equilíbrio Químico um Equilíbrio Dinâmico Muitas reações químicas. em condições 2. Palavras-chaves: equilíbrio químico/ constante de equilíbrio/ princípio Le Chatelier/ soluçãotampão/ tampão/ pH/ ácido fraco/ base fraca/ hemoglobina. O leitor também encontrará definições e constantes químicas que medem o grau de dissociação. A mistura gasosa obtida de CO e H2 (gás de síntese) é usada para preparar muitos produtos químicos industriais. Na realidade. 10. Nas condições da reação. e não apenas.78 capítulo 5 8. ocorrem duas reações simultâneas. É conveniente resolver o problema. organizando uma tabela na qual se registram os valores iniciais. as concentrações de CH4 e de H2O. Quantidade (mol) CO(g) + 3H2(g) Início Variação Equilíbrio CH4(g) + H2O(g) Completa-se a fila do início com as quantidades iniciais dadas no enunciado do problema. A velocidade da reação inversa é nula a princípio. é possível determinar a quantidade de apenas uma substância. No processo. Os valores no equilíbrio são iguais aos valores do início mais as variações.387mol de H2O. a mistura em equilíbrio contém 0. as concentrações vão diminuindo. embora diminua rapidamente. Observe o exemplo a seguir. Se observarmos a mistura reacional no equilíbrio. até que. Consideremos a metanização catalítica que mencionamos na abertura do capítulo. As quantidades das outras substâncias podem ser calculadas pela estequiometria da equação da reação. As quantidades das outras substâncias podem ser calculadas pela estequiometria da equação da reação. de acordo com a seguinte equação: CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) Imaginemos que. passam-se duas reações. e a mistura reacional atinge o equilíbrio. O equilíbrio químico é o estado atingido numa mistura reacional. capítulo 5 . ocorrem na mesma velocidade. Não se conhecem os valores das variações e identifica-se o por “x” a variação molar. embora cresça continuamente com o tempo. é fácil ver o que se precisa calcular. não perceberemos qualquer modificação. as duas ficam iguais. No início do processo.0L. no final. a direta e a inversa. tomando como referência a equação equilibrada.79 ção inversa. quando as velocidades das reações direta e inversa ficam iguais. as duas reações. No equilíbrio. fomam-se moléculas de CO e de H2O na mesma velocidade com que são consumidas. Isto é. Envolve quantidades iniciais de reagentes que se alteram quando a reação avança. Quando são colocadas quantidades conhecidas de reagentes num vaso de reação e se aguarda o equilíbrio da mistura.0mols de H2 reagem num vaso de 10. A diminuição é caracterizada pelo sinal negativo. No final. Mas. representadas pela equação química abaixo: CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) uma substância. em um recipiente. quantos mols de cada substância estão presentes no sistema em equilíbrio? Raciocínio da Resolução O problema é de estequiometria. Exemplo 1 Aplicação da Estequiometria à Mistura em Equilíbrio. aumentam com o tempo. sejam colocados 1. a reação entra em equilíbrio e se analisa a mistura reacional para determinar a quantidade de um dos reagentes ou produtos. as concentrações de CO e de H2 são elevadas.0mol de CO e 3. multiplicado pelos coeficientes estequiométricos correspondentes. Observe o exemplo a seguir. que são nulas no início. as mudanças e os valores de equilíbrio de cada substância. A velocidade da reação direta diminui e a da inversa aumenta. a direta e a inversa. na qual os produtos regeneram os reagentes. As concentrações de reagentes e de produtos não mais se alteram. Quando isto acontece. cada produto aumenta de x. Com este formato. à medida que as substâncias reagem. A permanência das reações nos dois sentidos faz com que o equilíbrio seja processo dinâmico. A velocidade da reação direta é grande no início. e a velocidade de reação direta só depende desses gases. embora as reações direta e inversa continuem a ocorrer. a 927°C (1200K) e atingem o equilíbrio.0 mols de H2. Quando 1.0 mol de CO e 3. Por outro lado. Qual a composição molar da mistura em equilíbrio? Isto é. O monóxido de carbono e o hidrogênio reagem. 0437 mol de Br2 leva a uma mistura em equilíbrio que apresenta 0. 2NO(g) + Br2(g) 2NOBr(g) Br2.387 3.0518 mol de NOBr. a constante de equilíbrio. e a. Experimento 2 No equlíbrio Os resultados dos experimentos 1 e 2 mostram que a composição no equilíbrio depende das quantidades iniciais das substâncias. O óxido nítrico. A Constante de Equilíbrio A tabela abaixo descreve dois experimentos realizados a 1200K. 1.839 mol de H2.566mol 0.80 capítulo 5 Resolução Com a informação dada no problema. estão relacionadas por uma grandeza bem determinada.522mol 0.873 mol de NO.387 mol de CH4 e 0. 0. numa dada temperatura. dividindo-se este produto pelo produto das concentrações dos reagentes. Qual a composição desta mistura em equilíbrio? Onde A.387) mol = 1. as quantidades das substâncias em equilíbrio na mistura são 0. Então x = 0. B.613mol 0. Calculam-se as quantidades das outras substâncias no equilíbrio pelas expressões dadas na tabela. Quantidade (mol) CO(g) + 3H2(g) Início Variação Equilíbrio 1 mol -x 1-x 3 mols -3x 3-3x CH4(g) + H2O(g) 0 +x x 0 +x x = 0.839mol 0.0. organiza-se a seguinte tabela.839mol 3mols 1. d são os coeficientes estequiométricos da equação química. para formar o brometo de notrosila. b. cada uma elevada à potência igual ao respectivo coeficiente estequiométrico.613 mol de CO. c. A análise dos resultados. Quantidade de CO2 no equilíbrio = (1.387) mol = 0.522mol 3mols 1.613 mol Quantidade de H2 no equilíbrio = (3 . C.387 mol Então. D simbolizam reagentes e produtos. de acordo com a reação abaixo: Uma amostra de 0. Para a reação anterior. 3. com 0.839 mol Quantidade de CH4 no equilíbrio = x mol = 0.3x) mol = (3 .478mol 1. NO.387 mol.387mol 1.566mol O enunciado do problema dá a quantidade de H2O no equilíbrio.x) mol = (1. BrNO. porém. sendo que o primeiro foi calculado no exemplo 1: CO2(g) + 3H2(g) Experimento 1 No equlíbrio CH4(g + H2O(g) 0.387 mol de H2O. mostra que as concentrações da composição de equilíbrio de uma reação.1 Definição da Constante de Equilíbrio Kc Consideremos a reação geral: aA + bB cC + dD Exercício 1 1.387mol 1.3 x 0. temos: Kc = [C]c [D]d [A]a [B]b Onde: [ ] = concentração molar de cada espécie química envolvida na reação (reagentes e produtos) Kc = constante química definida no estado de equilíbrio (constante) . também elevada à potência igual ao respectivo coeficiente estequiométrico.613mol 2mols 1. A expressão da constante de equilíbrio da reação é uma expressão que se obtém pela multiplicação das concentrações dos produtos. reage com o bromo. usando este valor de x.478mol 1mol 0. partindo do CH4 e da H2O.839mol de H2.387mol de H2O.0613M 10.1522) (0. serão descritos três experimentos (Tabela 1).1566)3 Dentro da exatidão dos dados. são: [CO]= 0. Pode ser considerado. chega-se a uma mistura em equilíbrio cuja composição leva ao mesmo valor de Kc (Experiência 3 da tabela 1). [CH4] = 0. POCl3(g) POCl(g)+Cl2(g) 3. teremos: Kc = [CH4] [H2O] = (0. Apresente a expressão da constante de equilíbrio da reação abaixo no sentido direto e no sentido inverso. que é o volume do sistema de reação).0L Analogamente.0487M. Quando se repetem as experiências. 0.0387) = 3. fazendo a divisão por 10. A expressão da constante de equilíbrio é Kc =[CH4] [H2O] [CO] [H2]3 As concentrações dos produtos ficam no numerador.91 [CO] [H2]3 (0.0L. Então.0478) (0.0387M.0613) (0. Experiência 1 A composição no equilíbrio é 0. Quando se escreve a reação na ordem inversa.387mol de CH4 e 0. Dê a expressão da constante de equilíbrio Kc da reação abaixo: CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) b. 1. a expressão de Kc também se inverte: Kc =[CO] [H2]3 [CH4] [H2O] CH4(g) + H2O(g) exemplo 1 (reação de metanização catalítica). 0.0478M e [H2O] = 0. divididos por 10.613mol = 0.613 mol de CO.1522M. Cada concentração está elevada à potência igual ao coeficiente estequiométrico da substância na equação química.0L. Dê a expressão da constante de equilíbrio Kc do sentido inverso da reação mencionada anteriormente. Portanto.1839M. são iguais e dão a constante de equilíbrio a 1200K. CO(g) + 3H2(g) Resolução a.478mol de H2O.0387) (0. para diferentes composições iniciais. Para um melhor entendimento. Exemplo 2 Expressões da Constante de Equilíbrio a. no denominador. Substituindo estes valores na expressão da constante de equilíbrio. H2 = 0.1839)3 [CO] [H2]3 Experiência 2 A composição no equilíbrio é 1.93 e 3. [CH4] = 0.566mol de H2. (Valores calculados no exemplo 5.81 A lei da ação das massas afirma que quaisquer que sejam as concentrações de equilíbrio. numa temperatura determinada. a concentração de equilíbrio do CO é: [CO] = 0.2 Obtenção da Constante de Equilíbrio das Reações A constante de equilíbrio (Kc) das reações é calculada através de experimentos da reação do capítulo 5 .0478) = 3.0387M e [H2O] = 0. 1. então. O volume da reação foi 10. Calculando a constante de equilíbrio.91) da expressão da constante de equilíbrio. e as dos reagentes. teremos: Kc = [CH4] [H2O] = (0.522mol de CO.1566M.93 (0. Exercício 2 1. b. as concentrações. que se obtêm.478mol de CH4 e 0. a expressão da constante de equilíbrio Kc tem um valor constante para uma certa reação.1. as outras concentrações de equilíbrio são: [H2] = 0. em lugar do CO e do H2. esses dois valores (3. 0613M CO 0.1522M CO 0. Sabemos que a concentração de equilíbrio do I2 é 0.0387M CH4 0.0884 Na tabela 1. quanto mais intensa a cor. Exemplo 3 Cálculo da constante de Equilíbrio a partir da Composição do Sistema Reacional. A Experiência 3 começa com os produtos CH4 e H2O.0L).30000M H2O Kc = 3.82 capítulo 5 o valor médio da constante de equilíbrio da metanização catalítica a 1200K. HI.0 mols de HI num vaso de 5.80M 5. a 458°C.91 Experiência 3 0.0478M CH4 0.0884 M Podemos agora usar estes valores numéricos na expressão da constante de equilíbrio.442mol de I2. Portanto.0L concentração de I2 no equilíbrio = 0. Pela equação química.0884M Com estes valores.93 Raciocínio da Resolução É preciso calcular as molaridades das substâncias.800.00L = 0.0mol = 0.0884M e que ela é igual a x.800 .30000M H2 Kc = 3.2X) M= (0. concentração inicial do HI = 4.1839M H2 0.800 . O enunciado do problema dá a quantidade inicial do HI e a quantidade do I2 na mistura em equilíbrio.0201 (0. em cada experiência (todas a 1200K).0L. [HI] = (0.20000M CO 0. O iodeto de hidrogênio. organiza-se a seguinte tabela: Concentração M 2HI(g) Início Variação Equilíbrio 0.0613M CO 0.10000M CO Concentrações no equilíbrio 0. a variação das concentrações e as concentrações finais no equilíbrio.2x 0. 2HI(g) H2(g) + I2(g) As concentrações das substâncias no equilíbrio calculam-se pela última linha da tabela. foram usadas quantidades diferentes de reagentes. dividimos os mols presentes no vaso da reação pelo volume deste vaso (5.0884) = 0.623 M [H2] = X = 0. temos: Kc = [H2] [I2] [HI]2 Fazendo as substituições: Kc = (0. pode ser determinada pela intensidade da cor violeta.1566M H2 0.93 Para se terem as concentrações do HI e do I2.0884) M= 0.623)2 A quantidade de I2. se decompõe a temperaturas moderadas. Todas as três experiências levam ao mesmo valor de Kc. ou seja. na mistura reacional. maior a concentração do I2 no vaso da reação. Qual o valor de Kc para a decomposição do HI nessa temperatura? .80 -2x 0. é conveniente organizar uma tabela com as concentrações iniciais.2x H2(g) 0 x x + I2(g) 0 x x=0. O exemplo seguinte mostra como calcular a constante de equilíbrio a partir de composições determinadas experimentalmente.0387M H2O Valor calculado de Kc Kc = 3. Como no Exemplo 1.0387M H2O 0.20000M CH4 0. na mistura em equilíbrio.442mol 5. Quando se colocam 4. Resolução Tabela 1 Experiência 2 0.1839M H2 0. verifica-se que a mistura em equilíbrio contém 0. As experiências 1 e 2 começam com concentrações diferentes dos reagentes CO e H2. pois a constante de equilíbrio se exprime em termos desta forma de concentração.0884)(0. Estas últimas concentrações são as que se usam para calcular a constante de equilíbrio Kc. de acordo com a equação.0387M H2O 0. Algumas composições da reação de metanização no equilíbrio Concentrações iguais Experiência 1 0.92. 3.0478M H2O 0. e hidrogênio envolve fases sólidas. mol). de acordo com a reação abaixo: Uma amostra de 0.200 ) 2 = 4. expressa em termos das pressões parciais. à temperatura constante. No caso da reação de metanização (Kc = 3. pode-se mostrar que: Kp = Kc (RT)∆n Onde: ∆n = diferença dos coeficientes estequiométricos dos produtos gasosos e a soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes gasosos. vem n/V = P/RT. observando-se a lei dos gases ideais. envolve somente reagentes e produtos gasosos. NO. EQUILÍBRIOS HETEROGÊNIOS. pois. Em outras palavras. que é sempre uma constante. Exemplo 4 Expressão da Kc de Reação com Sólidos ou Líquidos Puros. a concentração de um líquido puro ou de um sólido puro é constante. então. Por exemplo. Daí: Kp = 3. 2NO(g) + Br2(g) 2NOBr(g) Br2. o valor de R vem como 0. o equilíbrio heterogêneo é o que envolve reagentes e produtos em mais de uma fase. 3. a expressão da constante de equilíbrio em função das pressões parciais fica CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) 4.2. e. mais conveniente exprimir a constante de equilíbrio em termos das pressões parciais do que em termos das concentrações. a concentração molar do gás é igual à sua pressão parcial dividida por RT. a concentração de um gás é proporcional à sua pressão parcial.4 = . atm/(K. podem ser omitidos os termos de concentrações de líquidos e de sólidos puros. para formar o brometo de notrosila. Pela relação n/V = P/RT. Numa temperatura constante.92 X (0. é simbolizada por Kp. na qual 2mols de produtos gasosos (CH4+H2O) capítulo 5 Exercício 3 . No caso da metanização catalítica. muitas vezes. Por outro lado.0437mol de Br2 leva a uma mistura em equilíbrio que apresenta 0.83 são formados a partir de 4mols de reagentes gasosos (CO + 3H2). e em termos de n/V. 3Fe(s) + 4H2O(g) Fe3O4(s) + 4H2(g) Ao escrever a expressão da constante de equilíbrio de um equilíbrio heterogêneo. Calcular a constante de equilíbrio Keq da reação no equilíbrio. A unidade usual de pressão parcial é a atmosfera.92).873mol de NO. PV = nRT. O óxido nítrico.0821L.0821 X 1. A constante de equilíbrio de reação em fase gasosa. além de fase gasosa. reage com o bromo. Então. que é a concentração molar do gás. a reação de raspas de ferro com vapor de água para formar o óxido de ferro. Fe e Fe3O4. o valor de Kp é diferente do de Kc. é. Em geral. BrNO. com 0. ∆n é igual a 2.04 X 104 1.0518mol de NOBr.3 A Constante de Equilíbrio Kp Ao discutir o equilíbrio em fase gasosa. ao contrário da concentração de um gás. Para a reação entre o ferro e o vapor de água. SOLVENTES NOS EQUILÍBRIOS HOMOGÊNIOS O equilíbrio homogêneo é aquele que envolve reagentes e produtos numa só fase. Fe3O4. A metanização catalítica é exemplo de equilíbrio homogêneo. se a temperatura for constante. escreve-se Kc = [H2]4 [H2O]4 As concentrações do Fe e do Fe3O4 não aparecem. É o que se deduz. Dar a expressão de Kc para a vaporização da água (reação abaixo). [NH3]2 = 4. Escrever a expressão de Kc para essa reação. CaCO3(s) CaO(S) + CO2(g) reagentes).01)3 Resolvendo a equação na concentração da amônia. Prepara-se a cal (óxido de cálcio. Quando o valor da constante de equilíbrio Kc for pequeno os reagentes são favorecidos no equilíbrio.1x 108. INTERPRETAÇÃO QUALITATIVA DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO Existem dois casos a se analisar: Se o valor da constante de equilíbrio (Kc) for grande os produtos estão predominantes no equilíbrio.010M no H2.8 X 1016M Neste caso.01)(0.0M.1 Tomando a raiz quadrada dos dois membros.1X 108 x (0. Assim: (a) Kc = [CO2] e (b) Kc = [H2O] H2O(g) Substituindo as concentrações no equilíbrio. no equilíbrio.84 capítulo 5 a.6x 1031. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) A constante de equilíbrio Kc é igual a 4. Imagine que a mistura em equilíbrio seja 0. H2O(l) Resolução Escrevem-se as constantes. A reação ocorre num grau muito limitado. temos: [NH3]2 = 4. a reação é muito favorável. a constante de equilíbrio kc é igual a 4.010M no N2 e 0. veremos que a concentração do NO é [NO] = 6. Isto significa que o numerador da expressão (produto das concentrações dos produtos da reação) é 4. Escreva a expressão da constante de equilíbrio Kc para cada equação abaixo: (a) FeO(s) + CO(g) (b) PbI2(aq) Fe(s) + CO2(g) Pb2+(aq) + 2I1-(aq) 5. a constante de equilíbrio é muito pequena. Em outras palavras. pode-se calcular a concentração da amônia necessária para se ter o equilíbrio. NO: N2(g) + O2(g) 2NO(g) Exercício 4 1. à formação da amônia. Substituindo as concentrações do N2 e do H2 dadas e usando o valor mencionado de Kc na expressão: Kc = [NH3]2 [N2][H2]3 b. CaCO3.01)3 = 4. a partir dos seus elementos. de modo que a quantidade de amônia formada no equilíbrio é 200 vezes à de qualquer dos reagentes.1 x 108 (0.01M no equilíbrio.01)(0. e a concentração do produto é praticamente imperceptível. tal como calcário ou conchas marinhas. Consideremos a síntese da amônia. Com estas concentrações. a 25°C. encontramos [NH3] = 2M. As concentrações de N2 e de H2 são ambas 0. Consideremos a reação entre o oxigênio e o nitrogênio para dar o óxido nitroso. ignorando as fases líquida e sólida puras. na temperatura mencionada. Admitindo as concentrações de N2 e de O2 iguais a 1.1 x 108 vezes maior que o denominador (produto das concentrações dos . A 25°C. CaO) pelo aparecimento de material com carbonato de cálcio. à medida que aumentasse a concentração do metano. que se a concentração da substância não puder ser alterada. é 0. A água líquida poderia ser removida. se pusermos 1. ALTERAÇÃO DAS CONDIÇÕES DA REAÇÃO: O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER A obtenção da quantidade máxima de produto numa reação depende da escolha apropriada das condições da reação.) Por exemplo. por isso. o resultado do processo químico. Deve-se notar que um catalisador não altera a composição de equilíbrio.387mol de H2O. a composição de equilí- capítulo 5 . Nem os reagentes nem os produtos predominam na mistura. A concentração de vapor de água aumentaria. de modo a favorecer a formação de metano? Para responder a esta pergunta. imaginemos que se remova vapor de água do vaso da reação com a mistura em equilíbrio na metanização. Pela remoção dos produtos do vaso de reação ou pela adição de reagentes. lança-se mão do princípio de Le Chatelier. A mistura reacional em equilíbrio contém quantidades significativas de todas as substâncias participantes da reação (reagentes e produtos).” 6. Isto quer dizer que a metanização momentaneamente avança para a direita até que o equilíbrio seja restabelecido. mas altera a velocidade de formação de um produto e pode modificar. 2.0mols de H2 num reator de 10.839mols de H2. a fim de aumentar a quantidade dos produtos. 3. desloca a composição da mistura em equilíbrio de modo a contrabalançar a modificação imposta. seja pela adição de reagente. Consideremos a reação de metanização.387mol de CH4 e 0. que afirma: “quando um sistema químico em equilíbrio é perturbado por alteração da temperatura. a 1200K. Imaginemos que se remova uma substância da mistura em equilíbrio ou se adicione uma substância à mesma mistura para provocar alteração de concentração. seja pela remoção do produto. ou da pressão.613mol de CO. CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) Uma maneira prática de remover o vapor de água da reação seria resfriar rapidamente a mistura reacional. brio. Muitas vezes é conveniente adicionar excesso de reagente barato. porém. Há três maneiras de alterar a composição de mistura reacional gasosa no equilíbrio. 0. ou de concentrações. O Princípio de Le Chatelier prevê que a variação química global que ocorrerá terá o efeito de restabelecer a concentração original do vapor de água. A reação química que ocorre tende a restaurar a concentração da substância que foi removida ou adicionada. Pode-se alterar esta composição pela remoção ou adição de uma das substâncias. como é o caso de sólido ou de líquido puro.85 Quando a constante de equilíbrio nem é grande nem é pequena (ordem de grandeza de 1). Pela alteração da temperatura. CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g) 6. as alterações de quantidades não provocam quaisquer efeitos no equilíbrio. 1.0L.0mol de CO e 3. modificando o volume. Avançando para a direita.1 Remoção dos Produtos ou Adição de Reagentes Uma forma de aumentar a produção desejada é modificar as concentrações da mistura reacional. a fim de se condensar a água. 1. aumentam as concentrações de vapor de água e de metano. reagente ou produto. a fim de forçar a reação a proporcionar maior quantidade de produto. não há favorecimento notável dos produtos nem dos reagentes. Pela alteração da pressão parcial de reagente ou produto gasoso. (Note. e os gases remanescentes poderiam ser reaquecidos até se atingir novo equilíbrio. Consideremos a síntese da amônia. imaginemos que a mistura de nitrogênio. a mistura não mais está em equilíbrio. Se o nitrogênio for adicionado à mistura. a reação avançará na direção que consome parte do nitrogênio em excesso. Para entender este efeito. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) H2(g) + I2(g) 2HI(g) Exercício 5 1. no equilíbrio. A reação de metanização é um exemplo de reação com alteração do número de mols. as concentrações dos reagentes e dos produtos também se alteraram. 2NH3(g) 6. Quando se adiciona mais produto à mistura reacional em equilíbrio ou quando se remove reagente desta mistura.1 EFEITO DA VARIAÇÃO DE PRESSÃO Uma variação de pressão provocada por alteração do volume pode afetar a produção de reação em fase gasosa. para ser atingido novo equilíbrio e formarse maior quantidade de produtos. Conforme o princípio de Le Chatelier. Como as pressões parciais se alteraram. Determine a direção do avanço da reação abaixo Fe(s) + CO(g) que ocorrerá quando: a) Se remover o dióxido de carbono (CO2) da mistura em equilíbrio. a reação avança na direção inversa (mais HI se dissocia em H2 e I2) para compensar. portanto. devemos aumentar a concentração de nitrogênio.2. ocorre reação da direita para a esquerda (isto é. se a reação se fizer com modificação do número total de mols do gás.2 Variação da Pressão e da Temperatura As condições ótimas da metanização catalítica são as de temperaturas moderadamente elevadas e pressões normais a moderadamente altas. A pressão total é duplicada (sendo PV = constante à temperatura constante. parcialmente. hidrogênio e amônia esteja em equilíbrio. b) Se adicionar Fe(s). Determinar a direção do avanço da reação que ocorrerá quando se remove H2 (abaixando. de acordo com a lei de Boyle. consegue-se fazer um reagente mais caro reagir em grau maior do que reagiria normalmente. o volume seja reduzido à metade do seu volume original. CO(g)+3H2(g) CH4(g)+H2O(g) 1atm a 100atm 6. Exemplo 5 Aplicação do Princípio de Le Chatelier. o H2 que foi removido. haverá perturbação do equilíbrio. portanto. ocorre reação da esquerda para a direita (isto é. CO(g)+3H2(g) CH4(g)+H2O(g) Imaginemos que. e. pois o número de . Fe(s) + CO2(g) Se quisermos converter a maior quantidade possível de hidrogênio a amônia. abaixando a sua concentração. Pelo princípio de Le Chatelier. a reação deve avançar no sentido direto. quando há alteração de concentração. mantendo-se constante a temperatura. para ser atingido novo equilíbrio e formar-se maior quantidade de reagentes. no sentido direto). no sentido inverso).86 capítulo 5 Desta forma. Resumindo Quando se adiciona mais reagente à mistura reacional em equilíbrio ou quando se remove produto desta mistura. a sua concentração) da mistura reacional na qual há o equilíbrio seguinte: N2(g) + 3H2(g) Resolução Quando se remove o H2 da mistura reacional. a redução de V à metade provoca a duplicação de P). de CO2 dá 2mols de CO). a) CO(g) + Cl2(g) b) 2H2S(g) Resolução a. faz com que a reação avance no sentido inverso. 0. Pode-se determinar o efeito quantitativo da variação de pressão pela resolução do problema de equilíbrio correspondente. Então.92.387mol de CH4 e 0.92: CO(g)+3H2(g) CH4(g)+H2O(g) pressão provocada pela diminuição do volume terá efeito ou não sobre as quantidades dos produtos. A temperatura continua a ser 1. há diminuição do número de mols de gás (de dois para um). e a pressão (que é proporcional ao número de mols do gás) também diminui. Os mols de gás diminuem.613mol de CO. provocado pela diminuição do volume.0mol de H2 no reator de 10. pois esses não são quase afetados pela pressão de vez que são praticamente incompressíveis. Na reação. ignoram-se os líquidos e os sólidos. Conforme o princípio de Le Chatelier. e a reação é favorecida no sentido da produção de metano. O princípio de Le Chatelier mostra se a temperatura deve ser elevada ou diminuída para que se tenha maior quantidade de um produto na mistura reacional em equilíbrio. a composição de equilíbrio foi 0. Determine se o aumento ou a diminuição de pressão provocados pela modificação do volume elevará a produção de cada uma das reações abaixo: 2SO3(g) 2NO2(g) a) 2SO2(g) + O2(g) b) N2O4(g) 6. Quando colocamos 1. a reação se desloca no sentido em que é menor o número de moléculas de gás. as velocidades das reações. embora sejam bastante rápidas em temperaturas elevadas e viáveis em processos industriais. há aumento do número de moléculas de gás (de duas para três). o equilíbrio é atingido mais rapidamente. Ocorre elevação da pressão dos gases.839mol de H2. Em segundo lugar. a constante de equilíbrio era 3. capítulo 5 .200K. Os mols de gás aumentam. Resumindo: Se a pressão se eleva pela diminuição do volume da mistura reacional. Para determinar a direção da reação quando a pressão desta é aumentada.200K. 1. e a elevação inicial de pressão é parcialmente reduzida. Muitas reações em fase gasosa são lentas ou têm velocidades imperceptíveis na temperatura ambiente. de tal maneira que as concentrações iniciais fiquem duplicadas. e Kc mantém o seu valor em 3. as constantes de equilíbrio variam com a temperatura. Desta forma. quando há alteração de pressão. o aumento da pressão do sistema reacional.387mol de H2O.2. COCl2(g) 2H2(g) + S2(g) Suponhamos que se reduza à metade o volume dos gases da reação. o aumento inicial de pressão é parcialmente reduzido pelo sistema. a 1. aumentam com a elevação da temperatura e. em geral. Analisar cada equação seguinte e determinar se a elevação da Exercício 6 1. quando a reação avança no sentido direto (1mol.0mol de CO e 3. o aumento de pressão provoca a diminuição das quantidades dos produtos.0L. b. Em primeiro lugar.2 EFEITO DA VARIAÇÃO DA TEMPERATURA A temperatura exerce profunda influência sobre a maioria das reações. Na reação.87 mols do gás diminui. Exemplo 6 Aplicação do princípio de Le Chatelier. por isso. como afirma o princípio de Le Chatelier. o aumento de pressão provoca o aumento da quantidade do produto. 2. as quantidades dos produtos. para dar o trióxido de enxofre.2kJ Por isso. O monóxido de carbono é formado. embora não seja consumido na reação. CO(g)+3H2(g) Resumindo: Numa reação endotérmica (∆H° positiva). sendo depois diluído). o SO3 é dissolvido em H2SO4 concentrado. De acordo com o princípio de Le Chatelier. O significado do catalisador pode ser visto na reação entre o dióxido de enxofre e o oxigênio. a velocidade da reação é apreciável. há considerável desprendimento de calor. a reação avança no sentido direto. a fim de contrabalançar a elevação de temperatura. ou de pentóxido de divanádio. A oxidação do SO2 na presença de um catalisador é a etapa principal do processo de contato de produção industrial do ácido sulfúrico. . fazendo com que se atinja mais rapidamente o equilíbrio. CO2(g)+C(grafite) 2CO(g) ∆H° = 172. Um catalisador é útil em reações que normalmente são lentas e que tenham grandes cons- Quando a temperatura se eleva.21. 6. Quando se formam os produtos. absorvendo o calor injetado e procurando abaixar a temperatura. Exemplo 7 Aplicação do princípio de Le Chatelier. a temperatura elevada ou a temperatura mais baixa? Resolução A reação absorve calor no sentido direto. ou no oxigênio. em equilíbrio.7x1026.7kcal A fração de metanol obtida no equilíbrio aumentará pela elevação da temperatura? Explique. 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Que é mais favorável à formação do monóxido de carbono. para que haja formação apreciável deste óxido. a temperatura mais elevada é mais favorável à formação do monóxido de carbono. ao se elevar a temperatura. se a reação atingisse o equilíbrio. formam-se predominantemente SO2 e quantidade muito pequena de SO3. Assim. aumentam. O valor ∆H° mostra que a reação é muito exotérmica. quando a temperatura se eleva (a constante Kc é maior na temperatura T mais elevada).88 capítulo 5 Consideremos outra vez a reação de metanização. O catalisador simplesmente acelera a reação. quantidade de um produto na mistura reacional em equilíbrio: CO(g)+3H2(g) CH4(g)+H2O(g) ∆H°= -206. as quantidades de produtos no equilíbrio aumentam pela diminuição da temperatura (a constante Kc é maior na temperatura T mais baixa). A oxidação do SO2 a SO3 é muito lenta. haveria a conversão praticamente completa no seu produto.3 EFEITO DO CATALISADOR Catalisador é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação. o que significa que. Porém. quando se queima enxofre no ar. quando há alteração de temperatura.5kJ CH4(g)+H2O(g)+ calor Exercício 7 1. O metanol é preparado industrialmente a partir do gás de síntese (CO e H2): CO(g)+ 2H2(g) CH3OH(g) ∆H = . H2SO4 (no processo industrial. Calor + CO2(g)+ C(grafite) 2CO(g) A constante de equilíbrio Kc desta reação é 1. É importante ressaltar que um catalisador não tem efeito sobre a composição da mistura reacional no equilíbrio. a reação desloca o equilíbrio no sentido dos reagentes. quando o dióxido de carbono reage com carbono sólido (grafite). Na presença de catalisador de platina. a combustão de carbono e de materiais orgânicos pode produzir quantidades significativas de monóxido de carbono. Numa reação exotérmica (∆H° negativa). no equilíbrio químico real. é possível formar seletivamente o óxido nítrico. Artéria A usina se tornou obsoleta pela descoberta do processo Ostwald de fabricação do ácido nítrico. O sangue fica incapacitado de transportar o oxigênio e. no qual o NO é preparado pela oxidação da amônia. A amônia queima no oxigênio. é um gás incolor. os íons correspondentes.2 x 1030 a 25 °C). formam-se. CO2. sendo possíveis duas reações entre a amônia e o oxigênio. Em 1905. presente nos pulmões pela respiração e liberá-lo posteriormente para as células do organismo. à temperatura moderada. A QUÍMICA NA SAÚDE O carbono tem dois óxidos bem conhecidos: o dióxido de carbono. Quando se adiciona pequeno excesso de composto pouco solúvel na água. O processo Ostwald exemplifica caso interessante do efeito do catalisador sobre o produto da reação. se a reação tiver constante de equilíbrio muito pequena. os produtos da reação entre a amônia e o oxigênio devem ser o nitrogênio e a água. uma usina para preparar fertilizantes nitrogenados por intermédio da reação: N2(g) + O2(g) 2NO(g) Glóbulos brancos voca envenenamento. Pro- 7. proteína presente nas hemácias do sangue. no fim de certo tempo. Existem diversas possibilidades. um sal pouco solúvel em água: CaC2O4(s) Ca2+(aq)+ C2O2-4(aq) A constante de equilíbrio desse processo de solubilização é: Kps = [Ca2+][C2O24] capítulo 5 . Porém. CO. inodoro e muito tóxico. CO. E a constante de equilíbrio desta dissociação é bastante grande (2. em alguns casos pode afetar o produto de uma reação. era catalisada pela platina. 4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g) Plaquetas Glóbulos vermelhos (hemácia) Quando o monóxido de carbono se combina com a hemoglobina. ao combinar-se com a hemoglobina. de modo que. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 7. na solução. o catalisador será de pouca valia. as células do organismo morrem. Embora o catalisador não possa afetar a composição no equilíbrio. na Noruega. em parte por ter uma constante de equilíbrio mais elevada em temperaturas moderadas. Considere o oxalato de cálcio. e os produtos são N2 e H2O. pois altera a velocidade de uma reação entre diversas reações possíveis.89 tantes de equilíbrio. a partir da NH3 e do O2. A reação do processo é mais econômica do que a reação direta entre o N2 e o O2. Ostwald descobriu que a primeira reação de formação do NO.1 Produto de Solubilidade Quando há dissolução de um composto químico em água. (A reação ocorre facilmente na presença de catalisador de cobre). e o monóxido de carbono. O monóxido de carbono. Com este catalisador. estabelece-se um equilíbrio entre o composto sólido e os íons da solução saturada. liga-se tão fortemente que não é fácil romper essa combinação. foi instalada. A função da hemoglobina é combinar-se com o oxigênio do ar. 0 unidades). Assim. relacionam-se com a solubilidade molar do composto iônico.2 EFEITO DO ÍON COMUM NO ÁCIDO FRACO (EFEITO DA BASE CONJUGADA) O ácido acético. . Cada sal contribui com o mesmo cátion . se a mesma quantidade de ácido clorídrico for adicionada a 1L de solução-tampão. Porém. Se o pH sangüíneo se alterar por apenas um décimo de unidade. o efeito de íon comum é muito utilizado para preparar soluções com pouca solubilidade. A capacidade de transportar oxigênio ligado à hemoglobina depende estreitamente do pH do sangue. que é aproximadamente igual a 7. O tipo de solução mais trabalhado é aquele que contém um ácido fraco ou uma base fraca e o sal correspondente. oxalato de cálcio dissolvido numa solução de cloreto de cálcio (cálcio é o íon comum aos dois sais). é igual ao produto das concentrações dos íons do composto no equilíbrio. Os fluidos biológicos. Considerando uma solução contendo quantidades iguais de ácido fraco (HA) e da sua base conjugada A1-.2. com os mols do composto que se dissolvem em água.1 EFEITO DO ÍON COMUM PARA O SAL O efeito do íon comum é o deslocamento de um equilíbrio iônico pela adição de soluto que proporciona íon. Quando se adiciona HCl(aq) à solução. De acordo com o princípio de Le Chatelier.2. como o sangue. 7. Por exemplo. O efeito do íon comum proveniente do CaCl2 é tornar o CaC2O4 mais insolúvel do que seria na água pura. o pH se altera de 7. este vai aumentando muito a concentração de H3O1+. ou seja. é um ácido fraco que se dissocia em água.0 (modificação de 5. soluções tamponadas. Esse efeito é aplicado à situação na qual um sal é dissolvido em uma solução de outro sal que tem o mesmo cátion ou o mesmo ânion. SOLUÇÕES-TAMPÃO Uma solução-tampão (ou simplesmente tampão) é aquela que tem a capacidade de resistir a modificações de pH diante da adição de quantidades limitadas de ácido ou de base.4. Os tampões contêm: • Um ácido fraco e sua base conjugada ou • Uma base fraca e seu ácido conjugado.0 para 2.90 capítulo 5 Onde: Kps = produto de solubilidade O produto de solubilidade (Kps) é a constante de equilíbrio da solubilidade do composto iônico pouco solúvel (ou quase insolúvel).Ca2+ para a solução. a capacidade de transportar oxigênio ficará seriamente comprometida.2 Solubilidade e Efeito do Íon Comum 7. provocaria modificação de pH de apenas 0. Essa expressão da ionização do ácido acético pelo HCl(aq) é exemplo do efeito do íon comum.1 unidade no pH. O produto Kps de um composto iônico pouco solúvel em água é excesso em termos de molaridade e. H3CCOOH. a composição no equilíbrio deve ser deslocada para a esquerda.01mol de ácido clorídrico for adicionado a 1L de água pura. a solução-tampão contém não só uma espécie ácida como também uma espécie básica em equilíbrio. 7. H3CCOOH(aq)+H2O(l) H3CCOO(aq)+H3O(aq) O grau de ionização do ácido acético diminui pela adição de ácido forte. este último toma parte no equilíbrio. por sua vez. uma vez que o HCl é um ácido forte. são. ou seja. segundo a reação abaixo: H3CCOOH(aq)+H2O(l) H3CCOO(aq)+H3O(aq) 8. em geral. Se 0. Na prática. A solução resultante dessa mistura chama-se Soluçãotampão. o controle do pH é vital para o bom funcionamento do organismo vivo. A diminuição na solubilidade do CaC2O4 se explica pelo princípio de Le Chatelier (ver seção 7). A equação que relaciona os parâmetros com a constante de ionização .10M e acetato de sódio 0.0 L de solução. O pH desta solução está na faixa de pH ácido. 1. pequena alteração do pH. Essas quantidades correspondem à metade ou a menos da metade das quantidades de ácido ou da base conjugada.0mol de íon acetato. quando se adiciona base forte ao tampão. e a equação fica assim: HA(aq) H1+(aq)+A1-(aq) Por outro lado.5 Mol de H adicionado Mol de OH adicionado Fonte: Ebbing. log 2= 0. Exemplo 8 Cálculo do pH de uma solução-tampão preparada com um ácido fraco e base conjugada. capítulo 1). substituir os valores na equação de HendersenHasselbalch. a base forte fornece íons hidróxido OH1. Os tampões também têm aplicações comerciais. 144 1.7 x 10-5.Ka . sem sofrer alteração significativa de seu pH. e o equilíbrio é deslocado da direita para a esquerda.que reagem com o HA presente na solução.5 0 0.5 mol de ácido forte ou de igual quantidade de base forte provoca. o ácido fornece íons hidrogênio que reagem com a base A1.1 Equação de Henderson-Hasselbalch A equação de Henderson-Hasselbalch serve para calcular a proporção de mistura das soluções componentes de uma solução-tampão que tem o pH próximo à constante de ionização do ácido fraco. v.5mol de íons H1+ ou de íons OH1-.0 capítulo 5 . concentrações de ácido-base conjugados e pH é a seguinte: pH = pKa + log [base] [ácido] Essa equação é conhecida como equação de Henderson-Hasselbalch. Com os valores do pKa do ácido conjugado e da razão [base]/[ácido]. Dados: Ka do ácido acético é 1. O tampão tem 1.3010 pH Região de pequena variação de pH 6 4 2 Raciocínio da Resolução O primeiro passo para resolver a questão é determinar o pKa do ácido acético. desde que não se adicione mais do que 0. Química Geral. Numa solução de ácido cítrico e sua base conjugada.0 mol de ácido acético e 1. Alguns sucos de frutas artificiais comercializados contêm ácido cítrico para proporcionar acidez e citrato de sódio para regular a acidez.0 mol de íons acetato em 1. à qual se adicionam quantidades variáveis de íons H1+ e OH1-. 10 8 8.Efeito de ácido ou de base adicionado à solução-tampão. 1. p. Essas variações são menores do que 0. apenas.presente.0 0.do ácido fraco (ver pH de uma solução. A região de pequena variação de pH é chamada de região de tamponamento. Observe que a adição de até 0. contendo 1. As duas características mais importantes do tampão são: • o seu pH • Sua capacidade de tamponamento. funciona como um tampão.0mol de ácido acético e 1.20M. A figura abaixo (figura 2) ilustra a variação de pH numa solução-tampão. e o equilíbrio da equação fica assim: OH1-(aq)+HA(aq) H2O(l) +A1-(aq) Figura 2 . obtemos o pH da solução-tampão.91 HA(aq) H1(aq)+A1(aq) Quando se adiciona ácido forte ao tampão. Em seguida. que é a quantidade de ácido ou de base que o tampão pode reagir. o íon citrato (liberado na ionização do citrato de sódio). Calcule o pH de uma solução-tampão de ácido acético 0.5 unidade de pH. A solução-tampão resiste à mudança de pH pela capacidade de combinar-se com os íons H1+ e OH1-. Calcular o pH de um tampão formado por solução de NH3 0. Conclusão O equilíbrio químico pode caracterizar-se pela constante de equilíbrio Kc. no denominador.log (1. Qual o pH da solução-tampão 0. ou ser diminuído.log Ka = . em geral. Dada: Ka do NH3 é 5.50M d e NH4Cl 0. O princípio de Le Chatelier tem muita utilidade na previsão dos efeitos dessas modificações. a mistura em equilíbrio quase só tem os reagentes. a mistura reacional em equilíbrio é constituída quase exclusivamente pelos produtos. pode ser muito importante para o sucesso de uma reação.25] pH = 9. O valor do pH da solução-tampão pode ser um pouco mais alto se for aumentada a relação [base]/[ácido]. então o pKa para esse ácido é calculado da mesma forma que no exemplo anterior.25 + 0. A escolha das condições. dada a composição inicial do sistema. as concentrações dos produtos estão no numerador. Os valores de pKa dos ácidos fracos e das bases fracas são importantes parâmetros para se prever o pH de soluções-tampão.4 x 10-9.55 A solução-tampão é alcalina.7 x 10-5) = 4. Resolução Observe que o ácido conjugado nesta soluçãotampão é NH3. por apresentar pH maior do que 7.92 capítulo 5 Resolução pKa = .07 A solução-tampão é ácido por apresentar pH menor do que 7. inclusive a do catalisador. Cálculo do pH de uma solução-tampão preparada com uma base fraca e ácido conjugado.3010 [0. Quando Kc é muito grande.3010 [0.50] = 9. por exemplo.10] pH = 5.25 -10 Aplicando a equação de Handersen-Hasselbalch: pH = pKa + log [base] [ácido] . Na expressão de Kc.6 x 10-10. Assim: pKa = . Os líquidos puros e os sólidos puros são.4 x 10-3.25 + log [0.10 M no brometo de piridínio? Dado: Ka = 1.20] = 4.77 + log [0. enquanto que o pKa é o pH. Exercício 10 Qual o pH da solução-tampão 0. se a relação [base]/[ácido] for igualmente diminuída. no qual essas substâncias começam a se dissociarem. Exercício 9 1.15 M na piridina e 0.25M. temos: pH = 4.6 x 10 ) = 9.1M no ácido cloroacético e 0.15 M no cloroacetato de sódio? Ka = 1. A constante de equilíbrio Kc também pode ser usada para se calcular a composição da mistura reacional em equilíbrio. A remoção de um produto de uma mistura reacional. Substituindo os valores na equação. ignorados na expressão da constante de equilíbrio. e as dos reagentes.0.log (5.log Ka = . e quando Kc é muito pequena. Exercício 8 1.0. A modificação da pressão e da temperatura também pode modificar a produção. desloca a composição de equilíbrio para se obter maior quantidade de produto. temos: pH = 9.77 + 0.77 Aplicando a equação: pH = pKa + log [base] [ácido] Substituindo os valores na equação. A força com que as substâncias se dissociam em água é determinada pela constante de dissociação (de ácidos e bases). v. Essa capacidade de apresentar pH constante se deve ao efeito de o ácido (ou base) fraco se dissociar pouco em água e apresentar um íon comum com o par conjugado. O pH de uma solução-tampão pode ser previsto e calculado através da equação de Hendersen-Hasselbalch.edu www. respectivamente). mesmo que a ela seja adicionado um ácido ou uma base forte. www. Bibliografia Complementar REIS. D. Os conceitos de pKa. no qual essas substâncias se encontram. Esses conceitos são importantes para se entender o efeito tamponante exercido pela hemoglobina sobre o sangue. Esta relaciona o pKa e as concentrações do ácido (ou base) fraco e do par conjugado.br www.uninet.br www.ufsc. Completamente Química.br/qmcweb/sangue capítulo 5 . 2. D.93 Uma solução-tampão é preparada a partir de um ácido fraco ou de uma base fraca e o seu par-conjugado correspondente (base ou ácido-conjugado. São Paulo: FTD. M.ufmg.sbq. o íon comum permite que a equação de dissociação em água esteja sempre em equilíbrio. A solução resultante é chamada de tampão e resiste bem à variação de pH. vol. 2001. Rio de Janeiro: LTC. pH e solução-tampão são importantes para se entender por que algumas substâncias se dissociam e outras não no pH do meio.icb. Assim.br www.1. Química Geral. 1998.org. Bibliografia EBBING.med. o que faz com que o pH sanguíneo se mantenha constante.farmacia.qmc.