QUÍMICA 2° ANO

INTENÇÃO EDUCATIVA DA ÁREA:Envolve as disciplinas de Ciências do Ensino Fundamental I e II (Ciências Naturais, de acordo com os PCN’s), Biologia, Física e Química do Ensino Médio. Temos substituído a visão puramente lógica por uma participação efetiva do aluno no processo de aprendizagem. São criadas condições para que o aluno identifique problemas, a partir de observações sobre um fato, proponha e teste hipóteses, podendo ou não refutá-las. Trata-se de permitir que o aluno possa “redescobrir” o que a ciência já conhece. Adequado a cada nível, os temas: meio ambiente, saúde e tecnologia são sempre abordados e, quando possível, de forma inter e transdisciplinar. Entendemos que valorizar o conhecimento da natureza é permitir ao aluno posicionar-se melhor frente aos desafios crescentes, em especial, o de um modelo para o desenvolvimento sustentável e os avanços da biotecnologia.

Outra ação que é desenvolvida pela área é o incentivo a leitura e interpretação de textos de cunho científico e a aplicação dos conhecimentos de Biologia, Física e Química na compreensão dos fenômenos naturais. Atividade relevante desenvolvida pela área são as aulas práticas – laboratórios de Ciências, Biologia, Física e Química. As aulas práticas permitem reforço e auxílio ao desenvolvimento dos conteúdos aplicados em sala de aula, inclusive com o desenvolvimento de projetos científicos que, em geral, são expostos durante a Mostra de Ciências e Tecnologia.

CONTEÚDOS PROGRAMÁTICOS

Físico-química1. Soluções2. Propriedades coligativas3. Termoquímica4. Cinética química5. Eletroquímica: pilhas e eletrólise

Química orgânica1. Introdução ao estudo da química orgânica2. Hidrocarbonetos3. Funções orgânicas: oxigenadas, nitrogenadas e outras funções.

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SOLUÇÕES

As soluções são misturas homogêneas onde o componente que aparece em menor quantidade é denominado soluto e o componente que aparece em maior quantidade é denominado solvente. Em uma solução, as partículas do soluto possuem as seguintes características:

São átomos, íons ou moléculas pequenas.

Possuem diâmetro menor que Å.

Não sofrem sedimentação.

Não podem ser separadas do solvente por filtração.

Não podem ser observadas em solução por nenhum aparelho conhecido.

As soluções se diferenciam inicialmente quanto a dois fatores principais: fase de agregação e condutibilidade elétrica. Elas também podem ser classificadas segundo a relação existente entre a quantidade de solvente quanto insaturadas, saturadas e supersaturadas. E ainda é comum, classificar as soluções em diluídas ou concentradas, considerando a proporção entre soluto e solvente.

Exemplo: Sal de cozinha em água.

Classificação das soluções quanto à fase de agregação

As soluções podem ser encontradas em qualquer fase de agregação: sólida, líquida e gasosa. A fase se agregação de uma solução é determinada pela fase de agregação do solvente. Observe, na tabela abaixo, alguns exemplos desta constatação:

Solução Solvente Soluto Exemplo

Gasosa

Gasoso

Gasoso

Gás Oxigênio + Gás Nitrogênio

Líquida

Líquido

Gasoso

Líquido

Sólido

Água + Gás Oxigênio

Água + Álcool Etílico

Água + Sacarose

Sólida

Sólido

Gasosa

Líquido

Sólido

Paládio + Gás Hidrogênio

Ouro + Mercúrio

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Zinco + Cobre

Classificação das soluções quanto à condutibilidade elétrica

As soluções que apresentam apenas moléculas como partículas dispersas não conduzem corrente elétrica, pois as moléculas como são eletricamente neutras. Essas soluções são denominadas moleculares ou não eletrolíticas. As soluções que apresentam íons como partículas dispersas conduzem corrente elétrica, pois os íons são carregados eletricamente. Essas soluções são denominadas iônicas ou eletrolíticas.

Solução Insaturada

Uma solução é dita insaturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade nessa temperatura. Graficamente pode-se observar que todos os pontos do gráfico que estão abaixo da curva de solubilidade indicam soluções insaturadas.

Exemplo: Será saturada toda solução de NaCl e H2O que contiver a 50ºC uma quantidade inferior a 37,0 g de NaCl por 100 g de H2O.

Solução Saturada

Uma solução é dita saturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido exatamente igual ao coeficiente de solubilidade nessa temperatura. A solução saturada pode ou não apresentar precipitado (corpo de fundo). Graficamente, todos os pontos do gráfico que estão na curva de solubilidade indicam soluções saturadas sem presença de precipitado. Os pontos que estão acima da curva de solubilidade indicam soluções saturadas com presença de precipitado (sistemas bifásicos).

Exemplos: Uma solução de NaCl e H2O a 50ºC, que contém exatamente 37,0 g de NaCl por 100 g de H2O, será saturada sem presença de precipitado, ou também, uma solução de NaCl e H2O a 50ºC, com 39,0 g de NaCl por 100 g de H2O, será saturada com presença de precipitado, isto é, 37,0 g se dissolveram totalmente em 100 g de H2O e 2,0 g precipitam para o fundo do recipiente.

Solução Supersaturada

Uma solução é dita supersaturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido superior ao coeficiente de solubilidade da substância nessa temperatura. A solução supersaturada é instável e a mínima perturbação do sistema faz com que ela se torne uma solução saturada com a presença de precipitado.

Exemplo: A solução supersaturada pode ser preparada da seguinte forma:

Dissolvem-se 39,0 g de NaCl em 100 g de H2O a 100ºC, obtendo-se assim uma solução insaturada. Deixa-se o sistema resfriar em repouso absoluto até 50ºC. O resultado é uma solução supersaturada, contendo 2,0g de NaCl dissolvidos, acima do coeficiente de solubilidade nessa temperatura. Submetendo-se o sistema nessas condições a qualquer perturbação, ou acrescentando-se ao sistema um cristal de NaCl, por menor que seja, imediatamente os 2,0g em excesso se precipitam para o fundo do recipiente.

Solução Diluída

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Nessa solução a quantidade de soluto na solução é considerada pequena. Tem-se como parâmetro que as soluções diluídas são aquelas que possuem no máximo um décimo de mol (0,1 mol) de soluto por litro de solução.

Exemplo: Sabendo que a massa molar do NaCl é 58,5 g/mol, toda solução de NaCl que tiver 5,85 g de NaCl por litro de solução ou menos que isso é considerada diluída.

Solução Concentrada

Nessa solução a quantidade de soluto na solução é considerada grande. Tem-se como parâmetro que as soluções diluídas são aquelas que possuem mais que um décimo de mol de soluto por litro de solução.

Exemplo: Soluções aquosas de NaCl que apresentam mais de 5,85 g de NaCl por litro de solução ou menos são consideradas concentradas.

Dispersão

As dispersões ou dispersões coloidais são misturas heterogêneas onde o componente que aparece em menor quantidade é denominado disperso e o componente que aparece em maior quantidade é denominado dispergente. Em uma dispersão coloidal, as partículas do disperso possuem as seguintes características:

São agregados de átomos, íons ou moléculas, ou ainda macromoléculas ou macroíons;

O diâmetro das partículas do disperso fica entre 10 Å e 1000 Å;

Podem sofrer sedimentação pela ação de um ultracentrífuga;

Podem ser separadas do dispergente através de um ultrafiltro;

Podem ser observadas em um ultramicroscópio.

Exemplo: Gelatina em água.

As fases de agregação do disperso e do dispergente

As dispersões coloidais podem ser feitas utilizando o disperso e o dispergente nas fases de agregação indicas no quadro a seguir:

Dispersões Coloidais

Disperso Dispergente Exemplos

Aerossol Sólido Gasoso Fumaça (cinzas em ar)

Gel Líquido Sólido Gelatina (água em proteína)

Emulsão Líquido Líquido Maionese (azeite,vinagre e ovos)

Aerossol Líquido

Líquido Gasoso Neblina (água em ar)

Espuma Sólida

Gasoso Sólido Pedra-pomes (ar em sílica)

Espuma Líquida

Gasoso Líquido Creme chantily (ar em creme)

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Observação: Toda dispersão coloidal que possui a água como dispergente é denominada hidrossol.

Classificação das dispersões coloidais

As dispersões coloidais podem ser classificadas quanto a dois critérios principais: natureza das partículas do disperso e afinidade entre o disperso e o dispergente.

1. Natureza das partículas do disperso

a) Disperso Micelar: É constituído por aglomerados de átomos, íons ou moléculas.

Exemplo: Dispersão de moléculas de enxofre, S8, em água.

b) Disperso Molecular: É constituído por macromoléculas, normalmente polímeros.

Exemplo: Dispersão de amido (C6H10O5)n , em água.

c) Disperso Iônico: É constituído de macroíons.

Exemplo: Dispersão de proteína em água.

2. Afinidade entre o disperso e o dispergente

a) Dispersão coloidal liófila: A palavra liófilo vem de lyo (dissolver) e philo ( amigo); indica portanto que há grande afinidade entre o disperso e o dispergente. É também denominada dispersão coloidal reversível. Quando o dispergente for a água, a dispersão coloidal é denominada hidrófila. Devido à afinidade entre as partículas do disperso e a do dispergente ocorre um adsorsão ou fixação das partículas do dispergente na superfície das partículas do disperso, formando uma película protetora que é denominada camada que é denominada camada de solvatação. A camada de solvatação permite que as partículas do disperso fiquem isoladas umas das outras. Com isso é possível transformar a dispersão coloidal em sol ou gel, conforme se adicione ou se retire dispergente. É por isso que esses colóides são ditos reversíveis.

A transformação de fase gel para a fase sol ocorre pela adição de dispergente e é denominada peptização (peptos = digerido).

A transformação de fase sol para a fase gel ocorre pela adição de dispergente e é denominada pectização (pektos = digerido).

Exemplo: Sabão em água, goma em água.

b) Dispersão coloidal liófoba: A palavra liófobo vem de lyo (dissolver) e phóbos (aversão); indica portanto que praticamente não existe afinidade entre o disperso e o dispergente. É também denominada dispersão coloidal irreversível. Se a fase dispergente for água, a dispersão coloidal é denominada hidrófoba. A formação de uma dispersão coloidal liófoba não é espontânea e a passagem de gel a sol é muito difícil.Para aumentar a estabilidade de uma dispersão coloidal liófoba, podemos adicionar um colóide protetor, ou seja, uma dispersão coloidal liófila adequada, que agiria como uma camada de soltavação. Um exemplo importante de colóide protetor é a gema de ovo, que estabiliza a mistura de azeite e vinagre ou ainda, a mistura de gelatina em água que age como colóide protetor da tinta nanquim (colóide liófobo).

Exemplos: Al (OH)3 , em água, AgCl em água.

Propriedades de uma dispersão coloidal

As dispersões coloidais possuem as seguintes propriedades principais:

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1. Movimento Browniano

O movimento browniano é resultante dos choques das partículas (principalmente quando este se encontra na fase gasosa ou líquida) com as partículas do disperso. Devido a estes choques constantes, as partículas do disperso adquirem um movimento de ziguezague ininterrupto que pode ser observado ao ultramicroscópio.

2. Efeito Tyndall

O efeito Tyndall é na verdade um efeito óptico de espalhamento ou dispersão da luz, provocado pelas partículas de uma dispersão coloidal do tipo aerossol. O efeito Tyndall é o que torna possível, por exemplo, observar as partículas de poeira suspensas no ar através de uma réstia de luz, ou, ainda, observar as gotículas de água que formam a neblina através do farol do carro.

3. Carga Elétrica

Como normalmente todas as partículas do disperso de uma dispersão coloidal apresentam a mesma carga elétrica, elas ficam em suspensão devido à repulsão elétrica contínua. A carga elétrica das partículas do disperso depende diretamente da quantidade de cátions ou de ânions presentes no sistema.

a) Sistemas com excesso de cátions: As partículas irão adsorver esses cátions, adquirindo carga elétrica positiva.

Exemplo: Dispersão coloidal preparada em meio ácido.

b) Sistemas com excesso de ânions: As partículas irão adsorver esses cátions, adquirindo carga elétrica negativa.

Exemplo: Dispersão coloidal preparada em meio básico.

É importante observar que haverá um momento durante essa transformação em que as micelas serão neutras e a dispersão coloidal, descarregada; neste momento dizemos que a dispersão coloidal atingiu seu ponto isoelétrico.

4. Eletroforese

Quando uma dispersão coloidal é submetida a um campo elétrico, todas as partículas do disperso migram para um mesmo pólo.

a) Cataforese: Em uma dispersão coloidal positiva, as partículas do disperso migram para o pólo negativo, que é denominado cátodo.

b) Anaforese: Em uma dispersão coloidal negativa, as partículas do disperso migram para o pólo positivo, que é denominado ânodo.

Quando uma dispersão coloidal se encontra no seu ponto isoelétrico, as partículas do disperso não migram para nenhum dos pólos, pois estão descarregados.

SUSPENSÕES

As suspensões ou dispersões grosseiras são misturas heterogêneas onde o componente que aparece em menor quantidade é denominado disperso e o componente que aparece em maior quantidade é denominado dispergente. Em uma dispersão coloidal, as partículas do disperso possuem as seguintes características:

São agregados de átomos, íons ou moléculas, ou até agregados de macromoléculas ou macroíons;

Possuem diâmetro maior que 1000 Å;

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Sofrem sedimentação pela ação da gravidade ou pela ação de uma centrífuga comum;

Podem ser separadas do dispergente por filtração comum;

Podem ser vistas a olho nu ou através de um microscópio comum.

Exemplo: Areia em água.

BIBLIOGRAFIA

Fonseca, Martha Reis Marques da Química Integral, 2º grau: volume único/Martha Reis. – São Paulo: FTD, 1993.

Suplementado por livro do professor.

1.Química (2º grau) I. Título.

PROPRIEDADES COLIGATIVAS

Definição

Propriedades coligativas são as propriedades das soluções que dependem do número de partículas dispersas e independem da natureza das partículas do soluto.

Pressão de vapor

Pressão de vapor de um líquido A a uma dada temperatura é a pressão do vapor de A no equilíbrio líquido (A) « vapor (A), nessa temperatura.

A pressão de vapor aumenta com a temperatura.

Vaporizando um líquido no interior de uma câmara barométrica do tipo Torricelli, até ser atingido o equilíbrio líquido « vapor , o abaixamento da coluna de mercúrio mede a pressão de vapor à temperatura da experiência.

Quanto maior é a pressão de vapor a uma mesma temperatura, mais volátil é o líquido.

Pressão de vapor e mudança de estado

Um líquido entra em ebulição à temperatura em que a sua pressão de vapor iguala-se à pressão exterior. Assim, a 100°C a água tem pressão de vapor igual a 1 atm. Portanto, sob 1 atm a água entra em ebulição a 100°C.

A maioria dos sólidos funde-se com expansão de volume. O gelo é uma das poucas exceções, fundindo-se com contração de volume.

O PF do gelo aumenta com a diminuição da pressão, e vice-versa. Para a maioria dos sólidos, o PF aumenta com o aumento da pressão, e vice-versa.

O PE de todas as substâncias aumenta com o aumento da pressão, e vice-versa.

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As variações dos PF são insignificantes com a variação da pressão, porque no equilíbrio sólido « líquido não há participante gasoso.

As variações dos PE são significativas com a variação da pressão, porque no equilíbrio líquido « vapor há participante gasoso.

Ponto triplo

Ponto triplo de uma substância é um estado no qual se estabelece o equilíbrio sólido « líquido « vapor . Somente a uma determinada temperatura e pressão, que varia de uma substância para outra, estabelece-se esse equilíbrio triplo.

No caso da água, esse equilíbrio estabelece-se a, e somente a, 0,01°C e 4,58 mmHg.

Não existe líquido a uma pressão inferior à do respectivo ponto triplo. Assim, não existe água líquida a uma pressão menor que 4,58 mmHg.

A uma pressão inferior à do ponto triplo, ocorre somente o equilíbrio sólido « vapor (sublimação).

Substância que sublima à pressão ambiente tem a pressão do ponto triplo acima da pressão ambiente (1 atm ao nível do mar). Exemplo: gelo seco ou CO2 (s).

Tonoscopia

Dp = p2 - p

Medida Símbolo

pressão de vapor da solução p

pressão de vapor do solvente p2

fração molar do soluto X1

fração molar do solvente X2

constante tonoscópica molal Kt

massa molar do solvente M2

molalidade da solução W

concentração da solução em mol/L [soluto]

grau de dissociação iônica a

número de íons/molécula q

fator de van't Hoff i

p = p2 · X2

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Dp——p2

= X1 · i

Dp——p2

@ Kt · W · i

somente para solução aquosa:

Dp——p2

@ Kt · [soluto] · i

Kt = 10-3 M2

Crioscopia

Dtc = Tc2 - Tc

Medida Símbolo

temperatura de congelação da solução Tc

temperatura de congelação do solvente Tc2

constante crioscópica Kc

calor de fusão do solvente (cal/kg) Lc

Dtc = Kc · W · i

Kc =R* · (Tc2)2

————Lc

(Tc2 em kelvin)

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Ebulioscopia

Dte = Te2 - Te

Medida Símbolo

temperatura de ebulição da solução Te

temperatura de ebulição do solvente Te2

constante ebulioscópica molal Ke

calor de vaporização do solvente (cal/kg) Le

Dte = Ke · W · i

Ke =R* · (Te2)2

————Le

(Te2 em kelvin)

solução aquosa diluídaÞ W @ [soluto]

Em todas as expressões onde aparece i (fator de van't Hoff):

solução molecular Þ i = 1

solução iônica Þ i = a (q - 1) + 1

Osmose

Medida Símbolo

pressão osmótica p

temperatura da solução T

p = [soluto] · R · T · i

Constante universal do gás ideal

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TERMOQUÍMICA

Fascinado pela árvore morta que podia ocasionar uma manifestação tão maravilhosa como uma fogueira, com suas chamas ondulantes, fornecendo-lhe calor para se aquecer no inverno, cozinhar alimentos...o homem primitivo se perguntava como isto era possível!

Os maiores benefícios vieram quando o homem foi capaz de produzir e conservar o fogo. Dominá-lo deve ter sido uma tarefa perigosa e difícil, usualmente relacionada com seres ou forças sobre-humanas.

Há muitos mitos sobre o fogo, mas o mais fascinante é o de Prometeu: segundo a mitologia grega, ele teria roubado o fogo dos deuses e dado aos homens, ensinando-os a usá-lo - por isso foi punido por Zeus. Foi amarrado a uma rocha e uma águia lhe devorava o fígado. A cada ataque, este se regenerava. Foi libertado por Hércules após trinta anos (ou séculos?).

Assim, o calor tem preocupado o homem desde que o mesmo percebeu a necessidade da sobrevivência. Sempre teve lugar de destaque nas idéias dos alquimistas, baseadas no ponto de vista dos gregos - desde séculos A.C. até o século dezesseis - relativo aos quatro elementos componentes da matéria: terra, ar, fogo e água.

A partir do século XVIII, com as idéias orientadas pelo conhecimento - vindo da observação associada à experimentação - surgiu a Termodinâmica, que passou a ser um campo definido da ciência.

Termofísica - Termoquímica

É a ciência que estuda as relações quantitativas, materiais, entre o calor e as outras formas de energia.

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Matéria e energia são noções que explicam praticamente tudo que ocorre na natureza. A noção de matéria é simples de ser compreendida, quando se manuseia objetos sólidos, se bebe água (líquido) ou se respira ar (gasoso). Energia já é um conceito mais amplo, que envolve fenômenos naturais ou atividades como aquecer ou resfriar, puxar ou empurrar um objeto.

A energia pode ser armazenada em um dado sistema, na forma de energia potencial, como por exemplo, uma pedra acima da superfície da terra ou uma mola sob compressão ou por causa de propriedades químicas, devido ao arranjo dos átomos e elétrons dentro de uma molécula. Mas há também a energia cinética, numa bola sendo atirada ou em uma molécula em movimento...

Essas formas de energia podem ser liberadas, sob condições apropriadas, para realizar um trabalho: empurrar o êmbolo no cilindro de um motor ou enviar uma corrente elétrica através do motor elétrico ou lançar uma nave espacial na órbita terrestre... A energia pode ser convertida em calor, elevando assim a temperatura do próprio sistema ou do ambiente.

Energia, trabalho e calor são todos expressos nas mesmas unidades: calorias, joules ou ergs.

1 caloria(cal) = 4,18 joules (J) 1 joule = 0,24 calorias

1 kcal = 103 cal 1 kJ = 103 J

1 kcal = 4,18 kJ 1 kjoule = 0,24 kcal 

1 Joule (J) = 107ergs 1 cal = 4,18 . 107 ergs

A Termodinâmica se divide em duas grandes áreas de estudo: A Termofísica e a Termodinâmica. Para facilitar o nosso estudo da Termoquímica, usaremos algumas idéias da Termofísica.

Calorimetria: é a medida das quantidades de calor absorvidas ou liberadas durante uma transformação.

Você sabe qual é a diferença entre quantidade de calor e temperatura?

Calor é o nome dado à energia térmica quando ela é transferida de um corpo a outro, motivada por uma diferença de temperatura entre os corpos. É energia térmica em trânsito.

Temperatura é a grandeza física que permite medir quanto um corpo está quente ou frio. Está relacionada à energia cinética das partículas de um corpo, à energia de movimento das partículas. A temperatura você lê no termômetro, a quantidade de calor é medida num calorímetro. Veja um exemplo: dois béquers a 100ºC, um com 1 litro e outro com 2 litros de água. A temperatura nos dois é a mesma, mas a quantidade de calor no segundo é o dobro.

OS CALORÍMETROS SÃO APARELHOS USADOS PARA MEDIR O CALOR DE UMA

TRANSFORMAÇÃO:

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A quantidade de calor liberada ou absorvida quando se faz uma transformação física ou química dentro do calorímetro pode ser medida por:

Q = m.c.Dt

ou Q =(m + K).Dt

ONDE:

Q= quantidade de calor da transformação

m= massa da substância (em gramas)

c= calor específico da substância (cal/g. ºC)

Dt= variação da temperatura.

k= capacidade calorífica do calorímetro (cal/ºC)

Termoquímica é a área da Termodinâmica que estuda a liberação ou absorção de calor em reações químicas ou em transformações de substâncias como dissolução, mudanças de estado físico,...

AS TRANSFORMAÇÕES TERMOQUÍMICAS PODEM SER:

Transformações endotérmicas: absorvem energia

Transformações exotérmicas: liberam energia.

Energia interna (E) e entalpia (H)

Na Termoquímica, analisamos a energia interna E (armazenada no sistema), que inclui fatores complicados, tais como as atrações entre as moléculas e os movimentos dos elétrons, átomos e moléculas.

As modificações químicas durante uma reação, com a decomposição dos reagentes e a formação de novas substâncias (os produtos), são acompanhadas por reagrupamentos que levam a uma variação na energia interna.

Por exemplo, numa reação que E i representa a energia interna no estado inicial e E f , a energia interna no estado final:

Numa reação exotérmica (como por exemplo a queima da gasolina):

EF < EI E: DE < 0

Numa reação endotérmica (como por exemplo a do bicarbonato de sódio com ácido clorídrico):

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Ef > Ei e: DE > 0

A perda ou ganho total de energia das moléculas (DE) será sempre numericamente igual à quantidade total de calor liberado ou absorvido na reação, a volume constante (Q v):

| Q V | = | D E |

Numa reação exotérmica o meio ambiente "ganha" calor (aumento=variação positiva) à custa do sistema em reação que "perde" energia ( diminuição=variação negativa). Numa reação endotérmica o meio ambiente "perde" calor (diminuição=variação negativa) cedendo-o ao sistema em reação que "ganha" energia (aumento=variação positiva).

Então, devemos escrever:

Qv = - DEnuma reação exotérmica: Qv> 0 e DE < 0 numa reação endotérmica: Qv < 0 e DE > 0

No calorímetro, a transformação se processa num recipiente fechado, de volume constante - então, a quantidade de calor medida é Qv.

Na prática, é mais comum a reação se processar "a céu aberto" ou seja, em frasco aberto - deste modo, a quantidade de calor da transformação é medida a pressão constante: Qp .Entretanto, se a reação é realizada nestas condições, há perda de energia para o ambiente. Esta é retirada da energia interna da reação, na forma de trabalho termoquímico ( ).

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Como se pode notar, as relações (2) e (5) são equivalentes e traduzem o PRIMEIRO PRINCÍPIO DA TERMODINÂMICA ou PRINCÍPIO DA CONSERVAÇÃO DA ENERGIA, que estabelece:

A soma de todas as energias de um sistema isolado é constante.

Em outras palavras, a energia pode ser transformada de uma forma em outra, mas não pode ser criada, nem destruída.

Entalpia (H)

É o total de energia liberada ou absorvida em uma transformação de um dado sistema, a pressão constante.

As transformações termoquímicas podem ser:

Transformação exotérmica: libera calor para o meio ambiente.

Diagrama de entalpia

Diagrama de entalpia

FATORES QUE INFLUEM NO VALOR DA ENTALPIA:

A variedade alotrópica mais reativa sempre estará num patamar de energia mais alto, no diagrama de entalpia:

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Temperatura: as determinações de DH devem ser feitas a temperatura constante, pois ela influi no seu valor. Geralmente as transformações são feitas em condições-padrão, a 25ºC.

Quantidades de reagentes e produtos: o valor do DH é determinado pelas quantidades dos reagentes.

Fonte: www.chrisrios2.hpg.ig.com.br

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SOLUÇÕES QUÍMICAS

Solução, dispersão coloidal e suspensão

Solução é toda mistura homogênea de duas ou mais substâncias.

AS PARTÍCULAS DISPERSAS:

são moléculas ou íons comuns têm diâmetro menor que 1 nm (10dispersão coloidal : as partículas dispersas têm diâmetro entre 1 e 100 nm são agregados de moléculas ou de íons comuns, ou macromoléculas, ou macroíons isolados não se sedimentam sob a ação da gravidade, nem sob a ação dos centrifugadores comuns, mas sim sob a ação de ultracentrifugadores não são retidas por filtros comuns, mas o são por ultrafiltros não são detectadas ao microscópio comum, mas o são com o auxílio do microscópio eletrônico e do ultramicroscópio.

NA SUSPENSÃO:

as partículas dispersas têm diâmetro maior que 100 nm são agregados de moléculas ou de íons sedimentam-se pela ação da gravidade ou dos centrifugadores comuns são retidas pelo filtro comum e são detectadas a olho nu ou com o auxílio de microscópios comuns.

Classificação das soluções

QUANTO AO ESTADO FÍSICO:

sólidas líquidas gasosas

QUANTO À CONDUTIVIDADE ELÉTRICA:

eletrolíticas ou iônicas não-eletrolíticas ou moleculares

QUANTO À PROPORÇÃO SOLUTO/SOLVENTE:

diluída concentrada não-saturada saturada supersaturada

Tipos de concentração

% em massa: _massade soluto_ massa de solução ´ 100

% em volume: _volume de soluto_ volume de solução ´ 100

(só é usada quando soluto e solvente são ambos líquidos ou ambos gasosos)

concentração em g/L: massa de soluto em gramas volume de solução em litros

concentração em mol/L: _quantidade de soluto (mol)_ volume de solução em litros

concentração em molalidade: _quantidade de soluto (mol)_ massa do solvente em kg

concentração em fração molar de soluto: _quantidade de soluto (mol)_ quantidade de solução (mol)

Diluição e titulação

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Diluição é uma operação em que se acrescenta solvente à solução. A quantidade de soluto permanece constante.

Titulação é uma operação de laboratório através da qual se determina a concentração de uma solução A medindo-se o volume de uma solução B de concentração conhecida, que reage completamente com um volume conhecido da solução A.

Colóides

Estado coloidal - A passagem de sol a gel é reversível. As partículas dispersas têm película de solvatação, que estabiliza o colóide.

Exemplos: proteínas em água, amido em água, gelatina em água e a maioria dos colóides naturais.

Colóide irreversível ou liófobo ou hidrófobo - os processos vitais estão associados ao estado coloidal.

Industrial - preparo de geléias, maionese, creme chantilly, etc.

Fonte: fisica.net

SOLUÇÕES QUÍMICAS

Solução é toda mistura homogênea de duas ou mais substâncias.

Classificação das Soluções

QUANTO AO ESTADO FÍSICO:

Sólidas, líquidas e gasosas

QUANTO À CONDUTIVIDADE ELÉTRICA:

Eletrolíticas ou iônicas, Não-eletrolíticas ou moleculares

QUANTO À PROPORÇÃO SOLUTO/SOLVENTE:

Diluída, Concentrada, Não-saturada, Saturada, Supersaturada

Concentração das Soluções

Um sistema homogêneo (solução) em equilíbrio fica bem definido após o conhecimento das nsq substâncias químicas que o constituem (análise química qualitativa), da pressão e temperatura (variáveis físicas quantitativas) e da quantidade de cada um de seus componentes (análise química quantitativa). Estas quantidades em geral são expressas em relação à quantidade de solução; outras vezes utiliza-se como referência a quantidade de um de seus constituintes que poderá então ser chamado solvente e em geral é o disperso predominante. Tais frações quantitativas são chamadas concentração.

Concentração é um termo genérico. Por si só não é uma entidade físico-química bem definida, faltando para tanto caracterizá-la dimensionalmente através da escolha das grandezas representativas das quantidades das substâncias químicas em questão. Por vezes é adimensional, representando, por exemplo, a relação entre a massa de soluto e a massa da solução; outras vezes é expressa em massa por volume; ou através de inúmeras outras maneiras. A escolha dimensional obedece a critérios baseados puramente na conveniência particular ao estudo que se pretenda efetuar. E esta conveniência particular em geral apóia-se no estabelecimento de equações simplificadas para expressar os princípios e leis do estudo em questão; ou então na maleabilidade operacional destas equações. Convém-nos adotar grandezas intimamente relacionadas ao número de moléculas das substâncias em estudo.

Tipos de concentração

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% em massa:

massa de soluto _______________ x 100 massa de solução

% em volume:

volume de soluto ______________ x 100 volume de solução

(só é usada quando soluto e solvente são ambos líquidos ou ambos gasosos)

concentração em g/L:

massa de soluto em gramas _______________________ volume de solução em litros

concentração em mol/L:

quantidade de soluto (mol) _______________________ volume de solução em litros

concentração em molalidade:

quantidade de soluto (mol) _______________________ massa do solvente em kg

concentração em fração molar de soluto:

quantidade de soluto (mol) _______________________ quantidade de solução (mol)

Soluções Gasosas

As soluções gasosas são aquelas em que o disperso em maior quantidade é um gás. Estudaremos neste tópico apenas as soluções gasosas em que todos os seus constituintes são gases; e chamaremos estas soluções de misturas de gases visto que quase sempre tais misturas constituem sistemas homogêneos ou unifásicos. Como exceção a esta regra temos misturas de gases situadas num campo de força gravitacional, particularmente quando a altura é grande o bastante para que não se possa desprezar este efeito; assim, a fração molar dos gases da atmosfera é função da altitude e, portanto, a atmosfera não constitui uma solução.

As propriedades de estado mais utilizadas para descrever as misturas de gases são em número de nC + 4 e estão representadas na tabela 3; nC é o número de componentes independentes e neste capítulo será sempre igual ao número de substâncias químicas nSQ.

As equações empíricas que correlacionam as propriedades de estado constituem as expressões matemáticas das leis gerais dos gases ou equações de estado do sistema considerado. Iniciaremos o estudo para situações em que o número de componentes é igual a um, generalizando-o a seguir para as misturas de gases propriamente ditas.

Soluções Liquidas

Soluções líquidas são aquelas em que o disperso presente em maior quantidade é um líquido. Os outros dispersos podem ser sólidos, gases, vapores ou mesmo outros líquidos. As quantidades relativas dos dispersos podem, em teoria, assumir proporções as mais diversas. Na prática isto nem sempre é possível, pois dependendo das substâncias consideradas, a miscibilidade em certas condições não é total. Conseqüentemente, uma ou mais substâncias em maior ou menor grau se separa da solução, constituindo outras fases.

Consideraremos inicialmente apenas soluções binárias, constituídas por duas substâncias totalmente miscíveis (miscíveis em todas as proporções) e das quais uma seja líquida. A partir desse estudo, e sempre que possível, estenderemos as considerações para soluções mais complexas.

Dispersões

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Dispersões: é uma mistura onde uma substância se distribui (dispersa) em toda superfície de uma outra substância.

Disperso: (fase dispersa) ou Soluto;

Disperso ou Soluto + Dispersante, dispergente ou Solvente = Dispersão ou Solução.

OBS: toda solução também é dispersão, mas nem toda dispersão é solução

Fonte: www.coladaweb.com

SOLUÇÕES QUÍMICAS

Em Química, solução é o nome dado a dispersões cujo tamanho das moléculas dispersas é menor que 1 nanômetro (10 Angstrons). A solução ainda pode ser caracterizada por formar um sistema homogêneo (a olho nu e ao microscópio), por ser impossível separar o disperso do dispersante por processos físicos.

As soluções compostas por moléculas ou íons comuns. Podem envolver sólidos, líquidos ou gases como dispersantes (chamados de solventes – existentes em maior quantidade na solução) e como dispersos (solutos). A solução também pode apresentar-se nesses três estados da matéria.

É importante destacar que soluções gasosas são formadas apenas por solvente e soluto gasosos.

Classificações

As soluções podem ser classificadas de diversas maneiras:

de acordo com o estado da matéria, conforme visto anteriormente;

de acordo com a condução de corrente elétrica: soluções eletrolíticas (compostas por íons) e soluções não-eletrolíticas (compostas apenas por moléculas);

de acordo com as quantidades proporcionais de soluto e solvente: solução concentrada e solução diluída;

Soluções saturadas, insaturas e supersaturadas

Para entendermos esses conceitos, premeiramente precisamos saber o que é Coeficiente Solubilidade. Ele é definido como a máxima quantidade de soluto que é possível dissolver de uma quantidade fixa de solvente, a uma determinada temperatura. oxi

A saturação é uma propriedade das soluções que indica a capacidade das mesmas em suportar quantidades crescentes de solutos, mantendo-se homogêneas. Uma solução é dita insatura se ainda tem capacidade de diluir soluto, sem precipitar excessos. A solução saturada é aquela em que o soluto chegou à quantidade máxima: qualquer adição de soluto vai ser precipitada, não-dissolvida.

Porém, em alguns casos especiais é possível manter uma solução com quantidade de soluto acima daquela que pode ser dissolvida em condições normais. Nesse caso fala-se em solução supersaturada, que é instável: com alterações físicas mínimas a quantidade extra de soluto pode ser precipitada.

Solução Insaturada (ou não saturada)

É quando a quantidade de soluto usado se dissolve totalmente, ou seja, a quantidade adicionada é inferior ao coeficiente de solubilidade.

Solução Saturada

É quando o solvente (ou dispersante) já dissolveu toda a quantidade possível de soluto (ou disperso), e toda a quantidade agora adicionada não será dissolvida e ficará no fundo do recipiente.

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Solução Sobressaturada (ou superssaturada)

Isto só acontece quando o solvente e soluto estão em uma temperatura em que seu coeficiente de solubilidade (solvente) é maior, e depois a solução é resfriada ou aquecida, de modo a reduzir o coeficiente de solubilidade. Quando isso é feito de modo cuidadoso, o soluto permanece dissolvido, mas a solução se torna extremamente instável. Qualquer vibração faz precipitar a quantidade de soluto em excesso dissolvida.

OBSERVAÇÃO

Denomina-se dissolução endotérmica aquela em que quanto maior a temperatura, maior o coeficiente de solubilidade do solvente (temperatura e solubilidade são diretamente proporcionais). Também há a dissolução exotérmica, que é o inverso da endotérmica, quanto menor a temperatura, maior o coeficiente de solubilidade do solvente (temperatura e solubilidade são inversamente proporcionais).

Solubilidade nos gases

Os gases apresentam propriedades particulares para a solubilidade. Quando aumenta-se a pressão, a solubilidade aumenta (Lei de Henry). O mesmo não acontece quanto à temperatura. Quando aumenta-se a temperatura, diminui a solubilidade. Assim, a solubilidade é diretamente proporcional à pressão e inversamente proporcional à temperatura. Vale lembrar que essas leis são válidas para qualquer gás, mas não para substâncias em outros estados físicos, como foi mostrado acima.

Expressões de concentração

A quantidade de soluto dissolvida em uma quantidade de solvente nos dá um valor que chamamos de concentração da solução. A concentração de uma solução é tanto maior quanto mais soluto estiver dissolvido em uma mesma quantidade de solvente.

A concentração das soluções pode ser expressa de diversas formas. O que se entende simplesmente por concentração é a quantidade de soluto existente em relação ao volume da solução. Matematicamente,

C = \FRAC{M_1}{V}, ONDE M1 É A MASSA DO SOLUTO E V É O VOLUME DA SOLUÇÃO

A unidade usual para concentração é gramas por litro (g/L).

Quando duas soluções têm a mesma concentração, elas são chamadas isotônicas ou isosmóticas (iso= igual).

Quando a concentração é diferente, a mais concentrada é chamada hipertônica ou hiperosmótica (hiper=superior) e a menos concentrada é chamada hipotônica ou hiposmótica (hipo=inferior).

Outros possíveis significados de solução

Mistura de um soluto com um solvente

Uma fase líquida, gasosa ou sólida contendo dois ou mais componentes dispersos uniformemente na fase.

Fonte: pt.wikipedia.org

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TERMOQUÍMICA

Entropia e energia livre de reação

Entropia (S) é uma grandeza termodinâmica relacionada com o grau de desordem de um sistema.

Fenômenos naturais ou espontâneos, como uma chapa quente que vai se esfriando, água escoando por uma torneira, uma folha caindo da árvore - fazem parte do nosso dia-a-dia. Entretanto, nunca vemos o contrário acontecer espontaneamente: a água voltar para a torneira, a folha subindo para a árvore...

Uma observação desses fatos leva a concluir que há uma tendência natural de um sistema caminhar espontaneamente para uma situação de maior desordem, isto é, para uma situação onde haja uma distribuição cada vez mais uniforme de matéria e energia, no sistema inteiro. Ou seja:.

Possibilidades

a) Quando há aumento de desordem energética: duas chapas metálicas iguais, a temperaturas diferentes. Colocando-as em contato, inicialmente há desordem energética, com a chapa a 200ºC cedendo calor para a que está a 100ºC. Após algum tempo, estarão em equilíbrio térmico, numa situação mais organizada , numa temperatura média, a 150ºC.

b) Quando há aumento de desordem material: mudança de estado físico, expansão de um gás, mistura de gases, dissolução de um sólido em um líquido.

Ex: mistura de gases: a princípio, há uma grande desordem, quando os gases são misturados, depois formam um sistema homogêneo.

c) Quando há aumento de desordem química: moléculas maiores são decompostas em moléculas menores, mais simples. Ex:

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2 KClO3 ( s ) ® 2 KCl( s ) + 3 O2 ( g )

2 NH3 ( g ) ® N2 ( g ) + 3 H2 ( g )

Com base nestes fatos, os cientistas formularam o 2º Princípio da Termodinâmica:

Uma transformação é espontânea (não necessita de energia externa para ocorrer) quando há aumento de entropia.

ou:

A entropia do Universo tende a aumentar.

Como não é possível medir o valor absoluto da entropia de uma substância, admite-se arbitrariamente:

Uma substância na forma de um cristal perfeito e a zero Kelvin tem entropia igual a zero.

Este é o 3º Princípio da Termodinâmica.

Energia livre (G): Numa reação química, há a passagem de um estado inicial de maior energia potencial a um estado final de menor energia potencial, com trabalho cedido ao ambiente, utilizado na reorganização do sistema.

A energia que sobrar, será aproveitada pelo ambiente, sendo chamada de Energia livre da reação (DG ).Esta energia livre da reação é também chamada de energia livre de Gibbs e pode ser representada por:

DG = DH - T. D S

Onde: DH é a variação de entalpia da reaçãoT.DS é o chamado termo entrópico, energia necessária para colocar as moléculas finais da reação em ordem.

A variação da energia livre (DG) é utilizada para determinar a espontaneidade ou não de um processo químico ou físico, efetuado em sistema fechado, a pressão e temperatura constantes: DG > 0 - processo não é espontâneo.

DG < 0 - processo espontâneo.

DG = 0 - o sistema está em equilíbrio.

Além disso, geralmente, para as reações químicas: valor absoluto de DH é grande e pouco afetado pela temperatura DS é pequeno e pouco afetado pela temperatura.

DH DS T. DS DG = DH - T.DS + - - + (sempre) - + + - (sempre) + + + + quando DH > T. DS - quando DH < T. DS - - - + quando DH < T. DS - quando DH > T. DS

Fonte: atomico.no.sapo.pt

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O ESTUDO DO CALOR TROCADO NAS REAÇÕES QUÍMICAS

Antes de iniciar o assunto Termoquímica é importante definir alguns termos que serão usados com freqüência: 1. Sistema: Denomina-se sistema uma parte do universo físico cujas propriedades estão sob investigação.

2. Fronteira: Limites que definem o espaço do sistema, separando-o do resto do universo.

3. Vizinhança ou meio ambiente : É a porção do universo próxima às fronteiras do sistema, que pode, na maioria dos casos, interagir com o sistema.

4. Quando uma reação química ocorre em um determinado sistema, isso acarreta uma troca de calor entre o sistema em reação e o meio ambiente.

A termoquímica estuda justamente essas trocas de calor, assim como o seu aproveitamento na realização de trabalho.

Se o calor trocado entre o sistema e o meio ambiente é medido a pressão constante, ele é denominado Entalpia ou conteúdo calorífico e simbolizado por H. Sendo que Entalpia (H) é o calor trocado a pressão constante.

Em relação às trocas de calor, as reações químicas se classificam em dois tipos: reações exotérmicas e reações endotérmicas, conforme liberem ou absorvam o calor respectivamente.

REAÇÕES EXOTÉRMICAS

O prefixo exo significa "para fora". Reações exotérmicas são aquelas que liberam energia na forma de calor. O esquema geral de uma reação exotérmica pode ser escrito da maneira a seguir, onde A, B, C e D representam substâncias genéricas:

A + B ® C + D + calor

Hr Hp entalpia de reagentes entalpia de produtos

A partir da Lei da Conservação da Energia, podemos afirmar que: "A energia total dos reagentes é igual à energia total dos produtos". Em outras palavras, toda a energia que entrou no primeiro membro da equação química deve sair integralmente no segundo membro da equação. De onde tiramos a seguinte conclusão: se uma reação é exotérmica, então a entalpia dos reagentes (Hr ) é maior que a entalpia dos produtos (Hp ), pois uma parte da energia que estava contida nos reagentes foi liberada para o meio ambiente na forma de calor e apenas uma outra parte dessa energia ficou contida nos produtos. Então reação exotérmica: Hr > Hp

Não é possível determinar diretamente a entalpia de cada substância participante de uma reação, mas podemos determinar experimentalmente a variação da entalpia D H, que ocorre quando uma reação química é realizada. Variação da Entalpia: D H = H final (produtos) H inicial (reagentes) ou D H = Hr Hp

Como na reação exotérmica Hr > Hp , então neste tipo de reação o valor de D H será sempre negativo. Sendo que a reação exotérmica: D H > 0. Observe que não existe energia negativa; ou um sistema contém energia. O sinal negativo de D H quer dizer apenas que a energia foi liberada.

REAÇÕES ENDOTÉRMICAS

O prefixo endo significa "para dentro". Reações endotérmicas são aquelas que absorvem energia na forma de calor. O esquema geral de uma reação endotérmica pode ser escrito da maneira a seguir, onde A, B, C e D representam substâncias genéricas.

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A + B + CALOR ® C + D

Hr Hp entalpia dos reagentes entalpia dos produtos Uma vez que a energia total se conserva do primeiro para o segundo membro de qualquer reação química, podemos afirmar que: se uma reação é endotérmica, a entalpia dos produtos Hp é maior que a entalpia dos reagentes Hr , pois uma determinada quantidade de energia foi absorvida pelos reagentes na forma de calor, durante a reação, ficando contida nos produtos. Sendo que reação endotérmica: Hp > Hr. E sendo D H = Hp Hr , então na reação endotérmica o valor de D H será sempre positivo. Sendo que reação endotérmica: D H > 0.

PRINCÍPIO DE THOMPSEN E BERTHELOT

Há um princípio fundamental da Termoquímica, determinado em 1867 pelos cientistas que lhe deram seus nomes, que afirma: "Dentre um conjunto de reações químicas possíveis, ocorrerá primeiro, espontaneamente, aquela que for mais exotérmica." A reação exotérmica é aquela que libera maior quantidade de energia na forma de calor. Isto significa que os produtos formados nesse tipo de reação são menos energéticos, portanto, mais estáveis. Espontaneamente, as substâncias só irão reagir em busca de maior estabilidade e, desse modo, em busca de liberar a maior quantidade possível de energia. Sendo que podemos dizer: mais estabilidade = menos energia = menor D H = reação mais espontânea

Tal que podemos utilizar o exemplo: Adicionando-se os gases F2, Cl2 e Br2 a um recipiente contendo gás hidrogênio, pode-se prever qual a reação que ocorrerá primeiro, através do valor de D H de cada uma.

a) 1Þ2 H2(g) + 1Þ2 F2(g)® 1 HF(g) D H = - 64,2 Kcal b) 1Þ2 H2(g) + 1Þ2 Cl2(g) ® 1 HCl (g) D H = - 22,1 Kcal c) 1Þ2 H2(g) + 1Þ2 Br2(g) ® 1 Hbr(g) D H = - 8,7 Kcal Como a reação a é a que libera maior quantidade de energia, espontaneamente é a reação que ocorre em primeiro lugar.

FATORES QUE INFLUENCIAM O VALOR DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA

O valor da variação de entalpia, D H, de uma reação química está sujeito a variações conforme mudem as condições em que a reação foi realizada. Sendo que os fatores que influenciam D H são:

TEMPERATURA

O valor de D H varia sensivelmente com a temperatura em que se deu a reação. Se uma reação ocorre a uma temperatura X, obtém-se D Hx. Se essa mesma reação ocorrer a uma temperatura Y > X, por exemplo, obtém-se um D HY diferente de D Hx. Isso ocorre porque a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura dos reagentes de X até Y é diferente da quantidade de calor necessária para elevar a temperatura dos produtos de X até Y.

PRESSÃO

O valor de D H em uma reação envolvendo substâncias sólidas e líquidas praticamente não varia com a mudança de pressão. No caso de reações que envolvem substâncias gasosas, o valor de D H começa a variar de modo significativo para pressões de ordem de 1000 atm. Com as reações normalmente são feitas sob pressão atmosférica normal (1 atm.), não é necessário levar em conta a variação no valor de D H com a pressão.

QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS

A quantidade de calor envolvida em uma reação química é proporcional à quantidade de reagentes e produtos que participam da reação. Se por exemplo, a quantidade de reagentes e produtos for dobrada, a quantidade de calor irá dobrar igualmente como no exemplo: 1 H2(g) + 1 Cl2(g) ® 2 HCl (g) D H = - 44,2 Kcal 2 H2(g) + 2 Cl2(g) ® 4 HCl (g) D H = - 88,4 Kcal

FASE DE AGREGAÇÃO

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A energia das substâncias aumenta progressivamente à medida que elas passam da fase sólida para a líquida e a gasosa.

energia da fase sólida < energia da fase líquida < energia da fase gasosaSeja por exemplo, uma reação química exotérmica: · Quanto menos energética for a fase de agregação dos produtos formados, maior será a energia liberada na reação. · Quanto mais energética for a fase de agregação dos produtos formados, menor será a energia liberada na reação, pois a energia ficará contida no produto. · Exemplo: 2 H2(g) + O2(g)® 2 H2 O( l ) D H = - 68,3 Kcal 2 H2(g) + O2(g) ® 2 H2 O( g ) D H = - 57,8 Kcal

VARIEDADE ALOTRÓPICA

Entre a s formas alotrópicas de um mesmo elemento há aquela mais estável e, portanto, menos energética, e também a menos estável, portanto, mais energética. Seja, por exemplo, uma reação química exotérmica: · Partindo-se do reagente na forma alotrópica mais estável (menos energética) obtém-se menor quantidade de energia liberada na reação. · Partindo-se do mesmo reagente na forma alotrópica menos estável (mais energética) obtém-se maior quantidade de energia liberada na reação. · Exemplo:

C(grafita) + O2(g) ® CO2(g) D H = - 94,00 Kcal C(diamante) + O2(g) ® CO2(g) D H = - 94,45 Kcal

PRESENÇA DE SOLVENTE

Quando dissolvemos uma determinada substância em um solvente qualquer, ocorre liberação ou absorção de energia na forma de calor. Assim, se fizermos uma reação na ausência de um solvente, o valor de D H será diferente daquele obtido quando fazemos a mesma reação na presença de um solvente. Exemplo: 1H2 (g) + 1 Cl2(g) ® 2 HCl (g) D H = - 44,2 Kcal H2O 1 H2(g) + 1 Cl2(g) ® 2 HCl (aq) D H = - 80,2 Kcal Sendo que a diferença: 80,2 - 44,2 = 36,0 Kcal é igual à energia liberada na dissolução de 2 moléculas de HCl em água ( cada 1 mol de HCl dissolvido em água libera 18,0 Kcal).

OBSERVAÇÕES GERAIS

Como o valor do D H de uma reação varia em função dos fatores vistos no item anterior, é preciso que na equação termoquímica constem as informações a seguir:

A temperatura e a pressão nas quais se deu a reação.

As substâncias que reagem e que são produzidas, com os respectivos coeficientes.

A fase de agregação (sólida, líquida ou gasosa) em que se encontra cada substância participante da reação.

A variedade alotrópica de cada substância que participa da reação ( no caso das substâncias apresentarem formas alotrópicas).

A quantidade de calor que foi liberada ou absorvida durante a reação.

Tal que saiba-se que em termoquímica normalmente se trabalha em condições-padrão:

Temperatura de 25° C ou 298 K.

Pressão de 1 atm.

Substância na fase de agregação (sólida, líquida ou gasosa) comum nessas condições de pressão e temperatura. Exemplo: A água é líquida a 25° C e 1 atm; portanto, em condições-padrão, trabalha-se com a água na fase líquida. · Substância na forma alotrópica mais estável. · Nessas condições o valor de D H é tabelado para muitas reações. Como a seguir:

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Tabela 1

Entalpia de formação estado padrão em Kcal/mol H2O(g) - 57, 8 NO(g) 21,6 C6H6(l) 19, 8 H2O(l) - 58, 3 NO2(g) 8,1 Ch2(g) - 17, 9 SO3(g) - 94, 5 N2O(g) 19, 5 C2H6(g) - 20, 2 SO2(g) - 71, 0 HCl(g) - 22,1 CaO(s) - 151,8

Observação: muitas dessas entalpias de formação são calculadas de forma indireta, pois nem sempre a transformação direta de formação, ou síntese, entre os elementos formados é possível na prática. A grande utilidade das entalpias de formação está, como dissemos ha pouco, no calculo da variação de entalpia, D H, de transformações químicas. Usaremos as entalpias de formação como conteúdo de calor de cada substância. Somando esses conteúdos, teremos as entalpias dos reagentes e as entalpias dos produtos. Fazendo o cálculo, entalpias finais menos entalpias iniciais, chegaremos à variação de entalpia de transformação.

Tabela 2

Entalpias de combustão de alguns combustíveis importantes no estado padrão. kcal /mol cal /g Hidrogênio H2(g) - 68,3 - 33.887 Metano Ch2(g) - 212,8 - 13.265 Propano C3H8(g) - 530,6 - 12.034 Acetileno C2H2(g) - 310,6 - 11.930 Butano C4H10(g) - 688,0 - 11.837 Gasolina C6 a C10(l) - 1.320,0 - 11.579 Querosene C11 a C12(l) - 1.731,6 - 11.100 Óleo Diesel C13 a C17(l) - 2.306,6 - 10.880 Carvão C(s) - 96,7 - 8.083 Álcool etílico C2H5OH(l) - 326,7 - 7.102 Álcool metílico CH3OH(l) - 173,6 - 5.425

Monóxido de carbono

CO(g) - 67,6 - 2.414

Observações:

1. Todos os D H de combustão são negativos, pois são transformações exotérmicas.

2. Os combustíveis acima citados estão na ordem decrescente de cal/g, porque é nessa unidade que se comparam os poderes caloríficos na indústria.

3. Para a gasolina, querosene e óleo diesel, não existem fórmulas, pois esses matérias não são substancias e sim misturas de substâncias. São misturas de hidrocarbonetos, compostos moleculares formados unicamente por carbono e hidrogênio. Quando citamos, na gasolina, C6 a C10 , significa que os hidrocarbonetos que a formam possuem de 6 a 10 átomos de carbono por molécula.

Alguns combustíveis, tais como gás de rua (formado por Ch2 e H2) e gás de botijão (C3H8 e C4H10), também são misturas.

Tabela 3

Energias de ligação em Kcal/mol no estado padrão. F - F 37,5 C - F 128,0 CL - CL 58,0 C - CL 93,0 Br - Br 46,3 C - Br 67,0 I - I 36,4 C - I 50,0 H - F 135,9 H - H 104,2 H - CL 103,1 O = O 118,0 H - Br 87,4 N º N 225,8 H - I 71,4 H - O 102,3

TIPOS DE VARIAÇÃO DE ENTALPIA

Os diferentes calores de reação

Para simplificar o estudo, dividimos os calores envolvidos nas reações químicas (D H) em grupos, a saber: D H de combustão, de neutralização, de dissolução e de formação.

Em todos esses casos, convenciona-se que o valor de D H deve ser tomado em condições padrão, que são as seguintes:

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· pressão de 1 atmosfera; · temperatura de 25° C ou 298 K; · substâncias na fase de agregação (sólida, líquida ou gasosa) comum nessas condições de pressão e temperatura; · substâncias na forma alotrópica mais estável. · Indicamos que o D H está em condições-padrão pela notação: D H0 . ·Entalpia-padrão de combustão · Denomina-se entalpia-padrão de combustão a variação de entalpia (D H0) envolvida na combustão completa de 1 mol de moléculas de determinada substância, em que todos os participantes da reação se encontram em condiçõespadrão. Exemplo:

1 CH2(G) + 2 O2(G)® 1 CO2(G) + 2H2O D H0 COMBUSTÃO = - 212,8 KCAL

ENTALPIA-PADRÃO DE NEUTRALIZAÇÃO

Denomina-se entalpia-padrão de neutralização a variação de entalpia (D H0) envolvida na neutralização de 1 equivalente-grama de um ácido por 1 equivalente-grama de uma base, ambos em soluções aquosas diluídas. 1 Eg ácido(aq) + 1 Eg base(aq) à 1 Eg sal (aq) + H2O D H0 neutralização Observe que o D H0 de neutralização entre ácidos e bases fortes é constantes. Isso ocorre porque todos os ácidos fortes, bases fortes e os sais obtidos pela reação desses compostos se encontram praticamente 100% ionizados ou dissociados em soluções aquosas diluídas.

ENTALPIA PADRÃO DE DISSOLUÇÃO

Denomina-se entalpia-padrão de dissolução a variação de entalpia (D H0) envolvida na dissolução de 1 mol de determinada substância numa quantidade de água suficiente para que a solução obtida seja diluída. O processo de dissolução de uma substância em água se dá em duas fases, cada uma envolvendo respectivamente um D H1 e um D H2, sendo que: D H0 dissolução = D H1 + D H2. 1° .) Quebra das ligações interatômicas em compostos iônicos ou capazes de formar íons e intermoleculares em compostos covalentes. Esta fase é sempre endotérmica. H2O CxHy > Cy+(aq) + Ax-(aq) D H2 > 0 2° .) Hidratação das partículas (íons) do soluto. O envolvimento ordenado das moléculas de água ao redor das partículas (íons) do soluto é sempre um processo exotérmico. Cy+ + Ax- + H2O à Cy+(aq) + Ax-(aq) D H2 < 0 Assim, podemos concluir: D H0 dissolução > 0 se: D H1 > D H2 D H0 dissolução < 0 se: D H1 < D H2

ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO

Denomina-se entalpia-padrão de formação a variação de entalpia (D H0f ) envolvida na reação de formação de 1 mol de moléculas de determinada substância, a partir de substâncias simples em condições-padrão. Pela própria definição de entalpia-padrão de formação concluímos que a entalpia-padrão de qualquer substâncias simples em condições-padrão é igual a zero. 1 H2g à 1 H2(g) D H0f = 0,0 Kcal 1 O2(g) à 1 O2(g) D H0f = 0,0 Kcal 1 C(grafita) à 1 C(grafita) D H0f = 0,0 Kcal

A DIFICULDADE DE DETERMINAR NA PRÁTICA O VALOR DE D H

Há uma série de fatores que muitas vezes tornam invariável a determinação prática de variação de entalpia de uma reação. Normalmente o valor de D H é medido em aparelhos denominados calorímetros, mas esses aparelhos só funcionam com precisão para determinados tipos de reações.

Uma outra dificuldade que surge em relação à determinação experimental de D H é o próprio número de reações químicas, que ultrapassam a casa dos milhões.

Por esses motivos, é bastante útil aprender a calcular teoricamente o valor de D H é o próprio número de reação química a partir de um conjunto pequeno de informações experimentais.

·Lei de Hess Germain Henri Hess (1802 - 1850), médico e químico que, apesar de nascido na Suíça, passou toda a sua vida na Rússia, é considerado um precursor da Termoquímica. Entre inúmeros trabalhos nesta área, Hess determinou em 1840 a seguinte lei:

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A variação de entalpia envolvida numa reação química, sob determinadas condições experimentais, depende exclusivamente da entalpia inicial dos reagentes e da entalpia final dos produtos, seja a reação executada em uma única etapa ou em várias etapas sucessivas.

Em outras palavras, o valor de D H de um processo não depende do número de etapas nem do tipo de cada etapa do processo. Isso reafirma a expressão :

D H REAÇÃO = HP HR

Essa constatação é importante porque permite trabalhar com equações químicas como se fossem equações matemáticas, isto é, permite calcular o D H de uma determinada reação x (incógnita) pela soma de reações de D H conhecidos, cujo resultado seja a reação de x.

Exemplo: Considerando que a reação de combustão de carbono grafita produzindo monóxido de carbono. equação x: 2 C(grafita) + 1 O2(g) à 2 CO(g) D H = ?

É impossível medir com precisão o D H desta reação, pois, na prática, não se consegue parar a oxidação do carbono exatamente no estágio CO(g). Sempre acaba se formando um pouco de CO2(g).

Podemos medir no calorímetro, porém, o D H das seguintes reações:

I.) 1 C(grafita) + 1 O2(g) à 1 CO2(g) D H = - 94,1 Kcal

II.) 2 CO(g) + 1 O2(g) à 2 CO2(g) D H = - 135,4 Kcal

Usando alguns artifícios matemáticos, podemos "manipular" as equações I e II., de modo que ao somá-las o resultado seja a equação x.

ó Na equação x temos como primeiro reagente 2 mols de C(grafita).

O C(grafita) aparece na equação I, porém na quantidade de 1 mol. Devemos então multiplicar toda equação I por 2 para igualá-la à equação x neste aspecto.

Lembre-se de que, ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um número qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor de DH desta reação pelo mesmo número. I. 2) 2 C(grafita) + 2 O2(g) à 2 CO2(g) D H = - 188,2 Kcal

ó Na equação x temos como produto 2 mols de CO2(g). Na equação II. aparecem 2 mols de CO2(g) no reagente.

Devemos então inverter a equação II. para torná-la igual à equação x neste aspecto.

Devemos lembrar que, ao inverter uma reação termoquímica, deve-se inverter o sinal do DH, pois, se num determinado sentido a reação libera calor, para voltar, em sentido contrário, a reação terá que absorver a mesma quantidade de calor que havia liberado, e vice-versa.

invertendo II.) 2 CO2(g) à 2 CO(g) + 1 O2(g) à D H = +135,4 Kcal ó Não consideramos o reagente O2(g) da equação x porque ele aparece tanto na equação I como na equação II. Freqüentemente, quando isso ocorre, o reagente (ou produto) acaba se ajustando sozinho durante a soma algébrica das equações.

O PROCESSO PARA SOMAR AS EQUAÇÕES QUÍMICAS É O SEGUINTE:

1. Se uma substância aparece na mesma quantidade no reagente de uma equação e no produto de outra equação a soma será igual a zero.

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2. Se uma substância aparece em maior quantidade no reagente de uma equação e em menor quantidade no produto de outra equação, devemos subtrair essas quantidades em módulo e colocar o resultado no reagente da equação final.

3. Se uma substância aparece em maior quantidade no produto de uma equação e em menor quantidade no reagente de outra equação, devemos subtrair essas quantidades em módulos e colocar o resultado no produto da equação final.

4. Se uma substância aparece no reagente de duas ou mais equações diferentes, devemos somar todas as quantidades e colocar o total no reagente da equação final. O mesmo raciocínio deve ser seguido no caso de uma substância que aparece no produto de duas ou mais equações diferentes.

5. Se uma substância aparece no reagente ou no produto de apenas uma equação entre as várias que estão sendo somadas, devemos colocar essa substância respectivamente no reagente ou no produto da equação final na quantidade em que ela se apresenta.

Somando-se as equações I e II, devidamente "arrumadas", seguindo as regras anteriores, iremos obter a equação x.

I.) 2 C(grafita) + 2 O2(g) à 2 CO2(g) D H = - 188,2 Kcal II.) 2 CO(g) à 2 CO(g) + 1 O2(g) D H = +135,4 Kcal 2 C(grafita) + 1 O2(g) à 2 CO(g) D H = - 52,8 Kcal

Como de fato o resultado da soma das equações I e II "arrumadas" foi a equação x, então o D H da reação x é igual à soma do D HI e do D HII dessas reações.

CONCLUSÃO

Como a variação de energia num processo global não depende das etapas e nen do número delas, podemos somar as equações termoquímicas que representam as etapas sempre que os estados iniciais e finais forem os mesmos, pois a variação total de energia da transformação global será a mesma.

Assim, a lei de Hess nos garante que podemos somar as equações termoquímicas de todas as etapas e seus respectivos D H com a finalidade de determinar variações de entalpia difícies de serem medidas em laboratório.

Por isso, a lei de Hess é também conhecida como Lei da Soma dos Calores de Reações.

Fonte: apostilas.netsaber.com.br

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