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QUÍMICA

ENSINO MÉDIO II

Proibida reprodução deste material em parte ou no todo, propriedade do CIP – Lei n° 9.610

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APRESENTAÇÃO

Caro Aluno,

Você está recebendo um material inovador, designer ousado, elaborado para fornecer

subsídios que o auxiliem a completar seus estudos. Neste volume, encontrará os assuntos

correspondentes a Química 2ª série do Ensino Médio.

Os conteúdos selecionados permitem que você desenvolva competências que o conduzam

a:

Ser capaz de continuar aprendendo;

Preparar-se para o trabalho;

Desenvolver o senso crítico e estético;

Inferir a teoria a partir da prática.

Abra, leia, aproveite e vença todos os obstáculos, pois o sucesso vai depender de seu

esforço pessoal, logo:

• Você precisa ler todo material de ensino; • Você deve realizar todas as atividades propostas; • Você precisa organiza-se para estudar.

Nesse contexto, Göethe recomenda: “Qualquer coisa que você possa fazer ou sonhar,

você pode começar. A coragem contém em si mesma o poder, o gênio e a magia”.

Equipe do Polivalente

COLÉGIO INTEGRADO POLIVALENTE “Qualidade na Arte de Ensinar”

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SUMÁRIO

APRESENTAÇÃO ............................................................................................. 1 SUMÁRIO ....................................................................................................... 2 INTRODUÇÃO................................................................................................. 4 DISPERSÕES .................................................................................................. 5 A SOLUÇÃO COLOIDAL E SUAS PROPRIEDADES INTERMEDIÁRIAS................ 6

CARACTERÍSTICAS DAS DISPERSÕES ........................................................................................... 6 SOLUÇÕES VERDADEIRAS ............................................................................................................. 7 QUANTO Á NATUREZA DAS PARTÍCULAS....................................................................................... 7 QUANTO A QUANTIDADE DE SOLUTO............................................................................................ 7 QUANTO AO ESTADO DE AGREGAÇÃO DAS PARTÍCULAS ............................................................... 7 COMPONENTES DAS SOLUÇÕES..................................................................................................... 8

SOLUBILIDADE .............................................................................................. 8 EXERCÍCIOS ............................................................................................................................. 9 TESTES ..................................................................................................................................... 9

PREPARO DE SOLUÇÕES............................................................................... 10 PREPARANDO UMA SOLUÇÃO NA INDUSTRIA ............................................................................. 10 PREPARANDO UMA SOLUÇÃO NO LABORATÓRIO ........................................................................ 10 UNIDADE DE CONCENTRAÇÃO..................................................................................................... 11 A DENSIDADE E SUAS UNIDADES................................................................................................ 11

EXERCÍCIOS ........................................................................................................................... 13 TESTE ..................................................................................................................................... 13

RELAÇÃO ENTRE AS UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO.................................... 14 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES............................................................................................................. 15 MISTURA DE SOLUÇÕES .............................................................................................................. 15 A ANÁLISE VOLUMÉTRICA........................................................................................................... 16

TESTES ................................................................................................................................... 17 TERMOQUÍMICA........................................................................................... 17

ENTALPIA.................................................................................................................................... 18 EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA.......................................................................................................... 19 OS ESTADOS FÍSICOS ................................................................................................................. 20 DE REAGENTES E PRODUTOS....................................................................................................... 20 ENTALPIA DE SUBSTÂNCIA SIMPLES .......................................................................................... 20 TIPOS DE CALORES DE REAÇÃO .................................................................................................. 20 ENERGIA DE LIGAÇÃO................................................................................................................. 21 ENTALPIA DE FORMAÇÃO............................................................................................................ 22 OU CALOR DE FORMAÇÃO............................................................................................................ 22 LEI DE HESS................................................................................................................................ 23 CÁLCULO DO ∆H .......................................................................................................................... 24 ATRAVÉS DE DIAGRAMA DE ENTALPIA........................................................................................ 24

EXERCÍCIOS ........................................................................................................................... 24 TESTES ................................................................................................................................... 25

CINÉTICA QUÍMICA ..................................................................................... 27 VELOCIDADE MÉDIA DA REAÇÃO (VM)......................................................................................... 27 CONDIÇÕES NECESSÁRIAS PARA QUE UMA REAÇÃO OCORRA..................................................... 27

FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO.............................. 28 LUZ ............................................................................................................................................. 29 PRESSÃO..................................................................................................................................... 29

EXERCÍCIOS ........................................................................................................................... 33 TESTES ................................................................................................................................... 33

EQUILÍBRIO QUÍMICO ................................................................................. 34 REAÇÃO REVERSÍVEL .................................................................................................................. 34 CONSTANTE DE EQUILIBRIO....................................................................................................... 34

EQUILIBRIO IONICO DA AGUA: ................................................................... 36

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PH E POH ..................................................................................................... 36 TESTE ..................................................................................................................................... 37

LÍQUIDO ..................................................................................................................................... 38 HIDRÓLISE SALINA ..................................................................................... 38

TESTES ................................................................................................................................... 39 ELETROQUÍMICA.......................................................................................... 40

MECANISMO DE UMA PILHA........................................................................................................ 41 TESTES ................................................................................................................................... 45

RADIOATIVIDADE........................................................................................ 47 NATUREZA DAS RADIAÇÕES LEIS DA DESINTEGRAÇÃO RADIOATIVA......................................... 47

TESTES ................................................................................................................................... 50 RADIOATIVIDADE........................................................................................ 50

REAÇÃO DE TRANSMUTAÇÃO ...................................................................................................... 50 UNIDADES DE RADIOATIVIDADE ................................................................................................ 50 SÉRIE OU FAMÍLIAS RADIOATIVAS NATURAIS ........................................................................... 51

EXERCÍCIO RESOLVIDO.......................................................................................................... 51 TESTE ..................................................................................................................................... 51

RADIOATIVIDADE........................................................................................ 52 VELOCIDADE DE DESINTEGRAÇÃO E CONSTANTE RADIOATIVA.................................................. 52 VIDA MÉDIA................................................................................................................................ 52

TESTES ................................................................................................................................... 53 GLOSSÁRIO.................................................................................................. 53 CONSIDERAÇÕES FINAIS ............................................................................. 55

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INTRODUÇÃO

Você esta recebendo o módulo de Química relativo ao Ensino Médio. Você terá contato

com teorias importantes que vão proporcionar um desempenho eficiente durante o seu Curso.

Este material didático foi produzido pela Equipe do Colégio Polivalente, como uma

contribuição que orientará a Educação de Jovens e Adultos, terceiro segmento, constituídos de 1ª, 2ª

e 3ª séries do Ensino Médio.

Nossa linha de trabalho abre um caminho atraente e seguro pelas seqüências das

atividades – leitura, interpretação, reflexão – e por fazer com que o aluno aprenda aliando a teoria à

pratica. Nessa busca temos aprendido que desenvolvemos competências quando vamos além daquilo que

é esperado de um aluno, quando fazemos, mais do que apenas cumprir com o nosso dever.

Foi assim que nos tornamos pioneiros com iniciativas como a “Educação a Distância”,

alternativa que aparece como solução para aqueles que buscam conhecimento acadêmico, não tiveram

acesso à educação na época certa, e têm pouca disponibilidade de tempo.

Para viabilizar iniciativas como essa não bastou uma decisão do Polivalente. Contamos

com a colaboração de muitos profissionais, trazendo informações, visões, experiências, tecnologias, todos

com o objetivo em comum: a coragem de mudar na busca de um ensino de qualidade.

A coordenação e Tutores/Professores irá acompanhá-lo em todo o seu percurso de

estudo, onde as suas dúvidas serão sanadas, bastando para isso acessar o nosso site:

www.colegiopolivalente.com.br.

Equipe Polivalente

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DISPERSÕES

Quando misturamos 2 espécies químicas diferentes, pode ocorrer que uma destas espécies se dissemine na

outra sob a forma de pequenas partículas. Quando isso ocorre, o sistema formado recebe o nome de dispersão . Na dispersão, a espécie química disseminada na forma de pequenas partículas é chamada disperso,

enquanto a outra espécie é chamada de dispersante. De acordo com o diâmetro médio das partículas do disperso, a dispersão as classifica em: solução,

dispersão coloidal, suspensão e emulsão.

Diâmetro médio das partículas dispersas

Assim temos: SOLUÇÃO

Dispersão em que as partículas do disperso apresentam um diâmetro médio de até 10 A. Nas soluções, o disperso recebe o nome soluto e o dispersante, de solvente.

Exemplo: mistura de água e açúcar.

⎩⎨⎧

==

(água) solvente eDispersant

(açúcar) soluto Disperso

DISPERSÃO COLOIDAL

Dispersão em que o diâmetro médio das partículas do disperso fica compreendido entre 10 A e 1000 A. Exemplo: fumaça, neblina, e geléia.

SUSPENSÃO Dispersão em que o diâmetro médio das partículas do disperso é superior a 1000 A. Na suspensão, o

disperso é sólido e o dispersante, líquido. Exemplo: leite de magnésia. EMULSÃO Dispersão em que o diâmetro médio das partículas do disperso é superior a 1000 A. Na emulsão, tanto o

disperso quanto o dispersante são líquidos. Exemplo: leite e maionese.

dispersão – separar. coloidal – tem a semelhança d cola.; corpo que não se cristaliza ou se o faz, é com muita dificuldade; a difusão em solução é muito

lenta. suspensão – líquido que contém pequenas partículas sólidas finamente divididas. emulsão – preparação farmacêutica de consistência Feitosa ou gordurosa; suspensão coloidal de um líquido em outro (ex.: leite é

emulsão).

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A SOLUÇÃO COLOIDAL E SUAS PROPRIEDADES INTERMEDIÁRIAS

PROPRIEDADES SOLUÇÕES SOLUÇÕES COLOIDAIS SUSPENSÕES

Diâmetro médio das unidades dispersas

Menores que 1 nm Entre 1 a 100nm Maiores que 1oonm

Tipos de unidades dispersas

Átomos, íons ou moléculas

Agregados de moléculas ou íons, macromoléculas ou macroíons

Agregados de moléculas ou íons

Visibilidade das unidades dispersas

Invisíveis mesmo em microscópios eletrônicos

Visíveis em ultramicroscópios e microscópios eletronicos

Vísiveis em microscópios comuns

Decantação do disperso Não decantam Decantam sob ação de ultracentrífugas

Decantam sob da gravidade ou de centrífugas comuns

Ação de filtros Nem mesmo ultrafiltros retém o disperso

O disperso é retido sob ação de ultrafiltros

O disperso é retido por filtro comum

DISPERSÃO COLOIDAL EXEMPLOS NOMES PARTÍCULARES

LÍQUIDO EM GÁS NUVENS, NEVOEIRO, SPRAYS (INSETICIDAS, DESODORANTES)

AEROSOL (NO CASO DE O GÁS SER O AR)

LÍQUIDO EM LÍQUIDO LEITE, CREME DE LEITE, MAIONESE EMULSÃO

LÍQUIDO EM SÓLIDO GELÉIAS GEL

GÁS EM LÍQUIDO ESPUMA DE SABÃO, CREME DE LEITE BATIDO ESPUMA

SÓLIDO EM GÁS FUMAÇA EM GERAL (CIGARRO, ESCAPAMENTOS)

AEROSOL (NO CASO DE O GÁS SER AR)

CARACTERÍSTICAS DAS DISPERSÕES

SUSPENSÃO SOLUÇÃO COLOIDAL SOLUÇÃO VERDADEIRA

SEDIMENTAÇÃO DAS PARTÍCULAS

Há Sedimento Espontâneo Há Sedimento Por Meio De Ultracentrífuga

Não Há Sedimento

SEPARAÇÃO POR FILTRAÇÃO

As Partículas São Separadas Por Meio De Filtros Comuns

As Partículas São Separadas Por Meio De Ultrafiltros

A Separação Não É Possível Por Nenhum Tipo De Filtro

VISUALIZAÇÃO DAS PARTICULAS

As Partículas São Visíveis A Olho Nu Ou Microscópio Comum

As Partículas São Visíveis Somente Com O Ultramicroscópio

As Partículas Não São Visíveis Com Nenhum Aparelho

TIPO DE SISTEMA Hetero Hetero Homo

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SOLUÇÕES VERDADEIRAS

Soluções são misturas de 2 ou mais substâncias que apresentam aspecto uniforme.

CLASSIFICAÇÃO Podemos classificá-los de acordo com os

critérios:

QUANTO Á NATUREZA DAS PARTÍCULAS

SOLUÇÃO MOLECULAR Quando ás partículas dispersas são

moléculas. Exemplo: solução aquosa de sacarose.

Estas soluções recebem também o nome de solução não eletrolíticas e não conduzem corrente elétrica.

SOLUÇÃO IÔNICA Quando as partículas dispersas são íons ou

então íons moléculas. Exemplo: solução aquosa de NaCI. NaCI → Na+ + CI- Solução aquosa de HCN HCN → H+ + CN-

Estas soluções recebem também o nome de soluções eletrolítrica e conduzem corrente elétrica.

QUANTO A QUANTIDADE DE SOLUTO

DILUÍDAS Pouco soluto e muito solvente. CONCENTRADAS Muito soluto e pouco solvente.

QUANTO AO ESTADO DE AGREGAÇÃO DAS PARTÍCULAS

SOLUÇÃO SÓLIDA Os componentes desse tipo de solução, na

temperatura ambiente, encontram-se no estado sólido; porém, essas soluções são obtidas a partir da mistura de seus constituintes quando pelo menos um deles está no estado líquido, ou seja, já sofreu fusão.

As soluções sólidas são denominadas ligas e sua preparação e utilização tem finalidades específicas.

Veja alguns exemplos de ligas: - bronze (cobre + estanho) - amálgama dentário (mercúrio + prata + zinco) - níquel + ferro - latão (cobre + zinco) Existem outras ligas de uso comum: ouro

18 quilates (750) → 75% de ouro + cobre + prata.

SOLUÇÃO GASOSA

eletrolise – separação dos íons de um electrólitico sob a

ação de um campo elétrico.

Os componentes desse tipo de solução, na temperatura ambiente, encontra-se no estado gasoso. Toda a mistura de gases é uma solução. A solução aquosa mais comum é o ar atmosférico, que é constituído principalmente pelos gases N2, O2 e Ar.

SOLUÇÃO LÍQUIDA Nesse tipo de solução, pelo menos um dos

componentes, na temperatura ambiente, deve estar no estado líquido. Normalmente, quando pensarmos em uma solução líquida, nos vem á mente uma solução sólida dissolvida em água. Essa idéia, porém, é muito restrita, uma vez que existem vários tipos de soluções líquidas.

Veja a seguir algumas delas:

SOLUÇÕES FORMADAS POR GÁS E LÍQUIDO

Na água contida num aquário, assim como na água da torneira ou de uma fonte, sempre existem gases dissolvidos, entre eles, o gás oxigênio (O2).

Os peixes dentro do aquário mantêm-se vivos por que respiram o gás oxigênio (O2) dissolvido na água e, por isso, é conveniente borbulharmos ar constantemente nessa água. Assim, pode-se manter a água com uma quantidade de oxigênio adequada à sobrevivência dos peixes.

No nosso cotidiano, encontramos outras soluções contendo gases dissolvidos em líquidos: água mineral com gás, refrigerante, cerveja, champagne, etc.

Na produção da água mineral com gás, de refrigerantes e cervejas, o gás carbônico (CO2) é introduzido na mistura líquida a uma pressão maior que a atmosférica e numa temperatura normalmente menor que a ambiente.

SOLUÇÕES FORMADAS POR LÍQUIDOS No nosso cotidiano, encontramos muitas

soluções contendo líquidos dissolvidos em líquidos: • O álcool comercializado em farmácias,

supermercados ou mesmo em postos de combustíveis, na verdade é uma solução formada por álcool etílico e água.

• Solução de água oxigenada e água. • Soluço de gasolina e álcool etílico. SOLUÇÕES FORMADAS POR SÓLIDOS E

LÍQUIDOS Na água do mar encontramos vários sais

dissolvidos, sendo que os mais comuns são: o cloreto de sódio (NaCI), o cloreto de magnésio (MgCI2) e o sulfato de magnésio (MgSO4) Esses sais são substâncias sólidas dissolvidas em líquido.

Esse tipo de solução é muito comum no nosso dia-a-dia. Veja: água e cloreto de sódio,

aquosa – que contém água; da natureza da água;

semelhante à água.

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água e glicose, água e borato de sódio, álcool e iodo, água e hipoclorito de sódio.

Nos laboratórios e nas indústrias, as soluções de sólidos em líquidos são as mais comuns.

COMPONENTES DAS SOLUÇÕES Toda solução é formada por um soluto e

um solvente. SOLUTO É o componente da solução que se dissolve

ao ser adicionado ao solvente, sendo, portanto, a substância que está sendo dissolvida.

Usualmente, é o componente que aparece em menor proporção.

SOLVENTE É o componente da solução que está

presente em maior proporção, sendo este o meio onde os outros componentes irão se dissolver.

A maioria das soluções que utilizamos no nosso dia-a-dia são soluções aquosas, sendo a água, por essa razão, denominada solvente universal.

SOLUBILIDADE Tomando como exemplo a preparação de

uma solução de NaCI em água, a prática nos mostra que ao adicionarmos gradativamente o sal em certa quantidade de água, chegará um instante que o sal não mais se dissolve e acaba depositando-se ao fundo do recipiente em forma de sal sólido. Quando isso ocorre, diz-se que a solução ficou saturada, ou seja, atingiu o ponto de saturação .

O ponto de saturação de uma solução é definido pelo coeficiente ou grau de solubilidade.

COEFICIENTE OU GRAU DE

SOLUBILIDADE DE UMA SUBSTÂNCIA É a massa dessa substância que satura

uma quantidade padrão de solvente (100 g, 1000 g ou 1 L) em determinadas condições físicas de temperatura e pressão.

SOLUÇÃO SATURADA É a que contém a máxima quantidade de

soluto numa dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura, sendo que esta quantidade máxima é denominada coeficiente de solubilidade.

Matematicamente temos:

saturação – ato ou efeito de saturar: limite de capacidade de receber em solução; enchimento, enfartamento; impregnação ou embebido no mais alto grau; diz de uma solução que encerra à temperatura e pressão da experiência o peso máximo da substância dissolvida; farto, cheio; no limite.

2

1.100mmKs =

onde: Ks = coeficiente de solubilidade da solução

(g/100 g de solvente ou %) M1 = massa de soluto (g) M2 = massa do solvente (g)

Vamos combinar o seguinte: Letra acompanhada do índice 1 se refere ao soluto. Letra acompanhada do índice 2 refere ao solvente. Letra sem índice se refere à solução.

CONCLUSÃO

Massa do soluto dissolvida

(m1) Tipo de solução

Igual ao Ks Saturada Menor que o Ks Insaturada Maior que o Ks Supersaturada

CURVAS DE SOLUBILIDADE A variação do coeficiente de solubilidade da

substância em função da temperatura pode ser avaliada graficamente. As curvas obtidas num sistema de coordenadas recebem o nome de curva de solubilidade.

A curva de solubilidade é um gráfico que indica o coeficiente de solubilidade de uma substância em função da temperatura. Veja abaixo, a curva de solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) construída de acordo com os seguintes dados, obtidos experimentalmente.

Curva de solubilidade do KNO3

Analisando o gráfico podemos dizer que:

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- A região I corresponde às soluções insaturadas, ou seja, qualquer ponto dessa região indica que a massa de KNO3 dissolvido é menor que o coeficiente de solubilidade. Trata-se das soluções diluídas e concentradas.

- A região II corresponde às soluções supersaturadas, ou seja, qualquer ponto dessa região indica que a massa de KNO3 dissolvido é maior que o coeficiente de solubilidade. Trata-se das soluções instáveis.

- A curva de solubilidade é a fronteira entre as regiões I e II e qualquer ponto dessa curva indica que a massa de KNO3 dissolvida é igual ao coeficiente de solubilidade. Trata-se das soluções saturadas.

EXERCÍCIOS

01. Classifique, quanto ao estado de agregação

(sólida, liquida ou gasosa), as seguintes soluções:

a) Ar atmosférico filtrado: b) NaCI dissolvido em água: c) Acetona e água: d) Iodo dissolvido em clorofórmio: e) Liga de cobre e zinco: 02. Classifique, quanto à natureza das partículas

(iônica ou molecular), as soluções:

a) HCI em água: b) C6 H12O6 em água: c) NaOH em água: d) Na2CO3 em água: e) Álcool comum em água: 03. Foram agitados 39 g de nitrato de cálcio

[Ca(NO3)2] com 25g de água a 18°C. O sistema resultou heterogêneo e por filtração foram obtidos 57,5 g de solução saturada. Calcule o Ks do sal a 18°C.

TESTES

01. O coeficiente de solubilidade (Ks) do KCI varia

com a temperatura conforme a tabela:

De acordo com a tabela, a massa de sal

necessária para preparar 1000 g de solução aquosa saturada a 50°C é aproximadamente:

a) 714g b) 400g c) 286g d) 500g e) 40g 02. (MACK) O diagrama a seguir representa a

curva de solubilidade em que o soluto:

a) Se dissolve, absorvendo calor. b) Se dissolve, liberando calor. c) Se dissolve, se liberar ou absorver calor. d) E gasoso, e o solvente é um liquido. e) E insolúvel no solvente. 03. (UFPR) Para uma solução binária é válida a

curva do gráfico abaixo, onde o eixo das abscissas contém as temperaturas, em °C, e o das ordenadas os valores da solubilidade, em g do soluto por 100 g de solvente.

Considerando os pontos A, B e C e a curva dada, pode-se afirmar corretamente que: a) A solução indicada no ponto A é

supersaturada. b) A solução indicada no ponto B não pode

existir. c) A solução no ponto B é supersaturada. d) 08) A solução no ponto C é saturada. e) 16) A curva é válida apenas para soluto e

solvente líquidos. 04. (UFMG) Adicionando-se soluto a um solvente

chega-se a um ponto em que o solvente não mais consegue dissolver o soluto. Nesse ponto a solução torna-se:

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a) Diluída b) Concentrada c) Fraca d) Supersaturada e) Saturada 05. (PUC –SP) A uma solução de NaCI foi

adicionado um cristal desse sal e verificou-se que este não se dissolveu, provocando, ainda,

a formação de um precipitado. Pode-se concluir que a solução original era:

a) Estável b) Diluída c) Saturada d) Concentrada e) Supersaturada

PREPARO DE SOLUÇÕES

PREPARANDO UMA SOLUÇÃO NA INDUSTRIA

A preparação de Coca-Cola é feita em recipientes de grande volume, onde pequenas quantidades são retiradas engarrafadas e posteriormente comercializadas.

Cada garrafa guarda a mesma relação entre a quantidade de solto e a de solução (o gosto da Coca-Cola é sempre o mesmo):

PREPARANDO UMA SOLUÇÃO NO LABORATÓRIO

O frasco com a solução preparada deve ser tapado e rotulado para indicar o seu conteúdo. Se do frasco for retirado 0,5 L da solução, haverá nesse volume exatamente 40g de NaH dissolvidos. Se for retirado 0,25 L, teremos exatamente 20g de NaOH dissolvidos.

solução da L25,0soluto de g20

solução da L5,0soluto de g40

solução da L0,1soluto de 80g

==

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Dos exemplos citados (Coca-Cola e solução de NaOH), concluímos que cada porção da solução apresenta a mesma relação entre a quantidade de soluto e a quantidade da solução. Isso ocorre porque solução é mistura homogênea.

UNIDADE DE CONCENTRAÇÃO

Denominam-se unidade de concentração as maneiras diferentes de se expandir as relações existentes entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente ou solução.

CONCENTRAÇÃO COMUM DA SOLUÇÃO (C)

Vm

C 1=

A concentração comum indica a massa de soluto presente em determinado volume de solução. Geralmente se utiliza a massa em gramas e o volume em litros. A concentração comum também é denominada “concentração em gramas por litros”.

LEITURA DE UM RÓTULO

“Em cada 1,0 L da solução preparada teremos 9,0 g de NaCl.”

Assim “Em cada 0,5 L da solução preparada teremos 4,5 g de NaCl.”

TÍTULO EM MASSA (T) Onde: T = título em massa da solução (adimensional) m1 = massa do soluto (g) m2 = massa do solvente (g) m = massa da solução (g)

O título em massa é a fração que indica a

massa do soluto contida em uma determinada massa da solução.

LEITURA DE UM RÓTULO “Em cada 100 g de solução temos: m1 = 20 g; m2 = 80 g; m = 100g.” “Em cada 200 g de solução temos: m1 = 40 g; m2 = 160 g; m = 200 g.”

DENSIDADE DA SOLUÇÃO (d)

Vm

d =

Onde: d = densidade da solução (g/mL = g/cm³; gL = g/dm³; kg/dm³ = kg/L) m = massa da solução (g) V = volume da solução (mL = cm³; L = dm³) A densidade de uma solução é a relação entre a sua massa e o volume ocupado por ela.

Calcula-se a densidade de uma solução dividindo-se sua massa por seu volume.

LEITURA DE UM RÓTULO Considere o rótulo do frasco: “Cada 1,00 cm³ da solução contida no frasco apresenta uma massa de 1,84 gramas.”

A DENSIDADE E SUAS UNIDADES

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Lembrando que: 1 mL = 1cm³ 1.000 mL = 1.000cm³ = 1,0 L = 1,0 dm³, podemos expressar a densidade em várias unidades:

NÃO CONFUNDA CONCENTRAÇÃO

COMUM COM DENSIDADE

Onde: C = 220 g/L, ou seja, em cada 1,0 L dessa solução estão dissolvidos 220 g do soluto HCl. d = 1,1 g/cm³ = 1.100 g/L, ou seja, 1L dessa solução possui uma massa total (m1 + m2) igual a 1.100 g. Assim:

• Comparando-se volumes iguais de várias soluções, a mais concentrada é a que apresenta uma massa de soluto maior.

• Comparando-se volumes iguais de várias soluções, a mais densa é a que apresenta uma massa total maior.

A molaridade indica quantos mols de soluto estão presentes num determinado volume de solução expresso em litros.

A molaridade também é denominada “concentração em mols por litro”.

LEITURA DE UM RÓTULO

“Em cada 1,0 L da solução preparada,

estarão contidos 2,0 mols de NaOH (80 g de NaOH).” (A massa molar do NaOH é 40 g/mol.)

UMA IDÉIA DOMESTICA DO QUE SE FAZ NUM

LABORATÓRIO (NOÇÃO PRÁTICA DA MOLARIDADE)

PORCENTAGEM EM PESO (Pp ou P%)

Pp = 100 . T

Exemplo:

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Qual a molaridadd de uma solução de Nal que encerra 45 g do sal em 400 mL de solução? (Dados: Na = 23; l = 127) M = ?

m1 = 45 g V = 400 mL = 0,4 L O volume deverá ser transformado para

litro. Para isso devemos dividir o volume dado em mL, por 1000: 400/1000 = 0,4.

A massa molecular do Nal é: Na = 1 . 23 = 23

l = 1 . 127 = 150127

L/mol75,04,0150

45VMol

mM

1

1 =⋅

=⋅

=

EXERCÍCIOS

01. Qual o título de uma solução que foi constituída

com 8 g de gás clorídrico (HCl) e 392 g de água?

02. Calcule a porcentagem em peso de uma

solução contendo 10 g de soluto e 190 g de solvente.

03. Calcular a concentração (em g/L) de uma

solução de KNO3 sabendo-se que ela encerra 60g do sal em 300 cm³ de solução.

TESTE

01. Qual a massa de soluto que deve ser

adicionada a 200 g de solvente para se obter uma solução cujo título é 0,6?

a) 100g

b) 200g c) 300g d) 400g e) 500g 02. Quer se preparar 70 mL de uma solução

aquosa de KBr cuja concentração comum seja 0,30 g/mL. Qual a massa de sal necessária para se preparar essa solução?

a) 3,5g b) 7g c) 14g d) 21g e) 28g 03. Obtém-se 250 cm³ de uma solução 3M

dissolvendo-se 34,5 de soluto em água suficiente. Calcule a massa molar da substância dissolvida.

01) 4,6g 02) 46g 04) 460g 08) 0,46Kg 16) 0,046Kg 32) 4,6 . 10-2 Kg 04. Uma solução aquosa de CaCl2 apresenta título

igual a 0,03. Que massa (em g) dessa solução deveremos tomar para obtermos, por evaporação completa de água , 6 g de soluto?

a) 200g b) 150g c) 100g d) 50g e) 25g 05. 50g de NaOH foram dissolvidos em água

suficiente para se obterem 200 mL de solução. Qual a concentração comum (g/L) da solução?

a) 50 b) 100 c) 150 d) 200 e) 250 06. 7,1 g de um determinado sal são dissolvidos

para formarem 100 mL de solução 0,5 mol/L. Qual a massa molar desse sal?

a) 71g b) 142g c) 180g d) 205g e) 284g 07. Calcule a massa de ácido fosfórico (H3PO4) que

deve ser dissolvida em água para se obter 1200mL de solução 2 mols/L?

(Dados: H = 1; P = 31; O = 16) a) 235200 g b) 23520 g c) 2352 g

Deus é nosso refugio em todo o tipo de tormenta.

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d) 235,2g e) 23,52g RELAÇÃO ENTRE AS UNIDADES DE

CONCENTRAÇÃO

C = 1000 . d . T = M . Mol1

C = 1000 . d . T C = Mol1 . M

1000 . d . T = M . Mol1 Exemplo: Uma solução aquosa de brometo de cálcio têm concentração igualo a 10 g/L e densidade

praticamente igual a 1 g/mL. Sua molaridade e título são respectivamente: (Dados: Ca = 40; Br = 80) a) 0,10 e 0,01 b) 0,05 e 0,01 c) 0,05 e 0,1 d) 0,083 e 0,1 e) 0,166 e 0,01 C = 10 g/L d = 1 g/mL M = ? C = 1000 . d . T C = 1000 . 1 . T 10 = 1000 . 1 . T T = 10/1000 = 0,01 M = 10/200 = 0,05

Quadro dos

Tipos de Concentração

PARTES POR MILHÃO Esse termo é freqüentemente utilizado para soluções muito diluídas e indica quantas partes do soluto existem em um milhão de parte da solução. Assim, uma solução 20 ppm contém 20g do soluto em 1 milhão de g da solução, na realidade estamos determinando o título da solução. Nesse exemplo, temos:

21

1

mmm

9999802020

100000020

+=

+==τ

Pode-se notar que, como a solução é muito diluída, a massa de solvente é praticamente igual à massa da solução. Então, quando trabalhamos com ppm, a massa do solvente corresponde à massa da solução. Na temperatura ambiente (20°C), a quantidade de gás oxigênio dissolvido em água é

de 10 ppm, indicando que existem 10 g de O2

dissolvido em cada 1 milhão de g de H2O, ou 10mg de O2 para cada 1 milhão de mg de H2O. Considerando a relação entre as unidades de massa, temos:

Logo, 1 milhão de mg de água correspondem a 1 Kg de água. Então, pode-se dizer que em 1 Kg de água existem 10 mg de O2 dissolvidos. Note que: 1 Kg = 10³ g = 106 mg, então:

ppm que mesmo o é solvente Kg

soluto mg

Dessa forma, assim como 10% significa 10 partes em massa, 10 ppm significa 10 partes em 1 milhão de partes. Observe o exemplo prático da utilização do ppm: de acordo com a padronização internacional, a água potável não pode conter mais do que 5,0 . 10-4mg de mercúrio, por grama de água. Essa quantidade máxima permitida de Hg pode ser expressa em ppm da seguinte maneira:

QUÍMICA

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Ppm = Kg em solvente do massa

mg em soluto do massa

Então: 5,0 . 10-4 mg = 5,0 . 10-1 mg/Kg = 5,0 . 10-1ppm = 0,5 ppm

DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES Transformando um cafezinho “forte” em “fraco”.

Concentrado e diluído só fazem sentido quando comparamos duas soluções do mesmo soluto.

Quanto maior a quantidade de soluto prescrito num determinado volume de solução mais concentrada será essa solução. Quanto menor a quantidade de soluto presente num determinado volume de solução, mais diluída será essa solução. Um cafezinho “muito forte” (concentrado) pode se tornar “mais fraco” (diluído) pela simples adição de água. O que ocorre ao se adicionar água a uma solução?

A adição de água não altera a quantidade de soluto (m1 e n1), mas aumenta a quantidade total de solução (m e V), o que provoca uma diminuição da C, τ e m. Com base nessas constatações, pode-se relacionar algumas formas de exprimir concentração antes e depois da diluição:

Da mesma maneira, pode-se estabelecer esse tipo de relação para outras formas de expressar concentração.

MISTURA DE SOLUÇÕES

MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO, SEM REAÇÃO QUÍMICA

Partimos de 2 soluções de mesmo soluto que serão misturados.

Vamos considerar para efeito de cálculos que o

volume final é a soma dos volumes iniciais. “Nem sempre isso ocorre na prática.”

“Quando se misturam soluções de mesmo soluto, a quantidade de soluto na solução final (f) é igual à soma das quantidades de soluto nas soluções iniciais.”

A fórmula C1 . V1 = CA . VA + CB . VB é valida para calcular a concentração final, sempre que forem misturadas soluções de mesmo soluto.

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III

IIII111 VV

VCVCC

+⋅+⋅

=

Raciocínio semelhante pode ser aplicado à molaridade, uma vez que o número de mol do soluto permanece inalterado.

III

IIIIIIf VV

VCVMM

+⋅+⋅

=

Exemplo: Considere 40 mL de uma solução 0,5 M de NaCl. Que volume de água deve ser adicionado para que a sua concentração caia para 0,2 M? Resolução: Solução I {VI = 40 mL MI = 0,5 M} Solução II {VII = ? MII = 0,2M} Então: MIVI = MIIVII ∴ 0,5 . 40 = 0,2VII

mL1002,040.5,0

VII ==

Para calcular o volume de água acrescentado na solução, procedemos da seguinte maneira:

Vac = Vf - VI

Vac = 100 – 40 = 60mL

A ANÁLISE VOLUMÉTRICA A partir de medidas de volume de duas soluções que podem reagir uma com a outra é possível determinarmos a concentração de uma delas, desde que se conheça a concentração da outra. A solução de concentração conhecida é chamada solução padrão. Para prepará-la, temos que nos servir de alguns instrumentos.

Através de uma pipeta , mede-se com boa precisão, o volume de uma amostra a ser titulada, isto é, uma amostra cuja concentração deverá ser determinada. A seguir, temos a representação de dois momentos de uma acidimetria – em que a determinação da concentração do ácido será feita a partir da base de concentração conhecida.

Para que se possa visualizar o momento exato em que a quantidade de base gotejada através da bureta é suficiente para neutralizar todo o ácido do erlenmeyer, recorre-se a um indicador, o caso a solução de fenolftaleína. Essa solução é um indicador ácido-base que em meio ácido e neutro é incolor. A “viragem”

pipeta – tubo de vidro (graduado ou não), com dilatação ou

câmara de ar, utilizado no transporte e dosagem de drogas nas análises e experiências de laboratório.

acidimetria – processo volumétrico de análise que permite avaliar a quantidade de ácidos contida em um soluto.

bureta – tubo graduado que se usa para as dosagens dos reagentes químicos.

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desse indicador consiste na brusca mudança de incolor para rosa-choque em virtude na primeira gota em excesso de NaOH(aq), o que torna o meio ligeiramente básico. A “viragem” de qualquer indicador serve para determinar o final da titulação.

A experiência realizada consistiu em determinar a concentração de uma solução utilizando-se uma solução de concentração conhecida. Essa experiência recebe o nome de titulação.

TESTES

01. (UEMA – MA) O volume em litros de água

necessário para transformar 500 mL de uma solução 0,6 M em outra solução 0,15 M é:

a) 1,5 L b) 20 L c) 15 L d) 2 L e) 2,5 L 02. (FUVEST-SP) Se adicionarmos 80 mL de água a

20 mL de uma solução 0,1 molar de hidróxido

de potássio, obteremos um solução de concentração molar igual a:

a) 0,010 b) 0,020 c) 0,025 d) 0,040 e) 0,050 03. (UFPI) A uma amostra de 100mL de NaOH de

concentração 20 g/L foi adicionada água suficiente para completar 500 mL. A concentração, em g/l, dessa nova solução é igual a:

a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 8 04. (UFRN) O volume de água, em mL, que deve

ser adicionado a 80mL de solução aquosa 0,1 M de uréia, para que a solução resultante seja 0,08 M, deve ser igual a:

a) 0,8 b) 1 c) 20 d) 80 e) 100 05. (FUC-MT) Na diluição de uma solução, podemos

afirmar que: a) A massa do solvente permanece constante. b) A massa do soluto permanece constante. c) O volume da solução permanece constante. d) A molaridade da solução permanece constante. e) Nenhuma das alternativas. 06. (FEST) O volume de uma solução de hidróxido

de sódio 1,5 M que deve ser misturado a 300 mL de uma solução 2M da mesma base, a fim de torná-la solução 1,8 M é:

a) 200 mL b) 20 mL c) 2000 mL d) 400 mL e) 350 mL 07. (FCC) Dois equipamentos de laboratório

comumente utilizados em titulações são: a) Funil de separação e bureta. b) Bureta e erlenmeyer c) Balão de fundo redondo e condensador. d) Balão volumétrico e cadinho. e) Pipeta e mufla.

TERMOQUÍMICA

Quando oramos pelos outros estamos fazendo algo muito importante.

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A energia necessária aos meios de transportes, ao funcionamento de motores, aos processos vitais como andar, correr, etc, são obtidos através de reações químicas. Através da queima de combustíveis (transformação de calor), paises como EUA e o Canadá obtêm energia elétrica, porque não dispõem de quedas d’água. Reações químicas são importantes para obtenção de novos materiais e também como fontes de calor. Foi dessa forma, sem dúvida, que o homem primitivo provocou a queima da madeira, gerando o fogo.

Termoquímica é a ciência que estuda as transferências de calor associadas a uma reação química ou mudança no estado físico de uma substância.

Atualmente existem aparelhos em que é possível realizar uma reação química com perda de calor nula ou desprezível. Nesses aparelhos chamados calorímetros pode-se determinar o calor de reação. Como vimos, as reações químicas são sempre acompanhadas por uma liberação ou absorção de energia. Sob esse aspecto, as transformações químicas podem ser classificadas em reação exotérmica , aquelas que liberam calor e as reações endotérmicas , aquelas que absorvem calor.

Alguns processos físicos endotérmicos são comuns em nosso cotidiano, como a fusão do gelo ou a evaporação da água. Neles, as mudanças de estado são possíveis graças ao calor retirado do ambiente.

exotérmica – que desprende calor. endotérmico – diz-se do sistema físico ou químico que

absorve calor.

Nesses casos, o ambiente perde calor e o sistema em transformação ganha energia térmica. A Termoquímica ocupa-se do estudo de efeitos térmicos associados às reações químicas e a fenômenos físicos, como mudanças de estado e dissoluções.

ENTALPIA Chamamos de entalpia a somatória de todas as energias contidas em um sistema químico, tais como a energia que mantém os átomos unidos na formação das moléculas e a interação destas dentro do sistema, bem como s energias potencial e cinética dessas moléculas. Simbolicamente entalpia é H.

Entalpia (H) é o conteúdo global de energia (calor) de um sistema.

VARIAÇÃO DE ENTALPIA (∆H)

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Para qualquer reação que ocorra a pressão constante, o calor de reação é exatamente igual à diferença entre a entalpia dos produtos e dos reagentes. Uma reação que ocorra em frasco aberto é dita à “pressão constante”. Comumente o ∆H é usado para indicar os calores de reação.

VARIAÇÃO DE ENTALPIA DE UMA REAÇÃO EXOTÉRMICA E ENDOTÉRMICA

• Reação exotérmica: ∆H < 0

O sistema inicial perde calor ao se

converter no sistema final. Logo, podemos concluir que:

Hf < Hi Assim: ∆H = Hf – Hi < 0 O sinal negativo do valor de ∆H indica que a reação é exotérmica. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(() ∆H = - 68,3 kcal

REAÇÃO EXOTÉRMICA

Interpretação: Quando 1 mol de gás H2 e ½ mol de gás O2

reagem a 25º e 1 atm para originar 1 mol de H2O (líquido), o sistema perde 68,3 kcal.

• Reação endotérmica: ∆H > 0

O sistema inicial ganha calor ao se

converter no sistema final. Logo, podemos concluir que:

Hf > Hi Assim: ∆H = Hf – Hi > 0 O sinal positivo do valor de ∆H indica que a reação é endotérmica. N2(g) + O2(g) 2 NO(g) ∆H = + 43 kcal

REAÇÃO ENDOTÉRMICA

Interpretação: Quando 1 mol de H2O (líquido) se decompõe a 25°C e 1 atm para originar 1 mol de gás H2O e ½ mol de gás oxigênio, o sistema recebe 68,3 kcal.

EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA A entalpia de um elemento varia de acordo com o estado físico, a pressão, a temperatura e a variedade alotrópica desse elemento. Logo, em uma equação termoquímica, devemos indicar:

• A variação de entalpia (∆H) • Os estados físicos de todos os participantes

e, também, as variedades alotrópicas, caso existam.

• A temperatura e a pressão nas quais a reação ocorreu.

• O número de mols dos elementos participantes.

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Observe a reação abaixo, representada pela

seguinte equação:

LEITURA DA EQUAÇÃO

“Quando, a 25ºC e 1 atm, dois mols de H2(g) reagem com um mol de O2(g), o processo libera 571,6 kJ para se transformar em 2 mols de água líquida.” É muito comum, em Termoquímica, a execução de reações a 25ºC e 1 atm, chamadas por convenção de condições ambientes. Quando um valor de ∆H é medido nessas condições, isso pode ser indicado utilizando-se o símbolo (º) superescrito: ∆Hº, Assim, o último exemplo pode ser também apresentado da seguinte maneira: 2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O2(l) ∆H° = -571,6 kJ Você deve estar questionando o porquê da necessidade de se especificar na equação termoquímica informações como forma alotrópica, temperatura, estados físicos, etc. Isso se faz necessário porque os valores de ∆H dependem desses fatores, como veremos a seguir. Como fatores que afetam a entalpia, podemos citar:

• O estado físico dos reagentes e produtos. • O estado alotrópico dos reagentes e

produtos.

OS ESTADOS FÍSICOS DE REAGENTES E PRODUTOS

A mudança no estado físico de um ou mais participantes da reação pode alterar o valor do ∆H, como podemos verificar nos exemplos:

ENTALPIA DE SUBSTÂNCIA SIMPLES

Analise as equações termoquímicas:

As duas equações diferem comente na forma alotrópica de um dos seus reagentes – o carbono (grafite e diamante).

Representemos graficamente os dois processos:

A diferença entre ∆H e ∆H’ está na presença de entalpia existente entre as formas alotrópicas do carbono. Pelo gráfico fica claro que:

HC(diam) > Hc(graf) Mas qual a entalpia do C(Graf) ? E a do C(diam)? Até agora discutimos sempre a variação de entalpia (∆H) e nunca mencionamos o valor da entalpia de uma dada substância. Isso porque é impossível medi-la. Da mesma forma que, na queda de um corpo, atribuímos arbitrariamente o valor zero à energia potencial gravitacional do solo, fixamos: Entalpia da substância simples na forma alotrópica mais estável, a 25 ºC e 1 atm, é zero (por convenção).

H = 0 Assim, nas condições padronizadas (25°, 1 atm) têm entalpia zero o oxigênio, a grafite, o enxofre rômbico, etc., enquanto outras formas alotrópicas menos comuns têm entalpia diferente de zero (ozônio, diamante, enxofre monoclínico, etc.).

TIPOS DE CALORES DE REAÇÃO

CALOR DE COMBUSTÃO É a variação de entalpia ∆H, associada à combustão de um mol dela, estando os

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participantes da reação a 25°C e atm (estado padrão). A partir da informação “A entalpia de combustão do etano (C2H6 gasoso) é – 372,8 kcal/mol”, podemos escrever a equação termoquímica:

C2H6(g) + 7/2 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(i) ∆H = - 372,8 kcal

Tal equação pode ser assim interpretada: quando 1 mol de C2H6(g) sofre combustão, formam-se 2 mols de gás carbônico e 3 mols de água líquida e são liberadas 372,8 quilocalorias na condição padrão.

CALOR DE FUSÃO É a variação da entalpia observada (calor absorvido) na fusão total de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm.

H2O(s) H2O(i)

∆H = +1,7 kcal/mol (calor de fusão da água sólida)

CALOR DE SOLIDIFICAÇÃO É a variação de entalpia observada (calor liberado) na solidificação total de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm.

H2O(i) H2O(S)

∆H = -1,7 kcal/mol (calor de solidificação da água líquida)

CALOR DE VAPORIZAÇÃO É a variação de entalpia observada (calor absorvido) na vaporização total de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm.

H2O(i) H2O(V)

∆H = + 10,5 kcal/mol (calor de vaporização da água líquida)

CALOR DE CONDENSAÇÃO

É a variação de entalpia observada (calor liberado) na condensação de 1 mol da substância, à pressão de 1 atm.

H2O(V) H2O(I)

∆H = - 10,5 kcal/mol (calor de condensação da

água)

CALOR DE SOLUÇÃO OU CALOR DE DISSOLUÇÃO

É a variação de entalpia observada na neutralização de 1 equiv-g de um ácido com 1 equiv-g de uma base, ambos em soluções diluídas. Quando a neutralização ocorre entre um ácido e uma base fortes, o calor de neutralização é praticamente constante, pois a única reação que realmente ocorre é a seguinte:

H+(aq) + OH-

(aq) H2O(l) ∆H = - 13,8 kcal/mol

Se o acido ou a base, ou ambos, são eletrólitos fracos, o calor de neutralização é diferente em cada caso. Essa diferença se dá em virtude de ocorrerem outras reações simultaneamente à de neutralização (hidrólise, hidratação, etc...), cujos ∆H, somados ao calor de neutralização, dão no balanço energético final um valor diferente de 13,8 kcal/mol.

ENERGIA DE LIGAÇÃO

É uma grandeza termoquímica usada para medir a intensidade da força de ligação entre dois átomos. É definida assim:

Energia de ligação é a variação de energia (∆H) observada quando 1,0 mol de ligação é quebrado no estado gasoso a 25ºC e 1 atm.

ENERGIA DELIGAÇÃO DA MOLECULA

DE HIDROGÊNIO (H2) Considere a quebra de 1 mol de ligação de moléculas de hidrogênio gasoso H2(g) em átomos de

hidrogênio gasoso, H(g), a 25ºC e 1 atm: H2(g) 2H(g)

∆H = + 104,2 kcal/mol de molécula de H2

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LEITURA DA EQUAÇÃO E DO GRÁFICO “104,2 kcal é a quantidade de energia que deve ser fornecida, a 25ºC e 1 atm, para romper 1 mol de ligação H – H no estado gasoso em 2,0 mols de átomos de hidrogênio gasoso.” A tabela a seguir relaciona alguns valores de entalpia de dissociação de algumas moléculas diatômicas.

Quanto maior o valor da energia de ligação, mais estável é essa ligação. Assim, podemos dizer que a ligação Cl – Cl é mais estável que a F – F. Isso significa que é mais difícil separar átomos de cloro do que átomos de flúor das respectivas moléculas.

CÁLCULO DO ∆H DE UMA REAÇÃO COM O AUXILIO DA ENERGIA DE LIGAÇÃO Usando a tabela de energia de ligação vamos, como exemplo, calcular o ∆H da reação:

CH4(g) + Cl2(g) CH3CL(g) + HCl(g) ∆H = ?

Resolução: 1°. Reagentes: as ligações entre os átomos são quebradas, obtendo-se átomos livres (∆H positivo, o processo é sempre endotérmico).

2°. Produtos: os átomos livres formados no 1º passo se unem dando origem a novas ligações (∆H é negativo, o processo é sempre exotérmico). 3º Aplica-se a Lei de Hess.

∆H = ∆H1º passo + ∆H 2º passo

Numericamente, temos:

ENTALPIA DE FORMAÇÃO OU CALOR DE FORMAÇÃO

É a variação de entalpia associada à reação

de síntese de 1 mol da substância, a partir de seus elementos constituintes na forma mais estável, a 25º e 1 atm.

Exemplo:

IMPORTÂNCIA DO CALOR MOLAR DE FORMAÇÃO (∆Hf) O calor molar de formação de uma substância é numericamente igual à entalpia de 1 mol da substância. 1H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(f) ∆Hf = -285,8 kJ, ou o ∆H molar de formação de água líquida é 285,8 kJ

CURIOSIDADE:

O metano, CH4(g) é um gás incolor, inodoro, insípido e menos denso que o ar. É solúvel em etanol, éter etílico e ligeiramente solúvel em água.

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É altamente tóxico e asfixiante. É utilizado como combustível e pode ser obtido ser obtido em biodigestores (foto acima) a partir da decomposição do lixo orgânico, como restos de

alimentos, papel etc., feita por microrganismos anaeróbicos.

APLICAÇÃO DOS CALORES MOLARES DE FORMAÇÃO O ∆H de uma reação pode ser calculado sem o uso de calorímetro, bastando conhecer as entalpias molares de formação dos reagentes e dos produtos de reação.

∑ ∑ ∆−∆=∆ )r(f)p(f HHH

Vamos, como exemplo, calcular o calor molar de combustão do etanol(l):

LEI DE HESS

Como determinar o ∆H, de uma substância sem realizar a reação de formação? A Lei de Hess que é de caráter experimental, estabelece que:

A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida) numa reação química depende apenas do estado inicial e final da reação.

Na pratica, nem toda reação de formação ocorre. Um exemplo de uma reação quantitativamente muito difícil é a combustão do C(g) produzindo CO(g). Durante a reação, parte do CO(g) reage com o O2 (g) e forma CO2(g), enquanto parte do carbono fica sem reagir. Desse modo, o calor molar de formação do CO(g) é impossível de ser determinado experimentalmente. Assim como o ∆H do CO(g) é impossível de ser determinado, muitos outros ∆Hf também o são, o que acarretaria um sério

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problema para o termoquímico: a tabela de ∆Hf estaria incompleta. Para resolver esse problema, observaremos algumas propriedades matemáticas das equações químicas.

1ª PROPRIEDADE O valor numérico do ∆H de uma reação é diretamente proporcional à quantidade (em massa ou mols) de reagentes e produtos. O ∆H participa da estequiometria da equação. Exemplo: 1H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(f)

∆H = -68kcal Multiplicando a equação por 2: 2H2(g) + 1 O2(g) 2H2O(f)

∆H = -136kcal

2ª PROPRIEDADE A reação direta e a reação inversa apresentam o mesmo valor de ∆H em módulo, porem com sinal trocado. São exemplos: 1H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(f)

∆H = -68kcal Multiplicando a equação por 2: 2H2O(f) 1H2(g) + 1/2 O2(g)

∆H = + 68kcal

3ª PROPRIEDADE Aditividade das equações termoquímicas. Tomaremos um caso em que a soma da equação (etapas) permite o cálculo de um ∆Hc (etapa global).

A soma das três etapas permite o cálculo do calor molar de combustão do CH4(g) (etapa global).

∆Hc = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 Essa relação é conhecida como Lei de Hess, que pode ser enunciada da seguinte maneira:

“Uma equação termoquímica (etapa global) pode ser expressa pela soma de duas ou mais outras equações (etapas intermediárias), e como conseqüência o ∆H global da equação é a soma dos ∆H das etapas individuais.”

∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3

Segundo a Lei de Hess, o ∆H para uma reação global é sempre o mesmo, seja a reação direta, seja em etapas.

CÁLCULO DO ∆H

ATRAVÉS DE DIAGRAMA DE ENTALPIA Diagramas de entalpias são recursos visuais, comumente empregados para representar as etapas que ocorrem, no decorrer de um processo. Os diagramas de entalpia podem ser utilizados no cálculo do ∆H de uma reação. Exemplo:

Calcular o ∆H da reação: C(diamante) + O2(g) CO2(g) Resolução:

Para obtermos o ∆H1, devemos: • Marcar, no diagrama, a posição ocupada por

reagentes e produtos. • Traçar, no diagrama, um valor orientado

dos reagentes aos produtos, o qual representará a ∆H a ser calculada.

• Orientar os demais vetores, no sentido daquele que representa a ∆H a ser calculada. A inversão de um vetor acarreta na mudança do sinal da ∆H.

• Efetuar a soma dos vetores.

EXERCÍCIOS

01. Das substancias a seguir, quais apresentam

entalpia (∆H) zero sob pressão de 1 atm a 25ºC?

a) O2(g)

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b) O3(g) c) H2O(l) d) CO2(g) e) Hg(l) f) C(grafite) g) Fe(S) h) CO(g) 02. Equacione s reações de formação das seguintes

substâncias, no estado padrão: a) H2O(l) b) HCl(g) c) NO2(g) d) C6H6(l) 03. Equacione a combustão completa das

substâncias: a) Cdiam b) CH4(g) c) C3H6(g) d) C2H6O(l) 04. Indique quais são os fatores que podem fazer

variar a quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação química, isto é, que podem influenciar o valor da variação de entalpia (∆H). ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

05. Na transformação alotrópica que ocorre no

aparelho comercialmente conhecido como ozonizador tem-se:

3 O2(g) 2 O3(g) ∆H = + 68 kcal

a) Tal reação é endotérmica ou exotérmica? ______________________________________ b) Qual é a quantidade de calor envolvida na transformação de 1 grama de O2(g) em O3(g)? 06. (Unicamp-SP) Uma vela é feita de um material ao qual se pode atribuir a fórmula C20H42(S). Qual o calor liberado na combustão de 10,0 g dessa vela à pressão constante? Dados: ∆H = -13 300 kJ/mol. 07. Entre as equações abaixo esquematizadas, indique a mais exotérmica. Justifique a sua resposta.

I. 2H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(g) II. 2H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(ℓ) ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 08. (Fuvest-SP) Dadas as seguintes energias de

ligação, em quilojoules por mol de ligações (valores absolutos):

N ≡ N: 945,4 H ⎯ H: 436,0 N ⎯ H: 391,0

Calcule o calor (em quilojoules por mol de

NH3(g)) envolvido na reação representada por:

1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

TESTES

01. (MACK-SP) Dizemos que reações de combustão

são exotérmicas porque: a) Liberam calor. b) Absorvem calor. c) Perdem calor d) São higroscópicas. e) Liberam oxigênio. 02. (CENTER-BA) C(diamante) + O2(g) CO2(g)

∆H = -94,5 kcal/mol C(grafite) + O2(g) CO2(g)

∆H = -94,5 kcal/mol De acordo com as reações representadas

acima, a transformação de grafite em diamante se dá com a:

a) Absorção de 188,5 kcal/mol. b) Liberação de 188,5 kcal/mol. c) Absorção de 94,0 kcal/mol. d) Liberação de 0,5 kcal/mol. e) Absorção de 0,5 kcal/mol. 03. Considere as seguintes transformações que

ocorrem em uma vela acesa: I Solidificação da parafina que escorre da vela. II Queima da parafina. III Vaporização da parafina.

Dessas transformações, apenas: a) I é endotérmica. b) II é endotérmica.

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c) III é endotérmica. d) I e II são endotérmicas. e) II e III são endotérmicas. 04. São dados os seguintes valores das entalpias

das reações abaixo: 3C(S) + 4H2(g) C3H8(g)

∆H = -24,8 kcal/mol C(S) + O2(g) CO2(g) ∆H = -94,0 kcal/mol H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) ∆H = -68,3 kcal/mol O valor da entalpia de combustão total do

C3H8(g) será: a) –187,1 kcal b) –530,4 kcal c) +530,4 kcal d) –580,0 kcal e) +580,0 kcal 05. Calcule o ∆Hº da reação: C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g) Sendo dadas as entalpias de formação: C2H5OH(l) ∆Hº = - 33,8 kcal/mol CO2(g) ∆H° = - 94,0 kcal/mol H2O(g) ∆H° = - 57,8 kcal/mol a) –237,6 kcal b) +237,6 kcal c) +327,6 kcal d) –327,6 kcal e) –236,7 kcal 06. Dado o esquema:

É correto: 01) ∆H1 + ∆H3 = ∆H5 02) ∆H2 + ∆H4 = ∆H6 04) ∆H1 + ∆H3 = ∆H2 + ∆H4 08) ∆H1 + ∆H2 = ∆H3 + ∆H4 16) ∆H5 + ∆H6 = 0 32) ∆H1 + ∆H3 = ∆H2 07. (FUVESTE-SP) Dadas as seguintes energias de

ligação, em kjoule por mol de ligação: N ≡ N 950 H ⎯ H 430 N ⎯ H 390 Calcule o valor de energia térmica (em kjoule

por mol de NH3) envolvida na reação representada por:

a) – 100 kjoule b) + 100 kjoule c) – 50 kjoule d) + 50 kjoule

e) –730 kjoule 08. (UF. SÃO CARLOS-SP) Um dos sistemas

propelentes usados em foguetes é uma mistura de hidrazina (N2H4) como combustível e peróxido de hidrogênio (H2O2) como oxidante. Esses reagentes são chamados hipergólicos, isto é, eles iniciam a reação pelo simples contato. A reação que ocorre é:

N2H4(l) + 2H2O2(l) N2(g) + 4H2O(g) Os reagentes são misturados a 25ºC na relação molar indicada na equação. Qual é o calor de reação? São dadas as entalpias de formação: N2H4(l) = + 12 kcal/mol H2O2(l) = - 46 kcal/mol H2O(g) = - 57,8 kcal/mol a) –231,2 kcal/mol b) –80 kcal/mol c) – 151,2 kcal/mol d) –92 kcal/mol e) –104 kcal/mol 09. Observe as reações:

Ocorrem reações químicas em: a) I e II b) I e IV c) II e III d) II e IV e) III e IV 10. (UnB-DF) Cada uma das reações abaixo libera energia: I. 1 Cgrafita + ½ O2(g) 1 CO(g) ∆H I II. 1 Sn(S) + 1 O2(g) 1 SnO2(g) ∆H II Sabendo-se que ∆H I e ∆H II são as entalpias de reação para os processos I e II, respectivamente, julgue os itens seguintes, em verdadeiros ou falsos: a.( ) Os reagentes, na reação II, são as

substancias simples mais estáveis dos elementos estanho e oxigênio.

b.( ) As quantidades ∆H I e ∆H II são conhecidas como variação de entalpias de formação de CO2(g) e SnO2(S), respectivamente.

c.( ) O ∆H II é maior que zero. d.( ) A variação de entalpia de formação de O2(g)

a 25ºC e 1 atm, por definição, é diferente de zero.

e.( ) O processo II é um exemplo de combustão.

QUÍMICA

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CINÉTICA QUÍMICA

As reações químicas se processam sempre com diferente velocidade: • A combustão de uma vela é uma reação

lenta. • A explosão da dinamite é uma reação rápida. • A combustão do álcool é uma reação

relativamente lenta.

VELOCIDADE MÉDIA DA REAÇÃO (VM)

A Vm de uma reação química pode ser expressa pela razão entre a variação da concentração de um dos reagentes ou de um dos produtos e o intervalo de tempo no qual

Variação da concentração Vm = Variação de tempo (intervalo)

Além da molaridade , as variações das

quantidades de reagentes e produtos podem ser expressas em massa, volume (gases), número de mols, etc., enquanto o tempo pode ser expresso em hora, minuto e segundo. Quando a concentração de reagentes e produtos for expressa em molaridade, a expressão da velocidade média será dada por:

∆[ ]

Vm =

∆t

Onde: ∆ t = intervalo de tempo no qual ocorre a

variação da concentração, ou seja: ∆ t= (tfinal – tinicial)

∆ [ ] [final] – [inicial]

Observe a reação 2 NH3 → N2 + 3 H2 e, através de métodos adequados, um pesquisador verificou o quanto resta de NH3 e montou a seguinte tabela:

Concentração de NH3 8,0 4,0 2,0 1,0

Tempo (h) 0 1,0 2,0 3,0

combustão – ação de queimar; estado de um corpo que

arde, produzindo calor ou calor e luz. molaridade – molar – solução – aquela que contém em 1

litro de solução a molécula-grama da substância dissolvida.

Note que a concentração da amônia decresce com o passar do tempo. Ela está sendo consumida na reação.

INTERPRETAÇÃO DAS OBSERVAÇÕES: Um gráfico de concentração versus tempo

feito com os dados da tabela apresenta o aspecto de uma curva de crescente:

A curva decrescente indica que a amônia é

consumida com o passar do tempo. A partir dos dados experimentais, torna-se

possível calcular a velocidade média de consumo da amônia em diferentes intervalos de tempo:

CONDIÇÕES NECESSÁRIAS PARA QUE UMA REAÇÃO OCORRA

Vários são os fatores responsáveis pela

ocorrência de uma reação. Dentre eles: natureza dos reagentes, condições entre eles, choques eficazes e a energia de ativação.

NATUREZA DOS REAGENTES OU

AFINIDADE QUÍMICA. Pode ou não ocorrer reação entre

substâcias diferentes. Quando a reação ocorre, dizemos que existe uma afinidade entre os reagentes. Quanto de afinidade existe entre os reagentes?

Isso é difícil de determinar, um ácido e uma base por exemplo, sempre reagem logo, entre eles há uma “afinidade”. Já o O2 tem “afinidade” com o CO (monóxido de carbono) e na reação que ocorre entre eles forma-se o CO2; no entanto, o O2 não tem “afinidade” com o CO2.

CONTATO ENTRE OS REAGENTES Essa é a condição mais evidente para a

ocorrência ou não de uma reação. Os ácidos sempre reagem com as bases, mas para isso, é necessário o contato entre os reagentes.

CHOQUES EFICAZES E ENERGIA DE

ATIVAÇÃO Todas as reações químicas ocorrem quando

há rearranjo dos átomos que formam os reagentes. Esses rearranjos são ocasionados pela quebra de ligações entre os átomos dos reagentes e pela formação de novas ligações que irão originar os

aspecto – aparência; semblante; parte exterior das

coisas; ponto de vista; relação.

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produtos. No entanto, nem todos os choques entre as moléculas que compõem os reagentes resultam na formação de produtos; esses são os choques não eficazes.

De modo semelhante, os choques que resultam numa reação são denominados choques eficazes, ou efetivos Para que eles existam é necessário que a colisão ocorra em uma posição (geometria) privilegiada, favorável a quebra de ligações e á formação de outros.

No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos denominada complexo ativado.

Considere, por exemplo, a reação entre

gás hidrogênio e gás cloro, utilizando o modelo atômico de Dalton:

ENERGIA DE ATIVAÇÃO Apenas as moléculas dotadas de energia

conseguem, ao se aproximar com geometria favorável, sofrer colisões eficazes. Os químicos costumam representar graficamente essa situação.

Coordenada de reação ou caminho da reação

Existe uma barreira a ser vencida para que

as moléculas dos reagentes se transformem nos produtos.

Essa barreira é chamada energia de ativação.

Energia de ativação é o valor mínimo de energia que moléculas devem possuir para que uma colisão entre elas seja eficaz.

Existe um valor característico de energia de ativação, para cada reação. Esse valor não depende da temperatura e nem da concentração dos reagentes.

RESUMINDO Quanto maior for a energia de ativação,

mais lenta será a reação. Mostraremos nos gráficos abaixo, a

diferença ( ∆H) entre reagentes e produtos.

Reação exotérmica Reação endotérmica Perceba que esses gráficos são semelhantes aos mostrarmos no capitulo “termoquímica”, com a diferença que eles representam também o andamento de reação (formação do complexo ativado).

FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO

A velocidade de uma reação química depende de uma serie de fatores, dentre eles os principais são: energia de ativação, temperatura, concentração de reagentes, pressão, superfície de contato e catalisador.

Quando somos capazes de perdoar, coisas surpreendentes podem acontecer.

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FATOR DEFINIÇÃO INFLUÊNCIA NA VELOCIDADE Natureza dos

reagentes

Relaciona-se ao numero de átomos que precisam-se separar em cada substância reagente e, portanto, ao tamanho das moléculas participantes da reação.

Reações que envolvem a separação de muitos átomos são lentas e as que envolvem a separação de poucos átomos são mais rápidas. Exemplo: 1 C3H8(S) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4H2O(V) (reação muito lenta a 20°C) 1 HCℓ(aq) + 1 NaOH(aq) 1 NaCℓ(aq) + 1 H2O(ℓ) (reação instantânea a 20°C)

Superfície de

contato

É a área de um determinado reagente efetivamente exposta aos demais. Está relacionada ao estado de divisão da substância: barras, lâminas, fios, pó, partículas dissolvidas etc.

Quanto maior a superfície de contato dos reagentes envolvidos, maior a velocidade da reação e vice-versa. Por exemplo, a reação: 4 Fe(S) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(S) é muito mais rápida com o ferro em pó ou em limalha do que com o ferro em barra.

Luz e eletricidade

Muitas reações só são ativadas na presença de luz (reações fotoquímicas) ou de eletricidade (eletrólise).

Quanto maior o fornecimento de luz e de eletricidade, maior a velocidade das reações que são ativadas por esses fatores. Exemplos:

)(2f

)g(2)g(2

)(2)S()S(

OH2O1H2

Br1Ag2AgBr2

l

l

⎯⎯→⎯+

+⎯⎯ →⎯ λ

Pressão

O efeito da pressão é considerável apenas quando as substancias estão na fase gasosa, pois aumenta o contato entre os reagentes.

Quanto maior a pressão em sistemas em que ocorrem reações na fase gasosa, maior o contato entre as partículas reagentes e maior a velocidade da reação.

Temperatura

Por sser diretamente proporcional à energia cinética média (movimento) das partículas de uma substância, um aumento de temperatura implica um aumento do movimento das partículas e uma maior freqüência de colisões com possibilidade de choques efetivos.

Um aumento de temperatura aumenta a velocidade de qualquer tipo de reação química, seja ela exotérmica ou endotérmica, embora favoreça mais as reações endotérmicas (que absorvem energia). Regra de van’t Hoff: cada elevação de 10ºC na temperatura de uma reação duplica (ou até triplica) a sua velocidade.

Concentração

de reagentes

É a quantidade de partículas de reagentes existente por unidade de volume.

Quanto maior o número de partículas de reagente por unidade de volume, maior a chance de haver colisão efetiva entre essas partículas e maior a velocidade da reação.

Catalisador O catalisador é uma substância que interage com os reagentes fornecendo um “caminho mais fácil para que a reação se efetive”. O catalisador não sofre alteração permanente em sua massa ou composição. Pode participar do complexo ativado da reação, mas é integralmente recuperado no final.

Um catalisador adequado diminui a energia de ativação da reação aumentando a sua velocidade. A ação do catalisador pode ser intensificada por uma substância denominada promotor ou ativador (que sozinho não exerce nenhum efeito sobre a reação), ou pode ter sua ação inibida por determinada substância denominada veneno de catálise (que também não atua sozinho sobre a reação)

Inibidor O inibidor faz o contrário do catalisador, ou seja, interage com os reagentes fornecendo um “caminho mis difícil para que a reação de efetive”; pode participar do complexo ativado, mas é integralmente recuperado no final da reação.

A presença de um inibidor adequado aumenta a energia de ativação da reação, diminuindo a sua velocidade. Exemplo: o nitrito de sódio. NaNO2(g), diminui a velocidade da reação de decomposição das carnes.

ENERGIA DE ATIVAÇÃO Como já foi explicado anteriormente,

podemos resumir: uma reação será tanto veloz, quanto menor for sua energia de ativação.

TEMPERATURA

Podemos explicar com os exemplos: Um alimento cozinha mais rapidamente

numa panela de pressão, porque nesse tipo de panela a água ferve a temperatura maior, o que favorece o cozimento. Explicação: aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas, ou seja, aumentar a velocidade das moléculas.

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É fácil perceber que moléculas mais rápidas colidem com mais freqüência e com mais violência. Logo, mais moléculas reagem em um certo espaço de tempo e, com isso, a velocidade aumenta.

As moléculas reagentes não apresentam todas a mesma energia. E se, pudéssemos contar o número de moléculas com uma certa energia, montaríamos um gráfico como este:

Note que temos um grande número n de moléculas com energia média Em e número menores de moléculas com energia superior ou inferior ao valor médio.

Para melhor conservação de alimentos são

guardados em refrigeradores ou freezer, que

apresentam temperaturas menores que as do ambiente, diminuindo a velocidade das reações responsáveis pela decomposição.

Temos então:

Nessas condições mais moléculas reagirão,

e a velocidade da reação aumentará. Portanto: Um aumento de temperatura aumenta

a velocidade de qualquer reação, não importando se a reação é exo ou endotérmica.

CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES A velocidade de uma reação depende da

concentração dos reagentes, pois ela está relacionada com o número de choques entre as moléculas.

Exemplo: Seja a reação química: 1 A + 1 B → 1 AB O número de choques e,

conseqüentemente, a velocidade irão depender das concentrações de A e B. Vamos considerar 4 situações em que varia o número de moléculas de A e B, num mesmo volume, e numa mesma temperatura.

1ª situação

2ª situação

3ª situação

4ª situação

Isso demonstra que o número de colisões

e, conseqüentemente, a velocidade da reação são proporcionais ao produto das concentrações. Para uma reação de equação geral:

AA + BB → CC + DD Temos: v = K [A]a.[B]b Sendo: V = velocidade da reação em um

determinado instante de tempo. K = constante de proporcionalidade

denominada constante de velocidade ou constante cinética da reação. Para cada reação, K depende da temperatura.

[ ] = concentração molar Existem reações que ocorrem em uma

única etapa. Neste caso, os valores de a e b são os próprios coeficientes estequiométricos dos reagentes na equação de reação.

A grande maioria das reações ocorre em várias etapas e, nesses casos, a etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da reação.

PRESSÃO A pressão só exerce influência em reações

com reagentes gasosos. Se aumentarmos a pressão (diminuindo o

volume) aumentaremos o número de colisões e, portanto, a velocidade. Aumentar a pressão equivale a aumentar a concentração de participantes gasosos, o que também explica o aumento da velocidade da reação.

SUPERFÍCIE DE CONTATO Quanto maior a superfície de contato dos

reagentes, maior a velocidade da reação.

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Observe um prego e uma palha de aço, suponhamos que as massas sejam as mesmas. Entretanto, é fácil perceber que as superfícies de contato não são iguais. Vamos colocar o prego, e

a palha de aço em soluções de HCI de mesma concentração. A reação que ocorre com a palha de aço e o ácido é bem mais rápida porque a velocidade depende da superfície de contato e não da concentração do prego ou da palha de aço.

CATALISADORES São substâncias capazes de acelerar uma

reação sem sofrerem alteração, isto é, não consumidas durante a reação.

Os catalisadores têm a capacidade de diminuir a energia de ativação, fazendo com que a reação se processe de maneira diferente.

OBSERVAÇÕES IMPORTANTES O termo velocidade em Química não tem o mesmo sentido que em Física – espaço percorrido em função do tempo. Em Química, o termo velocidade está relacionado ao quanto uma reação

catalisadores – Substancia que acelera ou retarda uma

ação química; incentivador.

química se desenvolve mais rapidamente ou mais lentamente, ou seja, é sinônimo de taxa de rapidez de uma reação ou taxa de desenvolvimento de uma reação. A transformação natural do diamante em grafita é um exemplo de reação extremamente lenta.

O apodrecime

nto de uma fruta é um exemplo de reação lenta (moderada).

A explosão dos fogos de artifício é um exemplo de reação instantânea.

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RUSUMINDO: SUPERFÍCIE DE CONTATO

MAIOR SUPERFÍCIE DE

CONTATO

MAIOR NÚMERO

DE CHOQUES

MAIOR

VELOCIDADE DA REAÇÃO

TEMPERATURA

AUMENTO DE

TEMPERATURA

AUMENTO DA

ENERGIA CINÉTICA

MÉDIA DAS MOLÉCULAS

AUMENTO DO NÚMERO

DE MOLÉCULAS

COM ENERGIA

MAIOR QUE A DE

ATIVAÇÃO

AUMENTO

DO NÚMERO

DE CHOQUES ATIVADOS

AUMENTO DA

VELOCIDADE DA REAÇÃO

CATALISADOR

PRESENÇA DE CATALIZADOR

DIMINUIÇÃO DA ENERGIA DE ATIVAÇÃO

AUMENTO DE VELOCIDADE DA

REAÇÃO

CONCENTRAÇÃO DE REAGENTES

AUMENTO DA

CONCENTRAÇÃO

AUMENTO DO NÚMERO DE CHOQUES

AUMENTO DA VELOCIDADE DA

REAÇÃO

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EXERCÍCIOS

01. (FESP/UPE) A reação de decomposição do

amoníaco produz 8,40 g/min de nitrogênio. A velocidade dessa reação em mols de NH3(g) por hora é:

a) 0,30 mol/h b) 18 mol/h c) 1,80 mol/h d) 60 mol/h e) 36 mol/h 02. (UFMG) Uma chama queima metano

completamente, na razão de 2 L/min, medidos nas CNTP (22,71 L/mol). O calor de combustão do metano é 882 kJ/mol.

a) Calcule a velocidade de liberação de energia. b) Calcule, em mol/min, velocidade de produção de

gás carbônico. c) Calcule a massa de oxigênio consumida em 20

minutos. 03. (Unisinos – RS) A combustão completa do etanol

ocorre pela equação: 1C2H5OH(g) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)

Considerando que em 1 h de reação foram produzidos 2640g de gás carbônico, você conclui que a velocidade da reação, expressa em número de mol de etanol consumido por minuto, é:

a) 0,5 b) 1,0 c) 23 d) 46 e) 69 04. (Esal-MG) A velocidade de uma reação química depende: I Do número de colisões entre as moléculas na

unidade de tempo. II Da energia cinética das moléculas envolvidas na

reação. III Da orientação das moléculas. Estão corretas as alternativas: a) I, II e III b) Somente I c) Somente II d) Somente I e II e) Somente I e III

TESTES

01. A quantidade mínima de energia necessária para

que as moléculas possuam reagir chama-se: a) Energia de ionização b) Energia de ligação. c) Energia de dissociação. d) Energia de ativação. e) Energia de excitação. 02. Uma reação química que apresenta energia de

ativação, extremamente pequena deve ser: a) Lenta. b) Exotérmica. c) Instantânea. d) Endotérmica. e) Isotérmica. 03. A combustão do gás de cozinha é uma reação

exotémica; porém, só se inicia ao receber energia externa como, por exemplo, a da chama de um palito de:

a) Formação. b) Combustão. c) Ativação. d) Decomposição. e) Reação. 04. a elevação da temperatura aumenta a velocidade

das reações químicas porque aumenta os fatores apresentados nas alternativas, exceto:

a) A energia média das moléculas. b) A energia de ativação. c) A freqüência das colisões efetivas. d) O número de colisões por segundo entre as

moléculas. e) A velocidade média das moléculas. 05. a rapidez de uma reação química torna-se maior

com o aumento: I - Do volume do sistema em reação. II - Das colisões entre moléculas, por unidade de tempo. III - Da superfície de contato entre os reagentes. Dessas afirmações é (são) correta(s): a) Somente a I. b) Somente a II. c) Somente a III. d) I e II. e) II e III.

Quais as superficialidades que me impedem de enxergar as pessoas como elas realmente são?

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EQUILÍBRIO QUÍMICO

REAÇÃO REVERSÍVEL É a reação que ocorre nos dois sentidos, representada por uma equação química com dupla seta. Toda reação química reversível tende para uma particular situação denominada equilíbrio químico. Vamos estudar esse equilíbrio partindo de um frasco contendo somente N2O4. À medida que as moléculas de N2O4 se decompõem, originando NO2, começa a aparecer uma coloração castanha no frasco.

No início, a velocidade de decomposição é máxima pois temos a maior concentração de N2O4(g). No entanto, à medida que sua concentração diminui, a sua velocidade de decomposição também diminui.

Vdireita = Kd[N2O4] Com o passar do tempo, aumenta a concentração de NO2, que era igual a zero, e conseqüentemente aumenta o número de choques entre suas moléculas que, com isso, regeneram o N2O4. A velocidade dessa reação, que pode ser representada pela equação:

Vinversa = Ki[NO2]2

Aumenta à medida que aumenta a concentração do NO2, o que é perceptível pelo aumento da intensidade da coloração castanha. Após um certo tempo, notamos que a coloração do frasco não mais se altera ao longo do tempo, o que se deve ao fato de a velocidade da reação direta ser igual à velocidade da inversa, ou seja, foi atingido o equilíbrio químico. Dependendo das condições em que se estabelece o equilíbrio, podemos ter três possibilidades:

perceptível – que se pode perceber.

Em qualquer uma das três situações de equilíbrio temos algumas características dos equilíbrios:

• Esses equilíbrios somente são obtidos em sistemas fechados, a uma dada temperatura.

• Nos equilíbrios, a velocidade da reação direta é sempre igual a velocidade da inversa.

• A não-ocorrência de mudança no sistema significa que as concentrações no equilíbrio permanecem constantes.

EQUILIBRIO QUÍMICO É a situação na qual as concentrações dos participantes da reação não se alteram, pois as reações direta e inversa estão se processando com velocidades iguais. Num determinado tempo de reação, as velocidades das reações direta e inversa se igualam e as concentrações dos reagentes e produtos assumem valores que não se alteram. Temos aí o equilíbrio da reação. Podemos dizer que no equilíbrio químico: as velocidades das reações direta e inversa são iguais (v1 = v2), as concentrações molares dos participantes não mais se alteram.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO

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EM FUNÇÃO DAS CONCENTRAÇÕES (KC) A constante de equilíbrio Kc é a aplicação da lei da ação de massa ao equilíbrio químico. Seja a equação genérica: Pela lei da ação das massas sabemos que:

V1 = K1 [A]a . [B]b e V2 = K2 [C]c . [D]d No equilíbrio: v1 = V2

K1 [A]a . [B]b = K2 [C]c . [D]d Juntando K1 e K2 no mesmo membro temos

[ ] [ ][ ] [ ]ba

2

dc1

B.AK

D.CK

=

=

Sabemos que razão entre duas constantes no caso K1 e K2 é uma constante de Kc.

Logo:2

1c K

KK =

Kc é a razão entre o produto das concentrações molares dos produtos da reação direta e o produto das concentrações molares dos reagentes da reação inversa. Todos eles, elevados aos seus respectivos coeficientes. Exemplos: H2(g) + l2(g) 2 Hl(g) Reação direta:

EM FUNÇÃO DAS PRESSÕES PARCIAIS (KP) Em equilíbrio que envolvem gases, a constante de equilíbrio pode ser expressa em função das pressões parciais dos gases participantes.

sendo: PA, PB, PC e PD as pressões parciais dos gases A, B, C e D, no equilíbrio.

FATORES CAPAZES DE ALTERAR O EQUILIBRIO QUÍMICO DE UMA REAÇÃO

Quando temos um sistema em equilíbrio, as velocidades das reações direta e inversa são iguais e as concentrações molares de todos os participantes permanecem constantes. Se não ocorrer ação de nenhum agente externo, esse equilíbrio tende a permanecer indefinidamente. Porém, se for exercida uma ação externa sobre esse equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa ação. Esse é o tema principal do Principio de Le Chatelier, publicado em 1884:

“Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir is efeitos dessa força.”

Os fatores que podem afetar a condição de equilíbrio de um sistema são: concentração, pressão e temperatura. O principio de Le Chatelier é fácil de ser entendido quando se considera que a constante de equilíbrio depende somente da temperatura.

A constante de equilíbrio não se altera com variações das concentrações dos participantes, com variações do volume nem com a pressão exercida.

A seguir vamos analisar a influência de cada um dos fatores que podem afetar o equilíbrio.

INFLUÊNCIA DA PRESSÃO NUM SISTEMA EM EQUILÍBRIO O deslocamento de um equilíbrio provocado pela variação da pressão exercida sobre o sistema é regido pela Lei de Robin.

“Num sistema em equilíbrio, à temperatura e pressão constante, o aumento da quantidade de qualquer participante favorece a reação que transforma (que consome) esse participante, e a diminuição da quantidade de um participante favorece a reação que forma esse participante.”

Exemplo: Considere um recipiente fechado, a certa temperatura, contendo as espécies H2(g), N2(g) e NH3(g) em equilíbrio:

Se você nesse recipiente: • Adicionar mais N2(g), ocorrerá deslocamento

para a direita: sentido que transforma o N2(g) em NH3(g).

• Adicionar mais H2(g), ocorrerá deslocamento para a direita: sentido que transforma o H2((g) em NH3(g).

QUÍMICA

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• Adicionar mais NH3(g), ocorrerá deslocamento para a esquerda: sentido que transforma o NH3(g) em N2(g) e H2(g).

• Retirar uma parte do N2(g), ocorrerá deslocamento para a esquerda: sentido em que esse N2(g) se forma.

• Retirar uma parte do H2(g), ocorrerá deslocamento para a esquerda: sentido em que esse H2(g), se forma.

• Retirar uma parte do NH3(g), ocorrerá deslocamento para a direita sentido em esse NH3(g) se forma.

• Aumento de concentração em:

-X e/ou Y ⇒ desloca o equilíbrio para a direita ( ). -Z ⇒ desloca o equilíbrio para a esquerda ().

• Diminuição de concentração em: X e/ou Y ⇒ desloca o equilíbrio para a esquerda (). Z ⇒ desloca o equilíbrio para a direita ( ).

EQUILIBRIO IONICO DA AGUA: pH E pOH

A água é um eletrólito muito fraco e nela ocorre o seguinte processo, conhecido como equilíbrio de auto ionização.

Como a concentração do solvente é sempre constante, não faz sentido colocar [H2O] na expressão de KC. Para facilitar os cálculos, os químicos resolveram incorporar esse valor da concentração do solvente, na constante de equilíbrio.

Essa constante é chamada de produto iônico da água e simbolizada por KW:

Dentro desse contexto, definem-se meios neutros, ácido e básico da seguinte maneira:

O valor de KW, assim como de toda constante de equilíbrio, varia com a temperatura. A partir de agora sempre nos referiremos a esse equilíbrio a 25°C, quando KW = 1,0 . 10-14. Assim:

• Quanto maior a [H+] mais ácida é a solução.

• Quanto maior a [OH-] mais básica é a solução.

• Para qualquer solução à medida que [H+]

aumenta, a [OH-] diminui e vice-versa.

AS ESCALAS DE pH E pOH

PH ⇒ potencial hidrogeniônico de uma solução

PH = - log [H+] [H+] = 10-pH pHO ⇒ potencial hidroxiliônico de uma solução pHO = - log [OH-] [OH-] = 10-pOH Como conseqüência dessas definições e de Kw = 10-14, temos:

PH + pOH = 14 Exemplos:

• Água pura: [H+] = 10-7 mol/LpH = 7 [OH-] = 10-7 mol/L pOH = 7 meio neutro: [H+] = [OH-]

• Vinagre: [H+] = 10-7 mol/L pH = 3 [OH-] = 10-11 mol/L pOH = 11 meio ácido: [H+] > [OH-]

• Amoníaco: [H+] = 10-12 pH = 12

[OH-] = 10-2 pOH = 2 meio básico: [H+] < [OH-]

QUÍMICA

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Note que, para qualquer meio, a soma pH + pOH é sempre igual a 14, à temperatura ambiente (20°C)

TESTE

01. A tabela abaixo mostra os pH característicos de

alguns sistemas.

Sistema PH Vinagre 3,0 Suco de laranja 4,0 Suco de tomate 5,0 Saliva 6,0 Leite 6,8 Sangue 7,4 Clara de ovo 8,0

Sobre esses sistemas, pode-se afirmar que: a) Clara de ovo é o sistema menos ácido. b) Sangue é o líquido mais próximo da neutralidade. c) Suco de laranja é 1,5 vez mais ácido do que a

saliva. d) Suco de tomate é duas vezes menos ácido do

que vinagre. e) Todos os líquidos da tabela são ácidos. 02. (UFPE) A concentração hidrogeniônica do suco de

limão é 10-3 mol/L. Qual o pH de um refresco preparado com 20 mL de suco de limão e água suficiente para completar 200 mL?

a) 2,5 b) 3,0 c) 3,5 d) 4,0 e) 4,5

QUÍMICA

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38

03. Considere as seguintes amostras:

I. Vinagre. II. Água destilada. III. Leite de magnésia.

Comparando-se os valores de pH das amostras obtém-se a seguinte seqüência:

a) pHI > pHIII > pHII b) pHI = pHII > pHIII c) pHII > pHIII > pHI d) pHIII > pHII > pHI e) pHIII = pHI > pHII 04. Para corrigir a acidez do solo é comum a

utilização de cal extinta, Ca(OH)2. Com esse procedimento provoca-se no solo:

a) Aumento de pH, uma vez que a cal extinta é acida.

b) Aumento de pH, uma vez que a cal extinta é básica.

c) Diminuição de pH, uma vez que a cal extinta é ácida.

d) Aumento de pOH, uma vez que a cal extinta é básica.

e) Diminuição de pOH, uma vez que a cal extinta é ácida.

05. Observe os líquidos da tabela:

Líquido [H+] [OH-] Leite 1,0 . 10-7 1,0 . 10-7 Água do mar 1,0 . 10-8 1,0 . 10-6 Coca-Cola 1,0 . 10-3 1,0 . 10-11

Café preparado 1,0 . 10-5 1,0 . 10-9

Lágrima 1,0 . 10-7 1,0 . 10-7

Água de lavadeira 1.0 . 10-12 1,0 . 10-2

Tem caráter ácido apenas:

a) O leite e a lágrima. b) A água de lavadeira. c) O café preparado e a Coca-Cola. d) A água do mar e água de lavadeira e) A Coca-Cola. 06. Constatou-se que uma amostra de suco de

laranja possui pH = 4. As concentrações de H+ e OH- no suco são respectivamente:

a) 10-2 e 10-12 b) 10-4 e 10-10 c) 10-6 e 10-8 d) 10-7 e 10-7 e) 10-8 e 10-6 07. O pH de uma solução de HCl de concentração

igual a 0,001 molar é igual a: a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 11

08. (UFG – GO) Na água de um aquário, a concentração de um monoácido produzido pela decomposição de bactérias é 0,0001 mol/L e sua constante de ionização Ka = 1,0 . 10-18.

a) Calcule o pH da água do aquário. b) A água do aquário é ácida, básica ou neutra? Por

quê? 09. (Cesgranrio-RJ) Um químico entrou na cantina de

seu laboratório e mediu o pH do café e do leite encontrando, respectivamente, 5 e 6. Em seguida para lanche, misturou 20 mL de café com 80 mL de leite. A concnetração [H3O1+] em mol/L nos seus 100mL de café com leite é:

a) 10-30 b) 10-11 c) 2,8 . 106 d) 10-5,5 e) 1,1 . 10-5 10. (UFPE) O vibrião colérico não sobrevive em meio

de pH = 3 ou mais ácido. O número de gotas de uma solução 1,0N de ácido clorídrico que se deve introduzir em 10 litros de água a fim de eliminar o vibrião colérico é: (Admita que não há alteração de volume e que o volume de uma gota é 0,05 mL).

a) 10 b) 100 c) 30 d) 200 e) 50

HIDRÓLISE SALINA É freqüente pensar-se que a solução aquosa de um sal é neutra. Mas, nem sempre esse fato é verdadeiro. Utilizaremos os dados abaixo, como exemplo:

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Para o que nos propormos a estudar, ´e importante saber se o composto é derivado de um ácido forte ou fraco, ou uma base forte ou fraca.

1º CASO

2º CASO

NH4 Cl é um sal derivado do ácido HCl que é forte e da base NH4OH que é fraca. Nesse caso quem predomina é o H+ meio ácido. Podemos dizer que: hidrólise salina é o nome do processo em que o cátion e/ou ânion proveniente(s) de um sal reage(m) com a água. Apenas cátions de base fraca e ânion de ácido fraco sofrem hidrólise.

• Sal de ácido fraco e base forte ⇒ solução básica.

• Sal de ácido forte e base fraca ⇒ solução ácida.

• Sal de ácido forte e base forte ⇒ solução neutra.

Perceba que tudo isso se resume em

verificar qual é o mais forte: o ácido ou a base que origina o sal?

Ácido mais forte que a base ⇒ solução ácida.

Base mais forte que o ácido ⇒ solução básica.

Uma reclamação constante de

hidrolise – decomposição de um sal que fixa os elementos da

água para se desdobrar em dois ou mais compostos; é operação inversa da neutralização, a qual consiste na reação de um ácido com uma base, dando em resultado um sal e água.

pessoas que freqüentam piscinas publicas é o forte “cheiro de cloro” que elas apresentam, principalmente quando são cobertas. Na verdade, o ácido hipocloroso – denominado “cloro livre” – não tem cheiro em concentrações de até 20 ppm (e o máximo recomendado na piscina é de 3,0 ppm). Portanto, o cheiro forte não é de “cloro” ou de “ácido hipocloroso”, mas sim de compostos denominados cloroaminas, formados pela reação entre o ácido hipocloroso e o cátion amônio, NH1+

4(aq), liberado pela urina ou pelo suor dos banhistas.

TESTES

01. A água sanitária é uma solução aquosa de

hipoclorito de sódio (NaClO). Experimentalmente, verifica-se que esse produto é básico, o que pode ser explicado em virtude:

a) Da hidrolise do cátion. b) Da hidrolise do ânion. c) Da hidrolise do cátion e do ânion. d) De não haver hidrolise de cátion ou ânion. e) Da decomposição da água liberando gás H2 e

íons OH-. 02. Nitrato de potássio (A) e nitrato de amônio (B)

são dois sais usados na fabricação de fertilizantes. Sobre suas soluções aquosas podemos afirmar que:

a) Ambos produzem soluções ácidas. b) Ambos produzem soluções básicas. c) Ambos produzem soluções neutras. d) A produz solução ácida e B solução neutra. e) A produz solução neutra e B solução ácida. 03. O bicarbonato de sódio é um produto de larga

utilização domestica e laboratorial. A fórmula desse composto e o caráter de sua solução aquosa são respectivamente:

a) Na2CO3 ⇒ neutra b) NaHCO3 ⇒ ácida c) NaHCO3 ⇒ básica d) Na(CO3)2 ⇒ neutra e) Na(CO3)2 ⇒ ácida 04. Uma amostra de solo, após análise, identificou-se

como “tipo ácido”. Assinale entre os materiais a seguir qual deveria ser usado na sua “correção”.

a) (NH4)2SO4 b) NH4Cl c) CaCO3 d) NaCl e) CaCl2 05. (Fuvest-SP) A redução da acidez de solos

impróprios para algumas culturas pode ser feita tratando-os com:

a) Gesso, CaSO4 . ½ H2O. b) Salitre, NaNO3. c) Calcário, CaCO3. d) Sal marinho, NaCℓ. e) Sílica, SiO2.

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06. (FURRN) A substância que por hidrólise apresenta solução de caráter ácido é: a) NH4Cℓ(s) b) Na2S(S) c) KCℓ(S) d) KCN(S) e) Na2SO4(S) 07. (UFRGS-RS) A única das espécies abaixo que forma solução aquosa com pH < 7 é: a) NaCℓ b) Na2CO3 c) CaCℓ2 d) NH3 e) (NH4)2SO4 08. (Fuvest-SP) A criação de camarão em cativeiro

exige, entre outros cuidados, que a água a ser utilizada apresente pH ≅ 6. Para tornar a água, com pH igual a 8,0, adequada à criação de camarão, pode-se:

a) adicionar água de cal b) adicionar carbonato de sódio sólido. c) Adicionar solução aquosa de amônia. d) Borbulhar, por certo tempo, gás carbônico. e) Borbulhar, por certo tempo, oxigênio. 09. (FEI-SP) Os compostos cianeto de sódio, NaCN,

cloreto de zinco, ZnCℓ2, sulfato de sódio, Na2SO4, e cloreto de amônio, NH4Cℓ, quando dissolvidos em água, tornam o meio respectivamente:

a) Básico, ácido, ácido, neutro. b) Ácido, básico, neutro, ácido. c) Básico, neutro, ácido, ácido. d) Básico, ácido, neutro, ácido. e) Ácido, neutro, básico, básico. 10. (UFRGS-RS) O sulfato de alumínio, Aℓ2(SO4)3,

usado como floculante em estações de tratamento de água, forma solução com pH ácido, básico ou neutro?

ELETROQUÍMICA

Nessa abordagem, a eletroquímica estuda o aproveitamento prático da transferência de elétrons entre diferentes substâncias na conversão de energia química para energia elétrica e vice-versa.

Essa conversão de energia química em energia elétrica é um processo espontâneo, que denominamos de pilha ou célula galvânica.

A conversão de energia elétrica em química é um processo não espontâneo, denominado eletrólise .

CLASSIFICAÇÃO

eletrólise – fenômeno pelo qual os íons se orientam e se

descarregam sob ação de um campo elétrico. Separar os íons de um electrólise sob a ação de um campo elétrico.

• Reações que geram eletricidade: pilhas. • Reações geradas pela eletricidade: eletrólise.

PILHAS OU CÉLULAS ELETROQUÍMICAS DEFINIÇÃO São dispositivos onde as reações de óxi-

redução produzem corrente elétrica. Oxidação é a perda de elétrons e em

conseqüência ocorre aumento do nox. Redução é o ganho de elétrons e em

conseqüência ocorre diminuição do nox.

O principal requisito para isso é que o agente Oxidante e o agente redutor estejam separados um do outro de maneira que a transferência de elétrons ocorra através de um fio condutor.

Um aparelho que satisfaça isso é chamado

de célula galvânica ou célula de Luigi Galvani (1780) ou de Alessandro Volta (1880).

Quando um pedaço de zinco metálico é introduzido numa solução aquosa de CuSO4, uma camada de cobre se deposita sobre o zinco á medida que este vai sendo dissolvido.

Nessa reação espontânea há uma transferência direta de elétrons: o zinco (Zn) fornece elétrons para os íons de cobre (Cu+2) A transferência eletrônica direta não é uma fonte de energia eficiente. Por quê?

Nesse processo espontâneo há um aumento

de temperatura, isto é, produção de calor, o que é pouco útil, já que há alternativas melhores para a obtenção desse tipo de energia.

Como proceder para obter energia elétrica? É necessário separar os processos de oxidação e redução, de modo que os elétrons provenientes da oxidação circulem por um fio, podendo realizar trabalho elétrico: acender uma lâmpada, movimentar um motor, etc. tal transferência eletrônica indireta requer que oxidante e redutor fiquem separados ou em meio no qual a mobilidade dos íons seja restrita.

Em nosso dia-a-dia temos contatos com pilhas “secas”. No entanto, para compreendermos o processo começaremos por escrever um tipo de pilha úmida.

A reação que ocorre é:

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Nessa reação, o zinco é oxidado e os íons Cu2+ são reduzidos, presumivelmente pela transferência direta de elétrons dos átomos de zinco para íons Cu2. Para dar mais ênfase e a essa transferência de elétrons de elétrons podemos dividir a reação em duas semi-reações:

I – Zn0 oxidação Zn+2 + 2 θ

Os elétrons liberados pela oxidação do zinco

fluem pelo fio condutor e chegam á placa de cobre.

II – Cu+2 + 2 θ redução Cu0

Os íons de Cu+2 tendem espontaneamente a

receber elétrons, reduzindo-se a cobre metálico (Cu0).

MECANISMO DE UMA PILHA

Uma pilha que utiliza a reação acima recebe

o nome de célula de Daniel. Observe o esquema a seguir:

Nele, temos uma cuba dividida ao meio,

através de uma parede porosa, formando uma célula. Em uma das semi-células tem solução 1 M de CuSO4 e na outra, solução 1 M de ZnSO4 Em cada uma das soluções foi introduzido, respectivamente, barras de Cu e Zn, ligadas a um voltímetro.

Quando o sistema é acionado, os íons +2aqCu

dirigem se para a placa de zinco onde irão receber elétrons e sofrer redução. O zinco ao perder elétrons (oxidação) formara Zn2+ que irá para a solução. Como a solução está em contato direto com a placa, não é possível montar-se um circuito elétrico, mas, se a solução de Cu2+ for separada da placa de zinco, será possível montar-se um circuito elétrico como o proposto por Daniell.

Neste circuito a placa de zinco é colocada dentro de uma solução aquosa contendo íons Zn2+ e a placa de cobre é colocada dentro de uma solução contendo íons Cu2+. Um fio metálico liga as duas

placas e uma solução eletrolítica colocada em um tubo em “U” invertido faz a ligação entre as soluções de Zn2 e Cu2+.

Ao se fechar o circuito iniciam-se as reações espontâneas e com isso o movimento ordenado, ou seja, a corrente elétrica se estabelecerá entre os dois recipientes.

Observe o esquema que mostra as transformações que ocorrem simultaneamente, na pilha de Daniell.

- O metal zinco perde elétrons e sofre oxidação transformando-se em Zn2+, que é solubilizado em água.

- Os elétrons perdidos vão em direção á placa de cobre e atraem os íons Cu2+ que sofrem redução transformando-se em cobre metálico, Cu(s), que se deposita na placa (depósito de sólido avermelhado).

- A concentração de íons positivos Zn2+ aumenta na solução.

- Os íons CI-, presentes na ponte salina, são atraídos e migram em direção á solução aquosa de Zn2+, para se estabelecer o equilíbrio elétrico.

- A concentração de íons positivos Cu2+ diminui na solução e com isso sobram íons negativos

−24SO .

- Os íons positivos, Na+, presentes na ponte salina, são atraídos e migram para a solução onde existe a placa de cobre, pois nessa solução existe

sobra de íons −24SO . Isso ocorre para que se

estabeleça o equilíbrio elétrico. POTENCIAL DE OXIDAÇÃO Um voltímetro conectado entre os

eletrodos de uma célula galvânica mostrará uma voltagem característica que depende da intensidade das reações eletrolíticas e da concentração dos reagentes. Assim, por exemplo, na célula de Daniell, se os íons Zn2+ e Cu2+ estiverem na concentração 1 molar a 25 ºC, a voltagem obtida entre os eletrodos de Zinco e de cobre é de 1,10 volts, não importando o tamanho da célula ou dos eletrodos. Essa voltagem é característica da reação que ocorre na célula de Daniell.

Zn(s) Cu2+ → Zn2+ Cu(s) + 1,10 V A voltagem é uma medida da “força” com

que os elétrons movem-se através do circuito. Portanto, a voltagem obtida numa célula galvânica

voltímetro – aparelho de física destinado a medir a força

eletromotriz de uma corrente elétrica

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mede, quantitativamente, a tendência das reações eletrolíticas ocorrem.

O eletrodo-padrão de hidrogênio

00/2 =+HH

E

25 ºC; 1 atm; [H+] = 1 mol/L Note que a forma oxidada do eletrodo é o H+

proveniente de um ácido. Se o ácido for H2SO4, sua concentração deverá ser 0,5 mol/L, pois [H+] = 1 mol/L.

MEDINDO E0 DE REDUÇÃO DOS

ELETRODOS-PADRÃO Para isso, montam-se pilhas em que um dos

eletrodos é o padrão de hidrogênio e o outro é aquele do qual se pretende determinar o Eº, estando ambos a 25 ºC, 1 atm, sendo a concentração em íons 1,0 mol/L.

Seja a pilha padrão Ni, Ni+2//Pt(H2), H+. Pense inicialmente no seguinte: entre Ni e

H2, qual tem mais tendência a se oxidar? Lembre-se de que Ni desloca H+ dos ácidos. O Ni tem, portanto, maior caráter redutor.

Nesta representação encontram-se a forma

reduzida e a oxidada de cada meia pilha, separadas entre si por II, que representa a ponte salina. A IUPAC recomenda que o ânodo fique à esquerda. (catodo )

ânodo – eletrodo positivo. cátodo – O pólo negativo de uma pilha elétrica ou de um

gerador elétrico.

Epilha = E0oxidação do Ni + E0

redução do H+

Epilha = E0Ni/Ni

2 + E0 +H / 2H = 0,23 V

E0 +H / 2H = 0 V(arbitrário)

Epilha = E0Ni/Ni

+2 = 0,23 V

Dizemos que o potencial–padrão de

oxidação do Ni é 0,23 V.

Se eu agir com a pequena fé que tenho, ela crescerá.

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PILHA DE ZINCO E HIDROGÊNIO

Eletrodo de zn ocorreu oxidação (ânodo)

Eletrodo de H2 ocorreu redução (catodo)

Reação global

Em todas as células, a voltagem indicada

pelo voltímetro é o resultado da voltagem produzida pela reação anódica mais a voltagem produzida pela reação catódica. Se conhecermos qualquer uma dessas voltagens, a outra poderá facilmente ser obtida por subtração. Entre tanto, é impossível medir a voltagem de um eletrodo individual, pois qualquer que seja o circuito, são indispensáveis os dois eletrodos.

Por esse motivo, foi preciso que se atribuísse uma voltagem arbitrária para um eletrodo e a partir daí determinar a voltagem do outro. O eletrodo que se torna como referência é o gás hidrogênio a 1 atm e a 25 °C, numa solução ácida que contenha H+ em concentração esse eletrodo atribui-se o valor ZERO. Conseqüentemente, qualquer célula galvânica que contenha o eletrodo padrão, a voltagem observada é atribuída a outro eletrodo. À voltagem assim obtida damos o nome de potencial de oxidação do outro eletrodo.

Aquilo que procuramos determina o que vamos ser.

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TABELA DOS POTENCIAIS DE OXIDAÇÃO

POTENCIAIS PADRÃO DE REDUÇÃO (VOLTS)

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A dupla seta das semi-reações indica que em condições apropriadas elas podem ocorrer em qualquer dos dois sentidos. A voltagem dada na tabela Corresponde a semi-reação para a direita (oxidação). Para a direção oposta o sinal da voltagem deve ser invertido.

Os valores dos potenciais de oxidação apresentados correspondem na tabela à solução aquosa a 25ºC na concentração molar. O valor positivo antecedendo a voltagem indica que a substância é mais redutora que o H2 e a voltagem com sinal negativo significa que a substância é menos redutora que o H2.

A tabela foi organizada de tal forma que as semi-reações estão dispostas na ordem decrescente dos potenciais de oxidação, ou seja, a tendência de oxidação (perda de elétrons) diminui de cima para baixo. Assim, o Césio é o elemento que mais facilmente cede elétrons e o Ouro é o que mais dificilmente cede elétrons.

Esta lista é chamada fila das tensões eletrolíticas dos metais.

APLICAÇÕES DA TABELA DE E0 REDUÇÃO

• Cálculo da voltagem de uma pilha (ddp). Seja a pilha de Daniell

• Verificando se uma reação de óxido-redução é espontânea

Vamos analisar a equação não-balanceada

da possível reação: Mn+2 + Ni+2 + H2O Ni + MnO2 + H+ Se ela for espontânea, corresponderá a uma

pilha cujo processo global seja o equacionado, o que a tornaria capaz de gerar energia.

Seria possível o processo inverso, em que Ni se oxidaria e MnO2 se reduziria:

Ni + MnO2 + 4 H+ → Mn2 + Ni+2 + 2 H2O

• Deduzindo caráter oxidante e redutor Considere todas as espécies que constam

da tabela e verifique. - Qual tem maior tendência a reduzir-

se? É o F2 que tem o maior E0 de redução (+2,87 V).

Como o F2, ao reduzir-se, oxida outra espécie, ele é a espécie de maior caráter oxidante.

- Qual tem maior tendência a oxidar-se?

É o Li, cujo E0 de oxidação é o mais alto (+ 3,00 V), corresponde ao oposto do E0 de redução do Li+.

O Li é o que tem maior caráter redutor.

TESTES

01. Considerando a pilha formada pelos sistemas

Ag0/Ag+ e Cu0/ Cu2+ nas condições-padrão, pedem-se:

a) Um esquema da pilha. b) As semi-reações envolvidas e areação global. c) O oxidante e o redutor. d) A espécie reduzida e a espécie oxidada. e) O sinal e o nome dos eletrodos a partir da

solução. f) O sinal e o nome dos eletrodos a partir do

circuito externo. g) O sentido do fluxo de elétrons. h) O sentido do fluxo de íons. i) As espécies que se transformam durante o

processo.

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j) O que causa o esgotamento da pilha. k) O potencial inicial da pilha. 02. (PUC-MG) — Observe a célula eletroquímica e

considere os seguintes potenciais de redução:

Através dos dados, responda o que é: a) Reação catódica. b) Reação anódica. c) Reação global da célula. d) ddp da célula. 03. Verifique se as reações equacionadas abaixo são

espontâneas ou não-espontâneas: Dado:

04. Verifique quais das seguintes reações são

espontâneas: a) Cu2 + Fe → Cu + Fe2+ b) Cu2 + 2 Ag → Cu + 2 Ag c) 2 Al + 3 Zn2+ → 2 Al3 + 3 Zn d) 2 Al + 3 Mg2+ → 2 Al3 + 3 Mg

05. Na célula eletroquímica representada pela equação:

Ni° + 2Ag+ → Ni2+ + 2 Ag°

é correto afirmar que: a) Os elétrons fluem, pelo circuito externo, da

prata para o níquel. b) O cátodo é o eletrodo de níquel. c) O eletrodo de prata sofre desgaste. d) A prata sofre redução. e) A solução de níquel irá se diluir. 06. Na pilha eletroquímica Zn0/Zn2+//Cu2+/Cu0,

ocorrem reações de óxido-redução. Nesse sistema pode-se afirmar que:

a) No pólo negativo há oxidação de Cu° a Cu2+ b) No pólo negativo há oxidação de Zn° a Zn2+ c) No pólo positivo há oxidação de Cu° a Cu2+ d) No pólo positivo há oxidação de Zn° a Zn2+ e) No pólo positivo há redução de Zn2+ a Zn°. 07 – (PUC-PR) O ∆ E0 da seguinte pilha é:

Ca0/ Ca2+//Pb2+/Pb0 Sabendo-se que:

a) + 2,89 V b) + 2,63 V c) – 2,89 V d) – 2,63 V e) + 2,73 V 08. A pilha de Daniell pode ser representada pela

equação: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+

(aq) + Cu(s) e tem como força eletromotriz ( ∆ E0) o valor 1,1 volt. Sobre esta pilha é correto afirmar:

a) O cátodo da pilha é o eletrodo de zinco. b) O íon cúprico sofreu redução. c) A condução de elétrons é realizada pela ponte

salina. d) O íon Zn2+ sofreu oxidação. e) Os elétrons fluem do cátodo para o ânodo. 09. Em uma pilha de zinco-chumbo, a reação que

ocorre é a seguinte: Assinale a proposição falsa: a) O pólo negativo é o eletrodo de zinco. b) O cátodo é o eletrodo de zinco. c) O eletrodo de zinco sofreu corrosão. d) No circuito externo, os elétrons fluem do

eletrodo de zinco para o eletrodo de chumbo. e) Na solução a corrente elétrica é formada por

íons. 10. (PUC-MG) — Na célula eletroquímica,

representada pela equação global 2 Ag+ + Ni° → Ni2 + 2 Ag° é correto afirmar que:

a) Os elétrons fluem, pelo circuito externo, da prata para o níquel.

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b) A solução de níquel irá diluindo-se. c) Há desgaste do eletrodo de prata. d) A prata sofre redução. e) O níquel é o cátodo. 11. Seja a pilha esquematizada a seguir, onde é fornecido o sentido do fluxo de elétrons:

Qual eletrodo é o cátodo (pólo +)?

a) Qual eletrodo é o ânodo (pólo -)? b) Qual a semi-reação do eletrodo de chumbo? c) Qual a semi-reação do eletrodo de prata? d) Qual a espécie química que se oxida? e) O Qual a espécie química que se reduz?

RADIOATIVIDADE

CONCEITO Radioatividade é a emissão espontânea de partículas e/ou radiações de núcleos instáveis de átomos, dando origem a outros núcleos, que podem ser estáveis ou ainda instáveis. Caso o núcleo formado seja ainda instável, ele continuará emitindo partículas e/ou radiações até se transformar num núcleo estável.

O núcleo que emite as partículas e/ou radiações é chamado pai e o novo núcleo formado é chamado filho.

NATUREZA DAS RADIAÇÕES LEIS DA DESINTEGRAÇÃO RADIOATIVA

Quando submetemos as emissões radioativas naturais, por exemplo do polônio ou do

rádio, a um campo elétrico ou magnético, notamos sua subdivisão em três tipos bem distintos. Isto pode ser constatado com a aparelhagem esquematizada ao lado:

O material radioativo é colocado num furo feito, num bloco de chumbo; o chumbo detém as emissões radioativas que, por sua natureza, saem em todas as direções; deste modo, não só fica

protegida a pessoa que manipula o aparelho, como também se obtém um “feixe” de radiações na direção do furo. Quando o “feixe” radioativo passa entre as duas placas fortemente eletrizadas, ele se subdivide

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em três partes, como pode ser constatado por meio de uma tela fluorescente ou uma chapa fotográfica colocada em sua trajetória:

• A emissão que sofre um pequeno desvio para o lado da placa negativa foi denominado emissão (α).

• A que sofre um desvio maior pra o lado da placa positiva foi denominada emissão β (beta).

• A que não sofre desvio, emissão γ (gama).

Notem que toda a experiência é realizada no vácuo, pois o ar poderia absorver parte das emissões.

AS EMISSÕES α Rutherford verificou que as emissões α são partículas formadas por 2 prótons e 2 nêutrons, que são “atirados”, em alta velocidade para fora de um núcleo relativamente grande e instável.

Sendo formadas por e prótons e 2 nêutrons, as partículas α têm carga elétrica igual à +2 e massa igual a 4. A carga positiva explica porque elas são atraídas por uma placa eletricamente negativa; a massa elevada (maior inércia) explica porque o desvio é pequeno. Dependendo do átomo emissor, a partículas α têm:

• Velocidade de 3.000 a 30.000 km/s. • Penetração de 2 a 8 cm de ar.

Na verdade, o “poder de penetração” das

partículas α é o menor das três emissões mencionadas.

Em seu trajeto, as partículas α “arrancam” elétrons das moléculas do ar, ionizando-o; o “poder ionizante” das partículas α é o maior das três emissões mencionadas.

Um fato interessante é notar que a partícula α é igual ao núcleo do gás nobre hélio (por isso, alguns autores chamam a partícula α de “helion”). Conseqüentemente, quando a partícula α

“captura” dois elétrons do meio ambiente, ela se transforma num átomo de hélio.

E realmente, constata-se que todo

elemento radioativo emissor de partículas α, produz continuamente gás hélio.

Em 1911, Soddy, enunciou a 1ª Lei da Radioatividade, dizendo que:

Quando um núcleo emite uma partícula α, seu número atômico diminui de duas unidades e seu número de massa diminui de quatro unidades.

Atualmente, esta Lei é evidente e decorre da carga +2 e da massa 4, da partícula α. Esquematicamente, podemos escrever:

zXA 2α4 + z-2YA-4

Por exemplo:

AS EMISSÕES β As emissões são elétrons, que são “atirados”, em altíssima velocidade para fora de um núcleo instável. Sendo partículas negativas, elas são atraídas pela placa positiva, na experiência anterior, a massa (inércia) extremamente pequena dos elétrons, explica porque seu desvio é maior que a das partículas α. Dependendo do átomo emissor as partículas β têm:

• Velocidade de 70.000 a quase 300.000 km/s (que é velocidade da luz).

• Penetração de até 1 cm de alumínio ou 1mm de chumbo (50 a 100 vezes) maior que as partículas α).

Concluímos, então, que a velocidade, o

poder de penetração e, portanto, os efeitos fisiológicos das partículas β são bem mais acentuados que os das partículas α; tendo carga elétrica menor, as partículas β são menos ionizantes que as α.

Nesta altura, você deve estar intrigado com o seguinte: se os núcleos são formados por prótons e nêutrons, como irá “sair” um elétron do núcleo?

Na verdade, o elétron não existe no núcleo; ele se forma a partir de um nêutron (em núcleos instáveis) de acordo com a reação:

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O próton permanece no núcleo; o elétron é “atirado” para fora do núcleo como partícula β; o neutrino também é “atirado” para fora do núcleo; como o neutrino é eletricamente neutro e tem massa desprezível, ele nem chega a ser percebido na experiência anterior. Esquematicamente:

Pelo que foi exposto, torna-se evidente a 2ª Lei da Radioatividade ou Lei de Soddy – Fajans – Russell.

Quando um núcleo emite uma partícula β seu número atômico aumenta de uma unidade e seu número de massa não se altera.

É evidente que a saída de um elétron (de massa desprezível) não irá afetar a massa do núcleo; no entanto, tendo carga –1, a saída do elétron aumentará a carga positiva do núcleo de uma unidade.

AS EMISSÕES γ As emissões γ não são partículas, mas sim ondas eletromagnéticas semelhantes à luz, porém, de comprimento de onda muitíssimo menor (λ =

0,01 a 0,001 A) e, portanto, de energia muito mais elevada (superando inclusive os raios-X).

Não possuindo massa, nem carga elétrica, as emissões γ não sofrem nenhum desvio num campo elétrico ou magnético, como vimos na experiência anterior. Sua velocidade é igual à velocidade da luz (300.000 km/s), o que, aliás é constante para todas as ondas eletromagnéticas. Embora dependa do átomo emissor, as emissões γ têm sempre um “poder de penetração” bem maior que as partículas α e β; normalmente, uma emissão γ atravessa 20cm de aço ou 5 cm de chumbo (quanto mais denso é o metal, mais ele “detém” as radiações). Por esse motivo, as emissões γ representam o perigo do ponto de vista fisiológico. Pelo contrário, o poder de ionização (que depende de carga elétrica) das emissões γ é menor que das α e β. Na radioatividade natural, as emissões γ nunca aparecem isoladamente; elas sempre acompanham uma emissão α ou β. Atualmente, existem casos, de radioatividade artificial (que será explicada mais adiante), onde ocorre apenas emissão γ: Por exemplo:

27Co60+ 27Co60 + 0γ0

O primeiro átomo tem, em seu núcleo um “conteúdo” de energia mais elevado que é eliminado na forma de energia γ. Evidentemente, uma emissão γ não altera nem o numero atômico nem o número de massa do elemento; sendo assim; não se costuma escrever a emissão γ, nas equações nucleares.

QUÍMICA

ENSINO MÉDIO II


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TESTES

01. Quando um elemento químico emite um raio β, pode-se dizer que: a) Seu número de massa se mantém constante e

seu número atômico aumenta de uma unidade. b) Só seu número de massa se mantém constante. c) Só seu número atômico se mantém constante. d) Seu número de massa e seu número atômico

aumentam de suas unidades.

e) Não há variação do número de massa e nem de número atômico.

RADIOATIVIDADE

REAÇÃO DE TRANSMUTAÇÃO

É a reação onde um átomo se transforma em outro por modificações nucleares.

Pode ser:

• Natural:

88Ra224 2α4 + 86Rn220

• Artificial:

147N+4

+2α +1p1 + 178O

RADIATIVIDADE ARTIFICIAL

É a emissão de radiações por elementos sólidos, artificialmente. Exemplo:

13Al27 + 2α4 15P30 + 0n1

e simultaneamente: 15P30 14Si30 + +1pósitron0 + γ

Em 1932, Chadwik descobriu o nêutron, pela reação:

nCBe 10

126

42

94 +→α+

OBSERVAÇÃO: Nos exercícios, para completar as equações de transmutação, basta igualar, algebricamente, as cargas e as massas.

Soma dos índices superiores ou inferiores (do 1º membro) = do 2º membro).

UNIDADES DE RADIOATIVIDADE A unidade de velocidade de desintegração (ou atividade), no Sistema Internacional de Unidades (Si) é o Becquerel.

Becquerel (Bq) é a atividade de um material radioativo no qual se produz uma desintegração nuclear por segundo. É expresso por S-1.

ANTIGAS CURIE

É a quantidade de substância radioativas capaz de produzir 3,7 . 1010 desintegrações por segundo, isto é, o mesmo nº do que em 1g de rádio.

QUÍMICA

ENSINO MÉDIO II


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RUTHERFORD (Rd) É a quantidade da substância radioativa capaz de produzir 106 desintegrações por segundo. Logo: 1 Curie = 3,7 x 104 Rd

SÉRIE OU FAMÍLIAS RADIOATIVAS NATURAIS

SÉRIES RADIOATIVAS Série ou família radioativa: é o conjunto de átomos que estão relacionados por sucessivas desintegrações. Na natureza encontramos 3 séries radioativas.

• Série do Urânio

Pb........U 20682

23892 →→

• Série do Actínio

Pb........U 20782

23592 →→

• Série do Tório

Pb........Th 20882

23290 →→

OBSERVAÇÃO O produto final das três séries radioativas naturais é um isótopo estável do chumbo. A série do actínio começa com 235U. Recebeu esse nome porque se pensava que seu primeiro elemento fosse o actínio; na realidade é o Urânio. Série do Tório: A = 4n

A série encabeçada pelo tório 232 é tal que, se dividirmos o número de massa A de qualquer elemento da série por 4, a divisão será exata. Série do Urânio: A = 4n + 2

A série encabeçada pelo urânio 238 é tal que, se dividirmos o número de massa A de qualquer elemento da série por 4, a divisão dará sempre resto 2. Série do Actínio: A = 4n + 3

A série encabeçada pelo urânio 235 é denominada série do actínio, e é tal que se dividirmos o número de massa A de qualquer elemento da série por 4, a divisão dará sempre resto 3.

N = é um número inteiro

EXERCÍCIO RESOLVIDO

Dada a equação

19292

20490 X +β+α→

Determinar o número de partículas α e β emitidos: Chamaremos: x = n° de partículas α. Y = n° de partículas β.

YyxX 19292

01

42

20490 +β+α→ −

Montamos duas equações:

Uma para os índices superiores: 204 = 4x + 0y + 192 204 = 4x + 192 204 – 192 = 4x 12 = 4x x = 3

Uma para os índices inferiores: 90 = 2x – 1y + 92 90 = 6 – y + 92 90 – 98 = -y -8 = -y y = 8

Y83X 19292

01

42

20490 +β+α→ −

TESTE

01. Dadas as seguintes transformações:

a) ...........................MnHeCr 5325

42

5024 +→+

b) ..............................MnHeU 24194

42

23892 +→+

estas serão completadas, respectivamente, com:

a) n e H 10

11

b) H e He 11

42

c) C e n 126

10

d) H e C 11

126

e) C e He 126

42

02. Nas seguintes transmutações:

.................................LipBe 63

11

94 +→+

...............................KnBe 3819

10

3910 +→+

Formam-se, respectivamente: a) Uma partícula alfa e um nêutron. b) Duas partículas alfa e dois nêutrons. c) Uma partícula alfa e uma beta. d) Um nêutron e uma partícula beta. e) Uma partícula alfa e dois nêutrons. 03. Dadas as seguintes transformações:

1) .................................HHeN 11

42

147 +→+

2) .................................HenO 42

10

168 +→+

São elas completadas, respectivamente, com:

a) He e C 42

136

b) C e O 136

178

c) O e n 178

10

d) O e He 178

42

QUÍMICA

ENSINO MÉDIO II


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e) n e O 10

178

04. Chadwick, em 1932, descobriu o nêutron através do processo:

Cn...................Be 126

10

94 +→+

A partícula usada para bombear o berílio possuía carga e massa respectivamente iguais a: a) 0; 1 b) 1; 1 c) –1; 0 d) 1; 0 e) 2; 4

RADIOATIVIDADE

VELOCIDADE DE DESINTEGRAÇÃO E CONSTANTE RADIOATIVA

VELOCIDADE DE DESINTEGRAÇÃO

É a relação existente entre o número de átomos desintegrados e o tempo gasto nesta desintegração.

..........tn

V∆∆

= 1

Sabe-se ainda que a velocidade de desintegração é proporcional ao número total de átomos. Logo:

V=C.n0.............2 Igualando 1 e 2

t1

.nn

C0 ∆

∆=

Quando ∆t for a unidade, temos:

0nn

C∆

= onde C é a constante radioativa

Constante radiativa é a fração dos átomos que se desintegram na unidade de tempo.

Exemplo: A constante radioativa do rádio é

1ano300.21 − . Logo, de uma amostra com 2.300

átomos de rádio somente um se desintegra por ano.

VIDA MÉDIA

É a média aritmética da vida de um grupo de átomos de um elemento químico. Exemplo: A vida média de um isótopo do radônio é de 481.000 segundos. Isto significa que de uma amostra deste isótopo do radônio, os átomos em média antes de se desintegrarem viverão 481.000 segundos.

IMPORTANTE A vida média é o inverso da constante radioativa.

C1

Vm =

PERIODO DE SEMIDESINTEGRAÇÃO OU MEIA VIDA É o tempo necessário para que a metade dos átomos presentes numa amostra se desintegrem. Exemplo: A meia vida do estrôncio –90 é de 19,9 anos. Isto significa que uma amostra de estrôncio –90, fica reduzida a metade após decorridos 19,9 anos.

FÓRMULAS USADAS NOS EXERCÍCIOS DE DESINTEGRAÇÃO

x0

f2

nn = t = xp P = 0,7 Vm

onde:

nf = n° de átomos ou massa final da amostra n0 = nº de átomos ou massa incial da

amostra P = ao tempo correspondente a um período,

expresso em anos, dias, horas, etc. x = o número de períodos transcorridos. t = o tempo de observação na mesma

unidade de P. Vm = vida média.

CURVA DE DECAIMENTO RADIOATIVO Se fizermos um gráfico relacionando o número de átomos, n0, de um isótopo radioativo que se desintegra a cada período de maia-vida P, iremos obter a seguinte curva de decaimento radioativo:

QUÍMICA

ENSINO MÉDIO II


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TESTES

01. Um material radioativo contém 1,0 mg de

radônio (86Rn222). A meia vida desse isótipo é de 4 dias. O material ficou guardado durante 12 dias. Que quantidade de radônio restou no fim desse tempo?

a) 0,5 mg. b) 0,75 mg c) 0,125 mg d) 1,0/12 mg. e) 1,0/16 mg. 02. Quanto tempo levará para que certa massa do

elemento radioativo de meia vida 10 horas fique reduzida a penas a 6,25% da massa inicial?

a) 10h b) 20h c) 30h d) 83 e) 40h 03. Quanto tempo levará para que 60 gramas de

uma amostra radioativa de P = 30 anos fique reduzida a penas a 1,875 gramas.

a) 30 anos b) 150 anos c) 60 anos d) 300 anos e) nda 04. Quanto tempo levará para que sejam

desintegrados 75% de uma amostra cuja meia vida é 210 anos?

a) 420 anos. b) 210 anos. c) 630 anos. d) 840 anos. e) Nda. 05. Sobre emissões radioativas são feitas algumas

afirmações. Assinale a incorreta:

a) Um átomo que emite uma partícula beta ( )β−01

e seu resultante são isóbaros. b) Uma partícula beta é um elétrons, portanto, ao

emitir partículas beta o átomo se transforma num cátion.

c) Quando um átomo emite uma partícula alfa

( )α42 , seu número atômico diminui duas

unidades. d) O tempo necessário para que metade de uma

amostra radioativa se desintegre é chamado de meia-vida.

e) Se um átomo emite uma partícula alfa e duas beta, seu resultante possui o mesmo número atômico inicial.

06. (Unitau-MG) Entende-se por radiação gama: a) Partículas constituídas por núcleos do elemento

hélio. b) Partículas formadas de 2 prótons e 2 nêutrons. c) Ondas eletromagnéticas emitidas pelo núcleo,

como conseqüência da emissão de partículas alfa e beta.

d) Partículas constituídas por elétrons, como conseqüência de desintegração neutrônica.

e) Partículas sem carga e massa igual à do elétron. 07. O elemento rádio foi descoberto em 1898 pelo

casal Curie. Seu nome deriva do grego radius, raio. Atualmente é utilizado como fonte de nêutrons e em tinta fosforescente. A constante radioativa desse elemento é ≅ 4,35 . 10-4 ano-1. Calcule:

a) A intensidade radioativa de uma amostra de rádio contendo 6,0 . 1020 átomos do isotopo.

b) A vida média do rádio.

GLOSSÁRIO

Deus nunca nos atribui uma tarefa sem nos habilitar para o trabalho.

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ENSINO MÉDIO II


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dispersão – separar. coloidal – tem a semelhança d cola.; corpo que não se

cristaliza ou se o faz, é com muita dificuldade; a difusão em solução é muito lenta.

suspensão – líquido que contém pequenas partículas sólidas finamente divididas.

emulsão – preparação farmacêutica de consistência Feitosa ou gordurosa; suspensão coloidal de um líquido em outro (ex.: leite é emulsão).

eletrolise – separação dos íons de um electrólitico sob a ação de um campo elétrico.

aquosa – que contém água; da natureza da água; semelhante à água.

saturação – ato ou efeito de saturar: limite de capacidade de receber em solução; enchimento, enfartamento; impregnação ou embebido no mais alto grau; diz de uma solução que encerra à temperatura e pressão da experiência o peso máximo da substância dissolvida; farto, cheio; no limite.

pipeta – tubo de vidro (graduado ou não), com dilatação ou câmara de ar, utilizado no transporte e dosagem de drogas nas análises e experiências de laboratório.

acidimetria – processo volumétrico de análise que permite avaliar a quantidade de ácidos contida em um soluto.

bureta – tubo graduado que se usa para as dosagens dos reagentes químicos.

exotérmica – que desprende calor. endotérmico – diz-se do sistema físico ou químico que

absorve calor. combustão – ação de queimar; estado de um corpo que

arde, produzindo calor ou calor e luz. molaridade – molar – solução – aquela que contém em 1 litro

de solução a molécula-grama da substância dissolvida. aspecto – aparência; semblante; parte exterior das coisas;

ponto de vista; relação. catalisadores – Substancia que acelera ou retarda uma

ação química; incentivador. hidrolise – decomposição de um sal que fixa os elementos

da água para se desdobrar em dois ou mais compostos; é operação inversa da neutralização, a qual consiste na reação de um ácido com uma base, dando em resultado um sal e água.

eletrólise – fenômeno pelo qual os íons se orientam e se descarregam sob ação de um campo elétrico. Separar os íons de um electrólise sob a ação de um campo elétrico.

voltímetro – aparelho de física destinado a medir a força eletromotriz de uma corrente elétrica

ânodo – eletrodo positivo. cátodo – O pólo negativo de uma pilha elétrica ou de um

gerador elétrico.

QUÍMICA

ENSINO MÉDIO II


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CONSIDERAÇÕES FINAIS Neste módulo, você encontrou conteúdos, textos e interpretações para apoiá-lo no seu Curso.

Aqui foi lançado um olhar diferenciado para a Educação de Jovens e Adultos, acolhendo seus

conhecimentos, motivações e interesses.

Não pretendemos de forma alguma ditar receitas infalíveis. Nosso desafio é possibilitar todos os

usos possíveis da palavra como elemento de conquista da competência comunicativa de auto-realização e

da cidadania. Mas esse desafio é um caminho a ser trilhado e trabalhado. Portanto, estudem

intensamente, pois o estudo é o ponto central da nossa vida. Todavia, todos advertimos que é uma

grande necessidade para competirmos no mercado em igualdade de oportunidades.

Agora, vamos ao seu desempenho. Estude os assuntos detalhadamente. Se tiver duvidas, ligue

por telefone (61 – 30378860), ou acesse o nosso site (www.colégiopolivalente.com.br) . O importante é

que você passe para o tema seguinte quando dominar bem o que constava do anterior.

O seu sucesso é o sucesso do CIP,

Afinal, o CIP é você!!!!!

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