resumão tq

26
Resumão de TQ nafacul.blogspot.com Página 1 Resumão de Transformações Químicas - 2013 Esta apostila deverá servir como base, tanto para elaboração do caderno de laboratório, quanto como resumo da matéria. Baseada no Atkins e nas aulas de alguns professores da UFABC. Sumário 1. Breve Revisão do ensino médio ....................................................................................................................................... 3 1.1 Ligações Químicas................................................................................................................................................................ 3 1.1.1Estabilidade atômica .......................................................................................................................................................... 3 1.1.2 Ligação iônica..................................................................................................................................................................... 3 1.1.3 Ligação Covalente ou Molecular ..................................................................................................................................... 3 1.1.4 Ligação Metálica ................................................................................................................................................................ 3 1.2 Polar ou Apolar ...................................................................................................................................................................... 3 1.2.1 Estrutura dos sólidos ......................................................................................................................................................... 5 1.2.2 Tensão superficial .............................................................................................................................................................. 5 1.3 Leis Básicas da Química...................................................................................................................................................... 5 1.3.1 O mol ................................................................................................................................................................................... 6 1.4 Reações Quimicas ................................................................................................................................................................ 6 1.4.1 Tipos de reações .............................................................................................................................................................. 6 1.5 Reação de Oxiredução (redox) .......................................................................................................................................... 8 1.5.1 Número de Oxidação ........................................................................................................................................................ 8 2. Termodinâmica: Aplicações da Primeira Lei ....................................................................................................................... 9 2.1 Conceitos fundamentais ........................................................................................................................................................... 9 2.2 Entalpia ................................................................................................................................................................................. 11 2.2.1 Entalpia em processos Exotérmicos ..................................................................................................................... 11 2.2.2 Entalpia em Processos Endotérmicos .......................................................................................................................... 11 2.2.3 A entalpia de transição de fase ..................................................................................................................................... 12 2.3 Tipos de ∆H.......................................................................................................................................................................... 12 2.3.1 Entalpia de reação ........................................................................................................................................................... 12 2.3.2 Entalpia-padrão de formação ......................................................................................................................................... 12 2.3.3 Entalpia de Combustão................................................................................................................................................... 13 2.3.4 O que é importante saber ............................................................................................................................................... 13 2.4 Lei de Hess .......................................................................................................................................................................... 13 3 Termodinâmica: A segunda Lei ...................................................................................................................................... 14 3.1 Entropia ................................................................................................................................................................................ 14 3.1.1 A variação de entropia em uma transição de fase ..................................................................................................... 15

Upload: guilherme-andrade-figueiredo-matos

Post on 27-Sep-2015

82 views

Category:

Documents


4 download

DESCRIPTION

Resumo transformações químicas

TRANSCRIPT

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 1

    Resumo de Transformaes Qumicas - 2013

    Esta apostila dever servir como base, tanto para elaborao do caderno de laboratrio, quanto como resumo da matria.

    Baseada no Atkins e nas aulas de alguns professores da UFABC.

    Sumrio

    1. Breve Reviso do ensino mdio ....................................................................................................................................... 3

    1.1 Ligaes Qumicas................................................................................................................................................................ 3

    1.1.1Estabilidade atmica .......................................................................................................................................................... 3

    1.1.2 Ligao inica ..................................................................................................................................................................... 3

    1.1.3 Ligao Covalente ou Molecular ..................................................................................................................................... 3

    1.1.4 Ligao Metlica ................................................................................................................................................................ 3

    1.2 Polar ou Apolar ...................................................................................................................................................................... 3

    1.2.1 Estrutura dos slidos ......................................................................................................................................................... 5

    1.2.2 Tenso superficial .............................................................................................................................................................. 5

    1.3 Leis Bsicas da Qumica ...................................................................................................................................................... 5

    1.3.1 O mol ................................................................................................................................................................................... 6

    1.4 Reaes Quimicas ................................................................................................................................................................ 6

    1.4.1 Tipos de reaes .............................................................................................................................................................. 6

    1.5 Reao de Oxireduo (redox) .......................................................................................................................................... 8

    1.5.1 Nmero de Oxidao ........................................................................................................................................................ 8

    2. Termodinmica: Aplicaes da Primeira Lei ....................................................................................................................... 9

    2.1 Conceitos fundamentais ........................................................................................................................................................... 9

    2.2 Entalpia ................................................................................................................................................................................. 11

    2.2.1 Entalpia em processos Exotrmicos ..................................................................................................................... 11

    2.2.2 Entalpia em Processos Endotrmicos .......................................................................................................................... 11

    2.2.3 A entalpia de transio de fase ..................................................................................................................................... 12

    2.3 Tipos de H .......................................................................................................................................................................... 12

    2.3.1 Entalpia de reao ........................................................................................................................................................... 12

    2.3.2 Entalpia-padro de formao ......................................................................................................................................... 12

    2.3.3 Entalpia de Combusto ................................................................................................................................................... 13

    2.3.4 O que importante saber ............................................................................................................................................... 13

    2.4 Lei de Hess .......................................................................................................................................................................... 13

    3 Termodinmica: A segunda Lei ...................................................................................................................................... 14

    3.1 Entropia ................................................................................................................................................................................ 14

    3.1.1 A variao de entropia em uma transio de fase ..................................................................................................... 15

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 2

    3.1.2 Variao de entropia nas vizinhanas .......................................................................................................................... 15

    4. A terceira Lei da termodinmica e a entropia absoluta ............................................................................................... 15

    4.1 A entropia-padro de reao ............................................................................................................................................. 15

    4.2 O que importante saber .................................................................................................................................................. 16

    5. A energia livre de Gibbs e a constante de equilibro, K: vem P1! ............................................................................... 16

    5.1 Energia Livre e Temperatura ............................................................................................................................................. 17

    5.2 Como trabalhar com o G ................................................................................................................................................. 17

    5.3 Solubilidade .......................................................................................................................................................................... 17

    5.4 O quociente de reao, Q: muito simples ....................................................................................................................... 18

    5.5 A constante de Equilibrio, K............................................................................................................................................... 19

    6. Teoria cido-base ...................................................................................................................................................................... 20

    6.1 Teoria de Arrhenius ................................................................................................................................................................. 20

    6.2 Teoria de Brnsted-Lowry ................................................................................................................................................ 21

    6.3 Teoria de Lewis ................................................................................................................................................................... 21

    7. Cintica Qumica ........................................................................................................................................................................ 22

    7.1 Conceitos Fundamentais neste captulo .......................................................................................................................... 22

    7.2 Velocidade Mdia de uma Reao ................................................................................................................................... 22

    7.3 A teoria da colises ............................................................................................................................................................. 22

    7.4 Voc v no Laboratrio: Principais fatores que influenciam na velocidade da reao ........................................... 23

    7.4.1 Energia de ativao e velocidade de reao .......................................................................................................... 23

    7.4.2 Influncia da concentrao dos reagentes na velocidade de reao .................................................................. 23

    7.4.2.1 O que sempre cai e voc precisa entender ......................................................................................................... 23

    7.4.3 Influncia da concentrao dos reagentes na velocidade de reao .................................................................. 25

    7.4.4 Influncia da presso na velocidade de reao ..................................................................................................... 25

    7.4.5 Influncia da superfcie do reagente slido na velocidade de reao ................................................................. 25

    7.4.6 Influncia do catalisador na velocidade de reao ................................................................................................ 25

    8. PH e POH: mais simples do que voc imagina .................................................................................................................... 26

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 3

    1. Breve Reviso do ensino mdio

    1.1 Ligaes Qumicas

    1.1.1Estabilidade atmica

    A estabilidade de um corpo aumenta, quando a energia diminui. Os tomos em geral, no so encontrados isolados na natureza.

    E essa associao com outros tomos, a fim de obter oito eltrons na camada de Valencia chamada de REGRA DO OCTETO.

    Isto porque, na natureza, apenas os gases nobre no se associam, disso Lewis elaborou esta teoria. Ligao inica ou

    eletrovalente

    1.1.2 Ligao inica

    Os tomos se associam a fim de obterem oito eltrons na camada de Valencia. Esta associao se d por uma atrao

    eletrosttica, chamada de ligao inica de carter eltrico. Onde um ons perde eltron (Ction) e o outro ganha (anion).

    (ctionx+

    )y(niony-

    )x

    No entanto, esta ligao definitiva, formando muitas vezes agrupamentos geomtricos, conhecidos como reticulo cristalino,

    slidos com alta temperatura de fuso., podendo conduzir eletricidade quando fundidos.

    Os metais de transio tambm formam ons, mas no conseguem completar oito eltron na camada de Valencia. O mesmo

    acontece com os elementos da famlia IVA. J os ametais e o hidrognio, na presena de metais, no obedecem a regra do

    octeto.

    1.1.3 Ligao Covalente ou Molecular

    Ocorre quando dois tomos precisam receber eltrons. Assim ao invs de trocarem eltrons, como numa ligao inica, eles

    apenas compartilham eltrons. Onde um eltron pertence ao mesmo tempo aos dois elementos. Este tipo de ligao ocorre entre

    no-metais e entre no-metal e hidrognio.

    A temperatura ambiente os compostos moleculares podem ser slidos, lquido ou ainda, gasosos.

    Formula eletrnica (Lewis) O**O H**Cl

    Formula Estrutural plana O=O H Cl

    Formula molecular O2 HCl

    1.1.4 Ligao Metlica

    a ligao que se estabelece entre os tomos dos metais, onde uma nuvem ou mar de eltrons liga um conjunto de ctions.

    Esse mar de eltrons tem grande mobilidade no conjunto da a alta condutividade eltrica dos metais. Algumas propriedades so

    caractersticas dos metais:

    a) Maleabilidade

    b) Ductibilidade

    c) Bhilho

    d) Condutivitada eletrica

    1.2 Polar ou Apolar

    A capacidade que as ligaes possuem de atrair cargas eltricas se define como Polaridade, esta assume carter diferente

    dependendo da ligao onde se faz presente.

    As ligaes mais freqentes envolvendo compostos orgnicos acontecem entre tomos de carbono ou entre tomos de carbono e

    hidrognio: C C e C H (hidrocarbonetos). Classificamos este tipo de ligao como covalente, ela est presente em todas as

    ligaes dos compostos orgnicos formados somente por carbono e hidrognio.

    Quando na molcula de um composto orgnico houver outro elemento qumico alm de carbono e hidrognio, suas molculas

    passaro a apresentar certa polaridade. Chamamos este elemento de heterotomo e pode ser: nitrognio (N), oxignio (O), entre

    outros.

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 4

    Metano (CH4) Etano (C2H6)

    Repare que em ambas as estruturas no h presena de heterotomos, neste caso as molculas se classificam como apolares.

    A presena do Oxignio como heterotomo faz as molculas apresentarem polaridade. A primeira molcula se trata do composto

    Etanol (CH3CH2OH), a presena da hidroxila OH d a este composto o carter polar, mesmo que em sua estrutura contenha

    uma parte apolar

    Ligaes intermoleculares ou foras de van der Waals

    Ligaes intermoleculares ou ligaes de van der Waals, ou foras de van der Waals :

    I - atrao dipolo induzido: dipolo induzido ou foras de disperso de London

    II - atrao dipolo permanente: dipolo permanente

    III - ponte de hidrognio ou ligao de hidrognio

    Substncias apolares estabelecem somente ligaes intermoleculares I.

    Substncias polares sem ligaes H - F, O - H e N - H estabelecem ligaes intermoleculares I e II.

    Substncias polares com ligaes H - F, O - H e N - H estabelecem ligaes intermoleculares I e III.

    Quanto maior for o tamanho da molcula, mais fortes sero as foras de disperso de London.

    Quanto mais fortes forem s ligaes intermoleculares, mais elevada ser a temperatura de ebulio.

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 5

    1.2.1 Estrutura dos slidos

    Os slidos cristalinos so classificados segundo as ligaes que mantm seus tomos, ons ou molculas em suas posies.

    1.2.2 Tenso superficial

    Tenso superficial uma medida de resistncia do filme que parece cobrir a superfcie de um liquido. Isto ocorre, quando as

    interaes so fortes, elas mantm as molculas unidas e restringem seus movimentos.

    1.3 Leis Bsicas da Qumica

    Lei da Conservao das Massas - Na natureza nada se cria, tudo se transforma. Isto , a soma das massas

    dos reagentes igual a massa do produto. Ou seja, a massa do sistema antes da transformao igual a

    massa do sistema depois da reao.

    Lei das Propores Constantes (Lei de Proust) Numa reao qumica, as massas das substncias que

    reagem e das substncias que se formam estabelecem sempre uma proporo

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 6

    Hidrognio Oxignio gua

    20g 160g 180g

    x 32g

    X = 04g (regra de trs)

    1.3.1 O mol

    1.4 Reaes Quimicas

    1.4.1 Tipos de reaes

    Sntese ou adio

    Anlise ou decomposio

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 7

    Deslocamento ou simples-troca

    AB + C CB + A se C for mais reativo que A

    ou

    AB + C AC + B se C for mais reativo que B

    Explicarei logo mais, o que a reao redox

    Dupla troca

    Uma reao de dupla troca ocorre se um dos produtos (AD ou CB) for mais fraco e/ou mais voltil e/ou menos solvel do que um

    dos reagentes (AB OU CD).

    AB + CD AD + CB

    Exemplo:

    AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3.

    Veja que como se os ctions Ag + e Na+ trocassem de nions. No entanto, perceba que AgCl praticamente insolvel e por

    isso se precipita na reao. No laboratrio, veremos casos em que durante a reao notaremos que ocorre precipitao.

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 8

    1.5 Reao de Oxireduo (redox)

    1.5.1 Nmero de Oxidao

    Muitos alunos, devido falta de tempo em classe, acabam por ficar com duvidas, ou se confundem na hora de calcular o numero

    de oxidao (NOX). Por isso, criamos esse pequeno parnteses, para voc no errar na hora da prova.

    O Nox de um tomo numa molcula, ou num on composto, a carga desse tomo, supondo que os eltrons das ligaes

    covalentes se transferem totalmente do tomo menos eletronegativo para o tomo mais eletronegativo.

    Exemplo:

    Elementos com Nox fixo:

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 9

    2. Termodinmica: Aplicaes da Primeira Lei

    2.1 Conceitos fundamentais

    Trabalho o movimento contra uma fora que se opem ao deslocamento.

    Energia a capacidade de um sistema de efetuar trabalho. Quando efetuamos trabalho SOBRE um sistema, a capacidade do

    sistema de efetuar trabalho aumenta. No entanto, quando o sistema efetua trabalho, h reduo da energia do sistema,

    diminuindo sua capacidade de efetuar trabalho.

    Sistema a parte do universo que estamos estudando, seja uma reao qumica, ou um motor.

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 10

    Sistema Fechado aquele no qual no h trocas entre sistema e vizinhana. Isto a matria no pode ser transferida atravs

    de suas fronteiras. Mas, pode se trocar energia.

    Sistema Aberto aquele que permite a troca de matria e energia atravs da fronteira entre o sistema e sua vizinhana.

    Sistema Isolado aquele que no permite troca alguma, isto , nem matria ou energia.

    Vizinhana so as demais partes externas ao sistema.

    Calor (q) um processo de transferncia de energia devido a uma diferena de temperatura

    Para uma expanso isotrmica de um gs ideal:

    q = -w

    Para uma expanso isotrmica reversvel de um gs ideal:

    q = nRtln

    Processo EXOtermico um processo que libera energia na forma de calor para a vizinhana. Assim todas as reaes de

    combusto so exotrmicas.

    Processo ENDOtermco um processo que absorve energia na forma de calor a partir da vizinhana. Como bom exemplo,

    temos a vaporizao da gua.

    Energia interna (U) a energia total do sistema, isto , a soma de todas as contribuies cinticas e de energia potencial para

    a a energia de todos os tomos, ons e molculas que formam o sistema. Seu valor depende da temperatura e, em geral, da

    presso. A enegia interna uma propriedade extensiva, isto , 2kg de uma substancia A tem mais energia interna, do que 1kg

    dessa mesma substncia A. A variao da energia interna dada por:

    U = w + q

    Para a expanso isotrmica de um gs perfeito;

    U = 0

    A energia interna uma FUNO DE ESTADO, ou seja, uma propriedade fsica que depende apenas do estado atual e do

    estado final. Pq 46

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 11

    2.2 Entalpia

    Segundo a Termodinmica, a entalpia H corresponde energia global de um sistema presso constante. Portanto, a variao de

    entalpia H, corresponde ao calor perdido ou recebido, seja em uma reao qumica, seja em um processo fsico,

    presso constante.

    Podemos medir calorimetricamente a variao de entalpia acompanhando-se a variao de temperatura de uma transformao

    fsica, ou qumica, que ocorra a presso constante usando um calormetro isobrico. J no caso de uma reao de combusto,

    podemos utilizar um calormetro de chama adiabtico, em que se pode medir a variao de temperatura provocada pela

    combusto de uma substncia em atmosfera de oxignio. A entalpia H, de um sistema definida por:

    H = U + PV

    Para um gs ideal podemos escrever PV = RT, da seguinte forma:

    H = U + RT

    Vale lembrar que, slidos e lquidos tm volumes molares muito pequenos, assim o produto PV para slidos ou lquidos muito

    pequeno, de tal forma que: H = U + PV U. Havendo apenas um pequeno aumento no volume e o trabalho feito sobre a

    vizinhana desprezvel.

    2.2.1 Entalpia em processos Exotrmicos

    H = Hfinal Hinicial

    Hfinal < Hinicial

    H < 0

    Ou seja, em processos exotrmicos, onde h liberao de calor do sistema para a vizinhana, a variao de entalpia, H

    negativa. Exemplo:

    C + O2 CO2 H = -94kcal

    H2 + Cl2 2HCl H = -44kcal

    2.2.2 Entalpia em Processos Endotrmicos

    Estado inicial Estado Final + calor Liberta calor

    Estado Inicial Estado Final -- calor Absorve calor

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 12

    H = Hfinal Hinicial

    Hfinal > Hinicial

    H > 0

    Ou seja, num processo endotrmico h absoro de calor da vizinhana pelo sistema para a realizao de uma transformao.

    Exemplo:

    N2 + O2 NO2 H = +8 kcal

    H20 (liquido) H2O (valor) H = +10,5 kcal

    2.2.3 A entalpia de transio de fase

    Fase um estado da matria que se caracteriza pela uniformidade de sua composio e estado fsico. J a converso entre duas

    fases chamada de transio de fase. Assim a vaporizao uma transio de fase. O importante lembrar que, a maioria das

    transies de fase acompanhada de uma variao de entalpia, pois o rearranjo dos tomos ou molculas geralmente requer

    energia.

    O processo inverso da vaporizao a condensao, e o inverso da fuso o congelamento. As variaes de entalpia molar

    desses processos so o negativo das entalpias de vaporizao e de fuso, respectivamente, pois o calor fornecido para a

    vaporizar ou fundir uma substncia liberado quando ela condensa ou congela. Assim, a entalpia de transio de um processo

    inverso o negativo da entalpia de transio do processo direto (sob as mesmas condies de temperatura e presso)

    2.3 Tipos de H

    Podemos dividir a Entalpia em dois ramos: entalpia de formao e entalpia de combusto.

    2.3.1 Entalpia de reao

    A entalpia de reao a diferena entre as entalpias molares dos reagentes e dos produtos, com cada termo ponderado pelo seu

    respectivo coeficiente estequiomtrico:

    H = produto reagente = Hformao - Hformao

    O procedimento acima resumido pela lei de Hess: a entalpia-padro de uma reao a soma das entalpias-padro das reaes

    nas quais a reao global pode ser dividida. Dizemos ainda que, a entalpia de reao a variao de entalpia do sistema quando

    os reagentes em seus estados-padro so completamente convertidos em produtos em seu estado padro. Exemplo:

    2.3.2 Entalpia-padro de formao

    A entalpia padro de formao de uma substncia a entalpia-padro para a sua formao a partir dos seus elementos em seus

    estados de referencia. Onde, o estado de referencia de uma substncia nada mais do que sua forma mais estvel. Logo, o

    estado de referencia do carbono a grafita

    A entalpia de uma substncia numericamente igual ao seu calor de formao. Isto , dado o calor de formao de uma

    substncia, imediatamente teremos a entalpia desta substncia.

    Vale ressaltar que, no estado-padro, as substncias apresentam entalpia nula. Existindo, um elemento qumico com vrias

    formas alotrpicas somente a forma mais estvel tem entalpia zero, nas condies-padro (lembre-se que o grafite a forma

    alotrpica mais estvel do carbono). As formas alotrpicas menos estveis apresentam entalpia maior que zero.

    Exemplos:

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 13

    H2(g) + O2 H2O H = -68 kcal ou H = -286kJ

    Cgrafite + 2Sromb CS2 H = +19 kcal

    2.3.3 Entalpia de Combusto

    A entalpia-padro de combusto a variao de entalpia-padro por mol da substncia combustvel. Por conveno, a combusto

    de um composto orgnico leva formao de dixido de carbono gasoso, gua lquida e - se os compostos contem nitrognio

    nitrognio gasoso

    A entalpia (ou calor) de combusto o calor liberado na combusto completa de 1,0 mol de uma substncia, no estado padro.

    Exemplo:

    Cgrafite + O2(g) CO2(g) H = -94,0kcal ou H = -394kJ

    Cdiamante + O2(g) CO2(g) H = -94,5kcal

    2.3.4 O que importante saber

    interessante lembrar que, assim como mudando o estado alotrpico de um elemento participante, o H tambm muda. O

    mesmo vale para mudanas no estado fsico de algum dos reagentes envolvidos.

    2.4 Lei de Hess

    A lei do Estado Inicial e Final, tambm conhecida como Lei de Hess, enuncia que o valor do H de um processo no depende do

    nmero de etapas, nem do tipo de cada etapa (formao ou combusto) desse processo. O H depende apenas do estado inicial

    e do estado final.

    Assim sendo, ao considerarmos a seguinte seqncia de reaes genricas:

    A B H1 = -10 kcal

    B C H2 = -20 kcal

    C D H3 = -30 kcal

    Precisamos calcular o H do processo A D. Logo, sabemos que:

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 14

    H = H1 + H2 + H3 = (-10) + (-20) + (-30) = -60 kcal

    Observe que a equao A D pode ter N etapas endotrmicas, ou exotrmicas, no entanto, o valor do H no muda. Isso porque

    ela depende apenas do estado inicial e final da reao. E o valor do H desconhecido ser igual a soma algbrica dos valores dos

    H das etapas.

    Assim, vemos que a Lei de Hess importante porque facilita a determinao do H de um processo que seria difcil de se

    calcular. Por exemplo, no caso de uma equao genrica do tipo: xA + yB zC + wD, onde x, y, z e w so coeficientes

    estequiomtricos (nmeros reais), podemos calcular o valor do H atravs da seguinte expresso:

    3 Termodinmica: A segunda Lei

    3.1 Entropia

    Antes de iniciarmos o estudo da segunda lei necessrio entendermos alguns conceitos:

    Transformao Espontnea aquela que pode ocorrer sem que seja feito trabalho para provoc-la. Isto , uma transformao

    espontnea algo que tem tendncia natural de ocorrer. A fora aparente que responsvel pela transformao espontnea a

    tendncia da energia e da matria em se tornarem desordenadas.

    Transformao no espontnea - aquela que s ocorrer ao ser provocada, ou seja no ocorre, caso no houver trabalho.

    Entropia (S) uma medida do grau de desorganizao de um dado sistema. Quanto maior a organizao, menor a entropia. A

    entropia uma caracterstica do estado termodinmico, assim como a energia interna, o volume e o nmero de mols. Isto , uma

    propriedade cujo valor s depende do estado presente do sistema. Assim, como essa desordem foi alcanada no importante

    para o seu valor atual.

    Qualquer processo que, aumenta o nmero de molculas de gs, leva a um aumento em entropia. Isto , quando a matria e a

    energia tornam-se desordenadas, a entropia aumenta. A equao para o calculo da entropia :

    S = S(produto) - S(reagente)

    Para uma variao de entropia de um sistema a temperatura constante:

    S =

    Ou seja, a variao de entropia de uma substancia igual energia transferida reversivelmente como calor dividida pela

    temperatura na qual a transferncia ocorre. Onde a reversibilidade a capacidade de uma variao infinitesimal de uma varivel

    poder mudar a direo de um processo.

    Exemplo:

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 15

    3.1.1 A variao de entropia em uma transio de fase

    Podemos suspeitar que a entropia de uma substancia aumenta quando ela funde e quando ela ferve, pois as suas molculas de

    tornam mais desordenadas quando ela passa do estado slido para o estado lquido e, do liquido para vapor. Por exemplo, a

    entropia da gua aumenta quando ela funde, pois a estrutura ordenada do gelo destruda quando o lquido se forma.

    Se a temperatura das vizinhanas infinitesimalmente menor do que a do sistema, ento a energia flui para fora do sistema como

    calor e a substancia congela. Se a temperatura infinitesimalmente maior, ento a energia flui para dentro do sistema do sistema

    como calor a uma presso constante, podemos identificar o calor transferido por mol de substancia como a entalpia de fuso.

    Portanto, a entropia de fuso, fusS, a variao de entropia por mol de substancia, na temperatura de fuso, Tf (com f agora

    representando a fuso) :

    fusS =

    A entropia de outros tipos de transio pode ser discutida semelhantemente.

    3.1.2 Variao de entropia nas vizinhanas

    Podemos calcular a variao de entropia nas vizinhanas em contato co a sistema temperatura T:

    Sviz =

    Podemos usar esta formula para calcular a variao de entropia das vizinhanas independentemente de a transformao no

    sistema ser reversvel ou no.

    4. A terceira Lei da termodinmica e a entropia absoluta

    As entropias de todas as substancias perfeitamente cristalinas so as mesmas em T = 0. Isto , no podemos dizer que

    as entropias so zero em T = 0, mas a partir de dados experimentais sabemos que elas so as mesmas. Por

    convenincia, consideramos este valor comum como zero. Ento, com esta conveno de acordo com a Terceira Lei,

    S(0) = 0 para todos os materiais cristalinos perfeitamente ordenados

    4.1 A entropia-padro de reao

    Quando h formao resultante de gs, como em uma combusto, podemos prever que normalmente a entropia

    aumenta. Quando h um consumo resultante de gs, como da fotossntese, normalmente seguro prever que a entropia

    diminui. Entretanto, para estimarmos um valor quantitativo da variao de entropia e para prever o sinal da variao

    quando um gs estiver envolvido, precisamos realizar um calculo

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 16

    Exemplo:

    A espontaneidade das reaes qumicas

    essencial considerar a entropia tanto do sistema como das vizinhanas ao decidir se um processo espontneo ou

    no. E sempre que consideramos as implicaes da entropia, necessrio que levemos em conta, sempre, a variao

    total do sistema e das vizinhanas.

    Isto porque, pode ser que a entropia do sistema diminua quando ocorre uma transformao, mas pode haver um

    aumento mais do que compensador na entropia das vizinhanas, de modo que a variao global da entropia seja

    positiva.. O oposto tambm pode ser verdade: pode ocorrer uma dimunuio grande da entropia das vizinhanas quando

    a entropia do sistemas aumenta.

    4.2 O que importante saber

    Na hora da prova vale lembrar das seguintes regras:

    Ao compararmos substncias iguais ou semelhantes, as entropias dos gases so muito maiores que as dos liquidos, e as

    entropias dos liquidos so maiores que as dos slidos;

    Molculas maiores possuem entropias maiores di que menores e, molculas com a estrutura mais complexas possuem

    entropias maiores do que as molculas mais simples.

    Grandes variaes de entropia acompanham mudanas de estado. Isto , a medida que a temperatura aumenta, a

    entropia tambm aumenta

    5. A energia livre de Gibbs e a constante de equilibro, K: vem P1!

    Neste captulo vamos discutir dois temas essenciais e que costumem cair na P1, porque elas unem todas as

    discues anteriores em relao a entalpia e a entropia. Mas, vamos comear de vagar:

    Energia livre a energia da qual o processo dispe para realizar trabalho til temperatura e presso constantes. Assim,

    a variao total de entropia que acompanha uma reao qumica, efetuada lentamente e temperatura e presso

    constante, dada por:

    O nico critrio para de espontaneidade a entropia total do sistema e das vizinhanas; a energia de gibbs apenas uma

    outra maneira de expressar a variao da entropia total em funo somente das propriedades do sistema e s vlida para

    processos que ocorrem a uma temperatura e presso constantes. Todas as reaes qumicas espontneas, em condies

    de temperatura e presso constantes resultam em um crescimento da entropia global do sistema e suas vizinhanas.

    Abaixo a equao que define a variao de entropia do universo:

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 17

    A energia livre de Gibbs, G, uma funo de estado (depende apenas do estado inicial e do estado final). G

    uma propriedade do sistema; ela no depende do universo. G avaliada com base nas propriedades - H, S e T -

    mensurveis do sistema que est sendo estudado. Como G igual a - TSuniverso, um valor negativo de G (G0) indica um processo espontneo (favorecido pelos produtos). Ao contrrio, um valor

    positivo de G indica um processo no-espontneo.

    A conexo entre G e espontaneidade a seguinte:

    Se o valor de Greao negativo, uma reao espontnea

    Se Greao = 0, a reao est em equilbrio

    Se o valor de Greao positivo, a reao no espontnea

    5.1 Energia Livre e Temperatura

    Como vimos anteriormente G funo da temperatura. Isto , o valor de G variar quando a temperatura varia.

    Uma das conseqncias dessa dependncia com relao temperatura que, sob certas circunstancias, reaes podem

    ser espontneas em uma temperatura e no espontneas em outra. Essas situaes surgem quando os termos H e TS

    trabalham em direes opostas:

    Processos favorecidos pela entropia (H > 0).

    Processos favorecidos pela entalpia (S < 0).

    A maior fonte de erro a suposio de que H e S no variam com a temperatura, o que no estritamente verdadeiro.

    Existe geralmente uma pequena variao desse valores quando a temperatura varia, mas ela no to importante quando

    o intervalo de temperatura pequeno. Porm, pode se tornar um problema em intervalos maiores de temperatura.

    5.2 Como trabalhar com o G

    a) Calcule H e S da reao e use-os da equao de Gibbs; ou,

    b) Se disponvel, use os valores tabelados de G de formao;

    Exemplo:

    5.3 Solubilidade

    J estudamos durante o ensino mdio que, semelhante dissolve semelhante. Mas por que isto acontece?

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 18

    Definimos a variao de entalpia no processo de dissoluo como:

    Hdissol = Hrede + Hhidratao

    Onde Hrede a separao das molculas do soluto, enquanto Hhidratao trata-se da separao das molculas do solvente.

    No caso, por exemplo, do NaCl + H2O, se a energia liberada quando os ons se hidratam (energia de hidratao) for maior que a

    energia necessria para romper o reticulo cristalino, ento o NaCl se dissolver

    No h uma regra nica para explicar por que certas substncias se dissolvem, enquanto outras no. Pois necessrio verificar

    para cada substncia qual a interao existente. Exemplo:

    Na tabela seguinte esto reunidas as principais regras de solubilidade:

    5.4 O quociente de reao, Q: muito simples

    Dada uma reao simples qualquer, como o prprio nome diz, o quociente de reao, nada mais do que a razo entre os

    produtos e os reagentes:

    Bem simples, no acham? Agora que voc entendeu o que o quociente de reao, vamos usa-lo mais algumas vezes.

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 19

    5.5 A constante de Equilibrio, K

    Antes de comearmos, importante voc saber que ao longo desta matria (na parte de cintica), outras constantes K iro

    aparecer. No so a mesma coisa!!!!

    Uma reao em equilbrio no est parada, muito pelo contrrio: uma reao em movimento continuo formando reagentes e

    produtos. Por isso, usamos um par de setas, mostrando que no importa a direo.

    Simples at aqui! Mas, atravs na constante de equilbrio que podemos descobrir uma srie de informaes sobre uma dada

    reao. Ento, vamos ver como calcular:

    Da importante voc saber que quando Q = K, a reao est em equilbrio. Quando o valor de K muito maior que 1, ento a

    reao favorece uma maior formao de produtos e chamamos de reao produto-favorecido. Se o valor de K for muito menor

    que 1, chamamos a reao de Reagente-favorecido, j que favorece a formao de reagentes.

    Constante de Equilibrio Reao

    K >> 1 Produto-favorecido

    K

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 20

    Agora que j entendemos o que a constante de equilbrio, resta-nos entender como que tudo que vimos at agora vira uma

    idia s:

    Existem outros tipos de equilbrio que seu professor pode pedir em prova, mas aqui voc viu o bsico: a me de todas as demais

    constantes de equilbrio. O importante na hora de estudar a energia livre de Gibbs e a constante de equilbrio, no decorar as

    formulas, mas entender o que os resultados obtidos significam. Quando voc entende o que ocorre numa reao, fica muito mais

    fcil chegar s respostas corretas.

    6. Teoria cido-base

    6.1 Teoria de Arrhenius

    Baseado em seus experimentos com condutividade eltrica em meio aquoso, o qumico, fsico e matemtico sueco Svante August

    Arrhenius (1859-1927) props, em 1884, os seguintes conceitos para definir cidos e bases:

    Toda espcie qumica que, em contato com gua, gera ons H+ considerada um cido. Isto , cidos so compostos em soluo

    aquosa que ionizam, produzindo como on positivo apenas o ction hidrognio (H+) ou, mais corretamente, o on H30

    +,

    denominado on hidrnio ou hidroxnio

    Bases, ou hidrxidos so compostos que, por dissociao inica, liberam, como on negativo, apenas o nion hidrxido (OH-),

    tambm chamado de hidroxila ou oxidrila.

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 21

    6.2 Teoria de Brnsted-Lowry

    De forma independente, o dinamarqus Johannes Nicolaus Brnsted (1879-1947) e o ingls Thomas Martin Lowry (1874-1936),

    propuseram no mesmo ano outra teoria cido-base conhecida como Teoria Brnsted-Lowry, que diz o seguinte:

    Espcies qumicas que so capazes de doar prtons (H+) so considerados cidos, enquanto espcies qumicas que

    receberam prtons so consideradas bases

    Assim, quando uma espcie doa prtons, a espcie resultante se torna sua base conjugada. O mesmo ocorre, quando uma

    espcie recebe um prton, a espcie resultante se torna seu cido conjugado.

    6.3 Teoria de Lewis

    Essa teoria introduz um conceito novo, mais abrangente, mas no invalida a teoria de Brnsted-Lowry. Pois todo cido de

    Lewis um cido de Brnsted, e conseqentemente toda base de Lewis uma base de Brnsted. Isto ocorre porque um

    prton recebe eltrons, ou seja, um cido de Lewis pode unir-se a um par solitrio de eltrons em uma base de Lewis.

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 22

    Para Lewis, uma reao cido-base consiste na formao de uma ligao covalente coordenada mais estvel. Assim, quando uma

    base de Lewis doa um par de eltrons para uma base de Lewis, ambos formam uma ligao covalente coordenada, em que

    ambos os eltrons provm de um dos tomos

    Teoria foi criada pelo qumico americano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) e diz o seguinte:

    Espcies qumicas que so capazes de aceitar pares eletrnicos so considerados cidos, enquanto espcies qumicas que

    podem doar pares eletrnicos so consideradas bases.

    7. Cintica Qumica

    7.1 Conceitos Fundamentais neste captulo

    1 Lei da Termodinmica

    2 Lei da Termodinmica em qualquer processo espontneo a entalpia (S) do universo aumenta

    Suniv = Ssist + Svizi

    3 Lei da Termodinmica A entropia de um cristal perfeito de qualquer substncia pura a 0 Kelvin 0.

    Energia de ativao a energia mnima necessria formao do complexo ativado dessa reao.

    7.2 Velocidade Mdia de uma Reao

    Algumas reaes qumicas so praticamente instantneas, enquanto outras podem ser muito lentas, como a oxidao de peas

    de cobre, por exemplo. A rapidez das transformaes qumicas pode ser avaliada pela velocidade mdia do processo:

    Velocidade mdia = v =

    Onde, [X]= variao de concentrao em mol/L de um reagente ou produto e t = variao do tempo. Sendo, [X] = [X]final

    [X]inicial.

    A velocidade de reao pode ser dada em funo de qualquer substncia participante:

    xA + yB zC + wD

    vreao = = = =

    Como A e B so reagentes, suas molaridades diminuem com o decorrer do tempo, e as variaes de suas molaridades [A] e [B]

    SO NEGATIVAS. Por isso, na expresso da velocidade de consumo aparece o sinal negativo. Vale ressaltar que em cintica

    qumica, uma formula de substncia escrita entre colchetes indica a molaridade (mols/litro) dessa substncia.

    7.3 A teoria da colises

    Para que uma reao ocorra, necessrio haver coliso entre as molculas entre as molculas dos reagentes. A teoria das

    colises pode ser resumida da seguinte maneira:

    Para que ocorra uma reao, deve haver colises entre as molculas qumicas reagentes;

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 23

    Nem toda coliso conduz formao de produtos. necessrio um mnimo de energia (energia de ativao) e que a

    coliso e que a coliso ocorra com uma orientao espacial favorvel;

    A velocidade da reao ser proporcional ao nmero de colises efetivas (favorvel formao de produtos);

    Qualquer fator que aumente o nmero de colises efetivas aumenta tambm a velocidade da reao.

    7.4 Voc v no Laboratrio: Principais fatores que influenciam na velocidade da reao

    Como regra geral, a velocidade de uma dada reao tende a aumenta quando:

    Aumentamos a temperatura;

    Mais fragmentado estiver o reagente slido;

    Maior concentrao dos reagentes;

    Maior for a presso, no caso de reagentes gasosos;

    Quando for utilizado um catalisador;

    Abaixo estudaremos brevemente cada um desses casos

    7.4.1 Energia de ativao e velocidade de reao

    Para toda reao h um mnimo de energia requerida para provocar a reao, chamada de energia de ativao e sabemos

    tambm que a energia de ativao:

    uma quantidade SEMPRE positiva;

    depende da natureza da reao. Ou seja, quanto maior for, menor ser a frao de molculas que possuem energia

    cintica para reagir por coliso

    independente da temperatura e concentrao

    Assim, vemos que a energia de ativao representa uma barreira no caminho reagente produto, quanto maior for a energia de

    ativao de uma reao, maior ser essa barreira e, conseqentemente, mais difcil ser transp-la, isto , mais difcil ser a

    reao. Logo conclumos que, quanto maior for a energia de ativao de uma reao, menor ser a velocidade dessa reao.

    7.4.2 Influncia da concentrao dos reagentes na velocidade de reao

    Segundo a Lei de Guldberg e Waage (1864), a cada temperatura, a velocidade de uma reao diretamente proporcional ao

    produto das concentraes molares dos reagentes, elevadas a potncia experimentalmente determinadas. Isto , numa reao

    segundo a equao geral temos:

    xA + yB zC + wD

    Logo,

    V = k[A]m[B]n

    Conhecida como a Equao de velocidade de reao. Onde k a constante de velocidade de reao da referida temperatura,

    [A] e [B] so concentraes molares e, m e n so dados experimentalmente determinados.

    7.4.2.1 O que sempre cai e voc precisa entender

    K a constante de velocidade que no por acaso depende de duas coisas:

    Natureza da reao: se K pequeno, a reao lenta

    Temperatura: K cresce com a temperatura.

    Podemos, ainda, calcular o valor de K da seguinte forma:

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 24

    K =

    J m e n que formam a ordem de reao preciso lembrar que:

    Se m=0, a velocidade independe da concentrao de reagente;

    Se m=1, a velocidade diretamente proporcional concentrao de reagente;

    Se m=2, a velocidade proporcional ao quadrado da concentrao de reagente.

    Em geral, os professores costumam pedir para que, dada uma reao o aluno encontre a ordem de reao. O caso mais difcil o

    que envolve dois reagente ( A + B C + D). Isto , precisaremos encontrar o valor de m e n. Da s voc fazer o seguinte:

    1 Determine a razo das velocidades em dois pontos para os quais a concentrao de B seja constante, mas a

    concentrao de A varie. Calcule a ordem de reao em relao a A, usando a equao:

    =

    2. Repita o procedimento, mas desta vez escolhemos dois pontos para os quais a concentrao A seja constante, mas a

    concentrao B varie. Isso resulta na ordem em relao a B.

    Existem reaes que ocorrem numa nica etapa, so as chamadas reaes elementares. Nesses casos, os valores m e n so os

    prprios coeficientes dos reagentes na equao da reao. Exemplo:

    xA + yB zC + wD

    Sendo a reao elementar: V = k[A]x[B]y

    Outro bom exemplo:

    2A + B A2B

    1 caso: reao elementar: V = k[A]2[B]

    2 caso: reao segundo o mecanismo:

    A + B AB (etapa lenta)

    AB + A A2B (etapa rpida)

    2 + B A2B logo, v=k[A][B]

    Outra coisa que costuma cair nas provas so reaes de 2 ordem. Isto porque, entre reaes de fase gasosa,

    processos de 2 ordem so talvez mais comuns do que os de primeira ordem, enquanto que, reaes de ordem zero,

    nas quais a velocidade independente das concentraes de reagente, so muito menos comuns. Da, ao invs de

    discutirmos cada um destes tipos de reaes em detalhe, vamos considerar alguma das propriedades de reaes de

    1, 2 e 0 ordem, listadas na tabela a seguir:

    Ordem Equao de velocidade Relao concentrao x tempo Meia-vida

    0 Velocidade = K Xo X = Kt Xo/2K

    1 Velocidade = Kx

    0,693/K

    2 Velocidade = Kx2

    1/K*Xo

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 25

    A seguir, esto as funes (X, logx, 1/x) que, quando plotadas contra t, resultam em uma linha reta para reaes de

    ordem um, dois e zero:

    Ordem Grfico

    0 X vs T

    1 Logx vs T

    2 vs T

    7.4.3 Influncia da concentrao dos reagentes na velocidade de reao

    Quanto maior a concentrao do reagente, maior dever ser a velocidade de reao. Muitos dos nossos eventos cotidianos

    servem como exemplo: remover uma mancha, apagar incndios, etc.

    Numa reao com nico reagente, se dobrarmos a concentrao de regente, dobramos conseqentemente a velocidade da

    reao. Ou seja, a velocidade da reao proporcional a concentrao de reagente.

    J numa reao com dois reagentes, se dobrarmos a concentrao de um dos reagentes, enquanto o outro permanece constante,

    a velocidade dobrar. No entanto, se reduzirmos a concentrao de um dos reagentes, enquanto o outro permanece constante,

    nada ocorrer. Isto , a velocidade continuar a ser a mesma.

    7.4.4 Influncia da presso na velocidade de reao

    No havendo reagentes gasosos, a variao da presso no altera o volume do sistema reagente e, por isso no altera a

    velocidade, a velocidade da reao. A presso s muda a velocidade de uma reao, quando pelo menos um dos reagentes

    estiver em estado gasoso. Assim, o calculo da presso para este nico reagente gasoso :

    A(g) = pA = RT = [A] RT

    Portanto, a presso de um gs diretamente proporcional sua concentrao em mol/L.

    7.4.5 Influncia da superfcie do reagente slido na velocidade de reao

    Quando um reagente est em estado slido, a reao ocorre apenas na sua superfcie. Por isso, quanto maior for o grau de

    disperso do reagente slido (exemplo, moer ou partir um comprimido em pedaos), maior ser a superfcie e maior ser a

    velocidade da reao.

    7.4.6 Influncia do catalisador na velocidade de reao

    Catalisador uma substncia que abaixa a energia de ativao de uma reao, aumentando, assim, a sua velocidade, sem sofrer

    alterao quantitativa no fim da reao. Isto , ao final da reao a concentrao do catalisador permanecer inalterada, pois este

    no consumido durante a reao.

    Importante MESMO lembrar que, catlise o processo que ocorre na presena de um catalisador.

  • Resumo de TQ

    nafacul.blogspot.com Pgina 26

    8. PH e POH: mais simples do que voc imagina

    Usaremos os valores de ph e poh para saber quanto a quantidade de molculas do on H+ for maior que a quantidade de

    molculas de OH-. Vamos ver como ocorre a ionizao da gua:

    H2O + H2O H3O+ + OH-

    Sendo assim, a constante de ionizao da gua :

    Ki =

    Dividindo, podemos cortar o OH com a gua, sobrando apenas um H da gua. Resta-nos, ento, o H3O, dividido por

    H; isso vai dar H2O que pode ser representado por HOH. Ou seja, um on H+ e um on OH-.

    OHO H+ + OH-

    Como o grau de ionizao da gua muito pequeno, a concentrao mol/L da gua praticamente constante. Por

    isso, podemos considerar que o produto Ki*H2O dar uma constante, que chamamos Kw. Logo, temos que o produto

    inico da gua pode ser definido:

    Kw = [H+][OH-]

    possvel saber que, a 25C em cada 01 litro de gua apenas 1,0*10-7

    mol sofre ionizao, produzindo 1,0*10-7

    mol

    de H+ e 1,0*10-7

    mol de OH-. Baseados nisso, podemos dizer que o produto inico total da gua a 25C :

    Kw = 1,0*10-14 (mol/L)2

    COMO CALCULAR? Fcil!

    Se pH = -log[H+] e pOH = -log[OH-], onde numa soluo neutra ph = pOH = -log(1,0*10-7

    ) = 7, logo:

    PH + POH = 14

    Se numa reao [H+] = 1,0*10-2

    ento

    PH = -log (1,0*10-2

    ) = 2

    POH = 14 2 = 12

    OH = 1,0*10-12

    mol/L

    BONS ESTUDOS!