QUÍMICA GERAL

Prof. Dr. Agnaldo Arroio -Coordenador e ministrante

Graduado em Química (1996), mestre em Química - Físico-Química - (1999), doutor em Ciências (Físico-Química) pela Universidade de São Paulo (2004), graduado em Bacharelado em Imagem e Som: Produção Audiovisual pela Universidade Federal de São Carlos (2004), Pós-doutor em Educação pela USP (2005) e livre-docente em Ensino de Ciências pela Faculdade de Educação da USP (2011). É professor Associado na Faculdade de Educação da USP. Orienta e supervisiona mestrado, doutorado e pós-doutorado em Educação e Ensino de Ciências. Representante da América do Sul no International Board IOSTE - International Organization for Science and Technology Education (2010-2012; 2012-2014). Diretor de Educação da Associação Brasileira de Química (2013-2015). Coordenador do Doutorado Interinstitucional Dinter UFPI-FEUSP. Tem experiência na área de Química, Comunicação e Educação, com ênfase em Comunicação Audiovisual no Ensino, atuando principalmente nos seguintes temas: Ensino de Química,

Semana 1

Aula 1 - Introdução à Química

Apresentação

Objetivos:

Apresentar os conceitos fundamentais da Química, no que diz respeito à estrutura da
matéria e suas transformações.

Os ramos da Química.

• Química pura
• Estuda as substâncias tanto orgânicas como inorgânicas, e os métodos que se empregam para isso.
• Química aplicada
• Utiliza os procedimentos da química pura para resolver problemas de diferentes áreas

Os ramos da Química:

1. Química Orgânica: é o estudo do carbono e seus compostos;
2. Química Inorgânica: é o estudo dos demais elementos e seus compostos;
3. Físico Química: é o estudo dos princípios químicos;
4. Química Analítica: é o estudo das técnicas para identificação de substancias e medição de sua quantidade;

Os ramos da Química:

• Química Farmacêutica;
• Química Medicinal;
• Química de Materiais;
• Química Ambiental;
• etc

Aula 2 - Matéria e energia

Propriedades gerais da matéria

O que é matéria?

A melhor maneira de adquirir um conceito de matéria é trabalhar com ela e descrever suas
várias formas. Uma descrição não é uma definição no sentido real da palavra, mas reduz uma ideia abstrata a termos bem concretos.

Estados da matéria:

• Sólido;
• Líquido;
• Gasoso

Propriedades físicas

• podem ser determinadas sem alteração essencial da substância.

Propriedades químicas

• se evidenciam quando a substância sofre interação com outra forma de matéria.(gasolina em combustão)

Densidade

A densidade (ou massa específica) é a relação entre a massa (m) e o volume (v) de determinado material (seja ele sólido, líquido ou gasoso).

densidade =  massa     --- d = m
                      volume               v

Energia

A energia é ainda mais difícil de definir que a matéria. Ela não tem peso e só pode ser medida quando está sendo transformada, ou ao ser liberada ou absorvida. Por isso, a
energia não possui unidades físicas próprias, sendo expressa em termos das unidades do trabalho que realiza. Em outras palavras, energia é a capacidade de realizar trabalho.

Energia pode ser:

• Energia Potencial - a energia que o corpo mantem com ele.
• Energia Cinética - a energia que trabalha em forma de movimento.

Aula 3 - A matéria não é contínua

Elementos e átomos

O que é um Átomo ? É a menor porção da matéria.

O que é um Elemento ? 

Modelo nuclear

Os modelos nucleares foram criados para representar o núcleo atômico, o que possibilita o
estudo de suas propriedades e características.

Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico.

Organização dos elementos

"As propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos".

Compostos

• Compostos orgânicos - formados por átomos de carbono e hidrogênio.
• Compostos inorgânicos - os outros átomos da tabela periódica.
• Não é uma regra fixa.

Moléculas e Compostos moleculares

Moléculas são aquelas que se formam quando átomos se ligam por meio de ligações covalentes, originando moléculas de número determinado.

Moléculas e Compostos moleculares


Fórmula química representa o número e o tipo de átomos que constituem uma molécula.


Fórmula estrutural tipo de apresentação detalhada de como os átomos de uma molécula estão ligados entre si




Íons e Compostos iônicos

São aqueles formados por íons de cargas opostas (resultando numa substância eletricamente neutra) através de interação eletrostática.

Aula 4 - Mol e massa molar

Massa atômica

A massa atômica é a massa de um átomo medida em unidade de massa atômica, sendo simbolizada por “u”. 1 u equivale a um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono-12 (isótopo natural do carbono mais abundante que possui seis prótons e seis nêutrons, ou seja, um total de número de massa igual a 12). Sabe-se que 1 u é igual a 1,66054 X 10-24 g.(10 elevado a -24)

Mol e Massa Molar

O conceito de Mol

O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 quilogramas de carbono 12.

Mol e Massa Molar

• O número de entidades elementares contidas em 1 mol correspondem à constante de Avogadro, cujo valor é 6,02 x 1023 (10 elevado a 23) mol-1. 
• Sendo assim ficou definido que 1 mol de átomos é igual a 6,02 x 1023 , e 1 mol contém 12 gramas (equivalente ao 12C).
• 1 mol = 6,02 x 1023 = 12gramas (10 elevado a 23)

A constante de Avogadro

Em 1 mol de qualquer entidade (átomos, moléculas, elétrons, fórmulas ou íons) está

contido exatamente o valor da constante de Avogadro.

Massa Molar

É possível calcular a massa de uma molécula realizando a soma das massas atômicas de cada átomo que forma a respectiva molécula.O resultado é denominado Massa Molecular (MM).

Fórmulas Químicas

Para determinarmos a fórmula molecular de qualquer composto é necessário sabermos primeiro a sua massa molecular. Com esse dado em mãos, podemos seguir três caminhos diferentes para chegar à fórmula molecular, que são:

1.      Por meio da fórmula mínima;

2.      Por meio da fórmula percentual;

3.      Relacionando a porcentagem em massa com a massa molecular.

Por meio da fórmula mínima

A fórmula mínima do acetileno é CH e sua massa molecular é 26 g/mol. Qual é a fórmula molecular do acetileno?

MM (CH) = 1 . 12 + 1 . 1 = 13 g/mol

(CH)n = 13

13. n = 26

n = 26/13

n = 2

2 . CH = C2H2

A fórmula molecular do acetileno é C2H2.

Por meio da fórmula percentual

 Uma análise da porcentagem em massa do óxido de fósforo apresentou 43,6% de fósforo e 56,4% de oxigênio. A massa molecular desse composto é 284 g/mol. Baseado nessas 

informações, determine a fórmula molecular do óxido de fósforo:

P = 43,6/31 = 1,41

O = 56,4/16 = 3,525

P = 1,41/1,41 = 1

O = 3,525/1,41 = 2,5

P = 1 . 2 = 2

O = 2,5 . 2 = 5

A fórmula mínima do óxido de fósforo é P2O5. Agora, procedemos como no exemplo 1 para determinar a fórmula molecular:

Massa molecular da fórmula mínima: 2 . 31 + 5 . 16 = 142 g/mol

Massa molecular da fórmula molecular = 284 g/mol

Massa molecular da fórmula molecular = 284 g/mol = 2

Massa molecular da fórmula mínima        142 g/mol

Isso significa que a proporção de átomos da fórmula molecular é 2 vezes a indicada pela fórmula mínima:

2 . P2O5 = P4O10

A fórmula molecular do óxido de fósforo é P4O10.Relacionando a porcentagem em massa com a massa molecular

O exemplo anterior poderia ser feito também por esse método. Veja:

O = 43,6 %       MM = 284 g/mol

P = 56,4 %

Considerando que sua fórmula molecular seja PxOy, vamos relacionar as porcentagens em massa com as massas atômicas e a massa molecular:

Px                       Oy

31x     +       16y   = 284

  ↓                 ↓

43,6%          56,4%

Px:                                                                Oy:

284 ------- 100%                                 284 ------- 100%

31x ------- 43,6%                                16y ------- 56,4%

31 . x . 100 = 284 . 43,6                     16 . y . 100 = 284 . 56,4

3100 . x = 12382,4                             1600 . y = 16017,6

x = 12382,4                                        y = 16017,6

       3100                                                    1600

x = 4                                                   y = 10

A fórmula molecular do óxido de fósforo é P4O10.

Atividade de portfólio

Após ter assistido o vídeo “As 100 Maiores Descobertas da Química” e lido o texto “Água: o significado das fórmulas químicas“, você pode refletir sobre a presença da Química no cotidiano e também sobre a como as pessoas comunicam a Química com o apoio de fórmulas, equações, estruturas, representações, etc. Agora realizaremos um exercício hipotético, considerando que você é um professor de Química em uma sala de aula do Ensino Médio, um dos seus alunos lhe faz uma pergunta: 

— Por que eu tenho que estudar química na escola?

Diante desta pergunta quais seriam seus argumentos para convencê-lo a estudar química?

Meu argumento seria expor as várias utilidades, necessidades da Química, como ela está presente no dia-a-dia, pediria para observar ao  redor é perceber o quanto é usada em nossas vidas sem mesmo notá-la, na alimentação, agricultura, na medicina, nos remédios, nos produtos de limpeza, na fabricação de objetos e até mesmo no nosso organismo

Citaria exemplos bem comuns , como:

• Acetona (propanona);
• Sal de cozinha (cloreto de sódio);
• Água oxigenada (peróxido de hidrogênio);
• Álcool (etanol);
• Formol (metanal);
• Soda cáustica (hidróxido de sódio);.
• Ácido acético (componente do vinagre).

Mostrando esses exemplos bem comuns tentaria instigar a curiosidade e a vontade de aprender.

Aula 5 - Representações

Equações Químicas

Representações de reações químicas – interpretar –equação simplificada

Equações Químicas

• Lei da conservação das massas

Equações Químicas

• Balanceamento de equações químicas – coeficiente estequiométrico.
• Balancear uma equação química é o mesmo que acertar os coeficientes ou igualar o número de átomos de cada elemento, no 1º e no 2º membro da equação.
• O coeficiente indica a quantidade de moléculas de uma substância.

Equações Químicas Exemplo de equação balanceada: C + O2 → CO2 Exemplo de equação química não balanceada: H2 + O2 → H2O Há alguns métodos para balancear uma equação química. O mais fácil e simples é o Método das Tentativas. 2 H2 + O2 → 2 H2O

Equações Químicas FeS2(g) + O2(g) → Fe2O3(s) + SO2(g) FeS2(g) + O2(g) → 1 Fe2O3(s) + SO2(g) 2 FeS2(g) + O2(g) → 1 Fe2O3(s) + SO2(g) 2 FeS2(g) + O2(g) → 1 Fe2O3(s) + 4 SO2(g) 2 FeS2(g) + 11/2 O2(g) → 1 Fe2O3(s) + 4 SO2(g) 4 FeS2(g) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g) Para ver se ficou correto, basta verificar se a quantidade de cada elemento nos dois membros está igual: 4 FeS2(g) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)

Equações Químicas

Escrever, balancear e representar uma equação química a partir de uma informação dada na forma de uma sentença;

Explicar o papel dos coeficientes estequiométricos.

Aula 6 - Estequiometria das reações

Procedimentos quantitativos

Relações estequiométricas:

Exemplo: Combustão do monóxido de carbono

CO(g) + O2(g) → CO2(g)

2 CO(g) + 1 O2(g) → 2 CO2(g)

“quimicamente equivalente”

2 mols de CO = 2 mols de CO2

1 mol de O2 = 2 mols de CO2

2 mol de CO estão para 1 mol de O2 que está para 2 mol de

CO2

2 : 1 : 2 (razão molar)

2 CO(g) + 1 O2(g) → 2 CO2(g) Proporção: 2 mol : 1 mol : 2 mol ou 56g de CO : 32g O2 : 88g CO2 ou 12.1023 moléculas : 6.1023 moléculas : 12.1023 moléculas ou 44,8 L de CO : 22,4 L de O2 : 44,8 L de CO2

Pureza É o quociente entre a massa da substância pura e a massa total da amostra. Pode ser expressa em porcentagem.

P = massa da substância pura / massa da amostra x 100 Exemplo: Qual a massa de CaCO3 presente numa amostra de 200g de calcário cuja pureza é de 80%? Resolução: 100g de calcário → 80g de CaCO3 200g de calcário → x x = 160g de CaCO3

Rendimento de uma reação química O rendimento real de uma reação é a razão entre o produto realmente obtido e a quantidade que teoricamente seria obtida, de acordo com a equação química correspondente.Pode ser expresso em porcentagem. R = quantidade real / quantidade teórica x 100 Exemplo: Qual a massa de CaCO3 obtida na reação de 2 mol de CaO com 2 mol de CO2, se o rendimento for 60%?

Dados: Massa molar do CaCO3 = 100g / mol CaO + CO2 → CaCO3 Resolução: 1mol CaO → 1 mol CO2 → 1 mol CaCO3 2 mol CaO → 2 mol CO2 → 2 mol CaCO3 mCaCO3 = 200g 200g CaCO3 → 100% rendimento x → 60% rendimento x = 120g de CaCO3

Nem sempre uma reação ocorre por completo. Isso ocorre,por exemplo, quando um dos reagentes está em excesso e parte dele não reage. O outro reagente, que é consumido primeiro, é denominado reagente limitante. 2 CO (g) + O2 (g) → 2CO2(g) 2 CO (g) + 2 O2 (g) → 2 CO2(g) + O2 (g) O oxigênio é o reagente em excesso e o monóxido de carbono é o reagente limitante.

Reagentes limitante e em excesso Exemplo: Uma massa de 138 g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 320g de oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão. Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de reagente, se houver?

Reagentes limitante e em excesso A reação balanceada é dada por: 1 C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) 1 mol 3 mol 2 mol 46 g 96g 88g 138g 320g Calculando a massa de gás carbônico formado a partir da quantidade do reagente limitante: 46g de C2H6O ------------ 88g de CO2 138g de C2H6O ------------ x x = 264 g de CO2

A massa de oxigênio em excesso é determinada de forma análoga: 46g de C2H6O ------------ 96 O2 138g de C2H6O ------------x x = 288 g de O2 A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a que efetivamente reagiu: 320g - 288g= 32 g

Aula 7 - Modelo atômico

Modelo Atômico

A estrutura da matéria é estudada desde o século V a.C.,quando surgiu a primeira ideia sobre sua constituição. Osfilósofos Leucipo e Demócrito (400 a.C.) afirmavam que a

matéria não poderia ser dividida infinitamente, chegando a uma unidade indivisível denominada átomo. Essas especulações foram substituídas por modelos baseados em estudos experimentais após muitos anos.

Modelo atômico de Dalton

Baseado nas leis ponderais de Lavoisier e Proust, o cientista inglês John Dalton, por volta do ano de 1808, elaborou sua teoria sobre a matéria, conhecida como teoria atômica de

Dalton. Os átomos são esferas maciças e indivisíveis e as reações químicas são rearranjos, união e separação, de átomo.

As principais conclusões do modelo atômico de Dalton foram:

I) Todas as substâncias são constituídas de minúsculas partículas, denominadas átomos, que não podem ser criados e nem destruídos. Nas substâncias, eles se encontram unidos

por forças de atração mútuas.

II) Cada substância é constituída de um único tipo de átomo. Substância simples ou elementos são formados de “átomos simples”, que são indivisíveis. Substâncias compostas são formadas por “átomos compostos”, capazes de se decompor,

durante as reações químicas em “átomos simples”.

III) Todos os átomos de uma mesma substância são idênticos na forma, no tamanho, na massa e nas demais propriedades; átomos de substâncias diferentes possuem forma, tamanho,massa e propriedades diferentes. A massa de um ”átomo composto” é igual à soma das massas de todos os “átomos simples” componentes.

IV) Os “átomos compostos” são formados por um pequenonúmero de “átomos simples”.

Modelo de Thomson

• Baseado em experiências com cargas elétricas, o cientista inglês Joseph John Thomson, no final do século XIX (1897),concluiu que o átomo não era uma esfera indivisível, como sugeriu Dalton.
• A experiência que levou a elaboração desse modelo,consistiu na emissão de raios catódicos, onde as partículas negativas eram atraídas pelo polo positivo de um campo elétrico externo. Determinou a relação carga/massa (e/m); Essas partículas negativas foram chamadas de elétrons, e para explicar a neutralidade da matéria, Thomson propôs que o átomo fosse uma esfera de carga elétrica positiva, onde os elétrons estariam uniformemente distribuídos,configurando um equilíbrio elétrico.

Modelo de Thomson

• Para Thomson, o átomo era uma esfera gelatinosa de carga elétrica positiva “recheada” de elétrons de carga negativa.Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Este modelo derruba a ideia de que o átomo é indivisível e introduza natureza elétrica da matéria.
• O modelo de Thomson explica alguns fenômenos como a corrente elétrica, eletrização por atrito, formação de íons e as descargas elétricas em gases.

Modelo de Rutherford

• No início do século XX (1911), o cientista neozelandês Ernest Rutherford, utilizando a radioatividade, descobriu que o átomo não era uma esfera maciça, como sugeria atômica de Dalton. Surgia assim um novo modelo atômica.
• Rutherford bombardeou uma lâmina de ouro com 10-5 cm
• de espessura, envolvida por uma tela de sulfeto de zinco,com partículas α provenientes do elemento polônio protegido por um bloco de chumbo perfurado.
• Essa experiência revelou que a grande maioria das partículas atravessavam a lâmina de ouro, enquanto outras partículas passavam e sofriam pequenos desvios, e uma quantidade muito pequena não atravessava a lâmina. O percurso seguido pelas partículas α foi detectado devido à luminosidade refletida na tela de sulfeto de zinco.
• Comparando o número de partículas emitidas com o de desviadas, Rutherford deduziu que a massa da lâmina de ouro estaria localizada em pequenos pontos, denominados núcleos, e que o raio do átomo deveria ser 10.000 a 100.000 vezes maior que o raio do núcleo, sendo o átomo formado por espaços vazios.
• A maioria das partículas atravessou a lâmina por meio desses espaços. A explicação para as partículas α que sofreram desvios foi dada pelo fato do núcleo positivo da lâmina de ouro repelir as partículas alfa também positivas. As partículas que não atravessaram teriam colidido frontalmente com esses núcleos, sendo rebatidas.

Modelo de Rutherford

• O modelo atômico de Rutherford concluiu que o átomo era composto por um pequeno núcleo com carga positiva neutralizada por uma região negativa, denominada eletrosfera, onde os elétrons giravam ao redor do núcleo.

Aula 8 - Observando os átomos

Modelo de Bohr

·        De acordo com Rutherford, em um átomo, os elétrons se deslocavam em órbita circular ao redor do núcleo. Porém, esse modelo contrariava a física clássica, na qual segundo suas teorias, o átomo não poderia existir dessa forma, uma vez que os elétrons perderiam energia e acabariam por cair no núcleo.

·        Como isso não ocorria,  pelo átomo ser uma estrutura estável, o cientista dinamarquês Niels Bohr aperfeiçoou o modelo proposto por Rutherford, formulando sua teoria sobre distribuição e movimento dos elétrons.

Espectroscopia atômica

Natureza da radiação eletromagnética

As ondas de radiação eletromagnética são uma junção de campo magnético com campo elétrico que se propaga no vácuo transportando energia.

comprimento de onda x frequência = velocidade da luz λ.ν = c

 

 

 

 Efeito fotoelétrico Albert Einstein E=h.v

A letra h representa a constante de Planck, que vale: 6,626x10-34 J.s (10 elevado a -34)

 

 

Modelo de Bohr

Baseado  na teoria quântica proposta por Planck, Bohr elaborou os

Seguintes  postulados:

      I.        Os elétrons descrevem ao redor do núcleo órbitas circulares, chamadas de  camadas eletrônicas, com energia constante e determinada. Cada órbita permitida para os elétrons possui energia diferente.

    II.         Os elétrons ao se movimentarem numa camada não absorvem nem emitem energia espontaneamente.

   III.      Ao receber energia, o elétron pode saltar para outra órbita, mais  energética. Dessa forma, o átomo fica instável, pois o elétron tende a voltar à sua orbita original. Quando o átomo volta à sua órbita original, ele devolve a energia que foi recebida em forma de luz ou calor.

 

Modelo de Bohr

·        O modelo Rutherford-Bohr apresenta alguns problemas, como por exemplo, ele não explica por que o elétron apresenta energia constante, não explica as reações químicas, descreve órbitas circulares ou elípticas, quando na verdade os elétrons não descrevem essa trajetória, dentre outras restrições.

·        Ao longo dos anos, foram realizados muitos estudos em relação à estrutura do átomo levando a criação de outros modelos, porém o modelo Rutherford-Bohr ainda é o mais difundido no ensino médio.

Atividade de portfólio

Entrevistar no mínimo duas pessoas, sendo que uma delas já deve ter terminado o ensino médio há pelo menos 15 anos e a outra pessoa deve ter terminado o ensino médio há no máximo 2 anos. Pergunte por que ela estudou química na escola? E para que serviu ter estudado química? Particularmente o que ela aprendeu sobre estequiometria na escola e que usa em sua vida cotidiana?

Entrevistei duas pessoas, uma que terminou o ensino médio há um pouco mais de 15 anos e outra há 2 anos.

 A primeira pessoa disse que gostava da matéria, achava bem interessante e tinha curiosidade em aprender mais. Acha muito importante saber, principalmente, as reações químicas que acontecem no dia-a-dia. Citou os sais usados nos fogos de artifício. Ele lembra sobre estequiometria, mas não sabe como fazer o cálculo e nem que para que serve em sua vida cotidiana.

A segunda pessoa estudou química apenas porque era matéria obrigatória. Não lembra sobre estequiometria, nem para que serve. Ressalta que estudou em escola pública e teve pouquíssimas aulas e com professores sem interesse de tentar estimular a curiosidade deles, isso quando o professor entrava em sala de aula.

SEMANA 3

PORTFÓLIO

AULA 9 - MUNDO QUÂNTICO

Dualidade onda-partícula

• Comportamento como partícula x comportamento como onda

Dualidade onda-partícula

O cientista francês Louis De Broglie estudou a natureza das ondas dos elétrons. Para ele, a matéria é formada ora como corpúsculos, ora como ondas. Esta é a teoria da dualidade.

Suas teorias foram baseadas nos estudos de Albert Einstein e também de Max Planck. Ele introduz o conceito da mecânica ondulatória. Neste momento o elétron é visto como uma partícula-onda.

E=mc2 E=hv y=h/m*v y=h/p

• Cálculo do comprimento de onda para corpos grandes e pequenos.

Princípio da incerteza

Segundo Werner Heisemberg, para encontra a posição correta de um elétron, é necessário que ele interaja com algum instrumento de medida, como por exemplo, uma radiação. A radiação deve ter um comprimento de onda na ordem de incerteza com que se quer determinar esta posição.

Quanto menor for o comprimento de onda, maior é a precisão do local onde está o elétron. Quando se consegue descobrir o local provável onde está o elétron, este etétron já não estará neste local.

Segundo Heisemberg, é difícil se prever a posição correta de um elétron na sua eletrosfera.

Modelo de Schrodinger

Erwin Schrodinger foi um importante físico austríaco que desenvolveu uma importante equação para o campo da Teoria Quântica, a Equação de Schrodinger.

O físico tentou descrever o movimento de onda, já que Louis De Broglie (1925) havia afirmado que a matéria se comportava como onda e como partícula (comportamento dualístico).

Chegou então à famosa equação que tomou seu nome, vindo a ser a fórmula básica da mecânica ondulatória, e valendo-lhe a obtenção do prêmio Nobel, juntamento com o físico inglês Paul Dirac, em 1933.

• Função de onda

Erwin Schrodinger em 1927 calculou a região mais provável onde o elétron possa estar. Para essa região deu o nome de orbital.

• Densidade de probabilidade

• Orbital - região do espaço que está ao redor do núcleo, onde há máxima probabilidade de se encontrar um elétron. É importante ressaltar que não se pode ver um átomo isolado exatamente como foi descrito nos modelos atômicos.

AULA 10 - ESTRUTURA ELETRÔNICA

Função de onda e níveis de energia

• Energia quantizada;
• Número quântico principal;
• Estado fundamental;

Orbitais atômicos

Números quânticos dos elétrons nos átomos

Átomos de muitos elétrons

São descritos pelos mesmos números quânticos que o átomo de hidrogênio

Como preencher os níveis de energia?

• Princípio da exclusão de Pauli: cada estado só pode ser ocupado por, no máximo, 1 eletron;

• Mínima energia: os estados ocupados são sempre os de menor energia possível;
• Lei de Hund: Deve-se maximizar o spin desde que os princípios anteriores não sejam violados.

Princípio de Aufbau

• Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de Aufbau;
• À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de energia torna-se menor;
• Há problemas de penetração e blindagem.

AULA 11 - ESTRUTURA ELETRÔNICA E TABELA PERIÓDICA

Configuração eletrônica e tabela periódica

Periodicidade das propriedades

Propriedades gerais dos elementos

Metais

• Propriedades físicas;
• Bons condutores de eletricidade;
• Maleáveis;
• Dúcteis;
• Lustrosos;
• Normalmente: sólidos de alto ponto de fusão;
• Bons condutores de calor;
• Propriedades químicas;
• Reagem com ácidos;
• Formam óxidos básicos (que reagem com ácidos);
• Formam cátions;
• Formam halogenetos iônicos.

Não metais

• Maus condutores de eletricidade;
• Não maleáveis;
• Não dúcteis;
• Não lustrosos;
• Normalmente: sólidos, líquidos ou gases, baixos pontos de fusão;
• Maus condutores de calor;
• Não reagem com ácidos;
• Formam óxidos ácidos (que reagem com bases);
• Formam ânions;
• Formam halogenetos covalentes.

AULA 12 - LIGAÇÕES QUÍMICAS

Ligações Químicas

Símbolos de Lewis

• Exemplos de alguns elementos com símbolos de Lewis

As ligações químicas e a energia eletrônica

Uma ligação pode ser dos seguintes tipos:

• Por uma transferência completa de um ou mais elétrons: Ligação iônica
• Se dois átomos compartilham 2 elétrons (cada átomo contribui com um): Ligação covalente
• Se dois átomos compartilham 2 elétrons (um contribui com 2 e outro com 0): ligação covalente coordenada
• Se todos os átomos compartilham os elétrons entre eles:ligação metálica

Ligações Iônicas

Ligação metálica

Ligação covalente

Polaridades das ligações

Ligações Químicas

• Diagrama de energia

Semana 4

Aula 13 – Gases

Natureza dos gases

·         Atmosfera – gás mais importante (protege da radiação – ozônio, fornece oxigênio, nitrogênio, dióxido de carbono e água); 11 elementos são gases nas condições normais (tabela periódica).

·          “Leis dos gases”  predizer as propriedades físicas.

·         Modelo de gás.

·         Termodinâmica/ equilíbrio químico/cinética química

·          O fato dos gases serem facilmente compressíveis e preencherem o espaço disponível, sugere que suas moléculas estão muito afastadas umas das outras e em movimento caótico incessante.

·          Pressão é a razão entre a força exercida pelo gás em uma determinada área.

Lei dos gases

·         Robert Boyle (1662) - efeito da pressão sobre o volume

Lei de Boyle é escrita como Volume ɣ 1/pressão ou, simplesmente

V=constante/P

P V = constante (em m e T constantes)

·         Jacques Charles e Joseph-Louis Gay-Lussac -temperatura afeta pressão, volume e densidade Volume ɣ temperatura absoluta ou, de forma mais simples, V = constante x T

P2V2=P1V1 T = cte

Pressão ɣ temperatura absoluta ou, de forma mais simples, P = constante x T

·         Princípio de Avogadro: nas mesmas condições de temperatura e pressão um determinado número de moléculas de gás,ocupa o mesmo volume, independente de sua identidade química.

Volume molar =  volume       ou, simplesmente,  V m =  V

                          Quantidade                                            n

22L x mol -1 em 0ºC e  atm

Lei dos gases ideais

·         As três propriedades de um gás podem ser combinadas:

          P V = n R T

·         R = constante dos gases (não depende da natureza).

·          Gás ideal obedece a lei dos gases dada pela equação de estado.

As condições normais de temperatura e pressão (CNTP) são 298,15 K e 1 bar. As condições de temperatura e pressão padrões são 0 o C (273,15 K) e 1 atm.

P 1 V1  = P 2 V 2

N1T1       n2T2

·         Volume molar de um gás ideal

A pressão parcial de um gás é a pressão que ele exerceria se ocupasse sozinho o recipiente. A pressão total de uma mistura de gases é a soma das pressões parciais de seus componentes. A pressão parcial de um gás está relacionada à pressão total pela fração molar: P A = x A P

Modelo cinético dos gases

·         Um gás é uma coleção de moléculas em movimento aleatório contínuo.

·         As moléculas de um gás são pontos infinitesimalmente pequenos.

·          As partículas se movem em linha reta até colidirem.

·         As moléculas não influenciam umas às outras,exceto durante as colisões.

Gases Reais

·         Fator de compressão

Os gases reais são formados por átomos ou moléculas sujeitos a atrações e repulsões intermoleculares. As atrações têm um alcance maior do que as repulsões. O fator de compressão é uma medida da força e do tipo de forças intermoleculares. Quando Z > 1, as repulsões intermoleculares são dominantes, e quando Z < 1, as atrações dominam.

Aula 14 - Forças intermoleculares

Origens das forças intermoleculares

·         As moléculas se atraem   ou   As moléculas se repelem

Para os gases as forças intermoleculares têm papel muito pequeno.

 Para os líquidos as forças intermoleculares têm um papel crucial.

 Quando as forças atrativas juntam as moléculas, formam-se fases condensadas. As repulsões dominam em distâncias pequenas.

Forças íon-dipolo

As interações íon-dipolo são fortes para íons pequenos com carga elevada. Em consequência, os cátions pequenos com carga elevada formam frequentemente, compostos hidratados. (cátion – positivo, ânion - negativo).

Forças dipolo-dipolo

As moléculas polares participam de interações dipolo-dipolo, que decorrem da atração entre as cargas parciais de suas moléculas. As interações dipolo-dipolo são mais fracas do que as forças entre íons e diminuem rapidamente com a distância, especialmente das fases líquidas e gás, em que as moléculas estão em rotação.

Forças de London

As interações de London surgem da atração entre os dipolos elétricos instantâneos de moléculas vizinhas e agem em todos os tipos de moléculas. Sua energia aumenta com o número de elétrons da molécula. Elas se superpõem às interações dipolo-dipolo. Moléculas polares também atraem moléculas não polares através de interações fracas diplo-dipolo induzido.

Ebulição diferentes (36ºC e 10ºC, respectivamente) pentano e dimetil propano

Dipolo-dipolo induzido

Fortemente relacionadas com as interações de London são as interações dipolo-dipolo induzido, mecanismo pelo qual uma molécula polar interage com uma molécula não polar (por exemplo, quando o oxigênio se dissolve em água).

Interações de van der Waals

As interações intermoleculares que dependem do inverso da sexta potência da distância são conhecidas coletivamente como interações de van der Waals.

Ligações de Hidrogênio

A ligação hidrogênio, que ocorre quando átomos de hidrogênio estão ligados a átomos de oxigênio, nitrogênio e flúor, é o tipo mais forte de força intermolecular.

Aula 15 - Estruturas de líquidos e sólidos

Estrutura dos líquidos

·         Ordem nos líquidos

No líquido, a energia cinética das moléculas supera, eventualmente, as forças intermoleculares e as moléculas se movimentam. (movimento aleatório)

No líquido, as moléculas só têm ordem de curto alcance. Não têm ordem de longo alcance.

Viscosidade e tensão superficial

A viscosidade de um líquido é a resistência ao escoamento.

Tensão superficial é a resposta ao empuxo em direção ao corpo do líquido. A superfície de um líquido é nítida porque as forças intermoleculares tendem a manter juntas as moléculas, puxando-as para o corpo do líquido.

Tabela de viscosidade (mais interação de hidrogênio, mais viscosidade)

Mercúrio – 1,55

Etanol – 1,06

Tetracloro-metano – 0,91

Água – 0,89

Benzeno – 0,60

Octano – 0,52

Quanto maior for a viscosidade de um líquido, mais lentamente ele escoa. A viscosidade normalmente diminui com o aumento da temperatura. A tensão superficial decorre do desequilíbrio de forças intermoleculares na superfície de um líquido. A ação capilar é uma consequência do desequilíbrio entre as forças adesivas e coesivas.

Estrutura dos sólidos

Ordem nos sólidos (sólido cristalinos e sólidos amorfo)

Quando a temperatura é tão baixa que as moléculas de uma substância não têm energia suficiente para escapar, ainda que parcialmente, de seus vizinhos, ela se solidifica.

Faces do cristal, em ângulos bem definidos uns em relação aos outros. Essas faces são formadas por camadas ordenadas de átomos. Os sólidos amorfos não tem faces bem definidas, a menos que tenham sido moldados ou cortados.

• ·  
• Sólidos moleculares são conjuntos de moléculas discretas mantidas em suas posições por forças intermoleculares.
• ·         Sólidos reticulares, formados por átomos ligados a seus vizinhos por covalências em todo o sólido.
• ·         Sólidos metálicos, ou, metais formados por cátions unidos por um “mar” de elétrons.
• ·         Sólidos iônicos, construídos pela atração mútua de cátions e ânions.

Características típicas dos sólidos

Características típicas dos sólidos

Sólidos moleculares são formados por moléculas mantidas juntas por forças intermoleculares relativamente fracas.

Normalmente são menos duros do que os sólidos iônicos e fundem-se, em geral,em temperaturas baixas.

Sólidos reticulares são mantidos por ligações covalentes fortes, que formam uma rede que se estende por todo o cristal.

Geralmente são duros e rígidos, e têm pontos de ebulição e fusão elevados. Materiais cerâmicos tendem a ser sólidos reticulares.

O diamante e a grafita são sólidos reticulares.

Essas duas formas de carbono são alótropos.

Características típicas dos sólidos

Sólidos metálicos

Os cátions de um metal mantêm-se em posição pela interação com o “mar” de elétrons que circunda.

Número de coordenação do sólido hexagonal até,12, número de vizinhos mas próximo de cada átomo.

Estrutura Hexagonal de empacotamento

Estrutura Cúbica de Empacotamento

Sólidos iônicos

Número de coordenação do sólido iônico, número de íons que circulam imediatamente um determinado íon.Os íons empacotam na estrutura cristalina regular que corresponde à energia mais baixa. A estrutura adotada depende da razão entre os raios do cátion e do ânions. O caráter covalente de uma ligação iônica restringe as direções das ligações. Sólidos iônicos

Número de coordenação do sólido iônico, número de íons que circulam imediatamente um determinado íon.

Os íons empacotam na estrutura cristalina regular que corresponde à energia mais baixa. A estrutura adotada depende da razão entre os raios do cátion e do ânions. O caráter covalente de uma ligação iônica restringe as direções das ligações.

Célula unitária

Célula unitária, a menor unidade que, quando empilhada repetidamente sem lacunas, pode reproduzir o cristal inteiro

Estrutura cúbica de face centrada (fcc)

Estrutura cúbica de corpo centrado (bcc)

Todas as estruturas cristalinas são derivadas dos 14 retículos de Bravais. Os átomos de uma célula unitária são contados determinando-se a fração de cada átomo que está dentro da célula. O tipo de célula unitária adotado por um metal pode ser determinado pela medida da densidade do sólido.

Impacto nos materiais

Cristais líquidos

Os cristais-líquidos são substâncias que escoam como líquidos viscosos, mas suas moléculas ficam em um arranjo moderadamente ordenado, semelhante ao de um cristal. Eles são exemplos de uma mesofase, isto é, um estado intermediário da matéria com a fluidez de um líquido e um pouco da ordem molecular de um sólido. Os cristais-líquidos são muito usados na indústria eletrônica, porque respondem bem a mudanças de temperatura e de campo elétrico.

Líquidos iônicos

Os líquidos iônicos são compostos nos quais um dos íons é orgânico e volumoso, o que impede a cristalização nas temperaturas comuns. A baixa pressão de vapor dos líquidos iônicos os tornam solventes capazes de reduzir a poluição

Aula 16 – Soluções

Misturas

A formação de uma mistura é uma mudança física, enquanto a formação de um composto exige uma mudança química.

 Mistura

• ·         Os componentes podem ser separados por técnicas físicas.
• ·         A composição é variável.
• ·         As propriedades estão relacionadas com as de seus componentes.

Composto:

• ·         Os compostos não podem ser separados por técnicas físicas.
• ·         A composição é fixa.
• ·         As propriedades não são relacionadas com as de seus componentes

Misturas heterogêneas e homogêneas

Soluções (formação de solução é um processo físico e não químico)

Soluções

As misturas retêm as propriedades de seus constituintes e nisso elas diferem dos compostos. As misturas são classificadas como homogêneas ou heterogêneas. As soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias e podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.

Dissolver, processo de produzir uma solução. O componente de uma solução que está em maior quantidade (água, por exemplo). É em geral, chamado de solvente. As substâncias dissolvidas são chamadas de solutos.

Técnicas de separação (físicas)

• ·        Decantação
• ·         Filtração
• ·         Cromatografia
• ·          Destilação

A separação de misturas aproveita as diferenças de propriedades físicas dos componentes. As técnicas baseadas nas diferenças físicas incluem a decantação, a filtração, a cromatografia e a destilação.

 

Concentração

Concentração molar

As unidades de molaridade são mols por litro (mol. L -1 normalmente representamos por: 1 M = 1 mol. L -1

Diluição

Soluções em água

Eletrólitos

O soluto em uma solução de eletrólito forte em água está na forma de íons que permitem a condução de eletricidade. Os solutos em soluções de não eletrólitos estão presentes como moléculas. Somente uma fração pequena de moléculas de soluto em soluções de eletrólitos fracos está presente como íons.

Soluções em água e precipitação

Reação de precipitação

Ocorre uma reação de precipitação quando duas soluções de eletrólitos são misturadas e eles reagem para formar um sólido insolúvel.

SEMANA 5

Aula 17 - Reações reversíveis e irreversíveis

Termodinâmica

• As leis da termodinâmica governam a química. Explicam por que as reações ocorrem e permitem a predição do calor que elas liberam e o trabalho que podem executar.

• A energia interna de um sistema isolado é constante.

• A segunda lei da termodinâmica é a chave para compreender por que certas reações químicas têm a tendência natural de ocorrer e outras não. Dois conceitos são muito importantes, a entropia e a energia livre de Gibbs.

Entropia, S (medida da desordem)

Explica as mudanças físicas e as mudanças mais complexas que acompanham as reações químicas.

Se uma reação ocorre a energia total do universo (o sistema e a sua vizinhança) permanece inalterada.

Função de estado

Um processo é espontâneo se ele tem tendência de ocorrer sem estar sendo induzido por uma influência externa. Mudanças espontâneas não são necessariamente rápidas.

Entropia, S

• Desordem térmica;

• Desordem de posição;

• Variação de entropia com mudança de estado;

A entropia é uma medida da desordem. De acordo com a segunda lei da termodinâmica, a entropia de um sistema isolado aumenta em qualquer processo espontâneo. A entropia é uma função de estado.

A entropia de um sistema aumenta quando a temperatura aumenta e quando o volume aumenta.

A entropia de todos os cristais perfeitos se aproxima de zero quando a temperatura absoluta se aproxima de zero.

Entropia padrão de reação

Se a reação é exotérmica, calor é liberado para a vizinhança e sua entropia aumenta (ΔSviz > 0). Se a reação é endotérmica, calor deixa a vizinhança e sua entropia diminui ( ΔSviz < 0).

ΔS0 = Σ nSm (produtos) - Σ nSm(reagentes)

A entropia padrão de reação é a diferença entre a entropia padrão molar dos produtos e a dos reagentes, corrigidas pelas quantidades de cada espécie que toma parte na reação. Ela é positiva (aumento de entropia) se houver produção de gás na reação e negativa (diminuição de entropia) se houver consumo de gás.

Variação de Entropia total

A variação de entropia da vizinhança em um processo que ocorre em pressão e temperatura constante é igual a –ΔH/T, em que ΔH é a variação de entalpia do sistema.

ΔSviz = - ΔH em temperatura e pressão constantes

                 T

Se ΔStot é positivo (aumento), o processo é espontâneo.

Se ΔStot é negativo (diminuição), o processo inverso é espontâneo.

Se ΔStot = 0, o processo não tende a nenhuma das direções.

Um processo é espontâneo se ele é acompanhado pelo aumento de entropia total do sistema e da vizinhança

Energia livre de Gibbs

• Equilíbrio dinâmico       ΔStot = 0

• Função de estado

A energia livre de Gibbs não só permite verificar se uma reação é espontânea, mas, também, quanto trabalho de não expansão podemos obter de um sistema – uma consideração essencial no estudo de alimentos e combustíveis – e, ainda como a mudança de temperatura pode mudar a espontaneidade de uma reação.

G = H – TS

Energia livre de Gibbs

Em temperatura e pressão constantes, a direção da mudança espontânea é a direção da diminuição da energia livre de Gibbs.

A grande importância da introdução da energia livre de Gibbs é que, se a pressão e a temperatura permanecem constantes, podemos predizer se um processo é espontâneo somente em termos das propriedades termodinâmicas do sistema.

ΔG = 0 em pressão e temperatura constantes

ΔG = - T. ΔStot em temperatura e pressão constantes

Energia livre de Gibbs de reação

Um composto termodinamicamente estável é um composto cuja energia livre de Gibbs padrão de formação é negativa (a água é um exemplo). Um composto termodinamicamente instável é um composto cuja energia livre de Gibbs padrão de formação é positiva (o benzeno é um exemplo).

ΔG = Σ nGm (produtos) - Σ nGm (reagentes)

ΔG0 = Σ nGm0 (produtos) - Σ nGm0 (reagentes)

Aula 18 - Equilíbrio químico

Equilíbrio químico

Em vez de ir até o fim, as reações continuam até que a composição da mistura que reage corresponda ao mínimo de energia livre de Gibbs. Essa composição é descrita por uma constante de equilíbrio característica da reação. (usar a termodinâmica para descrever quantitativamente o equilíbrio)

Equilíbrio dinâmico significa que, quando uma reação atingiu o equilíbrio, as reações direta e inversa continuam a ocorrer,mas os reagentes e os produtos estão consumidos e recuperados com a mesma velocidade. O resultado é que a composição da mistura e reação permanece constante.

Reações no equilíbrio

Critérios que identificam um equilíbrio químico:

As reações direta e inversa estão ocorrendo.

Elas estão fazendo isso na mesma velocidade (não existe mudança aparente)

As reações químicas atingem um estado de equilíbrio dinâmico no qual a velocidade das reações direta e inversa é a mesma e não há mudança de composição.

Constante de equilíbrio e termodinâmica

Quando a mistura de reação ainda não formou produtos em quantidade suficiente para alcançar o equilíbrio, a direção espontânea das mudanças é no sentido da formação de mais produtos e ΔG < 0 para a reação direta.

Se a mistura de reação tem excesso de produtos, a reação inversa é espontânea e ΔG > 0, para a reação direta (e ΔG < 0 para a reação inversa).

Para a reação em equilíbrio, não existe tendência de espontaneidade em nenhuma das direções, direta ou inversa, e ΔG = 0.

ΔGt0 = - RT ln K       ΔGt = ΔGt0 + RT ln Q      Q = (aC)(aDcd/(aA))(aBab)

Grau de avanço da reação

O quociente da reação, Q, tem a mesma forma de K, a constante de equilíbrio, exceto que Q usa as atividades obtidas em um ponto arbitrário da reação. A constante de equilíbrio está relacionada com a energia livre de Gibbs padrão de reação por ΔGr0 = -RT In K

Valores intermediários de K (no intervalo aproximado de 10-3 a 103) o equilíbrio não favorece os reagentes nem os produtos.

Valores pequenos de K (inferiores a aproximadamente 10-3) o equilíbrio favorece os reagentes.

Direção da reação

Comparando Q e K:

• Se Q < K, ΔG é negativo; as concentrações ou pressões parciais dos produtos estão muito baixas em relação às dos reagentes para o equilíbrio. Assim, a reação tem a tendência de se processar na direção dos produtos.

• Se Q = K, ΔG = 0; a reação está na composição de equilíbrio e não tem tendência de mudar em nenhuma direção.

• Se Q > K, ΔG é positivo; a reação inversa é espontânea e os produtos tendem a se decompor nos reagentes.

A reação apresenta tendência a formar produtos se Q < K e a formar reagentes se Q > K.

Aula 19 - Cálculos de equilíbrio

Constante de equilíbrio

Constante de equilíbrio em termos de concentrações molares dos gases

Formas alternativas da constante de equilíbrio.

Se multiplicarmos uma equação química por um fator n, estaremos elevando K (e Kc) à enésima potência.

A constante de um equilíbrio escrito em uma direção é o inverso da constante do equilíbrio escrito na direção oposta

A constante de equilíbrio da reação total é o produto da constante de equilíbrio das reações parciais.

• Uso da constante de equilíbrio

Sob certas condições, nitrogênio e oxigênio reagem para formar óxido de dinitrogênio, N2O. Imagine que uma mistura de 0,482 mol de N2 e 0,933 mol de O2 é colocada em um balão de volume 10,0 L em formação de N2 em 800 K, temperatura em que K = 3,2 x 10-28 para a reação. Calcule as pressões parciais dos gases na mistura no equilíbrio.

2N2(g) + O2(g) = 2N2(9G)

O valor de 2x é muito pequeno, quando comparado com 3,21 (muito menor do que 5%), e nossa aproximação é válida.

Podemos concluir que, no equilíbrio:

De PN2 = 3,21 - 2x bar,     PN2 = 3,21 bar

De PO2 = 6,21 - x bar,       PO2 = 6,21 bar

De PN20 = 2x bar,              PN2O = 1,41 x 10-13 bar

Como esperado, muito pouco produto se formou.

Quando substituímos na expressão completa da constante de equilíbrio, esses valores levam a K = 3,1 x10-28, em boa aproximação com o valor experimental.

• Uso da constante de equilíbrio

Suponha que colocamos 3,12 g de PCl5 e, um recipiente de 500 mL e que a amostra atingiu o equilíbrio com os produtos de decomposição tricloreto de fósforo e cloro em 250 0C,com K = 78,3, para a reação. As três substâncias são gases em 250 0C. Encontre a composição da mistura no equilíbrio em mols por litro.

PCL5(g) = PCL3(g) + CL2(g)

(a)a constante de equilíbrio é K = PPCl3 PCl2/PPCl5. primeiro,calculamos a pressão parcial inicial de PPCl5 (as pressões parciais iniciais de PPCl3 e PCl2 são iguais a zero):

De nj = mj/Mj, a quantidade de PCl5 adicionada é:

Use PCl5 = 1,30 na expressão de K e faça a mudança de pressão parcial ser igual a –x bar.

Como as pressões parciais têm de ser positivas e como x é a pressão parcial de PCl3, selecionamos 1,28 como solução.

Segue-se que, no equilíbrio,

De PPCl5 = 1,30 - x bar,     PPCl5 = 1,30 – 1,28 bar = 0,02 bar

De PPCl3 = x bar,               PPCl3 = 1,28 bar

De PCl2 = x bar,                  PCl2 = 1,28 bar

Como esperado, as concentrações de equilíbrio dos reagentes e dos produtos têm valores da mesma ordem de grandeza.

Aula 20 - Equilíbrio e mudanças nas condições

Mudanças de condições

Princípio de Le Chatelier: quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação.

• Adição e remoção de reagentes

Cálculo de equilíbrio químico

Suponha que a mistura em equilíbrio PCl5 perturbada pela adição de 0,0100 mol de Cl2 (g) ao balão (volume 500 mL) e que o sistema atinja novamente o equilíbrio. Use essas informações e os dados para calcular a nova composição de equilíbrio.

P PCl5 = 0,02 bar, P PCl3 = 1,28 bar e P Cl2 = 1,28 bar, K = 78,3.

De Pj = njRT/V

P Cl2 = (0,0100 mol)x(8,3145x10-2 L.bar.K-1mol-1)x(523K)/ (0,500 L) = 0.870 bar

A pressão parcial total de cloro imediatamente após a adição do gás cloro é, portanto, 1,28 + 0,870 bar = 2,15 bar.

Selecionamos x = 0,0144 como a solução aceitável. Logo, no equilíbrio,

De PPCl5 = 0,02 + x bar,      PPCl5 = 0,02 + 0,01 bar = 0,03 bar

De PPCl3 = 1,28 - x bar,       PPCl3 = 1,28 - 0,01 bar = 1,27 bar

De PCl2 = 2,15 - x bar,          PCl2 = 2,15 - 0,01 bar = 2,14 bar

A pressão parcial do reagente aumentou e as pressões parciais dos produtos diminuíram em relação aos valores iniciais.

Quando a composição de equilíbrio é perturbada pela adição ou remoção de um reagente ou produto, a reação tende a ocorrer na direção que faz com que o valor de Q torne-se novamente igual a K.

Compressão de uma mistura de reação

Diga qual é o efeito da compressão sobre a composição, no equilíbrio, das misturas de reação em que os equilíbrios (a) e (b) foram estabelecidos.

(a)2NO2(g) = N2O4(g) e (b) H2(g) =I2(g) = 2HI(g)

(a) Na reação direta, duas moléculas de NO2 se combinam para formar uma molécula de N2O4 formação de N2O4.  Logo, a compressão favorece a formação de N2O4 (b). Como nenhuma das direções corresponde à redução do número de moléculas em fase gás, a compressão da mistura não afetará a composição da mistura no equilíbrio. (Na prática haverá um pequeno efeito devido à não idealidade dos gases.)

A compressão de uma mistura de reação em equilíbrio tende a deslocar a reação na direção que reduz o número de moléculas em fase gás. O aumento da pressão pela introdução de um gás inerte não afeta a composição em equilíbrio.

Temperatura e equilíbrio

O princípio de Le Chatelier está de acordo com essas observações. Imagine que o aquecimento gerado na reação exotérmica ajuda a compensar o abaixamento da temperatura.

Logo, imaginemos que o calor absorvido em uma reação endotérmica ajuda a compensar o aumento da temperatura.

Portanto, o aumento da temperatura de uma mistura de reação desloca o equilíbrio na direção endotérmica.

CaCO3(s) = Ca(9s) + CO2(g)

Uma das etapas da produção de ácido sulfúrico é a formação de trióxido de enxofre pela reação de SO2 com O2 na presença do catalisador óxido de vanádio (V). Diga como se comporta a composição de equilíbrio na síntese do trióxido de enxofre quando a temperatura aumenta.

Como a formação de SO3 é exotérmica, a reação inversa é endotérmica.

Logo, o aumento da temperatura da mistura no equilíbrio favorece a decomposição de SO3 em SO2 e O2 vão aumentar e a de SO3 vai diminuir.

Portanto, as pressões de SO2 e O2 vão aumentar e a de SO3 vai diminuir.

Catalisadores e o trabalho de Harber

Os catalisadores não afetam a composição de equilíbrio de uma mistura de reação

Um catalisador aumenta a velocidade igualmente em ambos os sentidos da reação. Portanto, o equilíbrio dinâmico não é afetado. Termodinamicamente o fato de que a constante de equilíbrio depende somente da temperatura e do valor de ΔGt. . A energia livre de Gibbs padrão de reação só depende das identidades dos reagentes e dos produtos, e independe da velocidade da reação ou da presença de qualquer substância que não aparece na equação química total da reação. O fato de o catalisador prover um caminho alternativo entre os reagentes e produtos não afeta o valor de ΔGt0 e portanto, não afeta o valor de K.

Haber concluiu que era preciso comprimir os gases e remover a amônia à medida que ela se formava. A compressão desloca o equilíbrio da reação na direção da amônia, o que aumenta o rendimento do produto. A remoção da amônia provoca o aumento de sua formação. Haber compreendeu que deveria conduzir a reação na menor temperatura possível: baixas temperaturas favorecem a formação dos produtos, porque a reação é exotérmica. Entretanto, o nitrogênio e o hidrogênio combinam-se muito lentamente em temperaturas baixas e Haber resolveu esse problema desenvolvendo um catalisador apropriado (ósmio e mais tarde, urânio).

Concepções alternativas sobre equilíbrio químico (Maiores erros dos alunos)

·      

- Incorreta interpretação da dupla seta;

- Dificuldade de compreensão sobre o que ocorre com as velocidades direta e inversa quando o sistema se aproxima do equilíbrio;

- Após a reação direta se completar, inicia a reação inversa;

- O equilíbrio não é dinâmico;

- O equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos são iguais;

- Se a temperatura tende a aumentar, as velocidades direta e inversa também aumentam;

- Um aumento na concentração de reagentes, a  taxa da reação inversa diminui;

- O efeito catalizadores sobre o equilíbrio é químico.

SEMANA 6 

Aula 21 - Equilíbrio iônico da água e pH

Equilíbrio Iônico da água

Os equilíbrios entre ácidos, bases e água em células animais e vegetais são essenciais para a sobrevivência dos organismos.

Por exemplo: a acidez da chuva, das águas naturais dos lagos e rios e da água fornecida nas cidades.

Natureza de ácidos e bases

• Termo ácido - substâncias com sabor azedo

• Bases ou álcalis - substâncias com gosto de sabão

Teorias ácidos e bases

• O químico sueco Svante August Arrhenius realizou experimentos que testavam a condutividade elétrica em solução e verificou que determinadas substâncias sofriam ionização (reagiam com a água e formavam íons) ou dissociação iônica (íons já existentes eram separados pela ação da água) e conduziam corrente elétrica.

Ácidos são compostos em solução aquosa que ionizam, produzindo como íons positivo apenas o cátion hidrogênio (H+) ou, mais corretamente, o íon H3O+, denominado íon hidrónio ou hidroxônio.

Foi proposta de forma independente por Gilbert Lewis (EUA), por Thomas Martin Lowry (Inglaterra) e por Johannes Nicolaus Brønsted (Dinamarca).

Mas foi Brønsted um dos que mais contribuiu para o seu desenvolvimento. Chamada de teoria protônica porque se baseia na transferência de prótons, iguais ao íon H+ , o núcleo do hidrogênio, mas que ao ser chamado de próton, ajuda a diferenciar da teoria de Arrhenius. Além disso nessa teoria não há necessidade da presença de água.

Ácido é a espécie química que doa prótons. Já uma base é o receptor de prótons.

NH3 +     HCl  →     NH4+          + Cl-

base      ácido       ácido            base

forte      forte          fraco            fraca

Nessa teoria, a reação de neutralização seria uma transferência de prótons entre um ácido e uma base, como a reação explicada acima.

Para Gilbert Newton Lewis, uma reação ácido-base consiste na formação de uma ligação covalente coordenada mais estável. Ela foi proposta a fim de eliminar todas as limitações mencionadas, podendo se aplicar a qualquer espécie química, sem exceção. Ela é também denominada de teoria eletrônica porque envolve a transferência de pares de elétrons.

Um ácido de Lewis é um receptor de um par de elétrons e uma base de Lewis é uma doadora de um par de elétrons.

Ácidos e bases fortes e fracos

Ácido forte está completamente desprotonado em solução e Ácido fraco está incompletamente desprotonado em solução. Base forte está completamente protonada em solução e base fraca está incompletamente prontonada em solução.

O resultado da reação de neutralização entre soluções aquosas de um ácido forte e uma base forte é a formação de um sal (a partir do cátion e do ânion) e água (a partir de íons hidrônio e íons hidroxila).

Aula 22 - A Escala do PH

Equilíbrio iônico da água e Kw

Consequência importante das definições de ácidos e bases é que a mesma substância pode funcionar como ácido e como base. Por exemplo, uma molécula de água aceita um próton de uma molécula de ácido (HCl ou HCN) para formar um íon H3O+ base. Logo, a água é uma. Uma molécula de água pode doar um próton a uma base (como O2- ou NH3) e tornar-se um íon OH- . Assim, a água é, também um ácido

A água é anfiprótica, isto é, ela pode agir como doadora e como aceitadora de prótons. 

Equilíbrio iônico da água e Kw

.

Equilíbrio iônico da água e Kw

• Quais são as concentrações de íons H3O+ e OH- em uma solução 0,0030M de Ba(OH)2(aq) em 25 0C?

Decida se o composto está fortemente dissociado em solução.

Como o bário é um metal alcalino-terroso, o Ba(OH)2 dissocia quase completamente em

água para dar íons Ba2+ e OH-

A escala de pH

Uma dificuldade em descrever quantitativamente as concentrações de ácidos e bases é que a concentração de íons H3O+ pode variar emmuitas ordens de grandeza: em algumas soluções pode ser maior do que 1 mol.L-1 e, em outras, menor do que 10-14 mol.L-1. Os químicos evitam a dificuldade de lidar com essa faixa extensa de valores indicando a concentração do íon hidrônio em termos do pH da solução, isto é, o logaritmo negativo (na base 10) da atividade do íon hidrônio:

pH = -log sH2O+

pH = log [H3O+]

Assim, o pH de água pura, em que a concentração dos íons H3O+ é 1,0 x 10-7 em 25ºC, é pH = -log (1,0 x 10-7) = 7,00

A escala de pH

O sinal negativo na definição do pH significa que, quanto maior for a concentração molar de H3O+

O pH de uma solução básica é maior do que 7.

O pH da água pura é 7.

O pH de uma solução ácida é menor do que 7., menor será o pH:

Qual é o pH de:(a) o sangue humano, no qual a concentração dos íons H3O+ é igual a 4,0 x 10-8 mol.L-1 ; ; (b) uma solução 0,020 M de HCl(aq) ; (c) uma solução 0,040 M de KOH(aq)?

(a) De pH = - log [H3O+],

pH = - log (4,0 x10-8) = 7,40

(b) Como o HCl é um ácido forte, ele está completamente desprotonado em água.

[H3O+] = [HCl] = 0,020 mol. L-1

De pH = - log [H3O+]

pH = - log 0,020

pH = 1,70

(c) Como KOH dá um íon OH por fórmula unitária,

[OH-] = [KOH] = 0,040 mol.L-1

O pOH e as soluções

pX = - log X

Por exemplo, pOH é definido como pOH = - log aOH-

Que, pela mesma razão do pH, é simplificado como pOH = - log [OH-

O pOH é conveniente para expressar as concentrações dos íons OH- em solução. Por exemplo, na água pura, em que a concentração dos íons

OH- é 1,0 x 10-7 mol.L, o pOH é 7,00. Do mesmo modo, entendemos, por -1 pKw, que pKw = - log Kw = - log (1,0 x 10-14) = 14,00 em 25ºC.

Os valores de pH e pOH estão relacionados. Para encontrar a relação,começamos com a expressão da constante de autoprotólise da água, Kw = [H3O+][OH-].

O pOH e as soluções

Então, tomamos o logaritmo de ambos os lados e

log [H3O+][OH-] = log Kw

Usamos log ab = log a + log b, para obter:

log [H3O+] + log [OH-] = log Kw

Multiplicando os dois lados da equação por (-1), temos

- log [H3O+] - log [OH-] = log Kw

Que é o mesmo que pH + pOH = pKw , como pKw = 14,00, em 25ºC, nesta

temperatura.

Aula 23 - Titulações

Soluções mistas


Soluções de ácidos diferentes com a mesma concentração podem nãoter o mesmo pH. Por exemplo, o pH de uma solução 0,10 M de CH3COOH(aq) é próximo de 3. Já o pH de uma solução 0,10 M de HCl(aq) é próximo de 1. Conclui-se que a concentração de H3O+ na solução 0,10 M de CH3COOH(aq) é menor do que na solução 0,10 M de HCl(aq).

Do mesmo modo, a concentração de OH- é menor na solução 0,10 M de NH3(aq) do que em uma solução 0,10 M de NaOH(aq).

A explicação é que, em água, CH3COOH não está completamente desprotonado e NH3, não está completamente protonado. Em outras palavras, o ácido acético e a amônia são, respectivamente, um ácido fraco e uma base fraca.


Constantes de acidez e basicidade


Quando pensamos na composição molecular de uma solução de um ácido fraco em água, imaginamos uma solução que contém:

- moléculas ou íons ácidos,

- pequenas concentrações de íons H3O+ e da base conjugada do ácido formados por transferência de prótons para as moléculas de água, e

- uma concentração extremamente pequena de íons OH-, que mantém o equilíbrio de autoprotólise.

Todas essas espécies estão em um equilíbrio dinâmico incessante. Do mesmo modo, no caso de uma solução de base fraca, imaginamos:

- as moléculas ou íons básicos,

- pequenas concentrações de íons OH- e do ácido conjugado da base, formados por transferência de prótons das moléculas de água e,

- uma concentração extremamente pequena de íons H3O+, que mantém o equilíbrio de autoprotólise.

Soluções mistas e tampões



O tipo de solução mista mais importante é o tampão, uma solução em que o pH tende a permanecer o mesmo após a adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes.

Nosso plasma sanguíneo é tamponado em pH = 7,4. O oceano é tamponado em pH= 8,4, aproximadamente, por um processo tamponante complexo, que depende da presença de hidrogenocarbonatos e silicatos.

O tampão é uma solução aquosa de um ácido fraco e sua base conjugada na forma de sal ou uma solução aquosa de uma base fraca e seu ácido conjugado na forma de sal.

Para entender isso, temos de examinar o equilíbrio dinâmico entre um ácido fraco e sua base conjugada em água:

CH3COOH(aq) + H2O(l)  -  H3O+(aq) + CH3CO2(aq)

Aula 24 - Equilíbrio de solubilidade

Equilíbrio de solubilidade

A constante do equilíbrio entre um sólido e seus íons dissolvidos é chamada de produto de solubilidade, Kps, do soluto. O produto de solubilidade do sulfato de bismuto, Bi2S3

é definido como:

Bi2S3(s) - 2Bi3+(aq) + 3 S2- (aq)   Kps = (aBi1+)2(as2-)3

Como as concentrações dos íons em uma solução de um sal pouco solúvel são pequenas, podemos considerar, como fizemos para as soluções de ácidos e bases fracas, que podemos aproximar Kps usando concentrações molares:

Kps = [bi3+]2[S2-]3

Uma das maneiras mais fáceis de determinar Kps é medir a solubilidade molar do composto, a concentração molar do composto em uma solução saturada, porém, existem métodos

mais avançados e mais exatos. A tabela de solubilidade fornece alguns valores experimentais. Nos cálculos usamos s para simbolizar o valor numérico da solubilidade molar expressa em mols por litro. Assim, se a solubilidade molar de um composto é 65 μmol.L-1, escrevemos s = 6,5 x 10-5

.

Equilíbrio de solubilidade

Efeito do íon comum

Podemos usar o princípio de Le Chatelier como guia. Ele diz que, se adicionarmos um segundo sal ou um ácido que fornece um dos mesmos íons - um “íon comum” – a uma solução saturada de um sal,então o equilíbrio tende a se ajustar, diminuindo a concentração dos íons adicionados.

A solubilidade do sal original decresce e ele precipita. A diminuição da solubilidade provocada pela adição de um íon comum é chamada de efeito de íon comum

SEMANA 7

Aula 25 -  Cinética química

Cinética química

O estudo das velocidades das reações químicas é chamado de cinética química. Na cinética química estamos interessados no processo, nos detalhes das mudanças que os átomos e moléculas sofrem durante as reações e as velocidades de cada etapa.

A cinética química nos oferece ferramentas para estudar as velocidades das reações químicas em nível macroscópico e em nível submicroscópico. No nível submicroscópico permite a compreensão da natureza e dos mecanismos das reações químicas. Em nível macro, as informações da cinética química permitem a modelagem de sistemas complexos, por exemplo como os que acontecem no nosso corpo e na atmosfera.

Velocidades das reações

O que queremos dizer por “velocidade” de uma reação química?

Seria a variação da concentração de um dos reagentes ou produtos dividida pelo tempo que a mudança leva para ocorrer. Assim como a velocidade pode mudar com o tempo, definimos a velocidade média da reação como a variação da concentração molar de um reagente, R, Δ[R] = [R]t2 – [R]t1, durante o intervalo de tempo Δ t = t2 – t1

A velocidade média única da reação a A + b B -- c C + d D é qualquer uma das quatro quantidades iguais seguintes:

Velocidade instantânea da reação

A maior parte das reações desacelera à medida que os reagentes são consumidos.

Para determinar a velocidade em um determinado instante traça-se a tangente no ponto correspondente do gráfico de concentração versus tempo. A inclinação datangente é chamada de velocidade instantânea da reação.

Lei de velocidades e a ordem da reação

As leis de velocidade das reações de decomposição de N2O5 e NO2 são diferentes, mas ambas têm a forma velocidade = constante x [concentração]a

Com a = 1 para a reação de N2O5 e a = 2 para a reação de NO2 exemplo de uma reação de primeira ordem, porque sua velocidade é proporcional à primeira potência da concentração (a = 1). A decomposição do NO2 é um exemplo de uma reação de segunda ordem, porque sua velocidade é proporcional à segunda potência da concentração(a =2). Se dobrarmos a concentração de um reagente em uma reação de primeira ordem a velocidade da reação dobra. Se dobramos a concentração de reagente em qualquer reação de segunda ordem, aumentamos a velocidade da reação por um fator de 22 = 4.

Os experimentos mostram que a decomposição ocorre com velocidade constante até toda a amônia ter desaparecido. Sua lei de velocidade é: velocidade de consumo de NH3 = k

Esta decomposição é um exemplo de reação de ordem zero, uma reação em que a velocidade (enquanto houver reagente) não depende da concentração.

Mecanismos de reações

Saber como uma reação ocorre em nível molecular responde muitas questões importantes. Quais os eventos moleculares que ocorrem na conversão de ozônio em oxigênio ou transformam a mistura de combustível e ar em dióxido de carbono e água, quando ela sofre ignição em um motor?

Mecanismo em uma etapa: Duas moléculas de O3 formar três moléculas de O2

 O3 + O3  O2 + O2 + O2

Etapa 1 O3  O2 + O

Etapa 2 O + O3  O2 + O2

Muitas reações ocorrem a partir de uma série de reações elementares. A molecularidade de uma reação elementar indica quantas espécies de reagentes estão envolvidas nessa etapa

Velocidades e equilíbrio

No equilíbrio, as velocidades das reações direta e inversa são iguais. Como as velocidades são funções de constantes de velocidade e de concentrações, devemos encontrar uma relação entre as constantes de velocidade das reações elementares e as constantes de equilíbrio da reação total

A constante de equilíbrio de uma reação elementar é igual à razão entre as constantes de velocidade direta e inversa da reação ou, no caso das reações em muitas etapas, à razão entre o produto das constantes de velocidade diretas e o produto das constantes de velocidade inversas.

aula 26 - Cinética química e aplicações

Modelos de reações

As leis de velocidade e as constantes de velocidade permitem a compreensão dos processos moleculares das mudanças químicas.

Vimos como as leis de velocidade mostram detalhes dos mecanismos de reação.

Efeito de temperatura

As velocidades das reações químicas dependem da temperatura. A observação qualitativa é que muitas reações acontecem mais rapidamente quando a temperatura aumenta.

As duas constantes, A e Ea , são conhecidas como parâmetros de Arrhenius da reação e são determinadas experimentalmente. A é chamado de fator pré-exponencial, e Ea é a energia de ativação. A e Ea são praticamente independentes da temperatura, mas dependem da reação que está sendo estudada.

Teoria das colisões

Imaginamos que uma reação só pode ocorrer se os reagentes se encontram.

O encontro de duas moléculas em um gás é uma colisão, e o modelo que estamos prestes a construir é chamado de teoria das colisões. Nesse modelo,supomos que as moléculas se comportam como bolhas de bilhar defeituosas: quando elas colidem em velocidades baixas, elas ricocheteiam, mas podem se despedaçar quando o impacto tem energia muito alta. Se duas moléculas colidem com energia cinética abaixo de um certo valor, elas simplesmente ricocheteiam. Se elas se encontram com energia superior a esse valor,

ligações químicas podem se quebrar e novas ligações podem se formar.

Vamos chamar de Emin a energia cinética mínima necessária para a reação.

Quando a temperatura é T e as massas moleculares são MA e MB velocidade média relativa é

A frequência de colisão é maior quanto maior forem as velocidades relativas das moléculas e, portanto, quanto maior for a temperatura.

Teoria do estado de transição

Embora a teoria das colisões se aplique às reações em fase gás,podemos ampliar alguns de seus conceitos para explicar por que a equação de Arrhenius também se aplica a reações em solução.

Quando em solução, as moléculas não correm velozmente pelo espaço e colidem, mas se movem juntamente com as moléculas de solvente e permanecem nas vizinhanças umas das outras por períodos relativamente longos. A teoria mais geral que explica esse comportamento, e que também se aplica às reações em fase gás, é chamada de teoria do estado de transição (teoria do complexo ativado). Essa teoria aperfeiçoa a teoria das colisões ao sugerir um modo de calcular a constante de velocidade mesmo quando as exigências estéricas são significativas.

Na teoria do estado de transição, uma reação só ocorre se duas moléculas adquirem energia suficiente, talvez do solvente ao redor, para formar um complexo ativado e atravessar uma barreira energética.

Aceleração das reações

Suponha que queremos aumentar a velocidade para uma determinada concentração ou área superficial sem alterar a temperatura catalisadores

Uma substância que aumenta a velocidade sem ser consumida na reação.

O nome vem da palavra grega que significa “decompondo-se ao se aproximar”. Muitas vezes apenas uma pequena quantidade de catalisador é necessária, porque ela age muitas e muitas vezes.

Um catalisador acelera uma reação fornecendo um caminho alternativo –um mecanismo e reação diferente – entre reagentes e produtos. Esse novo caminho tem energia de ativação mais baixa do que o caminho original.

Um catalisador homogêneo está na mesma fase dos reagentes. Um catalisador heterogêneo está em fase diferente da dos reagentes.

Catalisadores industriais

Os conversores catalíticos de automóveis usam catalisadores para garantir a combustão rápida e completa do combustível que não foi queimado nos cilindros.

Os catalisadores microporosos são catalisadores heterogêneos que, devido à grande área

superficial e especificidade, são usados em conversores catalíticos e muitas outras aplicações especializadas. As zeólitas, por exemplo, são aluminossilicatos microporosos com estruturas tridimensionais que contêm canais hexagonais ligados por túneis.

Os catalisadores podem ser envenenados ou inativos.

Catalisadores biológicos: as enzimas

As células vivas contêm milhares de tipos diferentes de catalisadores,dos quais cada um é necessário à vida. Muitos desses catalisadores são proteínas chamadas de enzimas, moléculas muito grandes que têm um sítio ativo semelhante a uma cavidade onde a reação acontece.

Esse refinamento do modelo original chave-fechadura é conhecido como mecanismo de ajuste induzido da ação enzimática.

A cinética das reações enzimáticas foi estudada pela primeira vez pelos químicos alemães Leonor Michaelis e Maud Menten no início do século XX.

Aula 27 - Eletroquímica e aplicações

Reações REDOX

Uma corrente elétrica é o fluxo de elétrons por um circuito. Quando a corrente é gerada quimicamente, os elétrons saem de uma região em que ocorre oxidação e viajam até uma região em que ocorre redução. A oxidação e a redução estão envolvidas na geração de correntes elétricas, as reações redox estão no centro da discussão da eletroquímica.

A transferência de elétrons de uma espécie para outra é hoje reconhecida como a etapa essencial da oxidação e os químicos definem oxidação como sendo a perda de elétrons, desconsiderando as espécies para as quais os elétrons migram.

O nome redução referia-se à extração de um metal de seu óxido, comumente do óxido de ferro (III) pelo monóxido de carbono usada na produção de aço:

Fe2O3(s) + 3 CO(g) -- 2 Fe(l) + 3 CO2 (g)

A reação redox é a combinação de oxidação e redução.

Número de oxidação

Os químicos encontraram uma maneira de seguir o caminho dos elétrons atribuindo um “número de oxidação” a cada elemento. O número de oxidação,Nox, é definido do seguinte modo:

A oxidação corresponde ao aumento do número de oxidação.

A redução corresponde à diminuição do número de oxidação.

Uma reação redox, portanto, é qualquer reação na qual os números de oxidação se alteram.

Quando o magnésio se combina com o cloro, os números de oxidação mudam:

Pode-se ver que o magnésio se oxidou e o cloro se reduziu. De forma semelhante, na reação entre o brometo de sódio e o cloro.

Oxidantes e redutores

O oxidante em uma reação redox é a espécie que promove a oxidação e é reduzida no processo.

O agente redutor em uma reação redox é a espécie que provoca a redução e é oxidada no processo.

Por exemplo, quando um pedaço de zinco é colocado em uma solução de cobre (II), a reação é

Como o zinco se oxida, o metal zinco é o redutor nessa reação e, como o cobre se reduz, o íon cobre (II) é o oxidante.

Meias-reações

Para escrever e balancear as equações de reações redox é preciso considerar os processos de redução e de oxidação separadamente. A oxidação é a perda de elétrons e a redução é o ganho de elétrons.

Uma meia-reação é a reação de oxidação ou de redução considerada separadamente. Uma meia-reação de oxidação mostra a remoção de elétrons de uma espécie que está sendo oxidada em uma reação redox.

Por exemplo, Volta usou placas de prata e zinco em uma de suas pilhas voltaicas para fazer a reação.

Zn(s) + Ag+ (aq) + 2 Ag (s)

Para descrever a oxidação do zinco, explicitamente, temos: Zn(s) --Zn2+(s) + 2 e-

Para descrever a redução da prata. Explicitamente, temos:  Ag+ (aq) + E- --Ag(s)

Meias-reações

As meias-reações expressam as duas contribuições (oxidação e redução) de uma reação redox completas.

Uma meia-reação de oxidação é uma maneira conceitual de representar uma oxidação: os elétrons nunca estão realmente livres.

As espécies reduzida e oxidada, juntas, formam um par redox.

Nesse exemplo, o par redox é Zn2+ e Zn, e é representado por Zn 2+/Zn.

Um par redox tem sempre a forma Ox/red, em que Ox é a forma oxidada da espécie e Red é a forma reduzida. Na equação de meia-reação de redução, o par redox é Ag+/Ag.

Balanceamento de reações redox simples

Como os elétrons não podem ser perdidos nem criados em uma reação química,todos os elétrons perdidos pela espécie que está sendo oxidada se transferem para a espécie que está sendo reduzida. Como os elétrons têm carga, a carga total dos reagentes deve ser igual à carga total dos produtos. Ao balancear a equação química de uma reação redox, precisamos balancear as cargas e os átomos.

Por exemplo, na equação iônica simplificada da oxidação do metal cobre a íons  cobre (II) pelos íons prata:

A equação parece estar balanceada, porque o número de átomos de cada espécie é o mesmo nos dois lados. Entretanto a carga total dos produtos é diferente da dos reagentes. Cada átomo de cobre perdeu 2 elétrons e cada átomo de prata ganhou só um.

No balanceamento de uma equação química de uma reação redox que envolve íons, a carga total de cada lado também deve estar balanceada.

Células galvânicas

Uma célula eletroquímica é um dispositivo em que uma corrente elétrica – o fluxo de elétrons através de um circuito – é produzida por uma reação química espontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma reação não espontânea. Uma célula galvânica é uma célula eletroquímica em que uma reação química espontânea é usada para gerar uma corrente elétrica.

Como pode uma reação espontânea ser usada para gerar uma corrente elétrica?

A célula de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica que usa a oxidação do cobre pelos íons zinco, como na reação acima. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836, quando o avanço da telegrafia criou a necessidade urgente de uma fonte de corrente elétrica confiável e estável.

Descrevemos simbolicamente a estrutura de uma célula com o auxílio de um diagrama da

célula, a partir das convenções da IUPAC, usadas por cientistas de todo o mundo.

Células eletrolíticas

As reações redox que têm energia livre de Gibbs de reação positiva não são espontâneas, mas a corrente elétrica pode ser usada para fazê-las ocorrer.

A eletrólise é o processo usado para forçar uma reação na direção não espontânea com auxílio de uma corrente elétrica. A célula eletrolítica é a célula eletroquímica na qual ocorre a eletrólise. O arranjo dos componentes das células eletrolíticas é diferente do arranjo da célula galvânica. Em geral, os dois eletrodos ficam no mesmo compartimento, só existe um tipo de eletrólito e as concentrações e pressões estão longe das condições padrão.

Para forçar uma reação em um sentido não espontâneo, a fonte externa deve gerar uma diferença de potencial maior do que a diferença de potencial que seria produzida pela reação inversa.

Aplicações

As células eletroquímicas têm papel importante na purificação e na preservação de materiais metálicos. As reações redox são muito usadas pela indústria química para extrair os metais de seus minérios. Entretanto, as reações redox também corroem os materiais que a indústria produz. O que as reações redox conseguem produzir, elas podem destruir.

Uma aplicação importante da eletrólise é a produção do metal sódio pelo processo de Downs, a eletrólise do sal-gema fundido:

A eletrodeposição é a deposição eletrolítica de um filme fino de metal sobre um objeto. O

objeto a ser recoberto (metal ou plástico coberto por grafita) é o catodo, e o eletrólito é uma

solução, em água, de um sal do metal a ser depositado.

A eletrólise é usada industrialmente para produzir o alumínio e o magnésio, para extrair

metais de seus sais, para preparar o cloro, o flúor e o hidróxido de sódio, e para refinar o

cobre. Ela é também usada na eletrodeposição.

A corrosão é a oxidação indesejada de um metal. Ela diminui a vida útil de produtos de aço, como pontes e automóveis, e a substituição do metal corroído custa muito. A corrosão é um processo eletroquímico e a série eletroquímica nos dá uma indicação do porquê a corrosão ocorre e como ela pode ser impedida.

O principal responsável pela corrosão é a água. Uma meia-reação que devemos levar em conta é

A forma mais simples de impedir a corrosão é pintar a superfície do metal, para protegê-la da exposição ao ar e à água. Galvanizar é cobrir com um filme compacto de zinco. Assim, o zinco se oxida e não o ferro.

Para grandes estruturas pode-se usar a proteção catódica. Um bloco e um metal mais fortemente redutor do que o ferro, como o zinco ou o magnésio, pode ser enterrado no solo úmido e ligado ao encanamento subterrâneo que se deseja proteger.

Aula 28 - Revisão