Química 12º

Escola Secundária Alves Martins
Ano lectivo 2009/2010
Química 12º
Resumo da matéria – 3º teste
Por: Eduardo Faustino, 12ºG
Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
dos minerais aos materiais metálicos
processos mais utilizados na extracção de metais
Quando se pretende obter um metal a partir do seu minério há que provocar, por qualquer processo,
a redução do metal.
O método de extracção do metal depende da sua reactividade, já que envolve reacções de oxidaçãoredução.
Metais não reactivos (como o ouro) encontram-se livres, não combinados e, portanto, não são sujeitos
aos métodos de extracção tradicionais dos outros metais.
Os dois não-metais, carbono e hidrogénio, estão incluídos na tabela
anterior como termos de comparação e são pontos importantes de
referência no que diz respeito ao método de extracção e à reactividade
com os ácidos.
Exemplos:
- Metais reactivos como o ferro podem ser reduzidos com carbono
porque este é um redutor mais forte que o ferro.
- Metais muito reactivos como o alumínio ou o sódio apenas podem ser
extraídos por electrólise (não se usa o carbono pois este é menos reactivo)
a electrólise: uma reacção química forçada
a célula electrolítica
Um dos processos para provocar a ocorrência de uma reacção não espontânea é através do
fornecimento da energia necessária para que ela possa ocorrer.
Assim sendo, quando se faz passar corrente eléctrica através de um composto iónico fundido ou
através de uma solução que contém iões, o electrólito, ocorre uma reacção química que se designa
por ELECTRÓLISE.
O conjunto constituído por fonte de energia, eléctrodos e electrólito chama-se CÉLULA
ELECTRÓLITICA.
Qualquer que seja o electrólito, existem várias hipóteses de oxidação anódica e de redução catódica.
Em qualquer das situações prevalecerá:
a redução do oxidante mais forte (maior valor de E0)
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
a oxidação do redutor mais forte (menor valor de E0)
extracção por redução: métodos químicos e electrolíticos
redução por carbono
Tanto o carbono como o monóxido de carbono são capazes de
remover o oxigénio de compostos, pelo que são utilizados para
reduzir os metais que se situam abaixo do carbono, na série
electroquímica.
Um desses metais é o Ferro.
redução por métodos electrolíticos
Quando o metal fica acima do carbono, na série electroquímica, a redução tem de ser feita por via
electrolítica - o metal é reduzido por acção da corrente eléctrica, depositando-se no cátodo.
Numa célula electrolítica, a corrente fornecida por uma fonte externa é usada para produzir uma
reacção redox não espontânea.
Os iões positivos são atraídos electrostaticamente para o
cátodo – eléctrodo negativo, onde recebem os electrões
(enviados para este eléctrodo por uma bateria ou gerador de
corrente) e se depositam.
Os iões negativos são atraídos para o
ânodo - eléctrodo positivo - onde se
oxidam.
A condução eléctrica nos metais não é
do mesmo tipo que nos electrólitos.
Nos metais ela é constituída
exclusivamente pelo movimento de
electrões, que se deslocam num só
sentido. Nos electrólitos é constituída
pelo movimento de iões positivos
num sentido e de iões negativos em sentido oposto.
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
purificação de metais (cobre)
Os metais produzidos por redução necessitam normalmente de serem purificados (refinação) para
poderem ser utilizados para certos fins. No caso de metais de baixo ponto de ebulição, como o
mercúrio, o magnésio e o zinco, essa purificação é feita por DESTILAÇÃO, enquanto os restantes
metais são purificados por ELECTRÓLISE.
O cobre obtido por USTULAÇÃO REDUTORA do
sulfureto contém normalmente Zn, Fe, Ag e Au
como impurezas, sendo posteriormente purificado
por electrólise. Neste processo o cobre impuro
constitui o ânodo, sendo o cátodo constituído por
cobre puro, numa solução de ácido sulfúrico
contendo iões Cu2+. Os metais reactivos, como o Fe
e o Zn, são também oxidados no ânodo, contudo
não são reduzidos no cátodo; o ouro ou a prata não
sofrem oxidação, pelo que o eléctrodo de cobre se
dissolve.
do
extracção
alumínio
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
aplicações industriais da electrólise
Niquelagem e zincagem - A niquelagem e a zincagem são dois processos industriais de
revestimento de uma peça passível de corrosão que dão uma boa resistência aos ataques
químicos.
Anodização do alumínio - A oxidação anódica é um processo electrolítico que transforma
superfície do alumínio em óxido de alumínio.
A camada anódica – ou revestimento anódico – se distingue de outros revestimentos porque não
resulta de uma deposição dos produtos que constituem o revestimento mas sim da transformação
do próprio metal no seu óxido.
metais, complexos e cor
complexos e compostos de coordenação
Os iões dos metais de transição podem comportar-se como ácidos de Lewis (aceitadores de pares
electrónicos).
Estes iões podem ligar-se a outras espécies, moléculas ou aniões que possam partilhar com eles pares
electrónicos.
Esta ligação, do tipo covalente, difere da outra já conhecida porque o par electrónico é cedido apenas
por um dos participantes na ligação – designa-se, por isso, por ligação coordenada ou ligação
covalente dativa para alguns autores.
Um IÃO COMPLEXO é um ião metálico (ou átomo) ligado a outras espécies simples, moléculas ou iões,
que podem ter, noutras circunstâncias, existência independente como espécies químicas estáveis.
Nos iões complexos:
a base de Lewis como é o caso da molécula de água no exemplo anterior, designa-se por
ligando e o átomo do ligando que efectivamente doa o par electrónico é o átomo dado;
o ácido de Lewis, neste caso o ião Cu2+, designa-se por IÃO CENTRAL e também por
aceitador;
os LIGANDOS têm, pelo menos, um par de electrões não ligantes (isolados) que é partilhado
com o ião central;
O NÚMERO DE COORDENAÇÃO é o número de pares electrónicos aceites pelo átomo
central.
COMPOSTO DE COORDENAÇÃO – composto, electricamente neutro, que se forma por ligação de um
ou mais iões complexos a uma ião simples (ião livre).
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
estabilidade de complexos: constantes de formação
constantes de formação
Quando se adiciona uma solução aquosa de amoníaco (NH3(aq)) a uma solução aquosa de CuSO4,
forma-se inicialmente um precipitado azul-claro de Cu(OH)2(aq). Pela adição continuada de NH3(aq), o
precipitador dissolve-se, dando origem a uma solução azul-forte de ião complexo de [Cu(NH3)4]2+(aq).
A reacção global de formação do complexo pode ser traduzida pela seguinte equação química:
Cu2+(aq) + 4NH3(aq)  [Cu(NH3)4]2+ (aq)
A constante deste equilíbrio toma o nome de CONSTANTE DE FORMAÇÃO Kf e tem a seguinte
expressão:
[Cu(NH3)42+]
Kf =
[Cu2+] [NH3]4
Através desta expressão, pode concluir-se que, quanto maior for o valor de Kf maior será:
a concentração do ião complexo no equilíbrio;
a sua estabilidade.
o papel dos iões complexos na solubilização de precipitados
O precipitado formado, no exemplo anterior, foi dissolvido por adição de excesso de solução aquosa de
amoníaco.
Cu2+ (aq) + 2HO- (aq)  Cu(HO)2 (s)
Cu2+ (aq) + 4NH3 (aq)  [Cu(NH3)4]2+
(1)
(2)
Explicação:
O ião complexo [Cu(NH3)4]2+ apresenta um valor muito elevado de Kf = 1,1 x 1013
O ião complexo é estável
Ocorre o equilíbrio (2)
A ocorrência do equilíbrio (2) faz com que a concentração de Cu2+ (aq) diminua, o que implica que o
equilíbrio (1) evolua no sentido inverso, até à solubilização completa do precipitado Cu(HO)2.
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
a importância dos iões complexos
metalurgia – processos de extracção de alguns metais nobres;
medicina – tratamento e diagnóstico;
indústria – pigmentos para tintas; detergentes, etc;
agricultura – correcção da deficiência em ferro;
análise química
classificação de ligandos
A classificação dos ligandos é estabelecida em função do número de DUPLETOS que cada um
compartilha com o ião central.
LIGANDO MONODENTADO é aquele que partilha um dupleto com o ião/átomo central.
LIGANDO POLIDENTADO (bidentado, tridentado, tetradentado...) é aquele que partilha com o
ião/átomo central mais do que um dupleto.
Quelato (do grego kele que significa garra) é um ião complexo que contém um ou mais ligandos
polidentados.
geometria dos iões complexos
A geometria do ião complexo designa-se por estereoquímica do ião complexo e está relacionada
com o número de coordenação do respectivo ião central.
Arranjos mais abundantes:
Linear – corresponde a nº coordenação dois;
Tetraédrica – corresponde a nº coordenação quatro;
Quadrangular plana – corresponde a nº coordenação quatro;
Octaédrica – corresponde a nº coordenação seis;
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
atribuição de nomes aos complexos
a cor
nos
complexos
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
A cor dos compostos de metais de transição pode ser relacionada com a presença de orbitais d
vazias ou semipreenchidas e, consequentemente, com a presença de electrões não emparelhados no
ião do metal.
Nos complexos as orbitais d não apresentam todas a mesma energia, embora a energia total
permaneça constante.
Quando os pares de electrões dos ligandos se aproximam do átomo central para estabelecer ligação
coordenada, as orbitais d do metal, que se orientam preferencialmente para receber os pares de
electrões dos ligandos, sofrem um aumento de energia.
O aumento de energia deve-se ao aumento de repulsões entre um electrão do metal nessa orbital e
o par electrónico do ligando.
A energia total das orbitais d tem de se manter constante. Como tal, as restantes orbitais d sofrem
um decréscimo de energia para compensar o aumento sofrido pelas outras orbitais d.
As orbitais afectadas vão depender da distribuição espacial dos ligandos – da geometria do
complexo:
geometria octaedrica – maior diferença de energia entre as orbitais de maior e menor energia;
geometria tetraédrica – menor diferença de energia entre as orbitais de maior e menor
energia.
A cor nos complexos é consequência de absorções de radiação visível que ocorrem normalmente
entre orbitais d do metal.
As
cores
nos compostos
coordenação
relacionadas
energias
para
os
complexos e
transições dos
entre orbitais d,
observadas
de
estão
com
as
permitidas
electrões nos
resultam
de
electrões
do metal.
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
Resumindo:
A cor de um ião complexo de um metal de transição depende:
do número de electrões d presentes no ião/átomo metálico central;
do arranjo dos ligandos à voltado ião/átomo central (geometria do complexo);
da natureza do ligando, já que diferentes ligandos têm diferentes efeitos nas energias relativas
das orbitais d.
os metais no organismo humano
metais essenciais e metais tóxicos
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
a ausência de alguns metais pode ocasionar sérias doenças (anemia, atraso de crescimento;
etc)
outros metais e semimetais, por sua vez, podem causar intoxicações, como o arsénio, o
chumbo, o cádmio e o mercúrio.
elementos metálicos importantes para o organismo
cálcio, presente nas estruturas ósseas e no esmalte dos dentes;
sódio e o potássio, que contribuem para o balanço osmótico nas membranas celulares;
ferro, que está presente na estrutura da hemoglobina;
magnésio, crómio, manganês, cobalto, níquel, cobre e molibdénio que estão envolvidos em
processos metabólicos.
elementos metálicos tóxicos para o organismo
De uma forma geral, todos os elementos químicos são tóxicos, mesmo os ditos essenciais. A
toxicidade está dependente da respectiva dose, do estado, e da forma como são ingeridos e variando
o seu efeito de espécie para espécie.
a hemoglobina e o transporte de gases no sangue
transporte de O2 e de CO2
O transporte de oxigénio está a cargo da hemoglobina, proteína presente nas hemácias.
Cada molécula de hemoglobina (Hb) combina-se com quatro moléculas de oxigénio, formando a oxihemoglobina (HbO2):
Hb + O2  HbO2
(Hb representa ¼ da molécula de hemoglobina)
Nos alvéolos pulmonares o oxigénio difunde-se para os capilares sanguíneos e penetra nas hemácias,
onde se combina com a hemoglobina, enquanto o dióxido de carbono (CO2) é libertado para o ar.
Nos tecidos ocorre o inverso: o oxigénio dissocia-se da hemoglobina e difunde-se atingindo as células.
A maior parte do dióxido de carbono libertado pelas células penetra nas hemácias e reage com a água,
formando o ácido carbónico, que logo se dissocia e dá origem a iões hidrogénio (H+) e
hidrogenocarbonato (HCO3-), difundindo-se para o plasma sanguíneo, onde ajudam a manter o pH do
sangue.
H2CO2(aq)  H+(aq) + HCO3-(aq)
O restante dióxido de carbono libertado pelos tecidos associa-se à própria hemoglobina, formando a
carbo-hemoglobina. O restante dissolve-se no plasma.
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
o transporte de CO
O monóxido de carbono é um gás sem cheiro nem cor, é venenoso e asfixiante, uma vez que entra
em competição com o oxigénio na ligação às moléculas de hemoglobina.
A ligação é feita no mesmo átomo de ferro (II) em que se liga a molécula O2, com a diferença de que a
afinidade de CO para a hemoglobina é de 210 a 300 vezes superior à do oxigénio, dando origem à
carboxi-hemoglobina (CoHb).
o caso do CO2 indispensável: efeito tampão
O pH normal do sangue, por exemplo, situa-se no intervalo 7,35-7,46, mesmo se a concentração de
dióxido de carbono (e, portanto, de ácido carbónico) variar de forma apreciável.
Quando o pH está fora deste intervalo, surgem doenças como a alcalose (pH superior) ou a acidose (se
o pH for inferior); fora do intervalo 6,8-8,0, a morte ocorre rapidamente.
Explicação:
Há um fluxo diário muito intenso de dioxigénio, dióxido de carbono e ião hidrogénio (H+(aq)) por todo o
nosso corpo. O metabolismo gera CO2, que se dissolve em H2O para formar o ácido carbónico,
H2CO3(aq), que, por sua vez, se ioniza formando o ião hidrogénio (H+(aq)) e o ião hidrogenocarbonato
(HCO3-). Apesar das grandes variações na produção de CO2, durante, por exemplo, uma actividade
física, o pH sanguíneo é praticamente o mesmo: a concentração de iões hidrogénio (H+(aq)) no
plasma permanece na faixa nanomolar e o valor do pH entre 7,35-7,45.
funcionamento de um sistema-tampão
Para compreender o funcionamento de uma solução-tampão, é necessário interpretar a dissolução
em água de ácidos, bases e sais.
comportamento de ácidos, bases e sais quando dissolvidos em água
A água é um mau condutor de electricidade (a concentração de iões HO- (aq) e H+(aq) é muito baixa).
No entanto, quando se dissolvem substâncias iónicas na água como o cloreto de sódio (NaCl) a solução
torna-se condutora, o que evidencia uma presença de uma maior quantidade de iões em solução.
Dissociação de um composto iónico
A dissociação de um composto iónico pode ser traduzida pela equação química:
NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)
Ionização de um composto covalente
Alguns compostos covalentes dissolvem-se igualmente em água; reagem com o solvente,
originando iões em solução, sendo o processo designado por ionização:
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
HCl(g) + H2O(l)  Cl-(aq) + H3O+(aq)
A dissociação iónica e a ionização nem sempre são completas:
o
o
sendo completa, diz-se que o electrólito é forte.
se a dissociação/ionização não é total, o electrólito é fraco.
Designa-se por GRAU DE IONIZAÇÃO ou GRAU DE DISSOCIAÇÃO (α) a relação entre a quantidade
de substância ionizada/dissociada e a quantidade de substância dissolvida, expressa em percentagem.
α (%) =
quantidade de substância ionizada/dissociada
quantidade de substância dissolvida
x 100
relação entre o grau de ionização/dissociação e a constante de equilíbrio
Considere-se um ácido representado por HA, dissolvido em água de modo a obter uma solução de
concentração c.
Para o equilíbrio químico traduzido pela equação química:
HA(aq)  H+(aq) + A-(aq)
as concentrações de equilíbrio calculam-se, como se indica na tabela:
A
constante
equilíbrio é:
[H+] x [A-]
Ka =
[HA]
para
 Ka =
este
α c x α c <=> K = α2 c
a
c (1 – α)
(1 – α)
soluções aquosas originadas pela dissolução de sais
Os sais são compostos iónicos que se podem obter, por exemplo, a partir da reacção entre um ácido e
um hidróxido, mas as respectivas soluções aquosas nem sempre são neutras (em termos de pH).
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
A dissociação iónica de um sal origina catiões e aniões.
os catiões de metais alcalinos e alcalino-terrosos não têm tendência para reagir com a água
e, por isso, não afectam o pH das respectivas soluções aquosas.
os aniões que são bases conjugadas de ácidos muito fortes, são praticamente neutros.
Mas há situações em que isto não acontece:
Sal de um ácido fraco e de uma base forte, como, por exemplo, NaNO2
NaNO2(s)  Na(aq) + NO2(aq)
NO2(aq) + H2O(l)  HNO2(aq) + HO-  reacção de hidrólise
Conclusão: A solução aquosa fica alcalina.
Sal de uma base fraca e de um ácido forte, como, por exemplo, NH4Cl
NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl-(aq)
NH4+(aq) + H2O(l)  NH3(aq) + H3O+(aq)  reacção de hidrólise
Conclusão: A solução aquosa fica ácida.
Sal de um metal de transição e de um anião neutro
Os sais de metais de transição são, na maior parte dos casos, ácidos fracos.
A acidez deve-se ao facto de os catiões se encontrarem hidratados, ou seja, formarem iões
complexos em que os ligandos são moléculas de água.
Devido à elevada carga positiva, o catião atrai e partilha electrões com uma ou mais moléculas
de água (base de Lewis), o que vai enfraquecer a ligação O-H, originando a libertação de H+(aq)
para a solução, formando um ou mais iões H3O-(aq), como se exemplifica:
[Cu(H2O)4]2+(aq) + H2O(l)  [Cu(H2O)3OH]+(aq) + H3O+(aq)
Conclusão: A concentração dos iões H3O+(aq) aumenta, pelo que a solução fica ácida.
Sal de um ácido e de uma base fracos, como NH4NO2
NH4NO2(s)  NH4-(aq) + NO2-(aq)
NH4+(aq) + H2O(l)  NH3(aq) + H3O+(aq)
NO2-(aq) + H2O(l)  HNO2(aq) + HO-(aq)
Conclusão: A extensão da reacção de hidrólise do catião amónio é superior à do anião nitrito,
Ka>Kb, pelo que a solução apresentará características ácidas.
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
o que é uma solução-tampão
Soluções-tampão são soluções que não apresentam variação significativa de pH por adição de
pequenas quantidades de ácido ou de base fortes.
efeito tampão de uma solução e a sua composição
As soluções-tampão podem ter diversas composições:
mistura de ácido fraco de Bronsted-sal da base conjugada;
mistura de base fraca de Bronsted-sal do ácido conjugado;
ácido forte;
base forte.
Para evidenciar o comportamento das soluções-tampão ter-se-á de comparar a variação do valor de
pH que ocorre em água desionizada e em cada uma destas soluções, por adição de pequena
quantidade de ácido ou de base forte.
Mistura de ácido fraco-sal da base conjugada
Exemplo:
Mistura de ácido acético e acetato de sódio, com concentrações 1,0 mol.dm-3 (na mistura).
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
Conclusões:
Mistura de base fraca-sal do ácido conjugado
Exemplo:
Mistura de amoníaco e cloreto de amónio, com concentrações 1,0 mol.dm-3 (na mistura)
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
Solução de ácido forte: HCl 0,10 mol.dm-3
Exemplo:
Um ácido
forte como
o ácido
clorídrico
actua como
soluçãotampão em
situações
de pH
baixo.
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
Solução de base forte: NaHO 0,10 mol.dm-3
Uma base forte como o NaHO actua como solução-tampão em situações de pH elevado.
capacidade tampão
A melhor solução-tampão será aquela que apresenta variações de pH pouco significativas, por adição de
maiores quantidades de ácido ou de bases fortes – capacidade tampão.
Esta capacidade é tanto maior quanto maiores e mais próximas forem as concentrações do ácido e da
base conjugada.
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
ácidoácido
forte
titulação
solução
titulações
base
titulação
forte-base
Considere-se a
entre
uma
de HCl 0,10
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
mol.dm-3 e uma solução de NaHO 0,10 mol.dm-3.
Nesta titulação:
titulado
–
solução ácida
titulante – solução alcalina
Variação do pH do titulado durante a titulação
Inicio da titulação
A meio da titulação
Ponto de equivalência
Após o ponto
equivalência
de
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
titulação ácido fracobase forte
Considere-se a titulação entre uma solução de CH3COOH (ácido fraco) 0,10 mol.dm-3 e uma solução de
NaHO 0,10 mol.dm-3
Variação do pH do titulado durante a titulação
Início da titulação
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
A
meio
titulação
da
Ponto de
equivalência
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
Após o ponto de
equivalência
titulação base fraca-ácido forte
Considere-se a titulação entre uma solução de NH3
0,10 mol.dm-3 (base fraca) e HCl 0,10 mol.dm-3.
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
Variação do
titulado
titulação
pH
do
durante a
Início da titulação
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
A meio da titulação
Ponto de equivalência
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Unidade 1 Metais, Ambiente e Vida
Após o ponto de
equivalência
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