Av. Celso Garcia, 804 – Brás - Tel. 2692-3253 - 2694

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Elaborado por: Prof. Edmilson C. Gobetti
Revisão: IV - 2012
Sumário
1 – Partículas Dispersas............................................................................................
3
2 – Fator de Van’t Hoff............................................................................................
8
3 – Pressão Máxima de Vapor..................................................................................
13
3.1 – Tonoscopia ou Tonometria........................................................................
14
3.1.1 – Soluções Moleculares....................................................................
15
3.1.2 – Soluções Iônicas............................................................................
19
4 – Ebulioscopia ou Ebuliometria............................................................................
24
4.1 – Soluções Moleculares................................................................................
25
4.2 – Soluções Iônicas........................................................................................
29
5 – Crioscopia ou Criometria...................................................................................
32
5.1 – Soluções Moleculares................................................................................
33
5.2 – Soluções Iônicas........................................................................................
37
6 – Diagrama de Fases.............................................................................................
39
7 – Osmose ou Osmometria.....................................................................................
40
7.1 – Soluções Moleculares................................................................................
42
7.2 – Soluções Iônicas........................................................................................
45
7.3 – Soluções com mais de um soluto..............................................................
46
8 – Termoquímica....................................................................................................
48
8.1 – Calor de Reação.........................................................................................
48
8.1.1 – O Calor nas Reações Químicas.....................................................
50
8.1.2 – Tipos de Calores de Reação..........................................................
51
1
9 – Entalpia...............................................................................................................
53
9.1 – Alotropia....................................................................................................
56
10 – Energia de Ligação...........................................................................................
58
11 – Lei de Hess.......................................................................................................
67
12 – Entropia............................................................................................................
78
13 – Energia Livre de Gibbs.....................................................................................
85
14 – Anexos..............................................................................................................
89
Tabela Periódica, Estados Físicos...................................................................
89
Lista Alfabética dos Elementos Químicos por Símbolo.................................
90
Frases Tabela Periódica...................................................................................
91
Tabela de Cátions e Ânions.............................................................................
92
Constante de Avogadro...................................................................................
93
Unidades Sistema Internacional......................................................................
94
Dicionário de Química....................................................................................
98
15 – Bibliografia.......................................................................................................
111
2
1 – PARTICULAS DISPERSAS
Sabemos que a água pura se congela a 0º C e ferve a 100º C, sob pressão normal de 1
atmosfera. No entanto, dissolvendo um pouco de sal comum em água, ela passará a se
congelar abaixo de 0º C e a ferver acima de 100º C, sob pressão de 1 atmosfera.
O que aconteceu com a água, acontece também com outros solventes, o que foi provocado
pelo sal, será provocado também por outros solutos, desde que não-voláteis.
Estes fenômenos: “diminuição ou abaixamento da temperatura de congelação do solvente”,
“aumento ou elevação da temperatura de ebulição do solvente”, bem como a “diminuição da
pressão máxima de vapor do solvente”, são denominados efeitos ou propriedades coligativas
das soluções.
É interessante notar que a intensidade desses fenômenos depende apenas do número de
partículas (moléculas ou íons) existente na solução, não dependendo da natureza dessas
partículas. Assim, por exemplo, se “X” moléculas de açúcar, dissolvidas em 1 litro de água,
provocam o aumento da temperatura de ebulição da água de 100º C para 101º C, iremos
verificar que outras “X” moléculas ou íons de qualquer substância irão provocar exatamente o
mesmo efeito.
Propriedades coligativas das soluções são propriedades que dependem apenas do número de
partículas dispersas na solução, independentemente, da natureza dessas propriedades das
partículas.
Quando um sólido é misturado com um líquido, pode ocorrer disseminação sob a forma de
pequenas partículas, desse sólido no líquido, de modo a formar uma solução.
Se essas partículas, denominadas partículas dispersas, são somente moléculas, a solução
recebe o nome de solução molecular; se são íons ou moléculas de íons, a solução recebe o
nome de solução iônica.
Exemplo:
1º) A disseminação da sacarose se dá de modo que na solução as partículas dispersas são
somente as moléculas de C12H22O11. Trata-se portanto de uma solução molecular.
2º) A disseminação do cloreto de sódio se dá de modo que na solução das partículas dispersas
são íons, pois o NaCl sofre dissociação iônica: NaCl ↔ Na + + Cl - , trata-se portanto de uma
solução iônica.
Como descobrir o número de partículas dispersas numa solução?
Devemos considerar dois casos:
1º) Quando a solução é molecular, esse cálculo é bastante simples, pois basta descobrir o
número de partículas do sólido disseminado.
Exercício Exemplo:
São dissolvidos 6,84g de sacarose (C12H22O11) em água. Qual o número de partículas
dispersas na solução formada?
3
m
np = ----- x 6,02 x 10 23
M
Onde:
np
m
M
6,02 x 10 23
= Número de partículas
= Massa da substância
= Mol da substância
= Constante de Avogadro
Então:
m
np = ----- x 6,02 x 10 23
M
→
np = 0,02
x
6,84 g
np = --------- x 6,02 x 10 23
342 g
→
6,02 x 10 23
→
np = 1.204 x 10 22 moléculas
→
2º) Quando a solução é iônica, o cálculo do número de partículas pode levar em conta o
fenômeno da ionização.
Exemplo:
Suponhamos a dissolução em água de 14,6g de Ácido Clorídrico. Na água o HCl ioniza-se
conforme a equação: HCl ↔ H + + Cl -. Ao ionizar-se o HCl produz duas partículas, um
cátion e um ânion. Mas nem todas moléculas de HCl se encontram ionizadas. A quantidade de
moléculas que sofrem ionização é fornecida por uma grandeza chamada grau de ionização (α).
O grau de ionização do HCl é de 92%, isso significa que, todas as moléculas adicionadas,
92% se encontram ionizadas, enquanto 8% se encontram não-ionizadas.
Suponhamos que foram adicionadas 14,6g de HCl em água, assim temos:
np = ?
→
m = 14,6g
M = 36,5g
m
np = ----- x 6,02 x 10 23
M
→
14,6 g
np = --------- x 6,02 x 10 23
36,5 g
6,02 x 10 23
→
np = 2.408 x 10 23 moléculas
np = 0,4
x
→
Desse total de moléculas, 92% se encontram ionizadas e 8% não-ionizadas. O número de
moléculas ionizadas deve ser multiplicado por 2, pois cada molécula produz duas partículas.
Assim:
2.408 x10 23 x 92/100 = 2.21536 x10 23 → 2.21536 x10 23 x 2 = 4.43072 x10 23 moléculas
2.408 x10 23 x 8/100 = 1.9264 x10 22
→
1.9264 x10 22 moléculas não-ionizadas
np = Ionizadas + Não-inonizadas
np = 4.623 x10 23 partículas dispersas
np = 4.43072 x10 23 + 1.9264 x10 22 =
4
Exercícios:
1º) Calcule o número de partículas dispersas na solução que contém 6 g de Uréia (CON2H4)
dissolvidos em água.
2º) Calcule a massa de Glicose (C6 H12O6) que esta em solução e apresenta 3.01 x10
moléculas dispersas.
5
21
3º) Calcule o número de mol de um determinado composto que contém 35 g dissolvidos em
solução aquosa, cuja np é 18,6 x10 22 moléculas.
4º) Sabendo que o grau de ionização do NaOH é de 91%, determine no np numa solução que
contém 8 g dissolvidos em água.
6
5º) 175,5 g de NaCl estão dissolvidos em água, sabendo que o grau de ionização é 98%,
determine o np.
6º) Considere uma solução que contém 32,8 g de Ácido Sulfuroso (H2SO3) em água, sabendo
que o grau de ionização é de 30%. Calcule o np nessa solução.
7
2 – FATOR DE VAN’T HOFF
O número de partículas dispersas numa solução iônica pode ser calculado através do fator de
Van’t Hoff.
Recebe esse nome o número pelo qual devemos multiplicar o número de moléculas
adicionadas (n) para obtermos o número de partículas dispersas (np).
np
Assim: n x i = np → i =
n
Considerando o caso da solução de HCl discutida anteriormente, temos:
n = 2.408 x10 23 moléculas
np = 4.62336 x10 23 moléculas
4.62336 x10 23
np
→
i=
→
i=
n
2.408 x10
i = 1,92
23
Desse modo, conhecido o fator de Van’t Hoff , o cálculo do número de partículas dispersas
fica bastante facilitado. Para encontrar o fator de Van’t Hoff, utilizamos a fórmula a seguir.
i = 1+α(X + Y -1)
i = Fator de correção de Van’t Hoff
α = Grau de ionização
X = Número de cátions produzidos por molécula
Y = Número de ânions produzidos por molécula
Então, para o HCl, temos:
HCl
↔
1 H + + 1 Cl –
X
Y
i = 1+α(X + Y -1)
i = 1 + 92 / 100 ( 1 + 1 – 1 )
i = 1 + 0,92 ( 1 )
i = 1,92
Assim, o número de partículas dispersas numa solução iônica pode ser calculado pela
fórmula.
m
np = ------ x 6,02 x 10 23
M
x
i
8
Exercício Exemplo:
1º) Calcular o fator de Van’t Hoff do Sulfato de Sódio, sabendo que o grau de ionização é de
90%.
Sulfato de Sódio = Na2SO4
Na2SO4 ↔ 2 Na +1 + 1 SO4 - 2
X
Y
i = 1+α(X + Y -1)
i = 1 + 90 / 100 ( 2 + 1 – 1 )
i = 1 + 0,90 ( 2 )
i = 2,80
2º) Dissolvem-se 18,9 g de Ácido Nítrico em água. Descobrir o número de partículas
dispersas nessa solução, sabendo que o grau de ionização deste ácido é de 92%.
HNO3 ↔
1 H +1 + 1 NO3 -1
X
Y
i = 1+α(X + Y -1)
H =1x1=1
i = 1 + 92 / 100 ( 1 + 1 – 1 )
N = 14 x 1 = 14
i = 1 + 0,92 ( 1 )
O = 16 x 3 = 48
i = 1,92
63 g/mol
m
np = ----- x 6,02 x 10 23
M
→
np = 0,3
x
+
x
i
6,02 x 10 23 x 1,92
18,9 g
np = --------- x 6,02 x 10 23 x 1,92
63 g
→
→
np = 3.468 x 10 23 partículas dispersas
→
Exercícios:
1º) Calcule o fator de Van’t Hoff de:
a) Nitrato de Prata (α = 60%)
b) Sulfato de Alumínio(α = 75%) c) Ácido Fosfórico (α = 27%)
9
2º) Calcule o fator de Van’t Hoff do Nitrato de Sódio, cujo grau de dissociação iônica é de
80%.
3º) Calcule o fator de Van’t Hoff do Hidróxido de Potássio, cujo grau de ionização é de 0,81.
10
4º) Sabendo que o fator de Van’t Hoff do Sulfato de Sódio é de 2,8 , determine seu grau de
ionização em %.
5º) Sabendo que o grau de ionização do Hidróxido de Sódio é de 91%, determine o número de
partículas dispersas numa solução que contém 8 g deste composto dissolvidos em água.
11
6º) Descubra o número de partículas dispersas numa solução preparada pela dissolução de
2,565 g de Hidróxido de Bário em água, sabendo que este composto encontra-se 75%
ionizado.
7º) Determine o grau de ionização do Hidróxido de Magnésio, considerando que o fator de
Van’t Hoff é 2.
12
3 – PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR
Imagine um cilindro fechado contendo um líquido, com um espaço vazio acima da altura do
líquido, e um manômetro. Com o nível de mercúrio dos dois ramos na mesma altura.
Primeiramente, as moléculas do líquido se deslocam para o espaço vazio do cilindro,
formando a fase gasosa. A pressão exercida pelo vapor do líquido é medida pelo manômetro.
Notamos que o nível do mercúrio sobe até certo ponto onde estaciona. A pressão exercida
pelo vapor do líquido é medida pelo desnível h ente os dois níveis de mercúrio.
A pressão máxima de vapor é definida como pressão exercida pelo vapor em equilíbrio.
Até que a velocidade de vaporização atinja o equilíbrio, ela é maior que a velocidade de
condensação. Conforme a quantidade de vapor aumenta, a pressão do vapor também aumenta.
A partir do momento em que o equilíbrio é alcançado, a concentração de moléculas na fase de
vapor torna-se constante e a pressão não aumenta mais, ou seja, o seu valor máximo é
atingido.
Como a superfície do líquido e a temperatura não se alteram, a velocidade de vaporização é
constante.
A pressão máxima do vapor (PMV) pode ser chamada de pressão de vapor ou pressão de
vapor de equilíbrio. Tal pressão é aquela que exercida pelo vapor em equilíbrio com o seu
líquido.
Quando o vapor está em equilíbrio com o seu líquido, ele é denominado vapor saturante.
Quanto maior a PMV nas condições ambientes, mais fácil se torna ferver o líquido, isto é,
quanto menor for o ponto de ebulição, mais volátil será o liquido. Assim, a 20ºC, a PMV da
água é 17,5 mmHg e o álcool, 44 mmHg. Veja o gráfico:
13
Ao nível do mar (1 atm = 760 mmHg), o álcool ferve a 78,3ºC, e a água, a 100ºC. Observe no
gráfico que, aumentando a temperatura, a PMV aumenta. a 78,3ºC, o álcool ferve, pois sua
PMV se iguala à pressão atmosférica. A PMV da água fica igual a 760 mmHg, a 100ºC.
Em Santos, ao nível do mar, onde a pressão atmosférica é 1 atm (760 mmHg), a água entra em
ebulição a 100ºC. Em São Paulo, a pressão atmosférica é aproximadamente 700 mmHg e,
conseqüentemente, a água ferve a uma temperatura menor que 100ºC.
A análise química de um líquido puro e de uma solução desse líquido como solvente revela
que a presença do soluto provoca mudanças no comportamento do líquido. Tais mudanças
recebem o nome de Propriedades Coligativas.
Então, as principais mudanças sofridas por um líquido que contém um soluto não-volátil
dissolvido:
 A pressão de vapor do líquido diminui. Essa mudança corresponde a uma propriedade
coligativa chamada Tonoscopia ou Tonometria.
 O ponto de ebulição do líquido aumenta. Essa mudança corresponde a uma
propriedade coligativa chamada Ebulioscopia ou Ebuliometria.
 O ponto de congelação do líquido diminui. Essa mudança corresponde a uma
propriedade coligativa chamada Crioscopia ou Criometria.
3.1 – TONOSCOPIA OU TONOMETRIA
Tonoscopia ou tonometria representa o estudo da diminuição da pressão máxima de vapor
(PMV) de um solvente quando se adiciona a ele um soluto não-volátil. Em relação à pressão
de vapor de um solvente puro, pode-se dizer que sempre ela será maior do que a pressão de
vapor de uma solução. Isso decorre do fato de que as partículas do soluto roubarem energia
cinética das moléculas do solvente, impedindo que parte destas ganhem o estado de vapor. As
partículas dispersas constituem uma barreira que dificulta a movimentação das moléculas do
solvente do líquido para a fase gasosa.
A diferença entre a pressão máxima de vapor do solvente puro e a pressão máxima de vapor
do solvente em solução denomina-se abaixamento da pressão máxima de vapor. Com isso, é
possível estabelecer a seguinte condição para as soluções: “Quando maior a quantidade de
partículas em uma solução, menor será a sua pressão de vapor”.
14
3.1.1 – Soluções Moleculares
O abaixamento da pressão de vapor provocado pela adição de um soluto não-volátil pode ser
calculado por meio da seguinte expressão, conhecida como Lei de Raoult.
∆p
-----p
= Kt x W , onde:
∆p  Variação de abaixamento de pressão de vapor
P  Pressão de vapor da água pura
M2  (massa molar do solvente)
Kt  Constante tonométrica, sendo: Kt = -------(água = 0,018)
1000
m1
W  Molalidade  1000 x ---------- , onde:
M x m2
1000  Fator de correção
m1  Massa do Soluto
m2  Massa do Solvente
M  Mol
∆p = p – p2, onde p2  pressão de vapor da água na solução.
Exercício Exemplo:
No preparo de uma solução, são dissolvidos 6g de Uréia (CON2H4) em 300g de água a 20º C.
Calcular a pressão de vapor da água nessa solução, sabendo que a pressão de vapor da água
pura a 20º C é de 23,5 mmHg.
1º)
2º)
m1 = 6g
m2 = 300g
M=?
W=?
∆p = ?
p = 23,5 mmHg
p2 = ?
4º)
3º)
C = 12 x 1 = 12
O = 16 x 1 = 16
N = 14 x 2 = 28
H= 1x4= 4
1000 x m1
1000 x 6 g
W = ------------ → W = -------------------M x m2
60 g/mol x 300g
6000
60 g/mol
→ W≈ 0,33333333 molal
W=
18000
∆p
∆p
----- = Kt x W → ------ = 0,018 x 0,333
p
23,5
5º)
∆p = p – p2
0,141 = 23,5 – p 2
∆p = 0,018 x 0,333 x 23,5
p2 = 23,5 – 0,141
∆p = 0,140859
p 2 = 23,359 mmHg
∆p ≈ 0,14099999 mmHg
15
Exercícios:
1º) Foram dissolvidos 45g de Glicose (C6H12O6) em 900g de água a 25º C. Calcule: ∆p, p2,
sabendo que a pressão de vapor da água pura é 25,0 mmHg.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
16
2º) No preparo de uma solução são dissolvidos 15g de Uréia (CON2 H4) em 450g água.
Calcule a pressão de vapor de água na solução, sabendo que p = 23,54 mmHg.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
17
3º) Para formar uma solução foram dissolvidos 20g de Sacarose (C12H22O11) em 500g de
água. Calcular a pressão de vapor da água nessa solução, sabendo que a pressão de vapor da
água pura a 20º C é de 23,8 mmHg.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
18
3.1.2 – Soluções Iônicas
∆p
------ = Kt x W x i
p
Exercício Exemplo:
Uma solução apresenta 51g de Nitrato de Sódio (NaNO3) dissolvidos em 600g de água.
Calcule a pressão de vapor na água nessa solução, sabendo que na temperatura considerada
por sal esta 80% dissociado e a pressão de vapor na água pura é de 18,5 mmHg.
1º)
2º)
m1 = 51g
Na = 23 x 1 = 23
m2 = 600g
N = 14 x 1 = 14
M=?
O = 16 x 3 = 48
W=?
85 g/mol
∆p = ?
p = 18,5 mmHg
p2 = ?
i =?
3º)
4º)
NaNO3 ↔ (X) Na
+
+ (Y) NO3
1000 x m1
-
W=
M x m2
i = 1 + α (X + Y – 1)
1000 x 51g
i = 1 + 0,80 (1 + 1 – 1)
W =
i = 1 + 0,80
i = 1,8
85 g/mol x 600g
51000
W =
51000
W = 1molal
5º)
6º)
∆p
∆p = p – p2
= Kt x W x i
p
0,599 = 18,5 – p 2
∆p
= 0,018 x 1 x 1,8
p2 = 18,5 – 0,599
18,5
p 2 = 17,901 mmHg
∆p = 0,018 x 1 x 1,8 x 18,5
∆p = 0,599 mmHg
19
Exercícios:
1º) Uma solução de Sulfato de Sódio contém 20g desse sal em 0,4 Kg de água. Sabendo que o
grau de dissociação é de 92,75% e a pressão de vapor da água pura é de 20,15 mmHg,
determine a pressão de vapor da água nessa solução.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
6º)
20
2º) Uma solução contém 550g de água e uma certa quantidade de Sulfato de Alumínio que
apresenta ∆p = 0,7835 mmHg. Sabendo que o grau de dissociação nessa temperatura é de
87,5% e a pressão de vapor da água pura é 22,43 mmHg. Determine a massa do sal.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
6º)
21
3º) No laboratório químico, encontra-se dissolvidos 20g de Brometo de Cálcio em um balão
volumétrico de 500 mL. Calcule a pressão de vapor na água nessa solução, sabendo que o
Brometo de Cálcio esta 75% dissociado e a pressão de vapor na água pura é de 23,0 mmHg.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
6º)
22
4º) Um Técnico Químico foi solicitado a preparar uma solução de Sulfato de Amônio em 500
mL. Quantos gramas desse sal o técnico deverá utilizar para formar tal solução, de modo que
a pressão máxima de vapor na solução seja 24,7 mmHg. Dados: grau de ionização = 77,5%,
pressão de vapor da água pura = 25,3 mmHg.
1º)
4º)
2º)
3º)
5º)
6º)
23
4 – EBULIOSCOPIA OU EBULIOMETRIA
É o estudo do aumento do ponto de ebulição de um solvente quando se adiciona a ele um
soluto não-volátil.
Em relação ao ponto de ebulição de uma solução, é possível afirmar que ele sempre será
maior que o ponto de ebulição do solvente puro.
A temperatura de ebulição de um líquido é a temperatura na qual a pressão de vapor do
líquido é igual à pressão a que este líquido está submetido.
Quando adicionamos soluto não-volátil a um solvente líquido, também ocorre aumento da
temperatura de ebulição. O soluto não-volátil atrapalha a evaporação das moléculas,
roubando-lhes energia cinética.
Se tomarmos um solvente puro e uma solução, observaremos que a solução ferverá a uma
temperatura superior à temperatura de ebulição do solvente. O aumento da temperatura de
ebulição, após adicionarmos soluto, denomina-se elevação da temperatura de ebulição.
Assim pode-se afirmar que: “Quanto maior a quantidade de partículas dispersas em uma
solução, maior será o seu ponto de ebulição.”
Uma solução tem ponto de ebulição variável, pois, à medida que o solvente vaporiza, a
concentração da solução restante aumenta, fazendo com que a temperatura de ebulição
aumente.
24
4.1 – Soluções Moleculares
∆te = Ke x W , onde:
∆te  Variação de temperatura de ebulição ou efeito ebulioscópico
Ke  Constante ebulioscópica, sendo:
Rx T2
R = constante universal dos gases perfeitos (R ≈ 2 x cal/ K x mol)
Ke = ------------- T = temperatura absoluta de ebulição do solvente puro (K)
1000 x L v L v = calor latente de vaporização do solvente puro (cal/g)
Para água, por exemplo, temos:


Temperatura de ebulição (te): 100 ºC = 373 K (ao nível do mar)
Calor latente de vaporização L v : 538 cal/g
Consequentemente:
2 x 373 2
Ke = --------------  Ke = 0,517 ºC  Ke ≈ 0,52 ºC
1000 x 538
m1
W  Molalidade  1000 x ---------- , onde:
M x m2
1000  Fator de correção
m1  Massa do Soluto
m2  Massa do Solvente
M  Mol
∆te = t2 – t, onde:
t = Temperatura de ebulição do líquido puro
t2 = Temperatura de ebulição do líquido como solvente
Exercício Exemplo:
Calcular a temperatura de ebulição de uma solução que contém 60g de glicose (C6H12O6)
dissolvidos em 500g.
3º) 1000 x m1
1000 x 60 g
1º)
2º)
m1 = 60g
W = ------------ → W = -------------------m2 = 500g
C = 12 x 6 = 72
M x m2
180 g/mol x 500g
M=?
H = 1 x 12 = 12
W=?
O = 16 x 6 = 96
Ke = 0,52 ºC
60000
∆te = ?
180 g/mol
W=
→ W ≈ 0,666666666 molal
t = 100 ºC
90000
t2 = ?
5º)
4º)
∆te = Ke x W
∆te = t2 – t
0,347 = t2 – 100
0,347 + 100 = t2
∆te = 0,52 x 0,666666666
100,347 ºC = t2
∆te ≈ 0,346666666 ºC
25
Exercícios:
1º) São dissolvidos 6,84g de sacarose (C12H22O11) em 0,8 Kg de água. Calcule a temperatura
de ebulição dessa solução.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
26
2º) Que massa de uréia (CON2H4) deve ser dissolvida em 200 cm3 de água pura para que a
temperatura de ebulição da solução seja 100,26 ºC.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
27
3º) Calcular a temperatura de ebulição de uma solução que contém 60g de glicose (C6 H12O6)
dissolvidos em 500g de água.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
28
4.2 – Soluções Iônicas
∆te = Ke x W x i
Exercícios:
1º) Calcule a temperatura de ebulição de uma solução que contém 42,6g de Sulfato de Sódio
dissolvidos em 240g de água, sabendo que esta 30% dissociado.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
6º)
29
2º) Uma solução de Sulfato de Sódio contém 20g desse sal em 400g de água e entra em
ebulição a 100,274 ºC. Calcule o grau de dissociação desse sal.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
6º)
30
3º) Uma solução de 16g de Brometo de Cálcio em 800g de água eleva 0,13 ºC o ponto de
ebulição dessa solução. Qual o grau de dissociação do Brometo de Cálcio?
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
6º)
31
5 – CRIOSCOPIA OU CRIOMETRIA
É o estudo do abaixamento do ponto de congelamento de um solvente quando se adiciona a
ele um soluto não-volátil. Em relação ao ponto de congelamento de uma solução, é possível
afirmar que a solução apresentará sempre ponto de congelamento menor do que o do solvente
puro. Assim pode-se afirmar que: “Quanto maior a quantidade de partículas dispersas em
uma solução, menor será o seu ponto de congelamento.”
A criometria no cotidiano: A temperatura de congelamento do leite é mais baixa do que a da
água devido ao efeito das substâncias dissolvidas no leite, principalmente a lactose e os sais
minerais. O índice crioscópico ou crioscopia é a medida do ponto de congelamento do leite ou
da depressão do ponto de congelamento do leite em relação ao da água. O ponto de
congelamento máximo do leite aceito pela legislação brasileira é –0,512oC. Como essa é uma
das características físicas mais constantes do leite, é usada para detectar adulteração do leite
com água. Quando se adiciona água ao leite, o ponto de congelamento aumenta em direção ao
ponto de congelamento da água (0 oC).
O ponto de congelamento do leite dos animais da mesma espécie pode apresentar ligeira
variação, mas o de um conjunto de animais tenderá sempre a se aproximar do valor médio.
Alguns fatores podem levar a variações na concentração de vários dos constituintes do leite.
Entre esses, citam-se: estação do ano, idade, estado de saúde e raça das vacas, acesso à água,
alimentação, temperatura ambiente, hora da ordenha (ex. manhã ou ao entardecer). Mas as
diferenças não chegam a causar alterações no ponto de congelamento do leite.
A determinação de fraude no leite por adição de água é a aplicação mais usual da crioscopia
em laticínios. O teste é realizado em um aparelho denominado crioscópio, no qual a amostra
do leite é congelada e o ponto de congelamento é lido em um termômetro muito preciso.
32
5.1 – Soluções Moleculares
∆tc = Ke x W , onde:
∆tc  Variação de temperatura de congelamento ou efeito ebulioscópico
Kc  Constante crioscópica, sendo:
Rx T2
Kc = ------------1000 x L f
R = constante universal dos gases perfeitos (R ≈ 2 x cal/ K x mol)
T = temperatura absoluta de congelação do solvente puro (K)
L f = calor latente de fusão do solvente puro (cal/g)
Para água,por exemplo, temos:

Temperatura de congelação (T): 0 ºC = 273 K (ao nível do mar)

Calor latente de fusão L f : 80 cal/g
Consequentemente:
2 x 273 2
Kc = --------------  Kc = 1,863 ºC  Kc ≈ 1,86 ºC
1000 x 80
m1
W  Molalidade  1000 x ---------- , onde:
M x m2
1000  Fator de correção
m1  Massa do Soluto
m2  Massa do Solvente
M  Mol
∆tc = t0 – t2 , onde:
t0 = Temperatura de congelamento do líquido puro
t2 = Temperatura de congelamento do líquido como solvente
Exercício Exemplo:
Calcule a temperatura de congelamento de uma solução que foi preparada com 120g de uréia
(CON2H4) em um litro de água.
1º)
2º)
m1 = 120g
m2 = 1000g
M=?
W=?
Kc = 1,86 ºC
∆tc = ?
t0 = 100 ºC
t2 = ?
C = 12 x 1 = 12
O = 16 x 1 = 16
N = 14 x 2 = 28
H= 1x4= 4
3º) 1000 x m1
1000 x 120 g
W = ------------ → W = -------------------M x m2
60 g/mol x 1000g
120
→
W=
60 g/mol
5º)
4º)
W = 2 molal
60
∆tc = Kc x W
∆tc = t0 – t2
3,72 = 0 – t2
t2 = 0 – 3,72
∆tc = 1,86 x 2
t2 = – 3,72 ºC
∆tc = 3,72 ºC
33
Exercícios:
1º) São dissolvidos 40g de um soluto não eletrolítico e não volátil em 400g de água. Calcule a
massa molecular desse soluto. Dados: temperatura de congelamento da solução – 0, 5 ºC.
1º)
2º)
3º)
4º)
34
2º) Determine a massa de glicose (C6H12O6) que deve ser dissolvida em 1860g de água, de
modo que a temperatura de congelamento da solução formada seja – 1 ºC.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
35
3º) São dissolvidos 64g de Naftaleno (C10H8) em 2000g de benzeno (C6H6). A solução
formada congela-se a 4,5 ºC. Sabendo que a constante crioscópica do benzeno é 5,12 ºC,
calcular a temperatura e congelamento do benzeno puro.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
36
5.2 – Soluções Iônicas
∆tc = Kc x W
x
i
Exercícios:
1º) 1g de Cloreto de Magnésio é dissolvido em 500g de água e a solução é resfriada até a
solidificação. Determinar em que temperatura se verifica a solidificação, sabendo que o grau
de dissociação é de 80%.
1º)
2º)
3º)
4º)
5º)
6º)
37
2º) Em 300 mL de água adicionou-se Sulfato de Amônio, formando uma solução que congelase a – 1,075 ºC. Sabendo que o grau de ionização é de 77,5%, determine a massa do sal.
1º)
4º)
2º)
3º)
5º)
6º)
38
6 – DIAGRAMA DE FASES
O ponto triplo de uma substância é a temperatura e a pressão nas quais os três estados da
matéria (sólido, líquido e gasoso) coexistem em equilíbrio termodinâmico.
O ponto triplo a temperatura da água é exatamente 273,16 kelvin (0,01 °C) e a pressão é
611,73 pascal (cerca de 0,006 bar).
Um tipico diagrama de fase. A linha verde pontilhada indica o comportamento anormal da
água.
O ponto triplo da água é usado para definir o kelvin, a unidade de temperatura termodinâmica
no Sistema Internacional de Unidades. O número dado para a temperatura do ponto triplo da
água é uma definição exata, e não uma quantidade medida.
Note que a pressão aqui referida é a pressão vapor da substância, não a pressão total de todo o
sistema.
39
7 – OSMOSE OU OSMOMETRIA
Entende-se por osmose a passagem de um solvente (líquido) para o interior de uma solução
feita desse mesmo solvente por meio de uma membrana semipermeável (permite a passagem
de solvente, mas não a de soluto), de um meio menos concentrado (diluído) para o meio mais
concentrado.
A água movimenta-se sempre de um meio hipotônico (menos concentrado em soluto) para um
meio hipertônico (mais concentrado em soluto) com o objetivo de se atingir a mesma
concentração em ambos os meios (isotônicos) através de uma membrana semipermeável, ou
seja, uma membrana cujos poros permitem a passagem de moléculas de água, mas impedem a
passagem de outras moléculas.
A osmose pode ser dividida em:

Exosmose: o fluxo de água é feito do interior para o exterior

Endosmose: o fluxo de água é feito do exterior para o interior

Eletrosmose: é o movimento de corrente líquida derivada do fato de serem os
suportes eletronegativos em relação a água e, esta se torna eletropositiva em relação
aos suportes. Quando se aplica o campo elétrico, o suporte sendo fixo e a água móvel,
haverá uma migração para o pólo negativo.
Para impedir a passagem do solvente para o meio mais concentrado, é necessário aplicar uma
pressão sobre a solução concentrada, que será chamada de pressão osmótica.
Dessa forma, podemos definir pressão osmótica como:
“A pressão que se deve aplicar à solução para não deixar o solvente atravessar a membrana
semipermeável”.
Maior concentração na solução, maior pressão osmótica na solução.
40
A osmose inversa ou osmose reversa é um processo de separação em que um solvente é
separado de um soluto de baixa massa molecular por uma membrana permeável ao solvente e
impermeável ao soluto. Isso ocorre quando se aplica uma grande pressão sobre este meio
aquoso, o que contraria o fluxo natural da osmose. Por essa razão o processo é denominado
osmose reversa.
Dessa forma, podemos definir osmose reversa, como: “A pressão que deve ser exercida sobre
a solução para impedir a osmose”.
Em osmose reversa, as membranas retêm partículas cujo diâmetro varia entre 1 e 10 Å (1 Å =
10 -10 m). As partículas retidas são solutos de baixa massa molecular como sais ou moléculas
orgânicas simples.
Principais aplicações:
Indústria Alimentícia




Concentração de café, suco de frutas e efluentes vegetais
Desalcoolização
Purificação e concentração de sucos
Pré-concentração de leite e derivados
Indústria de Laticínios


Concentração de soro e leite desnatado
Concentração de leite e derivados
Tratamento de Efluentes






Tratamento e pré-tratamento de água de lavanderia
Reciclagem de águas residuais
Concentração de efluentes e reciclagem de água pura
Dessalinização de água do mar
Tratamento dos efluentes radioativos
Redução de DQO, índice de poluição, DBO (Demanda Biológica de Oxigênio)
41
A pressão osmótica esta relacionada com a concentração molar da solução e com a
temperatura na escala Kelvin (K), sendo:
7.1 – Soluções Moleculares
π = ɱ x R x T , onde:
π = Pressão Osmótica
m1
ɱ = Concentração molar da solução  ɱ = ---------- , onde:
M x V(L)
m1  Massa do Soluto
V(L)  Volume da solução em litros
M
 Mol
0,082 atm x L x mol -1 x K -1
R = Constante geral dos gases
62,3 mmHg x L x mol -1 x K -1
8,315 KPa x L x mol -1 x K -1
 T K = X ºC + 273
T = Temperatura absoluta da solução em Kelvin
Tabela comparativa de unidades de medidas.
atm
cmHg mmHg
1
76
760
Torr
KPa
760
101 325
Exercício Exemplo:
Preparou-se uma solução pela adição de 1g de hemoglobina (proteína globular, que tem a
função de absorver e transportar oxigênio no sangue e liberá-lo no tecido) em água suficiente
para produzir 0,10 L de solução. Sabendo que a pressão osmótica dessa solução é 2,75 mmHg
a 20 ºC, calcule a massa molar da hemoglobina.
π = ɱ x R xT

m1
π = -----------M x V(L)
x
m1
 M = ------------ x R x T
π x V(L)
RxT
1g
 M=
x
2,75 mmHg
 M = 66377.818
x
62,3 mmHg
x
L
x
mol -1
0,10 L

M = 6.638 x 104 g x mol-1
42
x
K -1
x
293 K
Exercícios:
1º) Em uma solução contém 2,0g de uma determinada substância para produzir 500 mL de
solução. A pressão osmótica dessa solução é 3,25 mmHg a 27 ºC. Calcular a massa molar
dessa substância.
2º) Em um balão volumétrico foi produzido 1 x103 mL de solução com 0,005Kg de uma
determinada substância. A pressão osmótica dessa solução é 1,71mmHg a 27 ºC. Calcular a
massa molar dessa substância.
43
3º) Eventualmente, uma solução com concentração molar 0,30 de glicose é utilizada em
injeção intravenosa, pois tem pressão osmótica próxima a do sangue. Qual a pressão
osmótica, em atmosferas, da referida solução a 37 ºC.
4º) Qual das substâncias a seguir apresenta maior pressão osmótica?
a) Uma solução aquosa 18 g/L de sacarose (C12H22O11)
b) Uma solução aquosa 18 g/L de glicose (C6H12O6)
44
7.2 – Soluções Iônicas
π = ɱ xR xT xi
Exercícios:
1º) Calcule a pressão osmótica em atm a 27 ºC de uma solução que contém 23,4g de Cloreto
de Sódio dissolvidos em 3 L de água. Sabe-se que o sal nesta solução esta 90% dissociado.
2º) São dissolvidos 1,42g de Sulfato de Sódio em 500 cm3 de água. Calcule a pressão
osmótica em atm dessa solução a 27 ºC, sabendo que o sal se encontra 95% dissociado.
45
7.3 – Soluções com mais de um soluto
Exercícios:
1º) Uma solução apresenta num volume de 300 mL, 4g de Hidróxido de Sódio e 1,17g de
Cloreto de Sódio. Admitindo os solutos a 100% dissociados, calcule a pressão osmótica em
atm dessa solução a 27 ºC.
Primeiro Produto
Segundo Produto
Resultado Produto 1 + Resultado Produto 2
46
2º) Prepara-se uma solução de 2 x 104 mL de água com 6,2 x 102g Cloreto de Bário e de 1,6 x
10 -1g de Sulfato de Magnésio. Ambos solutos então dissociados a 50%. Calcule a pressão
osmótica em atmosferas desta solução a 15 ºC.
Primeiro Produto
Segundo Produto
Resultado Produto 1 + Resultado Produto 2
47
8 – TERMOQUÍMICA
É a denominação dada ao ramo da química que tem por objeto o estudo da energia associada a
uma reação química.
Não definimos energia, mas podemos conceitua-la como capacidade de realizar trabalho.
A termoquímica estuda a liberação ou absorção de calor em reações químicas ou em
transformações de substâncias.
Observando muitos fenômenos como a queima de uma vela, a digestão de alimentos e o
funcionamento de uma pilha elétrica, notamos que ocorrem reações químicas envolvendo
vários tipos de energia.
A medida da quantidade de calor liberada ou absorvida durante um fenômeno é feita em
aparelhos denominados calorímetros. Neles, o calor liberado ou absorvido por um sistema irá
aquecer ou resfriar certa quantidade de água.
Os calorímetros são aparelhos usados para medir o calor de uma transformação:
8.1 – Calor de Reação
É o calor “liberado” ou “absorvido” por uma reação e pode ser medido em Joules (J) ou
calorias (cal).
A unidade aceita pelo SI (Sistema Internacional de Unidades) é o Joule. Em outras palavras, é
o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas.
 Caloria é a quantidade de calor necessária para elevar 1º C a temperatura de 1 g de
água, de 14,5º C a 15,5º C.
 Joule é o trabalho realizado pela força de 1 Newton ( 1 N x m = 1 Kg x m2 x s-2 )
que aplicada a um corpo, desloca-o na sua direção pela distância de 1 metro.
cal = caloria
Kcal = Quilocaloria
J = Joule
KJ = Quilojoule
1 J = 0,239 cal
1 cal = 4,184 J
1 Kcal = 1000 cal
1 KJ = 1000 J
Obs:
caloria termoquímica = cal th = 4,184 J
caloria internacional = cal IT = 4,1868 J
48
Exercícios:
1º) Faça as conversões de unidades e apresente as respostas em notação científica.
a) 8368 J em cal
b) 10 Kcal em J
c) 12552 J em Kcal
d) 10 x 106 cal em KJ
e) 8 x 10 3 Kcal em KJ
f) 12552 KJ em cal
g) 5,2 Kcal em J
h) 25.104 J em cal
i) 1500 cal em KJ
j) 10 x 103 KJ em Kcal
k) 6 Kcal em J
l) 8 x 103 KJ em Kcal
49
A energia transferida entre dois corpos (ou entre diferentes partes de um mesmo corpo) que
tem temperaturas diferentes é denominada calor.
Com base nesse fato, as reações químicas foram classificadas em dois tipos:
1º) REAÇÕES EXOTÉRMICAS

EXO = PARA FORA
Processos que LIBERAM calor
TÉRMICAS = CALOR
Genericamente, podemos representar os processos exotérmicos por: A → B + Calor
2º) REAÇÕES ENDOTÉRMICAS
ENDO = PARA DENTRO

Processos que ABSORVEM calor
TÉRMICAS = CALOR
Genericamente, podemos representar os processos endotérmicos por: A + Calor → B
Exemplo:
∆E < 0
∆E > 0
8.1.1 – O Calor nas Reações Químicas
Podemos descrever a reação de formação da água líquida através da reação química:
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (L)
Nessa equação, descrevemos apenas os aspectos químicos das substâncias: O Hidrogênio é
gás, o Oxigênio é gás e a água é líquida.
Entretanto, podemos descrever a reação de formação da água líquida indicando, além dos
aspectos químicos, também o calor envolvido.
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (L) - 68,3 Kcal
Essa equação nos mostra que há formação de calor, ou seja, há liberação de calor (68,3 Kcal
por mol de água formado).
A reação abaixo não ocorre espontaneamente, há necessidade de fornecermos energia ao
sistema.
50
N2 (g) + O2 (g)
Fornecendo energia, temos:
N2 (g) + O2 (g) + 43 Kcal → 2NO (g)
Porém, a convenção manda que a energia apareça na segundo membro da equação.
Dessa forma, temos:
N2 (g) + O2 (g) → 2NO(g) - 43 Kcal
Nesta equação, além dos aspectos químicos, observamos que, para ela ocorrer há absorção de
calor (43 kcal para 2 moles de NO(g) formados).
8.1.2 – Tipos de Calores de Reação
Calor de reação corresponde à variação de entalpia (calor absorvido) observada em uma
reação, e sua classificação depende do tipo de reação decorrente:
Exemplos:
Reação de neutralização → calor de neutralização.
Reação de combustão → calor de combustão.
Calor de combustão: é o calor na combustão total de 1 mol da substância, em condições
ambientes (25° C e 1 atm). A combustão libera calor, ela ocorre entre um combustível e um
comburente,
o
combustível
pode
ser
qualquer
substância,
o
principal comburente é o oxigênio.
Calor de neutralização: é o calor absorvido na neutralização de 1 mol de H+ (aq) com 1 mol
de OH-, estando ambos em soluções diluídas.
Calor de vaporização: corresponde à variação de entalpia na vaporização total de 1 mol da
substância, à pressão de 1 atm.
H2O (L) → H2O (v)
Δ H = + 10,5 Kcal / mol
(calor de vaporização da água líquida)
Calor de dissolução: é a variação de entalpia observada na dissolução de 1 mol da substância
em solvente suficiente para se considerar a solução como diluída. Se for adicionado mais
solvente não vai alterar o estado térmico do sistema.
Calor de fusão: corresponde à variação de entalpia na fusão total de 1 mol da substância, à
pressão de 1 atm.
H2O (s) → H2O (L)
Δ H = + 1,7 Kcal / mol
(calor de fusão da água sólida)
51
Calor de solidificação: corresponde à variação de entalpia na solidificação total de 1 mol da
substância, à pressão de 1 atm.
H2O (L) → H2O (s)
Δ H = - 1,7 Kcal / mol
(calor de solidificação da água líquida)
Calor de condensação: corresponde à variação de entalpia na condensação total de 1 mol da
substância, à pressão de 1 atm.
H2O (v) → H2O (L)
Δ H = - 10,5 Kcal / mol
(calor de condensação do vapor de água)
Calor de formação: é a variação de entalpia constatada na formação de 1 mol de moléculas
de um determinado composto, cujos elementos estão em seu estado padrão, obedecendo às
seguintes condições: um mol de uma substância simples, estando em condições ambientes
(25° C e 1 atm) e no estado alotrópico mais estável, ou seja, sem reagir.
Exercícios:
1º) Faça o balanceamento e classifique as equações em endotérmicas e exotérmicas.
a)
C(grafite) +
b) Fe(s) +
c) CO2 (g) →
H2(g) → C2H6 (g)
O2 (g) → FeO (s)
C (grafite) + O2 (g)
d) H2O (L) → H2O (v)
∆H = - 20,5 Kcal Reação_________________________
∆H = - 64,04 Kcal Reação________________________
∆H = + 94,1 Kcal Reação________________________
∆H = + 10,5 Kcal Reação_________________________
2º) Dada a equação H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (L) - 68,3 Kcal/mol, a reação expressa por essa
equação mostra que:
a) ( ) A formação de 1 mol de água líquida a partir de hidrogênio e oxigênio gasosos
absorve 68,3 kcal.
b) ( ) A formação de 1 mol de água líquida a partir de hidrogênio e oxigênio gasosos libera
68,3 Kcal.
c) ( ) H2O em qualquer estado físico, a partir de H2 e O2 também em qualquer estado físico,
libera sempre 68,3 Kcal.
d) ( ) A equação não permite nenhuma conclusão quanto ao estado físico das substâncias e
se o calor é liberado ou absorvido.
52
9 – ENTALPIA
Chamamos de entalpia a somatória de todas energias contidas em um sistema químico, tais
como a energia que mantém os átomos unidos na formação das moléculas e a interação destas
dentro do sistema, bem como as energias potencial e cinética dessas moléculas.
Entalpia é representada pela letra maiúscula H.
Chamamos de variação de entalpia (∆H) a quantidade de calor que podemos medir, sob
pressão constante em uma reação química. É o calor resultante da diferença dos conteúdos
energéticos antes e depois da reação.
Entalpia (H) é o conteúdo global de energia (calor) de um sistema.
25º C, 1 atm indica que a reação ocorre nas condições ambientes; 0º C, 1 atm indica que a
reação ocorre nas condições normais. Não havendo indicação de temperatura e pressão,
subentendemos que a reação nas condições ambientais. Por convenção, chama-se estadopadrão as seguintes condições:
 Temperatura de 25º C
 Pressão de 1 atm
 Forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum do elemento ou
composto.
O elemento químico no estado-padrão (na forma alotrópica mais estável, no estado físico
usual, a 25º C e 1 atm) tem entalpia igual a zero.
Nessas condições, definimos entalpia molar a entalpia no estado-padrão.
Substância
H2 (g)
H
O2 (g)
O3 (g)
Fe (s)
H2O
C (grafite)
C (diamante)
Entalpia Molar
Zero
≠ Zero
Zero
≠ Zero
Zero
≠ Zero
Zero
≠ Zero
Observação
A forma habitual não é H e sim a molécula H2
A forma alotrópica mais estável é o O2
É uma substância composta
A forma alotrópica mais estável é o C (grafite)
Exemplos:
1º) A formação da água líquida: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (L) ∆Hºf = - 68,3 Kcal/mol.
O calor de formação de H2O (L) é de - 68,3 Kcal/mol, pois corresponde a formação de 1 mol
de H2O (L) a partir dos elementos no estado-padrão.
2º) A equação: C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hºf = - 94,5 Kcal/mol
Não representa a formação do CO2 (g) e consequentemente, o valor - 94,5 Kcal/mol não é o
seu valor de formação, pois, apesar de estar se formando 1 mol de CO2 (g) o C (diamante) não é o
estado-padrão do carbono.
53
Valores de formação (∆Hºf) de algumas substâncias.
Substância
∆Hºf
(Kcal/mol)
(25º C, 1 atm)
Substância
∆Hºf
(Kcal/mol)
(25º C, 1 atm)
Substância
∆Hºf
(Kcal/mol)
(25º C, 1 atm)
H2O (g)
H2O (L)
H2O2 (g)
CaO (s)
HCl (g)
SO2 (g)
SO3 (g)
H2S (g)
NH3 (g)
CO (g)
CO2 (g)
- 58,1
- 68,3
- 32,5
- 151,8
- 22,0
- 70,9
- 94,5
- 4,8
- 11,0
- 26,4
- 94,1
N2O (g)
NO (g)
NO2 (g)
O3 (g)
O2 (g)
N2 (g)
C (grafite)
Fe (s)
Al (s)
P (vermelho)
S (rômbico)
+ 19,5
+ 21,6
+ 8,0
+ 34,0
0
0
0
0
0
0
0
CH4 (g) (metano)
C2H6 (g) (etano)
C2H2 (g) (etino)
C2H5OH (L)
C6H6 (L) (benzeno)
C2H4 (g) (eteno)
C4H8 (g) (buteno)
C3H6 (g) (propeno)
F2 (g)
Cl2 (g)
I2 (g)
- 17,9
- 20,2
+ 54,2
- 66,3
+ 11,7
+ 12,5
+ 0,28
+ 4, 88
0
0
0
Exercício Exemplo:
Escrever a equação termoquímica da reação de formação do PCl5 (s), sabendo que:
∆Hºf = - 94,5 Kcal/mol
Resposta: Os elementos formadores do PCl5 (s) são o fósforo (P) e o cloro (Cl), então:
Estado padrão do fósforo → P (vermelho)
Estado padrão do cloro
→ Cl2 (g)
Logo; deve-se montar a reação de formação e posteriormente balancear a equação.
P (vermelho) + 5/2 Cl2 (g) → PCl5 (s)
∆Hºf = - 94,5 Kcal/mol
Exercícios:
1º) Faça o balanceamento das equações abaixo, de modo que o produto formado fique na
menor condição quando possível, ou seja, para 1 mol.
a) Ca (s) + C (grafite) + O2 (g) → CaCO3 (s)
b) N2 (g) + H2 (g) → 2NH3 (L)
c) Fe (s) + O2 (g) → FeO (s)
d) C (grafite) + H2 (g) → CH4 (g)
e) H2 (g) + S (rômbico) + O2 (g) → H2SO4 (L)
f) CaO (s) → Ca (s) + O2 (g)
g) H2O2
(L)
→ H2 (g) + O2 (g)
h) C2H6 (g) → C (grafite) + H2 (g)
i) C2H6 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (L)
54
2º) Dada a tabela dos calores de formação (∆Hºf ), monte as respectivas equações
termoquímicas e classifique-as em endotérmica e exotérmica.
Substâncias
(gasosas)
CH4
Fe2O3
HCl
CO2
NO2
CH3Cl
HF
SO2
CO
O3
∆Hºf
(Kcal/mol)
25º C -1atm
- 17,9
-196,5
- 22,0
- 94,1
+ 8,0
- 19,6
- 64,2
- 70,9
- 26,4
+ 34,0
+
→ CH4 (g)
∆Hºf =
Kcal/mol
___________________________________________________________________________
+
→ Fe2O3 (s)
∆Hºf =
Kcal/mol
___________________________________________________________________________
+
→ HCl (g)
∆Hºf =
Kcal/mol
___________________________________________________________________________
+
→ CO2 (g)
∆Hºf =
Kcal/mol
___________________________________________________________________________
+
→ NO2 (g)
∆Hºf =
Kcal/mol
___________________________________________________________________________
+
+
→ CH3Cl (g)
∆Hºf =
Kcal/mol
___________________________________________________________________________
+
→ HF (s)
∆Hºf =
Kcal/mol
___________________________________________________________________________
+
→ SO2 (g)
∆Hºf =
Kcal/mol
___________________________________________________________________________
+
→ CO (g)
∆Hºf =
Kcal/mol
___________________________________________________________________________
→ O3 (g)
∆Hºf =
Kcal/mol
___________________________________________________________________________
55
9.1 – ALOTROPIA
Substância simples é toda substância pura formada de um único elemento químico.
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico (átomos de mesmo Z) forma
duas ou mais substâncias simples diferentes.
Elemento: Variedades alotrópicas




Oxigênio (O): Oxigênio (O2) Ozônio (O3)
Carbono (C): Diamante (C (diam)) Grafite (C (graf))
Fósforo (P): Fósforo branco (P4) Fósforo vermelho (Pn)
Enxofre (S): Enxofre rômbico (S 8) Enxofre monoclínico (S8)
Grandeza molecular: Substância simples






moléculas monoatômicas: gases nobres
moléculas biatômicas: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2
moléculas triatômicas: O3
moléculas tetratômicas: P4
moléculas octatômicas: S 8
moléculas gigantes (macromoléculas): Pn,Cn, todos os metais (Nan,Ca n,Ag n)
Exemplos:
I – O gás oxigênio (O2) e ozônio (O3) diferem um do outro na atomicidade, isto é, no número
de átomos que forma a molécula.
Dizemos então que o gás oxigênio e o ozônio são formas alotrópicas do elemento químico
oxigênio. O O2 (g) representa a forma mais estável do oxigênio. O oxigênio existe no ar
atmosférico, sendo um gás indispensável à nossa respiração. O ozônio é um gás que envolve a
atmosfera terrestre, protegendo-nos dos raios ultravioleta do sol.
II – Carbono (C): seus átomos podem se unir de várias formas diferentes formando inúmeras
substâncias. O diamante e a grafite são substâncias simples formadas apenas por carbono, a
grande diferença entre elas é a maneira como os átomos ficam organizados nas moléculas, ou
seja, o rearranjo dos átomos. A grafite representa a forma mais estável do carbono, já o
diamante, só é conseguido com pressões e temperaturas altíssimas.
C (diamante)
C (grafite)
56
III – O fósforo vermelho e o fósforo branco são alotrópicos do elemento químico fósforo, que
diferem entre si pela atomicidade. O P (vermelho) representa a forma mais estável do fósforo .
O elemento quimico fósforo (P) forma moléculas tetratômicas de fosforo branco (fórmula
molecular P4).
O fósforo vermelho não apresenta estrutura determinada, mas existem evidências de que ele é
constituido por uma cadeia longa, por isso sua fórmula é Pn (n = número indeterminado).
P (branco)
P (vermelho)
IV – O elemento químico enxofre (S) forma moléculas octatômicas S8. No estado sólido,
moléculas S8 agrupam-se e constituem o retículo cristalino molecular. Há, contudo, duas
formas distintas - ambas naturais - de enxofre, um é chamado de enxofre rômbico; e o outro,
de enxofre monoclínico. Ambos são de cor amarelada, e, quando vistos muito de perto,
percebe-se que têm formatos diferentes.
S (rômbico)
S (monoclínico)
Estrutura da molécula S8
57
10 – ENERGIA DE LIGAÇÃO
É a variação de entalpia observada na quebra de 1 mol de ligações químicas entre dois
átomos, considerando todas substâncias no estado gasoso, a 25º C e 1 atm.
Exemplos:
1º) H2 (g) → 2 H (g)
∆H = + 104,2 Kcal/mol
A equação termoquímica mostra que, para quebrar as ligações em 1 mol de moléculas de gás
hidrogênio, produzindo 2 moles de átomos de hidrogênio no estado gasoso, são consumidas
104,2 Kcal.
Concluímos então que:
Energia de ligação do H2 (g) = + 104,2 Kcal/mol
2º) HCl (g) → ½ H2 (g) + ½ Cl2 (g)
∆H = + 103,0 Kcal/mol
A equação termoquímica mostra a dissociação de 1 mol de moléculas de HCl (g), produzindo 1
mol de átomos H(g) e 1 mol de átomos Cl (g). Para isso, consome 103,0 Kcal/mol.
Concluímos então que:
Energia de ligação do HCl (g) = + 103,0 Kcal/mol
A seguir, uma tabela de energia de ligação.
Substância
no estado
gasoso
F2
Cl2
H2O
CH4
N2
Ligação
F
Cl
H
H
N
− F
− Cl
−O
−C
≡ N
∆Hºf
(Kcal/mol)
(25º C, 1 atm)
+ 36,6
+ 57,8
+ 110,6
+ 99,5
+ 226,0
Observação:
Quanto maior o valor da energia de ligação, mais estável é essa ligação. Assim podemos dizer
que a ligação Cl − Cl é mais estável que a F − F , pois:
Cl2 (g) → 2 Cl (g)
∆H = + 57,8 Kcal/mol
F2 (g) → 2 F (g)
∆H = + 36,6 Kcal/mol
Isso significa que é mais difícil separar átomos de cloro do que átomos de flúor das
respectivas moléculas.
58
Exercícios:
1º) Dadas as energias de ligação:
a) HCl (g) → ½ H2
(g)
+ ½ Cl2 (g)
b) HBr (g) → ½ H2 (g) + ½ Br2 (g)
∆H = + 103,0 Kcal/mol
∆H = + 88,0 Kcal/mol
Qual é a ligação mais estável.
___________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________
2º) Dado o quadro abaixo, coloque as substâncias em ordem crescente das respectivas
energias de ligação.
Substância
no estado
gasoso
H2
HF
HI
O2
I2
N2
Ligação
H
H
H
O
I
N
−
−
−
=
−
≡
H
F
I
O
I
N
∆Hºf
(Kcal/mol)
(25º C, 1 atm)
+ 104,0
+ 135,0
+ 71,0
+ 99,5
+ 36,1
+ 226,0
___________________________________________________________________________
Agora responda:
a) Qual é a energia mais estável?
___________________________________________________________________________
b) Qual é a energia mais fácil de quebrar?
___________________________________________________________________________
c) Entre hidrogênio e oxigênio, qual molécula é mais estável?
___________________________________________________________________________
Em todas reações químicas ocorre quebra das ligações existentes nos reagentes e formação de
novas ligações nos produtos. O estudo da variação de energia envolvida nesses processos nos
permite determinar a variação de entalpia das reações.
Para que ocorra a quebra de ligação dos reagentes, é necessário fornecer energia; logo,
estamos diante de um processo endotérmico. A medida que as ligações entre os produtos se
formam, temos liberação de energia, ou seja, um processo exotérmico.
59
A
−
A
→
A +
A
∆H = + X Kcal/mol (endotérmico)
A
− A
∆H = − X Kcal/mol (exotérmico)
energia
A
+
A
→
energia
A energia absorvida na quebra de uma ligação é numericamente igual a energia liberada na
sua formação. No entanto, a energia de ligação é definida para quebra de ligações.
Vejamos um exemplo do cálculo do ∆H envolvendo as energias de ligação.
→
CH4 (g) + 3 Cl2 (g)
H
‫׀‬
HCCl3 (g) + 3 HCl (g)
Cl − Cl
H − C − H
‫׀‬
H
+
Cl
− Cl
∆H = ?
Cl
‫׀‬
→
H − Cl
H − C − Cl
‫׀‬
Cl
Cl − Cl
Energia ABSORVIDA nas
QUEBRAS DAS LIGAÇÕES
+
H − Cl
H − Cl
Energia LIBERADA nas
FORMAÇÕES DAS LIGAÇÕES
A tabela a seguir traz os valores médios de algumas energias de ligação em KJ/mol.
LIGAÇÃO
ENERGIA
LIGAÇÃO
ENERGIA
LIGAÇÃO
ENERGIA
H−H
H−F
H −Cl
H − Br
H−I
C−H
C−O
C−F
O−O
C−N
436,0
563,2
431,8
366,1
298,7
413,4
353,5
434,3
157,0
305,0
C − Cl
C − Br
C−I
C−C
C=C
C≡C
C=O
H−O
N−N
N−O
327,2
280,7
241,4
346,8
614,2
833,4
804,3
463,5
163,0
210,0
O=O
N≡N
N−H
N − Cl
F−F
Cl − Cl
Br − Br
I −I
N=N
468,6
945,4
391,0
192,6
153,1
242,6
192,8
151,0
409,0
C − H  1 (413,4) = 413,4 KJ
C − Cl  3 (327,2) = 981,6 KJ
H − Cl  3 (431,8) = 1295,4 KJ
C − H  4 (413,4) = 1653,6 KJ
Cl − Cl  3 (242,6) = 727,8 KJ
Total Absorvida
2381,4 KJ
Total Liberada
2690,4 KJ
∆HL (produtos) − ∆HL (reagentes)
2690,4 KJ
−
2381,4 KJ = 309,0 KJ
Como a energia liberada é maior do que a absorvida, a reação será exotérmica, ou seja:
∆H = − 309,0 KJ
KJ
60
Exercícios:
1º) Calcule a energia envolvida na reação: 2 HI (g) + Cl2 (g) → I2 (g) + 2 HCl (g)
Expresse o valor em Kcal/mol por mol de HI (g) e indique se a reação é exotérmica ou
endotérmica.
Dados em Kcal/mol: H − Cl = 103,0 , H − I = 71,0 , Cl −Cl = 58,0 , I − I = 36,0
61
2º) São conhecidos os seguintes valores de energia de ligação, a 25º C. Dados em Kcal/mol:
Cl −Cl = 57,8 , H − Cl = 103,0 , C − H = 99,5 , C − Cl = 78,5 , determine a variação de
entalpia, aproximada para a reação: CH4 (g) + Cl2 (g) → H3CCl (g) + HCl (g)
62
3º) Determine a entalpia de formação do ácido clorídrico gasoso, segundo a reação
representada pela equação: H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g). Valores expressos na tabela em KJ/mol.
63
4º) Tanto a síntese da água, quanto a do peróxido de hidrogênio no estado gasoso, são
processos exotérmicos. Utilize os dados da tabela em KJ/mol para prever qual das reações
abaixo libera maior quantidade de calor por mol.
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) ou 2 H2 (g) + 2 O2 (g) → 2 H2O2 (g)
64
5º) Determine o ∆H da reação abaixo e indique se é endotérmica ou exotérmica. Dados em
Kcal/mol: C − H = 99,5 , C − Br = 67,0 , C − Cl = 78,5 , H − H = 104,0 , Br − Br = 46,0.
CH2Cl2 (g) + Br2 (g) → CBr2Cl2 (g) + H2 (g)
65
6º) Dados os valores em Kcal/mol, H − H = 437,0 , H − O = 463,0 , O = O = 494,0 podemos
afirmar que a variação de entalpia da reação 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) , é:
a) – 442
b) – 242
c) + 221
d) + 467
e) + 488
66
11 – LEI DE HESS
O estudo da termoquímica se fundamenta nos trabalhos do químico suíço Germain Henry
Hess (1802 – 1850). Em 1840, Hess enunciou uma lei que permite calcular a variação de
entalpia teórica de uma reação qualquer, mesmo que sua determinação experimental seja
difícil.
A variação de entalpia de uma reação depende apenas do estado inicial dos reagentes e do
estado final dos produtos, não dependendo dos estados intermediários , ou seja: ∆H = Hf - Hi.
A Lei de Hess nos mostra então, que a variação de entalpia é a mesma, seja a reação realizada
em uma ou em várias etapas, nos permitindo então concluir que, ∆H de uma reação pode ser
obtido pela soma algébrica dos ∆H de reações intermediárias.
Um exemplo simples da adição da Lei de Hess consiste na passagem de 1 mol de H2O(L) para
o estado gasoso nas condições do estado padrão. Isso pode ser feito em uma única etapa:
H2O(L)
→
H2O(g)
∆H = + 44 KJ
Poderíamos também obter H2O(g) em duas etapas:
a) Decomposição de 1 mol de H2O(L)
H2O (L) →
H2 (g) + ½ O2 (g) ∆H1 = + 286 KJ
b) Formação de 1 mol de H2O(g)
H2 (g) + ½ O2 (g)
→
H2O (g) ∆H2 = − 242 KJ
Como a reação global corresponde a soma dessas duas reações, o ∆H da reação global
também corresponde a soma dos ∆H das reações envolvidas.
H2O (L)
→ H2 (g) + ½ O2 (g) ∆H1 = + 286 KJ
H2 (g) + ½ O2 (g)
→
H2O (L)
→
H2O (g)
H2O (g)
Ou seja: ∆H = ∆H1 + ∆H2
∆H = (+286) + (−242)
∆H = + 286 − 242
∆H = + 44 KJ
67
∆H2 = − 242 KJ
∆H = + 44 KJ
Analisemos o seguinte caso:
∆H
C (grafite) + O2 (g)
CO 2 (g)
Estado Inicial
∆H1
Estado Final
CO (g) + ½ O 2 (g)
∆H2
Estado Intermediário
Reação I  C (grafite) + O2 (g) → CO2 (g)
∆H = − 94,1 Kcal
Reação II  C (grafite) + O2 (g) → CO (g) + ½ O2 (g) ∆H1 = − 67,7 Kcal
Reação III  CO (g) + ½ O 2 (g) → CO 2 (g)
∆H2 = − 26,4 Kcal
Esta equação mostra que:
∆H = ∆H1 + ∆H2
− 94,1 = − 67,7 + (− 26,4 )
− 94,1 = − 67,7 − 26,4
− 94,1 = − 94,1
Observe agora, que podemos somar as equações químicas. Assim, somando as equações das
reações II e III, obtemos a equação I.
Reação II  C (grafite) + O2 (g) → CO (g) + ½ O2 (g) ∆H1 = − 67,7 Kcal
Reação III  CO (g) + ½ O2 (g) → CO 2 (g)
Reação I
 C (grafite) + O2 (g) → CO 2 (g)
∆H2 = − 26,4 Kcal
∆H = − 94,1 Kcal/mol
Então podemos operar com as seguintes equações termoquímicas como se fossem equações
algébricas.
68
Exercício Exemplo:
Calcular o ∆H da reação de combustão do etano (C2H6 (g)), sabendo que:
a) O calor de formação do etano (C2H6 (g)) é: ∆Hºf = − 20,2 Kcal/mol
b) O calor de formação do Dióxido de Carbono (CO2 (g)) é: ∆Hºf = − 94,1 Kcal/mol
c) O calor de formação da água líquida (H2O (L)) é: ∆Hºf = − 68,3 Kcal/mol
Método Tradicional:
Inicialmente, escrever as equações químicas de formação, e em seguida balancear.
I ) C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (L)
∆H = ?
II ) 2C (grafite) + 3 H2 (g) → C2H6 (g)
∆Hºf = − 20,2 Kcal/mol
III) C (grafite) + O2 (g)
→ CO2 (g)
∆Hºf = − 94,1 Kcal/mol
IV) H2 (g) + 1/2 O2 (g)
→ H2O (L)
∆Hºf = − 68,3 Kcal/mol
Devemos preparar as equações II, III e IV e somá-las de modo a obtermos a equação I. Para
preparar as equações deve-se, quando necessário, inverter, multiplicar ou dividir-las.
(Inverter) II )
C2H6 (g)
→ 2 C (grafite) + 3 H2 (g)

∆Hºf = + 20,2 Kcal/mol
( x 2) III) 2C (grafite) + 2O2 (g)
→ 2CO2 (g)  ∆Hºf = ( x 2 ) − 94,1 = − 188,2 Kcal/mol
( x 3) IV) 3H2 (g) + 3/2 O2 (g)
→ 3H2O (L)  ∆Hºf = ( x 3 ) − 68,3 = − 204,9 Kcal/mol
I ) C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (L)
Equação Principal
Para equações calculadas pelo método tradicional, deve-se somar as entalpias para obter o
resultado, ou seja:
∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
∆H = + 20,2 + (− 188,2) + (− 204,9)
∆H = + 20,2 − 188,2 − 204,9
∆H = − 372,9 Kcal/mol
Método Simplificado:
C2H6 (g)
+ 7/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (L)
1 x (− 20,2) + 7/2 x (0) → 2 x (− 94,1) + 3 x (− 68,3)
− 20,2 → − 393,1
Para equações calculadas pelo método simplificado, deve-se aplicar a fórmula ∆H = Hf − Hi
para obter o resultado, ou seja:
∆H = Hf − Hi
∆H = − 393,1 − (− 20,2)
∆H = − 393,1 + 20,2
∆H = − 372,9 Kcal/mol
69
Exercícios:
1º) Calcular a quantidade de calor liberada na combustão completa de 104g de Acetileno
(C2H2 (g)), dadas as entalpias de formação:
a) CO2 (g)
 ∆Hºf = − 94,1 Kcal/mol
b) H2O (L)
 ∆Hºf = − 68,3 Kcal/mol
c) C2H2 (g)
 ∆Hºf = + 54,2 Kcal/mol
Método Tradicional
Método Simplificado
70
2º) Calcular a variação de entalpia da reação, sendo dada a equação abaixo:
2 ZnO (s) + 2 H2O (L)
→ 2 Zn(OH)2 (s)
I ) Zn (s) + ½ O2 (g) → ZnO (s)
∆H = − 348 KJ
II ) 4 H2 (g) + 2 O2 (g) → 4 H2O (L)
∆H = − 1144 KJ
III) Zn (s) + O2 (g) + H2 (g) → Zn(OH)2 (s)
∆H = − 642 KJ
Método Tradicional
Método Simplificado
71
3º) Dada a reação:
C (grafite) + H2 (g) →
I) C (grafite) + O2 (g)
C6H6 (g) . Determine o ∆Hºf, sabendo:
→ CO2 (g)
∆Hºf = − 94,1 Kcal/mol
II) H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (L)
∆Hºf = − 68,4 Kcal/mol
III ) C6H6 (g) + 15/2 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 3 H2O (L)
∆Hºf = − 781,0 Kcal/mol
Método Tradicional
Método Simplificado
72
4º) O calor liberado na combustão completa do gás acetileno (C2 H2 (g)) a 25 ºC é – 1299,1
KJ/mol. Escreva a equação da reação e em seguida determine a entalpia de formação do gás
acetileno, dadas as entalpias de formação em KJ/mol:
a) CO2 (g)
 ∆Hºf = − 393,5
b) H2O (L)
 ∆Hºf = − 285,8
Método Tradicional
Método Simplificado
73
5º) Calcule o ∆H na combustão de 1 mol de benzeno (C6H6
formação:
a) CO2 (g)
 ∆Hºf = − 94,1 Kcal/mol
b) H2O (L)
 ∆Hºf = − 68,3 Kcal/mol
c) C6H6 (g)
 ∆Hºf = + 11,7 Kcal/mol
Método Tradicional
Método Simplificado
74
(g)),
dadas as entalpias de
6º) Calcule o ∆H na combustão de1 mol de Etanol (C2H5OH (g)), dadas as entalpias de
formação:
a) CO2 (g)
 ∆Hºf = − 94,1 Kcal/mol
b) H2O (L)
 ∆Hºf = − 68,3 Kcal/mol
c) C2H5OH (g)
 ∆Hºf = − 66,3 Kcal/mol
Método Tradicional
Método Simplificado
75
7º) Calcule o ∆H na oxidação de Óxido de Ferro II a Óxido de Ferro III, dadas as entalpias de
formação:
a) Óxido de Ferro II
 ∆Hºf = − 64,3 Kcal/mol
b) Óxido de Ferro III  ∆Hºf = − 196,5 Kcal/mol
Método Tradicional
Método Simplificado
76
8º) Calcule o ∆H na oxidação de Dióxido de Enxofre a Trióxido de Enxofre, dadas as
entalpias de formação:
a) Dióxido de Enxofre  ∆Hºf = − 71,0 Kcal/mol
b) Trióxido de Enxofre  ∆Hºf = − 94,4 Kcal/mol
Método Tradicional
Método Simplificado
77
12 – ENTROPIA
Para medir ou quantificar a dispersão da energia, foi definida uma grandeza termodinâmica
chamada entropia (representada pela letra S). Quando há dispersão de energia, a entropia
aumenta. Então, como a entropia final é maior que a inicial, a variação de entropia (ΔS) é
positiva. Escreve-se:
ΔS = Sfinal - Sinicial > 0
Como energia é dissipada no sistema e no ambiente, há variação de entropia em ambos,
podendo-se calcular a variação de entropia total.
ΔStotal = ΔSsis + ΔSamb
Em Química, é interessante analisar algumas transformações do ponto de vista da variação de
entropia, ou seja, da dissipação de energia.
A reação de combustão do butano é exotérmica:
C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g) + calor
Os coeficientes estequiométricos numa equação química podem ser considerados quantidades
de matéria (expressas em mols). No caso da combustão do butano, nos reagentes há 1 + 13/2
= 7,5 mols de gás e, nos produtos, 4 + 5 = 9 mols de gás.
Como quantidades de gás e volumes de gás, nas mesmas condições de pressão e temperatura,
guardam proporções iguais, pode-se dizer também que há 7,5 volumes de gás nos reagentes e
9 volumes nos produtos.
A energia liberada na reação dissipa-se no ambiente, aumentando a entropia deste (ΔS amb >
0). No sistema também ocorre um aumento de entropia (ΔSsis > 0) porque de 7,5 volumes
gasosos nos reagentes passa-se a 9 volumes gasosos nos produtos, o que corresponde a
energia mais dispersa nos produtos. Logo, a combustão do butano, uma vez iniciada, é
espontânea.
A combustão do acetileno também é exotérmica, o que significa que a energia da reação se
dissipa no ambiente:
C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g) + calor
Porém, no sistema não há dissipação de energia. No sistema ocorre concentração de energia
devido à redução de volume gasoso, de 3,5 nos reagentes (1 +2,5) a 3 (1+2) nos produtos.
Portanto, no caso da combustão do acetileno, olhando apenas para o sistema, chegar-se-ia à
conclusão de que a reação não é espontânea. Porém, a experiência nos mostra que esta reação
é espontânea, o que se deve ao fato de que a energia dissipada no ambiente compensa a
energia concentrada no sistema.
O caso da combustão do acetileno nos mostra porque se procurou outra maneira de considerar
o balanço entre dissipação e concentração de energia no sistema e no ambiente.
78
Sistema é aquilo em que se está interessado ao se observar um processo; é aquilo em que se
focaliza a atenção. Tudo o que não é o sistema, é chamado de ambiente. A separação entre
sistema e ambiente pode ser física ou apenas imaginária. O conjunto, sistema mais ambiente,
muitas vezes, é chamado de universo. É necessário que entre sistema e ambiente haja bom
contato térmico e mecânico, de modo que possa haver troca de calor entre um e outro e
trabalho possa ser realizado, pelo sistema no ambiente ou pelo ambiente sobre o sistema. Um
trabalho é realizado por um sistema, por exemplo, se ele se expandir e levantar um peso no
ambiente. Um trabalho é realizado sobre um sistema, por exemplo, se uma mola é
comprimida nele.
Entropia é uma grandeza relacionada com a desordem de um sistema.
Processo espontâneo
INICIO
S inicial
(menor desordem)
FINAL
S final
(maior desordem)
O mínimo de entropia possível corresponde à situação em que átomos de uma substância
estariam perfeitamente ordenados em uma estrutura cristalina perfeita. Essa situação deve
ocorrer, teoricamente, a 0 K (zero absoluto). Em outras temperaturas, a entropia de uma
substância deve ser diferente de zero. Quanto maior a temperatura de uma substância, maior o
movimento das suas partículas, mais desorganizada ela está e, portanto, maior a sua entropia.
A entropia (cal/K.mol) a 25 °C para uma mesma substância, a entropia no estado gasoso é
maior que aquela no estado líquido, que por sua vez, é maior que a do estado sólido.
A variação de entropia em uma transformação depende apenas dos estados inicial e final do
sistema, independentemente de como os reagentes se transformam nos produtos, isto é, do
mecanismo da reação.
Por definição, a variação da entropia de uma transformação é igual à diferença entre a
entropia dos produtos e dos reagentes:
Logo, conclui-se que:
a) Em um processo espontâneo, a variação de entropia (∆S) é positiva.
∆S = S final – S inicial →
79
∆S > 0
b) Em um processo não-espontâneo, a variação de entropia (∆S) é negativa.
∆S = S final – S inicial →
∆S < 0
c) Em um processo em equilíbrio, a variação de entropia (∆S) é igual a zero.
∆S = S final – S inicial →
∆S = 0
Assim:
MAIOR DESORDEM
→
→
MENOR DESORDEM
MAIOR ENTROPIA
MENOR ENTROPIA
Uma forma de prever se uma reação ocorrerá com aumento ou diminuição de entropia é
analisando o estado físico dos reagentes e dos produtos. Os gases têm mais entropia que os
líquidos e estes que os sólidos.
1º Exemplo:
A expansão de um gás é um processo espontâneo. Este processo nos mostra claramente que
em processos espontâneos a entropia aumenta, pois na expansão a desordem das partículas do
gás aumenta.
Inicio: S inicial
Final: S final
2º Exemplo:
AUMENTO DE TEMPERATURA E/OU DIMINUIÇÃO DE PRESSÃO
S (sólido)
<
S (líquido)
<
S (gás)
DIMINUIÇÃO DA TEMPERATURA E/OU AUMENTO DE PRESSÃO
80
Exercício Exemplo:
1º) Considerando a reação dada pela equação H2 (g) + I2 (g) e sabendo que as entropias-padrão,
nas condições da reação, são:
para o H2 (g) : 31,2 Kcal/mol
para o I2 (g) : 27,9 Kcal/mol
para o HI (g) : 49,3 Kcal/mol
Podemos concluir que a variação de entropia na reação, por mol formado em Kcal/mol, é:
a) – 4,9
b) – 9,8
R.
c) + 19,75
H2 (g) +
31,2
I2 (g)
+ 27,9
∆S
∆S
∆S
∆S
=
=
=
=
→ 2 HI
e) + 108,4
(balancear equação)
→ 2 (49,3)
→
59,1
d) + 39,5
98,6
S final – S inicial
98,6 – (+59,1)
98,6 – 59,1
39,5
Esse valor corresponde a formação de 2 mols de HI, portanto, para 1 mol de HI temos que
dividir por 2, ou seja;
∆S =
39,5
-----2
→
∆S =
+ 19,75 Kcal/mol
Exercícios:
Com base a tabela abaixo, calcular a variação de entropia das equações, identificando como
espontânea ou não-espontânea.
Substâncias
Simples
Entropia-Padrão
Sº (Kcal/mol)
Substâncias
Compostas
Entropia-Padrão
Sº (Kcal/mol)
H2 (g)
+ 31,2
CO2 (g)
+ 51,1
C (grafite)
+ 1,4
CCl4 (L)
+ 51,2
Al (s)
+ 6,8
CCl4 (g)
+ 73,9
Ca (s)
+ 9,9
Al2O3 (s)
+ 12,2
Br (L)
+ 36,4
CaCO3 (s)
+ 22,2
Cl2 (g)
+ 53,3
HBr (g)
+ 47,4
O2 (g)
+ 49,0
H2O (L)
+ 16,7
O3 (g)
+ 56,8
H2O (g)
+ 45,1
81
1º) C (grafite) + O2 (g) → CO2 (g)
2º) C (grafite) + Cl2 (g) → CCl4 (g)
82
3º) H2 (g) + Br2 (g) → HBr (g)
4º) H2 (g) + O2 (g) → H2O (L)
83
5º) H2 (g) + O2 (g) → H2O (g)
6º) 4 Al (s) + 3 O2 (g) → Al2O3 (s)
84
13 – ENERGIA LIVRE DE GIBBS
O caso de reações como a combustão do acetileno ilustra o problema de se usar a entropia
para verificar se um processo é espontâneo ou não. É preciso olhar tanto para o sistema
quanto para o ambiente. Aí a definição do sistema fica meio sem sentido, já que é preciso
levar em conta o todo. Para resolver a questão foi definida uma nova grandeza
termodinâmica, chamada energia livre de Gibbs, representada pela letra G.
Energia Livre ou Energia Livre de Gibbs mede a capacidade de um sistema realizar trabalho,
e é representada por ∆G ; onde:
∆G = ∆H – T x ∆S
Sendo:
∆G = Variação de energia útil
∆H = Variação de entalpia na reação
T = Temperatura externa em Kelvin
∆S = S (produtos) – S (reagentes)
A pressão e temperatura constantes, a variação de entalpia (ΔH, o calor envolvido na reação)
e a variação de entropia (ΔS, a energia dissipada) se referem apenas ao sistema (não é
necessário usar índices (sis), pois fica implícito que tudo diz respeito ao sistema). A variação
de entropia (ΔS) na expressão da energia de Gibbs é a variação de entropia do sistema (ΔS sis).
A variação de entalpia (ΔH) diz respeito à energia dissipada / absorvida na reação e
corresponde a ΔSamb. Se a reação dissipa energia no ambiente (exotérmica, ΔH < 0), a
entropia do ambiente aumenta, ou seja ΔS amb>0. Se a reação absorve energia do ambiente
(endotérmica, ΔH > 0), a entropia do ambiente diminui, isto é ΔSamb<0.
A variação de energia de Gibbs (ΔG) corresponde à variação de entropia total, no sistema e no
ambiente, ΔStotal. Na expressão da energia de Gibbs, ΔS, que se refere ao sistema, tem sinal
negativo e, na expressão da entropia total, ΔS sis tem sinal positivo. De fato, há uma inversão
de sinais nas equações, de modo que, quando a entropia aumenta (ΔStotal > 0), a energia de
Gibbs diminui (ΔG < 0).
A relação entre a energia livre e espontaneidade do processo é dada abaixo:
Processo
Espontâneo
Não-Espontâneo
Equilíbrio
∆G
∆G < 0
∆G > 0
∆G = 0
Todas as transformações que ocorrem espontaneidade no universo caminham para uma maior
estabilidade. Esta maior estabilidade pode ser considerada em termos de menor quantidade de
energia livre. Em outras palavras, as transformações espontâneas realizam trabalho, perdem
energia.
Processo espontâneo
INICIO
FINAL
G inicial
(maior desordem)
G final
(menor desordem)
Assim sendo, diminui a quantidade de energia livre no sistema e consequentemente teremos
∆G < 0.
∆G = G final – G inicial → ∆S < 0
85
Resumindo os dois critérios de espontaneidade, Entropia (S) e Energia Livre (G), teremos:
Processo
Espontâneo
Não-Espontâneo
Equilíbrio
∆S
∆G
∆S > 0
∆S < 0
∆S = 0
∆G < 0
∆G > 0
∆G = 0
Exercício Exemplo:
Para uma reação, sabe-se que o ∆H = 20 Kcal/mol e que ∆S = 80 cal/mol x K. Qual é o ∆G
dessa reação a 1000 K.
R. Inicialmente corrigir os valores para mesma unidade. 20 Kcal/mol = 20000 cal/mol.
∆G = ∆H – T x ∆S
∆G = 20000 cal/mol – 1000 K x 80 cal/mol x K
∆G = 20000 cal/mol – 1000 K x 80 cal/mol x K
∆G = 20000 cal/mol – 80000 cal/mol
∆G = – 60000 cal/mol ou – 60 Kcal/mol
Exercícios:
1º) O gás hidrogênio pode ser obtido a partir da reação do metano com vapor de água, pela
reação: CH4 (g) + H2O (g) → CO (g) + 3 H2 (g). Sabendo que para esta reação ∆H = 206,5 KJ
e ∆S = 213,6 J/K, calcule a variação de energia máxima liberada. Apresentar resposta em KJ.
86
2º) Para a reação sabe-se que, ∆H = 4 Kcal/mol e ∆S = 20 cal/mol
x
K. Qual o ∆G dessa
reação a 727º C. Classifique a reação e apresente a resposta em Kcal/mol.
3º) Em uma reação, onde: ∆H = + 27500 cal/mol, ∆S = + 40 cal/K
x
mol a temperatura
ambiente. Encontre o ∆G dessa reação, classificando-a e apresentando o resultado em cal/mol.
87
4º) Para uma reação, sabe-se que: ∆H = 60 Kcal/mol, ∆S = 200 cal/K x mol. Qual o ∆G dessa
reação a 27º C. Classifique a reação.
5º) Considere a reação de vaporização do dissulfito de carbono: CS2 (L) → CS2(g) e calcule a
variação da energia de Gibbs, para esta transição de fase a 25 ºC, sabendo que:
∆H ºf  CS2(g) = 117 kJ x mol–1
∆H ºf  CS2(L) = 89 kJ x mol–1
∆S ºf  CS2 (L) → CS2(g) = 87 J x mol–1 x K–1
88
14 – ANEXOS
Grupo # 1
Período
1
1
H
3
2
Li
11
3
Na
19
4
K
37
5
Rb
55
6
Cs
87
7
Fr
2
4
Be
12
Mg
20
Ca
38
Sr
56
Ba
88
Ra
3
4
21
Sc
39
Y
22
Ti
40
Zr
72
*
Hf
104
**
Rf
57
La
89
** Actinídios
Ac
* Lantanídios
58
Ce
90
Th
5
6
7
8
9
10 11 12 13 14
23
V
41
Nb
73
Ta
105
Db
24
Cr
42
Mo
74
W
106
Sg
25
Mn
43
Tc
75
Re
107
Bh
26
Fe
44
Ru
76
Os
108
Hs
27
Co
45
Rh
77
Ir
109
Mt
28
Ni
46
Pd
78
Pt
110
Ds
29
Cu
47
Ag
79
Au
111
Rg
30
Zn
48
Cd
80
Hg
112
Cp
5 6
B C
13 14
Al Si
31 32
Ga Ge
49 50
In Sn
81 82
Tl Pb
113 114
Uut Uuq
59
Pr
91
Pa
60
Nd
92
U
61
Pm
93
Np
62
Sm
94
Pu
63
Eu
95
Am
64
Gd
96
Cm
65
Tb
97
Bk
66
Dy
98
Cf
67
Ho
99
Es
68
Er
100
Fm
15
16
17
18
7
N
15
P
33
As
51
Sb
83
Bi
115
Uup
2
He
8
9 10
O
F Ne
16 17 18
S Cl Ar
34 35 36
Se Br Kr
52 53 54
Te I Xe
84 85 86
Po At Rn
116 (117) 118
Uuh (Uus) Uuo
69
Tm
101
Md
70
Yb
102
No
71
Lu
103
Lr
Séries químicas da tabela periódica
Metais
Metais
Metais de Lantanídios1, Actinídios1,
Metais
NãoGases
Semimetais
Halogênios3
2 alcalino2
2
2
alcalinos
representativos
metais
nobres3
2 transição
terrosos
1
Actinídios e lantanídios são conhecidos coletivamente como “metais-terrosos raros”.
2
Metais alcalinos, metais alcalino-terrosos, metais de transição, actinídios e lantanídios são conhecidos
coletivamente como “metais”.
3
Halogênios e gases nobres também são não-metais.
Estado físico do elemento nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP)




aqueles com o número atômico em preto são sólidos nas CNTP.
aqueles com o número atômico em verde são líquidos nas CNTP;
aqueles com o número atômico em vermelho são gases nas CNTP;
aqueles com o número atômico em cinza têm estado físico desconhecido.
Ocorrência natural




Borda sólida indica existência de isótopo mais antigo que a Terra.
Borda tracejada indica que o elemento surge do decaimento de outros.
Borda pontilhada indica que o elemento é produzido artificialmente).
A cor mais clara indica elemento ainda não descoberto.
A tabela periódica relaciona os elementos em linhas chamadas períodos e colunas chamadas
grupos ou famílias, em ordem crescente de seus números atômicos.
89
Lista alfabética dos elementos por simbolo
Símbolo /Nome / Z
Símbolo / Nome / Z
Ac - Actínio- 89
Dy - Disprósio - 66
Ag - Prata - 47
Símbolo / Nome / Z
Símbolo / Nome / Z
Ru - Rutênio - 44
Er - Érbio - 68
Mo - Molibdênio - 42
Md - Mendelévio 101
Al - Alumínio- 13
Es - Einstênio - 99
Mt - Meitnério - 109
Sb - Antimônio - 51
Am - Amerício - 95
Eu - Európio - 63
N - Nitrogênio - 7
Sc - Escândio - 21
Ar - Argônio - 18
F - Flúor - 9
Na - Sódio - 11
Se - Selênio - 34
As - Arsênio - 33
Fe - Ferro - 26
Nb - Nióbio - 41
Sg - Seabórgio - 106
At - Astato - 85
Fm - Férmio - 100
Nd - Neodímio - 60
Si - Silício - 14
Au - Ouro - 79
Fr - Frâncio - 87
Ne - Neônio - 10
Sm - Samário - 62
B - Boro - 5
Ga - Gálio - 31
Ni - Níquel - 28
Sn - Estanho - 50
Ba - Bário - 56
Gd - Gadolínio - 64
No - Nobélio - 102
Sr - Estrôncio - 38
Be - Berílio - 4
Ge - Germânio - 32
Np - Neptúnio - 93
Ta - Tantálio - 73
Bh - Bóhrio- 107
H - Hidrogênio - 1
O - Oxigênio - 8
Tb - Térbio - 65
Bi - Bismuto - 83
He - Hélio - 2
Os - Ósmio - 76
Tc - Tecnécio - 43
Bk - Berquélio - 97
Hf - Háfnio - 72
P - Fósforo - 15
Te - Telúrio - 52
Br - Bromo - 35
Hg - Mercúrio - 80
Pa - Protactínio - 91
Th - Tório - 90
C - Carbono - 6
Ho - Hólmio - 67
Pb - Chumbo - 82
Ti - Titânio - 22
Ca - Cálcio - 20
Hs - Hássio - 108
Pd - Paládio - 46
Tl - Tálio - 81
Cd - Cádmio - 48
I - Iodo - 53
Pm - Promécio - 61
Tm - Túlio - 69
Ce - Cério - 58
In - Índio - 49
Po - Polônio - 84
U - Urânio - 92
Cf - Califórnio - 98
Ir - Irídio - 77
Pr - Praseodímio - 59
V - Vanádio - 23
Cl - Cloro - 17
K - Potássio - 19
Pt - Platina - 78
W - Tungstênio - 74
Cm - Cúrio - 96
Kr - Criptônio - 36
Pu - Plutônio - 94
Xe - Xenônio - 54
Co - Cobalto - 27
La - Lantânio - 57
Ra - Rádio - 88
Zn - Zinco - 30
Cr - Crômio - 24
Li - Lítio - 3
Rb - Rubídio - 37
Zr - Zircônio - 40
Cs - Césio - 55
Lr - Laurêncio - 103
Y - Ítrio - 39
Cu - Cobre - 29
Lu - Lutécio - 71
Re - Rênio - 75
Rf - Rutherfórdio 104
Db - Dúbnio - 105
Mg - Magnésio - 12
Rh - Ródio - 45
Ds - Darmstádio - 110
Mn - Manganês - 25
Rn - Radônio - 86
90
S - Enxofre - 16
Yb - Itérbio - 70
Frases Tabela Periódica
FAMÍLIA
ELEMENTOS
FRASES
1A ou 1
Li - Lítio
Na - Sódio
K - Potássio
Rb - Rubídio
Cs - Césio
Fr - Frâncio
2A ou 2
Be - Berílio
Mg - Magnésio
Ca - Cálcio
-Bete Magrela Casou com Senhor Barão Ratão.
Sr - Estrôncio -Bela Margarida Casou com Senhor Barão Raquítico.
Ba - Bário
Ra - Rádio
B - Boro
Al - Alumínio
3A ou 13 Ga - Gálio
In - Índio
Tl - Tálio
-Lili Na Kama com Robson Crusoé Francês.
-Bosta Alimenta a Galinha do Indio Túlio.
-Busco Alguém Galante e Incrivelmente Talentoso.
C - Carbono
Si - Silício
-Comer Siri Gelado Sen Problema.
4A ou 14 Ge - Germânio
-Com Sinceridade Geralmente tenho Sonhos Proíbidos.
Sn - Estanho
Pb - Chumbo
N - Nitrogênio
P - Fósforo
-Não é Possível Assar Saborosos Biscoitos.
5A ou 15 As - Arsênio
-Não Posso Assistir Sábado Biologia.
Sb - Antimônio
Bi - Bismuto
O - Oxigênio
S - Enxofre
6A ou 16 Se - Selênio
Te - Telúrio
Po - Polônio
-O S Se Te Porquinhos.
-O S Seus seios Tem Pontas.
F - Flúor
Cl - Cloro
7A ou 17 Br - Bromo
I - Iodo
At - Astato
-Foi Clóvis Bórnai que Invadiu Atenas.
-Flamengo Clube Brasileiro Invencível no Ataque.
He - Hélio
Ne - Neônio
Ar - Argônio
-Herói Nenhum Arrancou a Kriptonia do Xerife Ronaldão.
8A ou 18
Kr - Criptônio
Xe - Xenônio
Rn - Radônio
91
Tabela de Cátions e Ânions
CÁTIONS
ÂNIONS
+1 (Monopositivos)
H
+1
Hidrogênio
+1
Li
Lítio
+1
Na
K
+1
Sódio
Potássio
+1
Rb
+1
Cs
+1
Ag
H 3O
Be
+2
Br
–1
I
F
Perclorato
Cr 2O7– 2
Berílio
BrO
Hg
BrO2
–1
BrO3
–1
Co
Ni
Ferro
Cobalto
Níquel
+1 e +3 (Mono e Tripositivos)
Au
Ouro
+2 e +4 (Di e Tetrapositivos)
Sn
Pb
Pt
Estanho
Hipobromito
O
Bromito
O2– 2
Óxido
Peróxido
[Zn(OH)4]
IO4 – 1
Periodato
NH2
CN
Nitrito
OCN
Cianeto
–1
ONC
[Fe(CN)6]
Fulminato
SCN
Tiocianato
–1
Metafosfato
–1
Hipofosfito
–1
Permanganato
–1
CH 3COO
–1
Etanoato (acetato)
OH
[Al(OH)4] –
Hidróxido
1
Tetraidroxialuminato
O2– 1
–1
AsO4
Ortofosfato (fosfato)
–3
Isocianato
–1
MnO4
Nitreto
–3
Arsenato
–3
Ferricianeto
Cianato
–1
H2PO2
Hexacloroplatinato
Hidrogenofosfato ou
fosfato ácido
–3
PO4
Amideto
NCO– 1
PO3
N
Azoteto
–1
Tetraidroxizincato
Trivalentes (– 3)
Nitrato
–1
–2
–2
HPO4– 2
Zinco
Dicromato
–2
Iodato
N3– 1
Mercúrio
Cromato
IO3 – 1
NO3
Cobre
Metassilicato
–2
[PtCl6]
Rádio
Fosfito
–2
Hipoiodito
–1
Alumínio
SiO3
Bromato
–1
NO2
+2 e +3 (Di e Tripositivos)
Fe
–1
–1
Bário
Clorato
HPO3
Pirossulfato
–2
ClO4– 1
+1 e +2 (Mono e Dipositivos)
Cu
S2O7
CrO4
+3 (Tripositivos)
Al
Sulfato
–2
Clorato
Estrôncio
+3
SO4
Prata
Sr+2
Zn
Sulfito
–2
ClO3– 1
Cálcio
+2
SO3
Césio
Hidroxônio (Hidrônio)
Hipoclorito
Sulfeto
–2
ClO2– 1
Ca+2
Ra
Fluoreto
–1
IO
+2
Iodeto
–1
Magnésio
Ba
S
Brometo
–1
Mg
+2
Cloreto
ClO
+2 (Dipositivos)
+2
Cl
Bivalentes (– 2)
–2
Rubídio
NH4+1 Amônio
+1
Monovalentes (–1)
–1
Superóxido
Chumbo
HS
Hidrogenossulfeto
Platina
HCO3– 1
Bicarconato
H2PO4 – 1
Diidrogenofosfato
92
Tetravalentes (– 4)
P2O7
SiO4
–4
Pirofosfato
–4
[Fe(CN)6]
Ortossilicato
–4
Ferrocianeto
Constante de Avogadro
Origem: Wikipédia.
A constante de Avogadro, ou antigamente conhecida como número de Avogadro (em
homenagem a Amedeo Avogadro), é uma constante física fundamental que representa um mol
de entidades elementares (entidades elementares significando átomos, moléculas, íons,
elétrons, outras partículas, ou grupos específicos de tais partículas).
Formalmente, a constante de Avogadro é definida como o número de átomos de carbono-12
em 12 gramas (0,012 kg) de carbono-12, o que é aproximadamente igual a 6,02 × 1023.
Historicamente, o carbono-12 foi escolhido como substância de referência porque sua massa
atômica podia ser medida de maneira bastante precisa.
Conhecendo-se a constante de Avogadro e a massa atômica de um elemento, é possível
calcular a massa em gramas de um único átomo.
O valor da constante
A constante de Avogadro é reavaliada à medida que novos métodos, mais precisos e exatos,
são desenvolvidos. Atualmente, a CODATA (CODATA, 2007) recomenda o valor para a
constante de Avogadro como sendo:
Na = 6,022 141 79(30) x 1023 mol -1 (notação concisa)
ou
Na = (6,022 141 79 ± 0,000 000 30) x 1023 mol -1
Este é o melhor valor estimado para esta constante, conhecido também como valor verdadeiro
convencional (de uma grandeza).
Exemplo de cálculo de massa
Vamos calcular, por exemplo, a massa de um átomo de alumínio em gramas. Consideraremos
que o número de Avogadro é Na = 6 × 1023.

Primeiro temos que descobrir a massa molar do átomo de alumínio, que é
numericamente igual à massa atômica do alumínio (27 u). Ou seja,. MA = 27 g/mol.

Sabendo isso, temos que 27 g de alumínio (Al) correspondem a 1 mol de átomos ou 6
× 1023 átomos. Resta descobrir a massa m que corresponde a 1 átomo de alumínio .

Tendo isso em vista, concluímos, fazendo uma proporção simples, que
m =
27g
6 x 1023
ou
m = 4,5 x 10 -23g.
Esse resultado é a massa do átomo de alumínio em gramas.
93
Unidades SI (Sistema Internacional)
As unidades SI podem ser escritas por seus nomes ou representadas por meio de símbolos.
Exemplos:


Unidade de comprimento: nome: metro, símbolo: m
Unidade de tempo: nome: segundo, símbolo: s
Nome em letra minúscula. Os nomes das unidades SI são escritos sempre em letra minúscula.
Exemplos: quilograma, newton, metro cúbico
Exceção: no início da frase e "grau Celsius"
Nome formação do plural
A Resolução Conmetro 12/88 estabelece regras para a formação do plural dos nomes das
unidades de medir.
Nome pronúncia correta. O acento tônico recai sobre a unidade e não sobre o prefixo.
Exemplos: micrometro, hectolitro, milisegundo, centigrama
Exceções: quilômetro, hectômetro, decâmetro, decímetro, centímetro e milímetro
Símbolo não é abreviatura. O símbolo é um sinal convencional e invariável utilizado para
facilitar e universalizar a escrita e a leitura das unidades SI. Por isso mesmo não é seguido de
ponto.
Certo
s
m
kg
h
segundo
metro
quilograma
hora
Errado
s. ; seg.
m. ; mtr.
kg. ; kgr.
h. ; hr.
Símbolo não é expoente. O símbolo não é escrito na forma de expoente.
Certo
250 m
10 g
2 mg
Errado
Símbolo não tem plural. O símbolo é invariável; não é seguido de "s".
Certo
5m
2 kg
8h
cinco metros
dois quilogramas
oito horas
94
Errado
5ms
2kgs
8hs
Toda vez que você se refere a um valor ligado a uma unidade de medir, significa que, de
algum modo, você realizou uma medição. O que você expressa é, portanto, o resultado da
medição, que apresenta as seguintes características básicas:
Unidade composta. Ao escrever uma unidade composta, não misture nome com símbolo.
Certo
quilômetro por hora
km/h
metro por segundo
m/s
Errado
quilômetro/h
km/hora
metro/s
m/segundo
O grama. O grama pertence ao gênero masculino. Por isso, ao escrever e pronunciar essa
unidade, seus múltiplos e submúltiplos, faça a concordância corretamente.
Exemplos: dois quilogramas, quinhentos miligramas, duzentos e dez gramas, oitocentos e um
gramas.
Prefixo quilo. O prefixo quilo (símbolo k) indica que a unidade está multiplicada por mil.
Portanto, não pode ser usado sozinho.
Certo
quilograma; kg
Errado
quilo; k
Use o prefixo quilo da maneira correta.
Certo
quilômetro
quilograma
quilolitro
Errado
kilômetro
kilograma
kilolitro
Medidas de tempo. Ao escrever as medidas de tempo, observe o uso correto dos símbolos
para hora, minuto e segundo.
Certo
Errado
9:25h
9h 25´ 6´´
9 h 25 min 6 s
Obs: Os símbolos ' e " representam minuto e segundo em unidades de ângulo plano e não de
tempo.
95
Principais unidades SI
Grandeza
comprimento
área
volume
ângulo plano
tempo
freqüência
velocidade
aceleração
massa
massa específica
vazão
quantidade de matéria
força
pressão
trabalho, energia
quantidade de calor
potência, fluxo de energia
corrente elétrica
carga elétrica
tensão elétrica
resistência elétrica
condutância
capacitância
temperatura Celsius
temp. termodinâmica
intensidade luminosa
fluxo luminoso
Nome
metro
metro quadrado
metro cúbico
radiano
segundo
hertz
metro por segundo
metro por segundo
por segundo
quilograma
quilograma por
metro cúbico
metro cúbico
por segundo
mol
newton
pascal
Plural
metros
metros quadrados
metros cúbicos
radianos
segundos
hertz
metros por segundo
metros por segundo
por segundo
quilogramas
quilogramas por
metro cúbico
metros cúbicos
por segundo
mols
newtons
pascals
Símbolo
m
m²
m³
rad
s
Hz
m/s
joule
joules
J
watt
ampère
coulomb
volt
ohm
siemens
farad
grau Celsius
kelvin
candela
lúmen
watts
ampères
coulombs
volts
ohms
siemens
farads
graus Celsius
kelvins
candelas
lúmens
W
A
C
V
m/s²
kg
kg/m³
m³/s
mol
N
Pa
S
F
°C
K
cd
lm
Algumas unidades em uso com o SI, sem restrição de prazo
Grandeza
volume
ângulo plano
ângulo plano
ângulo plano
massa
tempo
tempo
velocidade
Nome
litro
grau
minuto
segundo
tonelada
minuto
hora
rotação
por minuto
Plural
litros
graus
minutos
segundos
toneladas
minutos
horas
rotações
por minuto
96
Símbolo
l ou L
°
´
´´
t
min
h
rpm
Equivalência
0,001 m³
/180 rad
/10 800 rad
/648 000 rad
1 000 kg
60 s
3 600 s
/30 rad/s
Algumas unidades fora do SI, admitidas temporariamente
Grandeza
pressão
pressão
pressão
quantidade
de calor
área
força
comprimento
velocidade
Nome
atmosfera
bar
milímetro
de mercúrio
Plural
atmosferas
bars
milímetros
de mercúrio
Símbolo
atm
bar
caloria
calorias
cal
4,186 8 J
hectare
quilogramaforça
milha
marítima
nó
hectares
quilogramasforça
milhas
marítimas
nós
ha
10 4 m²
kgf
9,806 65 N
mmHg
Equivalência
101 325 Pa
105 Pa
133,322 Pa
aprox.
1 852 m
(1852/3600)m/s
Prefixos das unidades SI
Nome
yotta
zetta
exa
peta
tera
giga
mega
quilo
hecto
deca
deci
centi
mili
micro
nano
pico
femto
atto
zepto
yocto
Símbolo
Y
Z
E
P
T
G
M
k
h
da
d
c
m
µ
n
p
f
a
z
y
Fator de multiplicação da unidade
10 24 = 1 000 000 000 000 000 000 000 000
10 21 = 1 000 000 000 000 000 000 000
10 18 = 1 000 000 000 000 000 000
10 15 = 1 000 000 000 000 000
10 12 = 1 000 000 000 000
10 9 = 1 000 000 000
10 6 = 1 000 000
10³ = 1 000
10² = 100
10
10 -1 = 0,1
10 -2 = 0,01
10 -3 = 0,001
10 -6 = 0,000 001
10 -9 = 0,000 000 001
10 -12 = 0,000 000 000 001
10 -15 = 0,000 000 000 000 001
10 -18 = 0,000 000 000 000 000 001
10 -21 = 0,000 000 000 000 000 000 001
10 -24 = 0,000 000 000 000 000 000 000 001
97
Dicionário
A
Abundância isotópica - Relação entre o número de átomos de um isótopo existente numa
mistura de isótopos e o número total de átomos presentes. Exprime-se em percentagem.
Ácido carboxílico - Composto orgânico cujas moléculas têm o grupo carboxila -COOH.
Ácido conjugado - Espécie que, num par ácido-base conjugado, tem maior tendência para
ceder íons H+.
Ácido de Arrhenius - Substância que produz íons hidrogênio em solução aquosa.
Ácido de Bronsted - Espécie química capaz de ceder prótons.
Ácido de Lewis - Receptor de pares de elétrons.
Ácido forte - Ácido que, em solução aquosa, se ioniza na sua totalidade (ou quase); é um bom
doador de prótons.
Ácido fraco - Ácido que, em solução aquosa, se ioniza pouco; é um fraco doador de prótons.
Ácido gordo - Ácido carboxílico de cadeia longa, p. ex. CH3(CH2)16COOH (ácido
esteárico).
Acumulador - Dispositivo que armazena energia a partir de reacções químicas de oxidaçãoredução. Uma associação de acumuladores constitui uma bateria.
ADN - Ácido desoxirribonucléico; ácido nucléico que se hidrolisa em desoxirribose, íon
fosfato, adenina, timina, guanina e citosina, e é o portador dos genes.
Alcano Hidrocarboneto - cujas moléculas têm apenas ligações simples. Fórmula geral
CnH2n+2.
Alceno - Hidrocarboneto cujas moléculas têm uma ou mais ligações duplas. Fórmula geral
CnH2n.
Alcino - Hidrocarboneto cujas moléculas têm uma ou mais ligações triplas. Fórmula geral
CnH2n-2.
Álcool - Composto orgânico cujas moléculas contêm o grupo hidroxílico (-OH) ligado a um
átomo de carbono. Primário: ligado ao carbono primário, Secundário: ligado ao carbono
secudário, Terceário: ligado ao carbono terceário.
Aldeído - Composto orgânico cujas moléculas contêm o grupo -CH=O.
Amido - Polímero da glicose.
Amina - Composto orgânico cujas moléculas contêm o grupo -NH2,-NHR ou -NR2.
Aminoácido - Composto orgânico com propriedades ácidas e básicas. Contêm tanto um
grupo amina(-NH2), como um grupo carboxílico(-COOH).
Análise Qualitativa - Análise de uma amostra para determinar a identidade dos elementos,
íons ou compostos que estão presentes.
Análise Quantitativa - Análise de uma amostra para determinar as proporções em que se
encontram presentes os diversos componentes (doseamento).
Anfótero - Substância que pode reagir como ácido ou como base.
Ângulo de ligação - Ângulo formado por duas ligações ao mesmo átomo.
Anion - Íon com carga negativa.
Anidrido - São compostos resultantes da desidratação dos ácidos.
Ânodo - Elétrodo positivo.
Atmosfera Padrão (atm) - Pressão equilibrada por uma coluna de 760 mm de mercúrio (a O
°C); 760 torr; 1,01325 Pa.
Átomo - A menor quantidade de um elemento que possui as propriedades características
desse elemento. É constituído por um núcleo rodeado de elétrons.
Atomicidade – Números de átomos de um certo elemento, que constitui uma molécula.
Atração dipolo-dipolo - Atração entre moléculas polares.
Atrações intermoleculares - Atrações entre moléculas vizinhas.
Auto-ionização - Transferência de um próton entre duas moléculas da mesma substância.
98
B
Base conjugada - Espécie que, num par ácido-base conjugado, tem maior tendência para
receber íons H+.
Base de Arrhenius - Substância que produz íons OH- em solução aquosa.
Base de Bronsted - Receptor de prótons.
Base de Lewis - Doador de pares de elétrons.
Base forte - Base que, em solução aquosa, se dissocia na sua totalidade (ou quase); é um bom
receptor de prótons.
Base fraca - Base que, em solução aquosa, se dissocia pouco; é um fraco receptor de prótons.
Bateria - Uma ou mais pilhas eletroquímicas usadas como fonte de energia elétrica.
Bauxita - Óxido de alumínio hidratado. É o minério mais importante do alumínio.
Bioquímica - Estudo da Química dos seres vivos.
Blenda - Sulfureto de Zinco. É o minério mais importante do Zinco.
C
Calibração – Método de verificar a exatidão e precisão de um aparelho, antes de o usar para
efetuar uma medição.
Calor de reação - Energia trocada sob a fórmula de calor entre um sistema reacional e o meio
exterior, quando ocorre uma reação química.
Calor Latente – Grandeza física relacionada à quantidade de calor que uma unidade de
massa de determinada substância deve receber ou ceder para mudar de fase, ou seja, passe do
sólido para o líquido, do líquido para o gasoso e vice versa. Durante a mudança de fase a
temperatura da substância não varia, mas seu estado de agregação se modifica. O calor latente
pode assumir tanto valores positivos quanto negativos. Se for positivo quer dizer que a
substância está recebendo calor, se negativo ela está cedendo calor.
Caloria – Quantidade de calor necessária para elevar 1 ºC a temperatura de 1g de água, de
14,5 ºC a 15,5 ºC.
Calorímetro - Aparelho usado para determinar o calor de uma reação.
Carbono 14 - Carbono radioativo usado para determinara época em que um determinado
material orgânico existiu.
Carga nuclear - Carga elétrica positiva do núcleo de um átomo.
Catalisador - Substância que em pequenas quantidades modifica a velocidade de uma reação
sem nela se consumir.
Catálise - Variação da velocidade de uma reação causada por um catalisador; pode ser
homogênea ou heterogênea.
Cátion – Íons com carga positiva.
Cátodo - Elétrodo negativo.
Celulose - Polímero natural formado por um número muito grande de moléculas de glicose.
Célula eletrolítica - Dispositivo onde se realiza a eletrólise.
Chuva ácida - Chuva tomada ácida por dissolução de óxidos de enxofre e de nitrogênio.
Cinética Química - Estudo das velocidades e dos mecanismos das reações químicas.
Coeficientes estequiométricos - Números que precedem as fórmulas químicas das
substâncias representadas numa equação química.
Comburente - Substância que alimenta uma combustão.
Combustão - Reação química em que um dos reagentes é geralmente o oxigênio.
Combustível - Substância que arde na presença de um comburente.
Comprimento da ligação - Distância média entre os núcleos de dois átomos ligados
quimicamente entre si. corresponde à distância internuclear de equilíbrio.
Condutibilidade elétrica - Propriedade que possuem alguns materiais de conduzirem a
corrente elétrica.
99
Composto - Substância formada por átomos de diferentes elementos ligados de acordo com
proporções definidas.
Composto aromático - Composto orgânico cujas moléculas contêm pelo menos um anel
benzênico.
Composto orgânico - Qualquer composto de carbono exceto carbonatos,
hidrogenocarbonatos, cianetos, cianatos, carbonetos ou óxidos gasosos.
Composto orgânico saturado - Composto cujas moléculas contêm apenas ligações simples.
Comprimento de ligação - Distância entre dois núcleos entre os quais existe ligação química.
Concentração molar - Razão entre a quantidade de soluto e o volume da solução.
Concentração mássica - Razão entre a massa do soluto e o volume da solução.
Concentrar - Aumentar a relação "quantidade de soluto"/"volume da solução".
Condensação - Transformação física que consiste na passagem de uma substância do estado
gasoso ao estado líquido.
Constante de Avogadro (NA ou L) - Número de partículas ou entidades elementares
existentes num mole (6,02 x 10-23 mol-1).
Constante de velocidade - Constante de proporcionalidade na lei da velocidade.
Constante unificada de massa atômica (mu) 1,66 x 10-27 kg; corresponde a 1/12 da massa
de um átomo de carbono -12.
Copolímero - Polímero feito a partir de dois ou mais monômeros diferentes.
Corpúsculo - Partícula constituinte de toda a matéria.
Cristalização - Processo de obter cristais por evaporação lenta do solvente.
D
Densidade - Razão entre a massa e o volume de um corpo.
Destilação - Processo de separação dos componentes de uma mistura líquida homogênea,
com diferentes pontos de ebulição, e que consiste numa ebulição seguida de condensação do
vapor do líquido.
Decomposição - Processo de obter duas ou mais substâncias a partir de uma só.
Diluir - Diminuir a relação "quantidade de soluto"/"volume da solução".
Dipolo - Cargas parciais positiva e negativa separadas por uma certa distância.
Dipolo induzido - Dipolo criado quando a nuvem eletrônica de um átomo ou de uma
molécula é distorcida por ação de um dipolo ou de um íon vizinho.
Dipolo instantâneo - Dipolo momentâneo num átomo, íon ou molécula causado pela
deformação da nuvem eletrônica.
Dissacarídeo - Hidrato de carbono cujas moléculas podem ser hidrolisadas em dois
monossacarídeos.
Dissociação - Separação de íons preexistentes, quando um composto iônico se dissolve ou
funde.
Dissolução - Fenômeno físico que ocorre quando se mistura um soluto com solvente.
Divisibilidade - Propriedade geral da matéria de se dividir em pequenas partículas.
E
Ebulição - Transformação física que consiste na passagem rápida e tumultuosa de uma
substância do estado líquido ao estado gasoso, ocorrendo por intervenção de uma fonte de
calor.
Elétrons de valência - Elétrons da camada de valência de um átomo que participam nas
ligações químicas.
Eletrolise - Transformação química (reação redox) provocada pela corrente elétrica.
Eletrólito - Composto que conduz a corrente elétrica quando se encontra no estado líquido.
100
Elétrodo - Barra condutora que se encontra mergulhada num líquido condutor, num circuito
elétrico.
Elétron - Partícula subatômica com carga elétrica negativa.
Elemento - Cada um dos constituintes da matéria que não pode decompor-se por processos
químicos em substâncias mais simples e mais estáveis, e cujos átomos têm o mesmo número
atômico. As substâncias elementares são constituídas por um único elemento químico e os
compostos são constituídos por mais do que um elemento químico, ou seja, é o conjunto de
átomos de mesmo número atômico. Podem ser naturais ou artificiais e classificam-se em:
metais, semi-metais, não-metais, gases nobres.
Energia de ionização - Energia necessária para remover um elétron de um átomo, íon ou
molécula isolados, no estado gasoso.
Energia de ligação - Energia necessária para quebrar uma mole de determinadas ligações
químicas.
Energia Térmica Molecular - Energia de movimentação das moléculas e que é incrementada
pela utilização de temperatura.
Endoenergética - Diz-se de uma transformação durante a qual o sistema consome energia.
Endotérmica - Diz-se de uma transformação na qual a energia é transferida do exterior para o
sistema sob a forma de calor (Reação com absorção de calor).
Entropia - Grandeza termodinâmica que descreve o grau de desordem de um sistema.
Envenenamento de catalisadores – Auto limitação da eficácia dos catalisadores.
Enzima - Catalisador biológico (proteína).
Equação química - Representação simbólica de uma reação química que fornece
informações qualitativas e quantitativas.
Equação termoquímica - Equação química acompanhada do valor do calor de reação
Equilíbrio de solubilidade - Equilíbrio químico entre uma estrutura sólida e os seus íons em
solução.
Equilíbrio heterogêneo - Equilíbrio envolvendo mais do que uma fase.
Equilíbrio homogêneo - Equilíbrio em que todos os componentes estão na mesma fase.
Equilíbrio químico - Estado de um sistema no qual as propriedades macroscópicas não
variam com o tempo, e que pode ser atingido espontaneamente quer através da reação direta
quer da inversa; num sistema em equilíbrio, a nível microscópico, reações direta e inversa
ocorrem simultaneamente à mesma velocidade (equilíbrio dinâmico).
Espectro atômico - Espectro de riscas produzido quando átomos emitem radiações.
Espectro contínuo - Espectro eletromagnético que apresenta todas as freqüências presentes
na luz branca.
Estado físico - Estado de agregação em que uma substância se apresenta: sólido, líquido ou
gasoso.
Sublimação
Solidificação
Liquefação (gás)
Condensação (vapor)
SÓLIDO
LÍQUIDO
Fusão
GASOSO
Vaporização: evaporação
ebulição
calefação
Estequiometria - Descrição das quantidades relativas de reagentes e produtos da reação,
traduzida pelos coeficientes da equação química, ou seja, reação química equilibrada entre os
elementos que participam da mesma.
101
Éster - Composto orgânico de fórmula geral R-CO-O-R'.
Éter - Composto orgânico de fórmula geral R-O-R'.
Evaporação - Transformação física que ocorre lentamente à temperatura ambiente e que
consiste na passagem de uma substância do estado líquido ao estado gasoso.
Exoenergética - Diz-se de uma transformação durante o qual o sistema liberta energia.
Exotérmica - Diz-se de uma transformação na qual a energia é transferida do sistema para o
exterior sob a forma de calor (Reação com liberação de calor).
F
Fase - Parte homogênea de um sistema que se distingue das outras partes e tem limites bem
determinados.
Fenômeno físico - Fenômeno que ocorre sem que as substâncias intervenientes alterem as
suas propriedades características.
Fenômeno químico - Fenômeno que ocorre com formação de novas substâncias com
características diferentes das inicialmente presentes.
Forças intermoleculares - Forças de coesão que se exercem entre as moléculas.
Forças de London - Forças atrativas fracas originadas por interações dipolo instantâneodipolo induzido.
Forças de Van der Waals - Forças intermoleculares que tendem a manter a união molecular.
Fórmula – Representação gráfica, através de símbolos, de uma molécula.
Fórmula de Lewis - Fórmula de estrutura em que se usam os símbolos de Lewis.
Fórmula química - Notação usada pelos químicos para representar as substâncias.
Fórmula empírica - Fórmula mais simples que traduz as proporções das diferentes espécies
de átomos que constituem uma substância.
Fórmula molecular - Expressão simbólica que traduz a composição qualitativa e quantitativa
das moléculas de uma substância.
Fóton - Unidade de energia da radiação eletromagnética, de valor igual a f.
Fotossíntese - Transformação química que ocorre por ação da luz e através da qual as plantas
com clorofila podem sintetizar a sua matéria orgânica.
Fronteiras de um sistema - Superfícies reais ou conceptuais que delimitam um sistema.
Fusão - Fenômeno físico que consiste na passagem de uma substância do estado sólido ao
estado líquido, por absorção de calor.
G
Gás natural - Mistura de gases essencialmente constituída por gás metano.
Gás nobre - Elemento do grupo 18 da Tabela Periódica.
Gorduras - Ésteres de ácidos gordos e de glicerina.
Gravimetria - Processo de análise em que um volume conhecido de uma solução, cuja
concentração se deseja determinar, é tratado com um excesso de um reagente apropriado de
modo a formar um precipitado.
Grupo - Linha vertical na Tabela Periódica.
Grupo alquilo - Grupo orgânico, contendo menos um átomo de hidrogênio do que um
alcano.
Grupo carboxílico - Grupo C=O. Grupo funcional Grupo de átomos de uma molécula
orgânica que lhe confere um conjunto característico de reações independentemente do resto
da molécula.
Grupo hidrófilo - Parte polar de uma molécula capaz de formar ligações de hidrogênio com
moléculas de água.
Grupo hidrófobo - Parte apolar de uma molécula, sem afinidade para um solvente polar,
como a água..
102
H
Halogênio - Elemento do 17 grupo da tabela Periódica.
Hematite - Óxido de ferro (III). É um minério de ferro.
Hidratos de carbono - Poliidroxialdeídos ou poliidroxicetonas ou substâncias que, por
hidrólise, originam aquelas.
Hidrocarboneto - Composto orgânico cujas moléculas contêm apenas átomos da carbono e
de hidrogênio.
Hidrólise - Reação de colocação ou remoção de água(Hidroxílicos).
Hidrácido - Ácido que não contém oxigênio.
I
Íon - Partícula com carga elétrica, resultante de um átomo ou de um grupo de átomos por
perda ou ganho de elétrons.
Íon espectador - Íon que existe na solução-produto tal como existia na solução-reagente.
Indicador ácido-base - Substância cuja cor varia com o pH do meio.
Inibidores - Substâncias que fazem diminuir a velocidade de uma reação sem nela se
consumirem.
Ionização - Formação de íons quando uma molécula polar se dissolve num dissolvente polar.
Isômeros - Compostos com a mesma fórmula molecular e diferentes fórmulas de estrutura.
Isótopos - Átomos de um mesmo elemento (iguais números atômicos), com diferentes
números de massa.
Isóbaros – Átomos que apresentam diferentes números atômicos e mesmo número de massa.
Isótonos – Átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons, mas com números
atômicos diferentes e números de massa também diferentes.
IUPAC - Sigla de "International Union of Pure and Applied Chemistry" (União Internacional
de Química Pura e Aplicada)..
J
Joule – É o trabalho realizado pela força de 1 Newton, que aplicada a um corpo, desloca-o na
sua direção pela distância de 1 metro.
L
Lei da Conservação da Massa - Numa reação química não é possível detectar qualquer
ganho ou perda de massa.
Lei das Proporções Definidas - Um dado composto tem sempre a mesma composição, isto é,
os seus elementos combinam-se sempre nas mesmas proporções.
Lei da Velocidade - Equação que relaciona a velocidade da reação com as concentrações dos
reagentes.
Ligação covalente - Ligação química resultante da partilha de pares de elétrons entre átomos.
Ligação de hidrogênio - Uma forte atração dipolo-dipolo entre um átomo de hidrogênio
(ligado por covalência a um átomo de oxigênio, azoto ou flúor) e outro átomo de oxigênio,
azoto ou flúor.
Ligação dupla - Ligação covalente em que são partilhados dois pares de elétrons.
Ligação iônica - Ligação entre íons num composto iônico.
Ligações intermoleculares - Ligações que ocorrem entre as moléculas.
Ligação metálica - Ligação que mantém os átomos unidos numa estrutura metálica.
Ligação peptídica - Ligação amido nas moléculas dos polipeptídios.
103
Ligação polar - Dipolo dentro de uma molécula associado a uma ligação específica.
Ligação química - Ligação que mantêm os átomos unidos entre si.
Ligação simples - Ligação covalente em que é partilhado apenas um par de elétrons.
Ligação tripla - Ligação covalente em que são partilhados três pares de elétrons.
Lipídio - Substância existente nos seres vivos que se dissolve em solventes apolares..
M
Magnetita - Minério de ferro que é o óxido salino de ferro.
Massa - Quantidade de matéria que um determinado corpo contém.
Massa atômica relativa - Quociente entre a massa média do átomo de um elemento, me,
tendo em conta a sua composição isotópica natural, e a constante unificada de massa atômica,
mu.
Massa molar - Quociente entre a massa de uma substância e a correspondente quantidade de
matéria.
Massa molecular relativa - Quociente entre a massa média "por fórmula" de uma substância,
tendo em conta a composição isotópica natural dos seus elementos, mx, e a constante
unificada de massa atômica, mu.
Massa volumétrica de uma substância - Massa da unidade de volume dessa substância.
Matéria - Tudo o que tem massa e ocupa espaço.
Matéria-prima - Material essencial para a extração ou fabrico de outros materiais.
Mecanismo da reação - Conjunto de etapas (processos elementares) de uma reação química,
cuja soma dá a reação total e explicam as transformações operadas a nível molecular.
Medição - Comparação de uma grandeza com outra da mesma espécie, tomada para unidade
de medida.
Metais alcalinos - Constituem o 1º grupo da Tabela Periódica.
Mistura - Material em que coexistem diferentes substâncias separáveis por processos físicos.
Mistura heterogênea - Mistura em que se podem distinguir pelo menos duas fases
(polifásica).

Fracionamento
Sólido-sólido :
Catação
Tamisação ou peneiração
Separação magnética
Ventilação
Levigação
Dissolução fracionada
Sólido-líquido :
Filtração
Decantação
Sólido-gás :
Filtração
Câmera de poeira
Decantação
Líquido-líquido :
Funil de decantação
Líquido-gás :
Espontaneamente
Agitação
Aquecimento
Diminuição da pressão
Mistura homogênea - Mistura constituída por uma única fase (monofásica).
104

Fracionamento
Líquido-sólido :
Evaporação
Destilação simples
Líquido-líquido :
Destilação fracionada
Gás-gás :
Liquefação e destilação fracionada
Modelo científico - Uma imagem ou construção mental fundamentada num conjunto de
idéias e de hipóteses que se pensa serem verdadeiras porque pode ser usada para explicar
certas observações e medidas.
Mol - Quantidade de matéria de um sistema contendo tantas entidades elementares quantos os
átomos que existem em 0,012 kg de carbono-12.
Molaridade - É a razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução, dado em
litro.
Molalidade - É a razão entre o número de mols de soluto e a massa do solvente, dado em Kg.
Molécula - Agrupamento bem definido de átomos ligados entre si. A molécula de um
composto é a mais pequena porção desse composto que ainda apresenta as propriedades
químicas que o caracterizam.
Molécula polar - Molécula em que as polaridades das ligações individuais não se cancelam.
Molécula tetraédrica - Molécula com um átomo central ligado a quatro outros átomos
localizados nos vértices de um tetraedro imaginário.
Monômero - Uma substância de massa molar relativamente pequena que é usada para fazer
um polímero.
Monossacarídeo - Hidrato de carbono que não pode ser hidrolisado..
N
Neutralização - Reação entre um ácido e uma base originando-se um sal e água.
Nêutron - Partícula subatômica sem carga elétrica.
Nível de energia - Um valor específico da energia que um elétron pode ter num átomo ou
numa molécula.
Núcleo - Parte central do átomo onde se encontram os próton e os nêutrons.
Núcleo - Um constituinte do núcleo atômico, isto é, um próton ou um nêutron.
Núcleófilo - Grupo que possui um par de elétrons não ligantes. É uma base de Lewis.
Número atômico - Número de prótons existentes no núcleo do átomo de um elemento.
Número de Avogadro - Número de partículas existentes numa mole (6,02 x 1023 partículas)
Número de massa - Número total de prótons e nêutrons existentes no núcleo de um átomo.
Observação qualitativa Observação que não envolve informação numérica.
Z - P
n=A-Z
A=p+n
Número de oxidação - Carga elétrica que teria um átomo numa molécula ou íon se todos os
elétrons da ligação pertencessem inteiramente ao átomo mais eletronegativo; estado de
oxidação de um átomo.
105
Nuvem eletrônicas - Nuvem que traduz a maior ou menor probabilidade de localizar o
elétron em torno do núcleo. Essa probabilidade vai diminuindo para zonas mais afastadas do
núcleo. .
O
Observação quantitativa - Observação que envolve uma medição e uma informação
numérica.
Ordem da reação - Soma dos expoentes na lei da velocidade; cada expoente fornece a ordem
relativamente ao reagente em causa (ordem parcial).
Ordem de ligação - Número de pares de elétrons ligantes.
Oxidação - Transformação em que um número de oxidação aumenta; perda de elétrons.
Oxidação Catalítica- Reação por catálise(uso de aceleradores).
Oxidação Fotoquímica - Oxidação provocada pela combinação de raios U.V. e O2 .
Oxidante - Espécie química que causa oxidação e é, por sua vez, reduzida.
Oxiácido - Ácido que contém oxigênio. .
P
Par ácido-base conjugado - Duas substâncias, íons ou moléculas cujas fórmulas diferem de
um íons H+.
Par ligante - Par de elétrons que é partilhado por dois átomos.
Par não ligante - Par de elétrons da camada de valência de um átomo que não é partilhado
com outro átomo.
Passo determinante da reação - Etapa mais lenta no mecanismo proposto para a reação.
Período - Linha horizontal na Tabela Periódica.
Peso Molecular - Quantidade de moléculas presentes em uma macroestrutura química
(natural ou artificial). É o número de unidades de massa atômica e é regido pela norma ABNT
NBR 13463 - 1995.
pH – Potencial de Hidrogênio = -log [H3O+]
Pilha - Dispositivo que debita corrente elétrica devido a reações redox espontâneas.
Poliamida - Polímero resultante da polimerização por condensação de um ácido dicarboxílico
e de uma amina. Ex. nylon.
Poliéster - Polímero resultante da polimerização por condensação de um ácido dicarboxílico e
de um diol. Ex. dracon.
Polímero - Substância constituída por macromoléculas em que se repetem unidades
estruturais.
Polipeptídico - Polímero de aminoácidos que constitui a maior parte duma proteína.
Polissacarídeo - Hidrato de carbono cujas moléculas podem ser hidrolisadas em centenas de
moléculas de monossacarídeos.
Ponte salina - Tubo contendo um eletrólito que faz a ligação interna entre os componentes de
uma pilha.
Ponte de hidrogênio – Ligações químicas formadas quando um átomo de Hidrogênio é
compartilhado entre duas moléculas.
Ponto de ebulição - Valor da temperatura a que uma substância entra em ebulição.
Ponto de fusão - Valor da temperatura a que uma substância entra em fusão.
Precipitado - Substância sólida que se separa da fase líquida durante uma reação entre
soluções.
Pressão - Quociente entre a força e a superfície sobre a qual ela se exerce.
Princípio de Avogadro - Volumes iguais de gases, nas mesmas condições de pressão e
temperatura, contêm igual número de moléculas.
106
Princípio de Le Châtelier - Um sistema em equilíbrio químico reage a qualquer alteração
provocada, no sentido de contrariar essa alteração, e, se possível, restaurar esse equilíbrio.
Processo elementar - Cada uma das etapas individuais do mecanismo da reação.
Produtos da reação - Substâncias produzidas numa reação química, cujas fórmulas aparecem
na equação química à direita da seta.
Propriedades da matéria –
 Propriedades gerais – São as propriedades que se podem observar em qualquer
espécie de matéria. Massa, Extensão, Impenetrabilidade, Divisibilidade,
Compressibilidade, Elasticidade.
 Propriedades funcionais – São propriedades comuns a certos grupos de substâncias
que constituem as funções químicas. Ácidos, Bases, Óxidos, Hidrocarbonetos,
Álcoois, Aldeídos, Cetonas, etc.
 Propriedades específicas – São as propriedades peculiares a cada substância pura.
 Físicas: Pontos de fusão e de solidificação
Pontos de ebulição e de liquefação
Calor específico
Densidade
Coeficiente de solubilidade
 Químicas : Reações químicas
 Organolépticas : Estado de agregação: Cor, Sabor, Odor, Brilho
Próton - Partícula subatômica de carga +1 e massa 1,672 623 x 10-27 kg, constituinte dos
núcleos dos átomos; representa-se por H+.
Proteína simples - Proteína formada apenas por resíduos de aminoácidos.
Q
Química - Ciência que estuda as substâncias através das suas propriedades, da sua
composição e das suas transformações.
Quanto (de energia) - Energia de um fóton.
R
Reação completa - Reação que só termina macroscopicamente quando pelo menos um dos
reagentes é totalmente consumido.
Reação de combustão – Um determinado material (combustível)combina-se com oxigênio
(comburente), produzindo diversas substâncias e liberando energia:
Gasolina + O2  diversos produtos + energia
Reação de 1ª ordem - Reação cuja lei da velocidade é do tipo v = k [A].
Reação de 2ª ordem - Reação cuja lei da velocidade é do tipo v = k [A]2 ou v = k [A] [B].
Reação de ordem zero - Reação cuja lei da velocidade é do tipo v = k (não depende das
concentrações dos reagentes).
Reação de oxidação-redução - Reação química na qual ocorre variação dos números de
oxidação.
Reação de simples troca – Simples troca ou deslocamento. Uma substância simples substitui
um dos componentes de uma substância composta, o qual é posto em liberdade: Zn + H2SO4
 ZnSO4 + H2
Reação de dupla troca – Duas substâncias compostas trocam entram si um dos seus
componentes: NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3
Reação de neutralização – Combinação entre um ácido e uma base, produzindo sal e água:
HCl + NaOH  NaCl + H2O
107
Reação direta - Reação que ocorre, em relação à equação química, tal como é escrita, no
sentido da esquerda para a direita.
Reação incompleta - Reação que termina macroscopicamente, sem que os reagentes se
consumam na totalidade.
Reação inversa - Reação que ocorre, em relação à equação química, tal como é escrita, no
sentido da direita para a esquerda.
Reação irreversível - Reação que não ocorre espontaneamente no sentido inverso.
Reação química - Processo através do qual se obtêm novas substâncias (os produtos da
reação) a partir das substâncias iniciais (os reagentes).
Reação redox - Reação de oxidação-redução.
Reação reversível - Reação que pode ocorrer espontaneamente tanto no sentido direto como
no inverso, dependendo das condições a que se submete o sistema.
Reação secundária - Reação que produz substâncias não desejadas.
Reagentes - Substâncias postas em contacto a fim de produzirem outras; as suas fórmulas
aparecem do lado esquerdo da seta numa equação química.
Reagente limitante - O reagente que determina quanto produto se pode formar quando são
usadas quantidades não estequiométricas dos reagentes.
Redução - Transformação em que um número de oxidação diminui; ganho de elétrons.
Redutor - Espécie química que causa uma redução e é, por sua vez, oxidada.
Rendimento de uma reação - Razão entre a quantidade da substância obtida na realidade e a
quantidade esperada teoricamente.
S
Sal - Substância iônica que se pode obter por reação de ácido-base ou de precipitação.
Símbolo – Representação gráfica da classe do átomo que constituir um elemento.
Símbolo de Lewis - Símbolo de um elemento que representa por pontos (ou cruzes) os
elétrons de valência.
Símbolo químico - Letras usadas pelos químicos para representar os átomos dos elementos.
Sistema - Parte do Universo em estudo e separada do exterior por fronteiras reais ou
imaginárias.
Sistema aberto - Sistema cujas fronteiras permitem trocas de matéria e de energia com o
meio exterior.
Sistema fechado - Sistema cujas fronteiras não permitem trocas de matéria mas permitem
trocas de energia com o meio exterior.
Sistema heterogêneo - Sistema em que coexistem duas ou mais fases.
Sistema homogêneo - Sistema constituído por uma só fase.
Sistema Internacional de Unidades (SI) - Extensão e racionalização do Sistema Métrico
adaptada e recomendada pela Conferência Geral de Pesos e Medidas. As unidades de base do
SI são as seguintes:
- o metro (m), unidade de comprimento;
- o quilograma (kg), unidade de massa;
- o segundo (s), unidade de tempo;
- o ampere (A), unidade de intensidade de corrente elétrica;
- o kelvin (K), unidade de temperatura termodinâmica;
- a mole (mol), unidade de quantidade de matéria;
- a candela (cd), unidade de intensidade luminosa.
Sistema isolado - Sistema cujas fronteiras não permitem trocas de matéria nem de energia
com o meio exterior.
Sistema químico - Conjunto de reagentes e produtos de uma reação química.
Solidificação - Transformação física que consiste na passagem dos estado líquido para o
estado sólido, por arrefecimento.
108
Sólido covalente - Sólido em que os átomos se encontram unidos por ligações covalentes,
formando estruturas gigantes.
Solubilidade - Concentração de um soluto em solução saturada.
Solução - Mistura homogênea, em geral, de pequenas quantidades de uma ou mais
substâncias (os solutos) e de uma grande quantidade de outra substância (o solvente).
Solução ácida - Solução aquosa onde [H3O+] > [OH-].
Solução aquosa - Solução em que a água é o solvente.
Solução básica - Solução aquosa onde [H3O+] < [OH-].
Solução concentrada - Solução com elevada concentração.
Solução diluída - Solução com baixa concentração.
Solução neutra - Solução onde [H3O+] = [OH-]
Solução saturada - Solução cuja concentração atingiu o seu valor máximo, existindo um
equilíbrio entre os estados dissolvido e não dissolvido do soluto.
Soluto - O componente que existe em menor quantidade numa solução, ou, em caso de
igualdade, o componente menos volátil.
Solvente - O componente que existe em maior quantidade numa solução, ou, em caso de
igualdade, o componente mais volátil.
Sublimação - Mudança de estado sólido a gasoso, sem passar pelo estado líquido.
Subprodutos - Substâncias formadas em reações secundárias.
Substância - Material que apresenta propriedades características bem definidas.
Substância elementar - Substância formada por um só tipo de átomos.
Substância composta - Substância formada por dois ou mais tipos de átomos.
T
Tabela Periódica - Quadro em que os elementos químicos estão dispostos por ordem
crescente dos seus números atômicos e de modo que se verifiquem propriedades análogas
para os elementos que se situam no mesmo grupo ou famílias.
Teoria das colisões - A velocidade de uma reação é proporcional ao número de colisões que
ocorrem em cada segundo entre os reagentes.
Termodinâmica - Estudo das leis que regem as trocas de energia e de entropia nas
transformações físicas e químicas.
Termoquímica - Estudo das trocas de energia nas reações químicas.
Teste de chama - Aplicação da cor produzida quando uma amostra é levada à chama para
identificar o íon ou íons presentes.
Transformação espontânea - Transformação que ocorre sem ajuda exterior.
Transformação física - Transformação que não provoca alterações nas propriedades
características das substâncias.
Transformação química - Transformação que conduz à formação de novas substâncias, por
alteração das propriedades características das substâncias iniciais..
U
Unidade estrutural - Menor conjunto eletricamente neutro que pode ser formado com os
íons presentes num cristal iônico. .
V
Velocidade da reação - Quociente entre a variação (positiva) da concentração, volume ou
quantidade de qualquer reagente ou produto e o tempo no qual ocorre essa variação.
109
Volátil - Facilidade da substância de passar do estado líquido ao estado de vapor ou gasoso.
Essa facilidade depende do referencial; por isso, a volatilidade é sempre relativa: leva em
conta duas substâncias, sendo uma delas a substância, digamos, "referencial".
Volume Molar - Quociente entre o volume e a respectiva quantidade de matéria.
Volumetria - Processo de análise em que um volume conhecido de uma solução cuja
concentração se deseja determinar é tratado com uma solução de concentração conhecida
(solução padrão).
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15 – BIBLIOGRÁFIA
– Curso de Físico-Química – Sardella e Mateus, Vol. 2, Editora Ática – São Paulo, 1992
– Fundamentos da Química – Ricardo Feltre, 3ª edição, Vol. 2, Editora Moderna – São Paulo,
1988
– Química – Urberco e Salvador – João Urbesco e Edgard Salvador – Vol. Único, Editora
Saraiva – São Paulo, 2002.
– Química – Físico-Química – Dácio Rodney Hartwing e Souza Mota Hartwing, Vol. 1,
Editora Scipione – São Paulo, 1999.
– Química na Abordagem do Cotidiano – Francisco Miragaia Peruzzo e Eduardo Leite Canto.
3ª edição – Editora Moderna – São Paulo, 2003.
– www.profjoaoneto.com.br
– www.brasilescola.com.br
– www.prontoparabrilhar.blogspot.com
– www.wikipedia.org
– www.tiabrasil.com.br
– www.feiradeciencias.com.br
– www.objetivo.br
– www.inmetro.gov.br/consumidor/unidlegaismed.asp
– www.portalsaofrancisco.com.br
– www.colegioweb.com
– www.cnptia.embrapa.br
– www.profpc.com.br
– www.qnint.sbq.org.br
– www.infoescola.com/quimica/entropia
– www.educacao.uol.com.br
– www.alessandroafonso.blogspot.com
– www.scribd.com.br
– www.estudosobre.com.br
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