Físico-Química

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Físico-Química
FRENTE 1
MÓDULO 11
Termoquímica: Entalpia: Reação Exotérmica e Endotérmica
1. PROCESSO
EXOTÉRMICO E
ENDOTÉRMICO
Todas as reações químicas e
todas as mudanças de estado físico
liberam ou absorvem calor.
Processos exotérmicos →
→ liberam calor
Processos endotérmicos →
→ absorvem calor
Exemplo
Mudanças de estados físicos:
Qreação = Qágua
Qágua = m . c . Δt
Q = quantidade de calor
m = massa em gramas
c = calor específico da
água
(
cal
1 –––––
g. oC
)
Δt = variação da temperatura
2. VARIAÇÃO
DE ENTALPIA (ΔH)
O calor de um processo medido a pressão constante é
chamado variação de entalpia, simbolizado por ΔH.
ΔH = calor liberado ou absorvido em qualquer processo físico e químico
(pressão constante).
3. ΔH EM PROCESSOS
EXOTÉRMICOS
O processo perde energia, pois é
liberado calor.
ΔH < 0 indica processo
exotérmico.
Hi > Hf
ΔH < 0
ΔH = Hf – Hi
Q = ΔH (a pressão constante)
O calor liberado ou absorvido por
uma reação química recebe o nome
de calor de reação, podendo ser
medido em joules, quilojoules,
calorias ou quilocalorias.
O calor de reação pode ser determinado experimentalmente (com um
calorímetro) ou por meios teóricos
(serão vistos nas aulas seguintes).
Esquema de um calorímetro:
O sinal de ΔH indica o sentido
da transferência do calor, isto
é, da reação para o ambiente
ou do ambiente para a reação.
ΔH > 0: processo endotérmico
ΔH < 0: processo exotérmico
Exemplos
H2O(v) → H2O(l)
ΔH = –10,5kcal
Cgrafita + O2(g) → CO2(g)
ΔH = –94kcal
4. ΔH EM PROCESSOS
ENDOTÉRMICOS
O processo recebe energia, pois
é absorvido calor.
ΔH > 0 indica processo
endotérmico.
ΔH > 0
Hf > Hi
ΔH = Hf – Hi
– 253
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Exemplos
5. NOTAÇÃO ANTIGA
H2O(l) → H2O(v)
ΔH = +10,5kcal
1
H2O(v) → H2(g) + –– O2(g)
2
ΔH = +58kcal
Reação exotérmica: lado direito
(calor positivo).
Reação endotérmica: lado esquerdo ou lado direito (calor negativo).
Lei de Hess – Cálculo do ΔH
MÓDULO 12
1. EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
Equação química com o valor do ΔH
Exemplos
1) Cgrafita + O2(g) → CO2(g)
ΔH = – 94kcal (25°C, 1atm)
Interpretação: Quando 1mol de
Cgrafita e 1mol de O2(g) reagem
a 25oC e 1atm para originar
1mol de CO2(g), a reação libera
94kcal.
A quantidade de calor de um
processo (ΔH) é diretamente
proporcional à quantidade de
matéria (mols) de seus
participantes.
• do estado físico das substâncias:
H2O(g)
ΔH = – 58kcal
1
H2(g) + ––– O2(g)
2
H2O(l)
ΔH = – 68kcal
H2O(s)
ΔH = – 70kcal
ΔH depende:
• da quantidade das substâncias:
Cgrafita + O2(g) → CO2(g)
1mol
1mol
1mol
(25oC,
1 atm)
2Cgrafita + 2O2(g) → 2CO2(g)
2mol
2mol
2mol
ΔH = –188kcal (25oC, 1atm)
libera 188kcal
254 –
A temperatura é fixada em
25°C.
A pressão é fixada em 1atm.
Observação
Se um processo for exotérmico
em um certo sentido, será endotérmico no sentido contrário.
1
H2(g) + –– O2(g) → H2O(l)
2
ΔH = – 68kcal (exotérmica)
ΔH = + 68kcal (endotérmica)
ΔH = + 68kcal (25oC, 1atm)
Interpretação: Quando 1mol
de H2O(l) se decompõe a 25oC
e 1atm para originar 1mol de
1
gás H2 e ––– mol de gás O2, a
2
reação recebe do início até o
fim 68kcal.
• da temperatura e da pressão
(se houver gás na reação).
1
H2O(l) → H2(g) + –– O2(g)
2
1
2) H2O(l) → H2(g) + –– O2(g)
2
ΔH = – 94kcal
libera 94kcal
a) Reação endotérmica:
Fe2O3(s) + 3C(s) + 491,5 kJ →
→ 2Fe(s) + 3CO(g)
b) Reação exotérmica:
C3H8(g) + 5O2(g) →
→ 3CO2(g) + 4H2O(l) + 2046kJ
2. CÁLCULO DO ΔH
PELO MÉTODO DA
SOMA DE REAÇÕES
OU ETAPAS – LEI DE HESS
Assim, a síntese da água sólida
libera mais calor que a síntese da
água gasosa e água líquida.
• do estado alotrópico:
Cgrafita + O2(g) → CO2(g)
ΔH = – 94kcal
Cdiamante+ O2(g) → CO2(g)
ΔH = – 94,5kcal
A substância simples diamante
tem um conteúdo energético maior
que a substância simples grafita, pois
na sua combustão libera mais calor.
Antes de 1840, o ΔH era determinado pelo método direto, isto é,
experimentalmente por meio de um
calorímetro.
Exemplo
1
H2(g) + –– O2(g) → H2O(v)
2
ΔH = – 58kcal
↑
valor obtido experimentalmente
Em 1840, Hess começou a calcular o ΔH pela soma de reações com
ΔH conhecidos.
1
1) H2(g) + –– O2(g) → H2O(l)
2
ΔH1 = – 68kcal
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2) H2O(l) → H2O(v)
ΔH2 = +10kcal
–––––––––––––––––––––––––––––
1
H2(g) + –– O2(g) → H2O(v)
2
ΔH = – 58kcal
Observe que ΔH = ΔH1 + ΔH2.
O ΔH da síntese da água
vapor é calculado pela soma dos
ΔH (ΔH1 + ΔH2) das equações 1 e 2.
Roteiro para obter
o ΔH pelo método
da soma de reações
1) Somar convenientemente
as equações com ΔH conhecidos.
2) O resultado deverá ser a
equação química com ΔH
desconhecido
(ΔH = ΔH1 + ΔH2 + … ).
MÓDULO 13
ΔHf de H2(g) = 0
ΔHf de O2(g) = 0
ΔHf de N2(g) = 0
ΔHf de Na(s) = 0
É o calor liberado ou absorvido na reação de
formação de 1mol de uma substância a partir de substâncias simples no estado-padrão.
O estado-padrão de uma substância simples é a
forma física e alotrópica mais abundante em que
ela se apresenta a 25°C e 1atm.
O2(g) → padrão
O3(g) → não é padrão
C(gr) → padrão
C(d) → não é padrão
C(gr) = grafita
C(d) = diamante
Exemplos
1 O (g) → H O(l)
H2(g) + ––
2
2
2
Tabela de ΔHf (kcal/mol)
C(gr)
zero CH3OH(l) –57,0 NaCl(s) –98,6 CH4(g) – 17,0
C(d)
+0,5
O2(g)
CO2(g) –94,0
O3(g)
C(gr) + 2Sromb → CS2(l)
ΔHf = + 19kcal
Sromb: enxofre rômbico
entalpia de formação
do sulfeto de carbono
líquido
ΔHf = + 34kcal
entalpia de formação
do ozônio gasoso
Em decorrência da definição do ΔHf, temos uma
convenção importante.
Substância simples no estado-padrão →
zero
N2(g)
zero H2O(l) – 68
+34,0 NH3(g) –11,0 CS2(l)
+19
2. CÁLCULO DO ΔH PELO
MÉTODO DAS ENTALPIAS DE FORMAÇÃO
As entalpias de formação das substâncias podem
ser usadas para calcular o ΔH de uma reação. Para isto,
aplicamos a seguinte fórmula:
ΔH = ∑ ΔHf produtos – ∑ ΔHf reagentes
ΔHf = – 68kcal
entalpia de formação
da água líquida
→ ΔHf = 0
O ΔH depende apenas dos estados inicial e final.
Entalpia de Formação
1. ENTALPIA OU CALOR DE FORMAÇÃO: ΔHf
3
–– O2(g) → O3(g)
2
Observação
O ΔH será sempre o mesmo, não
importa se é determinado pelo método
direto ou pelo método da soma de
reações. Esse raciocínio permite entender a Lei de Hess.
∑: somatória
Seja uma equação genérica:
aA
+
a.ΔHfA
bB
→
b.ΔHfB
cC
+
c.ΔHfC
dD
ΔH = ?
d.ΔHfD
ΔH = ∑ ΔHf produtos – ∑ ΔHf reagentes
ΔH = [c . ΔHfC + d . ΔHfD] – [a . ΔHfA + b . ΔHfB]
3. EXEMPLO
Calcule o ΔH do processo:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
Reação
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
ΔHf(kcal/mol) –17
0
–17
– 94
2 (–68)
– 94 – 136 = – 230
– 255
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ΔH = ∑ ΔHfprodutos – ∑ ΔHfreagentes
Exemplos
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
ΔH = – 230 – (–17)
ΔH = – 213kcal
ΔH = – 213 kcal
entalpia de combustão
do metano
Observação
De um modo geral, o ΔH assume o nome da própria
reação.
MÓDULO 14
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
ΔH = – 13,8kcal
entalpia de neutralização
Energia de Ligação
1. ENERGIA DE LIGAÇÃO
OU ENTALPIA DE LIGAÇÃO
É a energia necessária para quebrar um
mol de ligações no estado gasoso.
A quebra de ligações é sempre um processo
endotérmico, portanto, ΔH é sempre positivo.
Exemplos
• H2(g) → 2H(g)
ΔH = + 436kJ/mol
Nesse exemplo, são necessários 242kJ para quebrar
1 mol de ligações simples (Cl — Cl).
Outros exemplos
• O2(g) → 2O(g)
ΔH = + 497 kJ
Nesse exemplo, são necessários 497kJ para quebrar
1 mol de ligações duplas (O = O).
• N2(g) → 2N(g)
ΔH = + 945 kJ
Nesse exemplo, são necessários 436kJ para quebrar
1 mol de ligações simples (H — H).
• Cl2(g) → 2Cl(g)
ΔH = + 242 kJ/mol
256 –
Nesse exemplo, são necessários 945 kJ para
quebrar 1 mol de ligações triplas (N ⬅ N)
H
|
• H — C — H(g) → C(g) + 4H(g) ΔH = + 1653,6kJ
|
H
Nesse caso, temos a quebra de 4 mols de ligações
(C — H). Como a energia de ligação é expressa por mol
de ligação, temos que:
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Energia de ligação
1653,6 kJ
C — H = + –––––––––– = + 413,4 kJ
4
Observações
• Quanto maior a energia de ligação, mais forte é a
ligação, ou seja, é mais difícil quebrá-la.
• A energia fornecida na quebra de uma ligação
será numericamente igual à energia liberada na sua
formação, porém a energia de ligação é definida para o
processo de quebra de ligações.
Energias de ligação de moléculas
diatômicas (kJ . mol–1)
Os valores tabelados correspondem à energia média
de ligação, no caso do O — H, a energia média de
ligação corresponde a 463 kJ.
A energia média de ligação é a média da variação de
entalpia que acompanha a quebra de um determinado
tipo de ligação.
Ligação
Entalpia de ligação média kJ/mol
C—I
238
N—H
388
N—N
163
N=N
409
N—O
210
N=O
630
N—F
195
N — Cl
381
O—H
463
O—O
157
C—H
412
C—C
348
Molécula
ΔH
C=C
612
H2
436
C ⬅C
837
N2
944
O2
496
CO
1074
F2
158
Cl2
242
Br2
193
I2
151
HF
565
HCl
431
HBr
366
HI
299
2. ENERGIA MÉDIA DE LIGAÇÃO
Certas ligações aparecem em várias substâncias,
por exemplo, a ligação O — H.
3. CÁLCULO DO ΔH PELO
MÉTODO DAS ENERGIAS DE LIGAÇÃO
A partir do conhecimento das energias das ligações
existentes nos reagentes e nos produtos, podemos
calcular o ΔH de qualquer reação, relacionando a
quantidade de energia absorvida na quebra de ligações
e a quantidade de energia liberada na formação de
novas ligações. Não se usa fórmula nesse tipo de cálculo
de ΔH através das energias de ligação.
Calcular o ΔH do processo H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
sendo dadas:
energia de ligação do H2 = 104 kcal/mol
energia de ligação do Cl2 = 58 kcal/mol
energia de ligação do HCl = 103 kcal/mol
Resolução
Reação
H — H + Cl — Cl → 2H — Cl
+ 104
+ 58
– 2 (103)
quebra: +
forma: –
ΔH = – 44 kcal
Água
HO — H
492 kJ
E. de ligação (kcal/mol)
Metanol
CH3O — H
437 kJ
ΔH = + 104 + 58 – 206
– 257
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MÓDULO 15
Soluções: Solubilidade
1. SOLUBILIDADE DE
SÓLIDOS EM LÍQUIDOS
Exemplo
solubilidade do KCl em H2O
S = 34g / 100g de H2O a 20°C
É a maior massa de uma substância que
pode ser dissolvida numa certa massa de um
líquido, a uma determinada temperatura.
A solubilidade de uma substância em um líquido é
representada da seguinte maneira:
S = massa da
substância
/
massa do
líquido
(
temperatura
do líquido
)
Compare os três exemplos seguintes:
Observações
• A solubilidade é também chamada de coeficiente de solubilidade.
• A solubilidade é determinada
experimentalmente.
• A solubilidade pode ser expressa em massa/massa (mais usual),
massa/volume e mol/volume.
258 –
KCl
S = 34g / 100g de H2O
a 20°C
K2Cr2O7
S = 12,5g / 100mL de
H2O a 20°C
CaF2
S = 2,15 . 10–4 mol / 1L
de H2O a 20°C
• Para a maioria das substâncias, a solubilidade varia com a
temperatura.
Exemplo
solubilidade do KCl em H2O
S = 34g / 100g de H2O a 20°C
S = 37g / 100g de H2O a 30°C
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MÓDULO 16
Curvas de Solubilidade.
Solubilidade dos Gases em Líquidos
1. CURVA DE SOLUBILIDADE
É a curva obtida por meio do gráfico da solubilidade (em ordenada) em função da temperatura
(em abscissa).
Curva ascendente.
A solubilidade aumenta com a
temperatura.
Dissolução endotérmica (absorve calor).
Curva descendente.
A solubilidade diminui com a
temperatura.
Dissolução exotérmica (libera
calor).
2. SOLUBILIDADE
DE GASES EM LÍQUIDOS
A solubilidade dos gases em líquidos depende da
temperatura e da pressão.
Reta pouco inclinada.
A temperatura pouco afeta a
solubilidade.
Em temperatura constante, a solubilidade de
um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão do gás acima do líquido (Lei
de Henry).
A solubilidade de um gás em um líquido
diminui com o aumento da temperatura.
– 259
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MÓDULO 17
1. SOLUÇÃO
Qualquer mistura
homogênea.
Exemplos
Concentração: %, g/L e mol/L
A massa da solução é dada por:
msolução = msoluto + msolvente
A densidade da solução (d) é
calculada através da fórmula:
msolução
d = –––––––––––
Vsolução
Exemplo
A solução obtida é colocada em
um determinado recipiente e depois
colocamos um rótulo com os seguintes dizeres:
rótulo
NaOH (aq)
aq = aquosa
4,0g/L
Podemos exprimir a quantidade
do soluto em mol, então teríamos:
rótulo NaOH (aq)
0,1 mol/L
d = 1,41g/mL
solução aquosa de HNO3
Essa solução tem uma massa de
1,41g em 1mL de volume.
40g –––– 1 mol
4g –––– x
Podemos exprimir a quantidade
do soluto em porcentagem em massa,
então teríamos:
3. COMO PREPARAR
SOLUÇÕES AQUOSAS
rótulo
Vamos utilizar os seguintes materiais para preparar uma solução aquosa:
2. COMPONENTES
DE UMA SOLUÇÃO
4,0g de NaOH(s), soluto, com
NaOH (aq)
0,4% em
massa
Considerando a massa da solução igual a 1000g.
massa molar = 40g/mol
1 balão volumétrico de 1,0 litro
água (solvente)
Soluto é a substância que
está sendo dissolvida.
1000g –––––– 4g
∴ x = 0,4%
100% –––––– x
4. CONCENTRAÇÃO
DA SOLUÇÃO
Solvente é a substância que
efetua a dissolução.
Essas relações numéricas são
genericamente denominadas concentração da solução e podem ser
expressas de diferentes maneiras
(g/L, mol/L, % em massa).
Inicialmente, devemos colocar os
4,0g de NaOH no balão volumétrico e
adicionar uma pequena quantidade de
água que permita a sua dissolução. A
seguir, adicionamos mais água até o
volume atingir a capacidade do balão,
ou seja, 1,0L.
260 –
∴ x = 0,1mol
quantidade
de soluto
––––––––––––– = concentração
quantidade
da solução
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Os principais tipos de concentração são:
Concentração
Fórmula
Indica
Unidade
gramas por litro
g/L
msoluto
C = ––––––––––
Vsolução
massa do soluto, em
gramas, dissolvida em 1L
de solução
g/L
mols por litro
mol/L
nsoluto
M = –––––––––
Vsolução
quantidade em mols
do soluto dissolvidos em
1L de solução
mol/L
massa do soluto, em gramas,
dissolvida em 100g de
solução
adimensional
massa do soluto, em gramas,
dissolvida em 106g de
solução
adimensional
msoluto
τ = ––––––––––
msolução
Título (τ) e
porcentagem em
massa de soluto (p)
p = τ . 100
msoluto (mg)
ppm = ––––––––––––
msolução (kg)
Partes por milhão
(ppm)
Para uma mesma solução, a concentração é constante, não depende da quantidade retirada.
m
soluto
→ msoluto = τ . msolução
τ = –––––––––
msolução
Por exemplo:
ira
ret
L
0,5
concentração permanece 4g/L
{
NaOH(aq)
4g/L
C Vsolução = τ msolução
msolução
C = τ . –––––––––
Vsolução
C=
τ.d
d = g/L
C = g/L
d = g/mL
a
t ir
re
C = g/L
L
25
0,
C = 1000 τ . d
concentração permanece 4g/L
Observações
6. RELAÇÃO ENTRE C E
• 1,0L = 1000mL = 1000cm3
msoluto
• nsoluto = –––––––––
Msoluto
• A concentração em mol/L pode ser representada
por colchetes:
[NaCl] = concentração em mol/L de NaCl
5. RELAÇÃO ENTRE C E
τ
msoluto
→ msoluto = C Vsolução
C = –––––––––
Vsolução
M
msoluto
→ msoluto = C Vsolução
C = –––––––––
Vsolução
msoluto
M = ––––––––––––– → msoluto = M . Msoluto . Vsolução
Msoluto Vsolução
{
CVsolução = M . Msoluto . Vsolução
C = M . Msoluto
– 261
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MÓDULO 18
Diluição e Mistura de Soluções
1. DILUIÇÃO DAS SOLUÇÕES
Diluir uma solução significa adicionar solvente a esta solução.
Solução inicial
Solução final
→
Solução mais concentrada
Massa do soluto = m1
Solução mais diluída
Massa do soluto = m2 = m1
Quantidade de matéria do soluto = n2=n1
Volume da solução = V2
V2 = V1 + Vsolvente
Quantidade de matéria do soluto = n1
Volume da solução = V1
m1
C1 = ––––
V1
n1
M1 = ––––
V1
m1
C2 = ––––
V2
inicial
final
m1 = C2V2
n1 = M2V2
m1 = C1V1
n1 = M1V1
C1V1 = C2V2
Ao diluir uma solução, verificamos:
• A quantidade de soluto (m,
n) permanece constante.
• O volume da solução aumenta ( V2 > V1).
• A concentração (C, M) diminui.
1.a solução
m1
n1
V1
m1
C1 = –––
V1
n1
M1 = –––
V1
n1
M2 = ––––
V2
equações da diluição
M1V1 = M2V2
Observação: A operação inversa de diluir chama-se concentrar a solução. Concentrar
consiste num aquecimento cuidadoso
da solução, de modo a evaporar
apenas o solvente. Nesse caso,
continuam valendo as fórmulas
apresentadas.
2. MISTURA DE SOLUÇÕES
DE SOLUTOS IGUAIS
Neste tipo de mistura, as
quantidades de soluto (m, n)
somam-se.
2.a solução
m2
n2
V2
m2
C2 = –––
V2
n2
M2 = –––
V2
solução final
mf = m1 + m2
nf = n1 + n2
Vf = V1 + V2
CfVf = C1V1 + C2V2
MfVf = M1V1 + M2V2
equações da mistura de
soluções de solutos iguais
Observação: Não sendo dado o volume final da mistura, deveremos considerá-lo como a soma dos volumes
iniciais. Nem sempre os volumes são aditivos; por exemplo, na mistura água + álcool, ocorre contração de volume.
262 –
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Química Orgânica
FRENTE 2
Estrutura e Nomes dos Compostos Orgânicos:
Nomenclatura dos Hidrocarbonetos de Cadeia Normal
MÓDULO 11
1. NOMENCLATURA OFICIAL – IUPAC (UNIÃO INTERNACIONAL DE QUÍMICA PURA E APLICADA)
O nome oficial de um composto orgânico é formado pela união de três partes:
+
Prefixo
+
Infixo
N.o de átomos de carbono
Sufixo
Ligações entre átomos de carbono
1C → met
só simples-ligações → an
2C → et
1 dupla-ligação → en
3C → prop
2 duplas-ligações → dien
4C → but
1 tripla-ligação → in
5C → pent
2 triplas-ligações → di-in
Função
Cada função
tem um
sufixo
6C → hex
7C → hept
8C → oct
9C → non
10C → dec
H2C
2. HIDROCARBONETOS
C
CH2: propadieno (a vogal a foi coloca-
da para que a palavra se tornasse foneticamente correta)
São compostos orgânicos formados exclusivamente de C e H.
Exemplos
CH4,H3C
CH3, H2C
CH2, HC
Fórmula geral: CxHy
Sufixo: o
Exemplos
CH4: metano
H3C
CH3: etano
H3C
CH2
CH3: propano
H3C
CH2
CH2
H2C
CH2: eteno ou etileno
H2C
CH
CH3: butano
CH3: propeno
HC
CH: etino ou acetileno
H3C
C
CH
• localizar a insaturação (
cadeias
insaturadas
com 4 C
ou mais
ou
)
• numeração começa pela extremidade mais próxima da insaturação.
• número que indica a posição da insaturação deve ser o menor possível
e escrito antes do nome (IUPAC-1979).
De acordo com IUPAC-1993, o número deve ser colocado antes do infixo que designa a insaturação.
Exemplos
H2C
CH
CH2
CH3
1 – buteno ou but-1-eno
H3C
CH
CH
CH3
2 – buteno ou but-2-eno
H3C
CH2
C
H2C
C
CH
C
CH3 2 – pentino ou pent-2-ino
CH3 1,2 –butadieno ou buta-1,2-dieno
CH: propino
– 263
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 264
3. CLASSIFICAÇÃO DOS HIDROCARBONETOS DE CADEIA ABERTA
Hidrocarboneto
Cadeia Aberta
Exemplo
Alcano ou Parafina
somente simples-ligações
H3C — CH3
Alqueno ou Alceno ou Olefina
1 ligação dupla
H2C = CH2
CnH2n
Alquino ou Alcino
1 ligação tripla
H3C — C ⬅ CH
CnH2n–2
Alcadieno ou Dieno
2 duplas-ligações
H2C = C = CH2
CnH2n–2
MÓDULO 12
Grupos de átomos que recebem nomes para facilitar
a nomenclatura dos compostos orgânicos.
sufixo: il ou ila
H2
H3C — C —
etil
etila
H2
H3C — CH2 — C —
propil
propila
|
H3C — CH — CH3
isopropil
isopropila
264 –
CnH2n+2
Nomenclatura dos Hidrocarbonetos de Cadeia Ramificada
1. GRUPOS ORGÂNICOS
H3C —
metil
metila
Fórmula Geral
Exemplos
H3C – Cl
cloreto de metila
H2
H3C – C – Cl
cloreto de etila
H2
H3C – CH2 – C – Cl
cloreto de propila
Cl
|
H3C – CH – CH3
cloreto de isopropila
Observação
Outros grupos importantes serão
estudados no decorrer do curso.
2. NOMENCLATURA DE
HIDROCARBONETOS
RAMIFICADOS
O nome completo de um hidrocarboneto ramificado deverá apresentar, nessa ordem:
1.o) As posições numéricas
ocupadas pelos grupos.
2.o) Os nomes respectivos
desses grupos (em ordem alfabética).
3.o) A nomenclatura da cadeia principal.
Observações
• Cadeia Principal é a maior
sequência de átomos de carbono
(mais longa).
• A cadeia principal deve ser
numerada de modo que os grupos
recebam os menores números
possíveis.
• Se houver dupla ou tripla,
a cadeia principal é a mais longa que
contém a dupla ou tripla-ligação. A
numeração da cadeia principal é
sempre feita da extremidade mais
próxima da dupla ou tripla-ligação.
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 265
Exemplos
→
→
CH3
→
3
1
5
4
2
CH3 — CH2 — CH2 — CH — CH3
cadeia principal
ramificação
→
→
2-metilpentano
→
→
4–etil–3–metil-heptano
→
2,2,3-trimetil-hexano
Nem sempre os átomos da cadeia principal aparecem numa mesma linha horizontal.
MÓDULO 13
Nomenclatura dos Hidrocarbonetos Cíclicos
Hidrocarboneto
Cadeia Cíclica
Cicloalcano ou Ciclano
ligações simples
CnH2n
Cicloalqueno ou Cicleno
1 ligação dupla
CnH2n–2
Aromático ou Areno
com anel benzênico
–––––––
1. NOMENCLATURA DOS
Exemplo
Fórmula Geral
Exemplos
Os hidrocarbonetos aromáti-
HIDROCARBONETOS CÍCLICOS
cos apresentam uma nomenclatura particular, que não
Quando temos um cicloal-
segue as regras utilizadas na
cano ou um cicloalqueno,
devemos acrescentar a palavra ciclo antes do nome.
ciclopropano ciclobutano ciclopenteno
nomenclatura dos outros hidrocarbonetos.
– 265
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 266
Exemplos
CH3
CH3
ou
CH3
CH3
metilciclopropano metilbenzeno
benzeno: C6 H6
ou
naftaleno: C10H8
CH3
CH
ou tolueno
Para hidrocarbonetos cíclicos
com dois ou mais grupos, temos as
seguintes regras:
1. Admitir o ciclo como cadeia
principal.
2. Numerar o ciclo de tal forma
que os grupos apareçam com os
menores números possíveis.
2. NOMENCLATURA
DE CADEIAS MISTAS
H3C
Nos cicloalcanos e aromáticos com a presença de um
único grupo, não há necessidade de numeração.
1,2-dimetilbenzeno
orto-dimetilbenzeno
3
1,4-dimetilbenzeno
para-dimetilbenzeno
1,3-dimetilbenzeno
meta-dimetilbenzeno
Para hidrocarbonetos aromáticos
com dois grupos, temos:
Prefixos
Posições dos
grupos
orto
1e2
meta
1e3
para
1e4
CH3
1
2
3 CH — CH
2
3
3-etil-1,1-dimetilciclopentano
MÓDULO 14
CH3
CH3
Álcool, Fenol, Aldeído e Cetona
1. ÁLCOOL, ALDEÍDO E CETONA
Função
Álcool
Conceito
Grupo Funcional
Sufixo
— OH
— OH (hidroxila)
R — OH
– ol
ligado a C saturado
=
O
=
—C
H
—
(aldoxila)
—C—
na ponta da cadeia
– al
—
entre dois carbonos R — C — R ou R — CO — R
266 –
=
— C — (carbonila)
O
=
—C—
O
=
=
Cetona
O
=
H—C
H
metanal
formol
O
=
R—C
ou R — CHO
H
O
O
H2
H3C — C — OH
etanol
—
Aldeído
Aldeído
O
Exemplo
– ona
H3C — C — CH3
propanona
acetona
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 267
hidroxibenzeno (fenol comum,
ácido fênico)
benzenol (1993)
A característica mais importante da maioria dos fenóis é que eles apresentam propriedades desinfetantes.
Exemplo
creolina (mistura de fenóis).
OH
2
—
3
OH
OH
|
H3C — CH2 — CH2
|
H3C — CH — CH3
1-propanol
(propan-1-ol)
2-propanol
(propan-2-ol)
|
H3C — CH2 — CH — CH3
2-butanol (butan-2-ol)
❑
Cadeias com grupos ou insaturações
Ordem de prioridade na numeração da cadeia:
Função > insaturação > grupo
O
1
—
CH3
3-metilbutanal
H
Álcool
grupo
álcool .................... + ico
metanol
(IUPAC)
álcool
metílico
H3C — CH2 — OH
❑
tóxico; combustível
(aviões a jato, carros
de corrida); obtenção do formol; anticongelante.
etanol
(IUPAC)
álcool
etílico
bebida alcoólica;
combustível; solvente; desinfetante; obtenção do
vinagre.
Cetona
nome dos grupos + cetona
O
–
–
OH
2
H3C — C H — CH2 — C
—
❑
H3C — OH
Exemplos
3
4. NOMENCLATURA UTILIZANDO GRUPOS
3. REGRAS DA IUPAC
• No caso de o álcool apresentar três ou mais
átomos de carbono, deveremos indicar a posição do
grupo – OH por número; para isso, contamos a cadeia
carbônica a partir da extremidade mais próxima do
grupo – OH.
4
1
H3C— C— C — CH2
H2
CH3
3-metil-1-butanol
O grupo hidroxila (– OH) é ligado diretamente no anel benzênico.
OH
—
H
4
—
2. FENOL
H3C – C – CH3
{
Observação
propanona (IUPAC) solvente de tintas, vernizes e
dimetilcetona
esmaltes.
{
OH
|
H2C = CH
etenol
Este tipo de composto não é um álcool, pertence a
uma função denominada enol.
– 267
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 02/01/14 17:04 Página 268
Ácido Carboxílico, Éster e Éter
MÓDULO 15
1. ÁCIDO CARBOXÍLICO, ÉSTER E ÉTER
Função
Grupo Funcional
—
O
=
O—
R—O—R
2. EXEMPLOS DE ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
Oácido metanoico (IUPAC) desinfetante; fixador de pigmenH– C ácido fórmico
tos e corantes em
OH
tecidos
O ácido etanoico (IUPAC)
vinagre; produção
ácido acético
de polímeros
OH
ácido benzoico
conservante de
alimentos
ácido etanodioico
(IUPAC)
OH ácido oxálico
tomate; espinafre;
fixador de tintas
OH
O
O
C– C
OH
Observações
• O suor humano contém ácidos carboxílicos.
• Os principais grupos derivados dos ácidos carboxílicos são:
O
H— C
metanoíla ou formila
268 –
O — CH3
etanoato de metila
acetato de metila
– oato de ila
O — R ou R — COO — R
Éter
O
H3C — C
O
H3C — C
etanoíla ou acetila
prefixo + oxi +
hidrocarboneto
O
=
—
—
—
O
=
R—C
C
OH
ácido etanoico
ácido acético
– oico
OH ou R — COOH
— O — entre carbonos
H3C – C
O
=
—
OH
H3C — C
O
=
R—C
presença de — C
Éster
Exemplo
O
=
—
Ácido
Carboxílico
presença de — C
(carboxila)
Sufixo
H2
H2
H3C — C — O — C — CH3
etoxietano
éter etílico
3. CARACTERÍSTICAS DOS ÉSTERES E ÉTERES
• Os ésteres são substâncias muito abundantes na
natureza e podem ser encontrados nas frutas, óleos e
gorduras (origem vegetal e animal) e ceras (origem vegetal e animal).
• Os principais flavorizantes (aromatizantes) artificiais são ésteres.
Exemplos
O
H3C — C
O — CH2 — CH3
etanoato de etila (IUPAC)
flavorizante de maçã
acetato de etila
O
H3C — (CH2 )2 — C
O — (CH2)3 — CH3
butanoato de butila
flavorizante de abacaxi
O
H3C — C
O— (CH2 )7— CH3
etanoato de octila (IUPAC)
acetato de octila
flavorizante de laranja
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 269
• Principal éter
H3C — CH2 — O — CH2 — CH3
etoxietano (IUPAC)
éter dietílico
éter etílico
éter sulfúrico
éter comum
MÓDULO 16
solvente, anestésico
Amina e Amida
1. PRINCIPAIS GRUPOS ORGÂNICOS
H2
H3C — C —
H3C —
etil
propil
H3C — CH — CH3
H2
H3C — CH2 — CH2 — C —
isopropil
butil
H2
H3C — CH — C —
—
—
metil
H2
H3C — CH2 — C —
CH3
—
—
isobutil
H3C — C — CH3
—
H3C — CH2 — C — CH3
H
s-butil (secbutil)
CH3
t-butil (tercbutil)
H2
C—
H
H 2C = C —
fenil
vinil
H3C — N — CH3 trimetilamina
|
CH3
2. AMINAS
São obtidas a partir da substituição de um ou
mais hidrogênios da amônia (NH3) por grupos.
R — NH2 = amina primária
–1H
—
H—N—H
benzil
–2H
H
–3H
R — N — R = amina secundária
|
H
t-butilamina
3. AMIDAS
O
Presença do grupo — C
—
N—
—
R — N — R = amina terciária
|
R
CH3
|
H3C — C — NH2
|
CH3
Nomenclatura IUPAC: nome do grupo + amina
O
Fórmula geral
NH2
H3C — NH2
fenilamina (IUPAC) fabricação
anilina
de corantes
{
metilamina
R —C
ou
R — CONH2
NH2
Nomenclatura IUPAC: sufixo amida
– 269
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 270
O
=
etanamida (IUPAC)
–
–
amina
—
H3C — C
NH2
acetamida (usual)
benzocaína
(anestésico local)
O
C – O – CH2 – CH3
H2N
—
éster
NH2
ureia
—
O =C
NH2
{
presente na urina; primeiro composto orgânico obtido em
laboratório; usada como adubo,
na alimentação de gados e produção de medicamentos.
4. COMPOSTO DE FUNÇÃO MISTA
5. IONIZAÇÃO DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS
• ácidos carboxílicos
água
⎯⎯→ H+ + R – COO–
R – COOH ←⎯⎯
• fenóis: caráter ácido
Composto que apresenta grupos
funcionais diferentes.
água
⎯⎯→ H+ +
OH ←⎯⎯
O
–
Exemplos
–
NH2
–
O
–
–
H3C – CH – C
ácido
carboxílico
OH
amina
fenol
OH
alanina
(usada pelos
organismos
vivos na síntese
de proteínas)
• aminas: caráter básico
⎯⎯→ R – NH + + OH–
R – NH2 + HOH ←⎯⎯
3
Exemplos
⎯→ H + + H C — COO –
H3C — COOH ←⎯
3
ácido acético
éter
⎯→ H + +
OH ←⎯
O – CH3
eugenol
(anestésico local)
CH2 – CH –
– CH2
270 –
acetato
–
O
fenóxido
⎯→ H C — NH + + OH–
H3C — NH2 + HOH ←⎯
3
3
metilamina
metilamônio
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 271
MÓDULO 17
Isomeria Plana
1. ISÔMEROS
igual fórmula
molecular
dois ou mais
compostos apresentam
diferentes
diferentes fórmulas
estruturais
Exemplo: Fórmula molecular: C3H6
• Esse fenômeno
é chamado de
isomeria.
—
—
CH2
H2C — CH2
H2C = CH — CH3
propeno
ciclopropano
isômeros
O estudo da isomeria será dividido em duas partes:
• isomeria plana;
• isomeria espacial (estereoisomeria).
mesma função;
mesma cadeia;
c) Isômeros de posição posição diferente: grupo
funcional, insaturação
ou ramificação.
{
Exemplo
OH
|
H3C— CH — CH3
OH
|
H3C — CH2 — CH2
propan-2-ol
propan-1-ol
(OH está no C2)
(OH está no C1)
C3H8O
C3H8O
mesma função;
Isômeros de
mesma cadeia heterogênea;
d) compensação posição diferente do
ou metâmeros
heteroátomo.
{
2. CLASSIFICAÇÃO DA ISOMERIA PLANA
Exemplo
A isomeria plana (diferença entre os isômeros visível
na fórmula estrutural plana) é subdividida em
H3C— O — CH2— CH2— CH3
metoxipropano
a) isomeria de função;
H3C — CH2 — O —CH2—CH3
etoxietano
b) isomeria de cadeia;
(O está entre os C 1 e 2)
(O está entre os C 2 e 3)
c) isomeria de posição;
C4H10O
C4H10O
d) isomeria de compensação (metameria);
e) isomeria dinâmica (tautomeria).
{
funções diferentes;
e) Tautômeros estão em equilíbrio;
migração do H e da dupla.
a) Isômeros de função: funções diferentes
Exemplo
O
mesma função;
{ cadeia
diferente.
H
etenol
(enol)
C2H4O
OH
O
—
—
—
H
propanona
(cetona)
C3H6O
— C — CH
H— C —
3
—
H — C —C — CH3
—
but-1-eno
(aberta)
C4H8
H2C — CH2
|
|
H2C — CH2
ciclobutano
(fechada)
C4H8
H
—
H
Exemplo
H3C — CH2 — CH = CH2
— C—H
H— C —
H — C —C
H
etanal
(aldeído)
C2H4O
OH
O
—
b) Isômeros de cadeia
Propanona
(cetona)
C3H6O
—
Propanal
(aldeído)
C3H6O
H
—
H
O
||
H3C — C — CH3
—
H3C — CH2 —C
H
prop-1-en-2-ol
(enol)
C3H6O
– 271
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 272
MÓDULO 18
Isomeria Geométrica
1. ISOMERIA GEOMÉTRICA OU CIS-TRANS
compostos diferentes:
trans-1,2-dicloroeteno.
cis-1,2-dicloroeteno
e
É um tipo de isomeria espacial presente em compostos de cadeia aberta com dupla ligação
(mais importante) e em compostos de cadeia
fechada saturada.
2. COMPOSTOS DE CADEIA ABERTA COM
DUPLA-LIGAÇÃO
Condição
Deve haver ligantes diferentes nos átomos
de carbono da dupla-ligação.
b
a
b e c
Os isômeros cis e trans têm fórmulas espaciais diferentes, portanto são isômeros espaciais ou estereoisômeros.
C=C
—
b
b
a
—
—
—
b
a
—
—
C=C
—
—
—
—
C=C
a
c
—
a
a
—
a
b
d
c
d a b e a c
Exemplos
3. COMPOSTOS DE CADEIA FECHADA
SATURADA
—
—
—
—
H — C = C — CH 2 — CH 3 but-1-eno (não apresenta
isomeria geométrica
H
H
H3C — C = C — CH 3 but-2-eno (apresenta
isomeria geométrica)
H
H
A dupla ligação impede a rotação entre os
átomos de carbono da dupla. Os ligantes
diferentes irão originar dois compostos diferentes: isômero cis e isômero trans.
Condição
Haver pelo menos dois átomos de carbono
do ciclo com ligantes diferentes.
O composto 1,2-dibromociclopropano
(
Br
(
apresenta isomeria geométrica,
Br
portanto existem dois compostos diferentes.
Isômero cis: apresenta ligantes iguais ou de
maior massa molar no mesmo lado com
relação à dupla ligação.
Isômero trans: apresenta ligantes iguais ou
de maior massa molar em lados opostos.
O composto 1,2-dicloroeteno
(
)
H—C=C—H
|
Cl
|
Cl
apresenta isomeria geométrica, portanto existem dois
272 –
cis-1,2-dibromociclopropano
trans-1,2-dibromociclopropano
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 273
FRENTE 3
Química Geral e Inorgânica e Físico-Química
MÓDULO 11
Compostos Inorgânicos (II): Sais: Definição e Nomenclatura
1. TABELA DOS PRINCIPAIS ÂNIONS
F–: ânion fluoreto
I–: ânion iodeto
Br–: ânion brometo
Cl–: ânion cloreto
Exemplos
água
⎯⎯→ Na+ + Cl–
NaCl ←⎯⎯
água
⎯⎯→ Mg2+ + SO 2–
MgSO4 ←⎯⎯
4
3. NOMENCLATURA DOS SAIS
CN–: ânion cianeto
nome do ânion de nome do cátion
S2–: ânion sulfeto
Exemplos
NaCl: cloreto de sódio
CaCO3: carbonato de cálcio
NaHCO3: hidrogenocarbonato de sódio ou bicarbonato de sódio
Ca3(PO4)2: fosfato de cálcio
Fe2(SO4)3: sulfato de ferro (III)
–
NO3:
–
NO2:
ânion nitrato
ânion nitrito
–
MnO4: ânion permanganato
–
HCO3: ânion hidrogenocarbonato ou ânion
bicarbonato
2–
CO3 : ânion carbonato
SO42–: ânion sulfato
2–
SO3 : ânion sulfito
2–
CrO4 : ânion cromato
2–
Cr2O7 : ânion dicromato
3–
PO4 : ânion fosfato
Ni(NO3)2: nitrato de níquel (II) (verde)
K2Cr2O7: dicromato de potássio (laranja)
CuSO4 . 5H2O: sulfato de cobre (II) pentaidratado (azul)
3–
BO3 : ânion borato
2. DEFINIÇÃO DE SAL PELA TEORIA DE
ARRHENIUS
É todo composto que apresenta um cátion
proveniente de uma base e um ânion
proveniente de um ácido.
Exemplos
cátion Na+ proveniente do NaOH (base)
NaCl
ânion Cl– proveniente do HCl (ácido)
{
4. PRINCIPAIS SAIS
Sais
Aplicações
NaCl
alimentação, soro fisiológico (0,9% de
NaCl), conservação de carnes e peixes.
CaCO3
calcário, mármore, obtenção da cal
(CaO), adição aos solos para diminuir
acidez, fabricação de vidro e cimento,
formação de cavernas.
NaNO3
salitre do Chile, fertilizante e componente da pólvora (NaNO3 + C + S).
NaHCO3
bicarbonato de sódio, antiácido
estomacal (Sonrisal, Eno etc.), extintor de
incêndio tipo espuma, fermento de bolos,
pães etc., componente dos talcos
desodorantes.
Na2CO3
barrilha ou soda, fabricação de vidro,
tratamento da água.
{
2+
MgSO4 cátion Mg proveniente do Mg(OH)2 (base)
2–
ânion SO4 proveniente do H2SO4 (ácido)
Os sais são compostos iônicos e, em solução aquosa, sofrem dissociação iônica.
– 273
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 274
MÓDULO 12
Óxidos: Definição, Nomenclatura, Óxidos Básicos e Óxidos Ácidos
1. ÓXIDO
É um composto formado de oxigênio e
outro elemento (E) menos eletronegativo.
Fórmula geral: ExOy
Eletronegatividade: E < O
Exemplos
Na2O, CaO, Al2O3, CO, CO2, NO, NO2, SO2, SO3,
Cl2O.
Observação: OF2 (fluoreto de oxigênio) não é
óxido.
CaO: óxido de cálcio.
2. NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS
4. ÓXIDOS ÁCIDOS COMUNS
(mono)
(di)
óxido de
(tri)
(di) nome de E
(tri)
Os prefixos mono, di, tri etc. indicam os valores de x
e y na fórmula do óxido. O prefixo mono, diante do
nome de E, é comumente omitido.
Exemplos
Reação de CaO com H 2O.
óxidos dos não metais
Exemplos
CO2, SO2, SO3, NO2.
Reações
CO:
monóxido de carbono
Óxido ácido + água → ácido
CO2:
dióxido de carbono
Óxido ácido + base → sal + água
SO3:
trióxido de enxofre
Fe3O4: tetróxido de triferro
P2O5:
pentóxido de difósforo
Cl2O7: heptóxido de dicloro
E → Nox fixo → os prefixos mono, di, tri etc.
podem ser omitidos.
Exemplos
Na2O: óxido de sódio
CaO: óxido de cálcio
Al2O3: óxido de alumínio
3. ÓXIDOS BÁSICOS COMUNS
Óxidos dos metais alcalinos (1A) e alcalinoterrosos (2A)
Exemplos
CO2 + H2O → H2CO3
SO3 + H2O → H2SO4
O gás carbônico (CO2) está presente na água da
chuva, na água com gás e nos refrigerantes.
Reação para identificar a presença de CO2 :
CO2 + Ca(OH)2 →↓CaCO3 + H2O
insolúvel
CO2
Exemplos
Na2O, K2O, CaO, BaO
Reações:
Óxido básico + água → base
Óxido básico + ácido → sal + água
Exemplos
CaO + H2O → Ca(OH)2
CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O
274 –
CaCO3
Turvação
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 275
5. PRINCIPAIS ÓXIDOS
ÓXIDOS
CARACTERÍSTICAS
CaO
cal virgem ou cal viva, pintura a cal, argamassa, adição aos solos para diminuir
acidez.
CO2
gás carbônico, efeito estufa, gás da água com gás, refrigerantes e certas bebidas
alcoólicas, no estado sólido é conhecido como gelo seco, sendo também utilizado no
extintor de incêndio.
CO
tóxico, poluente.
SO2
tóxico, poluente, causa a chuva ácida (H2SO4).
NO2
gás marrom, poluente, causa a chuva ácida (HNO3)
Fe2O3
Al2O3 x H2O
SnO2
hematita, produção do ferro.
bauxita, produção do alumínio.
cassiterita, produção do estanho.
6. PERÓXIDOS
Peróxidos são óxidos em que o oxigênio tem
Nox= – 1. Apresentam a ligação: [O — O]
Exemplos
H2O2: peróxido de hidrogênio (água oxigenada): H — O — O — H
Na2O2: peróxido de sódio:Na1+ (O — O)2–
2
BaO2: peróxido de bário: Ba2+ (O — O)2–
7. ÓXIDOS NEUTROS
Óxidos neutros são óxidos que não reagem com a água, nem com os ácidos, nem com as bases. Os mais
importantes são CO, NO e N2O (gás hilariante).
– 275
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MÓDULO 13
Reação de Dupla-Troca – Tabela de Solubilidade
1. REAÇÕES DE DUPLA-TROCA
Dois compostos reagem entre si, trocando seus componentes e dando origem a dois novos compostos.
A equação geral é:
AB + CD
AD + CB
A reação de dupla-troca só ocorrerá se um dos produtos (AD e/ou CB) for mais:
• fraco
• insolúvel
• volátil
2. REGRAS DE SOLUBILIDADE EM ÁGUA
Com o conhecimento de certas regras, podemos presumir se um composto é ou não solúvel em água, sem utilizar
o valor da solubilidade (S) do composto.
Observação
Quando se afirma que um composto é insolúvel, na verdade queremos dizer que sua solubilidade em água é muito
pequena, pois nenhum composto é totalmente insolúvel.
As principais regras são:
R) 1
R) 2
ÍONS
MAIORIA
Alcalinos e amônio
Solúvel
Li+, Na+, K+ e NH4+
NaCl, NH4MnO4
Nitrato
Solúvel
NO–3
AgNO3, Ca(NO3)2
Sulfato
Solúvel
SO2–
4
ZnSO4, Al2(SO4)3
EXCEÇÕES
Nenhuma
Nenhuma
Insolúvel
R) 3
BaSO4, CaSO4, RaSO4
SrSO4, PbSO4
Cloreto
R) 4
Cl –
Idem Br– e I–
Solúvel
Insolúvel
CaCl2, AlCl3
AgCl, PbCl2
Insolúvel
Carbonato, fosfato
R) 5
3–
CO2–
3 , PO4
Solúvel
CaCO3, BaCO3,
vide R) 1
Ca3(PO4)2, Ba3(PO4)2
Solúvel
Insolúvel
Bases
R) 6
OH–
1A: NaOH, KOH
AgOH, Zn(OH)2, Fe(OH)3,
Mg(OH)2
276 –
2A: Ca(OH)2, Ba(OH)2,
NH4OH ou NH3
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❑
Exemplos de compostos insolúveis
A reação entre NaCl e AgNO3 ocorre graças à
formação de um composto insolúvel (AgCl).
Precipitação de AgCl observada no
momento em que uma solução
aquosa de AgNO 3 é adicionada
a uma solução aquosa de NaC l .
AgCl
Fe(OH)3
Cu(OH)2
3. EXEMPLO DE REAÇÃO DE DUPLA-TROCA
Podemos escrever a reação entre NaCl e AgNO3 na
forma iônica, utilizando a seguinte regra:
separar os íons dos sais solúveis.
NaCl + AgNO3
solúvel
solúvel
MÓDULO 14
AgCl + NaNO3
insolúvel
solúvel
–
–
–
Na++ Cl + Ag+ + NO3 ⎯→ AgCl + Na + + NO3
ou insolúvel
–
Cl (aq) + Ag+(aq) ⎯→ AgCl(s)
Reação de Dupla-Troca – Força e Volatilidade
1. FORÇA DOS
PRINCIPAIS ÁCIDOS
Ácido forte: ionização gera grande quantidade de
íons.
Como você pode decidir se um ácido ou base é fraco(a)?
A maneira mais fácil é lembrar os poucos que são
fortes (ver a lista a seguir), pois todos os outros serão,
possivelmente, fracos.
Alguns ácidos fortes:
HCl
ácido
clorídrico
H2O
+
–
⎯⎯→
←⎯⎯ H + Cl
muitos íons
Ácidos dos halogênios – HCl, HBr e HI
Ácido nítrico – HNO3
Ácido sulfúrico – H2SO4
Ácido fraco: ionização gera pequena quantidade
de íons.
H2O
⎯⎯→ H+ + H C – COO–
H3C – COOH ←⎯⎯
3
ácido etanoico
poucos íons
ácido acético
Ácido perclórico – HClO4
Algumas bases fortes comuns:
Hidróxidos do Grupo 1A – LiOH, NaOH, KOH
Hidróxidos do Grupo 2A – Ca(OH)2, Sr(OH)2
e Ba(OH)2
– 277
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 278
2. VOLATILIDADE
Composto fixo: alto ponto de ebulição, isto é, dificuldade para passar para o estado gasoso.
Composto volátil: baixo ponto de ebulição, isto é, facilidade para passar para o estado gasoso.
ÁCIDOS
BASES
SAIS
Fixos: H2SO4 e H3PO4
Volátil: NH4OH
Fixas: as demais
Voláteis: restantes: HCl, HF,
Fixos: todos
HCN, H2S, H3CCOOH, HNO3
3. PRINCIPAIS COMPOSTOS INSTÁVEIS
Compostos que se decompõem
Em uma reação de dupla-troca, devemos utilizar os
produtos de suas decomposições.
Exemplo
com grande facilidade.
H2CO3
⎯⎯→
CO2
+
H2O
NH3
+
H2O
Ca CO3 + H2 SO4
CaSO4 + H2CO3
instável
ácido carbônico
NH4OH ⎯⎯→
hidróxido de amônio
CaCO3 + H2SO4 ⎯⎯→ CaSO4 + CO2 + H2O
4. EXEMPLOS DE REAÇÕES DE DUPLA-TROCA
Na2 S + 2 H Cl ⎯⎯→ 2 NaCl + H2S
ácido forte
ácido fraco
Δ
NaOH + NH4Cl ⎯⎯→ NaCl + NH4OH
base forte
278 –
base fraca e instável
NaOH + NH4Cl ⎯⎯→ NaCl + NH3 + H2O
Δ
2Na Cl + H2SO4 ⎯⎯→ Na2SO4 + 2HCl
ácido fixo
ácido volátil
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 02/01/14 16:48 Página 279
MÓDULO 15
Cinética Química I:
Velocidade (Rapidez) de uma Reação Química
1. INTRODUÇÃO
Há reações químicas mais lentas e outras mais rápidas. Assim,
por exemplo:
apresentados foram determinados
experimentalmente a partir de
0,8mol/L de água oxigenada.
2H2O2 → 2H2O +
t = 0min 0,8mol/L
O2
0
0
t = 10min 0,5mol/L 0,3mol/L 0,15mol/L
t = 20min 0,3mol/L 0,5mol/L 0,25mol/L
3. VELOCIDADE MÉDIA
DE UMA REAÇÃO (vm)
A velocidade ou rapidez com que
uma reação química se processa não
é necessariamente a mesma ao longo
de toda a sua duração. Por isso,
costuma-se trabalhar com a velocidade média.
t = 30min 0,2mol/L 0,6mol/L 0,30mol/L
diminui aumenta aumenta
É a relação entre a variação da
concentração de um dos reagentes ou de um dos produtos
e o intervalo de tempo no qual
ocorreu essa variação.
variação da concentração
vm = –––––––––––––––––––––––––––
variação de tempo
Δ[ ]
ou vm = ––––––
Δt
A queima de uma vela
demora algumas horas.
Δ[ ] = variação da concentração
em mol/L =[ ]f –[ ]i
Δt = variação de tempo = tf – ti
Assim, a velocidade média pode
ser expressa por:
Δ [reagente]
vm = ––––––––––––––
Δt
Velocidade média de
consumo
ou
A reação entre o metal potássio e
a água ocorre numa fração de segundo.
2. VARIAÇÃO DAS
CONCENTRAÇÕES DOS
REAGENTES E PRODUTOS
NO DECORRER DA REAÇÃO
Consideremos a reação de decomposição da água oxigenada segundo a equação a seguir. Os dados
Para qualquer reação química,
sempre temos:
quantidade do reagente
diminui com o tempo
quantidade do produto
aumenta com o tempo
Δ [produto]
vm = ––––––––––––––
Δt
Velocidade média de
formação
Observações
• vm é uma quantidade sempre
positiva.
• Para calcular vm, podemos
usar outras grandezas, tais
como:
– 279
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 280
Δm
Δn
ΔV
vm = –––– vm = –––– vm = ––––
Δt
Δt
Δt
Δn = variação da quantidade de matéria
Δm = variação da massa
ΔV = variação do volume
4. EXEMPLO
Calcular as velocidades médias
com relação a H2O2, H2O e O2 no
intervalo de 0 a 10min (usar os dados
do item 2).
vm H
2O2
vm
H2O2
vm H
2O
vm
H2O
2
vm
O2
0,15mol/L – 0mol/L
–––––––––––––––––
10min – 0min
= 0,015mol/ L. min
Nesse intervalo de 0 a 10min,
temos a formação de 0,015mol de O2
por min.
= 0,03mol/ L. min
Complexo Ativado – Energia de Ativação
Explica o caminho da reação, isto é, como os reagentes originam os produtos.
Considere a reação genérica:
AB + C → A + BC
colisão origina complexo origina
A + BC
⎯⎯→
⎯⎯→
entre
ativado
AB e C
[ABC]
Complexo ativado de uma reação é uma estrutura instável e intermediária entre os reagentes e os produtos.
• AB + C
reagentes
R
Energia
ER
[ABC]
complexo
ativado
[H2I2]
→
complexo
ativado
→
2. ENERGIA DE ATIVAÇÃO DE UMA REAÇÃO
(Ea)
É a energia fornecida aos reagentes para
formar o complexo ativado dessa reação.
+
C
reagentes
A + BC
produtos
→
[ABC] → A + BC
complexo ativado produtos
CA
P
ECA
EP
Sempre temos: ECA > ER e ECA > EP
AB
Exemplo
→
H2 + I2
reagentes
vm O =
0,3mol/L – 0mol/L
= ––––––––––––––––––––
10min – 0min
1. TEORIA DO COMPLEXO ATIVADO
AB + C →
reagentes
Δ[O2]
vm O = –––––––
2
Δt
= 0,03mol/ L. min
Nesse intervalo de 0 a 10min,
temos o consumo de 0,03mol de
H2O2 por min.
Δ[H2O]
vm H O = ––––––––
2
Δt
Δ[H2O2]
vm H O = ––––––––
2 2
Δt
MÓDULO 16
Nesse intervalo de 0 a 10min,
temos a formação de 0,03mol de H2O
por min.
|0,5mol/L – 0,8mol/L|
= ––––––––––––––––––––
10min – 0min
R
ER
[ABC]
energia
fornecida
complexo
ativado
Ea
CA
E
CA
energia
liberada
A + BC
produtos
P
EP
Cálculo de Ea:
2 HI
produto
Ea = ECA – ER
Sabemos que a energia de ativação para uma reação
• depende da natureza da reação.
reação rápida: baixa Ea
reação lenta: alta Ea
• é independente da temperatura e da concentração.
3. CONDIÇÕES NECESSÁRIAS PARA HAVER
A FORMAÇÃO DO COMPLEXO ATIVADO
Observações
• Nem toda colisão entre as partículas dos reagentes resulta em reação.
• A colisão que resulta em reação é chamada de
colisão efetiva.
• O número de colisões efetivas é mínimo em relação ao número de colisões não efetivas.
280 –
Considere a reação genérica:
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 281
Para haver a formação do complexo ativado, duas
condições são necessárias:
1.a) A colisão deve ocorrer numa posição geométrica
favorável à formação do complexo ativado.
4. DIAGRAMAS DE ENERGIA
DE ATIVAÇÃO (Ea)
A sequência:
reagentes
energia complexo energia produtos
ativado
liberada
fornecida
Ea
é chamada caminho da reação.
energia liberada > Ea: reação exotérmica (ΔH < 0)
energia liberada < Ea: reação endotérmica (ΔH > 0)
2.a) A colisão deve ocorrer com energia igual ou superior à energia do complexo ativado da reação.
Reação endotérmica (ΔH > 0)
Observação
Considerando a reação:
A2 + B2 → 2AB
Reação exotérmica (ΔH < 0)
Quanto maior a energia de ativação, menor a velocidade da reação.
A reação da direita (a seguir) é mais rápida que a reação à esquerda.
MÓDULO 17
Fatores que Alteram a Velocidade de uma Reação:
Temperatura, Superfície de Contato e Catalisador
1. INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DE REAÇÃO
implica
Aumento da temperatura ⎯⎯⎯⎯→ Aumento da velocidade de reação
Explicação: colisões mais energéticas → aumento do número de colisões efetivas
– 281
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 282
Exemplo
Maior superfície
implica
⎯⎯⎯⎯→
do reagente sólido
Maior velocidade
de reação
Explicação
maior superfície → maior número de colisões
Exemplo
Reação do CaCO3 com HCl em excesso.
Reação do Sb com Br2 a 25oC
(reação mais lenta)
Reação do Sb com Br2 a 75oC
(reação mais rápida)
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
↓
10g (pedaço)
v1 (25oC)
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
↓
10g (pó)
v2 (25oC)
}
v2 > v1
2. INFLUÊNCIA DA SUPERFÍCIE DO
REAGENTE SÓLIDO NA VELOCIDADE DE REAÇÃO
Quando um reagente está no estado sólido, a reação ocorre apenas na sua superfície.
CaCO3 em pedaço
(reação mais lenta)
CaCO3 em pó
(reação mais rápida)
Quanto mais fragmentado está o sólido, maior é a superfície exposta. O número de colisões aumenta, determinando
também um aumento na velocidade da reação.
282 –
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:39 Página 283
Observação
Sólidos em pó reagem mais rapidamente.
3. INFLUÊNCIA DO CATALISADOR
NA VELOCIDADE DE REAÇÃO
implica
Catalisador ⎯⎯⎯⎯→ Maior velocidade
de reação
com catalisador (reação
rápida)
Explicação: Catalisador é uma substância que
diminui a energia de ativação.
Exemplo: Decomposição da água oxigenada.
Observe os gráficos.
1) 2 H2O2 ⎯→ 2 H2O + O2 v1 (25°C) v2 > v1
MnO2
2) 2 H2O2 ⎯⎯→ 2 H2O+O2 v2 (25°C) MnO2:
catalisador
}
❑
Propriedades do catalisador
• Não é consumido, portanto pode ser recuperado
no final da reação.
• Não altera o ΔH da reação.
❑
A decomposição da água oxigenada é mais rápida
na presença de MnO2, pois este atua como catalisador.
Ação do catalisador
O catalisador forma um composto inter mediário com um dos reagentes, possibilitando
para a reação um novo caminho (mecanismo),
no qual a energia de ativação é menor.
Exemplo
NO2
1 O ⎯⎯→
SO2 + ––
SO3
2 2
sem catalisador
(reação lenta)
{
SO2 + NO2 → SO3 + NO
1
NO + –– O2 → NO2
2
NO2 = catalisador
– 283
C23S_NOTURNO_QUIMICA_TEORIA_2014_ALICE 18/12/13 09:40 Página 284
MÓDULO 18
Equação da Velocidade
1. INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DOS
REAGENTES NA VELOCIDADE DE REAÇÃO
Para a maioria das reações químicas, temos:
Aumento da
concentração
dos reagentes
implica
⎯⎯⎯⎯→
Aumento da
velocidade
de reação
Explicação
Aumento do número
Aumento do número de
de moléculas dos
⎯→ colisões entre as moléreagentes.
culas dos reagentes.
Exemplo
Decomposição da água oxigenada.
2 H2O2 ⎯⎯→ 2 H2O + O2
exp. 1 0,10 mol/L
exp. 2 0,20 mol/L
v = 1,01 . 10–3 mol/L . min
v = 2,02 . 10–3 mol/L . min
Observe que, ao dobrar a concentração da água
oxigenada (reagente), a velocidade da reação dobrou.
2. EQUAÇÃO OU LEI
DA VELOCIDADE DE REAÇÃO
Equação que mostra a relação entre a velocidade de reação e a concentração do reagente.
A equação da velocidade é determinada experimentalmente, isto é, comparando a variação da concentração do reagente com a
variação da velocidade.
Exemplos: a) 2 H2O2 → 2 H2O + O2
Vimos que, ao dobrar a concentração de H2O2, a
velocidade da reação dobra. Isto sugere que a velocidade desta reação é diretamente proporcional à
concentração de H2O2, portanto a equação da
velocidade dessa reação é
v = k [H2O2]1 reação de 1.a ordem
v = velocidade da reação
k = constante de velocidade (constante de proporcionalidade)
[H2O2] = concentração em mol/L de H2O2
expoente 1 é chamado de ordem
Cálculo do k
Usando os dados do experimento 1, temos:
v
v = k [H2O2] ou k = ––––––
[H2O2]
1,01 . 10–3 mol/L . min
k = ––––––––––––––––––––
0,10 mol/L
k = 1,01 . 10–2/min
284 –
b) 2 H2(g) + 2 NO(g) → N2(g) + 2 H2O(g)
Experimentos
[H2]
NO
velocidade (mol/L . s)
1
0,10
0,10
0,10
2
0,20
0,10
0,20
3
0,20
0,20
0,80
Analisando e comparando os experimentos, temos:
1 e 2 [H2]
0,10
0,20
x2
v
0,10
0,20
2 e 3 [NO]
0,10 x2
0,20
v
0,20
0,80
x2
x4
冦
v é diretamente
proporcional à [H2]
1.a ordem
冦
v é diretamente
proporcional ao
quadrado da [NO]
2.a ordem
A equação da velocidade é:
v = k [H2] [NO]2
reação de 3.a ordem
c) NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g)
Experimentos [NO2]
[CO]
velocidade (mol/L . s)
1
0,1
0,1
5,0 . 10–2
2
0,1
0,2
5,0 . 10–2
3
0,2
0,2
20 . 10–2
Analisando e comparando os experimentos, temos:
1 e 2 [CO]
v
–2
0,1
dobra 5. 10–2
0,2
5. 10
2 e 3 [NO2]
0,1 x2
0,2
v
5,0 . 10–2
20 . 10–2
constante
冦
v não depende
da [CO] ordem
zero
x4
冦
v é diretamente
proporcional ao
quadrado da
[NO2] 2.a ordem
A equação da velocidade é:
v = k [CO]0 [NO2]2 ou v = k [NO2]2
reação de 2.a ordem
Observações
• A equação da velocidade não é obtida pela equação química correspondente.
• A ordem nem sempre é igual ao coeficiente
estequiométrico.
Exemplo
2 H2O2 → 2 H2O + O2 v = k [H2O2]1
coeficiente da H2O2 é 2
ordem da reação com relação ao H2O2 é 1