conteúdo - Campus Ananindeua

Química
Elementar
Material
Didático
Equipe de Química:
(PCNA Fevereiro de 2014)
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Shirley Cristina Cabral Nascimento
(Coordenação)
Marlice Cruz Martelli
Ana Rosa C. L. M. Duarte
Marcos Vinícios de Souza Pinto
Monitores:
Fevereiro de 2014
Universidade Federal do Pará
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Cindie Caroline Reis Santos
Francidalva do Vale Lopes
Gustavo Henrique de Souza Chaves
Paulo Cardoso Gomes Júnior
Tárique Samir Bezerra Sena
Equipe de Professores
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Alexandre Guimarães Rodrigues
(Coordenação Geral)
Matemática:
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Rosana Soares (Coordenação)
Alessandra M. de Souza Lopes
Química:
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Shirley Cristina Cabral Nascimento
(Coordenação)
Marlice Cruz Martelli
Ana Rosa C.L.M. Duarte
Marcos Vinícius de Souza Pinto
Física:
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Alexandre Guimarães Rodrigues
(Coordenação)
José Benício da Cruz Costa
Alexandre Guimarães Rodrigues
Plano de aula
ASSUNTO
ESTUDO DO ÁTOMO/
LIGAÇÕES QUÍMICAS
REAÇÕES INORGÂNICAS/
ESTEQUIOMETRIA
SOLUÇÕES
CINÉTICA QUÍMICA
EQUILÍBRIO QUÍMICO
TERMODINÂMICA QUÍMICA
ELETROQUÍMICA
ORGÂNICA
TÓPICOS
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Modelos Atômicos
Noção mais detalhada da estrutura atômica
Distribuição eletrônica
Propriedades Periódicas
Natureza da ligação
Valência
Ligação Iônica
Ligação Covalente
Fórmula de compostos covalentes
Exceções à regra do octeto
Teoria da repulsão do par eletrônico da camada de valência (VSEPR)
Geometria molecular
Método para determinação da geometria
Polaridade das ligações
Diferenciar os tipos de reações;
Saber encontrar o número de oxidação de diversos compostos, assim
como ocorrem as reações Redox;
Leis Ponderais
Balanceamento
Principais relações estequiométricas
Compreender o que é um líquido;
Entender as principais propriedades dos líquidos puros;
Entender o que é solução, mistura homogênea, heterogênea,
Diferenciar os diferentes tipos de concentrações;
Calcular concentração de mistura de soluções.
Identificar a velocidade e a estequiometria das reações.
Velocidade instantânea e cinética química.
Teoria das colisões.
Energia de ativação.
Equação de Arrhenius
Fatores que influenciam a velocidade
Lei cinética da velocidade das reações.
Ordem das reações.
Compreender o conceito de reações reversíveis;
Saber calcular a concentração no equilíbrio;
Saber trabalhar com a constante de equilíbrio em termos de pressão;
Compreender como temperatura, pressão e concentração afetam o
equilíbrio;
Saber aplicar conceitos de equilíbrio no estudo da solubilidade.
Entender do que trata a efusão e a difusão molecular;
Diferenciar comportamento ideal de comportamento real de gases.
Conceitos Gerais
Poder calorífico dos Alimentos;
A Primeira Lei da Termodinâmica;
Equação termoquímica;
O estado padrão dos elementos;
Lei de Hess.
Explicar o mecanismo de reações redox em células eletroquímicas;
Entender o conceito eletrólise e dar exemplos práticos;
Aplicar as Leis de Faraday;
Verificar a importância da equação de Nernst e usá-la para medir a
concentração de íons em solução.
Compreender os conceitos básicos de Química Orgânica
Identificar os principais grupos funcionais e suas respectivas funções e
características
Identificar características de Isomeria e suas classificações
Dominar o principais mecanismos de Reação Orgânica
3
Estudo do Átomo
1. Natureza elétrica da matéria
1.1. Cargas elétricas (+ ou -);
1.2. Atração e Repulsão entre cargas elétricas.
3.4. Depois de novos estudos, foram
estabelecidas as seguintes relações:
2. Descoberta do Elétron e do Próton
2.1. Experimento de J. J. Thomson (elétron)
2.2. Experimento de Eugene Goldstein (próton)
3. Modelo Atômico de Rutherford
3.1. Experiência sobra a dispersão de partículas
alfa;
3.2. Conclusões da experiência
3.2.1.O átomo não é maciço, apresentando
mais espaço vazio do que preenchido;
3.2.2. A maior parte da massa do átomo se
encontra em uma pequena região
central (núcleo) dotada de carga
positiva, onde estão os prótons;
3.2.3.Na região ao redor do núcleo
(eletrosfera) estão girando os elétrons,
dotados de carga negativa, muito mais
leves (1.836 vezes) que os prótons;
3.2.4. A contagem do número de partículas
que atravessavam e que desviavam
permitiu fazer uma estimativa de que o
raio de um átomo de ouro (núcleo e
eletrosfera) é cerca de 10.000 vezes
maior que o raio do núcleo.
Os átomos em
geral
apresentam um raio de dez
mil a cem mil vezes maior
que seus núcleos. Assim,
se o núcleo de um átomo
fosse do mesmo diâmetro
dessa moeda, os elétrons
mais afastados poderiam estar desde cerca de 200m
até 2km de distância.
3.3. Pergunta: Se o núcleo é formado por
partículas positivas (+), por que elas não se
repelem e o núcleo não desmorona?
R = Em 1932, o cientista James Chadwick
descobriu uma outra partícula subatômica de
massa muito próxima à do próton, porém sem
carga elétrica. Essa partícula passou a ser
chamada de nêutron e localiza-se no núcleo
do átomo, juntamente com os prótons.
Ilustração esquemática de um átomo (fora de
proporção por conta da distância entre os elétrons e o
núcleo se muito grande)
- Observe que a massa do elétron é
cerca de 1.836 vezes menor que a de um próton ou de
um nêutron. Consequentemente, a perda ou ganho de
elétrons por parte de um átomo, não irá praticamente
alterar sua massa.
4. Modelo atômico de Rutherford-Bohr
4.1. Deficiências do modelo de Rutherford
4.1.1.Ao admitir que os elétrons giravam ao
redor do núcleo, criava-se um paradoxo.
Pois, como o elétron segue em
movimento
circular,
ele
está
constantemente
liberando
energia.
Então, se o elétron segue perdendo
energia, sua velocidade de rotação
diminuiria com o decorrer do tempo.
Assim, o elétron acabaria indo de
encontro ao núcleo, descrevendo um
movimento espiralado.
4
4.2. Complementação do Modelo Atômico por
Bohr
- Max Planck admitiu a hipótese de que a
energia não seria emitida de modo contínuo,
mas em “pacotes” e a cada “pacote de
energia” foi dado o nome de quantum.
- Niels Bohr, em 1913, aprimorou o modelo
atômico de Rutherford, utilizando a teoria de
Planck. Surgiram assim os chamados
postulados de Bohr:
a) Os elétrons se movem ao redor do núcleo
em um número limitado de órbitas bem
definidas, que são denominadas órbitas
estacionárias;
b) Movendo-se em uma órbita estacionária,
o elétron não emite nem absorve energia
c) Ao saltar de uma órbita estacionária, o
elétron emite ou absorve uma quantidade bem
definida de energia, chamada quantum de
energia. Essa emissão de energia é explicada
a seguir:
- Recebendo energia (térmica, elétrica,
luminosa) do exterior, o elétron salta de uma órbita
mais interna para outra mais externa e quantidade de
energia recebida é bem definida (um quantum de
energia).
Ex: Repare o seguinte esquema que
relaciona saltos dos elétrons e as respectivas raias do
espectro do átomo de hidrogênio:
- Note que cada raia do espectro está
relacionada com um diferente deslocamento do
elétron. Pode-se afirmar também que átomos com
mais elétrons darão maior número de raias espectrais.
- Assim o modelo atômico de Rutherford,
corrigido pelas ponderações de Bohr, foi dado o nome
de Modelo Atômico de Rutherford-Bohr(1913).
Obs: A situação em que os elétrons de um átomo
estão com a menor energia possível é chamada
estado fundamental desse átomo.
5.
- Ao “voltar” de um órbita mais externa para
outra mais interna, o elétron emite um quantum de
energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra
radiação eletromagnética, como ultravioleta ou raios X
(daí o nome de fóton, que é dado para esse quantum
de energia).
- Considerando que os elétrons so podem
saltar entre órbitas bem definidas, é fácil entender por
que nos espectros descontínuos aparecem sempre as
mesmas raias de cores também bem definidas. Notase, assim a ligação entre matéria e energia (nesse
caso energia luminosa).
Modelo dos Orbitais Atômicos
É notável que o elétron se comporta ora como
partícula, ora como onda, dependendo do tipo de
experiência. Devemos assim, entender o elétron como
um elemento físico que tem comportamento dual –
uma onda-partícula. De fato o físico francês De Broglie
já havia lançado a seguinte hipótese:
A todo elétron em movimento está associada uma
onda característica (princípio da dualidade ou de
De Broglie)
Outra consideração importante é que não se pode
medir com boa precisão a velocidade ou posição de
corpos muito pequenos, pois os próprios instrumentos
de medição alterariam essas determinações. Este é o
caso do elétron. Sendo assim, Werner Heisenberg
afirmou que “quando maior for a precisão na medida
da posição de um elétron, menor será a precisão na
medida de sua velocidade e vice-versa”, e enunciou o
seguinte princípio:
Não é possível calcular a posição e velocidade de
um elétron, num mesmo instante (princípio da
incerteza ou de Heisenberg).
5
Com a dificuldade de prever a posição exata de um
elétron, o cientista Erwin Schrödinger foi levado a
calcular a região onde haveria maior probabilidade de
encontrar o elétron. Essa região do espaço foi
denominada orbital.
Resultado fornecido pela simulação por computador
de muitas fotografias tiradas dos elétrons do subnível
1s
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo
onde é máxima a probabilidade de encontrar um
determinado elétron.
Comecemos com uma analogia. Imagine que
colocássemos uma máquina fotográfica próximo a
uma colmeia e tirássemos muitas fotografias, a
intervalos de tempos regulares. Veríamos um
amontoado de pontinho, e cada um deles
representaria a posição de uma abelha no momento
em que a foto foi tirada. Não faz o menor sentido
tentar descobrir qual é a trajetória seguida por uma
abelha, muito menos tentar prever sua trajetória
futura. Entretanto podemos dizer que há uma grande
probabilidade de se encontrar as abelhas muito
próximas à colmeia.
Como você pode perceber, confirma-se o que foi dito:
não dá para falar em trajetória dos elétrons. Eles
parecem mover-se de modo desordenado, e o único
padrão lógico de movimentação é que eles, na maior
parte do tempo, se concentram em uma região
esférica.
Suponha que, de cada cem pontos que aparecem no
desenho, noventa estejam localizados dentro de uma
esfera imaginada por nós. A probabilidade de
encontrar os dois elétrons 1s dentro dessa esfera é de
noventa em cem, ou seja, 90%. Vamos chamar a
região interna a essa esfera de orbital 1s.
Da mesma maneira se analisarmos as “fotos” dos
elétrons 2s, chegaremos a uma conclusão análoga,
sendo o orbital 2s uma esfera um pouco maior.
Modernamente é possível programar computadores
utilizando a equação de Schrödinger para que eles
façam uma simulação do resultado que seria obtido
caso conseguíssemos tirar muitas fotos dos elétrons
em um átomo.
Para exemplificar, considere um átomo de neônio.
Vamos simbolizar os elétrons, dois a dois, por cores
diferentes:
6
Veja agora as “fotografias” dos elétrons do subnível
2p:
Assim o conceito matemático de orbital criado pelos
cientistas, ajuda a organizar o estudo dos elétrons, o
que é fácil perceber pelo seguinte esquema:
Pelo que vemos, cada orbital pode conter, no máximo,
2 elétrons. Por quê? Segundo o conceito da física,
“quando uma carga elétrica gira ao redor de si mesma,
ela se comporta como um ímã”. Admite-se que os
elétrons (cargas elétricas negativas) giram ao redor do
seu próprio eixo, comportando como pequenos ímãs
cujos polos de sinais opostos se atraem, atenuando a
repulsão entre as cargas de mesmo sinal. Assim,
existem no máximo 2 elétrons em um orbital, não mais
do que isso.
Como você pode perceber, esses elétrons, dois a
dois, apresentam comportamento semelhante. Nesse
caso, os orbitais, chamados de orbitais 2p, têm o
formato semelhante a dois ovos (formato duplo
ovoide). Cada um deles está orientado ao longo de um
dos eixos x, y e z. Esses três orbitais juntos compõem
o subnível 2p, em que, ao todo, há 6 elétrons.
Já sabemos, então que os elétrons presentes na
eletrosfera de um átomo encontram-se em níveis de
energia formados por subníveis, e estes, por sua vez,
formados por orbitais. Cada orbital pode conter no
máximo 2 elétrons.
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Para simplificar, os químicos representam um orbital
por quadrado (ou círculo) e os elétrons por flechas,
orientadas para cima ou para baixo, representando os
dois diferentes sentidos de rotação.
Foi criado um conjunto de números, chamados
números quânticos, para representar os níveis,
subníveis, orbitais e sentidos de rotação.
Trata-se de um código matemático que associa
valores numéricos às diferentes características de um
elétron.
5.1. Os estados energéticos dos elétrons
 Duas representações para um orbital contendo
2 elétrons
Por meio de cálculos matemáticos, chegou-se a
conclusão que os elétrons se dispõem ao redor do
núcleo atômico, de acordo com o diagrama
energético abaixo:
Esse diagrama acima fornece alguns dados
importantes, como veremos a seguir:
5.1.1. Níveis energéticos
São as sete “escadas” que aparecem no diagrama
anterior. E correspondem as camadas (K, L, M, N, O,
P e Q). Em cada camada, os elétrons possuem uma
quantidade fixa de energia e por esse motivo, as
camadas também são denominadas estados
estacionários ou níveis de energia. Além disso, cada
camada comporta um número máximo de elétrons,
conforme é mostrado a seguir:
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5.1.2. Subníveis energéticos
São os “degraus” de cada escada existente no
diagrama de energia. De cada degrau para o seguinte
há, também, aumento no conteúdo de energia dos
elétrons. Esses subníveis são identificados pelo
chamado número quântico secundário ou azimutal (l),
que assume os valores 0, 1, 2 e 3, mas que é
habitualmente designado pelas letras s, p, d, f,
respectivamente.
Atualmente, esses níveis são identificados pelo
chamado número quântico principal (n), que é um
número inteiro, variando de 1 a 7.
5.1.3.Orbitais
Completando o modelo atual da eletrosfera, devemos
acrescentar que cada subnível comporta um número
diferente de orbitais, de acordo com o diagrama
energético mais completo a seguir:
Nesse diagrama, cada orbital é representado
simbolicamente por um quadradinho. Note que os
subníveis (“degraus”)
s, p, d,
f, contêm
sucessivamente 1, 3, 5, 7 (sequência de números
ímpares) orbitais. Os orbitais são identificados pelo
chamado número quântico magnético (ML ou m). O
orbital central é zero e os números são sempre
inteiros variando de –l a +l. Segue um exemplo a
seguir:
5.1.4. Spin
Por fim, cálculos matemáticos provaram que um
orbital comporta no máximo dois elétrons. No entanto,
surge uma dúvida: se os elétrons são negativos, por
que não se repelem e se afastam? A explicação é a
9
seguinte: os elétrons podem girar no mesmo sentido
ou em sentidos opostos, criando campos magnéticos
que os repelem ou os atraem. Essa rotação é
conhecida como spin (do inglês spin, girar):
Como segundo exemplo, observe o diagrama
parcial abaixo:
Neste diagrama, o elétron que está assinalado ( )
tem os seguintes números quânticos:
Daí a afirmação conhecida como princípio da exclusão
de Paull: “Um orbital comporta no máximo dois
elétrons, com spins contrários”.
Desse modo, a atração magnética entre os dois
elétrons contrabalança a repulsão elétrica entre eles.
O spin é identificado pelo chamado número quântico
de spin (Ms ou s), cujos valores são -1/2 e +1/2.
Normalmente, a representação dos elétrons nos
orbitais é feita por meio de uma seta:
Esse elétron será representado simbolicamente
por:
Indica a quantidade
de elétrons
existentes nesse
subnível
Indica o número
quântico principal
Indica o número
quântico secundário
Representa, por convenção, um elétron com
spin negativo s = -1/2
Representa, por convenção, um elétron com
spin positivo s = +1/2
5.1.5. Identificação dos elétrons
Resumindo, podemos dizer que cada elétron da
eletrosfera é identificado por seus quatro números
quânticos:
• o número quântico principal: n
• o número quântico magnético: m ou Ml
• o número quântico secundário: l
• o número quântico do spin: s ou Ms
Por exemplo, os dois elétrons do elemento hélio
têm os seguintes números quânticos:
Por analogia, podemos dizer que um elétron é
localizado por seus quatro números quânticos, da
mesma maneira que uma pessoa é localizada por seu
endereço — nome da rua, número do prédio, andar e
número do apartamento. Assim, podemos enunciar o
princípio da exclusão de Pauli:
“Num átomo, não existem dois elétrons com os
quatros números quânticos iguais.”
No preenchimento dos orbitais, outra regra importante
é a chamada regra de Hund ou da máxima
multiplicidade, que diz:
“Em um mesmo subnível, de ínicio, todos os
orbitais devem receber seu primeiro elétron, e
só depois cada orbital irá receber seu segundo
elétron.”
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Assim, a ordem de entrada dos seis elétrons num
orbital do tipo p será:
Consideremos, como exemplo, a distribuição dos 26
elétrons de um átomo de ferro (Z = 26).
Aplicando o diagrama de Pauling, temos:
Por fim, é importante não confundir:
• elétron mais afastado do núcleo (ou elétron de
valência) é aquele com maior valor do número
quântico principal (n);
• elétron mais energético é aquele situado no nível
(n) ou subnível (l) de maior energia, o que é dado pela
soma n + l. Por exemplo, na distribuição eletrônica do
átomo de escândio, temos:
O que foi feito? Apenas o seguinte: percorremos as
diagonais, no sentido indicado, colocando o número
máximo de elétrons permitido em cada subnível, até
inteirar os 26 elétrons que o ferro possui. De fato, veja
que, no último orbital atingido (3d), nós colocamos
apenas seis elétrons, com os quais completamos a
soma 26 elétrons, e não 10 elétrons, que é o máximo
que um subnível d pode comportar.
Essa é a distribuição dos elétrons num átomo de ferro
considerado em seu estado normal ou estado
fundamental. Para indicar, de modo abreviado, essa
distribuição eletrônica, escrevemos:
5.2. Distribuição Eletrônica
5.2.1. Distribuição eletrônica nos átomos neutros
A distribuição dos elétrons em um átomo neutro pode
ser feita pelo diagrama dos níveis energéticos, que
vimos no item anterior. No entanto, o cientista Linus
Pauling imaginou um diagrama que simplifica essa
tarefa e que passou a ser conhecido como diagrama
de Pauling:
Reparem que escrevemos os subníveis 1s, 2s, 2p ...
em ordem crescente de energia e colocamos um
“expoente” para indicar o número total de elétrons
existente em cada subnível considerado.
Evidentemente, a soma dos “expoentes” é igual a 26,
que é o número total de elétrons do átomo de ferro.
Veja também que, somando os “expoentes” em cada
linha horizontal, obtemos o número total de elétrons
existentes em cada camada ou nível eletrônico do
ferro. Podemos, então, concluir que a distribuição
eletrônica do átomo de ferro, por camadas, é:
5.2.2. Distribuição eletrônica nos íons
A distribuição eletrônica nos íons é semelhante à dos
átomos neutros. No entanto, é importante salientar
que os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder
(para se transformar num íon) serão recebidos ou
retirados da última camada eletrônica, e não do
subnível mais energético. Assim, por exemplo, o
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átomo de ferro (número atômico = 26) tem a seguinte
distribuição eletrônica:
Quando o átomo de enxofre ganha 2 elétrons e se
transforma no íon S²-, este terá a seguinte distribuição
eletrônica:
Ou
Ou
6. Propriedades Periódicas
Quando o átomo de ferro perde 2 elétrons e se
transforma no íon Fe²+, este terá a seguinte
distribuição eletrônica:
a) Raio atômico
Essa propriedade se relaciona com o tamanho do
átomo, e para comparar esta medida é preciso levar
em conta dois fatores:
- Quanto maior o número de níveis, maior será o
tamanho do átomo;
Ou
- O átomo que apresenta maior número de prótons
exerce uma maior atração sobre seus elétrons.
Evidentemente, se o átomo de ferro perder 3 elétrons
e se transformar no íon Fe³+, este terá a seguinte
distribuição eletrônica:
b) Energia de Ionização
Ou
Energia necessária para remover um ou mais elétrons
de um átomo isolado no estado gasoso: quanto maior
o tamanho do átomo, menor será a energia de
ionização.
- Em uma mesma família esta energia aumenta de
baixo para cima;
Consideremos agora o caso de formação de um íon
negativo, digamos, por exemplo, S²-. O enxofre
(número atômico = 16) tem a seguinte distribuição
eletrônica:
Ou
- Em um mesmo período a Energia de Ionização
aumenta da esquerda para a direita.
c) Afinidade Eletrônica
É a energia liberada quando um átomo no estado
gasoso (isolado) captura um elétron. Em uma família
ou período, quanto menor o raio, maior a afinidade
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eletrônica.
O cátion Na possui pólo (+) que atrai partículas (-).
Vejamos agora a polaridade presente nas ligações
iônicas e covalentes:
Ligação iônica: neste tipo de ligação a transferência
de elétrons é definitiva e por isso os compostos
iônicos, como o próprio nome já diz, são carregados
de cargas positivas e negativas e, portanto,
apresentam pólos. A esta definição se aplica a regra:
Toda ligação iônica é uma ligação polar.
d) Eletronegatividade
Força de atração exercida sobre os elétrons de uma
ligação. Na tabela periódica a eletronegatividade
aumenta de baixo para cima e da esquerda para a
direita.
Essa propriedade se relaciona com o raio atômico,
sendo que, quanto menor o tamanho de um átomo,
maior será a força de atração sobre os elétrons.
Ligação covalente: os pólos neste caso estão
associados à eletronegatividade.
- Se a ligação covalente for entre átomos de mesma
eletronegatividade, a ligação será apolar, porque não
ocorre formação de pólos.
Exemplo: Br ─ Br
Como se trata da ligação entre elementos iguais
(Bromo) e com mesma eletronegatividade, o
composto se classifica como apolar.
- Agora, se a ligação covalente for entre átomos com
eletronegatividades diferentes, a ligação será polar.
Esta diferença induz o acúmulo de carga negativa ao
redor do elemento mais eletronegativo, gerando
assim, pólos na molécula.
A escala de eletronegatividade de Pauling facilita
nosso estudo:
Ligações Químicas
A natureza da ligação química é revelada a partir da
estrutura eletrônica dos átomos, mostrando como
esta afeta as propriedades macroscópicas das
substâncias. Os três tipos mais comuns de ligações
químicas, consideradas fortes e que estão presentes
na maioria das moléculas (ligação iônica, ligação
covalente e ligação metálica), são discutidas em
detalhe.
Valência
Na química, valência é um número que indica a
capacidade que um átomo de um elemento tem de
se combinar com outros átomos, capacidade essa
que é medida pelo número de elétrons que um átomo
pode dar, receber, ou compartilhar de forma a
constituir uma ligação química. Isto está relacionado
com o número de espaços omissos nas camadas
eletrônicas do átomo. Os adjetivos que descrevem as
valências atômicas usam prefixos gregos, como
mono, bi, tri e tetra, para valências iguais a 1, 2, 3, 4.
Polaridade das ligações
Chamamos de polaridade a capacidade que as
ligações possuem de atrair cargas elétricas, e o local
onde ocorre este acúmulo denominamos de pólos,
estes se classificam em pólos negativos ou positivos.
A eletronegatividade é crescente no sentido da seta.
Temos um memorando que pode auxiliar na
memorização desta escala:
“Fui Ontem No Clube, Briguei I Saí Correndo Para o
Hospital”.
As letras em destaque representam os elementos em
escala decrescente de eletronegatividade.
Quanto maior a diferença de eletronegatividade,
maior será a polaridade da ligação.
Ligação iônica
A ligação iônica é formada pela atração eletrostática
entre íons de cargas opostas, positivos (cátions) e
negativos (ânions). Nesta ligação a transferência de
elétrons é definitiva.
A ligação iônica ocorre quando um elemento metálico
reage com um ametálico. Os metais doam seus
elétrons de última camada, esses serão recebidos
pelos ametais. Vejamos como:
- Metais que possuem 1, 2, ou 3 elétrons na última
camada se ligam com ametais que possuem 5, 6 ou
7 elétrons.
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- Para formar a ligação iônica é necessário que um
dos átomos possua uma tendência de ceder elétrons,
enquanto outro tenha a tendência de receber
elétrons.
Os átomos com tendência a ceder elétrons são os
metais das famílias IA, IIA, IIIA, e os átomos que
recebem elétrons são os ametais que apresentam
quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada de
valência.
Como se formam compostos iônicos?
- Arranjos entre compostos iônicos formam
substâncias iônicas. Tudo começa quando os íons
unem-se devido às forças de atração eletrostática.
Se observarmos por um microscópio, perceberemos
a formação de retículos cristalinos, que são
aglomerados de íons de forma geométrica bem
definida.
- Os sais e outros grupos de minerais possuem íons
que
formam
compostos
iônicos
e,
consequentemente, substâncias iônicas. A formação
do sal de cozinha (cloreto de sódio) a partir de
átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl) é o exemplo que
mais representa uma ligação iônica. O átomo de
sódio consegue a estabilidade eletrônica quando
perde um elétron, originando o íon Na+. O átomo de
cloro atinge a estabilidade quando recebe um
elétron, originando o íon Cl-.
+
Os compostos constituídos pelos íons (Na e Cl ) são
designados
compostos
iônicos,
por
serem
eletronicamente estáveis, ou seja, ocorre uma
interação eletrostática entre eles (cargas com sinal
contrário se atraem):
+
Ligação covalente
Esse tipo de ligação se forma quando os átomos
envolvidos tendem a receber elétrons. Os pares
eletrônicos são unidos devido o compartilhar de seus
elétrons, uma vez que é impossível todos os átomos
receberem elétrons sem cedê-los. O par eletrônico é
formado por um elétron de cada átomo e pertence
simultaneamente aos dois átomos.
As moléculas são estruturas eletricamente neutras
constituídas pela não ocorrência tanto de ganho
quanto de perda de elétrons, formando assim
estrutura eletronicamente neutra. Por essa razão,
essa ligação também é designada molecular.
A água (H2O) é um composto molecular determinado
pela ligação de dois átomos de hidrogênio e um de
oxigênio:
H−O−H
A molécula H2 é estável (isto é, os átomos não se
separam) porque há um equilíbrio entre as forças de
atração elétrica (entre núcleos e elétrons) e as forças
de repulsão elétrica (entre os dois núcleos e entre os
dois elétrons), como ilustramos na figura a seguir.
-
Na + Cl → NaCl
Os compostos iônicos em geral apresentam altos
pontos de fusão e ebulição, são sólidos duros e
quebradiços e solubilizam-se facilmente em
solventes polares.
Na ligação covalente, entre átomos iguais, podemos
falar também em raio covalente (r), como a metade
do comprimento da ligação (d), isto é, metade da
distância que separa os dois núcleos.
No caso em que a ligação é entre átomos diferentes,
o comprimento da ligação (d) será a soma dos raios
covalentes (r1+r2) dos átomos envolvidos na
covalência. O assunto na verdade é mais
complicado, pois o raio covalente de um átomo pode
variar conforme ele venha a se ligar a átomos
diferentes.
14
Ligação Covalente Dativa: também recebe o nome
de Ligação Covalente Coordenada, ela é
representada por um pequeno vetor (seta) e ocorre
quando um dos átomos apresenta seu octeto
completo e outro necessita adquirir dois elétrons para
completá-lo.
Essa ligação obedece à Teoria do Octeto: Os
átomos se unem tentando adquirir oito elétrons na
camada de valência, ou seja, a configuração
eletrônica dos gases nobres.
Sendo assim, um átomo que já atingiu a estabilidade
eletrônica se une a outro que necessite de elétrons
para completar a camada de valência. Um exemplo
dessa ligação é quando um átomo de enxofre (S) se
liga a dois de oxigênio (O) para formar o dióxido de
enxofre (SO2).
O=S→O
A ligação se forma porque é estabelecida uma dupla
ligação do enxofre com um dos oxigênios que
necessita de atingir a estabilidade eletrônica, ou seja,
oito elétrons na camada de valência (Regra do
octeto). A ligação dativa é representada pela seta,
onde o enxofre compartilha um par de seus elétrons
com o outro oxigênio.
Formula de compostos covalentes
De modo geral, a montagem das fórmulas dos
compostos covalentes, a partir das configurações
eletrônicas de seus átomos formadores, não é um
problema simples. A Classificação Periódica pode,
todavia, ajudar na formulação dos compostos de
estrutura mais simples. Veja na tabela.
Com um pouco de prática evidentemente poderemos
escrever fórmulas estruturais de substâncias mais
complicadas, como, por exemplo:
15
Note que estamos constantemente utilizando três
tipos de fórmula para um mesmo composto químico.
Veja o exemplo do ácido sulfúrico:
Esses casos só ocorrem quando o átomo central é
relativamente grande, para que possa acomodar
tantos elétrons ao seu redor. Por isso, essa chamada
camada de valência expandida só aparece em
elementos do 3º período da Tabela Periódica para
baixo.
• Há poucos compostos em que a camada de
valência é completada com número ímpar de
elétrons. Por exemplo, no caso dos compostos NO,
NO2 e ClO2 temos 7 elétrons ao redor do nitrogênio e
do cloro:
Exceções à regra do octeto
Hoje são conhecidos compostos que não obedecem
à regra do octeto.
• Em alguns casos, as ligações se completam com
menos de 8 elétrons. Isso acontece com o berílio
(Be) e o boro (B), que, em certas moléculas não
apresenta o octeto completo. Exemplos:
Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos na
Camada de Valência
Os pares de elétrons existentes ao redor do átomo
central de uma molécula tenderão a se afastar ao
máximo, pois, possuindo todas as cargas do mesmo
sinal (negativo), eles se repelem mutuamente.
• Em outros casos, as ligações perfazem mais do
que 8 elétrons. Ocorre geralmente com o fósforo (P)
e o enxofre (S), que, em certas moléculas, aparecem
com 10 e 12 elétrons na camada de valência.
Assim, se houver dois pares de elétrons ao redor do
átomo central, eles tenderão a ficar de lados opostos,
graças a essa repulsão. Se forem três pares, eles
terão as posições dos vértices de um triângulo
equilátero imaginário e, se forem quatro, as posições
dos vértices de um tetraedro também imaginário.
Para determinar a geometria de uma molécula, a
Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da
Camada de Valência propõe uma sequência de
passos que leva em conta as ideias que acabamos
de expor:
Exemplos:

Escreva a fórmula eletrônica da substância e
conte quantos pares de elétrons existem ao
redor do átomo central.

Escolha a disposição geométrica que
distribua
esses
pares
de
elétrons,
assegurando a máxima distância entre eles.

Apesar de serem os pares de elétrons que
determinam a distribuição geométrica ao
16
redor do átomo central, a geometria
molecular é uma expressão da posição
relativa dos núcleos dos átomos nelas
presentes. Assim, considerando apenas os
átomos unidos ao átomo central (e
ignorando, portanto, os pares dos elétrons
não usados em ligações), determinamos,
finalmente a geometria da molécula.
consequentemente, a geometria da molécula será
linear.
Portanto, podemos fazer uma dedução sobre como
será a geometria molecular de grande parte das
moléculas se levarmos em consideração a
quantidade de átomos existentes nas moléculas, e as
ligações que o átomo central realiza, verificando se
ele possui ou não pares de elétrons.
Veja os exemplos a seguir:
Obs.: no caso de uma molécula biatômica, isto é,
formada apenas por dois átomos, a geometria é
necessariamente linear, pois não há outro arranjo
possível.
Determinação da geometria das moléculas

A geometria das moléculas mostra a disposição dos
átomos no espaço e é importante para determinar
várias
características
e
propriedades
das
substâncias.
A geometria molecular mostra a disposição espacial
dos átomos em uma molécula.
As moléculas das substâncias não são todas retas,
como se estivessem em um único plano. Afinal de
contas, elas estão espalhadas no espaço e seus
átomos adquirem arranjos ou disposições diferentes.
Assim, existem formas geométricas variadas para as
moléculas de cada tipo de substância.
Moléculas com 2 átomos: sempre será linear
Por exemplo:
H─H
H ─ Cl
C≡O

Molécula com 3 átomos: angular ou trigonal
Se o átomo central possuir um par de elétrons não
ligantes a geometria será angular, como ocorre no
caso da molécula de SO2:
Uma das formas mais simples de se determinar a
geometria de uma molécula é com base na teoria de
repulsão dos pares de elétrons da camada de
valência (RPECV). Segundo essa teoria, os pares de
elétrons do átomo central funcionam como nuvens
eletrônicas que se repelem mutuamente. Desse
modo, elas ficam orientadas na maior distância
possível umas das outras. A geometria molecular
dependerá da quantidade de pares eletrônicos ao
redor do átomo central.
Essa nuvem eletrônica pode ser de elétrons que
participam de ligações (simples, duplas ou triplas) e
também que não participam. Assim, temos:
Considere a nuvem eletrônica mais escura como
representando pares de elétrons que não participam
das ligações, e as claras como sendo pares de
elétrons que participam das ligações.

Ajuda pensar nessa nuvem como se fosse uma
bexiga ou bexigas amarradas, sendo que o átomo
central fica no centro delas. Por exemplo, em uma
molécula que possui apenas duas nuvens eletrônicas
ao redor do átomo central, a maior distância possível
entre
elas
é
um
ângulo
de
180º
e,
Molécula com 4 átomos: trigonal plana (ou triangular)
ou piramidal (ou pirâmide trigonal)
Se o átomo central não possuir par de elétrons
desemparelhados (não ligantes) a geometria
molecular é trigonal plana (ou triangular). Observe o
exemplo do BF3:
17
num ângulo de 90º e outras de 120º, formando uma
bipirâmide de base triangular:

Molécula com 7 átomos: octaédrica
Exemplo: hexafluoreto de enxofre (SF6), cujos
ângulos são de 90º.
Se o átomo possuir pares de elétrons não ligantes, a
geometria da molécula será piramidal (ou pirâmide
trigonal), como no caso da amônia:
Ligação metálica
Ligação metálica é a ligação entre metais e metais.
Formam as chamadas ligas metálicas que são cada
vez mais importantes para o nosso dia-a-dia.
No estado sólido, os metais se agrupam de forma
geometricamente ordenados formando as células, ou
grades ou retículo cristalino.
Uma amostra de metal é constituída por um grande
número de células unitárias formadas por cátions
desse metal.
Na ligação entre átomos de um elemento metálico
ocorre liberação parcial dos elétrons mais externos,
com a consequente formação de cátions, que
formam as células unitárias.

Molécula com 5 átomos: tetraédrica
Exemplo da geometria do metano:
Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos
elétrons que foram liberados e que ficam envolvendo
a estrutura como uma nuvem eletrônica. São dotados
de um certo movimento e, por isso, chamados de
elétrons livres. Essa movimentação dos elétrons
livres explica por que os metais são bons condutores
elétricos e térmicos.
A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo
de elétrons levou à criação da Teoria da Nuvem
Eletrônica ou Teoria do “Mar” de elétrons.
Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de
átomos neutros e cátions, mergulhados numa nuvem
ou “mar” de elétrons livres. Esta nuvem de elétrons
funcionaria como a ligação metálica, que mantém os
átomos unidos.

Molécula com 6 átomos: bipirâmide trigonal ou
pirâmide triangular.
Um exemplo é o pentacloreto de fósforo (PCl5), que
possui algumas ligações entre o fósforo e o cloro
18
Célula unitária (CCC)
São estas ligações e suas estruturas que os metais
apresentam uma série de propriedades bem
características, como por exemplo, o brilho metálico,
a condutividade elétrica, o alto ponto de fusão e
ebulição, a maleabilidade, a ductilidade, a alta
densidade
e
a
resistência
a
tração.
As ligas metálicas são a união de dois ou mais
metais. Às vezes com não-metais e metais. As ligas
têm mais aplicação do que os metais puros.
Algumas Ligas
- bronze (cobre + estanho) – usado em estátuas,
sinos.
METAIS COM A ÁGUA:
o Metais alcalinos fazem reação muito violenta
(perigo!) com a água, mesmo a frio.
o Metais alcalino-terrosos fazem reação branda com
a água, a frio.
o O magnésio faz reação muito lenta com a água fria;
com a água quente é mais rápida, porém branda.
o Os metais menos reativos que o Mg e mais
reativos que o H só reagem com vapor de água a alta
temperatura.
o Os metais menos reativos que o H não reagem
com a água em nenhuma condição.
Reação de dupla troca:
AB  CD  AD  CB
A reação de dupla troca ocorre quando AD
e/ou CB for:
- aço comum (ferro + 0,1 a 0,8% de carbono) – com
maior resistência à tração, é usado em construção,
pontes, fogões, geladeiras.
o menos solúvel
o eletrólito mais fraco
o mais volátil que AB e/ou CD.
SOLUBILIDADE EM ÁGUA
Regras de solubilidade em água :
- aço inoxidável (ferro + 0,1 de carbono + 18% de
cromo + 8% de níquel) – não enferruja (diferente do
ferro e do aço comum), é usado em vagões de
metrô, fogões, pias e talheres.
Reações Inorgânicas
REAÇÃO QUÍMICA:
Reação química é a união de dois ou mais
átomos, moléculas ou íons, união esta que resulta em
uma alteração química.
INDÍCIOS DE OCORRÊNCIA DE UMA REAÇÃO:
 mudança de coloração no sistema e/ou
 liberação de gás (efervescência) e/ou
 precipitação (formação de composto insolúvel).
TIPOS DE REAÇÃO:
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO E SAIS:

Síntese ou adição:

Decomposição ou análise:

Deslocamento:
aA  bB  cC
cC  aA  bB
Reação de simples troca:
AB  C  AC  B C é mais reativo que B
AB  C  CB  A C é mais reativo que A
1.REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO TOTAL:
+
Cada H do ácido é neutralizado por cada OH
da base.
H  OH  H2O
2 H  2OH  2H2O
Para equacionar a neutralização total
corretamente, devemos:
+
1ºIgualar n° de H igual número de OH que é igual ao
número de H2O.
2°Escrever a fórmula do sal formado.
19
EXEMPLOS:
HC  NaOH  NaC  H2O
H2SO4  2KOH  K 2SO4 2H2O
2 H3PO4  3 Ca  OH2  Ca3 PO4 2  6H2O
H2CO3  Fe  OH2  FeCO3  2 H2O
A partir das equações de neutralização
podemos dar nome aos sais formados:
nome do sal = ânion de cátion
O H3PO2 apresenta apenas um hidrogênio
ionizável, basta apenas uma hidroxila para que sua
neutralização seja total.
H3PO2  NaOH NaH2PO3  H2O
NaH2PO3 (hipofosfito de sódio)É um sal neutro ou
normal, pois não apresenta hidrogênio ionizável.
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
TERMINAÇÃO DO ÁCIDO
TERMINAÇÃO DO ÂNION
OSO
ICO
ICO
ATO
ÍDRICO
ETO
2.NEUTRALIZAÇÃO PARCIAL DO ÁCIDO:
Ocorre quando há ácido em excesso.
H2CO3  NaOHNaHCO3  H2O
NaHCO3: Hidrogeno carbonato de sódio ou
carbonatomonoácido de sódio ou bicarbonato de
sódio.
O NaHCO3 é um sal ácido, ou hidrogenossal,
pois apresenta hidrogênio ionizável.
É o número que indica a carga real, para os
íons ou carga parcial para átomos em ligações
covalentes.
CÁLCULO DO NOX:
Segue algumas tabelas que mostram regras
que facilitarão o estudo a respeito de nox. E sua
principais aplicações tais quais o balanceamento pelo
método redox, visto a diante.
NOX
ELEMENTOS
0
Substâncias Simples
+1
+2
+3
Alcalinos, Ag e H
Alcalinos Terrosos, Zn, Cd
Alumínio
-1
Família 7A
-2
Família 6A
EXCEÇÕES
3.NEUTRALIZAÇÃO PARCIAL DA BASE:
Ocorre quando há base em excesso.
HC  Mg  OH2 Mg OH C  H2O
Mg(OH)Cℓ:
hidróxicloreto
de
magnésio
ou
cloretobásico de magnésio.
O Mg(OH)Cℓ é um sal básico, pois apresenta
hidroxila (OH ).
NaCℓ é um sal neutro ou normal, não
apresenta hidrogênio ionizável nem hidroxila.
CuSO4.5H2O é um sal hidratado.
NOX
ELEMENTOS
-1
H + metal
-1
Oxigênio nos peróxidos
Nos íons formados por um elemento, o nox é igual
a carga.
ÍON
Cu+2
Fe+3
NOX
Cu = + 2
Fe = + 3
KAℓ(SO4)2 é um sal duplo, pois apresenta dois cátions:
+
+3
K e Aℓ .
4. CASOS PARTICULARES:
OXIDAÇÃO
É o fenômeno que indica que uma espécie química
perdeu elétrons, tendo aumento do seu número de
oxidação.
O H3PO3 apresenta apenas dois hidrogênios
ionizáveis, basta apenas duas hidroxilas para que sua
neutralização seja total.
H3PO3  2 NaOH Na2HPO3  2H2O
Na2HPO3 (fosfito de sódio)É um sal neutro ou normal,
pois não apresenta hidrogênio ionizável.
REDUÇÃO
É o fenômeno que indica que uma espécie química
ganhou elétrons, tendo diminuição do seu número de
oxidação.
20
MÉTODO REDOX:
nos esquecendo de efetuar a multiplicação dos ΔNox
pelos índices. Observe:
Definições básicas:
Oxidação: Significa perder elétrons.
Redução: Significa ganhar elétrons.
Mn:ΔNox = 5 x 1 = 5
Br:ΔNox = 1 x 2 = 2
Em uma reação, a espécie que sofre oxidação
é chamada de agente redutor e a espécie que sofre
redução é chamada de agente oxidante. A espécie
que sofre oxidação aumenta o seu Nox e a espécie
que sofre redução diminui o seu Nox.
Definição de Reação de Oxirredução: É a reação na
qual elementos sofrem variações nos seus números
de oxidação devido a ocorrência de transferência de
elétrons.
Regras para acertar os coeficientes de uma reação
de Oxirredução:
KMnO4+ HBr → KBr + 2MnBr2 + H2O + 5Br2
O balanceamento segue por tentativa,
obedecendo, se possível, a ordem abaixo ao acertar
os coeficientes: metais, ametais, hidrogênio e
oxigênio.
2KMnO4+ 16HBr → 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2
Assim os coeficientes são (2, 16, 2, 2, 8, 5).
Agente Oxidante: KMnO4.
Agente Redutor: HBr.
1. Calcular os Nox’s;
2. Determinar as espécies que sofreram variação do
Nox;
Estequiometria
3. Calcular as variações do Nox. (ΔNox);
4. Escolher um lado para começar o balanceamento e
aí fazer a inversão dos ΔNox;
5. Ao escolher o lado para começar o balanceamento,
devemos escolher o lado em que os índices das
espécies que sofreram variação do Nox são
maiores. Devemos multiplicar o ΔNox por esses
índices que correspondem ao número de átomos
do elemento no composto;
6. Continuar o balanceamento pelo método da
tentativa.
EXEMPLO:
Faça o balanceamento da reação
oxirredução representada pela equação abaixo:
1 7 2
1 1
1 1
2
1
1 2
de
0
1. GRANDEZAS QUÍMICAS
1.1 Massa Atômica
A massa atômica, ou mais corretamente a
massa do átomo de um dado isótopo (também
chamada de peso atômico) é a massa deste átomo
em seu estado fundamental. Esta massa é expressa
em unidade de massa atômica (representada pelo
símbolo uma ou simplesmente u).
Explicações: Pela definição de u (unidade de
massa atômica), sabe-se que u é a massa comparada
com 1/12 da massa do Carbono-12. Como a massa
atômica é expressa em u, ela indica quantas vezes a
massa de um átomo é maior que 1/12 da massa de
Carbono-12.
Ex.: A massa atômica de um dado isótopo do Flúor é
19 u, isto indica que o isótopo em questão é 19 vezes
"mais pesado" que 1/12 da massa do Carbono-12.
KMnO4  HBr  KBr  MnBr 2  H2 O  Br 2
Obs.: Atualmente o termo "peso atômico" deve ser
evitado.
Espécies que sofreram variação do Nox:
1.2 MASSA MOLECULAR: A massa molecular de
uma substância é determinada pela soma das massas
atômicas dos elementos que fazem parte dessa
molécula.
Redução
Mn : +7 → +2 ΔNox = 5
Oxidação
Br: -1 → 0 ΔNox = 1
Exemplos:
Observando a equação, podemos perceber
que o Mn e o Br, no primeiro membro da equação,
apresentam índice 1. No segundo membro da
equação, o Mn continua com índice 1, porém, o Br
apresenta índice 2. Sendo assim, devemos escolher o
segundo membro pra iniciar o balanceamento, não
C12H22O11
C  12 u x 12 = 144 u
H  1u x 22 = 22 u
O  16 u x 11 = 176 u
------------------------------M.M. = 342 u
21
Assim, quando dizemos que a Sacarose (C12H22O11)
tem massa molecular 342 u é porque a massa de sua
molécula é 342 vezes 1/12 da massa do isótopo 12 do
carbono.
H2 SO4 = 98 g/mol (98 g por mol)
98g é a massa de 6.10
23
moléculas de H2SO4
1mol de H2SO4=98g =6.10
23
moléculas de H2SO4
1.3 MOL – NÚMERO DE AVOGADRO:
De acordo com o sistema internacional de unidades
(SI): MOL é a quantidade de matéria de um sistema.
O número de algo qualquer existente em um mol é
23
igual a 6,02 x 10 (602 000 000 000 000 000 000
000). Esse número é denominado NÚMERO DE
AVOGADRO.
Exemplos:
1 mol de elétrons
1 mol de bananas
1 mol de nêutrons
1 mol de átomos
1 mol de íons
1 mol de moléculas
1 mol de fórmulas
Ex2:
DADOS:
Ca = 40
P = 31
O = 16
23
são 6,02 x 10 elétrons
23
são 6,02 x 10 bananas
23
são 6,02 x 10 nêutrons
23
são 6,02 x 10 átomos
23
são 6,02 x 10 íons
23
são 6,02 x 10 moléculas
23
são 6,02 x 10 fórmulas
23
1.4 MASSA MOLAR: Massa de um mol (6,02 x 10 )
A massa molar do Ca3 (PO4)2 = 310 g
1.4.1 MASSA MOLAR DE UM ELEMENTO QUÍMICO:
Ca3 (PO4)2 = 310 g/mol (310 g por mol)
É a massa em gramas numericamente igual a
sua massa atômica.
Exemplo: Sódio (Na)
Massa Atômica = 23 u
Massa Molar = 23g/mol (massa de 6,02 x 1023
átomos de sódio)
1.5 A MASSA MOLAR DE UMA SUBSTÂNCIA
310g é a massa de 6.10
23
moléculas de Ca3 PO4)2
23
1mol de Ca3(PO4)2 =310g = 6.10
Ca3(PO4)2
moléculas de
1.6 VOLUME MOLAR
É o volume ocupado por 1 mol de qualquer
gás submetido a uma determinada temperatura e
pressão.
É a massa em gramas numericamente igual a
sua massa molecular.
1.7 CONSTANTE DE AVOGADRO:
Para determinarmos a massa molar das
moléculas temos que multiplicar o índice de cada
elemento pela sua massa atômica e depois devemos
somar os resultados.
Antigamente conhecida como número de
Avogadro (em homenagem a Amedeo Avogadro), é
uma constante fundamental que representa um mol de
entidades elementares (átomos, moléculas, íons,
elétrons ou partículas), que é aproximadamente igual
a 6,02 × 1023.
Ex1:
DADOS:
H=1
S = 32
O = 16
2. CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
É o cálculo das quantidades de reagentes
e/ou produtos envolvidos em uma reação química
efetuado com o auxílio da equação química
correspondente. A relação quantitativa entre as
espécies é estabelecida pelos seus coeficientes
estequiométricos.
22
2.1 RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS
3°) passo:
Para resolução de problemas estequiométricos devese seguir as etapas seguintes.
1-Escrever a equação da reação química;
2-Ajustar os coeficientes da equação;
3-Destacar 2 substâncias para trabalhar: a da
pergunta e a do dado fornecido;
4-Estabelecer relação quantitativa entre essas 2
substâncias,
usando
os
seus
coeficientes
estequiométricos;
x = 588g de H2SO4
5-Resolver o problema usando regra de três com o
dado fornecido e a pergunta do problema;
Relacionar a massa de ácido com a massa de
alumínio, como no 3° passo. Antes, no 1° e no
2°passo, transformar o número de mol em gramas.
# Relembrando
2.2 RELAÇÕES MOLARES
1 mol ->
Exemplos:
1) 108g de metal alumínio reagem com o ácido
sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio, segundo a
reação abaixo:
REAÇÃO N2 + 3H2
Mol1Mol + 3Mol 
23
23
Moléculas- 6 x10 + 18 x10
Massa - 28g + 6g 
Volume – 22,4L + 67,2L 
 2NH3
2Mol
23
 12 x10
34g
44,8L
2.3 PUREZA DOS REAGENTES ( GRAU DE
PUREZA)
O cálculo de pureza é feito para determinar a
quantidade de impurezas que existem nas
substâncias.
Estes cálculos são muito utilizados, já que
nem todas as substâncias são puras.
Exemplo:
Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato
de cálcio, sofre decomposição quando submetida a
aquecimento,
de
acordo
com
a
reação:
Determine:
a) o balanceamento da equação:
Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da
queima de 800g de calcita?
Isto quer dizer que 2 mol de Al reage com 3 mol de
H2SO4 reagindo com 1 mol de Al2(SO4)3 e 3 mol de H2
b) a massa o ácido sulfúrico necessária para reagir
com o alumínio:
1°) passo:
2°) passo:
x = 640g de CaCO3
23
Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o valor
de CaCO3 puro, ou seja, 640g.
x = 336g de Fe
Cálculo de Rendimento:
x = 358,4g de CaO
2.4 RENDIMENTO
É comum, nas reações químicas, a quantidade de
produto ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o
rendimento não foi total. Isto pode acontecer por
várias razões, como por exemplo, má qualidade dos
aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do
operador,
etc.
O cálculo de rendimento de uma reação química é
feito a partir da quantidade obtida de produto e a
quantidade teórica (que deveria ser obtida).
Quando não houver referência ao rendimento de
reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de
100%.
Exemplo:
Num processo de obtenção de ferro a partir do
minério hematita (Fe2O3), considere a equação
química não-balanceada:
Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se
um rendimento de 80% na reação, a quantidade de
ferro produzida será de:
x = 268,8g de Fe
2.5 REAGENTE LIMITANTE E EM EXCESSO
Para garantir que a reação ocorra e para
ocorrer mais rápido, é adicionado, geralmente, um
excesso de reagente. Apenas um dos reagentes
estará em excesso. O outro reagente será o limitante.
Estes cálculos podem ser identificados quando
o problema apresenta dois valores de reagentes. É
necessário calcular qual destes reagentes é o limitante
e qual deles é o que está em excesso. Depois de
descobrir o reagente limitante e em excesso, utiliza-se
apenas o limitante como base para os cálculos
estequiométricos.
Exemplos:
1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de
zinco de acordo com a seguinte reação:
Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o
regente em excesso?
Equação Balanceada:
Balancear a reação química:
Dados: 1Fe2O3 = 480g
2Fe = x (m) com 80% de rendimento
MM Fe2O3 = 160g/mol
MM Fe = 56g/mol
Dados:
Zn = 30g
S = 36g
Transformar a massa em gramas para mol:
24
-Diluídas – A proporção do soluto é pequena
em relação ao solvente.
-Concentradas – A proporção do soluto é
grande em relação ao solvente.
1.2 SOLUBILIDADE
Pela proporção da reação 1mol de Zn reage
com 1mol de S.
Então 0,46mol de Zn reage com quantos mols
de S?
Pode ser feita uma regra de três para verificar
qual regente está em excesso:
x = 0,46mol de S
Então 1mol de Zn precisa de 1mol de S para
reagir. Se temos 0,46mol de Zn, precisamos de
0,46mol de S, mas temos 1,12mol de S. Concluímos
que o S está em excesso e, portanto o Zn é o regente
limitante.
2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos
dados da equação acima?
Para resolver esta pergunta, utiliza-se somente o valor
do reagente limitante.
-As moléculas ou íons do soluto separam-se,
permanecendo dispersos no solvente.
-Substâncias diferentes se dissolvem em quantidades
diferentes, numa mesma quantidade de solvente, na
mesma temperatura.
-A solubilidade de uma substância nem sempre
aumenta com o aumento de temperatura.
-A solubilidade dos gases nos líquidos aumenta à
proporção que a temperatura diminui e a pressão
aumenta.
-Coeficiente de solubilidade – Quantidade máxima de
soluto numa dada quantidade de solvente, a uma
determinada temperatura.
-Solução saturada – Contém uma quantidade de
soluto igual ao coeficiente de solubilidade, numa dada
quantidade de solvente, a uma determinada
temperatura.
-Solução não-saturada ou insaturada – Contém uma
quantidade de soluto inferior ao coeficiente de
solubilidade, numa dada quantidade de solvente, a
uma determinada temperatura.
-Solução supersaturada:
- Contém a quantidade de soluto superior ao
coeficiente de solubilidade, numa dada quantidade de
solvente, a uma determinada temperatura.
- É preciso deixar a solução saturada/insaturada
e depois resfriá-la, ou deixá-la supersaturada e depois
aquecê-la.
Altamente instável – Agitando ou adicionando um
pouco de soluto, haverá uma precipitação de
quantidade exata à quantidade acima do coeficiente
de solubilidade.
x = 44,68g de Zn
Soluções
1. SOLUÇÕES
1.1 CLASSIFICAÇÃO
- Estado físico:
- Soluções sólidas;
- Soluções líquidas;
- Soluções gasosas.
Solução com corpo de fundo – Contém a
quantidade de soluto superior ao coeficiente de
solubilidade, numa dada quantidade de solvente, a
uma determinada temperatura.
1.3 CURVA DE SOLUBILIDADE
-Gráficos que apresentam a variação dos coeficientes
de solubilidade das substâncias em função da
temperatura.
- Este gráfico é um exemplo do que acontece com a
maioria das substâncias; nem sempre a solubilidade
de uma substância aumenta com o aumento de
temperatura;
- Alguns gráficos são totalmente diferentes que este,
mas o processo é o mesmo: quem está encima da
25
curva do gráfico está saturado com corpo de fundo,
quem está na curva, saturado, e quem está abaixo,
insaturado.
Na concentração comum, calcula-se apenas a
msoluto, ou seja, m1.
1.4.3
Título, Porcentagem em Massa (t)
Mais utilizado em indústrias químicas e
farmacêuticas.
Relação entre a massa do soluto e da solução.
Resposta em porcentagem:
Figura 1 :curva de solubilidade
Concentrações extremamente pequenas – Partes
por milhão (ppm).
A massa do solvente é praticamente igual a da
solução.
1.4 CONCENTRAÇÕES DE SOLUÇÕES



m1 – Massa do soluto.
m2 – Massa do solvente.
m – Massa da solução.
1.4.1 Concentração Comum (C)
É a relação entre a massa do soluto em gramas e o
volume da solução em litros.
1.4.4
Título em Volume, Porcentagem em
Volume (tV)
Relação entre o volume do soluto da solução.
Resposta em porcentagem:
Onde:
C= concentração comum (g/L)
m1= massa do soluto(g)
V = volume da solução (L)
Exemplo:
Qual a concentração comum em g/L de uma solução
de
3L
com
60g
de
NaCl?
1.4.5
Concentração Molar ou Molaridade (M)
Relação entre o número de mol do soluto e o
volume da solução em litro.
1.4.2
Relação entre Concentração Comum e
Densidade
Concentração comum é diferente de densidade,
apesar de a fórmula ser parecida.
Veja a diferença:
A densidade é sempre da solução, então:
Unidade: mol/L
26
1.4.6
Relação entre C,t,d e M.
Em relação à Molaridade:
C = t.d.1000
Unidade: g/L
1.5 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
- Solutos diferentes e solventes iguais:
-Diluição – Adiciona-se solvente a uma solução
concentrada.
- Diluição dos 2 solutos.
-O Volume da solução aumenta, mas a quantidade de
soluto permanece a mesma.
-Concentrações finais dos solutos serão menores que
as iniciais – As quantidades permanecem constantes,
porém eles estarão dispersos num volume maior.
Em relação à Concentração Comum:
1.6.2
Em relação à Molaridade:
Em relação ao Título:
Com Reação Química
Misturas de soluções formadas por um mesmo
solvente, com solutos diferentes.
É utilizado a titulação e um indicador de ácidobase para determinar a concentração desconhecida
de uma solução.
- Ponto de equivalência:
+
Número de mol de H = Número de mol de OH
-
1.7 TITULAÇÃO
1.6
MISTURA DE SOLUÇÕES
1.6.1
Sem Reação Química
- Solutos e solventes iguais:
Solução A + Solução B = Solução Final
Método de análise volumétrica que consiste em
determinar a concentração de ácido ou de base
através de um volume gasto de uma das soluções
com molaridade conhecida.
Este método é muito utilizado em laboratórios
químicos e é utilizado as seguintes vidrarias e
reagentes:
- Erlenmeyer (vidro usado para guardar e preparar
soluções);
Onde,
- Bureta (tubo de vidro graduado em milímetros
com torneira);
- Indicador ácido-base (fenolftaleína, alaranjado de
metila, etc).
Então,
27
Assim:
Na bureta, coloca-se a solução de
concentração conhecida, a qual é adicionada a uma
alíquota (porção) da solução com concentração a ser
determinada. O momento em que o indicador muda de
cor chamamos de ponto de final ou ponto de
equivalência. Anota-se o volume gasto na bureta.
Através deste volume podemos estabelecer as
quantidades, em mol, que reagiram entre si.
Obs.: a variação da quantidade deverá ser
sempre um valor positivo, então ela deverá ser
em módulo.
EXERCÍCIO RESOLVIDO 1: Para a reação
Cinética Química
1. INTRODUÇÃO
O Conhecimento e o estudo da velocidade das
reações, além de ser muito importante em termos
industriais, também está relacionado ao nosso dia-adia, verificamos que há algumas mais lentas e outras
mais rápidas. Veja:
A proporção que a reação caminha, os reagentes N 2 e
H2 são consumidos e o produto NH3 vai sendo
produzido. Se a reação for completa e em quantidades
estequiométricas, a representação gráfica do
andamento dessa reação será a seguinte:
Neste caso, a equação da velocidade média é:
2. VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO
QUÍMICA
Em Física o estudo da velocidade diz respeito ao
deslocamento de um corpo na unidade de tempo. Se
um automóvel percorre 160 km em duas horas,
dizemos que sua velocidade média é 80 km/h.
Significa medir a quantidade de reagente que
desaparece ou a quantidade de produto que se forma,
por unidade de tempo. Não existe uma
obrigatoriedade com relação as unidades, no entanto
a melhor maneira de medir a quantidade de uma
substância é usando a unidade mol, diremos que, no
estudo da cinética química é interessante o emprego
da quantidade de mols da substância por litro de
mistura de reagente, a qual é denominada molaridade.
A velocidade média de uma reação química è o
quociente da variação da molaridade de um dos
reagentes (ou produtos) da reação pelo intervalo de
tempo em que essa variação ocorre [2].
Nessa expressão,
é a diferença entre a
molaridade final e a molaridade inicial do
no
intervalo de tempo
. Supondo que a reação
forneça os seguintes resultados
experimentais:
Tempo de
reação (min)
0
5
10
15
20
Variação da molaridade do
0
20,0
32,5
40,0
43,0
Utilizando os dados da tabela, obtemos de acordo
com a definição, as seguintes velocidades médias:

No intervalo de 0 a 5 min:

No intervalo de 5 a 10 min:

No intervalo de 15 a 20 min:
28
4. TEORIA DAS COLISÕES
3. A VELOCIDADE E A ESTEQUIOMETRIA
DAS REAÇÕES
Assumindo os dados do Exemplo 1 percebemos que
para as duas primeiras linhas da tabela conclui-se que
nos primeiros 5 min, essa reação produziu 20 mol/L de
– quantidade esta que, pelos cálculos já
apresentados corresponde a uma velocidade média
de 4,0 mol/L.min de
Acontece que o
é
produzido a partir de N2 e H2, logo pela estequiometria
10 mol/L
30 mol/L
20 mol/L
Concluímos portanto, que são necessários 10 mol/L
de
e 30 mol/L de , para produzir os citados 20
mol/L de
. Sendo assim, naqueles 5 min iniciais
da reação, teríamos as seguintes velocidades médias:

Em relação ao N2:

Em relação ao H2:
Para evitar essa confusão, convencionou-se dividir
cada
um
desses
valores
pelo
coeficiente
estequiométrico da substância na equação química
considerada, ou seja:
Em relação ao N2:
Em relação ao H2:
Em relação ao NH3:
Com isso, a equação geral, utilizando por convenção
os sinais (-) para o coeficiente dos reagentes uma vez
que suas concentrações diminuem com o tempo e (+)
para o coeficiente dos produtos, pois a concentração
do produto aumenta ao longo da reação.
Em todas as reações, os átomos que formam os
reagentes se rearranjam, originando os produtos. No
entanto, nem todos os choques entre as partículas
que compõem os reagentes dão origem a produtos
(choques não-eficazes). Os choques que resultam em
quebra e formação de novas ligações são
denominados eficazes ou efetivos. No momento em
que ocorre o choque em uma posição favorável,
forma-se uma estrutura intermediária entre os
reagentes e os produtos denominada complexo
ativado.
Complexo ativado é o estado intermediário (estado
de transição) formado entre reagentes e produtos, em
cuja estrutura existem ligações enfraquecidas
(presentes nos reagentes) e formação de novas
ligações (presentes nos produtos). Conforme ilustrado
abaixo:
Para que ocorra a formação do complexo ativado, as
moléculas dos reagentes devem apresentar energia
suficiente, além da colisão em geometria favorável.
Essa energia denominamos energia de ativação (Ea).
4. ENERGIA DE ATIVAÇÃO
Energia de ativação (Ea) é a menor quantidade de
energia necessária que deve ser fornecida aos
reagentes para a formação do complexo ativado e,
consequentemente, para a ocorrência da reação.
5. EFEITO DA TEMPERATURA
A temperatura é um dos fatores que mais influenciam
na velocidade de uma reação. De fato, um aumento
de temperatura aumenta não só a freqüência dos
choques entre as moléculas reagentes, como
também a energia com que as moléculas se
chocam. Desse modo, como resultado da teoria das
colisões, aumenta a probabilidade de as moléculas
reagirem – ou seja, aumenta a velocidade da reação.
29
6.1 REAÇÃO EXOTÉRMICA
A luz (ou outra forma de radiação eletromagnética)
fornece energia necessária para as moléculas
reagentes ultrapassarem a barreira da energia de
ativação. As reações que são influenciadas pela luz
são chamadas de reações fotoquímicas, e podem ser
classificadas em: fotossíntese ou fotólise.
Ex: a água oxigenada deve ser guardada em frascos
escuros, caso contrário sofrem decomposição.
8. EFEITO DOS CATALISADORES
Os catalisadores são substâncias que aumentam a
velocidade de uma reação, sem ser consumido
durante o processo. Quando a substância diminui a
velocidade de uma reação, é denominada de inibidor.
9. EFEITO DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES
Onde:
E1 = energia dos reagentes (r)
E2 = energia do complexo ativado
E3 = energia dos produtos (p)
b = energia de ativação da reação direta
c = variação de entalpia (∆H= Hp – Hr)
Aumentando a concentração dos reagentes (número
de moléculas por unidade de volume), aumentamos a
frequência dos choques entre as moléculas reagentes
e, como consequência da teoria das colisões,
aumenta a velocidade da reação.
A reação é proporcional à
concentração molar dos reagentes.
6.2 REAÇÃO ENDOTÉRMICA
10. LEI CINÉTICA DA VELOCIDADE DAS REAÇÕES
Considere a reação:
A velocidade da reação será dada pela fórmula:
Sendo:
v = velocidade de reação
k = constante de velocidade
[A] = concentração molar de A
[B] = concentração molar de B
Onde:
E1 = energia dos reagentes (r)
E2 = energia do complexo ativado
E3 = energia dos produtos (p)
b = energia de ativação da reação direta
c = variação de entalpia (∆H= Hp – Hr)
Esta fórmula traduz, então, a conhecida Lei de
Guldberg e Waage:
“A velocidade de reação é proporcional ao produto
das concentrações molares dos reagentes, estando
cada concentração elevada a um expoente igual ao
coeficiente da substância.”
7. EFEITOS DA ELETRICIDADE E DA LUZ
Ocorre quando a faísca elétrica fornece energia para
que as moléculas do reagente ultrapassem a elevação
correspondente à energia de ativação.
Obs.:

Esta lei se aplica a velocidade instantânea e não
a uma velocidade média.

Ex: faísca elétrica que provoca a explosão da
gasolina.
Para cada reação, k depende somente da
temperatura.
30

A lei de Guldberg e Waage também foi
denominada de Lei da Ação das Massas.

A etapa mais lenta é a que comandará a
velocidade total.
tempo. A inclinação da reta será a constante da
velocidade de zero ordem aparente. Esta constante de
velocidade de zero ordem deve ter a mesma unidade
-3 -1
que a velocidade da reação, a qual é em mol. m s .
10.1. O MECANISMO DAS REAÇÕES
As reações químicas não ocorrem em apenas uma
etapa, porém em duas ou mais. Cada etapa é
denominada reação elementar e ocorre pelo choque
direto das moléculas participantes.
Mecanismo de uma reação: é o conjunto das
reações elementares pelas quais passa a
reação global.
11. ORDEM DAS REAÇÕES
Ordem de uma reação é a soma dos expoentes que
aparecem na fórmula da velocidade.
EXEMPLO RESOLVIDO 2:
Para a reação:
Sua lei de velocidade:
A lei de velocidade de zero ordem para uma reação
química significa que a velocidade da reação é
independente da concentração de qualquer reagente.
A lei de velocidade de zero ordem pode ser observada
apenas se as concentrações atuais dos reagentes não
puder variar à medida que a reação se desenvolve, o
que é incomum, e estas reações não são encontradas
facilmente.
10.2 REAÇÃO DE PRIMEIRA ORDEM
“Reações de primeira ordem são aquelas nas quais a
velocidade da reação química é proporcional à
concentração de um reagente.”
A lei da velocidade de primeira ordem é uma das
formas mais comuns da lei da velocidade, sendo ela
descrita a seguir:
Dizemos que:



A ordem em relação ao NO2 é dois;
A ordem em relação ao CO é zero
A ordem global da reação é 2 + 0 = 2.
Obs: o valor de k e da ordem de reação são obtidos
experimentalmente. Para fins didáticos, em alguns
casos diz-se que a lei da velocidade pode ser obtida a
partir da equação elementar e diante desta situação,
os expoentes usados na equação correspondem aos
coeficientes estequiométricos.
10.1 REAÇÃO DE ORDEM ZERO
ou
Uma reação de primeira ordem apresenta uma linha
reta se valores medidos tanto de ln[M] ou ln([M]/[M]0)
forem colocados em uma figura em função do tempo
como mostrado na figura abaixo.
A figura fornece uma linha reta porque [M]0 é uma
constante. A inclinação da reta será a constante da
velocidade de primeira ordem aparente k, a qual tem a
1
0
1
unidade em s- (ou mol s- ).
“A reação é de zero ordem quando a velocidade da
reação química é independente da concentração do
reagente.”
Lei da velocidade integrada para a reação de zero
ordem:
A forma integrada da lei de velocidade mostra que a
reação de zero ordem dá uma linha reta em uma
figura se os valores medidos das concentrações do
reagente [M], forem colocados na figura em função do
Observa-se pela figura que a concentração do
reagente, M, diminui à medida que a reação se
desenvolve. Quando se trabalha com reações de
31
primeira ordem, é mais conveniente o uso de meia
vida em vez de constante de velocidade.
“Reações de segunda ordem são aquelas nas quais a
velocidade da reação química é proporcional ao
produto das concentrações de dois reagentes”
A meia vida de uma substância reagente é
simplesmente o tempo necessário para que metade
da quantidade original presente reaja. Ao final de uma
meia vida, 50% dos átomos ou moléculas originais
permanecem.
Para uma reação envolvendo apenas um tipo de
reagente, a lei da velocidade integrada para uma
reação de segunda ordem será:
A meia vida está diretamente relacionada com a
constante da velocidade para uma reação de primeira
ordem. Através da equação geral:
Uma reação de segunda ordem envolvendo dois
reagentes idênticos, os quais neste caso significa o
mesmo reagente duas vezes, irá dar uma linha reta se
tanto 1/[M] ou [M]0/[M] for colocado em função do
tempo, como mostrado na figura a seguir
Para qualquer outro tipo de reação que não seja a de
primeira ordem, a meia vida não é constante, porém
se altera dependendo da extensão na qual a reação
tenha ocorrido. Devido a isto, meia vida geralmente é
usada para descrever apenas reações de primeira
ordem.
10.3 REAÇÃO DE SEGUNDA ORDEM
A inclinação da reta será a constante da velocidade de
segunda ordem aparente k, o qual tem unidade em
-1
3
1
mol m s- .
Tabela com as fórmulas integrais e meia vida de cinética química
32
Equilíbrio Químico
Equilíbrio Homogêneo
Nos processos industriais complexos, como a
fabricação do Cianeto de Hidrogênio, existem muitas
variáveis que devem ser consideradas. A natureza das
reações - incluindo o equilíbrio que basicamente dita
eficiência - é o primeiro tema a ser abordado.
Reações Diretas e Inversas
Examinaremos a reação de decomposição do
em
no estado gasoso.
No início não existem moléculas de
e, portanto, a
única reação que ocorre é a decomposição do
.
Conforme a concentração de
diminui, torna-se
mais lenta a sua velocidade de decomposição, como
ilustra a figura 1. Ao mesmo tempo, eleva-se a
concentração e de
, o que também é mostrado na
figura 1. Quando moléculas de
formam de volta o
colidem, elas
e, dessa maneira, enquanto
diminui a velocidade de decomposição de
aumenta a velocidade de combinação das moléculas
de
. Isto corresponde à reação inversa na
equação anterior. Eventualmente, a velocidade da
reação inversa torna-se igual à velocidade da reação
direta, ponto no qual as concentrações param de
variar. O
é decomposto tão rápido quanto é
formado e o equilíbrio dinâmico é alcançado.
Como você aprendeu anteriormente, quando
escrevemos a equação para descrever um equilíbrio,
utilizando setas duplas ↔.
Classificação de equilíbrio
Em uma reação homogênea - ou equilíbrio
homogêneo - todos os reagentes e produtos estão na
mesma fase. Os equilíbrios entre gases são
homogêneos porque todos os gases se misturam
espontaneamente com os outros, de maneira que uma
única fase é formada. Existem também diversos
equilíbrios nos quais os reagentes e os produtos são
dissolvidos em uma mesma fase líquida.
Quando, em uma mistura reacional, ocorre mais de
uma fase, chamamos essa mistura de reação
heterogênea. Um exemplo comum é a combustão da
madeira, em que um combustível sólido reage com o
oxigênio gasoso. Outro exemplo é a decomposição
térmica do bicarbonato de Sódio (fermento químico),
que ocorre quando o composto é espalhado sobre o
fogo.
Se for colocado
em um recipiente selado,
de modo que
ou
não possam escapar, os
gases e os sólidos estabelecem um equilíbrio
heterogêneo.
Seguindo nosso procedimento usual, podemos
escrever a lei do equilíbrio para esta reação como
Porém, a lei do equilíbrio para reações que envolvam
líquidos e sólidos puros pode ser escrita em uma
forma bem mais simples. Isto porque a concentração
de um líquido ou sólido puro é inalterável a uma dada
temperatura. Para qualquer líquido ou sólido puro, a
proporção da quantidade de substância para o volume
da substância é uma constante. Por exemplo, se
temos um cristal de 1 mol de
, ele ocupará
um volume de 38,9cm³. Dois mols de
ocuparão duas vezes esse volume, 77,8cm³ (figura 2),
mas a proporção entre mols e litros (isto é, a
concentração molar) permanecerá a mesma.
Raciocínio similar mostra que a concentração de
no
sólido puro também é
constante. Isto significa que agora a lei do equilíbrio
contém três constantes, K mais dois dos termos de
concentração. Faz sentido combinar todas as
constantes numéricas.
Podem-se classificar os equilíbrios em função das
fases das substâncias envolvidas na reação química.
33
Apenas quando o sistema está em equilíbrio a
expressão da lei da ação das massas Q é igual à
constante de equilíbrio K (Q=K). Portanto, para a
reação:
A lei do equilíbrio para uma reação heterogênea é
escrita sem os termos de concentração dos sólidos e
líquidos puros.
A+B→C+D
A condição algébrica é
A Expressão de Equilíbrio (Ação das Massas)
Para uma reação química geral,
aA + bB ↔ cC + dD
Se,
Podemos definir uma proporção de concentrações, no
equilíbrio ou não:
Saberemos que a reação procederá no sentido da
direita para a esquerda, aumentando [C] e [D] e
diminuindo [A] e [B], até que Q=K. Por outro lado, se
Referimo-nos a essa proporção como o quociente da
reação, Q. As concentrações dos produtos aparecem
no numerador da expressão, e os reagentes, no
denominador. Cada concentração é elevada a uma
potência
correspondente
ao
coeficiente
estequiométrico daquela espécie na equação química
balanceada para o equilíbrio.
A expressão da lei da
qualquer valor (exceto
depende da extensão
assuma que misturamos
ação das massas pode ter
um valor negativo), porque
da reação. Por exemplo,
um mol de
e
em
A reação procederá no sentido da direita para a
esquerda, aumentando [A] e [B] e diminuindo [C] e [D]
até que o equilíbrio seja estabelecido.
Exemplo
Para o equilíbrio:
um recipiente de um litro mantido a 350°C. Antes da
reação
iniciar, sua
expressão da lei da ação das massas terá o valor:
O valor da constante de equilíbrio é 4,8 ×
a
700°C. Se, no recipiente, as concentrações das três
substâncias acima são
No decorrer da reação, entretanto, sua expressão da
lei da ação das massas aumenta.
No equilíbrio, entretanto, essa proporção transformase na expressão de equilíbrio, K.
De que maneira estas concentrações mudarão, à
medida que o sistema se aproxima do equilíbrio, se a
temperatura for mantida a 700ºC?
Para determinar o valor de K para uma reação
específica, devemos medir as concentrações dos
reagentes e produtos no equilíbrio. Observe que,
diferentemente das expressões de velocidade na
cinética química, a expressão para a constante de
equilíbrio é sempre baseada diretamente na
estequiometria da reação.
Solução:
Primeiro devemos encontrar o valor da expressão da
lei da ação das massas.
34
Como o valor do menor é menor do que o valor da
constante de equilíbrio (4,8 ×
), a reação procede
no sentido da esquerda para a direita, de maneira a
aumentar
, aumentar
e diminuir
até
que Q=K.
As leis do equilíbrio para reações no estado
gasoso podem ser escritas em relação tanto às
concentrações quanto às pressões
Quando todos os reagentes e produtos são gases,
podemos formular as expressões da ação das massas
tanto em função das pressões parciais quanto em
função das concentrações molares. Isto é possível
porque a concentração molar de um gás é
proporcional à sua pressão parcial. Isto vem da
equação do gás ideal,
PV=nRT
Resolvendo esta equação para P, temos.
A quantidade n/V tem unidades de mol/L e é
simplesmente a concentração molar. Portanto,
podemos escrever
P = (concentração molar) × RT
Esta equação se aplica se o gás estiver sozinho no
recipiente ou fizer parte de uma mistura.
No caso de uma mistura de gases, P é a pressão
parcial do gás.
A relação expressa na equação P= (concentração
molar) × RT permite-nos escrever a expressão da
ação das massas para a reação entre gases em
termos de molaridade ou de pressões parciais. Porém,
quando fazemos a alternância não podemos esperar
que os valores numéricos sejam os mesmos e,
portanto, utilizaremos dois símbolos diferentes para K.
Quando forem usadas concentrações molares,
utilizaremos o símbolo
. Quando forem usadas
expressões parciais, o símbolo é
. Por exemplo, a
lei do equilíbrio para a reação do Nitrogênio com o
Hidrogênio para formar amônia:
Pode ser escrita de ambas as maneiras vistas a
seguir:
(porque concentrações molares são utilizadas na
expressão da ação das massas)
(porque pressões parciais são utilizadas na expressão
da ação das massas)
As concentrações molares no equilíbrio podem ser
utilizadas para o cálculo de
, enquanto as pressões
parciais no equilíbrio podem ser utilizadas para o
calculo de
.
O princípio de Le Chatelier
Em 1884 o cientista francês Henri Louis Le Chatelier
enunciou
um
princípio
geral conhecido pelo
nome Princípio de fuga ante a força, ou
simplesmente princípio de Le Chatelier, que defendia
a teoria de que quando se exerce uma ação num
sistema
em
equilíbrio
(variação
de
pressão, temperatura, concentração), o sistema se
desloca no sentido da reação que neutraliza esta
ação.
Nos sistemas que atingiram o equilíbrio químico, as
reações opostas ocorrem em velocidades iguais,
portanto, qualquer mudança que altere a velocidade
de uma das reações causa a perturbação desse
equilíbrio, assim, o Princípio de Le Chatelier propicia
um meio de prever a influência que os fatores
perturbadores têm sobre os sistemas em equilíbrio,
sendo válido para todos os tipos de equilíbrios
dinâmicos, físicos, iônicos, bem como os químicos.
Essas perturbações que desordenam o equilíbrio
químico ocorrem devido a variações de concentração,
de pressão e de temperatura, descritas a seguir.
1. Variação de concentração
Pelo Princípio de Le Chatelier, quando se aumenta a
concentração de uma das substâncias, o equilíbrio se
desloca no sentido da reação em que essa substância
se transforma; e quando se diminui a concentração de
uma dessas substâncias, o equilíbrio se desloca no
sentido da reação em que esta substância se forma.
Consideremos a hipótese de reação:
A+B→C+D
Nesse caso, um aumento na concentração de A
deslocará o equilíbrio para a direita. A e B serão
consumidos cada vez mais rapidamente, formando-se
maior quantidade de C e D. O equilíbrio em questão
só se restabelecerá com uma menor concentração de
B, o que deslocará o equilíbrio no sentido que reduz a
perturbação
provocada
pelo
aumento
em
concentração. O princípio de Le Chatelier leva às
mesmas
previsões
para
as
variações
de
concentração.
35
2. Variação de pressão
Em ambos os casos, como a concentração de
moléculas de água é essencialmente constante,
Uma alteração na pressão só pode afetar sistemas em
equilíbrio compostos por gases. De acordo com
Chatelier, quando a pressão sobre um sistema em
equilíbrio aumenta, a reação é impulsionada no
sentido que alivia a pressão, ou seja, para o lado com
o menor número de mols.
É importante ressaltar que o efeito da pressão sobre
um sistema em equilíbrio que envolve gases e líquidos
ou sólidos somente leva em consideração a variação
do número de moléculas gasosas, pois o volume de
um mol de substância gasosa é muito maior do que o
volume de um mol de substância líquida ou sólida.
3. Variação de temperatura
As reações químicas podem ser exotérmicas, quando
liberam calor, ou endotérmicas, quando absorvem
calor. As reações reversíveis são exotérmicas num
sentido e endotérmicas em outro, nos casos em que a
temperatura aumenta num sistema em equilíbrio, este
é deslocado no sentido em que há absorção de calor.
A adição de calor, segundo o princípio de Le Chatelier,
deslocará o equilíbrio de modo que o calor seja
absorvido, o que favorece a reação endotérmica;
inversamente, a retirada de calor favorece a reação
exotérmica.
Efeito de um catalisador no Equilíbrio
O equilíbrio é estabelecido quando a velocidade da
reação direta iguala-se à velocidade da reação
inversa. Mas, em geral, a posição do equilíbrio não
nos diz nada sobre a velocidade na qual o equilíbrio
foi atingido. O que acontece quando um catalisador é
adicionado a um sistema de equilíbrio? Um catalisador
aumenta igualmente as velocidades tanto da reação
direta quanto da inversa e consequentemente não
afeta a posição de equilíbrio das concentrações.
O produto Iônico da água
A autodissociação da água pode ser escrita como
Ou como:
E, portanto, a condição de equilíbrio pode ser escrita
como:
Ou como
Ou
O valor da constante
, chamada constante de
dissociação para a água, é de 1,0 ×
a 25°C.
(
é também chamada produto iônico da água). A
esta temperatura, independentemente de a água ser a
mais pura das águas destiladas ou a mais suja
proveniente do grande escuro e lamacento rio Tietê, o
produto das concentrações do íon hidrogênio
(hidratado) e do íon hidróxido é uma constante: 1,0 ×
a 25°C.
Note que
é um número muito pequeno. A água
pura é um eletrólito muito fraco e, portanto, um fraco
condutor de eletricidade.
Equilíbrios de Solubilidade
Existem relativamente poucos cátions que precipitam
o cianeto, mas outros ânions como o fosfato ou o
carbonato precipitam rapidamente com uma variedade
de cátions. Para engenheiros e químicos que projetam
processos industriais, a solubilidade é frequentemente
vital tanto no isolamento de produtos desejados
quanto no tratamento de fluxos de rejeito. Uma vez
que os processos industriais são normalmente
realizados a altas temperaturas, as características de
solubilidade dever ser visualizadas no contexto do
equilíbrio (e da constante de equilíbrio) das reações
naquelas temperaturas.
Constante do produto de solubilidade
Solubilidade: termo utilizado para medir o quanto de
um soluto um solvente em particular pode dissolver.
Essa ideia é frequentemente traduzida em regras de
solubilidade para substâncias iônicas. Essas regras
classificam tanto o brometo de prata quanto o cianeto
de prata como insolúveis. Entretanto, concluímos que
havia um diferença mensurável na solubilidade entre
esses dois compostos. Assim, precisamos refinar
nossa noção do que significa para um composto ser
“insolúvel”. Seremos mais exatos se nos referirmos a
tais sais, como brometo de prata e cianeto de prata,
como ligeiramente solúvel. Fornecido tempo
suficiente e um solvente constantemente restaurador
(em outras palavras, sem condição de equilíbrio),
mesmo o sal mais insolúvel se dissolverá. A
dissolução de montanhas pela chuva representa tal
processo, embora seja um processo que exige
centenas de milhares de anos. Portanto, como
podemos especificar exatamente quão solúvel um
composto é?
36
Definindo a constante do produto de solubilidade
Vamos ficar com o brometo de prata e com o cianeto
de prata como exemplos. Se essas substâncias são
colocadas em água e o sistema é deixado assentar
sem ser perturbado, será estabelecido um equilíbrio
dinâmico entre o sal e os seus íons constituintes. Os
equilíbrios que descrevem essas reações são
heterogêneos, como são aqueles de qualquer
processo de solubilidade. Logo, a expressão da
constante de equilíbrio não contém a concentração do
sal sólido; apenas o produto das concentrações dos
íons dissolvidos aparecerá. Uma vez que essa forma é
universalmente empregada para as expressões de
constantes de solubilidade, a constante recebeu o
nome de constante do produto de solubilidade,
. Assim, para os dois sais que estamos
considerando,
expressões:
podemos
escrever
as
Desse modo, concluímos que o coeficiente de
solubilidade do fosfato de cálcio em água, a 25ºC, é
igual a
.
Termodinâmica
seguintes
Conceitos Gerais:
Calor Sensível:
Calor sensível é aquele que provoca apenas uma
variação de temperatura dos corpos, diferenciando-se
do calor latente, que muda a estrutura física dos
mesmos. O calor específico determina a quantidade
de calor que uma unidade de massa precisa perder ou
ganhar para que aconteça uma redução ou elevação
de uma unidade de temperatura sem, contudo, alterar
sua estrutura. Assim, se o corpo é sólido, continua
sólido, se é líquido continua líquido e, se é gasoso,
continua
gasoso.
As constantes do produto de solubilidade são
importantes para uma ampla variedade de aplicações
e têm sido determinadas para muitos sais ligeiramente
solúveis.
A relação entre
e a solubilidade molar
A Solubilidade molar é a concentração de um sólido
dissolvido presente em uma solução saturada,
expressa em concentração em quantidade de matéria.
A solubilidade molar é facilmente determinada a partir
do
, como você pode ver no exemplo abaixo:
Exemplo:
Na temperatura de 25ºC, o produto de solubilidade do
fosfato de Cálcio,
, é
Qual a solubilidade desse sal nessa temperatura?
Dissociação do Sal:
1mol de sal
3mol
2mol
1L de solução: x mol
3x mol
2x mol
.
O calor sensível é medido em cal/g.Cº. Essa medição
irá nos informar a quantidade de calor (cal) que uma
quantidade de massa (g) leva para aumentar ou
diminuir sua temperatura (ºC). O calor sensível
também é chamado de calor específico e se refere a
uma unidade de massa, portanto não depende da
massa do material considerado.
Equação do Calor Sensível
Para calcularmos o calor sensível de um material, é
necessário conhecer o calor específico do mesmo.
Considerando o calor específico (c) de um corpo e a
variação da temperatura (∆θ), a equação do calor
sensível pode ser descrita da seguinte maneira:
Q = m.c.∆θ
Calor Latente
O calor sensível é aquele que provoca nos corpos
apenas mudanças de temperatura. Diferentemente, o
calor latente não modifica suas temperaturas, porém
provoca mudanças no estado de agregação dos
materiais. O calor latente (L) nos informa a quantidade
de calor que uma unidade de massa de um
determinado material necessita receber ou perder
para mudar seu estado físico de agregação.
Nos processos endotérmicos, ou seja, quando o
material absorve calor e muda de estado, o calor
37
latente (L) é acompanhado de um sinal positivo,
significando que o material recebeu calor, ou seja, o
calor é recebido pelo corpo. Quando o processo é
exotérmico, ou seja, quando o corpo perde calor, é
utilizado um sinal negativo para expressar que o calor
latente
está
sendo
perdido.
Para calcularmos o calor específico latente (L),
usamos a fórmula:
Q = Quantidade de calor total (J)
m = massa (Kg)
L = calor latente (J/Kg)
Calor Específico
Em palavras, o calor específico representa a
quantidade de energia necessária para elevar de 1 °C
a temperatura de 1 g da substância considerada. Por
outro lado, embora o calor específico seja função da
temperatura, nesse caderno vamos considerar apenas
os casos em que ele permanece constante com a
variação da temperatura.
O calor específico (c) de uma substância pode ser
definido a partir da capacidade térmica (C) de um
corpo composto por ela como o quociente desta pela
massa (m) desse corpo.
mudanças de estado físico, que é dada pela diferença
entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes (ΔH =
H produtos – H reagentes).
No entanto, assim como existem vários tipos de
reações e mudanças de estado físico, existem
também vários tipos de entalpia. Baseado nisso, veja
explicações sobre cada um deles a seguir:
Entalpia de Mudança de Estado Físico: como o
próprio nome diz, ela designa a energia necessária
para que 1 mol de substância, nas condições-padrão
de temperatura e pressão, mude de estado físico.
Dentro desse tipo de entalpia, temos:
Entalpia de Vaporização: energia que precisa ser
absorvida para vaporizar (passar do estado líquido
para o estado de gasoso) 1 mol da substância. Como
se absorve energia na forma de calor, esse é um
processo endotérmico e o valor da entalpia de
vaporização será sempre positivo. Exemplo:
H2O(l) → H2O(g)
ΔH vaporização = +44 kJ
Entalpia de Fusão: energia que precisa ser absorvida
para que 1 mol da substância passe do estado sólido
para o estado líquido. Nesse caso, também é um
processo endotérmico e o valor da entalpia de
vaporização será sempre positivo. Exemplo:
H2O(s) → H2O(l)
ΔH fusão = +7,3 kJ
Entalpia de Liquefação: energia que precisa ser
liberada para que 1 mol da substância passe do
estado gasoso para o estado líquido. Já nesse caso, o
processo é exotérmico e o valor da entalpia de
vaporização será sempre negativo. Exemplo:
Capacidade Calorífica
A capacidade calorífica C de um material é a
quantidade de calor necessária para elevar a sua
temperatura de 1ºC (ou 1ºK); é uma grandeza
independente da quantidade de material. Assim se ao
material for cedida a quantidade de calor Q, e a sua
temperatura varia de ΔTºK, temos a igualdade:
Sendo:
Q – Quantidade de calor fornecida ao material;
C – Capacidade calorífica do material;
ΔT – Variação de temperatura;
Tf – Temperatura final;
Ti – Temperatura inicial.
Entalpia
A entalpia é um conceito estudado em Termoquímica,
que designa o conteúdo de energia de cada
substância. Visto que não se conhece até hoje uma
maneira experimental de determinar o valor da
entalpia de cada substância, normalmente trabalha-se
com a variação da entalpia nas reações e nas
H2O(g)
→ H2O(l) ΔH liquefação = -44 kJ
Entalpia de Solidificação: energia que precisa ser
liberada para que 1 mol da substância passe do
estado líquido para o sólido. O processo também é
exotérmico e o valor da entalpia de vaporização será
sempre negativo. Exemplo:
H2O(l)
→ H2O(s) ΔH solidificação = -7,3 kJ
Entalpia de Formação: calor liberado ou absorvido na
formação de 1 mol de uma substância a partir de seus
elementos constituintes, que são substâncias simples,
no estado padrão, com a entalpia igual a zero. Por
exemplo, para descobrir a entalpia da molécula de
água é só usar o valor da entalpia da reação de
formação dessa molécula:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
ΔH =-286 kJ/mol
ΔH = H Produtos – H Reagentes
-286 kJ/mol = HH2O – (HH2 + H ½ O2)
-286 kJ/mol = HH2O – 0
HH2O =286 kJ/mol
Entalpia de Combustão: é a energia liberada na
combustão completa de 1 mol de uma substância no
38
estado padrão. Como são reações de combustão,
sempre será liberada energia na forma de calor,
sendo, portanto, uma reação exotérmica com a
variação da entalpia negativa. Exemplo:
• W > 0 quando o sistema se expande e perde energia
para a vizinhança.
• W < 0 quando o sistema se contrai e recebe energia
da vizinhança.
CH4(g) + ½ O2 → 1 CO2(g) + 2 H2O
ΔH° combustão = -890,4 kJ/mol
Entalpia de Neutralização: é a energia liberada na
forma de calor, na reação entre 1 mol de H+(aq) e 1
mol de OH-(aq), fornecidos respectivamente por um
ácido e uma base fortes, para a formação de 1 mol de
água. Exemplo:
Além disso, Q representa a quantidade de energia
associada ao calor da vizinhança para o sistema e,
por isso:
• Q > 0 quando a energia passa da vizinhança para o
sistema.
• Q < 0 quando a energia passa do sistema para a
vizinhança.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
ΔH neutralização = -57,7 kJ
Entalpia de Solução: é a soma da entalpia reticular
(absorve energia) e da entalpia de hidratação (libera
energia). Ocorrem quando se dissolve um soluto na
água, gerando uma solução. Se o valor da variação da
entalpia de solução der negativo, significa que o
processo é exotérmico. Já se o valor der positivo, a
dissolução é endotérmica. Exemplo:
+
-
KI(s) → K (g) + I (g)
+
-
+
ΔHret = +623 kJ/mol
-
K (g) + I (g) → K (aq) + I (aq)
ΔHhid = -611 kJ/mol
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------+
-
KI(s) → K (aq) + I (aq)
ΔHsol = ΔHret + ΔHhid
ΔHsol = (+623 + (-611)) kJ/mol
ΔHsol = + 21 kJ/mol
Primeira lei da Termodinâmica
A energia interna U de um sistema é a soma das
energias cinéticas e das energias potenciais de todas
as partículas que formam esse sistema e, como tal, é
uma propriedade do sistema. Isto significa que
qualquer variação ∆U na energia interna só depende
do estado inicial e do estado final do sistema na
transformação considerada. Além disso:
• Se um sistema troca energia com a vizinhança por
trabalho e por calor, então a variação da sua energia
interna é dada por:
∆U = Q − W
Este é o enunciado da primeira lei da Termodinâmica.
Esta lei representa a aplicação do princípio de
conservação da energia a sistemas que podem trocar
energia com a vizinhança por calor e por trabalho.
Nesta expressão, W representa a quantidade de
energia associada ao trabalho do sistema sobre a
vizinhança e, por isso:
Embora ∆U só dependa do estado inicial e do estado
final do sistema porque representa a variação da sua
energia interna, as quantidades de energia W e Q
dependem, também, do processo que leva o sistema
do estado inicial ao estado final. Para discutir essa
propriedade importante da energia interna vamos
considerar uma amostra de gás que é levada do
estado 1 para o estado 2 por três processos diferentes
(Figura).
A quantidade de energia associada ao trabalho
realizado pelo sistema sobre a vizinhança, no
processo 1A2, é dada pela área sob a isóbara 1A, no
processo 1B2, é dada pela área sob a isóbara B2 e no
processo 12, é dada pela área sob a curva
correspondente. Por isso, a quantidade de energia
associada ao trabalho depende do processo.
Por outro lado, se uma certa quantidade de energia
entra no sistema por calor, por um processo em que a
pressão é mantida constante, uma parte dela
permanece no sistema como energia interna,
aumentando a sua temperatura, e a outra parte volta à
vizinhança, associada ao trabalho de expansão do
sistema. Entretanto, se essa quantidade de energia
associada ao calor entra no sistema por um processo
em que o volume é mantido constante, o sistema não
realiza trabalho sobre a vizinhança e toda a energia
permanece no sistema como energia interna,
causando um aumento maior na sua temperatura. Por
isso, a quantidade de energia associada ao calor
depende do processo.
A primeira lei afirma, então, que, apesar da
quantidade de energia trocada por trabalho e da
quantidade de energia trocada por calor entre o
39
sistema e a vizinhança dependerem, cada uma delas,
do processo pelo qual o sistema passa de um estado
para outro, a diferença entre elas não depende.
Exemplo
Vamos calcular a variação da energia interna de uma
amostra de um grama de água na transição de fase
em que ela passa de líquido para vapor a temperatura
constante de 100 oC e a pressão constante de 1 atm.
Para fazer isso, consideraremos o vapor d’água como
um gás ideal, de modo que o seu volume pode ser
calculado pela equação de estado de Clapeyron. O
número de mols da amostra é:
O volume da amostra na fase de vapor é:
−3
3
O volume da amostra na fase líquida, V1 = 10 m , é
muito menor do que o volume da amostra na fase de
−3
vapor, V2 = 1,84 x 10 m3. Desse modo, para calcular
a quantidade de energia associada ao trabalho
realizado pela amostra de água sobre a vizinhança no
processo de expansão de V1 para V2, podemos
desprezar V1. Daí:
5
2
−3
W = P ∆V = PV2 = (1,01 x 10 N/m ) (1,84 x 10
3
m)
= 185,84 J
O calor latente de vaporização da água tem o valor L
6
= 2,25 x 10 J/kg. Desse modo, a quantidade de
energia associada ao calor fica:
6
−3
Q = L.m = (2,25 x 10 J/kg )( 10 kg ) = 2250,00 J
A variação da energia interna de uma amostra de um
grama de água na transição de fase em que ela passa
de líquido para vapor a temperatura constante de 100
o
C e a pressão constante de 1 atm é:
Energia de ligação
É a energia que precisa ser absorvida para quebrar 1
mol de ligações no estado gasoso, em condições
padrão (temperatura de 25°C e pressão de 1 atm).
Quando ocorrem reações químicas, ocorre também
quebra das ligações existentes nos reagentes, mas
novas ligações são formadas nos produtos. Esse
processo envolve o estudo da variação de energia que
permite determinar a variação de entalpia das
reações.
O fornecimento de energia permite a quebra de
ligação dos reagentes, esse processo é endotérmico,
mas à medida que as ligações entre os produtos se
formam o processo muda: fica exotérmico. Por quê?
Ocorre a liberação de energia.
A energia liberada na formação de uma ligação é
numericamente igual à energia absorvida na quebra
desta ligação, portanto a energia de ligação é definida
para a quebra de ligações.
Observe a reação de formação de átomos de
hidrogênio isolados, a partir de 1 mol de moléculas do
gás hidrogênio abaixo:
H2(g) → 2 H(g) ΔH = +435 kJ
Note que é preciso o fornecimento de 435 kJ de
energia ao sistema. A energia é necessária na
primeira etapa da reação, em que ocorre a quebra da
ligação covalente do gás hidrogênio. Visto que
absorve energia, esse é um processo endotérmico.
O mesmo ocorre em outros tipos de reação, inclusive
com duplas e triplas ligações. Nesses casos, a energia
de ligação corresponderá à energia necessária para
romper 1 mol de ligações duplas e triplas,
respectivamente. Como nos casos a seguir:
O2(g) → 2 O(g) ΔH = +497,8 kJ
O=O(g) → 2 O(g) ΔH = +497,8 kJ
N2(g) → 2 N(g) ΔH = +943,8 kJ
N≡N(g) → 2 N(g) ΔH = +943,8 kJ
Assim, esse valor da energia de ligação será o valor
da variação de entalpia (ΔH) da reação.
∆U = Q − W = 2250,00 J − 185,84 J = 2064,16 J
Equação termoquímica
“Equação termoquímica é a equação química à qual
acrescentamos a entalpia da reação e na qual
mencionamos todos os fatores que possam influir no
valor dessa entalpia.”
No entanto, quando as reações em questão
envolverem não só a quebra das ligações, mas
também a formação de novas ligações, será
necessário somar todas as energias envolvidas em
todas as ligações, para determinar a entalpia da
reação.
É importante lembrar que à medida que ocorre a
formação da nova ligação, a energia é liberada,
sendo, portanto, um processo exotérmico.
Para entendermos como se determina a energia total
absorvida, veja o exemplo abaixo, da reação de
formação do HCl(g):
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ΔH =?
H-H(g) + Cl-Cl(g) → 2 H-Cl(g) ΔH =?
40
Nesse caso, para romper 1 mol de ligação H-H, a
absorção de 436 kJ é necessária. E para romper 1 mol
de Cl-Cl, absorve-se 242,6 kJ. Somando esses dois
valores, obtemos a quantidade de energia absorvida:
ΔH = +678,6 kJ. Lembrando que o resultado é
positivo, pois a energia foi absorvida; e, em processos
endotérmicos, o valor da entalpia é sempre positivo.
Já na formação de 1 mol de ligação H-Cl, foram
liberados 431,8 kJ. O total de energia liberada é de
836,6 kJ, visto que na reação são formados 2 mols.
Sendo um processo exotérmico, esse valor é dado
como negativo.
Descobrimos o valor de ΔH somando esses valores:
ΔH =ΔHenergia total absorvida + ΔHenergia total liberada
ΔH = (431,8 + (-836,6) kJ)
ΔH = - 182 kJ
Lei de Hess
“A variação de entalpia (quantidade de calor liberada
ou absorvida) em uma reação química depende
apenas dos estados inicial e final da reação.”
Conclusão
“Partindo-se sempre de um mesmo estado inicial e
chegando-se sempre a um mesmo estado final, o ΔH
será sempre o mesmo, quer a reação seja direta, quer
ela se efetue em várias etapas.”
O ΔH independe do caminho percorrido durante a
reação. Cada estado tem uma entalpia ou conteúdo
de calor (H) fixo e bem definido:
● no estado inicial: H inicial tem valor fixo;
● no estado final: H final também tem valor fixo.
A entalpia é função de estado, ou seja, o valor de ΔH
é fixo e bem definido, não dependendo dos estados
intermediários. Por isso, a lei de Hess é também
conhecida como a lei dos estados inicial e final.
Consequências da lei de Hess
1ª) As equações termoquímicas podem ser somadas
como se fossem equações matemáticas, daí a lei de
Hess ser também chamada de lei da soma dos
calores de reação.
2ª) Invertendo uma equação termoquímica, devemos
trocar o sinal de ΔH.
A esses dois caminhos correspondem dois valores
experimentais, para as variações de entalpia, supondo
pressão e temperatura constantes.
Isso representa a conservação de energia entre os
estados inicial e final.
3ª) Multiplicando (ou dividindo) uma equação
termoquímica por um número diferente de zero, o
valor de ΔH será também multiplicado (ou dividido) por
esse número.
Primeiro caminho:
C(grafite) + O2(g)  CO2(g) ΔH = -393,3 kJ
Segundo caminho:
C(grafite) + 1/2O2(g)  CO(g) ΔH1 = -110,3 kJ
CO(g) + 1/2O2(g)  CO2(g) ΔH2 = -283,0 kJ
Somando:
As equações termoquímicas podem sofrer tratamentos
matemáticos desde que esses tratamentos sejam
feitos também com os valores de ΔH.
ΔH1 + ΔH2 = -110,3 + (-283,0) = -393,3 kJ
Portanto:
ΔH = ΔH1 + ΔH2
41
ELETROQUÍMICA
1.
Introdução
1.1. Reações de oxirredução
No início do assunto foi mostrado que uma espécie
química sofre oxidação quando perde elétron e
redução quando recebe elétrons. Vimos, contudo, que
há casos em que a equação química que representa a
reação não indica de modo muito evidente que houve
oxidação/redução. Então de uma forma geral têm-se:
Oxidação: Quando há um aumento algébrico no
número de oxidação.
Redução: Quando há uma diminuição algébrica do
número de oxidação.
Definição Reação de Oxirredução: Quando um ou
mais elementos sofrem variações em seus números
de oxidação no transcorrer de uma reação química,
dizemos que se trata de uma reação de oxirredução,
também denominada reação de óxido-redução ou
redox.
Exemplos de reações redox:
1.3. Reatividade dos Metais
Para que qualquer reação aconteça é necessário
satisfazer algumas condições, entre elas é que deve
haver afinidade química entre os reagentes, ou seja,
eles devem interagir de modo a possibilitar a formação
de novas substâncias.
Em reações redox, a afinidade quer dizer que um dos
reagentes tem a tendência de perder elétrons e o
outro de ganhar elétrons. Essa tendência corresponde
a reatividade dos reagentes em questão.
Vamos entender melhor no exemplo a seguir:
Considere que precisamos armazenar uma solução de
sulfato de cobre II (CuSO4). Nós não poderíamos
colocar essa solução num recipiente de alumínio, pois
ocorreria a seguinte reação:
2e Al(s) + 3 CuSO4(aq)→ 3 Cu(s) + Al2(SO4)3(aq)
Observe que o alumínio se oxidou, perdendo 3
elétrons cada e se tornando cátion alumínio:
Al(s) → Al
3+
(aq) +
-
3e
Simultaneamente, o cátion cobre (Cu²+) que estava
presente na solução recebeu os elétrons do alumínio e
se reduziu, tornando-se cobre metálico. Cada cátion
cobre recebe dois elétrons:
Cu
2+
(aq) +
-
2 e → Cu(s)
1.2. Agente oxidante e agente redutor
Em reações redox é comum usarmos as expressões
agente redutor e agente oxidante.
Agente redutor é a espécie química que age
causando a redução de algum elemento presente nos
reagentes. O agente redutor é, portanto, a espécie
que contém o elemento que perde elétrons, ou seja,
que sofre oxidação.
Agente oxidante é a espécie química que age
causando a oxidação de algum elemento presente nos
reagentes. O agente oxidante é, portanto, a espécie
que contém o elemento que recebe elétrons, ou seja,
que sofre redução.
Exemplos:
No entanto, se fosse o contrário e quiséssemos
armazenar uma solução de sulfato de alumínio
(Al2(SO4)3(aq)), não teria problema nenhum colocá-la
num recipiente de cobre, pois esta reação não iria
ocorrer:
Cu(s) + Al2(SO4)3(aq) → não ocorre
Esses fatos observados podem ser explicados pelo
fato de o alumínio ser mais reativo que o cobre.
Os metais têm a tendência de ceder elétrons, isto é,
de se oxidar. Quando comparamos vários metais, o
que possui maior tendência de doar elétrons é o
mais reativo. Consequentemente, a reatividade dos
42
metais está associada também à sua energia de
ionização, isto é, a energia mínima necessária para
remover um elétron do átomo gasoso em seu estado
fundamental.
Quanto menor a energia de ionização de um metal,
maior será sua reatividade.
Veja mais alguns exemplos e com o auxílio da fila de
reatividade, tente entender o por quê da reação
ocorrer ou não:
Sendo assim surgiu a fila de reatividade dos metais:
2. Eletroquímica
A eletroquímica propõe uma conversão de energias:
converter energia elétrica (eletricidade) em energia
química (reação redoxi) e converter energia química
em energia elétrica.
Quando se consegue, a partir de uma reação química,
obter uma certa quantidade de eletricidade (conversão
de energia química em energia elétrica), temos uma
pilha. Quando utiliza-se a eletricidade para induzir
uma reação redoxi (conversão de energia elétrica em
energia química), temos uma eletrólise.
2.1 Célula Galvânica ou Pilha
Denomina-se célula galvânica ou pilha um
dispositivo no qual a ocorrência espontânea de uma
reação de oxirredução permite a produção de
corrente elétrica.
Sendo assim, o metal mais reativo reage com
substâncias iônicas em que o cátion é menos reativo.
A proposta de desenvolvimento da 1ª pilha foi feita por
John Daniell e é ilustrada a seguir:
43
Se substituirmos a lâmpada por um voltímetro,
verifica-se (a 25ºC e com 1mol/L de Cu²+ e 1 mol/L de
Zn²+) que:


Nesta pilha a diferença de potencial elétrico é
de 1,10V;
O potencial do eletrodo de cobre é maior do
que o do eletrodo de zinco;
Note que ponte salina tem papel fundamental para o
perfeito funcionamento da célula galvânica, pois é ela
a responsável por neutralizar as cargas das soluções
(já que uma vai estar com muitos cátions e outra com
muitos ânions) e também tem como função fechar o
circuito para que este possa ter um fluxo contínuo de
elétrons.
Estudos mais detalhados sobre o funcionamento
desse dispositivo (com a lâmpada e sem o voltímetro)
revelam que, com o passar do tempo, à medida que a
lâmpada permanece acesa:





Nomenclatura dos eletrodos em uma pilha

Representação esquemática para uma pilha
A concentração de íons cobre (II) diminui na
solução da direita;
A concentração de íons zinco aumenta na
solução da esquerda;
A placa de zinco sofre corrosão (desgaste)
Sobre a placa de cobre deposita-se mais
cobre metálico.
Esses fatos indicam que elétrons fluem pelo fio
metálico da placa de zinco (menor potencial) para a de
cobre (maior potencial).
Sendo assim há um aumento de íons Zn²+ na solução,
devido a oxidação da placa e uma diminuição de íons
Cu²+ na solução, devido o depósito desses íons na
placa de cobre, onde tais reações podem ser descritas
da seguinte maneira:
44

Potencial-padrão de um eletrodo
E é expressa por:
Para expressar o potencial elétrico na eletroquímica,
foi escolhido como referencial o eletrodo-padrão de
hidrogênio e a partir deste foram estabelecidos os
potenciais padrões de cada elemento.
É importante destacar que quanto maior o potencial
padrão de um elemento, maior é a tendência de
receber elétrons, ou seja, de sofre redução. Por
isso, essa grandeza também é conhecida como
potencial-padrão de redução.

Previsão da força eletromotriz de uma pilha
A força eletromotriz de uma pilha (∆Eº), nas
condições-padrão é dada pela diferença dos
potenciais-padrão de cada eletrodo da pilha.

∆Eº = Eºeletrodo que recebe e´ - Eºeletrodo que perde e´
Por exemplo, no caso da pilha de Daniell, temos:
2+
-
Zn (aq) + 2 e ↔ Zn( s)
2+
Cu (aq) + 2 e ↔ Cu( s)
0
Ered = - 0,76 V
Ered = + 0,34 V
0
0
∆E = E (recebe) - E perde
0
2+
2+
∆E = EºCu - Eº Zn
0
∆E = + 0,34 – (- 0,76)
∆Eº = + 1,10 V
É importante destacar que um mesmo eletrodo pode sofrer oxidação ou redução, dependendo da situação.
Veja o exemplo a seguir:
2.2 Eletrólise ou Célula Eletrolítica

Principais características da eletrólise:
o Reação não espontânea
o Dividida em Ígnea e Aquosa.
o Precisa de energia elétrica
ocorrer
 Eletrólise Ígnea
É o nome de uma reação química provocada pela
passagem de corrente elétrica através de um
composto iônico fundido
para
Acompanhe o exemplo:
45
É importante saber que as nomenclaturas na eletrólise mudam um pouco, como segue:
 Eletrólise Aquosa
É o nome de uma reação química provocada pela
passagem de corrente elétrica através de uma
solução aquosa de eletrólito.
Nesta eletrólise, devemos considerar a facilidade de
descarga dos eletrodos em relação à água. Veja a
tabela e os exemplos a seguir:
46
2.3
Estequiometria das reações eletroquímicas

A carga elétrica, em coulombs, que passa por
um circuito pode ser calculada multiplicandose a corrente elétrica, em ampères, pelo
intervalo de tempo, em segundos:

Assim, usando-se um amperímetro e um
cronômetro, pode-se determinar a carga
elétrica que sai de um eletrodo, ou que chega
a ele.

Constante de Faraday – O módulo da carga
4
elétrica de um mol de elétrons (9,65 x 10 ) é
conhecido como contante de Faraday e
simbolizado por F.

A lei de Faraday – A massa de substância
produzida em um eletrodo é proporcional à
carga elétrica que circula na célula eletrolítica
e à massa molar dessa substância.
2.4
equilibrada), e seu denominador é o produto
análogo das concentrações dos reagentes. Quando
a concentração que tem lugar em uma pilha
alcança o estado de equilíbrio, a força eletromotriz
da pilha torna-se zero, o quociente de reação
coincide com a constante de equilíbrio e a equação
de Nernst é, então, expressa da seguinte maneira:


Essa expressão possibilita o cálculo da
constante de equilíbrio, tendo como base a
força eletromotriz normal.
As principais aplicações práticas da equação
de Nernst são a determinação eletroquímica
do pH de uma solução e a determinação do
produto de solubilidade de um sal.
Equação de Nernst


A ddp de uma pilha diminui ao passar do
tempo, conforme diminui a concentração de
cátions da solução do cátodo e aumenta a
concentração de cátions na solução do ânodo.
O físico-alemão Walther Hermann Nernst
(1864-1941) deduziu uma equação que
permite calcular a variação do potencial de
uma pilha em determinado instante a partir
das concentrações em quantidade de matéria
das soluções dos eletrodos:
Ou

Nessa equação, o significado de seus
componentes é o seguinte: E0 é a força
eletromotriz ou potencial normal da pilha
correspondente (que se obtém a partir dos
potenciais normais dos eletrodos); n é o número de
elétrons transferidos; e Q é o quociente de reação.
Esse quociente é o produto das concentrações das
espécies ativas do segundo membro da reação de
oxi-redução, elevadas a seus respectivos
coeficientes estequiométricos (coeficientes que
precedem as fórmulas na equação química
47
48
ORGÂNICA
1.
GRUPOS FUNCIONAIS
CH3OH
CH3 CH2OH
Etanol
Metanol
As
propriedades
físicas
e
químicas
dos
hidrocarbonetos são todas mais ou menos
semelhantes. Eles são apolares, bastante insolúveis
em água e não muito reativos à temperatura ambiente.
Hidrocarbonetos insaturados apresentam maior
reatividade do que os hidrocarbonetos saturados, mas
sob muitos aspectos todos os hidrocarbonetos são um
tanto inertes. A substituição por outros elementos, tais
como o oxigênio e o nitrogênio (heteroátomos), nas
ligações químicas dos hidrocarbonetos ocasiona
alterações importantes na reatividade química e
propriedades físicas desses compostos. Essas
alterações são causadas pela presença de pares
isolados e pela polaridade das ligações que o
oxigênio, o nitrogênio e os não metais formam com o
carbono e com o hidrogênio. Tais alterações, bastante
pronunciadas, podem ser explicadas quando
consideramos os não metais como sendo parte de um
grupo
funcional.
A
seguir
trataremos
da
nomenclatura desses grupos funcionais comuns e
comentaremos algumas das propriedades que eles
conferem às moléculas orgânicas.
GRUPO ALQUILA
São provenientes dos alcanos. Existem para facilitar a
nomenclatura dos compostos. São grupos que seriam
obtidos pela remoção de um átomo de hidrogênio de
um alcano, tabela a seguir.
CH3 CH2 CH2OH
Propanol
Álcoois contendo de um a três átomos de carbono são
totalmente miscíveis em água, sendo que todos os
álcoois são mais solúveis em água do que seus
hidrocarbonetos correspondentes. Os álcoois podem
ser oxidados produzindo outros grupos funcionais, pois
o grupo -OH é um importante sítio de reatividade
química.
CLASSIFICAÇÃO DE ÁLCOOIS:
Os álcoois podem ser classificados segundo alguns
critérios:
1 – número de hidroxilas:
- Monoálcool ou monol: possui uma hidroxila.
- Diálcool ou diol: possui duas hidroxilas.
- Triálcool ou triol: possui três hidroxilas. E assim por
diante.
2 – Posição da hidroxila:
- Álcool primário: hidroxila ligada a carbono primário.
- Álcool secundário: hidroxila ligada a carbono
secundário.
- Álcool terciário: hidroxila ligada a carbono terciário.
FENÓIS (Ar – OH)
São compostos orgânicos que possuem a hidroxila
(OH) ligada diretamente ao anel aromático.
Fórmula geral: Ar – OH.
Nomenclatura: Palavra HIDROXI + nome do aromático
correspondente.
Frequentemente é utilizado um símbolo (R) que
representa qualquer grupo alquila em um composto
orgânico. Assim a fórmula geral para um alcano é R-H.
Ramificação:
- A numeração começa pela hidroxila no sentido em
que os radicais fiquem com os menores números.
Exemplo:
ÁLCOOIS (R-OH)
Na química orgânica, o grupo -OH é conhecido como
grupo hidroxila, e quando ligado a um átomo de C
forma um álcool. Os nomes IUPAC para os álcoois são
semelhantes àqueles dos hidrocarbonetos principais,
com designação ol no final para indicar que é um
álcool.
Hidróxi-Benzeno
49
ÉTERES (R-O-R’)
CETONAS (RA ligação característica de um éter é um grupo -O- que
conecta dois radicais de hidrocarboneto na formula
geral R-O-R’.
Nomenclatura:
I.U.P.A.C.: Prefixo indicativo ao menor número de
carbonos + OXI + nome do hidrocarboneto
correspondente ao maior número de carbonos.
-R’)
A ausência do hidrogênio ligado ao grupo carbonila
reduz a reatividade das cetonas, quando comparadas
à dos aldeídos. Os isômeros enólicos ainda existem,
mas as cetonas são suficientemente inertes para serem
frequentemente utilizadas como solventes. No sistema
IUPAC o sufixo ONA é adicionado ao nome do
hidrocarboneto principal para designar uma cetona.
Nomenclatura:
USUAL: Palavra ÉTER + nome do menor grupo +
nome do maior grupo + ICO.
Exemplo:
CH3OCH2CH3
Metoxietano
Uma vez que nos éteres falta o hidrogênio dos álcoois,
eles são muito menos reativos. Porém, apresentam
pares isolados do mesmo modo os álcoois; sendo,
+
portanto, bases de Lewis e podem aceitar prótons (H )
de ácidos fortes. Os éteres não podem ser facilmente
oxidados, são menos solúveis em água do que os
álcoois.
ALDEÍDOS (R-
I.U.P.A.C.: Prefixo indicativo ao número de carbonos +
an ou en + ona.
USUAL: Nome do menor radical + nome do maior
radical + CETONA.
Ramificação: Semelhante a nomenclatura de aldeídos,
substituindo o grupo – CHO pelo grupo – CO - .
Exemplo:
Propanona (acetona)
-H)
O grupo carbonila, C = O, é muito importante para a
2
química orgânica. O carbono é híbrido sp com uma
ligação, e a ligação C = O é bastante polar. Isto
provoca um forte efeito sobre a reatividade dos átomos
ligados a esse grupo. Como os álcoois, os aldeídos
correspondentes são solúveis em água. Os aldeídos
podem ser facilomente oxidados a ponto de atuarem
como agente redutores. Na verdade, eles são os
produtos de oxidação dos álcoois que contém um
grupo –CH2OH.
Nomenclatura: Prefixo indicativo ao número de
carbonos + an ou en + al.
Ramificação:
- A cadeia principal é a maior sequência de carbonos
que possui o carbono com o grupo – CHO.
- A numeração começa por esse grupo de forma que os
radicais fiquem com os menores números.
Exemplo:
ÁCIDO CARBOXÍLICO (R-
-OH)
O grupo funcional é conhecido como grupo carboxila
e geralmente é representado por –COOH. Este grupo
forma a base dos ácidos orgânicos, ativando o grupo –
OH de modo que ele apresente propriedades ácidas.
Os álcoois são ácidos muito fracos, mas no grupo –
COOH o O-H tem uma constante de dissociação ácida
que pode ser facilmente determinada. Parte de seu
caráter ácido deve-se a estabilização da base
conjugada, por causa da equivalência dos oxigênios.
Nomenclatura: Palavra ÁCIDO + prefixo indicativo ao
número de carbonos + an, en, ou in + ÓICO.
Ramificação: Semelhante a dos aldeídos ramificados.
Exemplo:
HCOOH
Ácido metanoico
ÉSTERES (R- -O-R’)
Os ésteres costumam apresentar um odor agradável de
fruta. Podem ser formados a partir de reações de
Etanal
50
ácidos (R-COOH) com álcoois (R’-OH), e seus nomes
indicam essa origem simples. Nos nomes IUPAC
acrescenta-se il ao nome básico do álcool,
combinando-o com o sufixo ato ou oato adicionado à
parte ácida.
Nomenclatura: Nome do ácido carboxílico – ICO +
ATO + DE + nome do radical com terminação A.
Exemplo:
CH3-
- OCH2CH2CH3
Etanoato de 1- propila
AMINAS
Se considerarmos os álcoois e os éteres como
resultado da substituição dos átomos de H da H 2O por
radicais orgânicos, então as aminas resultam de
substituições semelhantes na amônia. Se um
hidrogênio for substituído por um radical, teremos uma
amina primária (RNH2). Se forem substituídos por
dois hidrogênios, teremos uma amina secundária
(RR’NH), enquanto que uma amina terciária
(RR’R’’N) apresenta todos os hidrogênios substituídos.
Nomenclatura: Nome dos radicais em ordem de
complexidade + AMINA.
Exemplo:
PROPRIEDADES ORGÂNICAS
1. Solubilidade
a) Polaridade
Como vimos anteriormente, para uma molécula ser
polar ou apolar, devemos considerar 2 fatores:
eletronegatividade e geometria molecular.
Eletronegatividade: Quando átomos com
diferentes eletronegatividades se unem por ligação
covalente, os elétrons são efetivamente mais atraídos
pelo mais eletronegativo deles. Isso dá origem a um
dipolo, ou seja dois polos: um positivo e outro
negativo. Um dipolo é representado pelo vetor
momento dipolo ( )
Geometria
Molecular:
Dependendo
da
geometria molecular, o vetor momento de dipolo
resultante pode ser nulo ou não. Quando ele é nulo
( = 0), a molécula é apolar; caso contrário (
ela é polar.
≠ 0),
Exemplos:
CH3NH2
Metilamina
AMIDAS
São compostos orgânicos quaternários oxi nitrogenados (C, H, N e O) que possuem como grupo
funcional carboamida.
Nomenclatura:
PRÉFIXO + INFIXO (an, en)+ amida
Exemplo:
H3 C CH2
CH2
C
O
NH2
Butanamida
Em geral as moléculas orgânicas apresentam
polaridade praticamente nula, ou seja, são apolares.
Lembrando que a solubilidade é influenciada pela
polaridade:
“Soluto polar tende a dissolver bem em solvente
polar”.
51
“Soluto apolar tende a dissolver bem em solvente
apolar”.
Observe o seguinte exemplo, onde misturamos água,
que é uma substância polar, iodo (I2) e ciclo-hexano,
ambos apolares.
b) Tamanho da Cadeia
Observe os dados mostrados na tabela abaixo:
Nota-se que a solubilidade diminui com o aumento da
cadeia. Generalizando, podemos dizer que a cadeia
carbônica de um molécula, formada por carbono e
hidrogênio, não possui afinidade pela água, pois é
a parte apolar da molécula. Quanto maior for essa
parte apolar, menor a tendência de uma substância
dissolver-se em água. Grupos polares, como –OH,
–NH2 e –COOH, possuem afinidade com a água.
Sua presença contribui para que o composto se
solubilize em água.
2. Ponto de ebulição
a) Ligações Intermoleculares
1) Dipolo-Dipolo ou Dipolo Instantâneo – Ocorre
entre moléculas polares da mesma substância ou
de substâncias diferentes, ambas polares.
2) Dipolo-Dipolo Induzido – Ocorrem porque
moléculas
polares
(dipolos
instantâneos)
conseguem distorcer a distribuição de carga em
outras moléculas vizinhas através da polarização
induzida. Está é uma interação fraca.
3) Pontes ou Ligações de Hidrogênio: É uma
ligação química que acontece quando um átomo
de oxigênio de uma molécula atrai um átomo de
hidrogênio de uma molécula vizinha. São ligações
fortes, por possuírem um lado bem negativo (O) e
outro positivo (H).
Partes apolares → Grupos Hidrófobos
Partes polares → Grupos Hidrófilos
52
As tabelas abaixo ilustram o efeito do tipo de força
molecular sobre o ponto de ebulição.
ebulição. O gráfico
comportamento:
a
seguir
representa
este
c) Tamanho da molécula
b) Massa molecular
Observe as tabelas seguir:
Outro fator importante na determinação do ponto de
ebulição de uma molécula orgânica é considerar o
tamanho da molécula. Observe o exemplo abaixo de 2
moléculas com o mesmo peso molecular, porem com
tamanhos diferentes:
Note que quanto maior a massa molecular de
alcano não ramificado, maior seu ponto de
53
ISOMERIA
Conceito de Isomeria
Nota-se que os compostos acima são diferentes. Possuem diferentes nomes, diferentes pontos
de fusão e ebulição, diferentes fórmulas estruturais. Entretanto, eles possuem,
coincidentemente, a mesma fórmula molecular: C4H10O. Dizemos que estes compostos são
isômeros.
Isômeros são dois ou mais compostos diferentes que apresentam a mesma fórmula
molecular.
TIPOS DE ISOMERIA:
54
ISOMERIA DE FUNÇÃO
Exemplo:
a) C2H4O
Isomeria de função ou química é o caso de
isomeria plana na qual os isômeros pertencem à
funções químicas diferentes. Os principais casos de
isomeria funcional são:
a) Álcool e éter.
Exemplo:
b) C3H6O
b) Álcool aromático, fenol e éter.
Exemplo:
ISOMERIA DE CADEIA
Isomeria de cadeia é o caso de isomeria plana
na qual os compostos isômeros pertencem à mesma
função química mas apresentam cadeias carbônicas
diferentes. No caso de compostos cíclicos a isomeria
de cadeia pode ser chamada isomeria de núcleo.
A isomeria de cadeia aparece em todas as funções
químicas.
Exemplos:
c) Aldeído e cetona.
Exemplo:
d) Ácido carboxílico e éster.
Exemplo:
ISOMERIA DE POSIÇÃO
Isomeria de posição é o caso de isomeria
plana na qual os isômeros pertencem à mesma função
química, apresentam a mesma cadeia carbônica, mas
diferem entre si pela posição de um grupo funcional ou
uma insaturação na cadeia carbônica.
Exemplos:
TAUTOMERIA
É um caso particular da isomeria de função,
onde os compostos isômeros estabelecem um
equilíbrio químico dinâmico em solução. Os dois casos
mais importantes são os que ocorrem entre aldeído e
enol e entre cetona e enol.
:
55
(fórmulas de Le Bel e Vant’Hoff). Para explicar a
isomeria espacial surgiu a concepção da configuração
tetraédrica do átomo de carbono.
METAMERIA OU ISOMERIA DE COMPENSAÇÃO
Isomeria de compensação ou metameria é o
caso de isomeria plana na qual os isômeros
apresentam cadeia carbônica heterogênea e diferem
entre si pela grandeza dos radicais ligados ao heteroátomo.
Exemplos:
a)
b)
ISOMERIA GEOMÉTRICA
Isomeria geométrica é um caso de isomeria
espacial que ocorre em compostos que apresentam
duplas ligações e em compostos cíclicos.
Consideremos o ácido butenodióico. Na
molécula deste composto os dois grupos carboxílicos
podem ficar de um mesmo lado ou em lados opostos
em relação ao plano determinado pela ligação pi; por
isto existem duas moléculas diferentes, correspondem
dois compostos diferentes que são os dois isômeros
geométricos do ácido butenodióico.
O isômero cuja molécula apresenta os dois
grupos carboxílicos de um mesmo lado do plano
determinado pela ligação pi chama-se CIS; o isômero
cuja molécula apresenta os dois grupos carboxílicos
em lados 98 opostos em relação ao plano
determinado pela ligação pi chama-se TRANS.
O ácido butenodióico cis é chamado ÁCIDO
MALEICO e o trans é chamado ÁCIDO FUMÁRICO.
Ácido butenodióico cis
ÁCIDO MALEICO
Ácido butenodióico trans
ÁCIDO FUMÁRICO
ISOMERIA ESPACIAL
Isomeria espacial ou estereoisomeria é o caso
de isomeria no qual os compostos isômeros não
diferem entre si pelas suas fórmulas estruturais planas
mas sim pelas suas fórmulas estruturais espaciais
56
Outro exemplo:
Ácido Maleico
Nem todos os compostos que apresentam dupla
ligação entre átomos de carbono apresentam
isômeros geométricos. Assim os compostos seguintes
não têm isômeros geométricos ou cis-trans:
Havendo dois átomos ou radicais iguais ligados ao
mesmo átomo de carbono da dupla ligação, está
eliminada a possibilidade de isomeria geométrica.
Representando por a, b, c, e d os átomos ou radicais
ligados aos átomos de carbono da dupla ligação:
a) Compostos
geométricos:
que
não
apresentam
isômeros
b) Compostos que apresentam isômeros geométricos:
Anidrido Maleico
Não existe anidrido fumárico, o que se
compreende, pois, espacialmente é impossível fechar
o ciclo estando os dois grupos carboxílicos em trans.
Por aquecimento do ácido fumárico em condições
enérgicas obtém-se o anidrido malêico (o ácido
fumárico sofre uma transformação em ácido malêico e
este se desidrata).
Por que o ácido butanodióico (ácido succínico), a
exemplo do ácido butenodióico, não apresenta dois
isômeros correspondentes às fórmulas estruturais
seguintes?
No ácido succínico os átomos de carbono 2 e
3 estão ligados entre si por meio de uma simples
ligação, isto é, de uma ligação sigma sp3 - sp3; nestas
condições, há livre rotação dos referidos átomos de
carbono em torno da ligação sp3 - sp3 e, com isto, as
moléculas correspondentes às fórmulas citadas
tornam-se iguais. No caso do ácido butenodióico, os
átomos de carbono estão ligados entre si por uma
ligação sigma sp2 - sp2, e uma ligação pi; esta ligação
pi impede a livre rotação dos átomos de carbono em
torno da ligação sp2 - sp2 e, por isto, as moléculas do
ácido malêico e fumárico são diferentes entre si.
Portanto, dois átomos de carbono ligados por uma
dupla ligação não têm livre rotação em torno da
ligação. Esta é a causa de isomeria geométrica.
Os isômeros geométricos ou cis-trans de um
composto diferem entre si nas suas constantes físicas
(ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade,
solubilidade, etc.), e em certas propriedades químicas.
Como exemplo de diferença de propriedade química
entre o ácido fumárico e malêico, podemos citar a
reação de desidratação por aquecimento. O ácido
malêico facilmente dá o anidrido malêico:
Ácido succínico
Ácido succínico
57
Então:
livre rotação de um carbono em torno do outro, daí a
possibilidade de isomeria geométrica.
Considerando-se, por exemplo, todos os isômeros
planos do penteno, os únicos que apresentam
isômeros geométricos são o 2- penteno e o 1-2 dimetil
ciclopropano.
a)
Para pensar:
Existe cis-but-1-eno e trans-but-1-eno? Por
que?
Agora consideremos o composto 1-2-dicloro
ciclopropano. Os dois átomos de cloro podem disporse num mesmo lado ou em lados opostos do plano
determinado pelo ciclo; existem, pois, duas moléculas
diferentes
correspondentes
ao
1-2-dicloro
ciclopropano e, a estas duas moléculas diferentes,
correspondem dois compostos diferentes que são os
dois isômeros geométricos. O composto cuja molécula
apresenta os dois átomos de Cl num mesmo lado do
plano determinado pelo ciclo é o isômero cis; o
composto cuja molécula apresenta os dois átomos de
Cl em lados opostos do plano determinado pelo ciclo é
o isômero trans.
O 1-3-dicloro propano, não apresenta dois
isômeros correspondentes às fórmulas:
b)
Então:
ISOMERIA E-Z
Os termos cis e trans podem se tornar
ambíguos se forem aplicados a alcenos cujos átomos
de caborno da dupla possuam, em conjunto, mais que
dois ligantes diferentes.
Onde a ≠ b ≠ c ≠ d
Porque, neste caso, existe LIVRE ROTAÇÃO
do carbono 1 em torno do carbono 2 e, com isto, as
duas moléculas tornam-se iguais, 103 desaparecendo,
assim, a possibilidade de isomeria. No caso do 1-2dicloro ciclopropano, o fechamento do ciclo impede a
Nesses casos os mais correto é usar o sistema de
nomenclatura E-Z, proposto pelos químicos CahnIngold-Prelong. No qual se baseia nos números
atômicos dos ligantes, onde o ligante que tiver o maior
número atômico terá maior prioridade.
58
Nesse sistema, a letra E vem da palavra
alemã entgegen, opostos (parecido com o trans) e a
letra Z vem da palavra alemã zusammen, juntos
(parecido com o cis).
SUBSTÂNCIAS ÓPTICAMENTE ATIVAS
Substâncias opticamente ativas são as que
têm a propriedade de desviar o plano de vibração da
luz polarizada.
Exemplos (compostos Acíclicos):
a)
b)
Exemplos (compostos cíclicos):
a)
Substâncias dextrógiras são as que desviam o
plano de vibração da luz polarizada para a direita.
Substâncias levógiras são as que desviam o plano de
vibração da luz polarizada para a esquerda.
A luz é uma modalidade de energia radiante, sendo
que na luz natural as vibrações se dão em todos os
planos que contém o eixo (xy) que representa a
direção de propagação do raio luminoso.
Exemplo de isomeria cíclica:
a)
59
Admitindo-se que o raio luminoso atravesse
perpendicularmente esta folha de papel (xy
perpendicular ao plano representado pela folha de
papel), na figura acima, aa1, bb1, cc1 e dd1
representam alguns dos infinitos planos de vibração
do raio luminoso (esses planos são todos
perpendiculares ao plano do papel e todos contém o
eixo xy que representa a direção de propagação do
raio luminoso).
Luz polarizada é a luz cujas ondas vibram em
um único plano (aa1 ou bb1 ou cc1 ou dd1, ou outro
não assinalado na figura). Existem certas substâncias
capazes de polarizar a luz; estas substâncias ao
serem atravessadas pela luz natural deixam passar
apenas as ondas que vibram num determinado plano
e absorvem as demais; a luz ao sair destas
substâncias está polarizada. Na prática pode-se obter
luz polarizada fazendo a luz natural atravessar um
prisma de Nicol (prisma construído colando-se dois
cristais de calcita com bálsamo de Canadá).
Toda molécula que apresenta 1C* é assimétrica, e
como tal, produz ao espelho plano uma imagem que
não pode sobrepor ao objeto.
A estas duas moléculas (objeto e imagem ao espelho
plano) correspondem dois isômeros opticamente
ativos, um dextrógiro e outro levógiro, os quais são
denominados antípodas ópticos ou enantiomorfos.
Consideremos a molécula do ácido láctico.
Nesta molécula o átomo de carbono secundário (C*)
está ligado a quatro radicais diferentes entre si (H,
OH, H3C e COOH).
A atividade óptica pode ser causada por:
a) ASSIMETRIA CRISTALINA;
b) ASSIMETRIA MOLECULAR.
Em Química Orgânica só interessa a atividade
óptica causada pela assimetria molecular. Quando a
atividade óptica é causada pela assimetria cristalina, a
substância só é opticamente ativa, quando no estado
cristalizado (estado sólido); pela fusão da substância
ou pela sua dissolução num líquido desaparece a
atividade óptica. Como exemplo de cristais
opticamente ativos, podemos mencionar o quartzo
(SiO2), clorato de potássio (KCIO3), etc. Quando a
atividade óptica é causada pela assimetria molecular a
substância continua opticamente ativa mesmo no
estado fundido e em solução.
Como a molécula do ácido
láctico é assimétrica, ela
produz no espelho plano uma
imagem que não se pode
sobrepor ao próprio objeto
(molécula); a estas duas
moléculas
diferentes
correspondem
dois
compostos diferentes: ácido láctico dextrógiro e ácido
láctico levógiro. Para se poder explicar o fato de as
moléculas objeto e imagem no espelho plano não
serem superponíveis, torna-se necessário recorrer às
suas fórmulas espaciais:
ISOMERIA ÓPTICA
Isomeria óptica é um caso de estereoisomeria
que ocorre em compostos formados por MOLÉCULAS
ASSIMÉTRICAS.
O átomo de carbono que está ligado a quatro
radicais diferentes entre si (a, b, c, d) chama-se
carbono assimétrico ou carbono quiral (comumente
representado por C*).
60
Há ainda o isômero opticamente inativo,
formado de quantidades equimolares dos dois
antípodas ópticos, o qual é denominado racemado ou
racêmico.
Assim, o ácido láctico racêmico é o isômero
opticamente inativo, formado de quantidades
equimolares dos dois antípodas ópticos (ácido láctico
dextrógiro e ácido láctico levógiro).
Pode-se provar que é a presença do carbono
assimétrico na molécula que produz a atividade óptica:
por meio de uma reação química pode-se fazer
“desaparecer” o C*; verifica-se, então, que o composto
formado não é mais opticamente ativo. Exemplo: por
oxidação do ácido láctico dextrógiro ou levógiro
obtém-se o ácido piroúvico o qual é opticamente
inativo, pois, não apresenta C* na molécula. De fato,
verifica108 se, facilmente, que a molécula do ácido
piroúvico não é assimétrica e, como conseqüência,
produz ao espelho plano, uma imagem que pode
sobrepor-se ao objeto.
Quando a partir de um composto que não
apresente C*, obtém-se outro com C*, obtém-se o
isômero racêmico (d, l), pois, a probabilidade de se
formar o isômero dextrógiro é a mesma de se formar o
isômero levógiro, e, na realidade, formam-se ambos
em quantidades equimolares; obtém-se, assim, o
isômero racêmico, que é opticamente inativo por
compensação externa. Assim, por hidrogenação da
butanona obtém-se o 2-butanol racêmico (d, l).
Outro exemplo: fazendo-se reagir o 2-cloro
butanol-2 dextrógiro ou levógiro com PCl5 obtém-se o
2-2-dicloro
butano
opticamente
inativo
pois
“desaparece” o C* na reação química.
Pela adição de HI ao 2-buteno obtém-se o 2iodo butano racêmico (d, l) pois formam-se
quantidades equimolares dos dois antípodas ópticos.
61
Consideremos alguns compostos com 2C*
diferentes na molécula.
Os compostos com 2C* diferentes na molécula
apresentam 4 isômeros opticamente ativos formando
dois pares de antípodas ópticos. Existem dois
isômeros dextrógiros (d1 e d2), dois levógiros (l1 e l2)
e dois racêmicos (d1l1 e d2l2). Considerando o 3-cloro
2-butanol teremos as fórmulas espaciais:
Sendo α e β os ângulos de desvio do plano de
vibração da luz polarizada correspondentes a cada C*,
e representando-se pelo sinal (+) o desvio para a
direita, e pelo sinal (-) o desvio para a esquerda, os
ângulos de desvio do plano de vibração da luz
polarizada produzidos pelos quatro isômeros
opticamente ativos, seriam:
Sendo n o número de átomos de C* diferentes
na molécula, já vimos que, para:
Generalizando-se:
À essas fórmulas espaciais correspondem as
seguintes fórmulas de projeção:
Esta generalização foi feita, pela primeira vez,
pelo notável Vant’Hoff. Esta fórmula não vale no caso
de composto apresentar, na molécula, pelo menos
2C* iguais. Por exemplo, o ácido tartárico tem 2C*
iguais pois os quatro diferentes átomos ou radicais
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ligados a um dos C* são os mesmos que estão ligados
ao outro C*.
Sendo α o ângulo de desvio do plano de
vibração da luz polarizada produzido pelo C* teremos
as seguintes possibilidades:
Pelo fato de a molécula do ácido meso
tartárico apresentar um plano de simetria, a moléculaimagem no espelho plano é igual à molécula-objeto.
Como o ácido meso tartárico é formado por moléculas
114 simétricas, é claro que é opticamente inativo, pois,
a condição necessária para um composto orgânico ser
opticamente ativo é a sua molécula ser assimétrica.
Outro exemplo de composto orgânico com 2C* iguais:
Existem,
portanto,
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isômeros,
dois
opticamente ativos (dextrógiro e levógiro) e dois
opticamente inativos; um destes é o racêmico (d,l) e o
outro é o chamado MESO. O isômero racêmico é
opticamente inativo por compensação externa, ou
intermolecular, pois, é formado de quantidades
equimolares dos dois antípodas ópticos (d e l); o
isômero Meso é opticamente inativo por compensação
interna, ou intramolecular (a compensação é dentro da
própria molécula pois um dos C* é dextrógiro e o outro
C* é levógiro).
As fórmulas de projeção dos isômeros ópticos
do composto acima são:
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Nem toda molécula assimétrica apresenta C*;
existem casos de assimetria molecular em compostos
que não tem C*. Estes casos, porém, não serão
estudados no momento.
Diastereoisômeros são os isômeros ópticos
não enantiomorfos entre si; só aparecem em
compostos com mais de um átomo de carbono
assimétrico na molécula. No caso de um composto
com 2C* diferentes na molécula, o isômero d1 é
enantiomorfo do isômero l1, e diastereoisômero dos
isômeros d2 e l2; o isômero l1 é enantiomorfo do
isômero d1, e diastereoisômero dos isômeros d2 e l2;
o isômero d2 é enantiomorfo do 115 isômero l2, e
diastereoisômero dos isômeros d1 e l1, o isômero l2 é
enantiomorfo do isômero d2, e diastereoisômero dos
isômeros d1 e l1.
Dois antípodas ópticos de um composto
apresentam as mesmas constantes físicas (P.F., P.E.,
densidade, etc.) e o mesmo comportamento químico.
Diferem no sentido de rotação da luz polarizada.
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