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“Ciências Exatas Contemporâneas”, de autoria de Superdotado Álaze Gabriel.
Disponível
em http://www.cienciasexatascontemporaneas.blogspot.com.br/
Leis das
reações químicas
A
|
+
|
B
|
®
|
C
|
+
|
D
|
|
mA
|
mB
|
mC
|
mD
|
1a
experiência
|
|||
m'A
|
m'B
|
m'C
|
m'D
|
2a
experiência
|
|
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
Teoria atômica de Dalton
Teoria atômica de Dalton (1808) - Um modelo para explicar as
leis ponderais. Primeiro modelo atômico com base em resultados experimentais.
Lei volumétrica das reações químicas - Gay-Lussac
(1808)
A(g)
|
+
|
B(g)
|
®
|
C(g)
|
+
|
D(g)
|
(mesma pressão e temperatura)
|
||
VA
|
VB
|
VC
|
VD
|
||||||
|
|||||||||
VA
—— a |
=
|
VB
—— b |
=
|
VC
—— c |
=
|
VD
—— d |
a, b, c, d ® números inteiros e pequenos
|
||
(relação fixa e simples)
|
Hipótese de Avogadro
Hipótese de Avogadro (1811):
Volumes iguais de gases quaisquer à mesma pressão e
temperatura contêm o mesmo número de moléculas.
A hipótese de Avogadro introduziu o conceito de
molécula em química.
Cannizzaro utilizou o modelo da hipótese de
Avogadro para explicar as leis volumétricas de Gay-Lussac.
Conseqüências da hipótese de Avogadro - A proporção volumétrica numa
reação é dada pelos coeficientes das substâncias na equação da reação, quando
essas substâncias estiverem no estado gasoso, à mesma pressão e temperatura:
aA(g) + bB(g)
® cC(g) + dD(g) (mesma pressão e temperatura)
Massa
atômica, massa molecular e mol
O átomo de 12C foi escolhido como átomo
padrão na construção das escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi
fixada em 12 u.
Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do
átomo de 12C.
|
Massa atômica de um átomo é a massa desse átomo expressa
em u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa de
12C.
Massa atômica de um elemento formado por uma mistura de
isótopos é a massa média dos átomos desse elemento expressa em u. É
igual à média ponderada das massas atômicas dos isótopos constituintes do
elemento.
Massa molecular de uma substância é a massa da molécula dessa
substância expressa em u. Indica quantas vezes a massa da molécula dessa
substância é maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C. A massa
molecular de uma substância é numericamente igual à soma das massas atômicas de
todos os átomos da molécula dessa substância.
Mol é a unidade de quantidade de matéria ou
quantidade de substância.
|
Mol é a quantidade de matéria (ou de substância) que
contém tantas entidades elementares representadas pela respectiva fórmula,
quantos são os átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C.
Constante de Avogadro (antigamente chamada número de
Avogadro) é o número de átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C.
Seu valor numérico é:
6,02 ´ 1023 mol -1
Massa molar é a massa de substância que contém 6,02
´ 1023 entidades representadas pela fórmula dessa substância. É
comumente expressa em g/mol ou g ´ mol-1.
Quando perguntamos qual a quantidade de X... ,
estamos perguntando quantos mols de X....
Estudo
dos gases
Características de uma substância no estado gasoso - Não tem forma e nem volume
próprios. Um gás tem a forma do recipiente onde está contido e ocupa todo o
espaço limitado pelas paredes do recipiente. O volume de um gás é o volume do
recipiente onde está contido.
Modelo do estado gasoso (teoria cinética dos gases) - Um gás é constituído por
moléculas isoladas, separadas umas das outras por grandes espaços vazios em
relação ao seu tamanho e em contínuo movimento de translação, rotação e
vibração.
Gás ideal ou gás perfeito - É um modelo teórico. É um
gás que obedece às equações p·V/T = k e p·V = n·R·T, com exatidão
matemática.
Na prática, temos gases reais. Um gás real tende
para o gás ideal quando a pressão tende a zero e a temperatura se eleva.
Lei de Boyle e lei de Charles e
Gay-Lussac
Lei de Boyle - A temperatura constante, o volume ocupado por
uma quantidade fixa de um gás é inversamente proporcional à sua pressão.
P·V = k = constante
Lei de Charles e Gay-Lussac - A volume constante, a pressão
de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus
Celsius.
A pressão constante, o volume de uma massa fixa de
um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius. Com a
introdução da escala absoluta, as leis de Charles e Gay-Lussac foram assim
enunciadas:
· A volume constante, a pressão de
uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.
· A pressão constante, o volume de
uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.
|
(número de mols constante)
ISOBÁRICA
(p1 = p2)
|
|
lei de Charles
e Gay-Lussac |
|||
ISOCÓRICA
(V1 = V2)
|
|
lei de Charles e
Gay-Lussac |
|||
ISOTÉRMICA
(T1 = T2)
|
p1·V1 = p2·V2
|
lei de Boyle
|
Volume molar é o volume de um mol de substância. O volume
molar de um gás é constante para todos os gases a uma mesma pressão e
temperatura. Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,4 L/mol.
Densidade de um gás nas CNTP:
|
Densidade de um gás a uma pressão p e temperatura T:
d =
|
p·M
—— R·T |
Densidade de um gás A em relação a um gás B:
dA,B
=
|
MA
—— MB |
Densidade de um gás A em relação ao ar:
dA,ar
=
|
MA
—— Mar |
=
|
MA
—— 28,8 |
Soluções
Solução é toda mistura homogênea de duas ou mais
substâncias.
As partículas dispersas:
· são moléculas ou íons comuns
·
têm diâmetro menor que 1 nm (10dispersão coloidal :
o as partículas dispersas têm
diâmetro entre 1 e 100 nm
o são agregados de moléculas ou de
íons comuns, ou macromoléculas, ou macroíons isolados
o não se sedimentam sob a ação da
gravidade, nem sob a ação dos centrifugadores comuns, mas sim sob a ação de
ultracentrifugadores
o não são retidas por filtros
comuns, mas o são por ultrafiltros
o não são detectadas ao microscópio
comum, mas o são com o auxílio do microscópio eletrônico e do ultramicroscópio.
Na suspensão:
o as partículas dispersas têm
diâmetro maior que 100 nm
o são agregados de moléculas ou de
íons
o sedimentam-se pela ação da
gravidade ou dos centrifugadores comuns
o são retidas pelo filtro comum e
são detectadas a olho nu ou com o auxílio de microscópios comuns.
Classificação das soluções
Quanto ao estado físico:
o
sólidas
o
líquidas
o
gasosas
Quanto à condutividade elétrica:
o eletrolíticas ou iônicas
o não-eletrolíticas ou moleculares
Quanto à proporção soluto/solvente:
o diluída
o concentrada
o não-saturada
o saturada
o supersaturada
Tipos de concentração
% em massa:
_massa de soluto_
massa de solução |
´ 100
|
% em volume:
_volume de soluto_
volume de solução |
´ 100
|
(só é usada quando soluto e
solvente são ambos líquidos ou ambos gasosos)
concentração em g/L:
massa
de soluto em gramas
volume de solução em litros |
concentração em mol/L:
_quantidade
de soluto (mol)_
volume de solução em litros |
concentração em molalidade:
_quantidade
de soluto (mol)_
massa do solvente em kg |
concentração em fração molar de soluto:
_quantidade
de soluto (mol)_
quantidade de solução (mol) |
Diluição e titulação
Diluição é uma operação em que se
acrescenta solvente à solução. A quantidade de soluto permanece constante.
Titulação é uma operação de laboratório
através da qual se determina a concentração de uma solução A medindo-se o
volume de uma solução B de concentração conhecida, que reage completamente com
um volume conhecido da solução A.
Colóides
Estado coloidal - A passagem de sol a gel é
reversível. As partículas dispersas têm película de solvatação, que estabiliza
o colóide.
Exemplos: proteínas em água, amido em
água, gelatina em água e a maioria dos colóides naturais.
Colóide irreversível ou liófobo ou hidrófobo
- os processos vitais estão associados ao estado coloidal.
·
Industrial -
preparo de geléias, maionese, creme chantilly, etc.
Termoquímica
Reação exotérmica é a que ocorre com liberação de
calor.
[Entalpia dos produtos] < [Entalpia dos
reagentes] ® DH < 0
Reação endotérmica é a que ocorre com absorção de
calor.
[Entalpia dos produtos] > [Entalpia dos
reagentes] ® DH > 0
Equação termoquímica
Equação termoquímica - É a equação química
acompanhada do valor do l , g, aq);
os estados alotrópicos, se
houver;
a temperatura e a pressão.
Entalpia
Por convenção, a entalpia padrão de substâncias
simples na forma alotrópica mais estável a 25°C e 1 atm é igual a zero (H0
= 0).
Entalpia padrão de formação, ou simplesmente entalpia de uma
substância X, é o DH0 da reação de formação de 1 mol de X a partir
de seus elementos, com H0 = 0.
DHreação = S H
(produtos) - S H (reagentes)
|
Entalpia de combustão de uma substância X é o DH da
reação de combustão completa de 1 mol da substância X.
Entalpia de solução de uma substância X é o DH do
processo de dissolução de 1 mol da substância X numa quantidade de solvente
suficientemente grande para que uma diluição da solução obtida não seja
acompanhada de liberação nem de absorção de calor. No caso do DH de solução de
um composto sólido (cristalino) em água, temos:
DH(solução) = DH(reticular)
+ DH(hidratação)
Calor de neutralização ou entalpia de neutralização:
H+(aq) + OH-(aq)
® H2O(l)
DH = -58 kJ
O calor de neutralização é constante (DH = -58 kJ)
na neutralização entre ácidos fortes e bases fortes.
Energia de ligação
Energia de ligação é a energia absorvida na quebra
de 1 mol de ligação no estado gasoso.
|
Lei de Hess
Lei de Hess ou lei dos estados inicial e final - O DH
de uma reação só depende dos estados inicial e final e não depende dos estados
intermediários.
Como conseqüência da lei de Hess, temos que as
equações termoquímicas podem ser operadas como se fossem equações algébricas. A
lei de Hess permite determinar o DH de reações que não ocorrem ou que dificilmente
ocorrem na prática, através dos DH de outras reações que ocorrem na prática. A
maioria dos DH de formação são calculados indiretamente pela aplicação da lei
de Hess.
Entropia
Entropia é uma grandeza termodinâmica relacionada com o
grau de desordem dos sistemas.
maior desordem ® maior entropia
|
menor desordem ® menor entropia
|
SA (g) > SA (l) > SA
(s)
|
S aumenta com a temperatura.
Equação de Gibbs
|
· DG < 0 ® liberação de energia
livre ® reação espontânea
· DG > 0 ® absorção de energia
livre ® reação não-espontânea
· DG = 0 ® equilíbrio
A energia livre liberada numa reação é a energia
máxima que é livre para produzir trabalho útil.
Energia de organização = T·DS
DH
|
DS
|
DG
|
|
+
|
-
|
+
|
(sempre)
|
-
|
+
|
-
|
(sempre)
|
+
|
+
|
+
- |
quando DH > T· DS
quando DH < T· DS |
-
|
-
|
+
- |
quando |DH| < |T· DS|
quando |DH| > |T· DS| |
Cinética química
Velocidade de reação
aA + bB ® cC + dD
|
|
||||||||
|
||||||||
|
Energia de ativação
Complexo
ativado é uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos, com
ligações intermediárias entre as dos reagentes e as dos produtos.
Energia
de ativação é a energia mínima necessária para a formação do complexo
ativado.
Teoria da colisão
Pela
teoria da colisão, para haver reação é necessário que:
· as moléculas dos
reagentes colidam entre si;
· a colisão ocorra
com geometria favorável à formação do complexo ativado;
· a energia das
moléculas que colidem entre si seja igual ou superior à energia de ativação.
Colisão
efetiva ou eficaz é aquela que resulta em reação, isto é, que está
de acordo com as duas últimas condições da teoria da colisão. O número de
colisões efetivas ou eficazes é muito pequeno comparado ao número total de
colisões que ocorrem entre as moléculas dos reagentes.
Quanto
menor for a energia de ativação de uma reação, maior será sua velocidade.
Uma
elevação da temperatura aumenta a velocidade de uma reação porque aumenta o
número de moléculas dos reagentes com energia superior à de ativação.
Regra
de van't Hoff - Uma elevação de 10°C duplica a velocidade de uma reação.
Esta é uma regra aproximada e muito limitada. O aumento da concentração dos
reagentes aumenta a velocidade da reação.
Lei da velocidade de reação
aA + bB + ... ® produtos
|
v = k [A]p [B]q
|
· p e q são
experimentalmente determinados
· k = constante de
velocidade de reação; aumenta com a temperatura
· p = ordem da reação
em relação a A
· q = ordem da
reação em relação a B
· p + q +
... = ordem da reação
Reagente(s)
gasoso(s) - A pressão de um gás é diretamente proporcional à sua
concentração em mol/L. Por isso, no caso de reagente(s) gasoso(s), a lei de
velocidade pode ser expressa em termos de pressão.
Para aA(g) + bB(g) + ... ® produtos,
temos:
v = k·ppA·pqB
O
aumento da pressão aumenta a velocidade da reação. Quando não há reagente
gasoso, a pressão não influi na velocidade da reação.
Reação
elementar é aquela que ocorre numa única etapa. Neste caso, para aA + bB +
... ® produtos, temos:
v = k [A]a [B]b...
Mecanismo
de reação é o conjunto das etapas em que ocorre a reação. A etapa lenta é a
que determina a velocidade da reação. O mecanismo de uma reação é proposto com
base no estudo de sua velocidade.
Superfície
de contato - Quanto maior for o grau de dispersão de um sólido, maior será
a sua superfície e maior será a velocidade da reação na qual é reagente.
Catálise e catalisador
Catálise
é uma reação na qual toma parte um catalisador.
Catalisador
é uma substância que aumenta a velocidade de uma reação, permanecendo
inalterado qualitativa e quantitativamente no final da reação.
A
ação do catalisador é abaixar a energia de ativação, possibilitando um novo caminho
para a reação. O abaixamento da energia de ativação é que determina o aumento
da velocidade da reação.
·
Catálise homogênea - Catalisador e reagentes
constituem uma só fase.
·
Catálise heterogênea - Catalisador e
reagentes constituem duas ou mais fases (sistema polifásico ou mistura
heterogênea).
Enzima
Enzima
é uma proteína que atua como catalisador em reações biológicas. Caracteriza-se
pela sua ação específica e pela sua grande atividade catalítica. Apresenta uma temperatura
ótima, geralmente ao redor de 37°C, na qual tem o máximo de atividade
catalítica.
Promotor
de reação ou ativador de catalisador é uma substância que ativa o
catalisador, mais isoladamente não tem ação catalítica na reação.
Veneno
de catalisador ou inibidor é uma substância que diminui e até destrói a
ação do catalisador, sem tomar parte na reação.
Autocatálise
Autocatálise
- Quando um dos produtos da reação atua como catalisador. No início, a reação é
lenta e, à medida que o catalisador (produto) vai se formando, sua velocidade
vai aumentando.
Equilíbrios
químicos
Equilíbrio químico é uma reação reversível na qual
a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e, conseqüentemente,
as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes.
Constante de equilíbrio
aA + bB
|
®
¬ |
cC + dD
|
|
Kc não varia com a concentração nem com a pressão,
mas varia com a temperatura. Quanto maior o Kc, maiores são
as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio.
Quanto menor o Kc, menores são as concentrações dos produtos
em relação às dos reagentes, no equilíbrio.
Grau de equilíbrio
|
O grau de equilíbrio varia com a temperatura e com
a concentração e, se o equilíbrio tiver participante gasoso, varia também com a
pressão.
Equilíbrios gasosos homogêneos
aA(g) + bB(g)
|
®
¬ |
cC(g) + dD(g)
|
|
Kp = Kc
(RT)Dn
Dn = (c + d) - (a + b)
Equilíbrios heterogêneos - Os participantes sólidos não
entram na expressão do Kc nem do Kp (se houver).
Princípio de Le Chatelier
(fuga ante a força)
Quando se exerce uma ação sobre um sistema em
equilíbrio, ele desloca-se no sentido que produz uma minimização da ação
exercida.
|
Um aumento da temperatura
desloca o equilíbrio para a reação endotérmica.
Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a reação exotérmica (lei de van't Hoff).
Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a reação exotérmica (lei de van't Hoff).
Um aumento da pressão
desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com contração de volume. Uma
diminuição da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com expansão
de volume.
Um aumento da concentração
de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este
participante é consumido. Uma diminuição da concentração de um
participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante
é formado .
O catalisador não desloca
equilíbrio, apenas diminui o tempo necessário para atingi-lo.
Constante de ionização de ácidos
e bases
CH3-COOH
|
®
¬ |
CH3-COO- + H+
|
|
||||||
NH3 + H2O
|
®
¬ |
NH4+ + OH-
|
||||
|
||||||
|H2O| não entra na
expressão de constantes de equilíbrio em solução aquosa.
|
Cada etapa da ionização tem sua constante,
representada por K1, K2, K3, ..., sendo K1
> > K2 > > K3 > > ...
No caso dos poliácidos, a [H+] pode ser
considerada como proveniente só da primeira etapa da ionização (K1).
Lei da diluição de Ostwald
|
Para eletrólito fraco ® (1 - a ) = 1.
Portanto: K = a 2|eletrólito|inicial.
O grau de ionização de um eletrólito aumenta com a
diluição ou com a diminuição da concentração em mol/L de eletrólito.
Diluindo um ácido fraco, aumenta o a mas diminui a
[H+].
Diluindo uma base fraca, aumenta o a mas diminui a
[OH-].
Produto iônico da água
Kw = [H+] [OH-] =
10-14 (25°C)
pH = -log [H+]
|
\
|
pH = n Þ [H+] = 10-n mol/L
|
pOH = -log [OH-]
|
\
|
pOH = n Þ [OH-] = 10-n mol/L
|
pH + pOH = 14 (25°C)
|
· Água pura a 25°C:
[H+] = [OH-]
= 10-7 mol/L \ pH = 7 e pOH = 7
·
Solução ácida:
[H+] > 10-7
e [OH-] < 10-7 \ pH < 7 e pOH > 7
(25°C)
·
Solução básica:
[OH-] > 10-7
e [H+] < 10-7 \ pOH < 7 e pH > 7
(25°C)
Quanto menor o pH, mais ácida e menos básica é a
solução.
Quanto maior o pH, menos ácida e mais básica é a
solução.
Efeito do íon comum
Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o
mesmo ânion (A-) produz:
·
diminuição
do grau de ionização de HA ou enfraquecimento de HA;
·
diminuição
da [H+], portanto aumento do pH da solução. O íon comum não altera a
constante de ionização do ácido.
Quando adicionado a uma base
(BOH), um sal com o mesmo cátion (B+) produz:
·
diminuição
do grau de ionização de BOH ou enfraquecimento de BOH;
·
diminuição
da [OH-], portanto diminuição do pH da solução. O íon comum não
altera a constante de ionização da base.
Solução tampão
Uma solução tampão mantém o pH aproximadamente
constante quando a ela são adicionados íons H+ ou íons OH-.
As soluções tampão têm grande importância biológica. Exemplos: HCO3-/H2CO3
e HPO42-/H2PO4-,
responsáveis pela manutenção do pH do sangue.
· Sais de ácidos fracos e bases
fortes (como o NaCN) em solução aquosa dão hidrólise do ânion.
A solução aquosa é básica:
A- + H2O
|
®
¬ |
HA + OH-
|
·
Sais de
ácidos fortes e bases fracas (como o NH4Cl) em solução aquosa dão
hidrólise do cátion.
A solução aquosa é ácida:
B+ + H2O
|
®
¬ |
BOH + H+
|
· Sais de ácidos fracos e bases
fracas (como o CH3-COONH4) em solução aquosa dão
hidrólise do ânion e do cátion. A solução aquosa será ácida se o
Ka for maior que o Kb; caso contrário, será básica.
· Ânions de ácidos fortes e cátions
de bases fortes não dão hidrólise. Portanto os sais de ácidos fortes e bases
fortes (como o NaCl) não dão hidrólise e a solução aquosa é neutra.
Equilíbrio da dissolução
Kps de (An+)
x (Bm-) y = [An+] x · [Bm-]
y na
solução saturada.
A solubilidade de um composto iônico em água pode
ser diminuída pelo efeito do íon comum. Assim, o AgCl é menos solúvel numa
solução que já contém íons Cl- do que em água pura. Quanto maior for
a concentração do íon comum, maior será a diminuição da solubilidade.
Para que um composto iônico precipite de sua solução,
é preciso que seja ultrapassado o valor do seu Kps. Quando esse
valor for atingido, a solução estará saturada. Sendo M (mol/L) a
solubilidade de um composto iônico:
· Kps = M2
para compostos do tipo (An+)1 (Bn-)1.
Exemplos: AgCl, BaSO4
· Kps = 4M3
para compostos do tipo (A2+)1 (B-)2
ou (A+)2 (B2-)1. Exemplos: Mg(OH)2,
Ag2S
· Kps = 27M4
para compostos do tipo (A+)3 (B3-) ou (A3+)(B-)3.
Exemplos: Ag3PO4, Al(OH)3
· Kps = 108M5
para compostos do tipo (A2+)3 (B3-)2
ou (A3+)2 (B2-)3. Exemplos: (Ca2+)3
(PO43-)2, (Fe3+)2 (S2-)3
·
aumenta
quando DHsol > 0
·
diminui
quando DHsol < 0
A solubilidade aumenta com a temperatura, e DHsol
> 0, quando o corpo de chão não é do soluto anidro, mas de um de seus
hidratos, formados quando ele é dissolvido na água. Pontos de inflexão nas
curvas de solubilidade indicam a formação de sais hidratados. A pressão não
influi na solubilidade de sólidos em líquidos.
A solubilidade de um gás em um líquido:
·
diminui
com o aumento da temperatura.
·
é
diretamente proporcional à pressão (lei de Henry).
Propriedades coligativas das soluções
Pressão de vapor
Pressão de
vapor de um líquido A a uma dada temperatura é a pressão do vapor de A no
equilíbrio líquido (A) « vapor (A), nessa temperatura.
|
A
pressão de vapor aumenta com a temperatura.
Vaporizando
um líquido no interior de uma câmara barométrica do tipo Torricelli, até ser
atingido o equilíbrio líquido « vapor , o abaixamento da coluna de
mercúrio mede a pressão de vapor à temperatura da experiência.
Pressão
de vapor e mudança de estado
·
Um
líquido entra em ebulição à temperatura em que a sua pressão de vapor iguala-se
à pressão exterior. Assim, a 100°C a água tem pressão de vapor igual a 1 atm.
Portanto, sob 1 atm a água entra em ebulição a 100°C.
·
A
maioria dos sólidos funde-se com expansão de volume. O gelo é uma das poucas
exceções, fundindo-se com contração de volume.
·
O
PF do gelo aumenta com a diminuição da pressão, e vice-versa. Para a maioria
dos sólidos, o PF aumenta com o aumento da pressão, e vice-versa.
·
O
PE de todas as substâncias aumenta com o aumento da pressão, e vice-versa.
·
As
variações dos PF são insignificantes com a variação da pressão, porque no
equilíbrio sólido « líquido não há participante gasoso.
·
As
variações dos PE são significativas com a variação da pressão, porque no
equilíbrio líquido « vapor há participante gasoso.
Ponto
triplo
Ponto
triplo de uma substância é um estado no qual se estabelece o equilíbrio sólido
« líquido « vapor . Somente a uma determinada temperatura e pressão, que
varia de uma substância para outra, estabelece-se esse equilíbrio triplo.
No
caso da água, esse equilíbrio estabelece-se a, e somente a, 0,01°C e 4,58 mmHg.
Não existe líquido a uma pressão inferior à do respectivo ponto triplo. Assim,
não existe água líquida a uma pressão menor que 4,58 mmHg. A uma pressão
inferior à do ponto triplo, ocorre somente o equilíbrio sólido « vapor
(sublimação). Substância que sublima à pressão ambiente tem a pressão do ponto
triplo acima da pressão ambiente (1 atm ao nível do mar). Exemplo: gelo seco ou
CO2 (s).
Tonoscopia
Dp
= p2 - p
|
Medida
|
Símbolo
|
pressão
de vapor da solução
|
p
|
pressão
de vapor do solvente
|
p2
|
fração
molar do soluto
|
X1
|
fração
molar do solvente
|
X2
|
constante
tonoscópica molal
|
Kt
|
massa
molar do solvente
|
M2
|
molalidade
da solução
|
W
|
concentração
da solução em mol/L
|
[soluto]
|
grau
de dissociação iônica
|
a
|
número
de íons/molécula
|
q
|
fator
de van't Hoff
|
i
|
p
|
=
|
p2 · X2
|
Dp
—— p2 |
=
|
X1 · i
|
Dp
—— p2 |
@
|
Kt · W · i
|
|
||
somente
para solução aquosa:
|
||
Dp
—— p2 |
@
|
Kt · [soluto] · i
|
Kt
|
=
|
10-3 M2
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Crioscopia
Dtc
= Tc2 - Tc
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Medida
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Símbolo
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temperatura
de congelação da solução
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Tc
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temperatura
de congelação do solvente
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Tc2
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constante
crioscópica
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Kc
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calor
de fusão do solvente (cal/kg)
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Lc
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Dtc
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=
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Kc · W · i
|
|
Kc
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=
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R* · (Tc2)2
———— Lc |
(Tc2
em kelvin)
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Ebulioscopia
Dte
= Te2 - Te
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Medida
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Símbolo
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temperatura
de ebulição da solução
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Te
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temperatura
de ebulição do solvente
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Te2
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constante
ebulioscópica molal
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Ke
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calor
de vaporização do solvente (cal/kg)
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Le
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Dte
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=
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Ke · W · i
|
|
Ke
|
=
|
R* · (Te2)2
———— Le |
(Te2
em kelvin)
|
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Þ
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W
@ [soluto]
|
Em
todas as expressões onde aparece i (fator de van't Hoff):
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Þ
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i = 1
|
|
Þ
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i = a (q - 1) + 1
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Osmose
Medida
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Símbolo
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pressão
osmótica
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p
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temperatura
da solução
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T
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p = [soluto] · R · T · i
Constante universal do gás ideal
Eletroquímica
Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de
oxirredução espontânea produz corrente elétrica.
Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de
elétrons). É o pólo positivo da pilha.
Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de
elétrons). É o pólo negativo da pilha.
Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo)
e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha.
Pilhas comerciais
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·
Pilha seca comum (Leclanché)
·
Pilha alcalina comum
·
Pilha de mercúrio
·
Bateria de níquel-cádmio
·
Bateria de chumbo
·
Pilha de combustível
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Representação convencionada pela IUPAC
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
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Exemplo: Pilha de Daniell ® Zn/Zn2+//Cu2+/Cu
Eletrodo padrão
Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias
em solução é igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C. No caso de um gás
participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm. Por convenção, o
potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a zero e o seu potencial
padrão de redução é igual a zero:
2H+ + 2e-
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®
¬ |
H2
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E0red = 0 (convenção)
|
A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação.
Sempre deve ser usada a expressão potencial de redução. A medida do
potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é feita medindo-se a ddp
de uma pilha padrão na qual uma das semipilhas é um eletrodo padrão de
hidrogênio e a outra é o eletrodo padrão cujo E0red se
quer medir.
·
Quanto maior
for o E0red, mais fácil será a redução e mais
forte será o oxidante.
·
Quanto menor
for o E0red, mais difícil será a redução e mais
fraco será o oxidante.
·
Quanto maior
for o E0red, mais difícil será a oxidação e mais
fraco será o redutor.
·
Quanto menor
for o E0red, mais fácil será a oxidação e mais
forte será o redutor.
MENOR E0red
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fluxo de elétrons
¾¾¾¾¾¾¾¾® reação espontânea (DG < 0)
fluxo de elétrons
¬¾¾¾¾¾¾¾¾ reação não-espontânea (DG > 0) |
MAIOR E0red
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Corrosão
Corrosão do ferro
Reação global: 2Fe + 3/2O2
+ xH2O ®
|
Fe2O3 · xH2O
|
ferrugem
|
Proteção contra a corrosão
|
·
Ferro galvanizado (ferro revestido de zinco)
·
Lata (ferro revestido de estanho)
·
Ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas na
superfície e que funcionam como eletrodo de sacrifício
|
Eletrólise
Eletrólise é uma reação de oxirredução não-espontânea
produzida pela passagem da corrente elétrica.
Cátodo da cela eletrolítica é o eletrodo negativo, isto é,
ligado ao pólo negativo do gerador. Nele ocorre sempre uma reação de redução.
Ânodo da cela eletrolítica é o eletrodo positivo, isto é,
ligado ao pólo positivo do gerador. Nele sempre ocorre uma reação de
oxidação.
Pólo positivo
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Pólo negativo
|
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Pilha
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cátodo
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ânodo
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Célula eletrolítica
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ânodo
|
cátodo
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Na eletrólise em solução aquosa de sais de metais
alcalinos (Na+, K+...), alcalino-terrosos (Ca2+,
Ba2+...) e de alumínio (Al3+), a descarga no cátodo não é
a dos respectivos cátions, mas ocorre segundo a equação:
2H2O + 2e-
® H2 + 2(OH)-
Nas eletrólises em solução aquosa e com ânodo
inerte (Pt ou grafite) de sais oxigenados (SO42-, NO3-,
PO43-...) não há a descarga dos respectivos ânions
oxigenados, mas ocorre a descarga segundo a equação:
H2O ® 2H+ +
½O2 + 2e-
O ânion F-, embora não seja oxigenado,
comporta-se como os ânions oxigenados em relação à descarga no ânodo. Nas
eletrólises em solução aquosa com ânodo de metal não-inerte M (prata ou metal
mais reativo que a prata), a descarga que ocorre no ânodo é segundo a equação:
M ® M x+ + xe-
Ag ® Ag+ + e-
Cu ® Cu2+ + 2e-
Purificação eletrolítica do cobre - Faz-se a eletrólise de CuSO4
em solução aquosa usando como cátodo um fio de cobre puro e como ânodo um bloco
de cobre impuro. Nesse processo, precipita a lama anódica que contém
impurezas de Au, Ag, Pt, etc., da qual são posteriormente extraídos esses
metais.
Aplicações da eletrólise
· Obtenção de metais (Al, Na, Mg)
· Obtenção de NaOH, H2 e
Cl2
· Purificação eletrolítica de
metais
· Galvanoplastia
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