sábado, 16 de março de 2013

RESUMO TEÓRICO DE QUÍMICA DO ENSINO MÉDIO - TÓPICO 2: ESTEQUIOMETRIA E FISICO-QUÍMICA



Blog “Ciências Exatas Contemporâneas”, de autoria de Superdotado Álaze Gabriel.




Leis das reações químicas

Leis ponderais das reações químicas
A
+
B
®
C
+
D

mA

mB

mC

mD
1a experiência
m'A

m'B

m'C

m'D
2a experiência


Lei de Lavoisier







mA
+
mB
=
mC
+
mD
m'A
+
m'B
=
m'C
+
m'D
Lei de Proust







mA
——
m'A
=
mB
——
m'B
=
mC
——
m'C
=
mD
——
m'D


Lei de Dalton ou lei das proporções múltiplas

A
+
B
® composto X
m

m1


A
+
B
® composto Y
m

m2


A
+
B
® composto Z
m

m3

m1
——
a
=
m2
——
b
=
m3
——
c

a, b e c são números pequenos
a : b : c

(relação simples)

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


















a : b : c : d
(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

Teoria cinética 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

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.

Equação geral dos gases perfeitos

p·V
——
T
= k



ou



p1·V1
——
T1
=
p2·V2
——
T2
(número de mols constante)

ISOBÁRICA
(p1 = p2)
V1
——
T1
=
V2
——
T2
lei de Charles
e Gay-Lussac
ISOCÓRICA
(V1 = V2)
p1
——
T1
=
p2
——
T2
lei de Charles e
Gay-Lussac
ISOTÉRMICA
(T1 = T2)
p1·V1 = p2·V2
lei de Boyle

Volume molar de um gás

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

Densidade de um gás nas CNTP:

dCNTP =
M
——
22,4
g/L

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, dispersão coloidal e suspensão

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 e reação endotérmica
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.
DHreação =
calor liberado na
formação das ligações
presentes nos produtos
-
calor absorvido na
quebra das ligações
presentes nos reagentes

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

G = H - T·S

®

DG = DH - T·DS
·       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

vmédia de formação de C =
D[C]
———
Dt
vmédia de consumo de A =
-D[A]
———
Dt
vmédia da reação =
-D[A]
———
a·Dt
=
-D[B]
———
b·Dt
=
-D[C]
———
c·Dt
=
-D[D]
———
d·Dt

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

Conceito

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 =
[C]c [D]d
————
[A]a [B]b
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
Grau de equilíbrio =
__quantidade consumida do reagente__
quantidade inicial do mesmo reagente

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 =
(pC)c (pD)d
—————
(pA)a (pB)b
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.
·       Equilíbrio e temperatura:
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).
·       Equilíbrio e pressão:
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.
·       Equilíbrio e concentração:
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 .
·       Equilíbrio e catalisador:
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+

Ka =
[CH3-COO-] [H+]
————————
[CH3-COOH]

NH3 + H2O
®
¬
NH4+ + OH-

Kb =
[NH4+] [OH-]
——————
[NH3]
|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
K =
a2
———
1 - a
· |eletrólito|inicial
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

A solubilidade de um sólido em um líquido:

·       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.
Quanto maior é a pressão de vapor a uma mesma temperatura, mais volátil é o líquido.

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

 

Crioscopia

 

Dtc = Tc2 - Tc

Medida
Símbolo
temperatura de congelação da solução
Tc
temperatura de congelação do solvente
Tc2
constante crioscópica
Kc
calor de fusão do solvente (cal/kg)
Lc

Dtc
=
Kc · W · i

Kc
=
R* · (Tc2)2
————
Lc
(Tc2 em kelvin)

 

Ebulioscopia

 

Dte = Te2 - Te

Medida
Símbolo
temperatura de ebulição da solução
Te
temperatura de ebulição do solvente
Te2
constante ebulioscópica molal
Ke
calor de vaporização do solvente (cal/kg)
Le

Dte
=
Ke · W · i

Ke
=
R* · (Te2)2
————
Le
(Te2 em kelvin)

solução aquosa diluída
Þ
W @ [soluto]
Em todas as expressões onde aparece i (fator de van't Hoff):

solução molecular
Þ
i = 1

solução iônica
Þ
i = a (q - 1) + 1

 

Osmose

 

Medida
Símbolo
pressão osmótica
p
temperatura da solução
T

p = [soluto] · R · T · i

Constante universal do gás ideal


Eletroquímica

Pilha

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
·  Pilha seca comum (Leclanché)
·   Pilha alcalina comum
·   Pilha de mercúrio
·   Bateria de níquel-cádmio
·   Bateria de chumbo
·   Pilha de combustível

Representação convencionada pela IUPAC
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
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-
®
¬
H2
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
fluxo de elétrons
¾¾¾¾¾¾¾¾®
reação espontânea (DG < 0)

fluxo de elétrons
¬¾¾¾¾¾¾¾¾
reação não-espontânea (DG > 0)
MAIOR E0red

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
Pólo negativo
Pilha
cátodo
ânodo
Célula eletrolítica
ânodo
cátodo
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.
Galvanoplastia - Douração, prateação, niquelação, cromeação, etc., feitas por via eletrolítica.

Aplicações da eletrólise

·       Obtenção de metais (Al, Na, Mg)
·       Obtenção de NaOH, H2 e Cl2
·       Purificação eletrolítica de metais
·       Galvanoplastia 




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