APOSTILA - FÃ-SICO QUÃ-MICA

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Química Aplicada às Ciências Naturais III Química Aplicada às Ciências Naturais III Química Aplicada às Ciências Naturais III Química Aplicada às Ciências Naturais III Química Aplicada às Ciências Naturais III Nelson Antônio Sá Santos

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Química Aplicada às Ciências Naturais IIIQuímica Aplicada às Ciências Naturais IIIQuímica Aplicada às Ciências Naturais IIIQuímica Aplicada às Ciências Naturais IIIQuímica Aplicada às Ciências Naturais IIINelson Antônio Sá Santos

Impressão:Gráfica Editora J. Andrade LtdaRua Lagarto, 322 - Centro - Aracaju / SETelefone: (79) 3211-1717

Copyright © Universidade Tiradentes

Autor:Nelson Antônio Sá SantosRevisão de Texto:

1ª revisão: Ancejo Santana Resende2ª revisão: Alfredo Luiz Menezes Portugal Castro3ª revisão: Maria Amália Façanha Berger

Capa:Rebecca Wanderley N. Agra SilvaFolha de Rosto:Walmir Oliveira Santos JúniorIlustrações:Adelson Tavares de SantanaWalmir Oliveira Santos JúniorWandeth Graziaany Soto Tello JaciukEditoração Eletrônica:Alexandre Meneses ChagasAncelmo Santana dos SantosAstolfo Marques Pinto BandeiraClaudivan da Silva SantanaEdivan Santos GuimarãesRedação:PROEAD - Pró-Reitoria Adjunta de Ensino a DistânciaAv. Murilo Dantas, 300 - Farolândia - Prédio da Reitoria - Sala 40CEP: 49.032-490 - Aracaju - SE - Tel.: (79) 3218-2186E-mail: [email protected]: http://www.proead.unit.br

S111q Santos, Nelson Antônio SáQuímica aplicada às ciências naturais III./ Nelson Antônio Sá

Santos. - Aracaju : UNIT, 2008.184 p. : il.

Inclui bibliografia

1. Química aplicada. 2.Ciências naturais. I. UniversidadeTiradentes (UNIT). Pró-Reitoria Adjunta de Ensino a Distância. II. Título.

CDU: 54.004(076.5) 5

Sumário

UNIDADE I ................................................................................... 11

Tema I - Soluções.......................................................................... 11Introdução ................................................................................................ 131.1 Soluções e Dispersões .............................................................................. 13

1.1.1 O que é dissolução? ......................................................................... 131.1.2 Dispersões .................................................................................... 131.1.3 Classificação das misturas .................................................................. 141.1.4 Classificação das dispersões ............................................................... 151.1.5 Solução ........................................................................................ 161.1.6 Classificações gerais das soluções verdadeiras ......................................... 17Atividade 01......................................................................................... 211.1.7 Solubilidade ou coeficiente de solubilidade (Cs) ....................................... 231.1.8 Curvas de solubilidade...................................................................... 24Atividade 02......................................................................................... 27

1.2 Preparo de soluções ................................................................................ 301.2.1 Concentração das soluções ................................................................. 30Atividade 03......................................................................................... 31Atividade 04......................................................................................... 39Atividade 05......................................................................................... 41

1.3 Diluição de soluções ................................................................................ 41Atividade 06......................................................................................... 43

1.4 Mistura de Soluções ................................................................................. 431.4.1 Mistura de duas soluções de um mesmo soluto .......................................... 43Atividade 07......................................................................................... 441.4.2 Mistura de duas soluções de solutos diferentes que não reagem entre si ........... 44Atividade 08......................................................................................... 461.4.3 Mistura de duas soluções de solutos diferentes que reagem entre si ................ 46

Resumo do tema ......................................................................................... 48

Tema II - Termoquímica .................................................................. 53Introdução ................................................................................................ 552.1 O que é caloria ou Caloria? ........................................................................ 552.2 Como se faz para medir a quantidade de calorias? ............................................ 56

Atividade 09......................................................................................... 57Exercício resolvido ................................................................................ 58Atividade 10......................................................................................... 58

2.3 Relação entre calor de reação e entalpia ....................................................... 582.4 Relação entre calor e processos exotérmicos e endotérmicos ............................... 592.5 Variação de entalpia (ΔH) nos processos exotérmicos e endotérmicos .................... 60

Atividade 11......................................................................................... 612.6 Diagramas de energia .............................................................................. 62

Atividade 12......................................................................................... 642.6.1 ΔH nos processos exotérmicos ............................................................ 622.6.2 ΔH nos processos endotérmicos ........................................................... 63Atividade 13......................................................................................... 64

2.7 Equação termoquímica ............................................................................. 652.8 Estado padrão dos elementos e dos compostos químicos .................................... 652.9 Elementos químicos na sua forma mais estável ................................................ 66

Atividade 14......................................................................................... 68

2.10 Fatores que influenciam o valor de ΔH ........................................................ 682.10.1 Fenômeno da Alotropia ......................................................................... 68

Atividade 15......................................................................................... 692.10.2 Quantidade de reagentes e produtos ................................................... 692.10.3 Estados físicos de reagentes e produtos ................................................ 70Atividade 16......................................................................................... 71

2.11 Entalpia de combustão ou DH de combustão .................................................. 72Atividade 17......................................................................................... 72

2.12 Lei de Hess ......................................................................................... 73Atividade 18......................................................................................... 75

2.13 Energia de ligação ................................................................................. 76Atividade 19......................................................................................... 78

Resumo do tema ......................................................................................... 79

UNIDADE II .................................................................................. 81

Tema III - Cinética Química ............................................................. 81Introdução ................................................................................................ 833.1 Velocidade média ................................................................................... 84

Atividade 20......................................................................................... 863.2 Condições para ocorrência de uma reação química ........................................... 87

3.2.1 Choques eficazes ............................................................................ 883.2.2 Energia de ativação (Ea) ................................................................... 90Atividade 21......................................................................................... 92

3.3 Fatores que alteram a velocidade de uma reação química................................... 943.3.1 Temperatura .................................................................................. 94Atividade 22......................................................................................... 953.3.2 Superfície de contato ...................................................................... 95Atividade 23......................................................................................... 953.3.3 Concentracão ................................................................................ 963.3.4 Catalisador ................................................................................... 96Atividade 24......................................................................................... 99

3.4 A concentração dos regentes e a velocidade das reações .................................... 100Atividade 25......................................................................................... 102

3.5 Reações não elementares .......................................................................... 103Atividade 26......................................................................................... 103

Resumo do tema ......................................................................................... 105

Tema IV - Equilíbrio Químico ........................................................... 107Introdução ................................................................................................ 1094.1 Processos Reversíveis .............................................................................. 109

Atividade 27......................................................................................... 1124.2 Constante de equilíbrio ............................................................................ 112

Atividade 28......................................................................................... 114Atividade 29......................................................................................... 115

4.3 Tipos de equilíbrio.................................................................................. 1164.3.1 Equilíbrio Homogêneo: quando os constituintes do sistema se encontram na mesma fase ................................................................. 1164.3.2 Equilíbrio Heterogêneo: quando os constituem do sistema se encontram em fases diferentes ........................................................... 116

4.4 Deslocamento do equilíbrio ....................................................................... 117

4.4.1 Efeito da concentração..................................................................... 1174.4.2 Efeito da pressão ............................................................................ 1194.4.3 Efeito da temperatura ...................................................................... 1204.4.4 Efeito de catálise ........................................................................... 121Atividade 30......................................................................................... 1214.4.5 Efeito do íon comum ....................................................................... 122

4.5 Equilíbrios que envolvem ácidos e bases ....................................................... 1234.6 Constante de ionização de um ácido e de dissociação de uma base ....................... 124

4.6.1 Definições de ácidos e bases .............................................................. 1244.7 A força dos ácidos e das bases .................................................................... 128

Atividade 31......................................................................................... 1314.8 Equilíbrio iônico .................................................................................... 132

4.8.1 Equilíbrio iônico da água pura............................................................. 1324.9 Equilíbrio Químico: pH e pOH .................................................................... 133

4.9.1 Alterando o equilíbrio iônico da água .................................................... 1344.9.2 A relação entre pH e pOH .................................................................. 135Exercícios resolvidos .............................................................................. 137Atividade 32......................................................................................... 1374.9.3 Indicadores ácido-base ..................................................................... 138Atividade 33......................................................................................... 141

4.10 Titulação ácido - base ............................................................................ 1414.11 Hidrólise salina ..................................................................................... 143

Exercício resolvido ................................................................................ 1444.12 Sistemas - tampão ................................................................................. 1454.13 Produto de solubilidade .......................................................................... 145

Exercícios resolvidos .............................................................................. 147Resumo do tema ......................................................................................... 148

Caderno de Atividades Práticas de QuímicaAplicada às Ciências Naturais III ....................................................... 151

A Importância do Experimento em Química ......................................................... 153Roteiro das Aulas Práticas............................................................................... 157

Experimento 1: Solubilidade (semelhante dissolve semelhante)............................ 157Experimento 2: Soluções no cotidiano .......................................................... 157Experimento 3: Cinética química ................................................................ 159Experimento 4: Processos físicos e químicos .................................................. 160Experimento 5: Energia de ativação ............................................................ 161Experimento 6: Velocidade de reação .......................................................... 162Experimento 7: Catalisador ....................................................................... 163Experimento 8: Deslocamento de equilíbrio ................................................... 163Experimento 9: Será que dissolve? .............................................................. 164Experimento 10: Solubilidade e temperatura .................................................. 164Experimento 11: Solubilidade e o solvente .................................................... 165Experimento 12: Sempre cabe mais um (I)? .................................................... 166Experimento 13: Sempre cabe mais um (II)? ................................................... 166Experimento 14: Todos os líquidos se misturam? .............................................. 167Experimento 15: Calor de dissolução............................................................ 167Experimento 16: Calor de neutralização ........................................................ 168Experimento 17: Calor de reação de um metal com um ácido .............................. 169Experimento 18: A Velocidade de uma reação química pode ser alterada? ............... 169Experimento 19: Deslocamento no equilíbrio de reações químicas ........................ 171

Gabarito ..................................................................................... 172

Apresentação da Disciplina

Caro (a) Aluno (a),

Como qualquer conhecimento, a Química evolui-se mais complexa a ponto de ser subdividida emvários ramos para facilitar o seu estudo. Entre esse será a Físico-química, o objetivo desta obra.

A disciplina Química Aplicada às Ciências Naturais III será imprescindível para o seu aprendizado,pois fornecerá fundamentos essenciais para a sua formação de docente na área de Ciências Naturais eincluirão conhecimentos práticos que serão necessários para o desenvolvimento de experimentos, emlaboratório ou não, para completar o conhecimento.

Aqui, procuramos desenvolver cada tema de uma forma contextualizada com o seu entorno, o seucotidiano, utilizando uma linguagem clara e acessível, apresentando atividades complementares, indica-ções de leituras e procedimentos experimentais que se encontram no Manual de Atividades, que propici-arão reflexões e facilitarão a aprendizagem.

Competências e Habilidades

• Favorecer o exercício de observar, indagar e avaliar dados;• Tirar conclusões a respeito de fenômenos;• Compreender a importância do conhecimento científico;• Realizar trabalhos em equipe de forma a desenvolver também habilidades como as de comunica-

ção e discussão;• Aprender a admitir e respeitar idéias diferentes;• Exercitar a argumentação e desenvolver o pensar e o espírito de cooperação;• Compreender alguns dos fundamentos básicos dos fenômenos químicos envolvidos em sua vida;• Estabelecer relações explícitas entre os diversos tópicos que serão estudados;• Participar ativamente em seu processo de aprendizagem.

Organização da disciplina

Para facilitar seu estudo, a disciplina Químiva Aplicada às Ciências Naturais III está organizada emquatro unidades, num total de 90 horas/aula. Na primeira unidade serão abordados temas em soluçõespara revisar e ampliar os conceitos de misturas homogêneas. Identificar tipos de soluções e compreendere inter-relacionar os vários tipos de concentrações. Na segunda unidade terá início Termoquímica, estaapresentará as relações entre reações e o calor associado ao processo e discutir o cálculo do ΔH. Dandocontinuidade na terceira e quarta unidades, serão apresentados os temas Cinética Química e EquilíbrioQuímico, respectivamente. Nestes, serão abordados o estudar da velocidade de processos químicos. Acompreensão dos diversos fatores que influenciam a velocidade. Entender o conceito de Constante deEquilíbrio e verificar os fatores que alteram o equilíbrio.

UNIDADE I

Tema I - Soluções

Revisar e ampliar os conceitos de misturas homogêneasIdentificar tipos de soluçõesCompreender e inter-relacionar os vários tipos de concentrações

Tema II - Termoquímica

Apresentar as relações entre reações e o calor associado ao processoDiscutir o cálculo do ΔH

UNIDADE II

Tema III - Cinética Química

Estudar a velocidade de processos químicosCompreender os diversos fatores que influenciam a velocidade

Tema IV - Equilíbrio Químico

Entender o conceito de constante de equilíbrioVerificar os fatores que alteram o equilíbrio

Atividades

Para auxiliar a aprendizagem e fixação de conteúdos, o aluno deverádesenvolver atividades como:

• Exercícios de múltipla escolha ao final de cada unidade• Pequenos comentários para perguntas abertas• Leitura de texto e atividades complementares• Chat de discussão (ambiente virtual)• Filmes para análise e discussão• Estudos práticos em laboratório

Avaliação

A avaliação deve ocorrer de modo presencial de acordo com o calendário da disciplina disponívelno quadro de avisos através de trabalhos práticos, elaborados por escrito indicados pelo professor-tutor.

Notas e conceitos serão atribuídos, levando em conta os seguintes requisitos:

• 20% interesse, participação e cumprimento das tarefas (encontros presenciais, atividades e exercícios).• 80% prova escrita.

Procedimento de estudo

A metodologia de acompanhamento das aulas será à distância, além de horas destinadas a encontrospresenciais, correspondendo à carga horária (90 horas) obrigatórias, onde o aluno junto ao professor -tutor resolverá eventuais dúvidas, aplicará os conhecimentos relacionando-os com a prática em laborató-rio, facilitando assim a fixação da aprendizagem.

Para obter êxito no estudo da disciplina é importante que o aluno observe algumas orientações queirão ajudá-lo a atingir os objetivos propostos:

a) Tenha muito cuidado com o tempo! Defina um horário regular para estudar os guias. Organize-sede tal forma que você possa dedicar aproximadamente 30 minutos para cada tema;

○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ OBS.: Ao final de cada uni-dade todos os exercícios pro-postos serão contabilizadospara nota da unidade e devemser respondidos e entreguesantes da prova.

b) Procure, no decorrer dos temas, cumprir recomendações passo a passo: refletir com o texto,fazer as leituras sugeridas, responder as questões suscitadas. Leia, entre a bibliografia básica sugerida,aquela que você tenha acesso;

c) Esforce-se para que, ao final de cada tema, tenha alcançado os objetivos propostos. Verifique seeles foram atingidos respondendo aos exercícios disponíveis e realizando as práticas sugeridas;

d) Utilize-se de recursos que estão ao seu dispor para a busca de conhecimentos e para aprofundaras suas reflexões. Estamos nos referindo ao contato com o seu tutor-orientador, a formação de grupos deestudos com seus colegas mais próximos ou on-line;

e) Desejamos a você boas vindas e muito sucesso nesse novo trabalho que estamos iniciando.

Informações e dúvidas

Suas dúvidas sobre a tutoria, as avaliações, os encontros presenciais ou o suporte técnico, sobre comoestudar os guias e utilizar a ferramenta da Unit Virtual, é importante que envie o e-mail para [email protected],telefone para o número 0800-284 7117 ou envie correspondência via fax (79) 3218-2186 ou para o endereçoda PROEAD/Campos II - Av. Murilo Dantas, 300 - Farolândia Cep 49032-490/SE.

Se sua dúvida for sobre o conteúdo, lembre-se de fazer referência ao ponto da unidade que trata doassunto.

Por exemplo:

Fiquei com dúvida na Unidade I /Tema 01/página 02 na frase…''qual dúvida?''No caso dos exercícios, também fazer referência à matéria, tema e página.Isso para que possamos localizar e agilizar o atendimento, podendo assim solucionar suas dúvidas.Lembre-se : O sucesso do curso é o sucesso do aluno.

Bem-vindo à disciplina Química Aplicada às Ciências Naturais III.

Bibliografia Básica

ATKINS, P.e JONES, L. Princípios de Química - Questionando a Química Moderna e o Meio Ambien-te. Porto Alegre: Bookman, 2007.RUSSEL J.B. Química Geral, Vol. 1 e 2. São Paulo: McGraw-Hill, 2006.BROWN, T. L. Química: a ciência central. São Paulo: Prentice Hall, 2007.

Bibliografia Complementar

MAHAN, B. M. e MYERS, R. J. Química: um curso universitário. São Paulo: E. Blücher, 2005.NETZ, P. A. e ORTEGA, G. G. Fundamentos de físico-química. Porto Alegre: ARTMED, 2002.

Competências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e Habilidades

• Favorecer o exercício de observar, indagar e avaliar dados;• Tirar conclusões a respeito de fenômenos;• Compreender a importância do conhecimento científico;• Realizar trabalhos em equipe de forma a desenvolver também habili-dades como as de comunicação e discussão;• Aprender a admitir e respeitar idéias diferentes;• Exercitar a argumentação e desenvolver o pensar e o espírito de coo-peração;• Compreender alguns dos fundamentos básicos dos fenômenos quími-cos envolvidos em sua vida;• Estabelecer relações explícitas entre os diversos tópicos que serão es-tudados;• Participar ativamente em seu processo de aprendizagem.

Soluções e DispersõesPreparo de soluçõesDiluição de soluçõesMistura de Soluções

UNIDADE I

TEMA ISoluções

O que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprender

Introdução

Para começar, vamos fazer as seguintes perguntas:

1ª) O que você entende por solução?2ª) Quais as diferenças entre dissolução do sal e do açúcar na água?3ª) Qual a diferença de um composto iônico e molecular na água?

Estas e outras perguntas serão respondidas nesta unidade, no as-sunto denominado Soluções.

1.1 Soluções e Dispersões

O açúcar (C12H22O11) ou o sal de cozinha (NaCl) se dissolvemfacilmente em água, resultando em um sistema homogêneo de apenasuma fase.

1.1.1 O que é dissolução?

É a disseminação ou interação dos agregados atômicos de umasubstância nos agregados de outra substância, formando uma misturahomogênea.

Como explicar isso?Microscopicamente, uma solução aquosa de açúcar ou de sal, no

decorrer da dissolução, apresenta moléculas de açúcar ou sal dissemi-nadas entre as moléculas de água que passam a atrair-se mutuamente.Dessa forma, para que um sólido e um líquido formem uma solução, énecessário que as interações entre o sólido e o líquido (que chamare-mos de soluto e solvente, respectivamente), sejam maiores que asinterações entre líquido - líquido (água - água) e sólido - sólido (sal - salou açúcar - açúcar).

Assim, a solução de água com açúcar ou água com sal pode serformada, pois a interação entre a água e o açúcar ou a água e o sal émaior que a interação entre água - água, sal-sal, açúcar - açúcar. Pode-mos ainda acrescentar que a solução água e açúcar ou água e sal for-mam uma dispersão.

Quando entre o soluto e o solvente não se estabelece nenhumainteração ou se estabelece interações muito fracas, é de se esperar quenão se forme uma solução. É o que ocorre com a água e a areia, e a águae o óleo.

Mas o que é dispersão? O que é solução? O que é soluto? O que ésolvente?

1.1.2 Dispersões

Dispersões são sistemas nos quais uma substância está dissemina-da, sob forma de pequenas partículas, numa segunda substância. Asmisturas sal e água, açúcar e água são chamadas de dispersão.

A substância que disseminou chama-se disperso ou fase dispersa.

13Química Aplicada às Ciências Naturais III

A outra substância é o dispersante.

Exemplo: Água + açúcar

A água é o dispersante e o açúcar é o disperso.Na verdade, dispersão é uma mistura.

1.1.3 Classificação das misturas

Só para não esquecer, a mistura pode ser classificada em:

1.1.3.1 Homogênea - Mistura de duas ou mais espécies químicasdiferentes que apresentam apenas uma fase.

Exemplo: Água + sal

1.1.3.2 Heterogênea - mistura de duas ou mais espécies químicasdiferentes que apresentam mais de uma fase.

Ex: óleo, água destilada, açucar e mercúrio metálico

14 Química Aplicada às Ciências Naturais III

15Química Aplicada às Ciências Naturais III

1.1.4 Classificação das dispersões

1.1.4.1 Soluções verdadeiras - é o chamado sistema homogê-neo. Ex: Sal e água. Neste sistema, as partículas dispersas não são vistaspor nenhum processo, pois não existe a sedimentação. Não é possívelhaver separação das partículas dispersas por filtração. Seu diâmetro émenor que 1 nm (nanômetro).

1.1.4.2 Soluções coloidais - é o chamado siste-ma heterogêneo. As partículas dispersas não são visí-veis o olho nu, porém, são visíveis ao ultra-micros-cópio. Há separação das particulas dispersas pormeio de ultra-filtros, pois existe a sedimenta-ção destas partículas dispersas por ultra-centrí-fugas. Só para complementar, a ultra-centrífugaé uma centrífuga de alta rotação.

Exemplos: Soluções coloidais - Geléias, gelatinas, queijos.

Substância dispersa-líquidaGeléias

Substância dispersante - sólida

Substância dispersa-líquidaGelatinas

Substância dispersante - sólida

Substância dispersa-líquidaQueijo

Substância dispersante - sólida

A maionese é uma solução coloidal classificada como emulsão edispersão coloidal, que se dá entre dois líquidos imiscíveis, pois possuicomo partícula dispersa uma fase líquida e, como fase dispersante, ou-tra fase líquida.

Substância dispersa-gásEspumas

Substância dispersante líquida ou sólida

O diâmetro das partículas dispersas na solução coloidal é de 1nma 100 nm.

Existem colóides que se assemelham a soluções e são do tipo sol.Neles, um sólido é disperso em um líquido. Um bom exemplo é o leitede magnésia, em que as partículas de hidróxido de magnésio estão dis-persas em água. Ele é muito utilizado no combate da acidez estomacal,e, dependendo da dose, pode atuar como laxante.

Você já ouviu falar de Efeito Tyndall?Ao iluminarmos com uma lanterna um recipiente de vidro com

solução de água e sal, não é possível visualizar a trajetória do feixe deluz. No entanto, se incidirmos a luz sobre um colóide, como o ar carre-gado de poeira ou nevoeiro, é possível observar a trajetória do feixe deluz, pois como as partículas dispersas em um colóide são maiores, elasconseguem dispersar o feixe de luz.

1.1.4.3 - Suspensões - São sistemas heterogêneos em que as par-tículas dispersas são visíveis ao microscópio comum. Há sedimentaçãoespontânea ou por meio de centrífugas comuns das partículas disper-sas, por isso, sua separação é fácil e é feita por meio de filtros comuns.Exemplo: Areia e água.

O diâmetro das partículas dispersas nas suspensões é maior que100 nm.

Nosso trabalho ficará restrito às soluções verdadeiras.

1.1.5 Solução

O que é solução?

São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias

Você sabe como preparar uma solução?

Quando a mistura de duas substâncias resulta em uma solução,duas situações podem ocorrer:

16 Química Aplicada às Ciências Naturais III

17Química Aplicada às Ciências Naturais III

• As substâncias sempre formam uma solução, independentementedas quantidades misturadas. É o caso das misturas formadas por gasese de algumas misturas entre líquidos, como água e álcool. Substânciasque se misturam em quaisquer proporções são chamadas miscíveis. Aágua é miscível no álcool, mas água e óleo não são miscíveis, mas simimiscíveis.

• As substâncias podem ser misturadas em quantidades limitadas.É o que acontece, por exemplo, com a água e o açúcar e a água e sal.

1.1.5.1 Componentes de uma solução

Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto ou dissolvido,e o dispersante recebe o nome de solvente ou dissolvente.

Soluto e solvente são os termos utilizados para designar os com-ponentes da solução. A definição de cada uma pode ser feita por doiscritérios, que iremos discutir agora:

• O primeiro critério dá-se quando o solvente é a substância em mai-or quantidade na solução, e o soluto, aquela em menor quantidade. Assim,na água do mar, a água seria o solvente e os sais dissolvidos, os solutos.

• O segundo critério: soluto é a substância que se dissolve, isto é,que "desaparece" quando a solução é preparada. E solvente é a subs-tância que dissolve o soluto. Ao adicionarmos açúcar (sólido) à água, écomo se ele desaparecesse, pois a solução formada possui o mesmoaspecto que a água - líquida (incolor). No entanto, sabemos que o açú-car está presente, pois a solução tem sabor adocicado: a água dissolveuo açúcar. A água é o solvente e o açúcar, o soluto.

Soluto: componente geralmente em menor quantidadeSolvente: componente que acolhe o soluto

CURIOSIDADE

Toda vez que ouve a palavra solução, você tem a idéiade que a solução é líquida?Se sua resposta for afirmativa, ela está errada, veja:

1.1.6 Classificações gerais das soluções verdadeiras

1.1.6.1 De acordo com estado de agregação da solução

1.1.6.1.1 Soluções sólidas: O componente em maior quantidadeé um sólido

Exemplo: o aço tem como principais componentes o ferro e ocarbono; o componente em maior quantidade é o ferro. Já o ouro 18quilates tem como principais componentes ouro e cobre; como sabe-mos, o componente em maior quantidade é o ouro.

1.1.6.1.2 Soluções líquidas: O componente em maior quantida-de é o líquido.

Exemplo: o vinagre tem como principais componentes: a água eo ácido acético. O maior componente é a água.

A água do mar possui como principais componentes: água, cloretode sódio e outros sais. Tem como principal componente, a água. O perfu-me é composto de álcool e essências. O principal componente é o álcool.

1.1.6.1.3 Soluções gasosas: O componente em maior quantida-de é o gás - ar atmosférico.

É possível preparar uma mistura heterogênea de dois gases?Não, porque todos os gases misturam-se uniformemente, uns com

os outros, em qualquer proporção. A única diferença entre uma misturagasosa e um gás puro, é que em uma mistura gasosa, as substâncias sãodiferentes. Ex: o ar atmosférico é uma mistura gasosa de oxigênio (O2),nitrogênio (N2), argônio (Ar) e pequenas quantidades de água, gáscarbônico (CO2), neônio (Ne), Hélio (He), entre outros, em porcenta-gens muito mais baixas.

O oxigênio é o componente em maior quantidade.

1.1.6.2 De acordo com o estado de agregação do soluto e dosolvente

Quando abrimos uma garrafa de refrigerante ou de água mineralgaseificada, o gás carbônico, que foi introduzido a uma pressão maiorque a atmosférica, tende a escapar para o ambiente. Temos, neste caso,uma solução líquido-gás.

O álcool 96º GL (solução alcoólica com 4% em volume de água)é uma solução líquido - líquido.

Soro fisiológico (solução aquosa com 0,9% em massa de NaCl) éuma solução sólido - líquido.

18 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Todas as misturas gasosas são soluções gás - gás.

1.1.6.3 De acordo com a natureza das partículas dispersas

Alguns fatores podem determinar a solubilidade de algumas subs-tâncias e de um solvente qualquer. Como exemplo, teremos a água, jáque este é considerado um solvente universal.

SÓ PARA RELEMBRAR

A água é uma substância polar, pois apresenta regiões carregadasnegativamente e positivamente. Essas moléculas fazem ligações dehidrogênio. Essas associações aparecem quando átomos de hidro-gênio fazem interações elétricas com átomos de flúor, oxigênio ounitrogênio de outra molécula.Quando a molécula não tem regiões carregadas ou as regiões car-regadas se anulam, ela é considerada uma molécula apolar.

1.1.6.3.1 Algumas substâncias são iônicas e outras sãomoleculares

As partículas iônicas são aquelas eletricamente carregadas que,quando em solução aquosa, movimentam-se desordenadamente. Aointroduzirmos um eletrodo (placas metálicas ou fios que ficam ligadosaos terminais positivos e negativos de uma bateria) na solução, faz comque as partículas positivas, ou cátions, desloquem-se em direção ao ele-trodo negativo; e os ânios, íons negativos, deslocam-se em direção aoeletrodo positivo. Com isso, a solução conduz corrente elétrica.

Será que quando a solução é iônica, quer dizer que a substânciaque dissolve na água tem ligação iônica, e assim conduz corrente elétri-ca? Ou ainda, toda molécula que possui ligação covalente não conduzcorrente elétrica, pois não se dissocia em íons?

O açúcar (glicose) é uma molécula polar que dissolve na água,que também é uma molécula polar, porém não conduz corrente elétri-ca. Sabe por quê?

A glicose possui ligação covalente entre seus átomos, é uma mo-lécula polar que apresenta regiões carregadas positivamente e negativa-mente, que interagem com a água, tornando-a bastante solúvel nesta,porém suas ligações não são quebradas, ou seja, não se dissocia emíons, com isso, temos uma solução molecular.

19Química Aplicada às Ciências Naturais III

1.1.6.3.2 Solução molecular: As partículas dispersas do solutosão moléculas. A solução molecular é também chamada de solução não-eletrolítica e não conduz a corrente elétrica. Exemplo: Glicose em água.

H2OC6H12O6(s) → C6H12O6(aq)Glicose

1.1.6.3.3 Solução iônica: As partículas dispersas do soluto sãoíons.

A solução iônica é também chamada de solução eletrolítica e con-duz corrente elétrica.

Os íons são os responsáveis pela condução da corrente elétricanuma solução.

Exemplos: água e sal (cloreto de sódio) e o HCl (cloreto de hi-drogênio ou ácido clorídrico)

Na Cl → Na+(aq) + Cl-(aq)

( a dissociação iônica é praticamente total).

Já o cloreto de hidrogênio HCl, é um gás que possui ligaçãocovalente entre seus átomos, é uma molécula polar, bastante solúvel emágua. Os dipolos da água ao serem atraídos pela molécula de HCl, fa-zem com que essas moléculas se quebrem, dissociando-se em H+ e Cl-,o que não acontece na glicose. Neste caso, temos um eletrólito (subs-tância que conduz corrente elétrica ) molecular.

A solução não é mais molecular, mais sim:

HCl → H+ (aq) + Cl- (aq)

20 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@Em conclusão uma solução iônica não é só aquela que possui a

substância com ligação iônica entre seus íons, mas sim aquela substân-cia com ligação iônica ou covalente (molecular) que se dissocia em íonsem solução aquosa.

Atividade 01

1) A respeito do estudo das DISPERSÕES, assinale as alternati-vas CORRETAS:

A) Dispersão é um conjunto formado de duas partes, disperso edispersante.

B) As dispersões são classificadas de acordo com o tamanho daspartículas dispersas em Soluções, Colóides e Suspensões.

C) Toda dispersão homogênea é chamada solução, enquanto asheterogêneas são suspensões.

D) Goma arábica e gelatina constituem suspensões.

E) Colóides e suspensões são misturas (dispersões) heterogêneas.

F) As partículas das suspensões são separadas do dispersante porfiltração comum.

21Química Aplicada às Ciências Naturais III

1.1.6.4 De acordo com a proporção entre o soluto e o solvente.

Ao juntarmos, gradativamente, açúcar e água em temperatura cons-tante e sob agitação contínua, notamos que o sólido se dissolve, até nãopoder ser mais visto. Vamos acrescentando mais açúcar e tornando asolução mais concentrada, até que em um dado momento, o açúcar nãose dissolve mais na água, mas se deposita no fundo ou se precipita ou sedeposita ou se decanta ou se assenta; e "fica a seu gosto". Neste momen-to, dizemos que a solução está saturada e apresenta um corpo de fundo.

Em função da localização do ponto de saturação, temos:

Uma solução que contém a máxima quantidade de soluto dissol-vida é chamada de solução saturada. E a solução insaturada? É aquelaque está antes do ponto de saturação, como mostrado acima.

Como saber a quantidade máxima de soluto que pode ser dissol-vida em uma determinada quantidade de solvente? Veja o próximo tó-pico.

A extensão em que uma substância se dissolve em outra é expres-sa pela quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em certaquantidade de solvente, em determinadas condições de temperatura epressão. Essa quantidade é chamada de: solubilidade ou coeficiente desolubilidade.

22 Química Aplicada às Ciências Naturais III

23Química Aplicada às Ciências Naturais III

1.1.7 Solubilidade ou coeficiente de solubilidade (Cs)

A 20º C, o máximo permitido de sal comum que pode se dissol-ver em 100 g de água é 36 g. Para esta mesma temperatura, consegue-sedissolver no máximo 33 g de açúcar, na mesma quantidade de solvente.(Obs.: 100 g de água, equivalem a 100 mL, pois sua densidade é igual a1 g/mL).

São necessários 357 g de NaCl em 1 L de água para formar umasolução saturada a 0º C. Cs = 357 g/L (0º C)

São necessários 210 g de sacarose em 100gde água para formar uma solução saturada a 25º C.Cs = 210 g/mL (25º C).

CONCLUSÃO

Substâncias diferentes se dissolvem em uma mes-ma quantidade de solvente ou em diferentes quan-tidades de solvente na mesma temperatura. Isto depende doCoeficiente de solubilidade (Cs).

Interessante a massa do soluto, 210 g, é maior que a mas-sa do solvente, 100 g, então por que a grande solubilidade deaçúcar em água?

É a máxima quantidade de soluto que pode ser dissolvida em umadeterminada quantidade de solvente a uma dada temperatura epressão.

Recordar é viver!

Devido ao número de grupos hidroxilas (OH) existentes na mo-lécula do açúcar, esses grupos formam ligações de hidrogênio com asmoléculas da água, facilitando a dissolução do açúcar.

As soluções em que o limite de solubilidade já foi atingido sãochamadas de saturadas. Nelas, não é possível dissolver mais soluto. Sesob determinada temperatura, a uma solução insaturada adicionarmosmais soluto, a massa que exceder seu coeficiente de solubilidade não sedissolverá e se depositará no fundo do recipiente. Assim, temos umrecipiente que contém uma solução saturada com corpo de chão oucorpo de fundo.

Se misturarmos 50 g de açúcar com 100 g de água a 20ºC, 33g deaçúcar se dissolverão, formando uma solução saturada e 17g se deposi-tarão no fundo do recipiente. Trata-se de uma mistura heterogênea.Vamos abordar, no item abaixo, outra forma de representação parasoluções saturada, insaturada e supersaturada (apresentada mais tarde).

1.1.8 Curvas de solubilidade

O que é curva de solubilidade?São gráficos que apresentam a variação dos coeficientes de solu-

bilidade das substâncias em função da temperatura, ou seja, atravésdela saberemos qual é a máxima quantidade de uma determinada subs-tância, que pode ser dissolvida numa dada temperatura em uma deter-minada quantidade de solvente. Nesse momento, a solução é conside-rada saturada.

Exemplo: curva de solubilidade para o KNO3Proceda da seguinte maneira:1) Trace uma reta vertical, partindo da temperatura e até encon-

trar a curva de solubilidade em água.2) Desse ponto da curva, trace uma linha horizontal até o eixo

vertical do gráfico.

24 Química Aplicada às Ciências Naturais III

25Química Aplicada às Ciências Naturais III

O valor obtido corresponde à quantidade em gramas de KNO3,dissolvidos em 100 g de água.

A 40º C, 64 g de KNO3 são dissolvidos em 100 g de H2O. A 60º C, 110 g de de KNO3 são dissolvidos em 100 g de H2O. Temos uma solução saturada. Mas ela será saturada se, na mesma

temperatura, dissolvermos 54 g de KNO3?Faça os procedimentos: 1 e 2 e verá que ela é insaturada. A 100º C, 246 g KNO3 são dissolvidos em 100 g de H2O.Mas ela será saturada se, na mesma temperatura, dissolvermos 84

g de KNO3? Não; será insaturada.Observe que, à medida que a temperatura é aumentada, a

solubilidade também aumenta.

Temperatura (ºC ) gramas de KNO3 em 100 g de água 0 13 10 20 20 32 30 46 40 64 50 85 60 110 70 137 80 169 90 204 100 246

Conclusão!Todos os pontos abaixo da curva correspondem às soluçõesinsaturadas.Todos os pontos na curva correspondem às soluções saturadas.Todos os pontos acima da curva correspondem às soluçõessupersaturadas.O que é uma solução supersaturada?Considere um copo contendo 100 g de água a 20 ºC. Nessa amos-tra, fomos adicionando, aos poucos, KNO3, sempre agitando.São necessários 32 g de KNO3 em 100g de água para formar umasolução saturada a 20 ºC. Cs = 32 g/mL (20º C).

100 g de H2O Agitaçãoconstante 32 g de KNO3 Dissolvidos

Adicione mais 14 g de KNO3

O máximo de KNO3 que pode ser dissolvido em 100 g de H2O a20º C é 32 g. Qualquer quantidade de KNO3 adicionado além dessevalor não dissolve, indo para o fundo do copo formando o precipita-do ou corpo de fundo ou corpo de chão.

De acordo com o gráfico curva de solubilidade parao KNO3, só é possível dissolver 46 g de KNO3 a 30º C. A20º C só é possível dissolver 32g de KNO3, como vimosno experimento apresentado acima. Ao aumentarmos amassa do KNO3 para 46g, a solução se tornará saturadacom corpo de fundo, pois 14 g se depositarão no fundo do reci-piente. Quando uma solução saturada com corpo de fundo éaquecida lentamente de 30º C para 40º C, o soluto ali de-positado é dissolvido numa temperatura mais elevada,observe que a 40º C é possível dissolver 64g de KNO3.Deixa-se o frasco em repouso e, provocando lentamente oabaixamento da temperatura a 20º C, poderemos presenciar um fatonão muito comum, o soluto continua dissolvido e temos, então, umasolução supersaturada.

Entretanto, basta uma pequena agitação no sistema ou a introdu-ção de um fragmento (gérmen) do soluto para que ocorra a precipitaçãodo excesso do soluto e a solução volta a ser saturada com precipitado. Édifícil obter soluções supersaturadas, pois elas são bastante instáveis.

O mel pode ser considerado uma solução supersaturada, poisquando deixamos em repouso um copo de mel, que tem como princi-pal soluto a glicose, ele se cristaliza e as pessoas pensam que o mel se

Guarde bem essa explicação para não confundirsolução saturada com corpo de fundo e soluçãosupersaturada.

26 Química Aplicada às Ciências Naturais III

transformou em açúcar. Quando aquecido, o aumento da temperaturafará com que a glicose cristalizada se dissolva.

1.1.8.1 Influência da temperatura

Como mencionado anteriormente, o aumento da temperaturaaumenta a solubilidade de KNO3; o mesmo ocorre com K2CrO4 e oNaCl. Porém, a mesma situação não é presenciada pela substânciaCe2(SO4)3. Observe que, à medida que a temperatura aumenta, a solu-bilidade diminui.

Há alguns casos em que a elevação da temperatura, praticamente,não altera a solubilidade.

Atividade 02

1) Curvas de solubilidade são gráficos que relacionam o coefici-ente de solubilidade das substâncias em função da temperatura. Obser-ve o gráfico a seguir, que representa a curva de solubilidade de um salhipotético, e classifique as soluções A, B, e C.

Solução A:Solução B:Solução C:

27Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

2) A tabela abaixo fornece os valores de solubilidade de cloretode sódio e do hidróxido de sódio, em água, a diferentes temperaturas.

As informações acima e os conhecimentos sobre soluções per-mitem-nos concluir que:

A) Soluções são misturas homogênas.B) Solução saturada é uma mistura homogênea.C) O hidróxido de sódio é mais solúvel em água que o cloreto de sódio.D) Soluções concentradas são soluções saturadas.E) Quando se separa o soluto do solvente, obtêm-se substâncias

diferentes daquelas que foram inicialmente misturadas.F) Adicionando-se 145 g de hidróxido de sódio a 100 g de água,

a 20ºC, obtém-se um sistema bifásico que, após aquecido a temperatu-ras acima de 50ºC, apresenta-se monofásico.

3) Considere as seguintes informações:

Solubilidade do KCl 10ºC 20ºC 30ºC( g de KCl/kg de H2O ) 310 340 370

De acordo com os dados acima, para diminuir a massa de fundo basta:I. aquecer o sistema.II. adicionar água e agitar.III. agitar a solução.IV. decantar parte da solução.

Dessas afirmações, são corretas, apenas:A) I e IIB) I e IIIC) II e IIID) II e IVE) III e IV

0ºC 20 ºC 50 ºC 100 ºC NaCl(s) 35,7 36,0 37,0 39,8 NaOH(s) 42,0 109,0 145,0 347,0

Soluto Solubilidade(g de soluto/100 g de H2O)

28 Química Aplicada às Ciências Naturais III

29Química Aplicada às Ciências Naturais III

4) O processo de recristalização usado na purificação de sólidosconsiste no seguinte:

A) Dissolve-se o sólido em água quente até a saturação.B) Esfria-se a solução até que o sólido se cristalize.

O gráfico abaixo mostra a variação, com a temperatura, da solu-bilidade de alguns compostos em água.

O método de purificação descrito acima é mais eficiente e menoseficiente, respectivamente, para:

A) NaCl e KNO3B) KBr e NaClC) KNO3 e KBrD) NaCl e KBrE) KNO3 e NaCl

5)

O gráfico acima representa as curvas de solubilidade de substân-cias genéricas A, B, C, D e E. Com base nessas informações, assinale aalternativa correta.

A) Dissolvendo-se 100 gramas de substância B em 200 gramas deágua, a 30 oC, obtemos uma solução saturada, com depósito de 35 gra-mas desta substância que não será dissolvida.

@B) Se 60 g da substância E forem dissolvidas em 300 g de água, a10ºC, quando aquecermos essa solução, haverá gradativa precipitaçãoda substância E, tornando-se pouco solúvel a 100ºC.

C) A substância D, na faixa de temperatura de 0ºC a 100ºC, apre-senta uma solubilidade em água acentuadamente crescente.

D) A menor quantidade de água a 60ºC para dissolver completa-mente 90 g da substância C é, aproximadamente, de 150 g.

E) A substância menos solúvel em 100 g de água a 30ºC é a subs-tância A.

1.2 Preparo de soluções

Para que estudar soluções?Saber expressar quantitativamente e compreender o significado

da concentração de soluções.

1.2.1 Concentração das soluções

1.2.1.1 Concentração comum ou simplesmente concentração (c)

Num determinado dia da semana, ao receber visitas em sua casa,você resolve preparar suco de laranja e suco de manga para servir a seusconvidados. Ao servir o suco de laranja, nota-se que algumas pessoasfazem cara feia e dizem: nossa, como está doce! Enquanto que outraspessoas que beberam o suco de manga dizem: hum, este está ralo.

Nestes dois casos descritos acima, pode-se observar que temosdois tipos de soluções:

• Diluída- Quando a quantidade de soluto é muito pequena emrelação ao volume de solvente (suco de manga).

• Concentrada - Quando a quantidade de soluto é grande se com-parada ao solvente (suco de laranja).

Como reverter este processo?Ao preparar uma solução, é necessário definir uma determinada

massa de soluto, dissolvida em um volume definido de solvente.Assim, saberemos a concentração da solução. É o que acontecenas indústrias.

Com isso, podemos definir uma relação matemática pelaseguinte expressão:

Concentração comum = massa de soluto / quantidade devolume de solução

c = m / V

Exemplo: Suponha que você dissolva 100 g de salem 2 L de água, formando 2 litros de solução.

30 Química Aplicada às Ciências Naturais III

31Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

V = 2Lm = 100 gc = m / V = 100 g / 2 L = 50g/L

Você sabe o que significa este cálculo mate-mático: A cada 1 litro de solução apresentada, há50 g de solução.

A concentração comum da solução é de50 g/L

É muito comum aparecer em rótulosde embalagens ou mesmo em exames clíni-cos as concentrações, como por exemplo:

No seu exame de sangue foi medida aquantidade de glicose em 77mg/100mL. O resultado indica que emcada 100 mL de sangue existem 77 mg de glicose; portanto, em 1000mL existem 770 mg de glicose.

Outra forma de responder à questão: Se dois litros equivalem a100 g, 1 litro equivale a x. Então x é :

2 L ---------- 100 g1L ----------- XX = 50 g/L

Vamos fazer um outro experimento?Será possível preparar soluções diferentes com a mesma concen-

tração?

V1 = 2L V2= 1L V3= 500mL = 0,5L V4 = 250 mL = 0,25 Lm1 = 100 g m2 = 50 g m3 = 25 g m4 =12,5 gc = 50 g/L c = 50 g/ L c = 50 g/L c = 50 g/L

Podemos ter a mesma concentração para volumes e massas diferentes.

Quais as unidades de concentração comum?Massa = grama, miligrama, quilograma, etc.Volume = litro, mililitro, metro cúbico, etc.

Atividade 03

1) São dissolvidos 4 g de sal em água suficiente para 400 cm3.Qual a concentração em g/L da solução?.

Resolução: sal = soluto: m = 4g V = 400 cm3 = 0,4 Lc = m / V = 4 / 0,4 = 10 g/L

2) A concentração da solução em (g/L) é de 20 g/L. Determineo volume dessa solução, sabendo que a mesma contém 70 g de soluto.

3) Num balão volumétrico de 250 mililitros, adicionam-se 2,00 gde sulfato de amônio sólido; o volume é completado com água. A con-centração da solução obtida, em g/L, vale:

A) 1,00B) 2,00C) 3,50D) 4,00E) 8,00

O que você acabou de estudar foi a concentração expressa emmassa por volume, que é calculada da seguinte forma:

A concentração em massa (c) de uma solução é calculada com amassa do soluto (m), medidas em gramas, e o volume total de solução(v), medido em litros. Aplicando a fórmula geral:

c = quantidade de soluto / quantidade de solução = m / V (L)

1.2.1.2 Densidade da solução

Densidade é uma grandeza que expressa a massa total da soluçãoque existe em um determinado volume da solução:

d = m1 + m2 / V

Em que, m = m1 + m2 = massa total da solução.

A solução de ácido nítrico apresenta uma densidade de 1,41 g/mL. Dessa forma, a solução aquosa apresenta uma massa de 1,41 g em1 mL de volume. Em 1,0 L, apresenta 1410 g de solução.

Não confundir:Concentração comum (c) = m1 / VDensidade (d) = m1 + m2 / V

Onde:m1 = massa do solutom = m1 + m2 = massa total da solução

1.2.1.3 Concentração em massa por massa ou Título

Considere o seguinte exemplo, 20 g de açúcar são dissolvidos em380 g de água.

Pergunta-se. Qual a massa da solução?Massa da solução (m) = massa do soluto (20 g de açúcar) + massa

do solvente (380 g de água).

32 Química Aplicada às Ciências Naturais III

m = m1 + m2 = 20 g + 380 g = 400 g de solução

Então, em 400 g de solução, temos 20 g de soluto. Em 1000 g desolução, qual a massa do soluto?

contémSe 400 g de solução (m) -------------- 20 g de soluto (m1) conterá 1000 g de solução ----------------- X

X = 1000 g x 20 g / 400 = 50 g de soluto

Em 1000 g de solução, temos 50 g de soluto.

Outro exemplo:Uma solução de sal em água é preparara pela adição de 20 g de

sal (m1) em 180 g de água (m2).Assim, a massa da solução é dada:

m = m1 + m2 = 20 g + 180 g = 200 g de solução

Qual a massa de soluto em 100 g de água?

Se: contém

200 g de solução (m) -------------- 20 g de soluto (m1) conterá

100 g de solução ---------------------- X

X = 100 g x 20 g / 200 g = 10 g de soluto

Em 100 g de solução, temos 10 g de soluto.Qual a porcentagem em massa desse soluto na solução?

corresponde100 g de solução ---------------------- 100 %10 g de soluto ------------------------ XX = 10 g x 100% / 100 g de solução = 10 %

Então, em cada 100 g de solução existem 10 g de soluto (sal) e 90g de solvente (água), a porcentagem em massa do soluto é 10 %.

O título (T) de uma solução é a razão entre a massa do soluto(m1) e a massa da solução (m = m1 + m2).

T = m1 / m1 + m2 = m1 / m

Assim, o título da solução de 100g, que contém 90 g de solventee 10 g de soluto (sal), é:

33Química Aplicada às Ciências Naturais III

T = m1 / m1 + m2 = m1 / m = 10 g / 10 g + 90 g = 10 g / 100 g = 0,1

Podemos converter em porcentagem em massa do soluto, fazendo:

p = 100 % x T

Para o exemplo anterior, teremos:

p = 100 x 0,1 = 10 %

Isso indica que se o título de uma solução foi 0,1, isto correspondea uma porcentagem de 10%, ou seja, a solução apresenta 10 % em mas-sa de soluto e 90 % em massa de solução.

Em 400 g de solução, temos 20 g de soluto. Qual o título? Qual apercentagem em massa do soluto?

Pode-se fazer das seguintes formas:Em 400 g de solução, temos 380 g de solvente e 20 g de soluto.

Assim:

400 g de solução------------------- 100 %20 g de soluto -------------------- X

X = 20 g x 100% / 400 = 5 % de massa de soluto

e como porcentagem em massa de soluto é : p = 100 x T, temos :

p = 100 x T = 5%T = 5 / 100 = 0,05

ou

T = m1 / m1 + m2 = m1 / m = 20 g / 20 g + 380 = 20 g / 400 g = 0,05

Que em porcentagem: p = T x 100 = 0,05 x 100 = 5%Então, em cada 400 g de solução existe 5% de soluto (sal), que

equivale a 20 g de soluto e 95 % de solvente (água), que equivale a 380g de água. Em 100 g , temos 5 g de soluto em 95 g de solvente.

A concentração em massa por massa indica a massa de solutoque está dissolvida em cada unidade de massa de solução.

Caso encontre um rótulo de alvejante que indique que o teor decloro ativo é de 2% m/m, isso quer dizer que o alvejante deve conter2,0 g de soluto para cada 100 g de solução.

1.2.1.4 Concentração volume por volume ou Título

Podemos utilizar volumes para determinar a porcentagem desoluto em uma solução. Assim, o álcool 96% significa que é uma solu-ção preparada com 96 mL de álcool e 4 mL de água suficiente paracompletar 100 mL.

Para um recipiente de 1000 mL podemos fazer o seguintecálculo:

34 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Se contém100 mL de solução (m) ----------------- 96 mL de álcool (m1) conterá 1000 mL de solução ----------------------- X

X = 1000 mL x 96 mL / 100 mL = 960 mL de álcool

O restante para completar 1000 mL, corresponde a 40 mL de água.

Logo,

V1 (volume do soluto medido em litro)

V ( volume da solução medida em litro)

A concentração em porcentagem do volume é:

PV = TV x 100 %

Uma solução aquosa, de álcool etílico, usada como desinfetante eanticéptico, preparada pela adição de 70 mL de álcool puro à água,suficiente para completar um volume de 100 mL de solução. Assim:

V1

V

TV = 70 / 100 = 0,7

A porcentagem do volume é de PV = 0,7 x 100 = 70 %No Brasil, a gasolina deve conter até 24% em volume de álcool

anidro, ou seja, uma amostra de 100 mL da mistura deve conter 24 mLde álcool anidro. O título é :

TV = 24 mL de álcool / 100 mL da mistura = 0,24

A porcentagem em volume do soluto é: p = TV x 100 = 0,24 x100 = 24 %

Você já deve ter encontrado no rótulo de álcool caseiro o símbo-lo oGL, que significa graus Gay - Lussac.

Para indicar concentrações extremamente pequenas, usamos aunidade partes por milhão, representada por ppm. É usada frequente-mente para soluções bastante diluídas e indica quantas partes do solutoexistem em 1 milhão de partes da solução.

Assim, uma solução de 50 ppm contém 50 g de soluto em 1 mi-lhão de gramas de solução. Os detritos domésticos, industriais e ospoluentes do ar são medidos em ppm, pois essas pequenas quantidadesprovocam poluição. Por exemplo, a embalagem de creme dental espe-cifica que esse produto apresenta um teor de flúor de 1500 ppm.

35Química Aplicada às Ciências Naturais III

=TV

=TV

1.2.1.5 Concentração em mols por litro ou molaridade ou con-centração molar (M) ou concentração em quantidade de matériapor volume

A quantidade de soluto dissolvido também é expressa em mols.Sabe-se também que:

massa do soluto (g) massa molar (MM) (tabela periódica)

ou ainda: m (g)MM

Uma solução aquosa com 100 mL de volume contém 10 g de sal(NaCl). Como expressar em concentração molar?

Número de mols = massa do sal (g)/massa molar do NaCl =massa molar do NaCl:Na = 23,0 g/molCl = 35,5 g /molLogo, massa molar do NaCl = 23,0 + 35,5 = 58,5 g/molAssim:Número de mols = massa do sal (g)/ massa molar do NaClNúmero de mols = 10 g / 58,5 g/mol = 0,17 mol

massa do soluto (g) volume da solução (L) x massa molar do soluto

Então, como número de mols = massa do soluto (g)massa molar do soluto

Molaridade = número de mols / Volume da solução = n / V

Para concluir o cálculo: M = n / V = 0,17 / 100 mL = 0,17/0,1 L M = 1,7 mol/L

OuM = m/MM x V = 10/58,5 x 100M = 10/58,5 x 0,1 = 10/5,85 = 1,7 mol/L

M = número de mols do soluto M = n . Volume de solução V

M = n / V

Exemplo: Em 1,0 L de solução, estão contidos 3,0 g de solutoHCl; como determinar o número de mols?

A concentração molar indica a quantidadeem mols de soluto em cada litro de solução.

36 Química Aplicada às Ciências Naturais III

número de mols(n) =

n =

Molaridade =

MM de HCl = H = 1 g/mol e Cl = 35,5 g/mol = 36,5 g / molM = m / MM x V = 3,0 / 36,5 x 1 = 0,08 mol/LE como:M = número de mols do soluto / Volume da soluçãoM = 0,08 = n / Volume de solução

Como o volume é 1L, o número de mols é igual a 0,08 mols.Logo, em 1,0 L dessa solução, está contido 0,08 mol de soluto.

Dessa forma, sua concentração molar ou molaridade ou concentraçãoem quantidade de matéria é 0,08 mol/L.

A solução contém 0,08 mol de soluto para cada litro de solução.

Exemplo: O HCl, ácido clorídrico, está presente no suco gástri-co numa concentração aproximada de 0,01 mol/L. Com isso, pode-mos afirmar que em 1L de suco gástrico temos 0,01 mol de HCl. E, em200 mL ou 0,2 L de suco gástrico, qual a quantidade de HCl?.

1,0 L de suco gástrico --------------------- 0,01 mol de HCl0,2 L de suco gástrico -------------------------- X

X = 0,01 x 0,2 / 1,0 = 0,002 mol de HCl

1.2.1.5.1 A concentração molar dos íons

Considere a seguinte equação para dissociação de uma solução0,5 M de Al2(SO4)3.

Al2(SO4)3 → 2 Al+3 + 3 SO4-2

Como em cada litro há 0,5 mol desse sal, as quantidades de molde cátions e ânions serão proporcionais ao coeficiente da equação:

1 Al2(SO4)3 → 2 Al+3 + 3 SO4-2

Proporção dos coeficientes: 1: 2: 3Em cada litro:1 Al2(SO4)3 → 2 Al +3 + 3 SO4

-2

1 x 0,5 2. x 0,5 3 x 0,50,5 M 1,0 M 1,5 M

1.2.1.6 Relação entre concentração comum e título em massa

c = m1 / V m1 = c x VT = m1 / m m1 = T x m

Onde:m1 = massa do solutom = massa da soluçãoV = volume da soluçãoIgualando as duas equações: c x V = T x m

c = T x m / V

37Química Aplicada às Ciências Naturais III

Como: m / V = densidade

c = T x d

Exemplo:Uma estação de tratamento de água adicionou cloro (Cl2), um

bactericida eficiente, até 0,3% em massa. Sabendo que a solução final apre-sentou densidade igual a 1,0 g/mL, determine a concentração em g/L?

Resolução:A densidade está expressa em g/mL e a concentração é pedida

em g/L. Temos que transformar o volume de mL para litro.

Assim: d = 1,0 g / mL1mL de solução ----------------------------------- 1,0 g de solução1000 mL ------------------------------------------- XX = 1, 0 g x 1000 mL / 1,0 mL = 1000 g

Temos 1000 g de solução. A massa do soluto corresponde a 0,3% da solução. Dessa forma:

1000 g de solução ---------------------- 100 %X --------------------------------- 0,3 %

X = 1000 g x 0,3 % / 100 % = 3,0 g

Como sabemos que 1000 g corresponde a 1000 mL, ou 1L, jáque a densidade é 1,0 g/ mL.

Então, concentração comum(c) = massa do soluto / Volume dasolução

c = 3 g /1 L = 3,0 g/L

Outra resolução:c = d x T

Como a densidade está expressa em g/mL e a concentração em g/L

c = 1000 x d x T

Atenção: Toda vez que a densidade aparecer expressa em g/mLou g/cm3 e a concentração em g/L, faça a conversão.

A porcentagem em massa é igual a 0,3 %. Então,

p = T x 1000,3 = T x 100T = 0,3 / 100

T = 0,003

38 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@Vamos para a fórmula:

c = 1000. d . Tc = 1000 x d x 0,3 / 100c = 1000 x 1,0 x 0,003

c = 3, 0 g/L

Atividade 04

1) Foram adicionados 100 g de NaOH a 800 mL de água, origi-nando uma solução cuja densidade é igual a 1080 g/L . Determine aconcentração comum e o título da solução.

1.2.1.7 Relação entre concentração comum e concentraçãomolar

Concentração comum = massa do soluto / Volume da solução

ou

C = m1 / V

Molaridade (M) = número de mols / Volume da soluçãoMas,Número de mols = massa do soluto (g) / massa molar do solutooun = m (g) / MMEntão:M = m / MM x VE, como visto, m / V = concentração comumFinalmente, teremos:Molaridade = concentração comum / Massa molar = c / MMou

M = c / MM ∴∴∴∴∴ c = M x MM

Exemplo:No rótulo de um recipiente contendo ácido sulfúrico (H2SO4)

está descrito d = 1,84 g/cm3 e o título = 95 % . Determine a concentra-ção em g/L e Mols / L.

Dado: massa molar do H2SO4 = 98 g/ molA densidade está expressa em g/ cm3 e a concentração é pedida

em g/L. Temos que transformar o volume de mL para litro.

39Química Aplicada às Ciências Naturais III

Assim: d = 1,84 g / cm3

1 cm3 de solução ---------------------------- 1,84 g de solução1000 cm3 -------------------------------- XX = 1,84 g x 1000 cm3 / 1,0 cm3 = 1840 g de solução

Temos 1840 g de solução. A massa do soluto corresponde a 95 %da solução. Dessa forma:

1840 g de solução ---------------------- 100 %X --------------------------------------- 95 %X = 1840 g x 95 % / 100 % = 1748 g

Então, como a concentração comum (c) é igual a:C = Massa do soluto/Volume da solução

Teremos, c = 1748g / 1 L = 1748 g/L1 mol de H2SO4 -------------------------------- 98 g n -------------------------------- 1748 g

n = 17,8 mol

como Molaridade = número de mols / volume da soluçãoe o volume da solução é de 1,0 L.Assim, a molaridade = 17,8 / 1,0 = 17,8 mol/LOuOutra resolução:c = d x TMas, como a densidade está expressa em g/cm3 e a concentração

em g/L,c = 1000 x d x TA porcentagem em massa é igual a 95 %.

Então p = T . 10095 = T x 100T = 95 / 100T = 0,95

Vamos para a fórmulac = 1000 x d x Tc = 1000 x d x 95/100c = 1000 x 1,84 x 0,95c = 1748 g/L

E como:c = M x MM1748 = M x 98M = 1748 / 98 = 17,8 mol/L

40 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@Atividade 05

1) Qual a molaridade de uma solução aquosa de hidróxido desódio que apresenta c= 80 g/L?. Dados: H = 1, Na = 23, O = 16.

1.3 Diluição de soluções

Muitas vezes vamos ao supermercado comprar sucos engarrafa-dos ou poupas de frutas. A eles acrescenta-se água, tornando o sucomais diluído.

Ao diluirmos o suco, aumentamos o volume e diminuímos a con-centração. Mas será que a quantidade do soluto permanece constante?Sim, pois ao colocar uma massa conhecida num recipiente com volume1,0 L e depois ir acrescentando mais água, o que varia é a concentração,pois a solução fica mais diluída, porque o volume aumenta. O processode diluição é utilizado quando se deseja preparar uma solução de me-nor concentração, a partir de uma já existente.

Usaremos as relações matemáticas aprendidas até o momentonesta unidade para tentarmos compreender o assunto.

Exemplo: Considere 2,0 L solução de açúcar em água de con-centração 4,0 g/L. Acrescente 2,0 L de água. Qual será a sua concentra-ção final?

Após a diluiçãoV = 2,0 L

c = 4,0 g/L c = ?V= 2,0 L V= 4,0 L

Temos :c = m / V c' = m' / V

Como as massas são iguais m = m'e

m = c x V

41Química Aplicada às Ciências Naturais III

Assim:

c x V = c' x V'4,0 x 2,0 = c' x 4,0

c' = 8,0 / 4,0 = 2,0 g/L

Quanto maior a quantidade de solvente adicionada a uma solu-ção, menor a concentração da solução resultante. Observe que a ex-pressão matemática c = m/V traduz que concentração e volume sãoinversamente proporcionais, ou seja, quanto maior o volume, menor aconcentração. A massa continua constante, não se esqueça, "só foi adi-cionado volume". Assim, se o volume for aumentado cinco vezes, aconcentração será diminuída cinco vezes.

A mesma relação pode ser feita para molaridade de título:

Após diluição⇒

Solução inicial Solução FinalM = n / V M'= n' / V´T = m1 / m T' = m1'/m´

Comon = n'

M x V = M' x V'

E ainda

m1 = m1'

Ficamos finalmente com:

T x m = T' x m'

Exemplo: A uma amostra de 100 mL de NaOH de concentra-ção 20 g/L foi adicionada água suficiente para completar 500 mL. Aconcentração, em g/L dessa nova solução é igual a?.

Resolução:+ V = 400 mL

⇒V inicial = 100 mL V' = 500 mLc inicial = 20 g/L c' = ?

m = m'c x V = c' x V'

100 x 20 = c' x 500c' = 2000 / 500 = 4,0 g/ L

42 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@Atividade 06

1) Se adicionarmos 80 mL de água a 20 mL de uma solução 0,1mo-lar de HCl, obteremos uma solução de concentração molar igual a?.

2) 400 mL de uma solução aquosa de KOH 0,16 M são aquecidosaté que o volume seja reduzido a 80% do inicial. Determine a concen-tração molar final do processo.

1.4 Mistura de Soluções

1.4.1 Mistura de duas soluções de um mesmo soluto

O que será que acontece se misturarmos uma solução de:

HCl HCl Solução final (HCl) +

V' = 40,0 mL = 0,04 L V'' = 60,0 ml = 0,06 L Vfinal = 100,0 mL = 0,1 Lc' = 2,0 g/L c''= 2,5 g/L cfinal = ?

Será que a concentração final é o somatório das duas concentra-ções iniciais?.

Vamos fazer os cálculos de acordo com o que aprendemos atéagora:

c' = m'/ V' c'' = m'' / V'' cfinal = mfinal / Vfinal2,0 = m / 0,04 2,5 = m'' / 0,06 cfinal = 0,23 / 0,1m' = 0,08 g m'' = 0,15 g cfinal = 2,3 g/L

mfinal = m'+ m'' = 0,08 + 0,15 = 0,23 gVfinal = V'+ V'' = 0,04 + 0,06 = 0,1 L

43Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

Observe, a partir dos cálculos acima, que a concentração finalnão é igual ao somatório das concentrações iniciais. Existe um fatorimportante que deve ser considerado: a concentração final diminui, jáque o volume aumentou.

Quando duas ou mais soluções de mesmo soluto são misturadas,a quantidade de soluto na solução final é a soma das quantidades desoluto em cada solução.

Podemos também fazer da seguinte forma:cfinal = m'+ m'' / V'+ V''

e comom' = c' x V'm'' = c'' x V''Teremos, então:cfinal = c' x V' + c'' x V'' / V'+ V''A concentração também é expressa para molaridade e título:Mfinal = M' x V' + M'' x V'' / V'+ V''

eTfinal = T' x V' + T'' x V'' / V'+ V''

Atividade 07

1) A 1L de solução aquosa de 20 g/L de NaOH são adicionadosa 1L de solução aquosa 50 g/L da mesma base. Calcule a concentraçãoem g/L da solução final.

1.4.2 Mistura de duas soluções de solutos diferentes quenão reagem entre si

Vamos trabalhar com duas soluções diferentes que não reagementre si.

NaCl C6H12O6 (glicose) Solução final +V' = 50,0 mL = 0,05 L V'' = 80,0 mL = 0,08 L Vfinal = 130,0 mL = 0,13 Lc' = 2,0 g/L c'' = 2,5 g/L cfinal = ?

Quais serão as massas do soluto, a concentração e o volume finalda solução?.

c' = m' / V' c'' = m'' / V''2,0 = m' x 0,05 2,5 = m''/ 0,08m' = 0,1 g m'' = 0,2 g

44 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Como na mistura não ocorre reação química, as massas dossolutos permanecem sem alteração. Assim:

Massa final de NaCl = m' = 0,1 gMassa final de C6H12O6 (glicose) = m'' = 0,2 gO volume final é a soma dos dois volumes: V' + V'' = 0,13 LA concentração final é calculada separadamente:Embora a massa de NaCl não varie, o volume varia, pois foi acres-

centado mais volume à solução, assim como também irá variar a con-centração, já que existe uma relação entre concentração, massa e volu-me. O mesmo ocorre para a glicose.

ANTES DEPOIS + 0,08 L

Para o NaCl: c' = 2,0 g /L ⇒ cfinal = ?V'= 0,05 L Vfinal = 0,13 L

Como:c' = m' / V', então: cfinal = m'final / V'final

E como a massa de NaCl não varia:

m' = m'finalc' x V' = c'final x V'final

2,0 x 0,05 = c'final x 0,130,1 = c'final x 0,13c'final = 0,1 / 0,13c'final = 0,77 g/L

ANTES DEPOIS + 0,08 L

Para a glicose: c' = 2,5 g /L ⇒ cfinal = ? V'= 0,08L Vfinal = 0,13 L

Como:c' = m' / V', então: cfinal = m'final / V'final

Como a massa de glicose não varia:

m' = m'finalc' x V' = c'final x V'final

2,5 x 0,08 = c'final x 0,130,2 = c'final x 0,13c'final = 0,2 / 0,13c'final = 1,5 g/L

Como o volume aumentou, a concentração diminui para ambosos casos.

As relações são válidas para a molaridade e título.

45Química Aplicada às Ciências Naturais III

46 Química Aplicada às Ciências Naturais III@Atividade 08

1) 500 mL de uma solução 0,4 M de NaCl são misturados com300 mL de uma solução 0,8 M de KCl. Calcule a concentração molarda solução resultante em relação a cada um dos sais e em relação aosrespectivos íons.

1.4.3 Mistura de duas soluções de solutos diferentesque reagem entre si

Considere a seguinte reação de neutralização :

HCl + NaOH → NaCl + H2OPara o HCl: Para o NaOH:V' = 0,02 L V'' = 0,08 LMolaridade' = 0,8 mol/L Molaridade'' = 0,2 mol/L

Diferente dos exemplos anteriores, vai haver reação entre o HCle o NaOH. É uma reação de neutralização com formação do NaCl.Mas será que todo o ácido é consumido pela base e vice - versa paraformação do sal?

Vamos responder

Cálculo do número de mols (n) para cada substância antes dareação:

Para o HCl: Para o NaOH:M = n / V' M = n / V''0,8 = n / 0,02 0,2 = n / 0,08n = 0,016 mol de HCl n = 0,016 mol de NaOH

1 HCl + 1 NaOH → 1 NaCl + 1 H2O

A proporção é de 1 mol de HCl, 1 mol de NaOH, 1 mol de NaCle 1 mol de H2 O

Assim:1 HCl + 1 NaOH → 1 NaCl + 1 H2O0,016 mol 0,016 mol 0,016 mol 0,016 mol

47Química Aplicada às Ciências Naturais III

Quando 0,016 mol de HCl reage com 0,016 mol de NaOH, pro-duz 0,016 mol de NaCl e 0,016 mol de H2O. A partir destes dados, épossível concluir que a quantidade de mol de base foi igual a do ácido.Assim, toda a base reagiu com o ácido, não sobrou nenhum excesso.

Como a quantidade em mols (n) é igual, conclui-se que a reação éde neutralização total.

No final, qual a concentração de HCl, NaOH e NaCl?Após a reação, a neutralização é total, o ácido foi totalmente

consumido pela base e vice-versa.

1 HCl + 1 NaOH 1 NaCl + 1 H2OReação: 0,016 mol 0,016 mol 0,016 mol 0,016 molFinal da reação: 0 0 0,016 mol 0,016 mol[HCl] = 0[NaOH] = 0

Só resta:[NaCl] = n / Volume

Mas como,

V = V'+ V'' = 0,02 + 0,08 = 0,1 L∴[ NaCl ] = 0,016/0,1 = 0,16 mol/L

Então, ao final da reação, teremos uma concentração molar de0,16 mol/L de NaCl.

Considere agora outra situação:HCl + NaOH → NaCl + H2OPara o HCl: Para o NaOH:V' = 0,03 L V'' = 0,02 LMolaridade' = 1 mol/L Molaridade '' = 2 mol/L

Será que todo o ácido é consumido pela base e vice - versa paraformaçãodo sal?.

Vamos responder

1º Cálculo do número de mols (n) para cada substância antes dareação:

Para o HCl: Para o NaOH:M = n / V' M = n / V''

1 = n / 0,03 2 = n / 0,02n = 0,03 mol de HCl n = 0, 04 mol de NaOH

1 HCl + 1 NaOH → 1 NaCl + 1 H2O

A proporção é de 1 mol de HCl, 1 mol de NaOH, 1 mol de NaCle 1 mol de H2O.

Assim:1 HCl + 1 NaOH → 1 NaCl + 1 H2O0,03 mol 0,03 mol que reage 0,03 mol 0,03 mol

+ 0,01 mol que fica sem reagir

Observe que haverá excesso de base de 0,01 mol que fica semreagir; porém, há a formação de 0,03 mol do sal; então, qual a concen-tração final de HCl , NaOH e NaCl?.

Concentração final:

Vfinal = V' + V'' = 0,03 L + 0,02 L = 0,05 L

[HCl] = 0, pois foi todo consumido;Como ficou sem reagir 0,01 mol de NaOH:[NaOH]= n NaOH/V ⇒ [NaOH] = 0,01/ 0,05 = 0,2 mol/L.[NaCl]= n NaCl/V ⇒[NaCl] = 0,03 / 0,05 = 0,6 mol/L.

Resumo do tema

As soluções são definidas como misturas homogêneas e po-dem ser sólidas, líquidas ou gasosas. Quando uma solução émuito rica em um componente, este componente é geral-mente chamado solvente, enquanto que os outros são cha-mados de soluto. Para cada temperatura, existe uma má-xima quantidade de soluto que pode ser dissolvida emuma quantidade de solvente. Esse limite é chamado de solu-bilidade ou coeficiente de solubilidade. Soluções preparadas comquantidades de soluto menores que sua solubilidade são ditasinsaturadas. Soluções preparadas com a quantidade de soluto igualà sua solubilidade são ditas saturadas.Uma solução saturada em contato com o corpo de chão é um sistemaem equilíbrio, que se caracteriza pela constância de suas propriedades.A temperatura influencia a solubilidade de sólidos e gases e delíquidos. As curvas de solubilidade são gráficos que indicam amaneira pela qual a solubilidade de uma substância em um solventequalquer é influenciada pela temperatura.A adição ou retirada de um solvente por aquecimento altera a con-centração de uma solução.A composição de uma solução pode ser expressa quantitativamenteespecificando-se as concentrações de um ou mais componentes.A porcentagem em massa indica a massa de soluto presente em100 g de solução.A porcentagem em volume indica o volume de soluto presente em 100mL de solução. Essas unidades são expressas em porcentagem (%).

48 Química Aplicada às Ciências Naturais III

49Química Aplicada às Ciências Naturais III

A adição de um solvente altera as concentrações da solução. Adi-cionar solvente significa diminuir a concentração.Concentração comum ou concentração em g/LConceito: É a razão entre a massa de soluto, em gramas, e o volu-me de solução em litros ou mL.Expressão matemática: c = m1 / V

Onde:c = concentração (g/L);m1 = massa do soluto (g);V = Volume de solução (L ou mL).Exemplo: Uma solução 1 g/L possui um grama de soluto dissol-vido em um litro de solução; uma solução 50 g/L possui 50 gra-mas de soluto dissolvidos em um litro de solução.1 g/L .... .... 1 g de soluto .......... 1 L de solução;50 g/L ........ 50 g de soluto .......... 1 L de solução;

Concentração em massa ou títuloConceito: É a razão entre a massa de soluto e a massa de solução.Expressão matemática: T = m1 / m1 + m2 ou T = m1 / m

Em que:T = títulom1 = massa do solutom2 = massa do solventem1 + m2 = m (massa da solução).

Unidade: O título de uma solução é um número sem unidades,maior que zero e menor que um. Geralmente utiliza-se o título ex-presso em porcentagem. Para isso, multiplica-se o título em massapor 100.T = ( m1 / m1 + m2 ) x 100 ou T = ( m1 / m ) x 100Oup = T x 100

Exemplo: Uma solução de KCl 10 % possui 10 gramas de KClem 100 g de solução ou em 90 g de água.

0,1 ...... 0,1 g de soluto ...... 1 g de solução ou 0,9 g de solvente;10 % ...... 10 g de soluto ...... 100 g de solução ou 90 g de solvente;

Concentração molar, concentração em mol/L ou molaridade.Conceito: É a razão entre o número de mols de soluto e o volu-

me de solução dado em litros.Expressão matemática: M = n1 / V, mas como n = m1 / MolM = m1 / Mol x V

Onde:M = Concentração em mol/L;

n1 = número de mols de soluto;

50 Química Aplicada às Ciências Naturais III

V = volume de solução (litros);m1 = massa de soluto (gramas);Mol = massa molar do soluto.A concentração molar ou molaridade nos indica o número de molsde soluto que existe em um litro de solução.Exemplo: uma solução 1M possui um mol de soluto dissolvidoem um litro de solução. Uma solução 0,5M possui 0,5 mols desoluto dissolvidos em um litro de solução.

DensidadeConceito: é a razão da massa da solução pelo volume da solução,dada em L ou mL ou cm3.Expressão matemática: d = m / VEm que:d = densidade;m = massa da solução;V = volume da solução, dada em L ou mL ou cm3.Exemplo: Uma solução de densidade 1 g/mL possui massa de 1 gpor mL de solução, ou seja, 1 mL de solução apresenta massa iguala 1 g.

Relações entre as unidades de concentraçãoc = m1 / V m1 = c x VT = m1 / m m1 = T x m

Em que:m1 = massa do solutom = massa da soluçãoV = volume da soluçãoIgualando as duas equações:c x V = T x mc = T x m / VComo: m / V = densidadec = T x dPara obtermos a concentração em g/L, devemos multiplicar a ex-pressão obtida por 1000 (mil) porque a densidade é expressa emg/mL. Com isso, a relação entre a concentração e o título fica:c = 1000 x d x TConcentração e molaridadeConcentração comum:c = m1 / VEm que:m1 = massa do solutoV = volume da soluçãoMolaridade:M = n / Ven = m / MolLogo:M = m / Mol x V

51Química Aplicada às Ciências Naturais III

Em que:M = molaridaden = número de molsV = volume da soluçãom = massa do solutoMol = massa molar do soluto

Como visto:m / V = concentração comum

Então:

Molaridade = concentração comum / Massa molarMolaridade (M) = c / MolAssim:c = M x MolOnde:c = concentração comum

Diluição de SoluçõesDiluir uma solução significa diminuir a sua concentração. O proce-dimento mais simples, geralmente aplicado para diluir uma solu-ção, é a adição de solvente à solução.Na diluição de soluções à massa de soluto, inicial e final, é a mes-ma, somente o volume é maior; logo, a concentração da soluçãoserá menor. Como a massa de soluto permanece inalterada duran-te a diluição, pode-se escrever:

c1 x V1 = c2 xV2Aplicando um raciocínio semelhante para a molaridade, obtém-sea expressão:

M1 x V1 = M2 x V2Através das expressões obtidas para a diluição de soluções, pode-se observar que a concentração de uma solução é inversamenteproporcional ao volume.

Mistura de soluçõesMistura de duas soluções de um mesmo soluto:A mistura de soluções e massa total do soluto e o volume da solu-ção final é igual à soma das massas dos solutos e dos volumes dassoluções que foram misturadas.Mistura de soluções de solutos diferentes, que não reagem entre si:Quando são misturadas duas ou mais soluções sem que haja rea-ção entre elas, os solutos das mesmas sofrem apenas diluição.Mistura de Soluções de solutos diferentes com reação entre eles:A mistura de soluções de substâncias que reagem entre si deve seranalisada como reação química. O cálculo das concentrações dassubstâncias que não reagiram e as substâncias que se formaram éfeito de forma semelhante aos cálculos estequiométricos.

Competências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e Habilidades

TEMA IITermoquímica

O que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprender

• Favorecer o exercício de observar, indagar e avaliar dados;• Tirar conclusões a respeito de fenômenos;• Compreender a importância do conhecimento científico;• Realizar trabalhos em equipe de forma a desenvolver também habilida-des como as de comunicação e discussão;• Aprender a admitir e respeitar idéias diferentes;• Exercitar a argumentação e desenvolver o pensar e o espírito de coope-ração;• Compreender alguns dos fundamentos básicos dos fenômenos químicosenvolvidos em sua vida;• Estabelecer relações explícitas entre os diversos tópicos que serão estu-dados;• Participar ativamente em seu processo de aprendizagem.

O que é caloria ou Caloria?Como se faz para medir a quantidade de calorias?Relação entre calor de reação e entalpiaRelação entre calor e processos exotérmicos e endotérmicosVariação de entalpia (ΔH) nos processos exotérmicos e endotérmicosDiagramas de energiaEquação termoquímicaEstado padrão dos elementos e dos compostos químicosElementos químicos na sua forma mais estávelFatores que influenciam o valor de ΔHLei de HessEnergia de ligação

Introdução

"Energia ou calor associado nas mudanças de estado físico e nas transforma-ções químicas"

Em termoquímica, o calor é a energia transferida de um corpopara outro em conseqüência da diferença de temperatura entre eles. Aenergia flui como calor de uma região de temperatura alta a uma regiãode temperatura baixa. Quando aquecemos água em uma chaleira, a ener-gia flui do aquecedor para a água mais fria. Ao colocarmos uma pedrade gelo na palma da mão, ela derrete (fusão), pois a temperatura damão é superior à temperatura do gelo. Assim, sabemos perceber a dife-rença de temperatura e a sensação de quente e frio. Os pais sabem ava-liar se o leite da mamadeira do bebê está na temperatura ideal, pingan-do algumas gotas no dorso das mãos. De maneira semelhante, eles sa-bem avaliar se o filho está febril, colocando a palma da mão sobre atesta da criança.

A energia também está relacionada ao balanço energético dosalimentos. O consumo freqüente de alimentos pode acarretar o aumen-to de "peso" proveniente de grande quantidade de calorias (cal).

2.1 O que é caloria ou Caloria?

Observe o exemplo:

A água precisa receber grandes quantidades de calor para que atemperatura possa subir 1,0º C. Isso pode ser percebido em um dia desol, quando a areia da praia fica mais quente que a água do mar. Então,diferentes materiais na natureza são aquecidos de forma diferente aoreceber em a mesma quantidade de calor. Outras substâncias sofrem amesma alteração de temperatura, recebendo pequenas quantidades decalor. Dessa forma, a quantidade de calor necessária para elevar a tem-peratura de um corpo em 1,0º C depende do calor específico do cor-po e de sua massa que pode ser considerada constante para temperatu-ras de 25º C e à pressão de 1 atm ( tabela 1). Quanto maior o calorespecífico do corpo, mais energia para aquecer o corpo. Assim, maiscalor é necessário para aumentar até determinado ponto, a temperatu-ra de uma amostra grande de uma substância, do que é necessário paraaumentar a temperatura de uma amostra pequena. Quanto maior amassa da amostra, maior a capacidade calorífica e vice-versa.

Caloria (Cal) é a quantidade de energia que o alimento fornece aoser totalmente aproveitado pelo corpo.

caloria (cal) é a quantidade de calor necessária para elevar 1,0º Ca temperatura de 1,0 g de água.

1 Cal = 1000 cal

55Química Aplicada às Ciências Naturais III

56 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Tabela 1: Calores específicos de alguns materiais

Relação entre a capacidade calorífica e o calor específico:

C = m x c

2.2 Como se faz para medir a quantidade de calorias?

Quando queremos determinar a quantidade de energia (calorias)num alimento, como também a quantidade de calor liberado ou absor-vido em uma reação química, usamos um aparelho denominadocalorímetro. Existem vários tipos de calorímetros, desde os mais sim-ples (figura abaixo a esquerda), que consistem em recipiente com reves-timento isolante que impede trocas de calor, um agitador e um termô-metro. E os mais sofisticados, chamados de bombas calorimétricas (fi-gura abaixo a direita); neles, temos um recipiente metálico selado ("bom-ba") onde ocorre a reação imersa em água.

Capacidade Calorífica(C) é a quantidade de calor fornecida auma dada massa de uma substância para elevar a sua temperaturaem 1º C.

calor específico (c) é a quantidade de calor a ser fornecida a 1gde um material para elevar a temperatura em 1º C.

calor específico

Alumínio Água Vidro Ferro

0,217 1,0 0,199 0,113

0,908 4,18 0,833 0,473

cal/g.ºC

J/g.ºC

Material

@

Ao ocorrer a reação química, a temperatura pode aumentar ou di-minuir; assim, o calor liberado ou absorvido pela reação química irá aque-cer ou resfriar determinada quantidade de água. Pelo aquecimento ouresfriamento da água, determina-se a quantidade de calor envolvido nofenômeno. Isto é medido por meio de um termômetro imerso na águaque mede a temperatura (da água) antes e depois da reação. A quantidadede calor usualmente expressa em calorias (cal) transferida ou removidapara a água é, então, calculada pela equação apresentada abaixo.

Q = m x c x ΔΔΔΔΔt

Em que:

Q é o calor cedido ou absorvido pela água;m é a massa de água contida no calorímetro;c é o calor específico da água (valor tabelado);Δt é a variação de temperatura sofrida pela água.

O Sistema Internacional de Unidades (SI) recomenda que se utili-ze joule (J) ou quilojoule (kJ) como unidade de energia. A relação entrecaloria e joule é a seguinte:

1 cal = 4,18 J 1 kcal = 4,18 kJ1 kJ = 1000 J = 103 J 1 kcal = 1000 cal = 103 cal

O Calorímetro é um sistema isolado muito eficiente usado emlaboratórios; ele não troca massa nem energia com o ambiente. Umbom exemplo de sistema isolado seria a garrafa térmica se esta nãoperdesse lentamente calor para o ambiente. Lembre-se: quando se co-loca algum líquido quente na garrafa térmica, depois de um tempo, estenão se mantém mais na mesma temperatura.

Atividade 09

1) O que é um calorímetro e em que princípio se baseia? Faça umesboço de um calorímetro simples e descreva seu funcionamento.

2) A quantos joules correspondem?a) 400 cal

b) 10 kJ

57Química Aplicada às Ciências Naturais III

58 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

Exercício resolvido

Que quantidade de calor é liberada por uma reação química que écapaz de aquecer 1kg de água de 18 a 25 ºC?.

Resolução:Q = m x c x Δtm = massa da água = 1kg = 1000gc = calor específico da água = 1 cal/gºCΔt = variação de temperatura = Δt = 25 - 18 = 7ºCQ = m x c x Δt = 1000 x 1 x 7 = 7000 cal ou 7 kcal

Atividade 10

1) Uma reação química fez a temperatura de 20 g de água conti-dos no calorímetro variar de 35 ºC para 100 oC. Qual a quantidade decalor liberada na reação?

2) Num calorímetro contendo 2000 g de água a uma temperaturade 22 ºC, após a reação da queima de 1,0 g de alimento, a temperaturada água é de 28 ºC:

A) Qual foi a quantidade de calor absorvida pela água?

B) Qual o valor energético do alimento? Explique.

3) Se um anel de prata de massa 5,5 g tem sua temperatura alter-nada de 25 ºC para 28 ºC, quanta energia ele absorveu?

Dado: calor específico da prata = 0, 056 cal/goC.

2.3 Relação entre calor de reação e entalpia

Para se medir o calor da reação, é necessário a utilização docalorímetro. Nele, as reações ocorrem de forma que os reagentes sãotransformados em produtos, ocorrendo liberação ou absorção de ca-lor (energia). Isso nos permite concluir que a reação deve conter umconteúdo de energia que os cientistas chamaram de entalpia, represen-tado pela letra (H).

Calor de reação é a quantidade de calor absorvida ou liberada.

59Química Aplicada às Ciências Naturais III

Assim, a entalpia (H) é a energia global envolvida no sistema.A partir do conteúdo e dos exercícios aplicados até o momento,

foi possível observar que existe uma determinada quantidade de ener-gia, que é liberada ou absorvida durante a reação, energia (entalpia)essa que tem um processo inicial (Hinicial) e um processo final (Hfinal) quan-do os reagentes são transformados em produtos. Com isso, podemosdeterminar o conteúdo de energia pela diferença entre a entalpia final(Hfinal) e a entalpia inicial (Hinicial), que é medida através do calorímetro.Para qualquer reação à pressão constante, o calor desta é igual à dife-rença entre a entalpia final (produtos) e a entalpia inicial (reagentes).Medindo-se, desta forma, a variação da entalpia, conclui-se que não épossível determinar o conteúdo de energia (entalpia = H) para umasubstância somente, mas sim para todo o sistema. Podendo ser expres-sa pela seguinte fórmula:

Calor de reação = Hprodutos - Hreagentes = ΔH (= variação da entalpia)

SÓ PARA RECORDAR

A palavra sistema compreende o ambiente. Eles podem tertamanhos e formas diferentes. Além disso, podem ser clas-sificados em abertos, fechados e isolados. Citamos umexemplo de sistema isolado, que em laboratórios os ci-entistas conhecem com calorímetros. Outro sistema cita-do foi o fechado; exemplo: a garrafa térmica. Só falta oaberto. E aí você, como bom aluno, é capaz de apresentarvários exemplos; para isso, pesquise a definição de cada um.

2.4 Relação entre calor e processos exotérmicos eendotérmicos

O calor de reação determinado experimentalmente em calorímetrosdepende dos seguintes fatores: quantidades de reagentes e produtos, for-ma alotrópica das substâncias simples, estado físico de reagentes e pro-dutos, temperatura e pressão. Quanto à energia calorífica envolvida, asreações químicas classificam-se em endotérmicas e exotérmicas.

(a) No processo endotérmico, o sistema absorve calor.(b) No processo exotérmico, o sistema libera calor para o ambiente.

Veja os seguintes exemplos:

60 Química Aplicada às Ciências Naturais III

• Quando colocamos uma bolsa de gelo em nosso corpo, a reação entreseus componentes produz uma sensação de frio, isto é, o sistema absorve calor.

• Na queima da palha de aço: o sistema libera calor.• A água líquida quando passa para o estado de vapor: o sistema

absorve calor.

2.5 Variação de entalpia (ΔΔΔΔΔH) nos processos exotérmicose endotérmicos

Qualquer reação que ocorra a uma pressão constante (por exem-plo, em frascos abertos), o calor de reação é exatamente igual à diferen-ça entre a entalpia dos produtos (HFinal) e dos reagentes (HInicial).

Calor de reação = Hproduto - Hreagente = ΔH

Entalpia final Entalpia inicial

Observe o quadro:

Reações exotérmicasReação exotérmica: reagentes → produtos + calor

Considere o seguinte exemplo:Podemos escrever a reação de formação da água lí-quida através de equação química:(1) 1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l)

Reagente (Hr) Produto (Hp)

Ainda podemos escrevê-la indicando o calor envolvido:(2) 1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O (l) + 68,3 kcal

Essa equação mostra que, na reação de formação daágua líquida, há liberação de calor:68,3 kcal por mol de água formada.

Outra forma mais geral de se representar a equação é:(3) 1H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O (l) ΔH = - 68,3 kcal (25ºC, 1atm)Que interpreta-se da seguinte forma: “Quando, a 25ºC e 1 atm, um mol de H2(g) reage com meio mol deO2 o processo libera 68,3 kcal para transformar em 1mol de água líquida”.

Reações endotérmicasReação endotérmica: reagentes + calor → produtos

Considere o seguinte exemplo:Podemos escrever a reação de decomposição da águalíquida através de equação química:(1) 1 H2O(l) → 1 H2(g) + ½ O2(g)

Reagente (Hr) Produto (Hp)

Ainda podemos escrevê-la indicando o calor envolvido:(2)1 H2O (l) + 68,3 kcal → 1 H2(g) + ½ O2(g)

Essa equação mostra que, na reação de decomposiçãoda água líquida, há absorção de calor:68,3 kcal por mol de água decomposta.

Outra forma mais geral de se representar a equação é:(3) 1H2O (l) → 1H2(g) + ½ O2(g) ΔH = + 68,3 kcal (25º C, 1atm)Que interpreta-se da seguinte forma: “Quando, a 25º Ce 1 atm, um mol de H2O(l) sofre decomposição, absor-ve 68,3 kcal e se transforma em meio mol de O2 ummol de H2(g) ”.

Quando o vapor se transformaem líquido (condensação), osistema libera calor.

A partir do quadro descrito acima, podemos concluir que:I. A quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação, à

pressão constante, é chamada calor de reação ou entalpia de reação ecorresponde à diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes.

Calor de reação = Hproduto - Hreagente = ΔΔΔΔΔH

II. Em uma reação exotérmica, o calor liberado encontra-se,de alguma forma, armazenado nos reagentes. Assim, na reação1H2(g) + ½ O2(g) → 1H2O (l) + 68,3 kcal, considera-se que a energialiberada para o ambiente na forma de calor, 68,3 kcal, estava ar-mazenada nos reagentes. Então, no processo exotérmico, a entalpiados reagentes é maior que a dos produtos (Hr > Hp). Já em umareação endotérmica 1 H2O(l) + 68,3 kcal → 1 H2(g) + ½ O2(g), a energiafornecida, 68,3 kcal, fica armazenada no produto. Assim, em uma rea-ção endotérmica, a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes(Hp > Hr).

III. Em uma reação exotérmica, ocorre liberação de calor para oambiente, a entalpia do sistema diminui; por isso, o valor numérico deΔH é negativo.

ΔΔΔΔΔH = Hproduto - Hreagente < 01 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal

IV. Em uma reação endotérmica, ocorre absorção de calor, aentalpia do sistema aumenta e o valor de ΔH é positivo.

ΔΔΔΔΔH = Hproduto - Hreagente > 01 H2O(l) → 1 H2(g) + ½ O2(g) ΔH = + 68,3 kcal

V. Percebemos que, invertendo o sentido da reação o sinal doΔH também se inverte.

1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal1 H2O(l) → 1 H2(g) + ½ O2(g) ΔH = + 68,3 kcal

Atividade 11

1) Derramando-se acetona na mão, tem-se uma sensação de frio,porque:

a) A acetona reage exotermicamente com a pele.b) A evaporação da acetona é um processo endotérmico.c) A evaporação da acetona é um processo exotérmico.d) A acetona sublima.e) A acetona foi previamente aquecida.

61Química Aplicada às Ciências Naturais III

62 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@2) A solução formada a partir da mistura de hidróxido de sódio

e água ocorre com o aumento da temperatura; pode-se afirmar quetrata-se de um processo?

3) Numa reação endotérmica, a entalpia dos produtos é:a) Menor que a dos reagentesb) Maior que a dos reagentesc) Igual a dos reagentesd) Depende da reaçãoe) N.R.A

4) Observe as equações termoquímicas e classifique as reaçõesabaixo em endotérmicas e exotérmicas:

a) 2 C(grafite) + 3 H2(g) → C2H6(g) ΔH = - 20,5 kcalb) Fe(s) + ½ O2 (g) → FeO(s) ΔH = - 64,04 kcalc) CO2(g) → C(grafite) + O2(g) ΔH = + 94,1 kcal

5) Reação exotérmica é aquela na qual:I. há liberação de calor.II. há diminuição de energia.III. a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos.IV. a variação da entalpia é negativa

Estão corretos:a) Somente Ib) Somente II e IVc) Somente I e IIId) Somente I e IVe) I, II, III e IV

2.6 Diagramas de energia

2.6.1 ΔΔΔΔΔH nos processos exotérmicos

1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l) ΔH = - 68,3 kcal

Nas reações exotérmicas, temos que a entalpia dos reagentes émaior que a dos produtos (Hr > Hp) e a diferença entre as entalpias éde 68,3 kcal, correspondendo à energia liberada para o ambiente. As-sim, podemos escrever a reação da seguinte forma:

1 H2(g) + ½ O2(g)

ΔH = - 68,3 kcal

1 H2O(l)

63Química Aplicada às Ciências Naturais III

Colocando-se o esquema acima na forma de diagrama:

Atividade 12

Mostre que você aprendeu. Faça o diagrama para a seguinte reação:

C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 395,0 kJ

2.6.2 ΔΔΔΔΔH nos processos endotérmicos

1 H2O(l) → 1 H2(g) + ½ O2(g) ΔH = + 68,3 kcal

Já para as reações endotérmicas, a entalpia dos produtos é maiorque a dos reagentes (Hp > Hr) e a diferença entre as entalpias é de 68,3kcal, correspondendo à energia absorvida do ambiente que fica arma-zenada nos produtos. Dessa forma, escrevemos a seguinte reação:

1H2(g) + ½ O2(g)

ΔH = + 68,3 kcal

1 H2O(l)

Colocando-se o esquema acima na forma de diagrama:

@

Atividade 13

1) Mostre que você aprendeu. Faça o diagrama para seguinte reação:

CO2(g) → C(grafite) + O2 (g) ΔH = + 395,0 kJ

2) Considere o seguinte gráfico:

De acordo com o gráfico acima, indique a opção que completa,respectivamente, as lacunas da frase a seguir:

"A variação da entalpia, ΔH é ........ a reação é ..........porque seprocessa.............. calor"

a) positiva, exotérmica, liberando.b) positiva, endotérmica, absorvendo.c) negativa, endotérmica, absorvendo.d) negativa, exotérmica, liberando.e) negativa, exotérmica, absorvendo.

3) Indique se estes sistemas sofreram reações exotérmicas ouendotérmicas.

64 Química Aplicada às Ciências Naturais III

2.7 Equação termoquímica

As equações químicas são representadas pelas reações feitas emcalorímetros que determinam a quantidade de calor liberada ou absor-vida. Elas devem conter todas as informações referentes a todas as con-dições em que ela ocorre, tais como:

A quantidade de reagentes e produtos em que participam da rea-ção, por exemplo:

1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) ΔH = - 92,2 kJ (25 ºC, 1 atm)

Que indica que quando 1 mol de nitrogênio reage com 3 mols dehidrogênio produz 2 mols de amônia. Observe que na reação represen-tada acima, além de ser representada pelos coeficientes estequiométricosde reagentes e produtos, também considera-se o valor de ΔH, tempe-ratura e pressão que, quando variadas, aumentam a quantidade de calorliberado ou absorvido, o estado físico de todos os participantes e vari-edade alotrópica, quando for necessário. Mas, por que especificar naequação química tantas informações? Isso porque os valores de ΔHdependem de diversos fatores que veremos a seguir. Antes, porém, te-mos que abordar um tópico que está diretamente ligado com o ΔH,que é o estado padrão da substância e a entalpia padrão de formaçãode uma substância.

2.8 Estado padrão dos elementos e dos compostos químicos

Para calcular o ΔH da reação, é necessário conhecer as entalpiasabsolutas dos reagentes (Hr) e produtos (Hp) para podermos resolvera seguinte equação (Calor de reação = Hproduto - Hreagente = ΔH).Experimentalmente, com o uso do calorímetro, é possível obter a vari-ação de entalpia (ΔH), porém não é possível determinar as entalpiasabsolutas dos reagentes e produtos. Por esse motivo, para medir osvalores absolutos, os químicos buscaram valores relativos, adotandoinicialmente um referencial baseado no que foi adotado para medir al-titudes de montanhas e cidades, considerando-se que o nível do martem altitude zero.

Esse referencial é chamado de estado padrão.

O estado-padrão de uma substância corresponde à sua forma maisestável, a uma pressão de 1 atm e temperatura de 25º C (condiçõesambientais). Se uma substância simples estiver em sua forma maisestável,ou seja, estado padrão, a ela será atribuída a entalpia zero(Hº = 0).

65Química Aplicada às Ciências Naturais III

2.9 Elementos químicos na sua forma mais estável

Estado Físico (Hº = 0)Sólido Fe, Ag, CaLíquido Hg, Br2

Gasoso Cl2, H2, O2

Agora, vamos aplicar o que aprendemos. Iremos calcular a entalpiade H2O(l).

Para a formação de H2O(l), temos a seguinte equação:1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l) ΔHº = - 68,3 kcal (Valor determinado no

calorímetro)Hreagente Hproduto(Hº = 0)

Substância simples no estado padrão

Sabemos que a variação de entalpia de uma reação é a diferençaentre a entalpia final (Hproduto) e a inicial (Hreagente).

ΔHº = Hºproduto - Hºreagente- 68,3 = Hº H2O(l) - 0Hº H2O(l) = - 68,3 kcal

Observe que o calor de formação do produto Hº H2O(l) é nu-mericamente igual ao ΔH da reação. Esse processo é conhecido comoCalor molar de formação ou entalpia-padrão de formação (ΔHºf ).Isso ocorre quando o calor absorvido ou liberado na formação de 1mol da substância a partir de substâncias simples no estado padrão, ouseja, na sua forma mais estável.

Representação gráfica:

Podemos citar outro exemplo.Calcule a entalpia de formação de NH4Cl(s) a partir da seguinte

reação:

1 NH3(g) + 1 HCl(g) → 1 NH4Cl(s) ΔH = - 176 kJ

66 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Note que a substância NH4Cl(s) não é formada a partir de subs-tâncias simples, mas sim a partir de NH3(g) e HCl(g) que, como sabemos,são provenientes de substâncias simples, de acordo com as seguintesequações:

1/2 H2 (g) + 1/2 Cl2(g) → HCl(g) ΔHºf = - 92,4 kJ/mol1/2 H2(g) + 3/2 N2(g) → NH3(g) ΔHºf = - 46 kJ/mol

Como as duas substâncias compostas são obtidas a partir de subs-tâncias simples no estado padrão, o ΔH da reação de formação é nu-mericamente igual à entalpia do produto.

HCl(g) ΔHºf = - 92,4 kJ/molNH3(g) ΔHºf = - 46 kJ/mol

Assim:

ΔH = Hoproduto - H

oreagente

- 176 = Ho NH4Cl(s) - Ho (HCl(g) + NH3(g))

- 176 = Ho NH4Cl(s) - Ho [- 92,4 + (-46)]

Ho NH4Cl(s) = -314,4 kJ/mol

Mostre que aprendeu e faça a representação gráfica.Os valores das entalpias de formação normalmente são apresen-

tados em tabelas:Tabela: Entalpia de formação a 25º C e 1atm

Substância ΔΔΔΔΔHof (kcal/mol) ΔΔΔΔΔHºf (kJ/mol)H2O(l) -68,3 -286

HCl (l) -22,1 -92,5

MgCl2(s) -153,4 -641,8

NH3(g) -11,0 -46,0

NO(g) + 21,0 +90,4

O3(g) + 34,1 + 143

SO2(g) -70,0 -297

SO3(g) -94,6 -396

H2SO4(l) -194,5 -813,8

67Química Aplicada às Ciências Naturais III

@Atividade 14

1) Determine o ΔΔΔΔΔH da reação, conhecendo-se as entalpias de for-mação das seguintes substâncias:

C2H2 (g) + 2 H2(g) → C2H6(g)

Dados:ΔHºf C2H2 (g) = +227 kJ/molHº H2(g) = ZEROΔHºf C2H6(g) = -84,5 kJ/mol

2) Calcule o valor da entalpia de formação do metanol (CH3OH(l)).

CO2(g) + 3/2 O2(g) → CH3OH(l) + 2 H2O(l) ΔH = + 638,1 kJ

2.10 Fatores que influenciam o valor de ΔΔΔΔΔH

2.10.1 Fenômeno da Alotropia

Existem átomos de mesmo elemento químico que formam dife-rentes substâncias simples; esse fenômeno é chamado de Alotropia.No caso, a forma alotrópica mais estável terá entalpia igual a zero nascondições padrão de temperatura e pressão (t = 25º C e p = 1 atm).Por exemplo, temos o carbono grafite (Cgrafite) e o carbono diamante(Cdiamante) que apresentam formas estruturais e cristalinas diferentes;portanto, energias de formação diferente, o que lhes confere entalpiasdiferentes.

O carbono grafite (Cgrafite) tem entalpia padrão (Hº = 0).O carbono diamante (Cdiamante) tem entalpia padrão (Hº ≠ 0).

68 Química Aplicada às Ciências Naturais III

69Química Aplicada às Ciências Naturais III

@Outros caso mais comuns de alotropia são:Gás oxigênio (O2), tem entalpia padrão (Hº = 0).Gás ozônio (O3), tem entalpia padrão (Hº ≠ 0).Enxofre rômbico [S8 (rômbico)], tem entalpia padrão (Hº = 0).Enxofre monoclínico [S8 (monoclínico)], tem entalpia padrão (Hº ≠ 0).

A mudança do estado alotrópico acarreta a variação da alotropia,alterando o ΔH do processo. Podemos verificar isso:

Cgrafite + O2 (g) → CO2(g) ΔH = -94,05 kcal/mol (Hº = 0)Cdiamante + O2 (g) → CO2(g) ΔH = -94,51 kcal/mol (Hº ≠ 0)

Atividade 15

1) Das substâncias a seguir, quais apresentam entalpia (H) igual azero sob pressão de 1 atm e a 25º C ?

a) O2(g)

b) O3(g)

c) Hg(l)

d) Cgrafite

e) Fósforo Branco (P4)

f) S8 (monoclínico)

g) Br2 ( l )

2.10.2 Quantidade de reagentes e produtos

É evidente que o calor absorvido ou liberado em uma reação quí-mica depende da quantidade de reagentes que participam da reação.

Exemplo:Cgrafite + O2 (g) → CO2(g) ΔH = -94,05 kcal/mol

2 x Cgrafite + 2 x O2 (g) → 2 x CO2(g) ΔH = 2 x (-94,05) kcal/mol

Ao dividirmos ou multiplicarmos uma equação termoquímicapor um número, o ΔH da reação fica dividido ou multiplicado pelomesmo número.

2.10.3 Estados físicos de reagentes e produtos

Vamos considerar a formação da água a 1 atm e 25 ºC.

1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(s) ΔH = - 70,00 kcal/mol1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(l) ΔH = - 68,30 kcal/mol1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(v) ΔH = - 58,12 kcal /mol

Observe que quando a água formada se apresenta nos estadossólido, líquido e vapor, a entalpia da reação também se altera.

Para transformar água sólida em água líquida (fusão), é necessá-rio que se forneça energia ao sistema. Processo endotérmico.

1 H2O(s) → 1 H2O(l) ΔH = ?ΔH = ΔHºf produto - ΔHºf reagente

ΔH = ΔHºf da H2O(l) - ΔHºf da H2O(s)ΔH = - 68,30 - (- 70,00)ΔH = + 1,70 kcal/mol

Representação gráfica:

Para transformar água líquida em água no estado de vapor (vaporiza-ção), é necessário que se forneça energia ao sistema. Processo endotérmico.

1 H2O(l) → 1 H2O(v) ΔH = ?ΔH = ΔHºf produto - ΔHºf reagente

ΔH = ΔHºf da H2O(v) - ΔHºf da H2O(l)ΔH = - 58,12 - (- 68,30)ΔH = + 10,18 kcal/mol

Representação gráfica:

70 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

Observe que, a partir do que foi apresentado acima, o calor au-menta durante a mudança de estado físico, no sentido sólido - vapor ea entalpia também. Já no sentido vapor-líquido, o calor diminui e aentalpia também (ver Esquema abaixo).

Exemplo resolvidoRepresente a solidificação da água através de um diagrama

Atividade 16

1) Represente a liquefação da água através de um diagrama.

71Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

2.11 Entalpia de combustão ou ΔΔΔΔΔH de combustão

É a quantidade de calor liberada na combustão total ou completade 1 mol de substância no estado-padrão.

Quando o metano (CH4(g)) queima no ar, a reação produz o dióxidode carbono (CO2 (g)) e água ( H2O(l)), e libera uma grande quantidade decalor. A reação do metano com o oxigênio é chamada de combustão.A combustão do metano é dada pela seguinte reação:

CH4(g) + O2(g) → CO2 (g) + H2O(l) ΔHº = - 800 kJ

A partir da reação acima, podemos fazer as seguintes considera-ções:

• A substância metano denominada combustível, reage com oxi-gênio, denominado comburente.

• A combustão completa é aquela que leva a formação de CO2 eH2O. Para isso, os combustíveis são formados por carbono, oxigênio ehidrogênio.

• O ΔH é sempre negativo. Sendo, portanto, a reação exotérmica.

Alguns exemplos de reações de combustão:

Combustão do gás hidrogênio (H2 (g))

1 H2 (g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ΔHº = - 286 kJ

Combustão do gás propano (C3H8 (g))

C3H8 (g) + 5 O2(g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O(l) ΔHº = - 2.220 kJ

Exemplo resolvidoSabendo que o calor de combustão completa do álcool etílico

(C2H6OH(l)) é ΔHº = - 1368 kJ/mol, escreva a equação de combustãodo álcool etílico.

C2H6OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O(l) ΔHº = - 1368 kJ

Atividade 17

1) Calcule a entalpia-padrão de combustão do eteno (C2H4) a partirdas entalpias-padrão de formação destes compostos:

ΔHfº do C2H4(g) = - 226,5 kJ/ molΔHfº do CO2(g) = - 393,3 kJ/ molΔHfº da H2O(l) = - 285,5 kJ/ mol

72 Química Aplicada às Ciências Naturais III

2.12 Lei de Hess

"Outra forma de determinação da variação de entalpia"Suponha que você saia da cidade de Aracaju para Estância, de

carro. Para chegar em Estância, você tem que percorrer 82 Km. Então:

Na saída da cidade existe uma ponte. Ao chegar nela, você perce-be que ela caiu. Então, você observa três formas de atravessar para ooutro lado:

1. Um barco2. Um tronco que liga os dois lados3. Pode atravessar nadando

Então, conclui-se que, independente do caminho que você per-corra, poderá-se chegar ao seu destino. Além disso, a distância percor-rida depende do estado inicial ou final. Todos os caminhos levam paraa cidade de Estância. Este exemplo foi citado para anunciarmos a Leide Hess. Ela foi estabelecida pelo químico suíço G.H. Hess, em 1840.

Até agora, temos feito o cálculo para a entalpia (determinadas emcalorímetros) para uma única reação, porém, existem reações químicas que:

1) Podem ocorrer através de mais de um caminho.2) E outras que são difíceis de serem desenvolvidas em laborató-

rios, pois não podemos sintetizá-las a partir da combinação de algunsátomos. Então, faz-se necessário que outras reações ocorram. Destaforma, a partir da entalpia destas reações, será possível determinar aentalpia deste tipo de reações.

Exemplos resolvidosExemplo 1Queremos calcular o ΔH para a reação de combustão do carbono

grafite. Sabemos que o calorímetro nos permite medir o calor liberadona reação.

Cgrafite + O2 (g) → CO2(g) ΔH = - 393 kJ

Existe outra forma para determinar o ΔH teórico para a reaçãode combustão do carbono grafite, a partir de outras reações:

Etapa 1 - Cgrafite + 1/2 O2(g) → CO(g) ΔH1 = - 110 kJEtapa 2 - CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) ΔH2 = - 283 kJReação global: Cgrafite + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 393 kJ

73Química Aplicada às Ciências Naturais III

Podemos construir o seguinte quebra - cabeça:

Procedimento:1) Para determinar o calor da reação de formação do CO2(g) é

preciso que ele apareça do lado direito em uma das reações apresenta-das pelas etapas 1 e 2. Observe que o CO2(g) aparece do lado direito naetapa 2 e na equação global também.

Etapa 2 - CO(g) + 1/2O2 (g) → CO2(g) ΔH2 = - 283 kJCgrafite + O2 (g) → CO2(g)

2) Procure agora o Cgrafite. Olhe que ele aparece na etapa 1 no ladoesquerdo, na equação global também. Então:

Etapa 2 - CO(g) + 1/2O2 (g) → CO2(g) ΔH2 = - 283 kJEtapa 1 - Cgrafite + 1/2 O2 (g) → CO(g) ΔH1 = - 110 kJReação global: Cgrafite + 1 O2 (g) → CO2(g) ΔH = - 393 kJ

O somatório das duas equações tem como resultado a equaçãoglobal e o ΔH = - 393 kJ.

Analisando as duas equações, veja que CO(g) nas duas equaçõessão cortados, pois eles não aparecem na equação global.Somando 1/2 O2 (g) + 1/2 O2 (g) , temos um total de 1 O2 (g).

ΔH = ΔH1 + ΔH2ΔH = - 110 + (- 283) = - 393 kJ

A lei de Hess se aplica da seguinte forma:A quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação quí-

mica não depende de seu caminho, mas somente do seu estado inicial(Cgrafite + 1 O2 (g)) e final (CO2(g)) (equação global). Você procura a loca-lização dos reagentes e produtos da equação global em outras reaçõese procura arrumá-las para obter o ΔH.

Exemplo 2Determine a entalpia do NO2(g) na reação: N2(g)+ 2O2 (g) → 2 NO2(g).A partir das seguintes reações:

I- 2 NO(g) → N2(g) + O2 (g) ΔH1 = - 180 kJII- 2 NO(g) + O2 (g) → 2 NO2(g) ΔH2 = - 114 kJReação global: N2(g) + 2 O2 (g) → 2 NO2(g).

Procedimento:1) Procure o N2(g) e O2 (g). Olhe a equação I, ela possui o N2(g) e O2 (g),

porém eles aparecem no produto. Vamos inverter a equação I, mas lem-bre-se que quando se inverte a equação, o valor do ΔH é trocado.

74 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

I- N2(g) + O2 (g) → 2 NO(g) ΔH1 = + 180 kJ

Reação global: N2(g) + 2 O2 (g) → 2 NO2(g).

2) Observe que o 2 NO2(g) , na reação global, aparece no produ-to. Observe que na reação II também, por isso, não é necessário inver-ter a equação II.

I- N2(g) + O2 (g) → 2 NO(g) ΔH1 = + 180 kJ

II- 2 NO(g) + O2 (g) → 2 NO2(g) ΔH2 = - 114 kJ

Reação global: N2(g) + 2 O2 (g) → 2 NO2(g).

3) Na reação geral (ou global), não aparece o NO(g). Como estesestão de lados opostos nas equações I e II, devem ser retirados.

4) A soma das variações de entalpiaΔH = ΔH1 + ΔH2 = + 180 + (- 114) = 66 kJNão se esqueça que ao multiplicar ou dividir a reação, o ΔH tam-

bém deve ser multiplicado ou dividido.

Atividade 18

1) A combustão completa do butano pode ser representada por:

1 C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g)

Considerando-se o butano, C4H10, como componente majoritá-rio do gás de cozinha, GLP, e utilizando-se os seguintes dados paraentalpias padrão de formação:

4 C(s) + 5 H2(g) → 1 C4H10(g) ΔHºf = - 125 kJ1 C(s) + 1 O2(g) → 1 CO2(g) ΔHºf = - 394 kJ1 H2(g) + 1/2 O2(g)→ 1 H2O(g) ΔHºf = - 242 kJ

obtêm-se, para o calor de combustão do butano, em kJ/mol:

A) - 2911B) - 2661C) - 1693D) - 1479E) - 761

75Química Aplicada às Ciências Naturais III

76 Química Aplicada às Ciências Naturais III

2) Benzeno pode ser obtido a partir do hexano por reformacatalítica. Considere os dados abaixo:

Reação de combustão Calor liberado (kJ/mol de combustível)H2(g) + 1/2 O2(g)→ H2O(l) 286C6H6(l) + 15/2 O2(g)→ 6 CO2(g) + 3 H2O(l) 3268C6H6(l) + 19/2 O2(g) → 6 CO2(g) + 7 H2O(l) 4163

Pode-se, então, afirmar que na formação de 1 mol de benzeno, apartir do hexano, há:

A) liberação de 249 kJ.B) absorção de 249 kJ.C) liberação de 609 kJ.D) absorção de 609 kJ.E) liberação de 895 kJ.

Lembre-se!!!

Na prática, realizando-se a reação no calorímetro, pode-se cal-cular o calor liberado ou absorvido, variando a temperatura de

acordo com a massa de água no calorímetro. Teoricamente, foramabordados neste tema, outras formas para o cálculo de variação daentalpia (ΔH) de uma reação, tais como: ENTALPIA DE FORMA-

ÇÃO e LEI DE HESS. Agora, estudaremos outro método.

2.13 Energia de ligação

Grandeza usada para medir a força da ligação

O que é energia de ligação?Vamos dar um exemplo.Suponha que você segure um objeto na mão e queira quebrá-lo. É

necessário uma energia para romper o objeto. Assim, a energia foi ab-sorvida para a realização do esforço durante a quebra do objeto.

Se a energia é absorvida na quebra do objeto, do mesmo modo,na união dos fragmentos deste, a energia é liberada.

Em todas as reações químicas ocorrem quebra das ligações dosreagentes e formação de novas ligações nos produtos.

Exemplo:

Cl2(g) → Cl + Cl ΔH = + 242 kJ

Cl Cl + energia → Cl + Cl

Para romper a ligação, a energia é absorvida. O ΔH é positivo. Oprocesso é endotérmico.

Cl + Cl → Cl2(g)

Cl + Cl → Cl Cl + energia

Para formar uma ligação a energia é liberada. O ΔH é negativo.O processo é exotérmico.

Dando a definição:Energia de ligação é a energia (ΔH) necessária para quebrar 1 molde ligações da substância no estado gasoso, a 25º C e 1 atm.

Tabela com valores de energia de ligação (valores em KJ/mol):

Ligação EnergiaH - H 436,0

H - Cl 431,8

C = C 614,2

C - Cl 327,2

H - O 463,5

Cl - Cl 242,0

C - O 353,5

C - F 434,3

Br - Br 192,8

77Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

Vejamos alguns exemplos:Determine o ΔH da seguinte reação:a) H2(g) + Cl2(g) 2 HCl ΔHº = ?.

Energia absorvida na Energia liberada naquebra das ligações formação das ligaçõesH - H = 436,0 kJ H - Cl = 431,8 kJCl - Cl = 242,0 kJ 2 x H - Cl = 863,6 kJEnergia total absorvida = 678,0 Energia total liberada = - 863,6 kJ

ΔΔΔΔΔHº = Energia absorvida + Energia liberadaΔHº = Positivo + NegativoΔHº = 678,0 + (- 863,6) = -185,6 kJ

b) CH4(g) + 3 Cl2(g) → HCCl3(g) + 3 HCl(g) ΔHº = ?.Resolução:

Energia absorvida na Energia liberada naquebra das ligações formação das ligaçõesC - H = 436,0 kJ H - Cl = 431,8 kJ4 x C - H = 1744 kJ 3 x H - Cl = 1295,4 kJCl - Cl = 242,0 kJ C - H = 413,6 kJ3 x Cl - Cl = 726,0 C- Cl = 327,2 kJ

3 x C - Cl = 981,6Energia total absorvida = 2470,0 kJ Energia total liberada =- 2690,6 kJ

ΔHº = Energia absorvida + Energia liberadaΔHº = Positivo + Negativo

ΔHº = 2470,0 + (- 2690,6) = - 220,6 kJ

Atividade 19

1) Calcule a variação de entalpia da seguinte reação:

2 HBr(g) + Cl2(g) → 2 HCl + Br2(g)

78 Química Aplicada às Ciências Naturais III

79Química Aplicada às Ciências Naturais III

Tipo de Ligação Energia de ligação (kcal/mol)H - Br 87,4

Cl - Cl 57,9

H - Cl 103,1

Br - Br 46,1

2) São dadas as seguintes energias de ligação:

Ligação Energia (kJ/mol de ligação formada)H - Cl - 431,8

H - F - 563,2

Cl - Cl - 242,6

F - F - 153,1

Com os dados fornecidos, é possível prever que a reação:

2 HCl(g) + F2(g) → 2 HF(g) + Cl2(g)

tenha ΔH, em kJ, da ordem de:A) - 584,9; sendo endotérmica.B) - 352,3; sendo exotérmica.C) - 220,9; sendo endotérmica.D) + 220,9; sendo exotérmicaE) + 352,3; sendo endotérmica.

Resumo do tema

A termoquímica é o ramo da química que diz respeito à rela-ção entre o calor e transformações químicas. A quantidadede calor liberado ou absorvido num sistema depende dosreagentes e produtos.O calor de reação determinado experimentalmente emcalorímetros depende dos seguintes fatores: quantidadesde reagentes e produtos, forma alotrópica das substânciassimples, estado físico de reagentes e produtos, temperatura e pres-são. Quanto à energia calorífica envolvida, as reações químicas clas-sificam-se em endotérmicas e exotérmicas.No processo endotérmico, o sistema absorve calor.No processo exotérmico, o sistema libera calor para o ambiente.As equações químicas são representadas pelas reações feitas emcalorímetros, que determinam a quantidade de calor liberada ou ab-sorvida.Para calcular o ΔH da reação, é necessário conhecer as entalpiasabsolutas dos reagentes (Hr) e produtos (Hp) para podermos re-solver a seguinte equação (Calor de reação = Hproduto - Hreagente

80 Química Aplicada às Ciências Naturais III

= ΔH). Experimentalmente, com o uso do calorímetro, é possívelobter a variação de entalpia (ΔH); porém, não é possível determi-nar as entalpias absolutas dos reagentes e produtos. Por esse moti-vo, para medir os valores absolutos, os químicos buscaram valoresrelativos, adotando inicialmente um referencial, baseado no que foiadotado para se medir altitudes de montanhas e cidades, onde con-siderando-se que o nível do mar tem altitude zero, como tambémque para se medir a altura do corpo admite-se que no chão a energiapotencial é zero.Existem átomos de mesmo elemento químico que formam diferen-tes substâncias simples; esse fenômeno é chamado de Alotropia.

No caso, a forma alotrópica mais estável terá entalpia igual azero nas condições padrão de temperatura e pressão (t =

25 ºC e p = 1 atm). Por exemplo, temos o carbono gra-fite (Cgrafite) e o carbono diamante (Cdiamante), que

apresentam formas estruturais e cristalinas diferentes;portanto, energias de formação diferentes, o que

lhes confere entalpias diferentes. Podemos cal-cular a variação da entalpia pela Lei de Hess eenergia de ligação.

Competências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e Habilidades

UNIDADE II

TEMA IIICinética Química

O que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprender

• Favorecer o exercício de observar, indagar e avaliar dados;• Tirar conclusões a respeito de fenômenos;• Compreender a importância do conhecimento científico;• Realizar trabalhos em equipe de forma a desenvolver também habili-dades como as de comunicação e discussão;• Aprender a admitir e respeitar idéias diferentes;• Exercitar a argumentação e desenvolver o pensar e o espírito de coo-peração;• Compreender alguns dos fundamentos básicos dos fenômenos quími-cos envolvidos em sua vida;• Estabelecer relações explícitas entre os diversos tópicos que serão es-tudados;• Participar ativamente em seu processo de aprendizagem.

• Velocidade média;• Condições para ocorrência de uma reação química;• Fatores que alteram a velocidade de uma reação química;• A concentração dos reagentes e a velocidade das reações ;• Reações são elementares.

Introdução

Na química, o estudo do tempo e dos mecanismos das transfor-mações é chamado Cinética Química. A compreensão da cinética deum processo permite alterar a velocidade com que as reações de inte-resse ou indesejáveis ocorram. É desta forma que, nos processos in-dustriais, na maioria das vezes, tenta-se buscar o aceleramento das rea-ções como forma de aumentar a produtividade. Pode-se também rela-cionar cinética química com a constante necessidade em que a socieda-de tenta buscar novas fontes e métodos de conservação dos alimentosdurante e após sua preparação. Por isso, na indústria alimentícia, as re-ações de decomposição dos alimentos são retardadas. Assim, os estu-dos de cinética permitem a eliminação ou a minimização de fatores dedegradação, como também de produção de embalagens mais apropri-adas, o estabelecimento de condições mais apropriadas para oarmazenamento. Por esse e outros motivos, algumas das situações abaixojá foram questionadas, tais como:

• Por que quando guardamos alimentos na geladeira retardamosa sua decomposição?

• Por que ao usarmos panela de pressão aumentamos a velocida-de de cozimento dos alimentos?

• Por que ao colocarmos um comprimido efervescente inteiro nocopo com água morna ele dissolve mais rapidamente do que em umcopo de água fria?

• Por que ao colocarmos um comprimido inteiro dentro de umrecipiente com água, este demora mais para dissolver do que um com-primido esmigalhado?

Nesse momento, além destas situações, você deve ter lembradode muitas outras.

No presente tema, vamos entender como as reações químicas ocor-rem, pois ao estudarmos termoquímica, consideramos apenas o estadoinicial e final do processo químico, ignorando o que acontece entre eles.Agora, estaremos interessados em todos os processos que as partículassofrem durante uma reação. Saberemos por que uma reação é:

Lenta como a deterioração dos alimentos ou oxidação do ferro;Moderada tais como, a queima de uma vela ou pedaço de papel;Rápida como a explosão da pólvora.Estaremos estudando a velocidade das reações químicas, em uma

área denominada cinética química.Para isso, vamos considerar que a velocidade de uma reação

química associa-se à rapidez com que os reagentes são consumidos eos produtos são formados.

Mas, como é possível conhecer a velocidade de uma reação?Vamos ao seguinte exemplo:Considere a seguinte reação genérica :

C + D → E

Reagentes → Produto

83Química Aplicada às Ciências Naturais III

A reação se completa num intervalo de tempo de 15s.Moléculas de C vão colidindo com moléculas de D, resultando

em moléculas de E. Este intervalo de tempo é medido, como tambéma quantidade de moléculas.

No instante inicial, a concentração ou quantidade dos reagentes émáxima, ao longo do tempo vai diminuindo. Já a quantidade do produto,no instante inicial é zero, e vai aumentando com o decorrer do tempo.Suponhamos, então, que a quantidade de reagentes como também doproduto varie da seguinte maneira, como mostrado na tabela abaixo:

Para conhecermos a velocidade de uma reação vamos trabalharcom Velocidade Média.

3.1 Velocidade média

No dia-a-dia, uma velocidade é definida como mudança de pro-priedade dividida pelo tempo que leva para ocorrer. Por exemplo, avelocidade de um automóvel, a razão de sua posição, é definida comoa distância percorrida dividida pelo tempo gasto. Obtemos a velocida-de média se dividirmos a distância do percurso pelo tempo gasto parao mesmo.

Em química, estamos interessados em quão rapidamente osreagentes são consumidos e os produtos são formados. Desta forma,definimos velocidade média de uma reação como variação da concen-tração dividida pelo intervalo de tempo.

Vm = Δ[C] / ΔT = [Cfinal - Cinicial] / Tfinal - Tinicial

Normalmente, a concentração é indicada em mol L -1

(molaridade), representado por colchete ([C]) e o tempo pode ser ex-presso em horas, minutos, segundos.

• Vamos calcular a velocidade média em relação ao reagente C nointervalo de 0 a 5 s:

No tempo 0 a concentração do reagente C é de 6 mol/L, enquan-to que no tempo 5 s a concentração do reagente C é de 5 mol/L.

Δ[C] = [Cfinal - Cinicial] = 5 mol/L - 6 mol/ L = - 0,2 mol / L s -1

ΔT Tfinal - Tinicial 5 - 0

• Vamos calcular a velocidade média em relação ao reagente C nointervalo de 5 a 10 s:

Tempo (s) Reagente C (mol / L ) Reagente D (mol / L) Produto E (mol / L)

0 6 6 0

5 5 5 1

10 4 4 2

15 3 3 3

84 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Vm =

No tempo 5s a concentração do reagente C é de 5 mol/L, en-quanto que no tempo 10 s a concentração do reagente C é de 4 mol/L.

Vm = Δ [C] = [Cfinal - Cinicial] = 4 mol/L - 5 mol/ L = - 0,2 mol / L s -1

ΔT T final - T inicial 10 - 5

Como os reagentes são consumidos em uma reação química, aconcentração molar do reagente decresce com o tempo e o sinal é ne-gativo. Para não trabalhar com valores negativos, usamos Vm = - Δ[C]na expressão da velocidade média dos reagentes. ΔT

Que é convenção normal em cinética química.Assim, no intervalo de tempo de 0 a 5s , temos que:

Vm = - Δ[C] = [Cfinal - Cinicial] = - (5 mol/L - 6 mol/ L) = 0,2 mol / L s -1

ΔT Tfinal - Tinicial 5 - 0

Já no intervalo de 5 a 10 s:

Vm = - Δ[C] = - [Cfinal - Cinicial] = - (4 mol/L - 5 mol/ L ) = 0,2 mol / L s -1

ΔT Tfinal - Tinicial 10 - 5

• Vamos calcular a velocidade média em relação ao produto E nointervalo de 5 a 10 s:

No tempo 5s, a concentração do produto E é de 1 mol/L, en-quanto que no tempo 10 s, a concentração do reagente C é de 2 mol/L

Vm = Δ[C] = [Cfinal - Cinicial] = 2 mol/L - 1 mol/ L = 0,2 mol / L s -1

ΔT Tfinal - Tinicial 10 - 5

Note que o valor é positivo, pois o produto é formado no decor-rer do tempo.

Considerando a reação genérica:

C + D →→→→→ E

Temos.Para os reagentes: Vm = - Δ[C] ΔTPara os produtos: Vm = Δ[C] ΔT

85Química Aplicada às Ciências Naturais III

Vm =

Vm =

Vm =

Vm =

Vm =

Vm =

@

Representação gráfica:

Atividade 20

1) Dada a reação de formação da amônia (NH3(g)) em conjuntocom a tabela abaixo, determine a velocidade de reação em relação aohidrogênio no intervalo de tempo de 4 a 8 segundos.

1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

Tempo (s) Quantidade de H2 (mol)0 12,00

4 6,00

8 3,00

12 1,00

2) O gráfico abaixo representa a variação das concentrações dassubstâncias A, B e C durante a reação em que elas tornam parte.

A equação que representa a reação é :a) A + C → Bb) A + B → Cc) A → B + Cd) C → B + Ae) B → A + C

86 Química Aplicada às Ciências Naturais III

3.2 Condições para ocorrência de uma reação química

O primeiro fator a ser levado em conta no estudo de uma reaçãoquímica é se duas substâncias colocadas em contato reagem ou não.Muitas substâncias podem ficar em contato, por muito tempo, sem quenada ocorra entre elas, ou seja, sem que haja reação química. Outras,quando em contato, podem reagir ou não dependendo das condições.Observe abaixo as seguintes situações:

• Se descascarmos uma maçã e a cortarmos em pedaços, algumasdas substâncias presentes na fruta reagem com o oxigênio e, em poucotempo, acarretam o seu escurecimento.

• Ao aproximar um fósforo aceso em um pouco de álcool, ob-servamos que o álcool entra em combustão, ou seja, as moléculas doálcool reagem com o oxigênio do ar.

• Se deixarmos um giz na presença de ar, não ocorre reação, mes-mo que dele aproximemos um palito de fósforo aceso.

Outra abordagem muito importante que pode ser feita com a dete-rioração dos alimentos. A ação de microorganismos ou de substânciasexistentes no ambiente como, por exemplo, o gás oxigênio, causa a dete-rioração dos alimentos. Por isso, controlar os microorganismos que ata-cam os alimentos, evitando a sua proliferação, é favorecer a condiçãobásica para a não ocorrência da reação química, a não-colisão entre osreagentes. Para isso, é necessário estudar esses efeitos para sabermos qualprocesso poderá ser utilizado para retardar a deterioração.

87Química Aplicada às Ciências Naturais III

88 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Para ocorrer uma reação química entre diferentes reagentes, sãonecessários alguns fatores, tais como: afinidade química entre os reagentes,choques eficazes e energia de ativação. Observe que existe uma ausênciade afinidade entre o giz e o oxigênio; assim, a reação não ocorre. Já nosoutros processos, houve a ocorrência da reação, devido à existência daafinidade química e também dos dois fatores citados acima:

• CHOQUES EFICAZES• ENERGIA DE ATIVAÇÃO

Vamos abordá-los neste momento:

3.2.1 Choques eficazes

Quando colocamos em contato os reagentes, as partículas que oscompõem irão colidir entre si, de modo que haja quebra das ligaçõescom conseqüente formação de novas ligações originando os produtos.

Considere a reação:

H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)

As colisões podem ser:

O 4o caso mostra que houve quebra de ligações entre as molécu-las de H - H e Cl - Cl com conseqüente formação de moléculas de H -Cl. Portanto, o choque foi considerado efetivo.

Quando o choque é considerado efetivo?Para ocorrer um choque efetivo, é necessário que as moléculas co-

lidam numa posição geometricamente favorável, e que o choque seja fron-tal. Observe que o 4º caso foi o único na qual as moléculas se encontramnuma posição geometricamente favorável para a colisão frontal.

Para que ocorra uma reação entre duas substâncias, é necessário que:

• Elas sejam reativas;• Ocorra choque entre as moléculas que as constituem;• O choque entre as moléculas ocorra com orientação favorável;• O choque orientado favoravelmente possua energia suficiente

para formar os produtos.

Para os sólidos e os líquidos, aplicam-se os mesmos princípiosexigidos pela teoria das colisões, ressaltando-se, é claro, as diferençasde organização de seus constituintes em cada estado físico.

Existe outro fator muito importante, para haver a formação dosprodutos, além do que foi citado acima. Você há de concordar que,para haver a quebra de ligações e posterior formação de outras, existeuma energia envolvida (termoquímica). Então, as moléculas precisamde energia suficiente para que ocorra a reação. Esta energia é chamadade Energia de ativação.

89Química Aplicada às Ciências Naturais III

3.2.2 Energia de ativação (Ea)

No momento em que ocorre o choque em uma reação, em umaposição favorável, ocorre a ruptura parcial das ligações químicas dasmoléculas dos reagentes. A energia necessária para que se dê a rupturaprovém do movimento das moléculas.

Inicialmente, as moléculas dos reagentes se aproximam, chocamcom-se energia mínima suficiente para romper parcialmente as ligaçõesentre o H2 e Cl2, formando uma estrutura intermediária que possuiuma energia um pouco maior, a qual denominamos de complexo ativa-do. A figura acima mostra que o complexo ativado é uma estruturaintermediária que chamamos também de estado de transição, formadoentre os reagentes e os produtos. Este estado é instável, e tem poucotempo de duração, pois há formação dos produtos com conseqüenteestabilização da energia.

Para haver a formação do complexo ativado, as moléculas dosreagentes devem apresentar uma energia mínima suficiente para ocor-rer a reação, que chamamos de energia de ativação (Ea).

Energia de ativação (Ea) – é a energia mínima necessária fornecidaaos reagentes para formação do complexo ativado e posterior for-mação dos produtos.

Assim, para que ocorra formação do complexo ativado, moléculasdos reagentes devem absorver uma energia igual à energia de ativação.

Vamos representar graficamente o que foi descrito acima.

Ao estudarmos termoquímica, aprendemos que as equaçõesquímicas são representadas pelas reações feitas em calorímetros, quedeterminam a quantidade de calor liberada ou absorvida. A reaçãoH2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) possui um conteúdo de energia (ΔH = -184 kJ). Representada da seguinte forma:

H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ΔH = - 184 kJ

Esta reação é exotérmica, pois possui um ΔH negativo; a entalpiado reagente (Hr) é maior que a entalpia do produto (Hp). O sistemalibera calor para o ambiente.

90 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Temos a seguinte representação gráfica:

Como abordado anteriormente, inicialmente as moléculasreagentes se aproximam com uma orientação adequada, ocorrendo acolisão com energia mínima. Esta energia é necessária para o enfraque-cimento das ligações entre o H2 e Cl2, formando uma estrutura inter-mediária que possui uma energia um pouco maior, a qual denomina-mos de complexo ativado. Já foi abordado que a estrutura é instável ede pouco tempo de duração. Assim, temos a formação posterior dosprodutos, com a estabilização da energia. Sendo o processo exotérmico,a entalpia do reagente (Hr) é maior que a entalpia do produto (Hp).Vale lembrar que a energia mínima é a energia de ativação, e que ocomplexo ativado está entre os reagentes e produtos.

Sendo o processo endotérmico, basta inverter a reação e o valordo ΔH (variação da entalpia). A entalpia do reagente (Hr) é menor quea entalpia do produto (Hp). Podemos fazer a seguinte representação:

91Química Aplicada às Ciências Naturais III

@Note que existe uma barreira a ser vencida pelas moléculas do

reagente para se transformarem em produtos. Esta barreira é a energiade ativação, que aparece na forma de curva entre a entalpia dos reagentese produtos, é o que os químicos chamam de montanha, mais especifica-mente "moléculas subindo a montanha". Vencida essa barreira, poste-riormente, há a formação dos produtos.

Observe também que no processo exotérmico a energia de ativa-ção é menor que no processo endotérmico. Então, para qualquer reaçãoexotérmica, ela sempre será mais rápida que a reação endotérmica. Pois,quanto menor a energia de ativação, maior a velocidade da reação.

Atividade 21

1) A velocidade de uma reação depende:I-Do número de colisões entre as moléculas na unidade de tempo.II-Da energia cinética das moléculas envolvidas na reação.III-Da orientação das moléculas.

Estão corretas as alternativas:a) I, II e IIIb) Somente Ic) Somente IId) Somente I e IIe) Somente I e III

2) A quantidade mínima de energia necessária para que as molé-culas possam reagir chama-se:

92 Química Aplicada às Ciências Naturais III

a) energia de ionizaçãob) energia de ligaçãoc) energia de dissociaçãod) energia de ativaçãoe) energia de dissociação

3) Uma reação química que apresenta energia de ativação extre-mamente pequena deve ser:

a) lentab) exotérmicac) instantânead) endotérmicae) isotérmica

4) Em uma reação, complexo ativado:a) possui mais energia que os reagentes ou os produtos.b) é um dos produtos.c) sempre forma produtos.d) é um composto estável.e) possui menos energia que os reagentes ou os produtos.

5) Observe o gráfico da reação A + B → C e determine:

a) a energia de ativaçãob) a energia absorvida pela reação

6) Observe o gráfico da reação A + B → C e determine:

a) a energia de ativaçãob) a energia absorvida pela reação

93Química Aplicada às Ciências Naturais III

3.3 Fatores que alteram a velocidade de uma reaçãoquímica

Os químicos sempre se preocuparam com o controle de veloci-dade das reações químicas, pois em alguns casos, é necessário aumentara velocidade da reação para otimizar o processo; em outros casos, ointeresse é diminuir a velocidade, para não obter reações indesejáveiscomo a formação de ferrugem.

A velocidade com que ocorrem as reações dependem de váriosfatores, como: temperatura, superfície de contato, pressão, luz,catalisador, variação de concentração, entre outros.

Iremos discutir agora alguns destes fatores e veremos como elesestão ligados ao nosso cotidiano. Começaremos pela temperatura.

3.3.1 Temperatura

Muitos dos acontecimentos do cotidiano podem servir para de-monstrar a relação entre velocidade e temperatura.

Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética dasmoléculas, ou seja, aumentar a velocidade das moléculas. As moléculasmais rápidas colidem com mais freqüência, reagindo no espaço de tem-po menor; dessa forma, aumentando a velocidade da reação.

No cozimento de alimentos em panela de pressão, os alimentoscozinham mais rapidamente, pois a temperatura é maior.

Para conservação de alimentos, eles são guardados em freezers,que apresentam temperaturas mais baixas que o ambiente, diminuindoa velocidade de decomposição do alimento.

Ao colocar um comprimido efervescente em um copo de águamorna e outro no copo de água gelada, o que foi colocado no copo deágua morna dissolve mais rápido, devido maior temperatura no siste-ma, que provoca o aumento da energia cinética entre as moléculas, oque tornará a reação mais rápida.

94 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

@Atividade 22

1) Um aumento da temperatura da reação geralmente provoca:I - diminuição da agitação molecular.II- aumento do número de colisões favoráveis à reação.III- diminuição da velocidade da reaçãoIV - aumento da energia de ativação

Está(ao) correta(s) somente a(s) afirmativa(s):

a) I b) II c) III d) IV e) I e III

3.3.2 Superfície de contato

Agora, experimente colocar o comprimido inteiro em um copode água fria, e outro esmigalhado em outro copo de água fria. Por queo comprimido esmigalhado dissolve-se mais rapidamente?.

Nos sólidos, as reações químicas começam na superfície externados mesmos para depois alcançarem o interior.

Quando colocamos o comprimido mais esmigalhado, além detoda superfície externa estou em contato com os demais reagentes oureagente, a região que foi partida também ficará em contato; assim, háum maior número de superfície deste em contato com a água, ou seja,quanto maior a superfície de contato maior a velocidade da reação.

Atividade 23

1) Quando se leva uma esponja de aço à chama de um bico degás, a velocidade da reação de oxidação é muito grande e incendeia omaterial. O mesmo não ocorre ao se levar uma lâmina de aço. Nasexperiências citadas acima, o fator que determina a diferença das velo-cidades de reação é:

a) a pressãob) o catalisadorc) o estado físico

95Química Aplicada às Ciências Naturais III

d) a concentraçãoe) a superfície de contato

3.3.3 Concentração

Alimentos sólidos devem ser mastigados várias vezes antes deserem ingeridos, pois ao triturarmos o alimento na boca, aumentamosa superfície de contato, o que torna a digestão mais rápida. Outro fatorimportante é que o aumento da quantidade de partículas reagentes fa-vorece um maior número de colisões, aumentando a velocidade da re-ação. É por isso que ao abanarmos uma churrasqueira, a chama aumen-ta, pois, com o vento, aumenta a concentração de oxigênio, acelerandoa reação de combustão.

3.3.4 Catalisador

Quando analisamos a velocidade das reações, podemos perceberque muitas reações necessitam de um empurrãozinho para iniciarem.Se colocarmos a gasolina em contato com o oxigênio, não haverá acombustão; porém, se encostarmos um fósforo aceso, temos como re-sultado a combustão. Foi fornecida uma energia inicial ao sistema paraque eles inicie, pois sem ela a reação não ocorreria. Essa energia, comojá foi abordada anteriormente, é conhecida como energia de ativação.Para que a reação ocorra, é fornecida uma energia para os reagentes, demodo que estes vençam a barreira de energia de ativação, favorecendoa formação dos produtos. Lembra das moléculas subindo a montanha?Pois bem! Essa montanha é "a energia de ativação".

Existem substâncias que atuam nas reações químicas proporcio-nando um caminho alternativo que apresenta uma barreira menor, fazen-do com que as reações que demorariam muito tempo possam ocorrerem pouco tempo. Essas substâncias são chamadas de catalisadores. Umacaracterística importante é que os catalisadores, diferentemente dosreagentes, não são consumidos na reação. Um exemplo prático são asenzimas que atuam em nosso metabolismo, elas aceleram as reações emnosso organismo. Ao ingerir o alimento, no estômago existem enzimasque facilitam o processo digestivo. São os catalisadores digestivos.

Quando tratamos de ferimento com sangue, é muito comum co-locar sobre a ferida água oxigenada e, logo, é observada a presença debolhas. Isso ocorre pois existe uma enzima denominada catalase queage como catalisador, aumentando a velocidade de decomposição daágua oxigenada produzindo água e oxigênio. Pode-se abordar tambémque a presença da luz aumenta a velocidade de decomposição da águaoxigenada, por esse motivo ela é armazenada em recipientes escuros(este é outro fator que altera a velocidade da reação).

96 Química Aplicada às Ciências Naturais III

2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g)

O catalisador é uma substância que acelera a velocidade de umareação química porque permite que ela ocorra com uma menorenergia de ativação.

Em reações químicas, considere os seguintes exemplos:

2 H2 + O2 → 2 H2O (1)

2 H2 + O2 → 2 H2O (2)

Observe que na reação (2), a substância Pt (platina) exerce o pa-pel de catalisador na reação, pois acelera a reação de formação da águalíquida.

Arrhenius, em 1889, constatou que o catalisador se combina como reagente originando um composto intermediário que, por sua vez, setransforma, originando o produto e se regenerando em seguida. Con-sidere a seguinte reação genérica:

A + B → AB1º Passo: A + C → AC

Catalisador Composto intermediário

2º Passo: AC + B → AB + C Somando as reações temos que:

A + B → AB

As reações que ocorrem na presença de catalisadores são deno-minadas catalíticas, que podem ser de dois tipos:

Catálise homogênea: Os reagentes e o catalisador formam umsistema monofásico ou homogêneo.

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g)

Catálise heterogênea: Os reagentes e o catalisador formam umsistema com mais de uma fase.

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

97Química Aplicada às Ciências Naturais III

Pt

NO2(g)

P(s)

98 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Existem substâncias que se combinam com o catalisador, dimi-nuindo ou anulando a reação. Quando esse processo ocorre, temos oveneno ou inibidor do catalisador.

Os catalisadores são usados em automóveis. Para evitar que osgases tóxicos sejam lançados na atmosfera, é usado um conversorcatalítico, montado no sistema de descarga do automóvel.

Podemos ainda fazer uma representação gráfica de uma reaçãona presença e ausência do catalisador.

99Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

Portanto, podemos dizer que:• O catalisador é uma substância que acelera a velocidade da rea-

ção, sem ser consumido pelo processo;• O catalisador diminui a energia de ativação;• O catalisador não altera o ΔH da reação.

Resumindo: Fatores que afetam a velocidade de uma reação química1) TemperaturaO aumento da temperatura aumenta a energia cinética das molé-

culas, aumenta o número de choques, aumenta a velocidade de reação.2) Superfície de contatoMaior a superfície de contato, maior o número de choques, maior

a velocidade, a reação.3) Concentração dos reagentesO aumento da concentração, aumento do número de choques, au-

mento na velocidade de choques; e logo, maior a velocidade da reação.

Atividade 24

1) Em uma reação de catálise, a função do catalisador é:a) promover o deslocamento do equilíbrio para a formação dos

produtos.b) diminuir a energia de ativação dos reagentes para o início da

reação.c) diminuir a energia do estado de transição, facilitando a passa-

gem do reagente-produto na reação direta, como também a passagemproduto-reagente na reação inversa, na mesma proporção.

d) diminuir a energia das ligações químicas para que os compos-tos possam reagir.

e) N.R.A.

2) Para os cientistas, o cloro atômico proveniente de certas subs-tâncias, entre as quais as empregadas em propelentes em aerossóis, ace-lera a destruição da camada de ozônio da atmosfera de acordo com oseguinte mecanismo:

Cl(g) + O3(g) → ClO(g) + O2(g)ClO(g) + O(g) → Cl(g) + O2(g)

Por isso, o cloro atômico age como:a) ativadorb) inibidorc) catalisadord) veneno de catálisee) promotor

3) A água oxigenada se decompõe em água e oxigênio. Quandoum frasco de água oxigenada é aberto, não se visualiza a liberação deoxigênio; porém, quando ela é usada para desinfetar um corte em quehouve sangramento, essa visualização é imediata. A diferença de veloci-dade de decomposição entre os dois casos pode ser explicada:

a) Pela maior concentração de reagentes no sangue.b) Pela menor temperatura no local cortado.c) Pela diminuição do ponto de ebulição da água.d) Pela presença de um catalisador no sangue.e) N.R.A.

4) Calcule a energia de ativação da reação: A + B → C + D,quando feita com catalisador.

3.4 A concentração dos regentes e a velocidade dasreações

A Lei de velocidade de uma reação

Sabemos que a velocidade da reação é proporcional ao númerode colisões favoráveis entre as moléculas reagentes. Qualquer fator queaumente o número de colisões provocará aumento da velocidade. Vi-mos que a concentração é um desses fatores. Assim, pergunta-se:

Será possível conhecer a equação de velocidade da reação?Como irá variar a velocidade da equação em função da concen-

tração?Vamos responder às perguntas:Como é difícil medir a concentração durante a reação, faremos o

seguinte: a cada momento ou experimento teremos uma concentraçãoinicial conhecida para que possamos relacionar com a velocidade inici-al do processo. Ficou difícil?. Vamos ao experimento.

100 Química Aplicada às Ciências Naturais III

x2

Considere as seguintes reações:

1ª) 2 H2O2(aq) →→→→→ 2 H2O(l) + O2 (g)

Experimento [H2O2] (mol/L) Velocidade (mol.L.mim-1)1º 0,5 0,12º 1,0 0,23º 2,0 0,4

Os cientistas mediram a velocidade inicial da reação de decom-posição da água oxigenada (H2O2), para várias concentrações molaresdo reagente

Experimento [H2O2] (mol/L) Velocidade (mol.L. mim-1)1º 0,5 0,12º 1,0 0,2

Observe que, do primeiro para o segundo experimento, a con-centração dobrou e a velocidade também.

Experimento [H2O2] (mol/L) Velocidade (mol.L.mim-1)1º 0,5 0,12º 1,0 0,23º 2,0 0,4

Observe que, do primeiro para o terceiro experimento, a con-centração quadruplicou e a velocidade também.

Qual a relação matemática entre a concentração [H2O2 ] e a velo-cidade?

Podemos concluir que a concentração é diretamente proporcio-nal à velocidade.

Matematicamente, podemos expressar da seguinte forma:

v = k [H2O2]

v = velocidadek = constante de velocidade[H2O2] = concentração em mol/L da H2O2(aq) elevada ao expoente 1.

2ª) A + B →→→→→ Produtos

Experimento [A] (mol/L) [B] (mol/L) Velocidade (mol.L.mim-1)1º 0,3 0,3 0,12º 0,3 0,6 0,23º 0,6 0,6 0,8

x2 x2

x4 x4

x2

101Química Aplicada às Ciências Naturais III

102 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@x4x2

Note que, nesse momento, temos que determinar a concentraçãode A e de B em relação à velocidade.

Observe que, do primeiro experimento para o segundo experi-mento, a concentração de A permanece constante, enquanto que a con-centração de B varia. Assim, a variação da velocidade só dependerá daconcentração de B.

Assim, a concentração de B duplicou e a velocidade também.A equação da lei da velocidade em relação à concentração de B é:

v = k [B]

Veja no quadro abaixo que, no segundo e no terceiro experimen-to, a concentração de A varia, enquanto que a concentração de B per-manece constante. Assim, a variação da velocidade só dependerá daconcentração de A.

Experimento [A] (mol/L) [B] (mol/L) Velocidade (mol.L.mim-1)1º 0,3 0,3 0,12º 0,3 0,6 0,23º 0,6 0,6 0,8

Quando a concentração de A dobrou a velocidade quadrupli-cou, com isso conclui-se que é necessário que a concentração de A este-ja elevada ao expoente 2 ([A]2) para que a concentração tenha a mesmaproporcionalidade da velocidade. Dessa forma, podemos dizer que avelocidade é proporcional a [A]2.

A equação da lei de velocidade para a reação é a seguinte:

v = k [A]2 [B]

Atividade 25

1) Considere a seguinte reação: 2 NO(g) + Br2(g) → 2 NOBr (g)

Experimento NO (mol/L) Br2 (mol/L) Velocidade (mol.L.mim-1)I 0,2 0,1 12II 0,2 0,2 24III 0,2 0,3 36IV 0,4 0,3 144

Qual a equação de velocidade para a reação?

103Química Aplicada às Ciências Naturais III

3.5 Reações não elementares

Existe outra forma de obtermos a equação da lei da velocidade.Isso ocorre a partir de um conjunto de etapas, que chamamos de meca-nismo de reação. Observe.

Vamos determinar a velocidade da reação que ocorre em váriasetapas:

2 A + B → A2 B

Essa reação ocorre em duas etapas:Primeira etapa: A + B → AB (lenta)Segunda etapa: A + AB → A2 B (rápida)

A + B → AB (lenta)A + AB → A2 B (rápida)

2 A + B → A2 B

Mas, qual é a equação da velocidade?Temos duas etapas na reação, a lenta e a rápida. Qual das duas

reações determina a velocidade da reação? Bem, vamos ao exemplo.Numa indústria de montagem de automóveis, são necessárias vá-

rias etapas para se obter o carro para uso diário. Imagine que você estána última etapa de montagem e observa que o grupo anterior ao seuretarda sempre a montagem das peças, retardando também o seu pro-cesso. Dessa forma, no final do dia, o número de carros montados émenor do que o esperado pela produção. Assim, podemos verificarque esse grupo é que determina a velocidade de produção de carros,pois quanto mais lentos eles forem, menor a quantidade de carros pro-duzidos. Dessa forma, conclui-se que a velocidade da reação é deter-minada pela etapa mais lenta.

A reação da etapa mais lenta é A + B → AB (lenta)A equação da velocidade pode ser obtida da seguinte maneira.

Os coeficientes estequiométricos da reação são:

1 A + 1 B → 1 AB (lenta)v = k [A]1[B]1

Observe que não é necessário montar os experimentos, como osmostrados nas reações 1 e 2 anteriores, apenas com a etapa lenta dareação obtemos a equação da velocidade.

Atividade 26

1) A poluição é uma das causas da destruição da camada de ozô-nio. Uma das reações que podem ocorrer no ar poluído é a reação dodióxido de nitrogênio com o ozônio:

2 NO2(g) + O3(g) → N2O5(g) + O2(g)

Essa reação pode ocorrer em duas etapas:

I- NO2(g) + O3(g) → NO3(g) + O2(g) (LENTA)II- NO3(g) + NO2(g) → N2O5(g)

Determine agora a lei da velocidade para a reação do dióxidode nitrogênio com o ozônio.

Essas equações de velocidade trabalhadas neste assunto serãobem úteis no próximo tema, denominado equilíbrio químico. Além dis-so, você aprendeu duas formas para obter a equação da velocidade deequação. Uma de forma experimental, com alteração das concentra-ções e medição das respectivas velocidades e a outra de formamecanística. As duas são usadas pelos cientistas no laboratório. É achamada Lei da Ação das Massas.

Determinar a lei da velocidade para a reação é?

"A cada temperatura, a velocidade de uma reação é direta-mente proporcional ao produto das concentrações, elevadas aexpoentes estequiométricos"

A partir dessa lei, podemos saber também qual a ordem da reação.Como?Considere a seguinte reação:

1 A + 1 B → 1 ABv = k [A]1 [B]1

Pergunto, qual a ordem da reação?Some todos os expoentes que aparecem na expressão: [A]1[B]1.Os expoentes são: 1 em relação à concentração de [A] e 1 em

relação à concentração de [B]. Assim: 1 + 1 = 2. Isso indica que a rea-ção é de segunda ordem.

CONCLUSÃO

Para saber a ordem de uma reação química, some todos os expo-entes da equação da velocidade de reação.

104 Química Aplicada às Ciências Naturais III

105Química Aplicada às Ciências Naturais III

Resumo do tema

A cinética química estuda a rapidez com que as reações ocor-rem e os fatores que podem alterá-la. A teoria das colisões éutilizada para explicar os fatos experimentais relacionadoscom a rapidez das reações. Para isso, vamos considerarque a velocidade de uma reação química associa-se à ra-pidez com que os reagentes são consumidos e os produ-tos são formados.Muitas substâncias podem ficar em contato, por muito tempo, semque nada ocorra entre elas, ou seja, sem que haja reação química.Outras, quando em contato, podem reagir ou não dependendo dascondições. Para ocorrer um choque efetivo, é necessário que asmoléculas colidam numa posição geometricamente favorável, e queo choque seja frontal.

Para que ocorra uma reação entre duas substâncias, é necessário que:

• Elas sejam reativas;• Ocorra choque entre as moléculas que as constituem;• O choque entre as moléculas ocorra com orientação favorável;• O choque orientado favoravelmente possua energia suficiente paraformar os produtos.

A velocidade com que ocorrem as reações depende de vários fato-res, como: temperatura, superfície de contato, pressão, luz,catalisador, variação de concentração, entre outros.

Temperatura - O aumento da temperatura aumenta a energiacinética das moléculas, aumenta o número de choques, aumenta avelocidade de reação.Superfície de contato - Maior a superfície de contato, maior onúmero de choques, maior a velocidade a reação.Concentração dos reagentes - O aumento da concentração, au-mento do número de choques, aumento da velocidade de choques,logo maior a velocidade da reação.A velocidade de uma reação depende da concentração dosreagentes e é expressa pela equação da velocidade de reação que édeterminada experimentalmente.

Competências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e Habilidades

TEMA IVEquilíbrio Químico

O que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprender

• Favorecer o exercício de observar, indagar e avaliar dados;• Tirar conclusões a respeito de fenômenos;• Compreender a importância do conhecimento científico;• Realizar trabalhos em equipe de forma a desenvolver também habili-dades como as de comunicação e discussão;• Aprender a admitir e respeitar idéias diferentes;• Exercitar a argumentação e desenvolver o pensar e o espírito de coo-peração;• Compreender alguns dos fundamentos básicos dos fenômenos quími-cos envolvidos em sua vida;• Estabelecer relações explícitas entre os diversos tópicos que serão es-tudados;• Participar ativamente em seu processo de aprendizagem.

• Processos reversíveis;• Constante de equilíbrio;• Tipos de equilíbrio;• Deslocamento do equilíbrio;• Equilíbrio que envolvem ácidos e bases;• Constante de ionização de um ácido e de dissociação de uma base;• A força dos ácidos e das bases;• Equilíbrio iônico;• Equilíbrio químico: pH e poH;• Titulação ácido-base;• Hidrólise salina;• Sistema-tampão;

Introdução

Muitas pessoas tendem a conceber o equilíbrio como um estadono qual nada mais ocorre, ou seja, o equilíbrio estático. Tem a concep-ção que algo no equilíbrio é igual. A velocidade, pressão, temperaturaou concentrações são iguais. As idéias em relação ao equilíbrio eviden-ciam uma deficiência na compreensão dos aspectos importantes desteconceito. Assim, tentaremos abordar o significado do "equilíbrioquímico dinâmico".

4.1 Processos Reversíveis

Existem reações nas quais os reagentes são totalmente converti-dos nos produtos, não havendo sobra dos reagentes ao final da reação.Isso ocorre quando você quer preparar uma solução salina de NaCl emágua. Para isto, você coloca em um litro de água uma quantidade dosólido NaCl e, depois de agitar a solução, percebe que não resta nenhu-ma quantidade do sólido no fundo do recipiente. Neste caso, dizemosque a reação foi completa ou irreversível. Porém, pode ocorrer quevocê queira uma solução bastante salgada, neste caso, adiciona-se umaquantidade maior do sólido na água. A água arranca as moléculas dosólido, passando a formar a solução, mas à medida que vai se adicio-nando mais sólido, percebe-se que uma quantidade vai para o fundo dorecipiente. Por quê?

Isso ocorre porque, ao colocarmos o NaCl na água, as moléculasdo sólido que estão na superfície vão sendo arrancadas pela água, pas-sando para a solução; outras que não são dissolvidas pela água, irãopara o fundo do recipiente, atingindo-se, assim, um processo no qualmoléculas passam para a solução e começam a se chocar com a super-fície do sólido que ainda existe e se junta a elas. Com isso, cria-se umprocesso contínuo, chegando-se a uma situação em que, em um proces-so, algumas moléculas deixam o sólido para entrar na solução, enquan-to em outro processo, outras deixam a solução para entrar na superfí-cie do sólido. Isso, até o momento em que as velocidades dos doisprocessos se igualem. Você só percebe isto quando a água não conse-gue mais dissolver o NaCl. Nossa que interessante! Tantas vezes faze-mos soluções em casa colocando água com açúcar, água com sal, ven-do a formação do sólido no fundo do recipiente, e nem passa pelonosso pensamento que isto está ocorrendo.

Vamos a outro exemplo:A água está contida na panela de pressão que, por sua vez, encon-

tra-se aberta. Ao colocá-la no fogão para ferver, o telefone toca e vocêirá atender, perdendo-se nas conversas. Quando você se lembra quedeixou uma panela no fogão sob ação do fogo e retorna, encontra apanela sem uma gota de água, pois esta evaporou.

109Química Aplicada às Ciências Naturais III

110 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Em uma outra oportunidade, ao fazer o cozimento do alimento,a panela se encontra fechada.

A água líquida está contida agora em um recipiente fechado. Àmedida que a temperatura vai aumentando, moléculas da água líquidapassam para o estado de vapor (vaporização ou evaporação); estas,por sua vez, passam do vapor para o líquido (condensação), até o mo-mento que a velocidade de vaporização (v1) se iguala à velocidadede condensação (v2). Quando a velocidade dos dois processos seiguala, dizemos que o sistema atingiu o equilíbrio químico. Tambémpodemos representar da seguinte forma:

V1H2O (l) H2O (v)

V2Em queV1 = velocidade da reação diretaV2 = velocidade da reação inversa

A representação indica que as reações ocorrem simul-taneamente nos dois sentidos. Ou seja, as reações diretas e inversas ocor-rem simultaneamente. Quando isto ocorre, temos um processo ou rea-ções reversíveis. Quando isto ocorre, temos um equilíbrio dinâmico.Quando a reação não se completa e os reagentes e produtos mantêm-seem equilíbrio, utilizam-se duas setas em sentidos contrários para sepa-rar as partes da reação química. Já quando a reação é completa, utiliza-se apenas uma seta.

A + B C

O equilíbrio químico é dinâmico, o qual indica que a reação quese processa em um sentido (dos reagentes para os produtos, sentidodireto) tem a mesma taxa de desenvolvimento que a reação que se pro-cessa no sentido inverso (dos produtos para os reagentes).

111Química Aplicada às Ciências Naturais III

A existência de um equilíbrio químico dinâmico significa que areação química nem sempre caminha para um final; ao invés disto, al-guns reagentes e produtos coexistem no sistema. Este equilíbrio dinâ-mico é um estado em que parece que nada está ocorrendo; porém, éum estado no qual reações químicas estão ocorrendo e, freqüentemente,em velocidades rápidas (lembre-se dos exemplos citados acima).

Uma conseqüência importante do fato de as duas velocidades se-rem iguais na situação de equilíbrio é que as quantidades dos partici-pantes permanecem constantes, porém não necessariamente iguais.

Um exemplo de reação reversível é a da produção da amônia(NH3), a partir do gás hidrogênio (H2) e do gás nitrogênio (N2), segun-do a reação abaixo:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Nesta reação, quando as moléculas de nitrogênio e as de hidrogê-nio colidem entre si, há uma certa chance da reação entre elas ocorrer,assim como quando moléculas de amônia colidem entre si há uma certachance de elas se dissociarem e de se reorganizarem em H2 e N2.

No início do processo, quando há apenas uma mistura de hidrogê-nio e nitrogênio, as chances das moléculas dos reagentes (H2 e N2) colidi-rem umas com as outras é a máxima de toda a reação, o que fará com quea velocidade com que a reação ocorra também o seja. Porém, à medidaque a reação se processa, o número de moléculas de hidrogênio e denitrogênio diminui, reduzindo, dessa forma, as chances de elas colidirementre si e, conseqüentemente, a velocidade desse sentido da reação. Poroutro lado, com o avançar da reação, o número de moléculas de amôniavai aumentando, o que faz com que cresçam as chances de elas colidireme de se voltar a formar hidrogênio e nitrogênio, elevando, assim, a veloci-dade desse sentido da reação, de acordo com a figura abaixo:

Concentração das substâncias envolvidas em função do tempo.

@

Por fim, chegará um momento em que tanto a velocidade de umdos sentidos quanto a do outro serão idênticas; nesse ponto, nenhumadas velocidades variará mais (se forem mantidas as condições do siste-ma em que a reação se processa) e ter-se-á atingido o equilíbrio quími-co, conforme ilustrado na figura abaixo:

Velocidade das reações direta e inversa em função do tempo

Deve-se salientar que quando uma reação atinge o equilíbrio, elanão pára. Ela continua se processando; porém, tanto a reação direta comoa inversa ocorrem à mesma velocidade e, desse jeito, a proporção entreos reagentes e os produtos não varia. Em outras palavras, estamos napresença de um equilíbrio dinâmico e não de um equilíbrio estático.

Atividade 27

1) Uma reação química atinge o equilíbrio químico quando:a) ocorre simultaneamente os sentidos direto e inverso.

b) as velocidades das reações direta e inversa são iguais.

c) os reagentes são totalmente consumidos.

d) a temperatura do sistema é igual à do ambiente.

e) a razão entre as concentrações de reagentes e produtos é unitária.

4.2 Constante de equilíbrio

Considere a reação:

a A + b B c C + d D

De acordo com a lei da ação das massas, a velocidade da reaçãodireta é proporcional às concentrações de A e B. Elas podem ser escri-tas como [A] e [B].

112 Química Aplicada às Ciências Naturais III

A velocidade direta e reversa pode ser escrita como produto deuma constante e as concentrações:

vdireta = kd [A]a [B]b

vreversa = kr [C]c[D]d

Como no equilíbrio vdireta = vreversa,

kd [A]a [B]b = kr [C]c[D]d

kd / Kr = [C]c [D]d / [A]a [B]b

A razão kd / kr é constante. Essa constante é denominada cons-tante de equilíbrio (K ou Kc)

Portanto, a fórmula que descreve a proporção no equilíbrio entreas espécies envolvidas é:

K = [C]c [D]d / [A]a [B]b

Os colchetes representam o valor da concentração (normalmen-te em mol/L) da espécie que está simbolizada dentro dele ([A] = con-centração da espécie A, e assim por diante). Kc é uma grandeza chama-da de constante de equilíbrio da reação. Cada reação de equilíbrio pos-sui a sua constante, a qual sempre possui o mesmo valor para uma mes-ma temperatura. De um modo geral, a constante de equilíbrio de umareação qualquer é calculada da seguinte forma:

Dividindo-se a multiplicação das concentrações dos produtos(cada uma elevada ao seu respectivo coeficiente estequiométrico) pelamultiplicação das concentrações dos reagentes (cada uma elevada aoseu relativo coeficiente estequiométrico).

Exemplos resolvidos:Cálculo da constante de equilíbrio1)

N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

Para esta reação no equilíbrio, teremos:

K = [NH3]2 / [N2] [H2]

3

2) O equilíbrio da reação de formação da amônia é representadapela equação:

N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g).

No equilíbrio:

[N2] = 0,8 mol/L[H2] = 1,0 mol/ L[NH3] = 0,9 mol/L

113Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

Calcule a constante de equilíbrio KcResolução: [Produto] = [NH3]

2

[Reagente] [N2] [H2]3

(0,9)2 0,81 = 1,01(0,8) (1,0)3 0,8

O que indica o valor da constante de equilíbrio?Kc = 1 A concentração dos produtos é igual a dos reagentes.Kc > 1 A concentração dos produtos indicada pelo numerador é

maior do que a dos reagentes, que é indicada pelo denominador.

Reagente → Produtos

A reação direta prevalece sobre a reação inversaKc < 1 A concentração dos produtos indicada pelo numerador é

menor do que a dos reagentes, que é indicada pelo denominador.

Reagente → Produtos

A reação inversa prevalece sobre a direta.Observações importantes:O Kc varia somente de equilíbrio para equilíbrio e com a tempe-

ratura. Ela não depende das concentrações iniciais dos reagentes.Quanto maior o Kc, maior o rendimento da reação direta. Quan-

to menor o Kc, maior o rendimento da reação inversa.

Atividade 28

1) Em um recipiente de 2 L, há 4 mols de H2, 3 mols de O2 e 2 molsde H2O, todos em estado gasoso, perfazendo o seguinte equilíbrio:

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)

Calcule a constante desse equilíbrio.

Exemplo resolvidoUm dos ácidos responsáveis pela acidez da água da chuva (chuva

ácida) é o sulfúrico. Um equilíbrio envolvido na reação desse ácido naágua está representado pela equação:

2 SO2(g) + 1 O2(g) 2 SO3 (g)

Calcule o valor da constante de equilíbrio nas condições em quereagindo-se 8 mol/L de SO2 com 7 mol/L de O2, obtêm-se 6 mol/Lde SO3 quando o sistema atinge o equilíbrio.

114 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Kc =

Kc = =

=

= 1,01

@

2 SO2(g) + 1 O2(g) 2 SO3 (g)

Início: 8 mols 7 mols 0 molsReage/forma: Y mols 6 molsEquilíbrio: 6 mols

No início, temos 8 mol/L de SO2 com 7 mol/L de O2, porém 0mol de SO3. Após a reação do SO2 com O2, formou-se 6 mol de SO3 eo sistema atinge o equilíbrio. Mas quanto de SO2 e O2 reagiram?

Como a proporção estequiométrica é de 2: 1: 2 e houve a forma-ção de 6 mol de SO3, então foram consumidos 6 mols de SO2, já queeles têm a mesma proporção estequiométrica. Como a proporção deO2 é a metade de SO2 e SO3. Assim, foram consumidos 3,5 mol de O2.Então x = 6 mol e y = 3,5 mol.

2 SO2(g) + 1 O2(g) 2 SO3 (g)

Início: 8 mols 7 mols 0 molsReage/forma: X = 6 mols Y = 3,5 mols 6 molsEquilíbrio: 6 mols

Portanto, como no início havia 8 mols de SO2(g) e apenas 6 molsreagiram, temos 2 mols de SO2(g) no equilíbrio. Para o O2(g) , no iníciohavia 7 mols , reagiu apenas 3,5 mols, no equilíbrio temos, 3,5 mols.

2 SO2(g) + 1 O2(g) 2 SO3 (g)

Início: 8 mols 7 mols 0 molsReage/forma: X = 6 mols Y = 3,5 mols 6 molsEquilíbrio 2 mols 3,5 mols 6 mols

[SO3]2 (6)2 36

[SO2]2 [O2] (2)2 (3,5) 14

Atividade 29

1) Em um recipiente de 1 litro, foram colocados 4 mols de H2 e 5mols de O2 gasosos. Em seguida, o recipiente foi aquecido a uma tem-peratura T, na qual foi atingido o equilíbrio, com a formação da água naforma gasosa. Verificou-se, nesse instante, a presença de 2 mols de águagasosa, calcule o valor de Kc.

115Química Aplicada às Ciências Naturais III

Kc = = = = 2,57

Exemplo resolvido:São misturados 2 mol/L de H2 com 3 mol/L de Cl2 num recipi-

ente fechado, a uma certa temperatura. Calcule o valor da constante Kcpara a formação de HCl(g), sabendo que 80% do H2 reagiu.

Lembra-se da primeira informação importante citada aci-ma? Vamos usar agora.

1 H2(g) + 1 Cl2(g) 2 HCl(g)Início: 2mol/L 3 mol/L NADA

Se 80% de mols de H2(g) reagiram, então 80% de 2,0 é 1,6 mol/L,resta no equilíbrio 0,4 (2,0 - 1,6). Se reagiram 1,6 mol de H2(g) e comoa relação de H2(g) com Cl2(g) é de 1:1, então reagiram 1,6 mol/L de Cl2(g)(3,0 - 1,6 = 1,4 no equilíbrio). Como a proporção é 1:1:2., ha formaçãode 3,2 mol/L de HCl.

Equilíbrio: 0,4 1,4 3,2Assim, [HCl]2 (3,2) 2

[H2] [Cl2] 0,4 x 1,4

4.3 Tipos de equilíbrio

4.3.1 Equilíbrio Homogêneo: quando os constituintesdo sistema se encontram na mesma fase

Exemplo:

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g)

Kc = [SO2]2 [O2] / [SO3]

2

4.3.2 Equilíbrio Heterogêneo: quando os constituemdo sistema se encontram em fases diferentes:

Exemplo:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) CaO(s) + CO2(g) C(s)

Kc = [CO2] Kc = 1 / [CO2]

Observe que, em equilíbrios heterogêneos, existem substânciasna fase sólida. Como as substâncias no estado sólido possuem concen-trações sempre constantes, elas não devem ser representadas.

116 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Kc = = = 18,3

4.4 Deslocamento do equilíbrio

O que é deslocar o equilíbrio?Vamos dar um exemplo prático. Ao andar de bicicleta, a pessoa

se mantém em equilíbrio nesta até que passe por uma ondulação ouqualquer fator que faça com que ela se desloque da posição normal evenha a perder o controle da bicicleta. Algumas pessoas conseguemcontrolar a bicicleta e outras, possivelmente, caem da bicicleta. Houveum deslocamento do equilíbrio. Um estado de equilíbrio é mantidoenquanto não se alteram as condições do sistema. Quando se modificaalgum parâmetro até atingir um novo estado de equilíbrio.

É também o que acontece com as reações químicas. Quando semodifica algum parâmetro, como por exemplo, a pressão, a tempera-tura ou a concentração de alguma das espécies em equilíbrio, este sedesloca em certa direção (para os reagentes ou para os produtos) atéatingir um novo estado de equilíbrio químico.

Com base em observações experimentais, Le Chatelier expres-sou um princípio simples que permite estimar os efeitos sobre um esta-do de equilíbrio.

Princípio de Le Chatelier - quando uma reação em equilíbriosofre uma alteração de condições, as proporções dos reagentes e dosprodutos se ajustam de maneira a minimizar o efeito da alteração.

4.4.1 Efeito da concentração

As variações nas concentrações das diversas espécies que intervêmno equilíbrio químico podem alterá-lo. O princípio de Le Chatelier explicaeste fato considerando que, para um sistema em equilíbrio químico, a vari-ação da concentração de um dos componentes constitui uma força.

4.4.1.1 Alterando as concentrações por adição de componentes:Por exemplo, se adicionarmos H2 ao sistema em equilíbrio:

Reação diretaH2(g) + I2 (g) 2 HI(g)Reagente Reação Inversa Produto

O sistema tende a se ajustar de modo a anular o efeito do hi-drogênio adicionado. Pois com a maior quantidade de H2 adicionado, eleconsome mais o I2. Assim, a concentração de [I2] diminui, a concentração[HI] aumenta, ou seja, a velocidade de formação de HI é maior. O mes-mo acontece se aumentarmos a concentração de [I2], ou de [H2], poiseste será mais consumido, aumentando a concentração de [HI]. Con-clui-se que o aumento da concentração dos reagentes desloca o equilí-brio para formação do produto.

Aumento na concentraçã do H2 (g)deslocao equilíbrio na direção do HI(g).

117Química Aplicada às Ciências Naturais III

H2 (g) + I2(g) 2 HI(g)

Reagentes Produto

Por outro lado, se aumentarmos a concentração de [HI] que é oproduto, o equilíbrio é deslocado para maior formação dos reagentes,pois a concentração de [HI] vai diminuindo, tendo em vista o consumodeste.

H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g)

O equilíbrio desloca para a esquerda.

H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g)

Quando se adiciona um reagente ou produto a um sistema emequilíbrio químico, esse equilíbrio se desloca em sentido oposto aomembro em que ocorreu a adição.

4.4.1.2 Retirada de participantes:Diminuindo a concentração de uma substância no equilíbrio, o

princípio de Le Châtelier prediz que haverá um deslocamento no senti-do de reposição da substância retirada.

H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g)

Reagentes Reação Inversa Produto

Ao retirarmos I2, a velocidade da reação direta diminui, pois diminuia formação de HI; desta forma, o pouco de HI da reação se decompõempara formar I2. Assim, o equilíbrio é deslocado para a formação da reaçãoinversa. O mesmo ocorre se diminuirmos a quantidade de H2(g). Então, sediminuirmos a concentração de [HI], a velocidade da reação inversa dimi-nui, desta forma, o H2 e o I2 são consumidos para formar o [HI].

Reação Direta

H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g)

Reagentes Reação Produto Inversa

A retirada de um reagente ou produto faz com que o equilíbrio sedesloque no sentido do membro em que ocorreu a retirada.

Aumento na concentração do HIdesloca o equilíbrio na direção de H2(g)e I2 (g)

Retirada de H2 (g) ou I2 (g) deslocao equilíbrio na direção da reação inversa

118 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Reação Direta

Mesmo com o deslocamento do equilíbrio, com a retirada ouadição dos componentes da reação, um novo equilíbrio é atingido,mesmo que contenha concentrações diferentes.

4.4.2 Efeito da pressão

As mudanças de pressão podem exercer considerável efeito so-bre a posição de equilíbrio ou quase nenhum efeito em absoluto.

Por exemplo, um aumento na pressão de um sistema em que ocorreo seguinte equilíbrio:

119Química Aplicada às Ciências Naturais III

A reação se deslocará para o lado com menor número de molsde gás ou menor volume, a fim de atenuar a elevação da pressão.

Se a pressão for aumentada, o equilíbrio é deslocado no sentidodo menor volume. Porém, se ela for diminuída, o equilíbrio é desloca-do no sentido do maior volume ou o maior número de mols de gáspara ajudar a não reduzir a pressão.

diminui a pressão←

2 NO2(g) N2O4(g)

aumenta a pressão

E quando o número de mols for igual?

H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g)

2 mols (1+1) 2mols

Não há deslocamento do equilíbrio, pois os volumes são iguais.

4.4.3 Efeito da temperatura

O aumento da temperatura aumenta a velocidade das reações,pois aumenta a freqüência de choques.

Veja o seguinte exemplo:

ReaçãoReagentes Direta ProdutoN2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ΔH = - 22 kcal (exotérmica)

Reação inversa

O valor negativo da variação da entalpia (ΔH) reação direta,indica que a reação está liberando calor. A reação direta é exotérmica.A reação será deslocada no sentido direto, apenas se houver a reduçãoda temperatura.

Se no sentido direto a reação é exotérmica com diminuição datemperatura, no sentido inverso a reação é endotérmica com aumentoda temperatura.

Conclui-se que: se a temperatura aumentar, o equilíbrio se deslocaráno sentido da reação endotérmica.

ReaçãoReagentes Direta Produto

N2(g) + 3 H2 (g) 2 NH3(g) ΔH = - 22 kcal (exotérmica)ReaçãoInversa

Com a diminuição da temperatura, ocorre o deslocamento paraa direita no sentido da reação exotérmica.

120 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

ReaçãoReagentes Direta Produto

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3(g) ΔH = - 22 kcal (exotérmica)ReaçãoInversa

O aumento da temperatura Favorece a reação endotérmicaA diminuição da temperatura Favorece a reação exotérmica

ReaçãoDireta (Endotérmica)

2 NH3(g) N2 (g) + 3 H2 (g) ΔH = + 22 kcalReaçãoInversa (Exotérmica)

4.4.4 Efeito de catálise

O princípio de Le Chatelier ignora a presença do catalisador. Oque acontece é que a velocidade de reação aumenta com a ação docatalisador porque ele abrevia o tempo necessário para que o sistemaalcance o equilíbrio. Ele não modifica a posição de equilíbrio, pois tan-to a reação direta como a inversa são catalisadas na mesma extensão, jáque ele não sofre uma transformação permanente no curso da reação.Ele participa da reação formando substâncias intermediárias que rea-gem imediatamente regenerando o catalisador.

Atividade 30

1) Dado o equilíbrio:ReaçãoDireta

2 NH3(g) N2 (g) + 3 H2 (g) + 22 kcalReaçãoInversa

Em que sentido ele é deslocado quando:a) aumenta-se a concentração do hidrogênio?b) diminui-se a pressão do sistema?c) aumenta-se a temperatura do sistema?d) diminui-se a temperatura do sistema?e) adiciona-se um catalisador?

121Química Aplicada às Ciências Naturais III

4.4.5 Efeito do íon comum

Observe a seguinte reação:

2 CrO42-

(aq) + 2 H+(aq) Cr2O7

2-(aq) + H2O (l)

Amarelo Laranja

Quando a concentração de [CrO42-] > [Cr2O7

2-], temos uma solu-ção com coloração amarela. E quando a concentração de [Cr2O7

2-] >[CrO4

2-]e que a ela temos uma solução de coloração laranja.

Como isso acontece?Vamos supor que se tenha uma solução de coloração amarela

(CrO42-), adicionamos algo ácido na solução, como por exemplo: gotas

de limão, laranja ou vinagre (ácido acético).Qualquer solução ácida, como aprenderemos neste módulo, libe-

ra íons H+ em meio aquoso, dessa forma, aumenta a concentração domeio e o deslocamento do equilíbrio é visualmente observado pela mu-dança de coloração, pois com uma maior quantidade de H+, haveráuma maior produção de Cr2O7

2-, com posterior aumento da concen-tração, e aparecimento da coloração laranja.

Então, por que efeito do íon comum?Adicionamos uma substância que apresenta um íon já presente

no equilíbrio, o íon comum H+. A isso damos o nome de efeito do íoncomum, como conseqüência, houve deslocamento do equilíbrio.

Agora, adicione soda caústica, mais conhecida como hidróxidode sódio (NaOH). O que será que acontece?

NaOH em água, dissocia em:

NaOH Na+(aq) + OH -(aq)

Os íons OH- existentes na solução de hidróxido de sódio encon-tram os íons H+ presentes na solução, que são consumidos para forma-ção de água líquida, de acordo com a seguinte equação:

OH -(aq) + H+(aq) H2O(l)

Com a remoção dos íons H+ da solução, não haverá mais a for-mação de Cr2O7

2-, que desloca o equilíbrio para esquerda resultando nacoloração amarela.

A adição de um íon que seja comum a um sistema em equilíbriosempre irá deslocar esse equilíbrio no sentido de diminuir a concentra-ção em mol/L do íon em questão. Esse princípio também explica oefeito das soluções - tampão.

Porém, agora estudaremos efeito dos íons H+ ou OH- em equi-líbrio, envolvendo ácidos-bases e equilíbrio iônico da água, indicado-res ácido-base e titulação ácido-base.

122 Química Aplicada às Ciências Naturais III

4.5 Equilíbrios que envolvem ácidos e bases

Na química, definimos ácidos e bases de maneiras diferentes. Umasubstância só é considerada ácida ou básica em função das possíveisinterações com outras substâncias.

Como?Para entender melhor o equilíbrio ácido-base, discutiremos o

comportamento da água pura.A água pura apresenta certa condutividade elétrica, o que eviden-

cia a presença de íons OH-(aq) e H+

(aq), através de sua dissociação. Mas,como o grau de condutividade é pequeno, essas espécies podem interagire formar água líquida novamente.

H2O(l) OH -(aq) + H+

(aq)

A dissociação da água caracteriza um estado de equilíbrio dinâ-mico, que é chamado equilíbrio iônico da água.

Na verdade, os íons H+ não estão isolados em solução aquosa,mas, combinados com a molécula de água, formando os íons hidrônio(H3O

+1), de acordo com a seguinte equação:

H2O H3O+1 + OH-1

No entanto, por questão de simplicidade, continuaremos a repre-sentar os íons hidrônio simplesmente por H+(aq).

Mais tarde, iremos estudar o equilíbrio iônico da água pura.Mas, antes, vamos estudar o que é uma solução ácida e básica.Considere uma solução aquosa de 0,2 mol/L de ácido clorídrico

(HCl) e ácido acético (CH3COOH). Se testarmos a condutibilidadeelétrica de cada uma, verificamos que, na solução de ácido clorídrico, alâmpada do dispositivo de teste brilha mais, enquanto que na soluçãode ácido acético, a luminosidade é baixa.

Em ácido os íons ionizam conforme as equações:

HCl H+(aq) + Cl -(aq)

CH3COOH H+(aq) + CH3COO -(aq)

A grande ionização do ácido clorídrico, ou seja, a grande quantida-de de íons livres é responsável pela alta condutibilidade da solução, en-quanto que na solução de ácido acético, a pequena quantidade de íonslivres é responsável pela pequena condutibilidade elétrica da solução.

Então, o que ocorre é que na solução de ácido clorídrico devemexistir somente íons H+

(aq) e Cl -(aq) na solução, o que torna a solução boacondutora de eletricidade. Enquanto que na solução de ácido acético,nem todas as moléculas se ionizam, assim temos na solução moléculasde CH3COOH e íons H+

(aq) e CH3COO-(aq). A baixa condutibilidade da

solução mostra que poucas moléculas sofreram ionização.

123Química Aplicada às Ciências Naturais III

4.6 Constante de ionização de um ácido e de dissociaçãode uma base

4.6.1 Definições de ácidos e bases

Ácido - É a substância que ioniza em água , produzindo o únicotipo de cátion.

(H3O+1) = hidroxônio ou hidrônio.

Considere o ácido genérico HA. A sua reação de ionização é re-versível. e, como todas as reações, atingirá o equilíbrio:

HA H3O+1 + A-1

A reação de equilíbrio é:

Ka (constante de ionização do ácido) = [H3O+1] [A-1] / [HA]

Como a água possui uma concentração constante, temos:

Ka = [H3O+1] [A-1] / [HA]

Podemos simplificar a reação, substituindo H3O+1 por H+

Assim, temos que:

Ka = [H+1] [A-1] / [HA]

Um valor muito alto de Ka indica que as concentrações dos íonsH+1 e A-1 são muito altas, e a quantidade de moléculas de HA é muitobaixa; então, os produtos são favorecidos e o ácido é forte. O ácidoclorídrico é um bom exemplo, pois a quantidade de íons H+

(aq) e Cl-(aq)na solução é praticamente 100%. Já quando as quantidades de íons H+1

e A-1 são pequenas, poucas moléculas se ionizam e o ácido é fraco. É oque ocorre com o ácido acético, em que poucas moléculas são ionizadas.

Como saber se um ácido é forte ou fraco, pois não temos umdispositivo para medir?

Pela constante de ionização.Veja:

HF Ka = 7 x 10 -4H2CO3 Ka = 4,5 x 10 -7

Quanto maior o valor do Ka, mais forte é o ácido. O HF (ácidofluorídrico) é um ácido mais forte que H2CO3 (ácido carbônico)

124 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Ácidos poliácidos:

H2S(aq) H+1

(aq) + HS- (aq) Ka = 1,1 . 10-7

Primeira ionização

HS- (aq) H+1

(aq) + S- (aq) Ka = 1,0 . 10-14

Segunda ionização

A primeira constante de ionização é maior que a segunda, indi-cando que a primeira ionização do hidrogênio da molécula do ácido émais fácil que a segunda e a terceira.

Base: composto que se dissocia em água formando íonshidróxido (OH-).

BOH + H2O B+1 + OH-1

No equilíbrio temos:

Kb = [B+1] [OH-1] / [BOH]

Seguindo o raciocínio usado para os ácidos, o valor de Kb deveser analisado de forma semelhante. Para bases fortes, o valor de Kb éalto, indicando que elas dissociam ou se ionizam com facilidade e que aconcentração de íons OH-1 e do cátion é maior.

Exemplo:

NaOH Na+(aq) + OH-(aq)

O hidróxido de sódio é uma base muito forte. Isso já indica que aconcentração dos íons [Na+1] e [OH-1] é maior que a concentração de[NaOH]. Se o Kb é baixo, a quantidade de íons em solução é menor.No equilíbrio temos:

Kb = [Na+1] [OH-1] / [NaOH]

A partir dessa discussão, podemos chegar à definição de ácidoe bases de Arrhenius, que foi apresentada acima, para ácidos e bases.A partir dessa teoria, várias outras teorias foram propostas. Uma con-seqüência da teoria de Arrhenius, é que poderemos considerar quenem todos ácidos e bases são igualmente fortes, ou seja, nem todasdissociam na mesma extensão. Nesse texto, vimos que o ácido clorí-drico e o hidróxido de sódio, um ácido forte e uma base forte, emágua, dissociam-se totalmente, sendo assim considerados ácido fortee base forte. E vimos que o ácido acético não se dissocia totalmente,sendo considerado um ácido fraco. O ácido acético é o componentedo vinagre.

125Química Aplicada às Ciências Naturais III

4.6.1.1 Teoria de Bronsted - LowryÁcido - Composto que fornece prótons (H+) em qualquer solvente.Base - Composto que aceita prótons (H+) em qualquer solvente.Exemplo:

1HCl + H2O H3O

+1 + Cl-1

2

Observe pela reação 1, que o ácido HCl fornece o próton para aágua e se transforma no ânion Cl-1.

Na reação 2, o ânion Cl-1 recebe o próton do H3O+1 para gerar o HCl.

Então:Como HCl fornece um próton para a água na reação 1 :

Exemplo:

HCl + H2O H3O+1 + Cl-1

ácido base

Na reação 2, ânion Cl-1 recebe o próton do H3O+1. Temos:

Exemplo:

HCl + H2O H3O+1 + Cl-1

ácido base

A partir do que foi apresentado acima, temos o conceito do parconjugado:

Da seguinte forma:O HCl forneceu o próton para a água, se transformando em Cl-1.Quando o ácido cede o próton, transforma-se na base conjugada

HCl H3O+1 + Cl-1

ácido base conjugada

A água recebe o próton e se transforma em H3O+1 . Quando a

base recebe o próton, transforma-se no ácido conjugado.

H2O + H+1 H3O+1

base ácido conjugado

126 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

Simplificando, temos o par HCl / Cl-1 e o par H2O / H3O+1.

HCl + H2O H3O+1 + Cl-1

ácido 1 base 1

HCl + H2O H3O+1 + Cl-1

base 2 ácido 2

Qual a diferença entre eles? Um Próton.Lembre-se de que na definição, foi escrito para qualquer solvente.

Então:

HCl + NH3 NH4+ + Cl -

O solvente não é mais a água. Assim, o HCl forneceu o prótonpara o NH3, transformando-se em Cl-1. Quando o ácido cede o próton,transforma-se na base conjugada.

HCl NH4+ + Cl -

ácido base conjugada

Quando a base recebe o próton, transforma-se no ácido conjugado.

NH3 + H+1 NH4+

base ácido conjugado

HCl + NH3 NH4+ + Cl -

ácido 1 base 2 ácido 2 base 1

Em conclusão, podemos observar que a teoria de Bronsted-Lowryé mais completa que a de Arrhenius, pois considera para solução aquo-sa ou outra solução, veja os exemplos acima.

Atividade 31

1) Considere a seguinte reação de Bronsted - Lowry e determineos ácidos e bases como também os pares conjugados.

HF + H2O H3O+1 + F-1

4.6.1.2 LewisÁcido - Receptor de um par de elétrons.Base - Doador de um par de elétron.Este é o conceito mais completo, porém não é o objetivo deste

trabalho.Para que estou estudando isso? Aguarde!

127Química Aplicada às Ciências Naturais III

4.7 A força dos ácidos e das bases

No tópico anterior, foi abordado que, segundo Arrhenius, todoácido em solução aquosa libera H+ e a base libera OH-.

Já segundo Bronsted-Lowry, o ácido fornece o próton e a baserecebe o próton.

Assim, para medir a força do ácido, sabemos que se este tivergrande tendência para fornecer prótons, dizemos que ele é um ácidoforte. Caso contrário, será fraco.

Se uma base tiver muita tendência em receber o próton, dizemosque é uma base forte. Caso contrário, será fraca.

Ao estudarmos fatores que deslocam o equilíbrio, vimos que osequilíbrios podem ser deslocados para a direita ou para a esquerda.Vamos analisar agora para ácidos e bases. Mas antes, porém, teremosque relembrar sua teoria.

Exemplos:

HCl + H2O H3O+1 + Cl-1

HCN + H2O H3O+1 + CN-1

Se testarmos a condução elétrica das soluções de HCl (ácido clo-rídrico) e HCN(ácido cianídrico), verificaremos que a lâmpada acendemais intensamente para o HCl. Isto indica que o ácido clorídrico liberamuito mais íons que o ácido cianídrico. Portanto, o HCl é um ácidomais forte.

Obs.: pode-se representar H3O+1 ou H+1.

Então: Vimos que, na prática, a maioria das moléculas do HClestão na forma na forma de íons H3O

+1 + Cl-1. Dessa forma, oequilíbrio é deslocado para a direita.

HCl + H2O H3O+1 + Cl-1

ácido forte base fraca

Como o HCN é um ácido fraco poucas moléculas sofremionização. Assim, ele se encontra, na sua maioria, na forma molecular(HCN).

HCN + H2O H3O+1 + CN-1

Ácido fraco base forte

Fazendo as constantes de ionização para os dois ácidos, temos aexpressão da constante de ionização:

[H3O+1] [Cl-1] Ka = [H3O

+1] [CN-1]

[HCl] [HCN]

128 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Ka = Ka =

129Química Aplicada às Ciências Naturais III

Como a maioria das moléculas do HCl estão na forma na formade íons H3O

+1 + Cl-1, o numerador é maior que o denominador.Assim, o valor de Ka é muito grande. Já em relação ao HCN, poucasmoléculas sofrem ionização. Assim, ele se encontra, na sua maioria, naforma molecular (HCN). O numerador é menor do que o denomina-dor. O valor de Ka é pequeno.

Dessa forma, chega-se à conclusão de que, quanto maior o valorde Ka (constante de ionização, mais forte é o ácido. O mesmo compor-tamento é seguido para as bases. Quanto maior o Kb (constante dedissociação), mais forte é a base e vice-versa.

É importante ressaltar que a constante de ionização de um ácidodepende da temperatura.

130 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@Atividade 31

1) Considerando que o ácido clorídrico apresenta de grau deionização de 100%, calcule as concentrações dos íons H+ e OH- emcada uma das seguintes soluções aquosas:

a) 0,1 mol/L de HCl

b) 0,01 mol/L de HCl

2) A constante de acidez ou equilíbrio dos ácidos HA, HB e HCa 25 ºC são, respectivamente, iguais a 1,8 x 10-5; 5,7 x 10-8 e 1,8 x10-4.Qual a ordem crescente de força desses ácidos?

3) Pelos valores de suas constantes de ionização o HCl, é classifi-cado como um ácido forte e o HF como um ácido fraco. Assim, nassoluções aquosas de igual molaridade ou concentração de HCl e HF, háconcentração de:

a) moléculas não-ionizadas são iguais.

b) moléculas não-ionizadas é maior na solução de HCl.

c) moléculas não-ionizadas é praticamente nula na solução de HF.

d) íon halogênio é maior na solução de HCl.

e) íons H+ é igual.

131Química Aplicada às Ciências Naturais III

132 Química Aplicada às Ciências Naturais III

4.8 Equilíbrio iônico

A presença de íons H+1 e OH-1 indica que a água se comporta tantocomo um ácido, como uma base de Arrhenius, a substância apresenta umduplo comportamento, é uma substância anfótera. Entretanto, como asquantidades dos íons são iguais, ela não apresenta nem comportamentoácido nem básico. Vamos estudar o equilíbrio iônico da água.

4.8.1 Equilíbrio iônico da água pura

Ao olharmos um recipiente contendo água pura, podemos imagi-nar que as moléculas estão em constante movimento. Estas moléculas, aosofrerem choques, ocorre a transferência de íons. Como isso, pode serobservado? Nesse teste, faz-se passar corrente elétrica pela solução e apresença de íons é constatada pelo acendimento da lâmpada. Soluçõesiônicas conduzem eletricidade. Há íons até mesmo na água pura, mes-mo que em baixa concentração.

Para a água pura temos a seguinte reação de ionização:

H2O + H2O H3O+1 + OH-1

Como a reação é reversível, esta apresenta uma constante de equi-líbrio:

[Produto]

[Reagente]Kc =

133Química Aplicada às Ciências Naturais III

A representação da constante de equilíbrio para o processo seria:

[H3O+1] [OH-1]

[H2O] [H2O]

Como a concentração de H2O é constante, pode ser incorporadaa Kc, originando Kw. O Kw é conhecido como produto iônico da águae é dado por:

Kw = [H3O+1] x [OH-1]

Como saber que a concentração da água é constante?Para 1L de água, a massa é de aproximadamente 1000g. Como a

ionização ocorre apenas com algumas moléculas de água, então:

Massa de H2O =1000gMassa Molar H2O = 18gVolume = 1L

Número de mols de H2O = massa/massa molar = 1000/18 =55,5 mols

[H2O] = número de mols/ volume = 55,5 /1A água pura tem a concentração constante de 55,5 M

4.9 Equilíbrio Químico: pH e pOH

Uma conseqüência importante da teoria de ácido-base deArrhenius é a possibilidade de estabelecer uma escala para medir a aci-dez e a basicidade. Esta escala é conhecida como escala de pH.

Como visto anteriormente, todas as constantes de equilíbrio de-pendem da temperatura. Então, o seu valor varia com a temperatura. A25 ºC, ele é igual a 10-14. E com ele podemos calcular as concentraçõesde H+1 e OH-1. A equação de auto - ionização de água fornece um íonH+1 e um íon OH-1.

Desse modo, na água pura [H+1] = [OH-1].Então: Kw = [H3O

+1] x [OH-1] = [H+1] x [OH-1] = 10-14

Daí se conclui que na água pura a 25 ºC:

[H+1] = [OH-1] = 10-7

Portanto, o produto iônico da água pode ser calculado da seguin-te maneira:

Kw = [H3O+1] x [OH-1] = [H+1] x [OH-1] = [1,0 x 10-7] x [1,0 x 10-7] = 1,0 x 10-14

Quando a solução apresenta [H+1] = [OH-1], dizemos que a solu-ção é neutra.

Kc =

4.9.1 Alterando o equilíbrio iônico da água

Adicionando à água um soluto capaz de fornecer mais íons H+1

ou OH-1, as concentrações desses íons serão alteradas e o estado deequilíbrio será perturbado.

Assim, se adicionarmos um ácido forte na água como o ácidoclorídrico, ao ser dissolvido ele sofre ionização, produzindo mais íonsH+1, alterando o estado de equilíbrio da água pura. Dessa forma, asconcentrações dos íons H+1 e OH-1 serão diferentes de 1,0 x 10-7. Comoa concentração de [H+1] aumentou e a de [OH-1] diminuiu, para que oproduto iônico seja mantida constante ou [H+1] [OH-1] = 1,0 x 10-14, asconcentrações dos íons H+1 e OH-1 serão diferentes.

O caráter ácido de uma solução se deve à presença de íons H+1

em quantidade maior que OH-1.

[H+1] > [OH-1]

ConclusãoQuando a solução apresenta [H+1] > [OH-1], dizemos que a solu-

ção é ácida. Uma solução ácida apresenta íons H+1 na água pura, comconcentração maior que a concentração do íon OH-1 que se reduz paramanter a constância do produto iônico.

[H+1] > 10 -7 e [OH-1] < 10 -7[H+1] x [OH-1] = 10-14

Adicionando à água um soluto capaz de fornecer mais íons OH-

ou mais íons H+1, as concentrações desses íons serão alteradas e o esta-do de equilíbrio será peturbado.

Assim, se adicionarmos uma base forte na água como o hidróxidode sódio, ao ser dissolvido ele sofre ionização, produzindo mais íonsOH-1, alterando o estado de equilíbrio da água pura. Dessa forma, asconcentrações dos íons H+1 e OH-1 serão diferentes de 1,0 x 10-7. Comoa concentração de [H+1] diminuiu e a de [OH-1] aumentou, para que oproduto iônico seja mantido constante ou [H+1] x [OH-1] = 1,0 x 10-14 ,as concentrações dos íons H+1 e OH-1, serão diferentes.

O caráter básico da uma solução se deve à presença de íons OH-1

em quantidade maior que H+1.

[H+1] < [OH-1]

ConclusãoQuando a solução apresenta [H+1] < [OH-1], dizemos que a solu-

ção é básica. Uma solução é básica quando apresenta uma concentra-ção de íons OH-1 maior que a do íon H+1.

[H+1] < 10 -7 e [OH-1] >10 -7[H+1] [OH-1] = 10-14

134 Química Aplicada às Ciências Naturais III

A acidez ou basicidade de uma solução depende do predomíniodo íon H+1 ou OH-1.

Para indicar uma maneira bastante prática de expressar a acidezou basicidade de uma solução, um químico dinamarquês, Peter LauritzSorensen (1968 - 1939), propôs a chamada escala de pH. Esta varia de0 a 14.

O pH de uma solução pode ser definido a partir da concentraçãomolar de íons H3O +1 ou H+1.

pH = - log [H+1]

Qual a vantagem de se empregar pH?.O suco de tomate tem uma concentração de íons H+1 na ordem

de 0,0001 mol/L, ou seja, 10-4

Assim, temos que:pH = - log [H+1]pH = - log 10-4 = pH = 4

O pH = 4, quer dizer que a concentração de íons H+1, vale 10-4.Da mesma forma que a concentração de íons OH-1 é expressa

pelo termo OH-1.O amoníaco possui uma basicidade de 1,0 . 10-3, de íons OH-1,

nos produtos de limpeza. Então:pOH = - log [OH-1]pOH = - log 1,0 x 10-3= pH = 3

4.9.2 A relação entre pH e pOH

Lembrete

log 1= log 10º = 0log 101 = 1- log 101 = - 1- log 10 -1 = 1log (ab) = log a + log blog (a/b) = log a - log blog ab = b log a

Como :Kw = [H1+] [OH1-] = 10-14

Aplicando logaritmo:log [H1+] + log [OH1-] = log 10-14

log [H1+] + log [OH1-] = -14 x (-1)- log [H+1] - log [OH1-] = 14

135Química Aplicada às Ciências Naturais III

136 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Lembrando que:pH = - log [H+1]pOH = - log [OH-1]

Finalmente, teremos:

pH + pOH = 14

Escala de pH:

Resumo:Soluções ácidaspH < 7[H3O

+1] > 10-7 mol/L[OH-1] < 10-7 mol/L

Soluções neutraspH = 7[H3O

+1] = 10-7 mol/L[OH-1] = 10-7 mol/L

Soluções básicaspH > 7[H3O

+1] < 10-7 mol/L[OH-1] > 10-7 mol/L

Valores típicos de pH para soluções aquosascomuns. As regiões em morrom indicam os

pH de líquidos considerados corrosivos.

137Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

@Exercícios resolvidos

1) Calcule o pH de um meio cuja concentração hidrogeniônica éde 0,001 mol/L.

Resolução:[H1+] = 0,001 M = 10-3 MpH = - log [H+1]pH = - log [10-3]pH = 3como a soma de pH e pOH sempre dá 14 (25°C), temos que:

pOH = 11 [OH-1] = 10-11

2) Calcule o pOH de um meio cuja concentração hidroxiliônica éde 0,01 mol/L.

Resolução:[OH1-] = 0,01 = 10-2MpOH = - log [OH-1]pOH = - log [10-2]pOH = 2

Atividade 32

1) Determine o pH de uma solução que apresenta [OH-1] = 10-8

mol/L.

2) Uma solução apresenta concentração hidrogeniônica igual a10 -11 mol/L. Qual o seu pOH?

3) Observe os dados da tabela abaixo:

SOLUÇÃO [H+] (25º C)

A 1,0 . 10-3 M

B 1,0 . 10-7 M

C 1,0 . 10-10M

Com base nos dados, assinale a alternativa correta:a) A solução A tem pH = 11 e é básica.b) A solução B tem pH = 7 e é ácida.c) A solução C tem pH = 10 e é neutra.d) A solução A tem pH = 3 e é ácida.e) A solução C tem pH = 4 e é ácida.

4) A tabela abaixo fornece o intervalo aproximado de pH dealguns líquidos do nosso corpo. Observe:

LÍQUIDO pHSuco gástrico 1 a 3

Saliva 6,2 a 6,9Urina 4,8 a 7,5 (normal = 8)Leite 6,6 a 7,6

Sangue 7,3 a 7,5Lágrima 7,3

Assinale os líquidos que estão na faixa das soluções alcalinas (bá-sicas)?

a) Suco gástrico e sangueb) Sangue e lágrimac) Saliva e leited) Suco gástrico e salivae) Urina e saliva

4.9.3 Indicadores ácido-base

É uma substância que muda de cor em certa faixa de pH, ou seja,é um corante, solúvel em água, cuja cor depende do pH. A mudançarápida em pH ocorre no ponto estequiométrico de uma titulação, asinalização é feita pela mudança rápida da cor do corante à medida queresponde ao pH.

138 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Como funciona o indicador?Indicadores são ácidos fracos, nos quais as moléculas neutras HIn

(In significa indicador) e os In- apresentam cores diferentes.

Equação :

HIn (aq) + H2O(l) H+1 + In -

KIn = [H+1] x [In -] / [HIn]

O deslocamento do equilíbrio é que provoca a mudança de cor :Quando o meio é ácido, com grande quantidade de H+1, o equilí-

brio se desloca para a esquerda com a concentração de HIn maior .

HIn (aq) + H2O(l) H+1 + In-

A solução tem coloração de forma ácida do indicador.Em meio básico, os íons OH- retiram os íons H+1 do meio for-

mando a água; então, o equilíbrio se desloca para a direita, pois não háformação de HIn.

HIn (aq) + H2O(l) H+1 + In-

A solução tem cor da forma básica do indicador.

139Química Aplicada às Ciências Naturais III

140 Química Aplicada às Ciências Naturais III

O indicador fenolftaleína, que é o indicador mais comum, quando tem a forma básica, apresenta-se na coloração rosa, e na ácida é incolor.

141Química Aplicada às Ciências Naturais III

@Atividade 33

1) Um químico precisa identificar uma solução de pH = 2,5. Atra-vés da tabela apresentada anteriormente(mudanças de cor do indicador),sugira que indicadores podem ser usados. Qual a coloração apresentadapelo indicador?

No laboratório, usamos os indicadores para fazermos titulaçãoácido-base.Veremos agora.

4.10 Titulação ácido - base

A titulação ácido - base é o processo pelo qual a concentração deuma solução ácida (básica) é determinada a partir da reação com umasolução básica (ou ácida) de concentração conhecida.

Acidimetria é o processo de determinação da concentraçãode uma solução ácida.

Alcalimetria é o processo de determinação da concentraçãode uma solução básica.

Tanto em um como no outro são utilizados indicadores ácido-base, que tem a propriedade de apresentar uma cor em meio ácido eoutra em meio básico. A fenolftaleína é um indicador muito utilizadoem titulações que envolvem ácidos e base fortes. Em sua presença,soluções ácidas ficam incolores e as básicas ficam rosas.

Metodologia:1 - Com a pipeta, colocamos em um erlenmeyer uma solução de

hidróxido de sódio.2 - Adicionamos 2 gotas de fenolftaleína à solução de hidróxido

de sódio, que adquirirá coloração rosa.

142 Química Aplicada às Ciências Naturais III

3 - Enchemos uma bureta com uma solução de HCl.4 - Abrimos a torneira da bureta e, lentamente, adicionamos sob

agitação constante do erlenmeyer, a solução ácida à básica.5 - Quando a solução ficar incolor, a reação entre o ácido clorídri-

co e o hidróxido de sódio se completou totalmente. Nesse momento,dizemos que foi atingido o ponto de equivalência.

Número de mols de H+ = número de mols de OH-

Como Molaridade = número de mols/ volume

Então número de mols = Molaridade x Volume

Desta forma: M' x V' = M'' x V''

Exemplo resolvido50 mL de hidróxido de sódio reagem completamente com 15

mL de HCl 2 mol/L.Calcule a molaridade do hidróxido de sódio.

Resolução:V' de NaOH= 50 mL M' x V'= M'' x V''M' = ? M' x 50 = 2 x 15V ''de HCl= 15 mL 50 x M' = 30M'' de HCl = 2 mol/L M'= 0,6 mol/L

Exemplo de Curvas de Titulação.

4.11 Hidrólise salina

O que será que acontece quando jogamos um sal na água?. Ele sóse dissolve?.

A água é largamente utilizada na produção de soluções. No en-tanto, em alguns casos, além de proporcionar a dissolução de sais, aágua reage com a substância originando soluções ácidas, básicas ou neu-tras. Este fenômeno é conhecido por hidrólise. A hidrólise de um sal éa reação entre seu cátion ou seu ânion ou de ambos com as moléculasda água. Quando o agricultor joga calcário no solo (CaCO3), ele esperaobter um solo básico. Do mesmo modo que quando tomamos um an-tiácido, o bicarbonato de sódio (NaHCO3), que tem caráter básico,esperamos combater a azia (acidez do estômago).

4.11.1 Sais de ácidos fracos e bases fortes: só o ânion do salse hidrolisa, ocorre liberação de íons e a solução resultante serábásica. Como?

KCN(s) → K+1 + CN-1

KOH HCN

KOH K+1 + OH1-

HCN H1+ + CN-1

HOH H1+ + OH1-

O K+1 vem de uma base forte KOH, essa base permanece total-mente dissolvida na forma dos íons. Já o íon CN-1 vem de um ácidofraco, por isso se apresenta quase que totalmente na forma molecularcom poucos íons em solução. Temos a hidrólise do sal formado de umácido fraco com uma base forte, que origina uma solução básica, já quea concentração de OH1- é maior .

Sais de ácidos fortes e bases fracas: só o cátion do sal sehidrolisa, ocorre liberação de íons H1+ e a solução resultante será ácida.

NH4Cl(s) NH4+1 + Cl - 1

NH4OH HCl

NH4OH NH4+1 + OH-1

HCl H+ 1 + Cl- 1

HOH H+ 1 + OH-1

143Química Aplicada às Ciências Naturais III

144 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

O NH4+1 é proveniente da base NH4OH (hidróxido de amônio),

que é uma base fraca, a quantidade de íons é menor e o Cl-1 é proveni-ente do HCl que é um ácido forte, a quantidade de íons é maior que demolécula. Então, você pode concluir por tudo que já foi explicado nes-te tópico, que a hidrólise de um sal que é formado de uma base fraca eum ácido forte origina uma solução ácida.

4.11.2 Sais de ácidos fracos e bases fracas: ocorre hidrólise docátion e do ânion. A solução resultante será ácida se o ácido formadoapresentar constante de ionização mais alta que a da base. A soluçãoresultante será básica se a base apresentar constante de ionização maisalta que a do ácido. A solução resultante será neutra se as constantes deionização do ácido e da base forem equivalentes.

Ka > Kb pH ligeiramente menor que 7 (ácido)Ka < Kb pH ligeiramente maior que 7 (básico)

HCN H+1 + Cl-1 Ka HCN = 5 x 10-10

NH4OH NH4+1 + OH-1 Kb NH4OH = 2 x 10-5

Como a constante de ionização da base fraca é mais alta que a doácido fraco, a solução será levemente básica.

4.11.3 Sais de ácidos fortes e bases fortes: Não ocorre hidrólise,pois ambos os íons gerados na dissolução do sal, mesmo reagindo coma água formariam os ácidos e bases fortes originais, que se dissociamfortemente. A solução resultante é neutra (pH = 7).

NaCl(s) Na+1 + Cl-1

HOH H1+ + OH-1

Exercício resolvido

1) Determine se a solução aquosa de cada um destes compostos éácida, básica ou neutra:

a) LiClb) NH4Cl

Resolução:a) O LiCl é proveniente de LiOH + HCl LiCl + H2O

Base forte + ácido forte Sal neutro

b) NH4OH + HCl NH4Cl + H2OBase fraca + ácido forte Sal ácido

4.12 Sistemas - tampão

Em muitos processos químicos, é de extrema importância que opH da solução se mantenha constante. Nos aquários, são sempre adicio-nadas soluções para manter o pH constante, e assim evitar a mortandadedos peixes. O pH do nosso sangue varia entre 7,35 e 7,45. Se, por algumdistúrbio ou doença, o valor do pH ficar acima de 7,8 ou abaixo de 6,8,a pessoa pode sofrer danos irreversíveis em seu cérebro ou até falecer.Felizmente, o sangue humano é um tamponado e essa característica estáassociada à presença das espécies bicarbonato/ácido carbônico (HCO3

-

/ H2CO3), como também dos íons carbonato (CO3-2).

O que é uma solução-tampão?Solução com a propriedade de manter o pH praticamente cons-

tante, mesmo quando adicionado uma base ou ácido forte. A solução-tampão é uma mistura de ácido fraco e sal derivado como bicarbonatoe ácido carbônico ou uma mistura de base e sal derivado dessa base.

Então, se alguma espécie ácida entrar na corrente sanguínea, osíons hidrônio reagem com os íons bicarbonato formando o ácidocarbônico, que pode ser representada pela equação:

HCO3- + H3O

+ H2CO3 + H2O

Como o ácido carbônico é um ácido fraco, existe um equilíbrioentre os íons hidrônio e os íons bicarbonato.

Se alguma espécie básica entrar em contato com a corrente san-guínea, reagirá com os íons hidrônio para formar a água. Assim, umamaior quantidade de moléculas de ácido carbônico ionizará para reporos íons hidrônio que interagiram e mais ácido carbônico será produzi-do a partir do dióxido de carbono produzido no sangue.

CO2 + H2O H2CO3

Conclusão: ao colocarmos íons H+ ou OH-, houve formação doácido carbônico, já presente no plasma sanguíneo. Por isso, não houvevariação de pH.

Os comprimidos antiácidos também atuam como tampões e suaação se deve aos íons carbonato e bicarbonato.

4.13 Produto de solubilidade

No estudo de soluções, vimos que ao adicionarmos um pouco desal de cozinha em um recipiente com água, verificamos que ele dissolve.Se continuarmos a adicionar sal, após algum tempo, ele não se dissolve ese deposita no fundo do recipiente, formando uma mistura heterogênea,constituída de uma fase líquida, que é a solução saturada de cloreto desódio e uma sólida, que é o cloreto de sódio que não dissolveu, que échamado de corpo de fundo ou corpo de chão ou precipitado.

Como discutido anteriormente, em soluções, uma certa quantidadede solvente só é possível dissolver uma quantidade fixa de soluto. Essaquantidade depende da temperatura e do coeficiente de solubilidade.

145Química Aplicada às Ciências Naturais III

Numa solução saturada com corpo de fundo de um sal, existe umequilíbrio entre os íons presentes na solução e o sólido precipitado nofundo do recipiente. Por exemplo:

BaSO4 Ba+2 + SO4-2

Este equilíbrio é conhecido como de solubilidade e a constante desteequilíbrio é chamada de produto de solubilidade (Ks ou Kps). Esta cons-tante é igual ao produto das concentrações dos íons na solução saturada,elevada aos coeficientes da reação. Para o exemplo acima, teríamos.

Kps = [Ba+2] x [SO4-2]

Para o fosfato de cálcio, a Ks pode ser obtida a partir da equaçãode dissociação do sal.

Ca3(PO4)2 3 Ca+2 + 2 PO4-3

Ks = [Ca2+]3 x [PO43-]2

Para um dado sal, o Ks ou Kps depende da temperatura. Quantomais alto é o valor de Ks, mais solúvel é a substância. Valores de Ksmuito baixos são característicos de substâncias pouco solúveis. A pre-cipitação em uma solução é determinada pelo valor de Ks.

Se o produto das concentrações dos íons na solução for:• menor que o valor de Ks, a solução é insaturada;• igual ao valor de Ks, a solução é saturada;• maior que o valor de Ks, ocorrerá a formação de precipita-do até que o valor de Ks seja atingido.

Em outras palavras, as precipitações são mais facilmente obtidasem soluções de sais de baixa solubilidade.

Veja abaixo a tabela com produto de solubilidade de algumassubstâncias.

OBS. : O sufato de bário é um sal neutro. Se você for ao tópicohidrólise salina, vai entender o porquê.

146 Química Aplicada às Ciências Naturais III

@Exercício resolvido

1) Considere os seguintes sais de prata e seus produtos de solubi-lidade, em solução aquosa a 25 °C.

Substância Produto de solubilidadeAgCl 1,8 x 10-10

AgBr 3,3 x 10-13

AgI 1,5 x 10-16

AgCN 1,2 x 10-13

O sal mais insolúvel na água é:a) AgIb) AgBrc) AgCld) AgCN

ResoluçãoQuanto menor o produto de solubilidade, mais insolúvel é o sal.

Entre as opções, o mais insolúvel é o AgI. A alternativa correta é a letra A.

O valor da constante de solubilidade de uma substância pode serdeterminado conhecendo a concentração da solução saturada dessasubstância. No caso do sulfato de bário (BaSO4), sua solubilidade é 1,5x 10-9 mol/L. Pela reação apresentada abaixo, pode-se observar que aconcentração das substâncias são iguais, já que a proporção é de 1:1.

BaSO4 Ba+2 + SO4-2

Assim, o Kps = [Ba+2] x [SO4-2] = (1,5 x 10-9) x (1,5 x 10-9) = 2,25 x 10-18

Cálculo da solubilidade da substância conhecendo-se seu produtode solubilidade.

Exercício resolvido

1) Numa solução aquosa contendo 1,0 x 10-3 mol/L de íonscloreto, qual a menor concentração molar de Ag+1 necessária para pre-cipitar AgCl, a 25 °C ?

a) 1,0 x10-10

b) 1,8 x10-10

c) 1,0 x10-7

d) 1,6 x10-7

e) 1,0 x10-3

147Química Aplicada às Ciências Naturais III

@

ResoluçãoPara o AgCl teríamos a seguinte dissociação:

AgCl Ag1+ + Cl1-

A expressão do produto de solubilidade seria dada por.

Ks = [Ag1+] x [Cl1-]

Sabendo que para esta situação Ks = 1,6 x 10-10 (ver tabela dosprodutos de solubilidade a 250 C, ver pag. 146) e que [Cl1-] = 1,0 x10-3

mol/L, podemos calcular a mínima concentração de íons Ag+1 que podecausar a precipitação de AgCl nesta solução.

Ks= [Ag1+] x [Cl1-]1,6 x 10-10 = [Ag1+] x 1,0 x10-3

[Ag1+] = 1,6 x 10-10 / 1 x 10-3

[Ag1+] = 1,6 x 10-7

A alternativa correta é a letra D.

2) O sulfeto de ferro II, apresenta o Kps de 4 x 10 -19. Calcule aconcentração dos seus íons.

Resolução:Equação:

FeS(s) Fe+2(aq) + S-2 (aq)

4 x10 -19 X X

Se não conhecemos as concentrações dos íons, chamaremos de x mol/L.Assim:

Kps = [Fe+2] x [S-2]4 x 10-19 = X x XX2 = 4 x 10-19

X = 6,32 x10-10

Resumo do tema

Estudamos os equilíbrios, porque todas as reações químicasagem no sentido de se aproximar do estado de equilíbrio. Oprincípio de Le Chatelier é aplicado num sistema em equilí-brio com a finalidade de prever a maneira pela qual umsistema responderá a uma pertubação, como exemplo au-mento ou diminuição da temperatura.

148 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Em soluções de ácidos e bases fracos, estabelece-se um equilíbrioentre íons e moléculas não ionizadas ou aglomerados iônicos nãodissociados. A constante de equilíbrio nesses casos é chamadaconstante de ionização. Quanto maior a constante de ionização,maior a força do ácido e da base. Quando a solução apresenta[H+1] = [OH-1], dizemos que a solução é neutra. Quando a solu-ção apresenta [H+1] > [OH-1], dizemos que a solução é ácida.Uma solução ácida apresenta íons H+1 na água pura, com con-centração maior que a concentração do íon OH-1 que se reduzpara manter a constância do produto iônico.

[H+1] > 10 -7 e [OH-1] < 10 -7[H+1] [OH-1] = 10-14

Quando a solução apresenta [H+1] < [OH-1], dizemos que a so-lução é básica. Uma solução é básica quando adicionamos íonsOH-1 na água pura, a concentração do íon H+1 se reduz pelomesmo motivo.

[H+1] < 10 -7 e [OH-1] >10 -7[H+1] [OH-1] = 10-14

A acidez ou basicidade de uma solução depende do predomíniodo íon H+1 ou OH-1.Para indicar uma maneira bastante prática de expressar a acidez oubasicidade de uma solução, um químico dinamarques, Peter LauritzSorensen (1968 - 1939), propôs a chamada escala de pH. Estavaria de 0 a 14.O pH de uma solução pode ser definido a partir da concentraçãomolar de íons.Para um dado sal, o Ks depende da temperatura. Quanto mais altoé o valor de Ks mais solúvel é a substância. Valores de Ks muitobaixo são característicos de substâncias pouco solúveis. A precipi-

tação em uma solução é determinada pelo valor de Ks.Se o produto das concentrações dos íons na solução for:

• menor que o valor de Ks, a solução é insaturada.• igual ao valor de Ks, a solução é saturada.

• maior que o valor de Ks, ocorrerá a formação deprecipitado até que o valor de Ks seja atingi-do.Em outras palavras, as precipitações são maisfacilmente obtidas em soluções de sais de baixasolubilidade.

149Química Aplicada às Ciências Naturais III

CADERNO DE ATIVIDADESPRÁTICAS DE QUÍMICA APLICADA

ÀS CIÊNCIAS NATURAIS III

A Importância do Experimento em Química

O Porquê da Experiência

Apesar do grande desenvolvimento teórico da Química, ela con-tinua a ser uma ciência eminentemente experimental; daí a importânciadas aulas práticas de Química. A experiência treina o aluno no uso demétodos, técnicas e instrumentos de laboratório e permite a aplicaçãodos conceitos teóricos aprendidos.

Nas ciências, os fatos experimentais negam ou incentivam as teo-rias e estas propõem novos experimentos. De tal modo se entrelaçamteorias e fatos experimentais, de forma que o cientista deve fazer o es-forço para romper com a teoria quando esta não se aplica aos experi-mentos, ou refazer os experimentos até conseguir resultados mais con-vincentes cientificamente.

O Laboratório Químico

O laboratório Químico é o lugar privilegiado para a realizaçãode experimentos, possuindo instalações de água, luz e gás de fácil aces-so em todas as bancadas. Possui ainda local especial para manipulaçãodas substâncias tóxicas (a capela), que dispõe de sistema próprio deexaustão de gases. O destilador, a balança analítica, vidrarias de todotipo e tamanho e reagentes com grau de pureza analítica são recursosmínimos de qualquer laboratório.

O laboratório é um local de trabalho onde há risco de acidentesdevido a existência de substâncias tóxicas, inflamáveis e explosivas. Porisso, é equipado com extintores de incêndio, lava-olhos, chuveiro e saí-das de emergência e uma farmácia de primeiros socorros. É imprescin-dível que alunos, técnicos e professores conheçam e sigam as normasde segurança de um laboratório químico.

O estudante de química utiliza o laboratório para obtenção dedados sobre certo processo ou sistema químico. Em qualquer experi-ência, deve-se estar a par sempre das práticas e processos usuais nolaboratório.

Como aluno, deve-se observar, atentamente, as instruções doprofessor, que lhe dará informações suplementares, especialmente asreferentes a medidas de segurança. O sucesso no trabalho desenvolvi-do pelo aluno dependerá, em grande parte, da sua capacidade de seguiras sugestões e conselhos do professor, bem como estabelecer ser pró-prio planejamento prévio.

Em muitas experiências, o procedimento do aluno deve ser de talnatureza que favoreça o espírito de cooperação da equipe que trabalhana mesma investigação. É importantíssimo manter um ambiente de ca-maradagem no laboratório, evitando todas as práticas que possam pro-vocar distúrbios, irritação ou danos ao colega.

153Química Aplicada às Ciências Naturais III

Regras de Segurança de Laboratório

O laboratório é um local onde há um grande número de equipa-mentos e reagentes que possuem os mais variados níveis de toxidez.Este é um local bastante vulnerável a acidentes, desde que não se traba-lhe com as devidas precauções. Abaixo, apresentamos alguns cuidadosque devem ser observados, para a realização das práticas, de modo aminimizar os riscos de acidentes. Você pode complementar esse texto,bem como inteirar-se das operações de emergência em caso de aciden-te, junto à Comissão Interna de Prevenção de Acidentes (CIPA).

Antes da Aula Prática

Para que os trabalhos experimentais sejam dignos de confiança, énecessário que o aluno siga corretamente as instruções e execute as ex-periências com o máximo rigor possível. Para tanto, seguem algumasinstruções adicionais:

1) Estude os conceitos teóricos envolvidos, leia com atençãoo roteiro da prática antes de sua realização e tire todas as dúvidas, antesda execução das mesmas.

2) Obtenha as propriedades químicas, físicas e toxicológicasdos reagentes a serem utilizados, e a forma de prevenir e contornar ospossíveis acidentes causados por eles. Em muitos casos, essas instru-ções são encontradas no próprio rótulo do reagente ou no catálogo dofabricante (p. ex.: Merck Index).

3) Localize as saídas do laboratório, extintores de incêndio,chuveiro, lava-olhos, armário de pronto-socorro, o telefone mais pró-ximo, e tenha anotados os telefones do bombeiro e do pronto socorro.

Durante a Aula Prática

1) Anotar todas as observações feitas durante a realização dasexperiências, a fim de facilitar a elaboração do Relatório.

2) O laboratório é um local de trabalho sério; portanto, evitebrincadeiras que dispersem sua atenção e de seus colegas. Trabalhe comcalma, atenção e responsabilidade, e seja metódico. Esteja sempre cien-te e respeite as principais regras de segurança.

3) O cuidado e aplicação de medidas de segurança é respon-sabilidade de cada indivíduo; cada um deve precaver-se contra perigosdevido a seu próprio trabalho e ao dos outros.

4) Consulte o professor imediatamente sempre que tiver dú-vidas ou ocorrer algo inesperado ou anormal.

5) Antes de efetuar qualquer alteração nos reagentes emprega-dos numa certa experiência, sempre se devem discutir tais mudançascom o professor.

6) Para sua segurança, use avental de algodão, de comprimen-to na altura dos joelhos e, de preferência, de mangas longas.

7) Não fume, coma ou beba no laboratório.

154 Química Aplicada às Ciências Naturais III

8) Faça apenas a experiência prevista; qualquer atividade ex-tra não deve ser realizada sem a prévia consulta ao professor.

9) Não cheire, toque ou prove qualquer reagente ou substân-cia desconhecida. Lembre-se que a contaminação ocorre por inalaçãoe/ou ingestão e/ou absorção pela pele.

10) Cuidado com respingos na pele e nos olhos, se qualquersubstância cair na pele ou nos olhos, lavar imediatamente com bastanteágua, e avisar ao instrutor ou professor.

11) Nunca deixe o bico de Bunsen aceso quando não estiverusando.

12) Não use substâncias inflamáveis próximo à chama.13) Trabalhe com cuidado com substâncias tóxicas e corrosi-

vas, como ácidos, álcalis e solventes.14) Quando diluir ácido com água, juntar sempre o ácido con-

centrado à água, com cuidado, nunca o inverso.15) Todo material tóxico e/ou que exale vapor deve ser usado

na capela.16) Leia com atenção o rótulo do frasco de reagentes, substân-

cias ou soluções antes de usá-los para certificar-se que é o frasco certo.17) Todo frasco contendo reagentes, amostras e soluções de-

vem ser devidamente etiquetados (identificação do material ou sua fór-mula química, nome do responsável pelo seu preparo, sua concentra-ção e as datas de preparação e de validade).

18) As substâncias P.A., isto é, para análises e determinaçõesmais precisas, só devem ser usadas para seus fins específicos.

19) Não contamine os reagentes, voltando o reagente não utili-zado ao frasco original ou usando espátulas e pipetas sujas ou molha-das.

20) Reagentes incompatíveis dever ser armazenados afastadospara que não ocorra, em caso de um acidente, reações perigosas.

21) Nunca use quantidades maiores de reagentes do que o má-ximo sugerido pelo professor.

22) Experimentos em andamento devem apresentar anotaçõesindicando o procedimento em caso de acidente.

23) Toda vidraria deve estar escrupulosamente limpa, e se tiversido guardada durante certo tempo, deve ser enxaguada com água des-tilada ou deionizada antes do uso.

24) Não utilize material de vidro quebrado, rachado ou comdefeito, principalmente para aquecimento ou em sistemas com vácuo.

25) Quando trabalhar com equipamentos de vidro, como tu-bos, termômetros, condensadores, etc, proceder com cuidado para evi-tar quebras e cortes perigosos, tão comuns, por vezes.

26) Não deixe vidraria ou qualquer equipamento quente sobrea bancada sem o devido aviso.

27) Enxugue e lave qualquer local onde cair reagente.28) Em nenhuma circunstância a superfície da bancada deverá

ficar com frascos de reagentes, soluções e substâncias acumulados oumesmo aparelhagem aglomeradas. Todos os equipamentos associadosa certa operação devem ser agrupados na bancada e os frascos reagentesdevem retornar imediatamente à estante de reagentes após uso.

155Química Aplicada às Ciências Naturais III

29) O laboratório deve estar sempre limpo e arrumado, corre-dores e saídas desobstruídos, chão e bancadas secas.

30) Nunca jogue papéis, fósforo ou qualquer sólido na pia.31) Reagentes não tratados ou insolúveis não devem ser joga-

dos na pia. Solventes clorados e não clorados devem ser armazenadosem frascos separados.

32) As mangueiras e conexões em geral são causas freqüentesde acidentes. Verifique-as constantemente para prevenir vazamentos.

33) Se uma solução, um precipitado, um filtrado etc. for reser-vado para tratamento posterior, o seu frasco deverá ser rotulado, a fimde que o seu conteúdo possa ser identificado com facilidade.

34) Deve-se considerar procedimento normal a realização emduplicada (no mínimo) de todas as determinações realizadas no labo-ratório.

Após a Aula Prática

1) Lave todo o material logo após o término da experiência,pois conhecendo a natureza do resíduo, pode-se usar o processo ade-quado de limpeza.

2) Guarde todo o equipamento e vidraria.3) Guarde todos os frascos de reagentes nos devidos lugares,

não os deixe nas bancadas ou capelas.4) Deixe a bancada limpa e desobstruída.5) Desligue todos os aparelhos elétricos e lâmpadas e feche as

torneiras e bicos de gás.6) Deixe as balanças desligadas e isentas de reagentes e vidrarias.

Antes, Durante e Após o Experimento

Não se entra num laboratório sem um objetivo específico; por-tanto, é necessário uma preparação prévia ao laboratório: O que voufazer? Com que objetivo? Quais os princípios químicos envolvidos nestaatividade?

Durante a realização dos experimentos, são necessárias anotaçõesdos fenômenos observados, das massas e volumes utilizados, tempodecorrido, condições iniciais e finais do sistema. Portanto, um cadernodeve ser usado especialmente para o laboratório. Este caderno de la-boratório possibilitará uma descrição precisa das atividades de labora-tório. Não confie em sua memória, tudo deve ser anotado.

Após o experimento, vem o trabalho de compilação das etapasanteriores através de um relatório. O relatório é um modo de comunica-ção escrita de cunho científico sobre o trabalho laboratorial realizado.

156 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Roteiro das Aulas Práticas

EXPERIMENTO 1: Solubilidade (semelhante dissolve semelhante)

Objetivo: Estudar um dos fatores que influenciam na solubilida-de de algumas misturas como, por exemplo, a mistura de substânciaspolares e apolares.

Materiais e Reagentes:

Sal de cozinha (Nacl (s));Querosene;Acetona (CH3COCH3)(l);Tintura de iodo;Água;Béquer de 100 mL;Proveta de 25 mL;Proveta de 50 mL;Pipeta graduada de 2 mL;Pêra;Espátula;Bastão de vidro.

Procedimento Experimental:

OBS.: Querosene é uma substância inflamável, não a manuseieperto de qualquer chama senão poderá ocorrer uma explosão.

1ª) Possibilidade:A) Coloque 15 mL de água em um béquer;B) Adicione 1,25 mL de tintura de iodo;C) Agite. Anote suas observações;D) A seguir, adicione 50 mL de querosene e agite bem durante

5 minutos;E) Anote as suas observações.

2ª) Possibilidade:A) Coloque 15 mL de água em um béquer;B) Adicione 25 mL de acetona, observando a mistura;C) Agite. Anote suas observações;D) A seguir, adicione cerca de 2 g de sal e agite bem durante 2

minutos;E) Anote suas observações.

EXPERIMENTO 2: Soluções no cotidiano

Objetivo: Estudar as diferentes formas de soluções que pode-mos encontrar no dia-a-dia e caracterizá-las quanto ao estado das espé-cies contidas nas soluções.

157Química Aplicada às Ciências Naturais III

Materiais e Reagentes:

Béquer de 250 mL;Refrigerante (Tipo cola)Bico de Bunsen (ou alguma outra forma de aquecimento leve);Suporte universal;Garra para suporte;Tubo de ensaio com rolha e mangueira para captação de gases;Proveta de 50 mL;Proveta de 100 mL;Balança;Vasilha de plástico tipo bacia (cuba);Presilha ou clips para estrangular a mangueira de borracha e evi-

tar a passagem do gás;Pinça de madeira;Tela de amianto.

Procedimento Experimental:

1ª) Possibilidade:

OBS.: Deve-se tomar cuidado durante o aquecimento do refri-gerante contido no tubo de ensaio, pois se esse aquecimento for muitointenso, a liberação de gás se tornará muito violenta e o líquido podeser jogado para fora do tubo de ensaio, alterando as medidas quantita-tivas do gás.

A) De acordo com a figura, monte o sistema para obtenção degás, evitando a liberação de gás.

B) Com pipeta graduada, pipete 15 mL de água, colocando-ano tubo de ensaio que conterá o refrigerante.

C) Marque com uma caneta o volume pipetado no tubo de ensaio.D) Encha a proveta com água com o volume máximo, sem

nenhuma bolha.E) Tampe a boca do tubo com um papel.F) Inverta a proveta dentro da cuba , sem que ocorra a forma-

ção de bolhas e derrame água.G) Fixe a proveta no suporte universal com a garra, deixando

um espaço entre o fundo da cuba e a boca da proveta.

158 Química Aplicada às Ciências Naturais III

H) Introduza, na proveta, a mangueira de borracha com a pre-silha, estrangulando-a. Na outra ponta, conecte uma rolha para encai-xar com o tubo de ensaio contendo o refrigerante.

I) Rapidamente coloque a amostra de refrigerante no tubo, até amarca feita anteriormente. Feche rapidamente, iniciando a coleta de gás.

J) Com a pinça de madeira, segure o tubo de ensaio e aqueça-o.K) A coleta deve ser feita até não mais observar-se a liberação

de gás. Neste momento, estrangule a mangueira com a presilha.L) Verifique o volume de gás na proveta e anote:

_____________.

2ª) Possibilidade:A) Pese um béquer de 250 mL.B) Coloque a solução de refrigerante que restou no tubo, neste

béquer.C) Coloque o béquer sobre a tela refratária e aqueça no bico

de Bunsen, até evaporar toda a água, detectado pelo não desprendi-mento de bolhas de gás.

D) Deixe o béquer esfriar.E) Faça a pesagem do béquer mais a solução de refrigerante,

anote: __________.

EXPERIMENTO 3: Cinética química

Objetivo: Observar algumas transformações e/ou sinais de mu-dança que podem ocorrer em determinadas reações.

Materiais e Reagentes:

Buretas;Beckers;Tubos de ensaio;Cronômetro;Água destilada;Solução H2SO4 0,3 mol/L;Solução Na2S2O3 0,3 mol/L.

Procedimento Experimental:

A) Identificar 3 buretas e 3 bequers.B) Encher corretamente as respectivas buretas com os respec-

tivos líquidos do item anterior, zerando-as.C) Pegar 6 tubos de ensaio limpos e, utilizando a bureta, colo-

car em cada um 4,00 mL de uma solução 0,30 mol/L de H2SO4.D) Numerar outros 6 tubos de ensaio.E) Utilizando as buretas, colocar nestes tubos numerados uma

solução 0,30 mol/L de Na2S2O3 e água, conforme descrito na tabelaque segue:

159Química Aplicada às Ciências Naturais III

Tabela 1 - Volume dos conteúdos e tempos para os tubos de ensaio.

F) Pegar o tubo 1 do item 3 (que contém 4,00 mL de ácidosulfúrico 0,30 mol/L) e adicionar ao tubo 1 da Tabela 1. Agitar e acio-nar o cronômetro, ambos imediatamente.

G) Colocar atrás do tubo uma tira preta e parar o cronômetroassim que a turvação (produto da reação) não permita a visualizaçãodesta. Anotar o tempo na Tabela 1.

H) Descartar o conteúdo deste tubo em recipiente fechado elavá-lo imediatamente.

I) Repetir os passos 6,7 e 8 para os tubos de 2 a 6 da Tabela 1,um de cada vez, anotando os respectivos tempos de reação.

EXPERIMENTO 4: Processos físicos e químicos

Objetivo: Reconhecer a diferença entre fenômenos físicos e fe-nômenos químicos por meio do tipo de transformação observada.

Materiais e Reagentes:

Tiocianato de amônio (NH4SCN);Hidróxido de bário (Ba(OH)2);Carbeto de cálcio (CaC2);Solução de hidróxido de sódio 0,05 mol/L;Solução de sulfato de cobre 0,025 mol/L;Fitas de magnésio;1 Giz;2 Béqueres;1 Erlenmeyer;1 Termômetro;2 Tubos de ensaio;1 Estante para tubos de ensaio;1 Funil e papel de filtro;1 Bastão de vidro;2 Espátulas;1 Pinça.

Na2S2O3 H2O Total

1 6,00 0,00 6,00

2 5,00 1,00 6,00

3 4,00 2,00 6,00

4 3,00 3,00 6,00

5 2,00 4,00 6,00

6 1,00 5,00 6,00

Tubos Volumes (mL) Tempo (s)

160 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Procedimento Experimental:

1ª) Possibilidade: Processo Físico

A) Rale um giz inteiro sobre um papel, de modo a obter umpó fino.

B) Coloque em um béquer aproximadamente 50 ml de água eo pó do giz.

C) Agite bem com o bastão de vidro e filtre a mistura utilizan-do o funil com o papel de filtro e um erlenmeyer.

D) Com o pó que ficou no filtro, tente modelar novamente umpedaço de giz. Enrole o giz que você fez em papel de filtro seco, pren-dendo-o com fita adesiva. Deixe o giz secar por um dia.

2ª) Possibilidade: Processo Químico

A) Prenda uma fita de magnésio (Mg(s)), conforme o desenhoe coloque fogo no magnésio. O que aconteceu?

B) Em um tubo de ensaio, coloque uma colher de tiocianatode amônio (NH4SCN) e duas colheres de hidróxido de bário (Ba(OH)2).Agite bem, coloque o termômetro dentro do tubo e observe. O queaconteceu?

C) Limpe bem o termômetro e as colheres após o uso.D) Em um tubo de ensaio, coloque aproximadamente 1 mL da

solução de hidróxido de sódio (NaOH) e 1 mL da solução de sulfatode cobre (CuSO4). Que alteração ocorreu?

E) Coloque 20 ml de água em um béquer e meça a temperatu-ra da água. Mantenha o termômetro no béquer e adicione uma colherde carbeto de cálcio (CaC2). Houve alteração da temperatura? O quemais você observou?

EXPERIMENTO 5: Energia de ativação

Objetivo: mostrar que a energia de ativação pode ser obtida atra-vés de um choque mecânico.

161Química Aplicada às Ciências Naturais III

Materiais e Reagentes:

Hidróxido de Anônio concentrado (NH4OH(aq));Iodo (I2(s));Tubo de ensaio;Papel;Espátula.

Procedimento Experimental:

A) Coloque no tubo uma pequena quantidade de solução aquo-sa de NH4OH(aq), e, a seguir, uma espátula de I2(s), o suficiente paraformar um sistema aglomerado.

B) Despeje a "massa" obtida numa folha de papel e espere secar.C) Com um lápis ou uma vareta, bata sobre os grãos. Choques

leves já são suficientes para que ocorra uma explosão.

EXPERIMENTO 6: Velocidade de reação

Objetivo: Estudar o efeito da concentração e da temperatura navelocidade de uma reação.

Materiais e Reagentes:

Solução 1: Em 300 mL de água morna, dissolva 3 g de amido,sob agitação. Após o resfriamento, dissolva 2 g de bissulfito de sódio(NaHSO3(s)).

Solução 2: Dissolva 2,5 g de iodato de potássio (KIO3) em 300mL de água fria.

OBS.: Essas soluções devem ser preparadas, no máximo, sete diasantes de sua utilização e, de preferência, guardadas em um refrigerador;

Lamparina;Tubos de ensaio;Béquer contendo gelo e água;Pisseta com água;Cronômetro.

Procedimento Experimental:

A) O experimento, que será repetido várias vezes com altera-ções de concentração e temperatura, consiste em colocar em dois tu-bos de ensaio, separadamente, volumes iguais das duas soluções.

B) Misture as soluções 1 e 2 e, em seguida, agite o tubo de ensaio;C) Observe e anote o tempo transcorrido entre a mistura das

soluções e a ocorrência da reação, facilmente perceptível pela mudançade cor. O sistema final apresenta uma cor azul intensa, que correspondeao I2 na presença de amido.

162 Química Aplicada às Ciências Naturais III

D) Numa segunda etapa, deixe os tubos contendo as soluções1 e 2 no banho de gelo um certo tempo e repita o experimento.

E) Numa terceira etapa, repita o experimento aquecendo umadas duas soluções.

OBS.: Usar as seguintes variações de concentração:

1) Usar inicialmente as soluções 1 e 2 com suas concentraçõesiniciais.

2) Diminuir a concentração da solução 1 pela metade, man-tendo a concentração da solução 2.

3) Diminuir, pela metade, as concentrações das soluções 1 e 2.

EXPERIMENTO 7: Catalisador

Objetivo: Mostrar a influência de um catalisador na velocidadede uma reação.

Materiais e Reagentes:

Água oxigenada (H2O2(aq)) 30 volumes;Iodeto de potássio KI(aq);Detergente;Proveta;Bacia de Plástico.

Procedimento Experimental:

A) Misture na proveta volumes iguais de (H2O2(aq)) e deter-gente e agite levemente, até observar a formação de bolhas.

B) A seguir, adicione KI(aq) e agite novamente. Agora, a for-mação de espuma é muito maior. Para evitar sujeira, coloque a provetana bacia de plástico.

EXPERIMENTO 8: Deslocamento de equilíbrio

Objetivo: Observar o deslocamento de um equilíbrio pela adi-ção de ácido e base.

Materiais e Reagentes:

Solução aquosa de cromato de potássio (K2CrO4(l)) ou dedicromato de potássio (K2Cr2O7(l));

Solução aquosa de ácido clorídrico HCl(aq);Solução aquosa de hidróxido de sódio NaOH(aq);Tubo de ensaio ou proveta;Conta-gotas.

163Química Aplicada às Ciências Naturais III

Procedimento Experimental:

1ª) Possibilidade:A) Coloca-se K2CrO4 em um tubo de ensaio e adicionam-se

algumas gotas de HCl(aq).B) Após a mudança de cor, colocam-se algumas gotas de

NaOH(aq).

2ª) Possibilidade:A) Coloca-se K2Cr2O7 em um tubo de ensaio e adicionam-se

algumas gotas de HCl(aq).B) Após a mudança de cor, colocam-se algumas gotas de

NaOH(aq).

OBS.: Não se desfaça dos reagentes; eles podem continuar a serusados indefinidamente.

EXPERIMENTO 9: Será que dissolve?

Objetivo: Descubra se a água tem um limite para dissolução doaçúcar.

Materiais e Reagentes:

Açúcar;Água;Sal de cozinha (NaCl(s));Erlenmeyer 250 mL;Papel de filtro;Espátula.

Procedimento Experimental:

A) Coloque 100 mL de água no erlenmeyer.B) Use o papel de filtro para pesar cerca de 25 g de açúcar,

anote o valor pesado. Adicione o açúcar pesado na água e mexa até queo açúcar dissolva completamente.

C) Quando todo o açúcar estiver dissolvido, coloque maisaçúcar, cerca de 25 g de cada vez (anotando sempre o valor pesado)e, mexendo sempre, até a completa dissolução.

D) Anote qual é a massa máxima de açúcar que você conseguedissolver completamente.

E) Repita o experimento utilizando o sal de cozinha no lugardo açúcar.

EXPERIMENTO 10: Solubilidade e temperatura

Objetivo: Verificar o efeito da temperatura no comportamentoda solubilidade.

164 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Materiais e Reagentes:

Açúcar;Água;Sal de cozinha (NaCl(s));Erlenmeyer 250 mL;Papel de filtro;Espátula;Termômetro;Béquer de 500 mL.

Procedimento Experimental:

A) Coloque 200 mL de água no béquer e aqueça esta água atécerca de 50 oC.

B) Transfira cerca de 100 mL da água já aquecida para oerlenmeyer.

C) Use o papel de filtro para pesar cerca de 25 g de açúcar,anote o valor pesado. Adicione o açúcar pesado na água quente e mexaaté que o açúcar dissolva completamente.

D) Quando todo o açúcar estiver dissolvido, coloque mais açú-car, cerca de 25 g de cada vez (anotando sempre o valor pesado) e,mexendo sempre, até a completa dissolução.

E) Anote qual é a massa máxima de açúcar que você conseguedissolver completamente.

F) Repita o experimento utilizando o sal de cozinha no lugardo açúcar.

EXPERIMENTO 11: Solubilidade e o solvente

Objetivo: Verificar que a solubilidade irá depender do solventeutilizado.

Materiais e Reagentes:

Água;Aguarrás;Permanganato de potássio (KMnO4(s));Erlenmeyer 250 mL;Espátula.

Procedimento Experimental:

OBS.: Atenção: A aguarrás é inflamável. Verifique se não exis-tem chamas perto de sua área de trabalho.

A) Coloque cerca de 50 mL de aguarrás em um erlenmeyer eacrescente alguns cristais de permanganato de potássio. Observe o queocorre.

B) Em outro erlenmeyer, coloque a mesma quantidade de águae cristais de permanganato de potássio. Observe o que ocorre.

165Química Aplicada às Ciências Naturais III

C) Em outro erlenmeyer, misture cerca de 50 mL de água e 50mL de aguarrás. Observe o que ocorre.

D) Coloque cerca de 50 mL de água no erlenmeyer contendoaguarrás e os cristais de permanganato de potássio (Etapa A). Observeo que ocorre.

EXPERIMENTO 12: Sempre cabe mais um (I)?

Objetivo: Verificar o efeito da presença de um outro soluto nocomportamento de uma solução saturada.

Materiais e Reagentes:

Água;Sal de cozinha (NaCl(s));Permanganato de potássio (KMnO4(s));Erlenmeyer 250 mL;Espátula.

Procedimento Experimental:

A) Preparar cerca de 50 mL de uma solução saturada de sal decozinha em água.

OBS.: Quando você não consegue dissolver mais sal na água,por mais que você agite a solução, ela está saturada.

B) Deixe os cristais do sal de cozinha irem para o fundo doerlenmeyer.

C) Coloque, agora, alguns cristais de permanganato de potás-sio na solução saturada. O que você observa?.

EXPERIMENTO 13: Sempre cabe mais um (II)?

Objetivo: Verificar o efeito da presença de dois solutos miscíveisno comportamento de uma solução saturada.

Materiais e Reagentes:Água;Sal de cozinha (NaCl(s));Álcool etílico (CH3CH2OH(l));Erlenmeyer 250 mL;Espátula;Bastão de vidro.

Procedimento Experimental:A) Preparar cerca de 50 mL de uma solução saturada de sal de

cozinha em água.

166 Química Aplicada às Ciências Naturais III

OBS.: Quando você não consegue dissolver mais sal na água,por mais que você agite a solução, ela está saturada.

B) Deixe os cristais do sal de cozinha irem para o fundo doerlenmeyer.

C) Transfira a solução com cuidado para outro erlenmeyer, nãodeixando os cristais de sal de cozinha passarem para o segundoerlenmeyer.

D) Acrescente agora, aos poucos, 50 mL de álcool etílico.E) Após cada adição de álcool etílico, agite o conteúdo do

erlenmeyer com um bastão de vidro. O que você observa?.

EXPERIMENTO 14: Todos os líquidos se misturam?

Objetivo: Testar a miscibilidade de diferentes líquidos.

Materiais e Reagentes:

Água;Álcool etílico (CH3CH2OH(l));Acetona (CH3COCH3(l));Óleo de cozinha;Gasolina;Tubos de ensaio.

Procedimento Experimental:

A) Junte, dois a dois, pequenos volumes (cerca de 3 mL) deágua, álcool etílico, acetona, óleo de cozinha e gasolina em diferentestubos de ensaio.

B) Quais são os pares que se misturam e quais os que não semisturam?.

C) Observe o que ocorre se você adicionar uma pequena quan-tidade (cerca de 3 mL) de álcool etílico ao tubo de ensaio contendo amistura de água e óleo de cozinha.

D) Observe o que ocorre se você adicionar uma pequena quan-tidade (cerca de 3 mL) de álcool etílico ao tubo de ensaio contendo amistura de água e acetona.

EXPERIMENTO 15: Calor de dissolução

Objetivo: Realizar a medida do calor de dissolução.Materiais e Reagentes:

Água;Hidróxido de sódio (NaOH(s));Cloreto de cálcio (CaCl2(s));Cloreto de amônio (NH4Cl(s));Nitrato de amônio (NH4NO3(s));Garrafa térmica ou recipiente de isopor;

167Química Aplicada às Ciências Naturais III

Rolha perfurada;Termômetro.

Procedimento Experimental:

A) Monte um dispositivo com uma garrafa térmica (ou recipi-ente de isopor) tampando-a com uma rolha atravessada por um termô-metro.

OBS.: O bulbo do termômetro deve ir quase até o fundo da gar-rafa, de modo a ficar mergulhado nas soluções que vamos usar).

B) Usando esse dispositivo e anotando as temperaturas observa-das no termômetro, meça separadamente o calor produzido pela dis-solução de 10 g de hidróxido de sódio em 100 mL de água.

C) Usando esse dispositivo e anotando as temperaturas observa-das no termômetro, meça separadamente o calor produzido pela dis-solução de 10 g de cloreto de cálcio em 100 mL de água.

D) Usando esse dispositivo e anotando as temperaturas observa-das no termômetro, meça separadamente o calor produzido pela dis-solução de 10 g de cloreto de amônio em 100 mL de água.

E) Usando esse dispositivo e anotando as temperaturas obser-vadas no termômetro, meça separadamente o calor produzido peladissolução de 10 g de nitrato de amônio em 100 mL de água.

EXPERIMENTO 16: Calor de neutralização

Objetivo: Realizar a medida do calor de neutralização.

Materiais e Reagentes:

Ácido clorídrico (HCl(l)) 6,0 M;Hidróxido de sódio (NaOH(l)) 6,0 M;Garrafa térmica ou recipiente de isopor;Rolha perfurada;Termômetro.

Procedimento Experimental:

A) Na garrafa térmica, misture 50 ml do ácido clorídrico 6,0M com mais 50 mL do hidróxido de sódio 6,0 M.

B) Feche a garrafa com a rolha, na qual está atravessado o ter-mômetro.

C) Observe e meça a elevação da temperatura registrada notermômetro.

D) Você poderá agora fazer o cálculo do calor de neutralização.

168 Química Aplicada às Ciências Naturais III

EXPERIMENTO 17: Calor de reação de um metal com um ácido

Objetivo: Realizar a medida do calor de um metal com um ácido.

Materiais e Reagentes:

Ácido clorídrico (HCl(l)) 6 M;Béquer de 1 L;Palha de aço;Termômetro;

Procedimento Experimental:

A) No béquer de 1 L, coloque 2 g de palha de aço.B) Despeje 100 mL de ácido clorídrico 6 M no béquer.C) Coloque o termômetro na solução e registre a temperatura

inicial.D) Quando toda a palha de aço tiver sido atacada, leia nova-

mente a temperatura.E) Calcular o calor liberado na experiência e o calor liberado

por mol de ferro consumido.

EXPERIMENTO 18: A Velocidade de uma reação químicapode ser alterada?

Objetivo: Observar diferentes fatores que podem afetar a veloci-dade de uma determinada reação química.

Materiais e Reagentes:Comprimido efervescente contra azia (Sonrisal, Alka-Seltzer, etc);

OBS.: O comprimido contém bicarbonato de sódio (NaHCO3(s)).

Água;Gelo;Tiossulfato de sódio (Na2S2O3(l)) em diferentes concentraçõesÁcido sulfúrico (H2SO4(l)) 5 M;Água oxigenada (H2O2(l));Óxido de Manganês IV(MnO2(s));Béquer de 100 mL;Béquer de 500 mL;Erlenmeyer 100 mL;Almofariz;Pistilo;Placa de aquecimento;Tubo de ensaio;Balões de borracha;Conta-gotas;Cronômetro.

169Química Aplicada às Ciências Naturais III

Procedimento Experimental:

1ª) Possibilidade: Efeito da superfície de contato.

A) Em um béquer que contenha cerca de 50 mL de água, colo-que um comprimido inteiro.

B) No segundo, um comprimido o mais triturado possível.C) Constate em qual dos dois copos a reação é mais energética

e rápida.

2ª) Possibilidade: Efeito da temperatura.A) Coloque, num béquer, água gelada; e em outro, água quente.B) Acrescente um comprimido inteiro em cada copo.C) Verifique o tempo necessário para a dissolução de cada

comprimido.

3ª) Possibilidade: Efeito da concentração.

OBS.: A influência da concentração das soluções na velocidadedas reações pode ser observada, por exemplo, com o auxílio da reaçãodo tiossulfato de sódio com o ácido sulfúrico.

OBS.: Não cheire o SO2 liberado, que é muito tóxico.

A) Acrescente ao erlenmeyer 25 mL de uma solução Na2S2O3,sobre a qual você acrescentará 30 gotas de ácido sulfúrico.

B) Meça o tempo necessário para a formação da turvação.C) Repita essa reação várias vezes, alterando a concentração

de solução de Na2S2O3, sobre a qual você acrescentará sempre a cadaerlenmeyer, 30 gotas de ácido sulfúrico.

D) Meça o tempo necessário para a formação da turvação emcada erlenmeyer.

OBS.: Para melhor padronizar sua observação da turvação, rea-lize a reação num erlenmeyer colocado sobre um papel branco, no qualvocê deverá ter desenhado um X com tinta preta; meça, então, o tempogasto pela reação, até que a turvação encubra o X.

4ª) Possibilidade: Efeito da presença de catalisadores.

OBS.: A influência dos catalisadores pode ser observada na de-composição da água oxigenada.

170 Química Aplicada às Ciências Naturais III

A) Colocar cerca de 15 mL de água oxigenada em um tubo deensaio identificado como 1.

B) Colocar cerca de 15 mL de água oxigenada em um tubo deensaio identificado como 2.

C) Adicione ao tubo de ensaio 2, 0,5 g de óxido de manganêsIV em pó.

D) Nas bocas dos tubos de ensaio 1 e 2 devem ser adaptados,imediatamente, os balões de borracha.

E) Observar em qual tubo de ensaio a velocidade de reação émaior. Justifique sua observação.

EXPERIMENTO 19: Deslocamento no equilíbrio de reaçõesquímicas.

Objetivo: Verificar os deslocamentos em uma reação química emequilíbrio provocados por diferentes fatores externos.

1ª) Possibilidade:

Materiais e Reagentes:

Solução de cloreto férrico 0,1 M (FeCl3(l));Solução de tiocianato de amônio 0,1 M (NH4SCN(l));Proveta de 50 mL;Tubos de ensaio.

Procedimento Experimental:

A) Coloque 1 mL de solução cloreto férrico na proveta.B) Adicione 3 mL da solução de tiocianato de amônio.C) Acrescente 40 mL de água na proveta para diluir a solução

e atenuar a cor vermelha obtida na reação.D) Divida essa solução em quatro tubos de ensaio distintos e

identificados.E) Mantenha o 1º tubo inalterado, para efeito de com-

paração de cor.F) Acrescente ao 2º tubo uma pequena pitada de FeCl3 sólido.G) Acrescente ao 3º tubo uma pequena pitada de NH4SCN sólido.H) Acrescente ao 4º tubo uma pequena pitada de NH4Cl sólido.I) Escreva a reação que ocorre entre o cloreto férrico e o

tiocianato de amônio.J) Compare as cores nos quatro tubos e discuta os fatos à luz

do princípio de Le Chatelier.

171Química Aplicada às Ciências Naturais III

2ª) Possibilidade:

Materiais e Reagentes:

Erlenmeyer de 50 mL;Solução 5 M de dicromato de potássio (K2Cr2O7(l));Solução 5 M de hidróxido de potássio (KOH(l));Solução de ácido clorídrico 3 M (HCl(l)).

Procedimento Experimental:

A) Coloque no erlenmeyer 5 mL da solução 5 M de dicromatode potássio e 10 mL da solução 5 M de hidróxido de potássio.

B) Divida essa solução em três tubos de ensaio distintos e iden-tificados.

C) Mantenha o 1º tubo inalterado, para efeito de comparaçãode cor.

D) Acrescente ao 2º tubo 10 gotas da solução de hidróxido depotássio 5 M.

E) Acrescente ao 3º tubo 10 gotas da solução de ácido clorí-drico 3 M.

F) Escreva a reação que ocorre entre o dicromato de potássioe o hidróxido de potássio.

G) Compare as cores nos três tubos e a da solução inicial dodicromato de potássio e discuta os fatos à luz do princípio de LeChatelier.

172 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Gabarito

Atividade 01

A, B, E, F

Atividade 02

01-A= SupersaturadaB= SaturadaC= Insaturada

02-A,C,F

03-A

04-E05-E

Atividade 032-3,5L

3-E

Atividade 04C= 125 g/LT= 0,888 ou 88,8%

Atividade 052 mol/L

Atividade 061-0,020 molar

2-0,2 M

Atividade 071-Cfinal=35 g/L

Atividade 081-NaCl = 0,25 M

KCl = 0,30 M

NaCl → Na+ + Cl-0,25M 0,25M 0,25M

KCl → Κ+ + Cl-0,30M 0,30M 0,30M

∴ Cl- = 0,55M (0,25 + 0,30)

Atividade 092-a) 1672 Jb) 10000 J

Atividade 101-1300 cal ou 1,3 Kcal2-a) 12000 cal ou 12 Kcalb) 12000 cal ou 12 Kcal

3-0,924 cal

Atividade 111-B

2-Exotérmico

3-B

4-a) Exotérmico,b) Exotérmicoc) Endotérmica

5-E

Atividade 121-D

2-a) Endotérmicab) Exotérmica

173Química Aplicada às Ciências Naturais III

Atividade 131--311,5 KJ/mol

2--876,5 KJ

Atividade 141-A, C, D, E, G

Atividade 161-- 1.131,10 kJ/Mol

Atividade 171-B

2-B

Atividade 181--19,6 Kcal

2-E

Atividade 191-Vm = 0,75 mol/Ls-1

2-B

Atividade 201-A

2-D

3-C

4-A

5-a) 13 kJb) 8 kJ

6-a) 17 kJb) -8 kJ

Atividade 211-B

Atividade 221-E

Atividade 231-C

2-C

3-D

4-50 Kcal

Atividade 241-V= k [NO]2 . [ Br2]

Atividade 251-V = k.[ NO2 ].[ O3 ]

Atividade 261-B

Atividade 271-

[ H2 O ]2

[ H2 ]2 . [ O2 ]

Atividade 281-Kc = 0,05

Atividade 291-a) Para a direita

174 Química Aplicada às Ciências Naturais III

K =

b) No sentido do menor volume (Reação Inversa)c) No sentido da reação Endotérmica (para esquerda)d) No sentido da reação da reação Exotérmica (para direita)e) O equilíbrio não é deslocado

Atividade 301-HF = ÁcidoH2O = BaseH3O

+1 = Ácido ConjugadoF - = Base Conjugada

Atividade 311-a) [H+] = 10-1 mol/l [OH-] = 10-13 mol/lb) [H+] = 10-2 mol/l [OH-] = 10-12 mol/l2-5,7 x 10-8 < 1,8 x 10-5< 1,8 x 10-4

ou aindaHB < HA< HC

3-D

Atividade 321-pH = 6

2-pOH = 3

3-D

4-B

Atividade 331-Indicador: Azul de timolColoração: Vermelha

175Química Aplicada às Ciências Naturais III

176 Química Aplicada às Ciências Naturais III

177Química Aplicada às Ciências Naturais III

Referências

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178 Química Aplicada às Ciências Naturais III

179Química Aplicada às Ciências Naturais III

Anotações

180 Química Aplicada às Ciências Naturais III

Anotações

181Química Aplicada às Ciências Naturais III

Anotações

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Anotações

183Química Aplicada às Ciências Naturais III

Anotações

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Anotações