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Fisicoquimica B
Fisicoquimica B
Fisicoquimica B
FÍSICO-QUÍMICA B
Professores:
IDENÉSIO RAMALHO
EDILENE DE SOUZA CUNHA
I N D I C E:
TITULOMETRIA
Análise Volumétrica................................................................................................................. 03
Tipos de Volumetria....................................................................................................................07
Acidimetria..................................................................................................................................07
Alcalimetria.................................................................................................................................07
Argentometria.............................................................................................................................08
Halogenetometria.......................................................................................................................08
Sulfatometria..............................................................................................................................08
Permanganometria.....................................................................................................................08
Iodometria...................................................................................................................................08
Dicromatometria.........................................................................................................................08
Gravimetria.................................................................................................................................09
NOÇÕES DE CALORIMETRIA
Calor...........................................................................................................................................16
Caloria........................................................................................................................................16
Capacidade Térmica...................................................................................................................16
Calor Específico..........................................................................................................................16
Calor Sensível.............................................................................................................................17
Calor Latente...............................................................................................................................17
Calor de Combustão...................................................................................................................17
TERMOQUÍMICA
CINÉTICA QUÍMICA
Solução padrão: é a solução de que precisamos dispor e de concentração conhecida. Esta solução
também recebe a denominação de solução titulada.
Veja bem que as duas soluções (padrão e problema) devem reagir entre si, dando um resultado que servirá
de base para você concluir qual a dosagem da solução problema. Em outras palavras, analisando o
resultado da reação entre a solução padrão e a solução problema, você determinará a concentração
desconhecida.
DOSAGEM POR VOLUMETRIA Esta análise baseia-se na medida dos volumes das
(Análise volumétrica) soluções reagentes.
Em termos de comparação, a análise gravimétrica oferece resultados mais exatos, porém a volumétrica leva
a vantagem de ser mais rápida.
Então:
Solução problema V1 = Volume escolhido (e portanto, conhecido) para reagir com a solução padrão.
N1 = Concentração desconhecida.
Solução padrão V2 = Volume gasto na reação com o volume escolhido da solução problema.
N2 = Concentração conhecida.
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Como se trata de uma reação completa, vale o princípio da equivalência, ou seja:
e1 = e2
como e = V . N
V1 . N1 = V2 . N2
Como você vê, determina-se a concentração normal (N1) da solução problema e, a seguir, a partir dessa
concentração, pode-se calcular qualquer outro tipo de concentração.
1º. Passo: Colocamos a solução problema num balão volumétrico aferido, isto é, este balão apresenta um
traço no gargalo, o qual indica o volume para uma determinada temperatura.
Os balões mais comuns são de 250, 500 e 1000 mL.
Uma vez colocada a solução problema no balão, adicionamos água destilada até que o volume atinja o traço
2º. Passo: Retiramos do balão um volume bem definido (V1) da solução problema. Esta operação é
efetuada por meio de uma pipeta, ou seja, um tubo de vidro que apresenta a parte central alargada e as
duas extremidades afiladas.
Enchemos a pipeta com a solução problema por meio de sucção, até que a solução ultrapasse o traço de
referência.
Tapamos a extremidade superior com o dedo indicador e, levantando levemente o dedo, permitimos a
entrada lenta de ar, até que a parte inferior da superfície curva do líquido (menisco inferior) coincida com o
traço de referência.
Bureta é um tubo de vidro graduado em cm3 (ou mL) e provido de uma torneira na parte inferior:
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Operação final:
Com a mão esquerda abrimos a torneira, deixando a solução padrão gotejar no erlenmeyer que contém a
solução problema e, com a mão direita, ficamos agitando o erlenmeyer.
Uma vez terminada a reação entre as soluções, fechamos a torneira e lemos na bureta o volume (V2) gasto
na solução padrão.
Resolução:
e1 = e2
como e = V . N
V1 . N1 = V2 . N2
25 . N1 = 30 . 0,1
N1 = 30 . 0,1 N1 = 0,12 N
25
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Como saber quando a reação terminou?
Imagine que uma dos soluções seja formada por uma substância colorida. Pois bem, à medida que ela vai
reagindo com a outra solução, essa cor vai se alterando.
Então, quando a cor se alterar totalmente, isto significa que a reação terminou. Certo?
Portanto, uma substância, nestas condições, é auto-indicador, pois ela constitui uma solução e,
concomitantemente, funciona como indicador no término da reação.
a) Influência do pH no meio.
b) Formação de um composto colorido resultante da reação entre o indicador e um dos reage
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04) Tipos de Volumetria
Conforme a natureza da reação que se desenvolve entre a solução problema e a solução padrão,
distinguem-se três tipos importantes de volumetria:
São casos de volumetria em que ocorrem reações de neutralização entre um ácido e uma base. São dois os
casos de volumetria por neutralização: Acidimetria e alcalimetria.
Acidimetria: Quando a solução problema é acida e a titulação é feita com uma solução padrão básica, ou
seja, é dosagem de um ácido por intermédio de uma solução titulada de uma base.
Alcalimetria: Quando a solução problema é básica e a sua titulação é realizada com uma solução padrão
ácida, ou seja, é a dosagem de uma base por intermédio de uma solução titulada de um ácido.
Exemplo: 30 mL de uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) exigiram na sua titulação 27 mL de uma
solução 0,1 N de hidróxido de sódio (NaOH). Pergunta-se:
e1 = e2
como e = V . N
V1 . N1 = V2 . N2
27 . 0,1 = 30 . N2 N2 = 27 . 0,1 N2 = 0,09 N (ou eq-g/L)
30
O cálculo da concentração da solução ácida, em g/L pode ser feito com a seguinte fórmula ( E do H2SO4 é
49 g/eq)
C = N.E
C = 0,09 . 49
C = 4,41 g/L
São casos em que ocorre formação de precipitado (substância insolúvel). Os principais casos de volumetria
são: argentometria, halogenetometria e sulfatometria.
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Argentometria: É a dosagem de uma solução de um halogeneto por intermédio de uma solução titulada de
um sal de prata (geralmente AgNO3):
Halogenetometria: É a dosagem de uma solução aquosa de um sal de prata por intermédio de uma
solução titulada de um halogeneto:
Nestes dois casos ocorre precipitação de um halogeneto de prata insolúvel (AgCl, AgBr ou AgI):
Sulfatometria: É a dosagem de uma solução de um sulfato por intermédio de uma solução titulada de um
sal de bário
São casos em que ocorrem reações de oxi-redução. Os principais casos de volumetria por oxi-redução são
Permanganometria, iodometria e dicromatometria.
Permanganometria: É a dosagem de uma solução redutora por intermédio de uma solução tiltulada de
permanganato de potássio (KMnO4), geralmente em meio ácido.
Solução problema: peróxido de hidrogênio, ácido clorídrico, ácido acético, ácido fórmico, sulfito alcalino,
nitrito, etc.
Solução padrão: KMnO4/H+
Iodometria: É a dosagem de uma solução redutora, por intermédio de uma solução titulada de iodo.
Dicromatometria: É a dosagem de uma solução redutora, por intermédio de uma solução titulada de
dicromato de potássio (K2Cr2O7), geralmente em meio ácido.
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Exercícios:
01) Na titulação de 10 mL de uma solução de NaOH, gastaram-se 8 mL de uma solução 1 N de HCl para a
completa neutralização. Responda:
02) Na titulação de 24,25 mL de uma solução de NaOH foram gastos 19,40 mL de uma solução 0,5 N de
H2SO4. Responda:
03) 25,0 mL de uma solução de H2SO4 exigiram na titulação 22,5 mL de uma solução 0,1 N de NaOH.
Responda:
a) Qual o tipo de volumetria?
b) Qual a concentração normal da solução de H2SO4?
c) Qual a concentração em g/L da solução de H2SO4?
04) 25,0 mL de uma solução de KI exigiram na titulação 15,0 mL de solução de KMnO4 0,2 N. Responda:
05) 50,0 mL de uma solução de NaCl foram titulados com uma solução de AgNO3 0,1 N. Sabendo-se que a
titulação exigiu 30 mL da solução de AgNO3, responda:
1º. Passo: Pese certa quantidade de amostra de Na2SO4 impuro; suponhamos 0,300 g. Dissolva esta
massa em quantidade suficiente de água, preparando-se assim uma solução de Na2SO4.
2º. Passo: Prepare uma solução aquosa de cloreto de bário (BaCl2). Esta solução deve ser adicionada gota
a gota à solução de Na2SO4. Após adicionado excesso de BaCl2 haverá formação de um precipitado branco
de sulfato de bário (BaSO4), segundo reação:
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A seguir deve-se fazer a filtração, ficando assim o precipitado de BaSO4 retido no papel filtro. Este
precipitado deve ser lavado, seco e pesado.
precipitado de BaSO4
Supondo que a massa de BaSO4 encontrada seja de 0,466 g podemos então fazer os cálculos para
descobrir o grau de pureza:
m -------------------- 0,466 g
Disto conclui-se que a amostra analisada contém um teor ou grau de pureza de 94,6 % de Na2SO4.
Exercícios:
01) Determine a normalidade de uma solução de H2SO4 sabendo-se que 30 mL desta solução tratados por
uma solução de BaCl2 origina um precipitado branco que lavado, seco e pesado acusa 0,501 g.
02) A análise de 4,875 g de uma amostra comercial impura de NaCl, através da precipitação com AgNO3
produziu 11,48 g de AgCl. Determine o grau de pureza do NaCl nessa amostra.
03) Temos uma amostra comercial impura de ácido sulfúrico. Submetendo-se 2,45 g dessa amostra à ação
de uma solução de BaCl2 obtiveram-se 4,66 g de um precipitado branco de BaSO4. Descubra o teor de
H2SO4 nesse ácido sulfúrico.
Exercícios complementares:
02) Se adicionarmos 80 mL de água a 20 mL de uma solução 0,1 molar de hidróxido de potássio (KOH),
qual a nova concentração? Qual o volume de solução obtida? Que tipo de diluição foi efetuada? Qual será a
normalidade da solução obtida?
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03) Pipetou-se 20 mL de uma solução de ácido sulfúrico 2 M e transferiu-se para um balão volumétrico de
500 mL. Completou-se o volume do balão com água destilada. Após homogeneizar, qual a concentração
molar da solução obtida? E a concentração normal? Que tipo de diluição foi efetuada?
04) Para preparar 1,2 L de solução 0,4 M de HCl, a partir do ácido concentrado (16 M), qual o volume de
água destilada que deve ser adicionado?
05) 400 mL de solução que contém 0,01 mol/L de sulfato cúprico (CuSO4) são cuidadosamente aquecidos
até que o volume da solução fique reduzido a 100 mL..Qual o volume de água que foi evaporado. Qual a
concentração da solução final? Que tipo de concentração foi efetuada?
06) 20 mL de uma solução de cloreto de bário (BaCl2) 2 N sofreram diluição de 1 : 10. Qual a nova
concentração? Qual o volume de solução obtida? Qual o volume de solvente adicionado? Qual a
concentração normal da solução obtida? E a concentração molar?
07) Quer-se obter uma solução de sulfato de alumínio, Al2(SO4)3 a 5% em massa, a partir de 800 g de uma
solução a 1% em massa desse soluto. Que massa de água deverá ser evaporada? Qual a massa final de
solução para obter tal concentração? Que tipo de concentração foi efetuada? Qual a concentração normal
da solução resultante? E a concentração molar?
08) A 50 g de uma solução de H2SO4 a 63% em massa são adicionados 400 g de água. Qual a % em massa
da solução obtida?
09) Deseja-se diluir 1 L da solução de ácido sulfúrico a 80% e densidade 1,47 g/cm3 até o volume de 5 L.
Quais as concentrações molares antes e depois da diluição? Qual o volume de água que deve ser
adicionado? E as concentrações normais antes e depois da diluição? Que tipo de diluição foi efetuada?
10) Calcule a massa de NaCl e a massa de água que devem ser adicionados a 100 g de solução aquosa de
NaCl a 5% em peso, de modo a torná-la de concentração de 20%. Qual massa de solução obtida?
01) 4,0 L de solução aquosa de hidróxido de sódio 2 molar foram adicionados a 12,0 L de solução aquosa
0,5 molar do mesmo soluto. Qual é a molaridade da solução final? E a normalidade?
02) Determine a normalidade de uma solução aquosa de H2SO4 resultante da mistura de 500 mL de uma
solução aquosa de H2SO4 2 M com 1500 mL de uma solução aquosa do mesmo ácido e de concentração
9,8 g/L.
03) Qual é o volume de uma solução de hidróxido de sódio 1,5 M que deve ser misturado a 300 mL de uma
solução 2 M da mesma base, a fim de torná-la solução 1,8 M ?
04) 250 mL de uma solução 0,20 M de ácido sulfúrico foram misturados com 500 mL de uma outra solução
de ácido sulfúrico, resultando uma solução 0,40 N. Qual era a concentração molar da solução de 500 mL? E
a concentração normal? E a concentração comum ( em g/L)?
05) 600 mL de uma solução de carbonato de sódio (Na2CO3) 5,3 g/L foram misturados com 1400 mL de
uma outra solução de carbonato de sódio 15,9 g/L. Qual a concentração comum (em g/L) da solução
resultante? E a concentração molar (em mol/L)? E a concentração normal (em Eq-g/L)?
06) Mistura-se 25 mL de uma solução de 0,5 M de KOH com 35 mL de uma solução 0,3 M do mesmo soluto
e ainda 10 mL de uma solução 0,25 M desta base. Qual o volume da solução resultante? Qual a
concentração molar da solução resultante?.
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07) 200 mL de solução de ácido fosfórico 0,4 N foram misturados com 1,8 L de uma outra solução do
mesmo ácido. Sabendo-se que a concentração molar da solução resultante é de 0,8 mol/L pergunta-se: qual
as concentrações molar e normal da solução de 1,8 L?
08) Mistura-se 100 mL de uma solução de cloreto de bário 0,8 N com 300 mL de uma outra solução de
mesmo soluto a 0, 2 N. Em seguida pipetou-se, da solução obtida 50 mL, transferiu-se para balão
volumétrico de 250 mL e completou-se o volume do balão com água destilada e homogeneizou-se. Qual a
concentração obtida após a diluição?
09) Para preparar uma solução de NH3(aq) 6,0 mol/L podem-se medir 120 mL de NH3(aq) 15 mol/L e:
10) 240 mL de uma solução de NaCl 11,7 g/L foram cuidadosamente aquecidos até o volume de 60 mL.
Este volume foi misturado com 140 mL solução 0,5 mol/L de mesmo soluto e após pipetou-se desta solução
50 mL e transferiu-se para balão volumétrico de 250 mL, completando-se o volume do balão com água
destilada e homogeneizando-se. Qual a concentração normal (em Eq-g/L) da solução obtida no balão?
01) Uma solução de NaOH de densidade 1,32 g/ mL contém 28,8% de NaOH em massa. Qual o volume de
solução 1 N de H2SO4 necessário para neutralizar 1 L de solução? Qual a massa de reagentes que se
combinam? Qual a equação química da reação envolvida?
02) 20 mL de uma solução de ácido sulfúrico exigiram na titulação 18 mL de uma solução 0,1 N de hidróxido
de sódio. Determine:
03) Calcule o volume de ácido fosfórico 1 M necessário para neutralizar 30 mL de solução de hidróxido de
potássio 0,5 N. Quais as massas de reagentes que se combinaram na titulação? Qual a equação química da
reação envolvida?
04) Misturam-se 50 mL de solução de NaOH 0,2 N e 40 mL de solução KOH 0,8 N. Calcule o volume de
solução 2 N de HNO3 necessário para neutralizar a mistura. Qual a massa de substâncias que reagiram na
neutralização? Qual a equação química da reação envolvida?
05) 20 mL de uma solução 1,5 N de Na2CO3 foram pipetados para balão volumétrico de 100 mL. Avolumou-
se com água destilada, homogeneizou-se e uma alíquota de 50 mL foi retirada e transferida para um
erlenmeyer. Titulou-se com solução de HCl 0,8 N.
06) Um volume de 50 mL de ácido sulfúrico foram transferidos para balão volumétrico de 250 mL e
avolumou-se com água. Após homogeneizar pipetou-se desta nova solução 20 mL, transferiu-se para
erlenmeyer, e titulou-se com NaOH 0,5 N, nos quais foram gastos 16 mL Qual a normalidade da solução
inicial?
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07) O volume de uma solução de ácido sulfúrico, a 24,5 % em peso e densidade 1,84 g/mL, necessário para
se prepararem 200 mL de uma solução do mesmo ácido, suficiente para neutralizar completamente 10 g
de hidróxido de sódio é aproximadamente:
08)Na titulação de 50 mL de uma solução de cloreto de sódio foram gastos 30 mL de uma solução 0,1 N de
AgNO3. Qual a normalidade da solução de NaCl? E sua concentração em g/L? Quais as massas de
substâncias que se combinaram? Qual a equação química da reação envolvida?
09) 20 mL de AgNO3 são pipetados e transferidos para erlenmeyer. Essa solução exigiu na titulação, 18 mL
de uma solução 0,12 M de cloreto de sódio. Calcule a concentração molar a a concentração em g/L da
solução de nitrato de prata. Quais as massas de substâncias que se combinaram?
10) Adicionou-se 150 mL de água destilada a 50 mL de uma solução de NaCl 10 g/L e em seguida esta
solução uma solução a 800 mL de uma outra solução 5 g/L de mesmo soluto. Tomou-se uma alíquota de
100 mL e titulou-se com AgNO3 0,2 N. Qual o volume gasto ?
11) Qual o volume de Ba(OH)2 0,25 M necessário para precipitar os íons SO42- contidos em 100 mL de uma
solução de H2SO4 0,5 M ? Qual a massa de substâncias que reagiram? Qual a equação química da reação
envolvida?
12) 250 mL de uma solução 3,2 M de Ba(OH)2 foi diluída em 1 : 4. Desta, pipetou-se 100 mL e titulou-se
com nitrato de prata, onde foram gastos 40 mL. Qual a normalidade da solução de AgNO3? Qual a massa
de substâncias que reagiram? Qual a massa de precipitado que se formou como corpo de fundo?
13) Na titulação de 25 mL de uma solução de KI foram gastos 18 mL de uma solução de KMnO4 0,03 M.
Qual a concentração normal da solução de KI?
14) 1,40 g de iodo foram dissolvidos em álcool. A seguir juntou-se água até o volume de 250 mL. Desta
solução, retirou-se 25 mL e titulou-se com Na2S2O3 0,2 M, no que foram gastos 5 mL. Qual a % de pureza
do iodo analisado?
15) 25 mL de uma água oxigenada comercial foram diluídas a 500 mL com água destilada. Tomou-se uma
alíquota de 50 mL e adicionou-se gotas de H2SO4 e titulou-se com permanganato de potássio 0,25 M, onde
foram gastos 30 mL.
16)12 g de uma amostra de água oxigenada comercial foram diluídas em balão volumétrico de 100 mL.
Homogeneizou-se e pipetou-se 25 mL para um erlenmeyer. Adicionou-se gotas de H2SO4 e titulou-se com
KMnO4 0,15 M, do qual foi gasto25 mL. Qual o teor da água oxigenada analisada?
17) 15 mL de uma água oxigenada comercial foram diluídas a 250 mL com água destilada. Tomou-se uma
alíquota de 50 mL e adicionou-se gotas de H2SO4 e titulou-se com permanganato de potássio 0,08 M, onde
foram gastos 30 mL.
18) 4,5 g de um ácido sulfúrico comercial foram diluídos em balão volumétrico de 250 mL. Tomou-se uma
alíquota de 25 mL e titulou-se com NaOH 0,5 M, do qual foi gasto 18 mL. Qual o teor de ácido sulfúrico na
amostra analisada?
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19) 14,625 g de uma amostra de um sal de cozinha foi dissolvida e transferida para balão volumétrico de
250 mL.Pipetou-se desta 50 mL e tratou-se com AgNO3 0,5 N, no que foram gastos 25 mL para precipitar
todos íons Cl-. Qual o teor de NaCl na amostra analisada?
20) A análise gravimétrica de 5 g de um sal de cozinha revelou a presença de 4,305 g de cloreto de prata.
Determine o teor de NaCl neste sal.
21) 12,4 mL de uma amostra de soda cáustica comercial, de densidade 1,4 g/ mL, foram pipetados para
balão volumétrico de 500 mL. Avolumou-se e homogeneizou-se com água destilada e retirou-se uma
alíquota de 50 mL que foram transferidos para erlenmeyer. Titulou-se com ácido sulfúrico 0,4 M do qual foi
gasto 20 mL. Qual o teor de NaOH na soda cáustica analisada?
22) 13,5 g de amostra de um certo minério contendo Al, quando tratados gravimetricamente com H2CrO4
(ácido crômico) produz 2,01 g de um precipitado que lavado, seco e pesado revelou ser cromato de
alumínio. Qual a % de alumínio neste minério?
Exercícios complementares:
01)A massa de H2SO4 que neutraliza totalmente 0,20 g de NaOH é:
03) Misturando-se volumes iguais de um ácido H2X 0,5 M e 1,0 M obtém-se um ácido H2X :
05) Adicionou-se 400 mL de água destilada a 100 mL de iodo 0,8 N. Tomou-se 50 mL dessa solução e
titulou-se com Na2S2O3 0,25 M. O volume gasto de tiossulfato foi de :
a) 20 mL b) 30 mL c) 24 mL d) 35 mL e) 32 mL f) 26 mL
06) 4,5 g de um ácido sulfúrico comercial foram diluídos em balão volumétrico de 250 mL Tomou-se uma
alíquota de 25 mL e titulou-se com NaOH 0,5 M, do qual foram gastos 18 mL. O teor de ácido é:
a) 92 % b) 80 % c) 97 % d) 95 % e) 98 % f) 90 %
07) 25 mL de uma água oxigenada comercial foram diluídas a 500 mL. Tomou-se uma alíquota de 50 mL,
adicionou-se gotas de H2SO4 e titulou-se com KMnO4 0,25 M, do qual foram gastos 30 mL.
a) 10 N b) 12 N c) 14 N d) 15 N e) 18 N f) 20 N
a) 150 g/L b) 255 g/L c) 170 g/L d) 204 g/L e) 238 g/L f) 340 g/L
09) 8 g de uma amostra de soda cáustica comercial foram dissolvidas em 250 mL. Retirou-se uma alíquota
de 50 mL e titulou-se com H2SO4 0,4 M, no que foram gastos 20 mL. O teor de NaOH na soda cáustica é de:
10) 25,508 g de uma amostra de um produto de limpeza doméstico (contendo NH3), foram transferidos para
balão volumétrico de 500 mL, avolumou-se com água e homogeneizou-se. Deste balão, retirou-se uma
alíquota de 30 mL, adicionou-se gotas de verde de bromocresol e titulou-se com HCl 0,2 N (fator de
correção 0,9800) do qual foi gasto 24,4 mL. Qual o teor de NH3 no produto de limpeza analisado?
11) 9,314 g de uma amostra de um ácido sulfúrico comercial (H2SO4), foram transferidos para balão
volumétrico de 250 mL, avolumou-se com água e homogeneizou-se. Deste balão, retirou-se uma alíquota de
20 mL, adicionou-se gotas de fenmolftaleína e titulou-se com NaOH 0,4 N (fator de correção 1,0245) do qual
foi gasto 30,6 mL. Qual o teor de H2SO4 no produto de limpeza analisado?
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NOÇÕES DE CALORIMETRIA
Calor (Q)
Usamos a palavra calor ou energia calorífica (ou térmica) para a indicar a forma em que a energia está
sendo transferida diretamente de um sistema a outro ou entre um sistema e o meio ambiente.
Caloria (cal)
Denomina-se caloria (cal) a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de 1 grama de água
de 14,5 ºC a 15,5 ºC, sob pressão normal (1 atm).
No Sistema Internacional (SI) a unidade de calor é o Joule (J).
A relação entre caloria e Joule é:
1 cal = 4,186 J
1 kcal = 1000 cal = 103 cal
C = __Q__
Δt
onde:
Q = m . c . Δt
onde:
Δt = tf - ti
Q = m . L
onde :
Exercícios:
01) Um bloco de cobre com 200 g sofre um aquecimento de 25ºC a 70ºC. Determine a quantidade de calor
recebido pelo bloco e sua capacidade térmica.
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02) Determine quantas calorias perderá 1 kg de água para que sua temperatura varie de 60ºC até 10ºC.
03) Aquece-se 200 g de água a –10ºC e transforma-se essa água em vapor a 120º (sob pressão normal).
04) 5 mols de vapor de água são resfriados de 110ºC até se transformar em gelo a –20ºC (sob pressão
normal).
05) Qual é a massa de álcool etílico que libera a mesma quantidade de calor que 100 g de gasolina?
07) Um bloco de ferro com massa 600 g está a uma temperatura de 20ºC.
a) Qual a quantidade de calor que o bloco deve receber para que sua temperatura passe para 50ºC?
b) Qual capacidade térmica do bloco?
08) Converter:
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TERMOQUÍMICA
01) Sistema, fronteira e vizinhança
FRONTEIRA
SISTEMA
VIZINHANÇA
Se imaginarmos como exemplo um tubo de ensaio contendo água e fechado com uma rolha, a água pode
ser considerada como sendo o sistema, as paredes do tubo como sendo a fronteira e o ar ambiente em
torno do tubo como sendo a vizinhança.
sublimação
fusão vaporização
solidificação condensação
ressublimação
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04) Entalpia (H)
Em um sistema químico, ainda que seja um simples copo com água de torneira, apresenta vários tipos de
energia: a energia cinética, associada a todos os movimentos de átomos e moléculas, a energia potencial,
associada à atração e repulsão entre partículas, entre outros tipos de energia, como a entropia, energia
interna e energia livre, estes últimos em estudos de Termodinâmica.
A todo esse conjunto de energias, ou seja, a medida da energia global de um sistema, à pressão constante,
atribuímos o nome de ENTALPIA (H), que do grego enthálpo significa “aquecer”.
O valor absoluto da entalpia de um corpo ou sistema não pode ser medido experimentalmente. Na prática o
que se mede é a variação da entalpia (ΔH), que se manifesta na forma de ganho ou perda de calor. Essa
medição é feita por aparelhos chamados CALORÍMETROS, construídos com grande eficácia de isolamento
térmico, para não haver perdas para o ambiente durante a medição.
As reações químicas são exotérmicas ou endotérmicas, isto é, ocorrem com perda ou ganho de calor.
Portanto o ΔH da reação depende apenas das entalpias dos reagentes e dos produtos.
ΔH = Hf - Hi ou
ΔH = Hprod - Hreag
Graficamente:
H (entalpia)
Graficamente:
H (entalpia)
2 NO (g)
Hf calor
absorvido
(endotérmico)
ΔH
A quantidade de calor envolvida numa reação química é proporcional à quantidade de reagentes e produtos
que participam da reação.
A energia das substâncias aumenta progressivamente à medida que elas passam da fase sólida para a fase
líquida e gasosa.
Energia na fase sólida < Energia na fase líquida < Energia na fase gasosa
Exemplo:
Graficamente:
21
H (entalpia)
ΔH1
ΔH2 H2O (g)
Hf1 -57,8
H2O (s)
Hf3 -70,0
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico forma substâncias simples diferentes.
Entre as formas alotrópicas de um mesmo elemento, há aquela mais estável, e portanto, menos
energética e a menos estável e portanto, a mais energética.
Tabela de Alótropos
Elemento Alótropos
Exemplo:
Partindo-se de duas formas alotrópicas diferentes do elemento carbono (Cgraf e Cdiam), para obtenção do CO2
(g), a quantidade de energia liberada é diferente. A obtenção de CO2 (g) a partir de Cgraf libera menor
quantidade de calor (94,0 kcal), pois esta forma alotrópica do carbono é menos energética (mais estável).
Graficamente:
22
H (entalpia)
ΔH1 ΔH2
CO2 (g)
Hf
Exemplo:
O valor de ΔH em uma reação envolvendo substâncias sólidas e líquidas praticamente não varia com a
mudança de pressão.
Mas, para reações que envolvem substâncias gasosas o valor de ΔH começa a variar de modo significativo
para pressões acima de 1000 atm. Como normalmente as reações são padronizadas sob pressão normal (1
atm), não levaremos em conta a variação de ΔH com a pressão.
Quando dissolvemos uma substância em um solvente qualquer, ocorre liberação (exotérmico) ou absorção
(endotérmico) de energia na forma de calor.
Assim, se fizermos uma reação na ausência de um solvente, o valor de ΔH será diferente daquele obtido
quando fazemos a mesma reação na presença de um solvente.
Exemplo:
A diferença 80,2 – 44,2 = 36,0 kcal é igual à energia liberada na dissolução de 2 mol de HCl em água (cada
mol de HCl dissolvido em água libera 18,0 kcal).
Exercícios:
01) Dada a reação:
02) A queima da gasolina produz cerca de 11,6 kcal/g e a queima do óleo diesel produz cerca de 10,9
kcal/g. Qual é a massa de óleo diesel que produz a mesma quantidade de energia que a liberada pela
queima de 1,5 kg de gasolina?
03) Queimando-se 20 g de um carvão, obteve-se um desprendimento de 1,4 . 105 cal. Qual o teor em
carbono nesse carvão, supondo-se que as impurezas são incombustíveis? Dado calor de combustão do
carbono = 9,6 . 104 cal/mol.
04) Tanto gás natural (CH4) como óleo diesel (C14H30) são utilizados como combustíveis em transportes
urbanos. A combustão completa do gás natural e do óleo diesel liberam, respectivamente, 900 kJ/mol e
9000 kJ/mol. A queima desses combustíveis contribui para o efeito estufa. Para a queima de 2 kg de cada
um desses combustíveis, quantas vezes a contribuição do diesel é maior que a do gás natural?
05) A oxidação de açucares no corpo humano produz ao redor de 4 kcal por grama de açúcar oxidado
(queimado). Quantos kcal são produzidos na oxidação de um décimo de mol de glicose?
06) Qual o calor de combustão molar do carbono grafite, em kcal e kJ, sabendo-se que a combustão de 0,5
g do mesmo o calor liberado é 3,92 kcal?
a) Calcule as massas de CO2 formadas na queima completa de 120 g de cada um dos álcoois.
b) Para a massa queimada no item a, em qual haverá liberação de maior quantidade de calor? Justifique
com cálculos.
08) O fósforo P4 , exposto ao ar, queima espontaneamente e forma P4O10. O valor de ΔH para essa reação é
de –712 kcal/mol de P4. Qual é, em kcal, a quantidade de calor produzida quando 2,48 g de fósforo são
queimados?
09) Que volume de etanol (C2H6O) produz, por combustão completa, a mesma quantidade de energia que a
produzida na queima total de 1 L de gasolina, supostamente constituída de octano (C8H18)? Dados referidos
a 25ºC: calor de combustão do etanol = 330 kcal/mol, do octano = 1320 kcal/mol, densidade do etanol =
0,78 g/mL, do octano = 0,80 g/mL.
11) Em um tanque de um carro com 60 L de capacidade quantos litros aproximadamente de álcool devem
ser queimados para liberar a mesma quantidade de calor que 60 L de gasolina ?
a) 60 L b) 89 L c) 66 L d) 84 L e) 75 L f) 80 L
24
12) Uma vela é feita de um material ao qual se atribui a fórmula C20H42 (s) .Qual o calor e a massa de CO2 (g)
liberados na combustão de 10 g dessa vela à pressão constante? Dado ΔH = - 13300 KJ/mol.
a) ΔH de formação
b) ΔH de decomposição
c) ΔH de combustão
d) ΔH de dissolução
e) ΔH de neutralização
Estado padrão é o estado mais estável de uma substância, a 25ºC e 1 atm. O estado padrão também
refere-se à forma alotrópica mais estável.
Por convenção, a entalpia das substâncias simples, no estado padrão é nula.
Hºsubstâncias simples=0
Assim, por exemplo, temos entalpia nula para Cgraf, S8 rômb, O2 (g), I2 (s), H2 (g), F2 (g), Cl2 (g), N2 (g), Al (s), Fe (s)
P(v), que são os estados físicos e as formas alotrópicas mais estáveis dessas substâncias, a 25ºC e 1 atm.
Exemplos:
Hr Hp
Graficamente:
H (entalpia)
calor liberado
H2 (g) + ½ O2 (g) (exotérmico)
Hr 0 CR (caminho da reação)
ΔH
H2O (l)
Hp -68,3
25
b) Entalpia ou calor de formação do monóxido de nitrogênio gasoso (a 25ºC e 1 atm)
Graficamente:
H (entalpia)
NO (g)
Hp +21,5 calor absorvido
(endotérmico)
ΔH
Exercícios:
01) Para cada uma das entalpias de formação da tabela acima montar a equação termoquímica de
formação e representar graficamente.
Exemplo: para a formação da substância 1-buteno gasoso ou C4H8 (g) , cujo ΔHºf = + 0,28 kcal/mol
26
Graficamente:
H (entalpia)
C4H8 (g)
Hp +0,28 calor ΔH = Hf – Hi ou ΔH = Hp - Hr
absorvido ΔH = + 0,28 - 0
(endotérmico) ΔH = + 0,28 kcal/mol
ΔH
Exercícios:
01) Calcular a entalpia de decomposição do CaCO3 (s), na reação abaixo e representar graficamente.
03) Um dos sistemas propelentes usados em foguetes é uma mistura de hidrazina (N2H4), como
combustível e peróxido de hidrogênio (H2O2) como oxidante. Esses reagentes são chamados
hipergólicos, isto é, eles iniciam a reação pelo simples contato. A reação que ocorre é:
N2H2 (l) + H2O2 (l) --------------------- N2 (g) + H2O (g) (equação não balanceada)
Calcule o ΔH da reação a partir das entalpias de formação das substâncias no estado padrão:
ΔHN2H4 (l) = +12 kcal/mol ΔHH2O2 (l) = - 46 kcal/mol ΔHH2O(g) = - 57,8 kcal/mol
27
3) Entalpia ou calor de combustão (ΔHºc )
Calor de combustão ou entalpia de combustão é a quantidade de calor liberada pela combustão de 1
mol de um composto (combustível) a partir de substâncias no estado padrão.
Combustão é a reação química de uma substância (combustível) com oxigênio (comburente), e ocorre com
liberação de energia na forma de calor. Portanto uma reação de combustão é sempre exotérmica e seu ΔH
é sempre menor que zero (ΔH<0).
Porém, vale comentar que nem toda reação com gás oxigênio é exotérmica. Durante as tempestades na
atmosfera, a passagem dos raios provoca a reação entre os gases N2 e O2 e este processo é endotérmico
(absorve energia):
1 C8H18 (l) + 25/2 O2 (g) ----------------- 8 CO2 (g) + 9 H2O (l) ΔHºc = - 5.110 kJ/mol
Substância ΔHºc
C2H6O (l) -326,7
CH4 (g) -212,8
CH3OH (g) -182,6
Cgraf -94,07
H2 (g) -68,3
C2H6 (g) -372,8
C2H4 (g) -337,2
C6H6 (l) -781,0
C4H10 (g) -688,0
C6H12O6 (s) -673,0
C12H22O11 (s) -1348,9
C3H8 (g) -530,6
C2H2 (g) -310,6
CO (g) -67,6
Exercícios:
01) De acordo com a tabela de entalpia de combustão, montar a equação termoquímica para todas as
substâncias.
02) Calcular o calor liberado na combustão de 690 g de álcool etílico a partir de substâncias no estado
padrão. Utilizar valores da tabela de entalpia de formação. Representar graficamente.
28
03) Calcular o calor liberado na combustão de 104 g de acetileno a partir de substâncias no estado padrão.
Utilizar valores da tabela de entalpia de formação. Representar graficamente.
04) Considere a combustão de 0,5 g de metano. Sabendo que o calor de combustão do metano é 803,7
kJ/mol, qual a massa de água e de gás carbônico e a energia liberada nessa combustão? Representar
graficamente.
05) Calcular o calor liberado na combustão de 290 g de butano a partir de substâncias no estado padrão.
Utilizar valores da tabela de entalpia de formação. Representar graficamente.
06) O que libera maior quantidade de energia quando queimado: 3,6 g de benzeno ou 11,5 g de álcool
etílico?
07) A partir de ΔHºf das substâncias envolvidas, calcular o ΔHºc para a combustão de 1 mol de:
a) metanol líquido
b) ácido etanóico líquido
c) gás propano
Para explicar o calor liberado ou absorvido na dissolução das substâncias devemos considerar duas etapas:
a separação dos íons e a hidratação deles. Cada uma dessas etapas envolve um valor de ΔH. Seja a
substância CxAy :
Consiste no envolvimento ordenado das moléculas de água ao redor das partículas e essa etapa é sempre
exotérmica (ΔH2).
a) A dissolução de hidróxido de sódio (NaOH) em água libera calor. Percebemos isso pelo aquecimento da
solução:
O símbolo (aq) significa água suficiente para formar uma solução diluída.
Por exemplo:
a) HCl (aq) + NaOH (aq) 1 NaCl + H2O (l) ΔHºn = - 13,8 kcal/equivalente
b) HNO3 (aq) + KOH (aq) 1 KNO3(aq) + H2O (l) ΔHºn = - 13,8 kcal/equivalente
Observe que o ΔHºn entre ácidos fortes e bases fortes é constante e igual a –13,8 kcal/equivalente.
Isto se justifica porque todos os ácidos fortes, bases fortes e os sais obtidos pela reação deles se encontram
praticamente 100 % ionizados ou dissociados em solução aquosa diluída.
Energia de ligação
É a medida da energia média, necessária ser absorvida para romper 1 mol de ligações covalente no
estado gasoso (simples,dupla ou tripla) entre 2 átomos, de modo a obter esses átomos isolados na
fase gasosa.
Ao se romper uma ligação entre átomos, há absorção de energia para isso. Quanto mais estável é a ligação,
maior a quantidade de energia envolvida para esse rompimento. O calor de ligação ou energia de ligação é
numericamente igual à quantidade de calor liberado na formação de 1 mol dessas mesmas ligações
(6,02 . 1023 ligações).
Assim, por exemplo, para romper 1 mol de ligações H – H do gás hidrogênio, é necessário absorver 104
kcal (ΔH > 0).
+ calor ΔH > 0
30
Tabela com algumas energias de ligação (em kcal/mol)
c) Lembrando que todo processo de quebra (ou rompimento) das ligações é endotérmico (absorve energia)
e todo processo de formação é exotérmico (libera). Assim, buscando os valores na tabela:
ΔH = + 538,4 – 560,4
ΔH = - 22 kcal
Exercícios:
01) A partir dos dados da tabela de energias de ligação, calcular o variação de entalpia para a combustão
de 1 mol de metano (CH4).
06) Calcular (via energia de ligação) o ΔH para a combustão de 2 mols de etanol (C2H6O).
08) Qual ligação é mais estável: N2 (g), H2 (g) ou F2 (g). Justifique e comente sua resposta.
09) A partir das energias de ligação, calcule o ΔH da reação de adição de fluoreto de hidrogênio ao
acetileno:
EXPLOSIVOS
É possível armazenar quantidades enormes de energia nas ligações química, e talvez o melhor
exemplo esteja na química dos explosivos. Um explosivo é uma substância líquida ou sólida que
satisfaz três critérios principais:
A combinação desses três efeitos leva a uma produção violenta de calor e gases, geralmente
associada com as explosões.
Quais os produtos mais adequados nos quais se deve decompor um explosivo?
Idealmente, para se ter uma reação muito exotérmica, um explosivo deve ter ligações químicas muito
fracas e sua decomposição dever produzir substâncias com ligações químicas muito fortes. Ao
analisar as energias de ligação, vemos que as ligações N N, C O e C O são muito fortes. Não
surpreende que os explosivos sejam fabricados para produzir N2 (g), CO (g) e CO2 (g). Quase sempre
também é produzido vapor d’água.
Um bom exemplo é a nitroglicerina (TNG), um líquido amarelo, pálido, oleoso, muito sensível ao
impacto. Basta agitá-lo para ocasionar sua decomposição explosiva em nitrogênio, dióxido de
carbono, água e oxigênio gasosos:
As elevadas energias de ligação nas moléculas de N2 (941 kJ/mol), de CO2 (2700 kJ/mol) e de água
(2463 kJ/mol) fazem com que essa reação seja muito exotérmica. Com exceção de uma pequena
quantidade produzida de O2 (g), os únicos produtos são N2, CO2 e H2O.
Lei de Hess
O cientista suíço Germain Hess efetuou inúmeras medidas de calores de reação, chegando à seguinte
conclusão:
“O calor absorvido ou liberado numa transformação química é o mesmo, qualquer que seja o caminho
percorrido pela transformação”
32
Em outras palavras, o calor absorvido ou liberado independe das fases do processo, somente importando o
estado inicial das substâncias reagentes e o estado final dos produtos. Por isso, a Lei de Hess é também
conhecida como lei dos estados inicial e final, ou lei da aditividade dos calores de reação.
Visualizando as aplicações da Lei de Hess como uma transformação cíclica:
Na prática, nem toda reação de formação ocorre. Um exemplo de uma reação quantitativamente muito difícil
é a combustão do C (g) produzindo CO (g) (formação do CO (g)). Durante a reação, parte do CO (g) reage com
o O2 (g) e forma CO2 (g), enquanto parte do carbono fica sem reagir.
Desse modo, o calor molar de formação do CO (g) é impossível de ser determinado experimentalmente.
Assim como o ΔHºf do CO (g) é impossível de ser determinado, muito outros ΔHºf também o são, e então
teríamos uma tabela de ΔHºf incompleta.
Exemplo:
Dadas as equações de formação:
Resolução:
As equações I, II e III são as equações de trabalho e a proposta do exercício é queimar metano gasoso (CH4
(g)).
A equação que expressa esta proposta é:
Ou seja, o ΔH que será calculado é a entalpia molar de combustão do CH4 (g) e depois, por fim calcularemos
para 96 g.
1º. passo: Balancear todas as equações disponíveis, as de trabalho e a proposta pelo exercício:
33
A proposta pelo exercício:
2º. passo: Multiplicar e/ou inverter as equações de trabalho, orientando-se por cada substância da equação
proposta pelo exercício:
Inverter a equação III 1 CH4 (g) -------------------- 1 Cgraf + 2 H2 (g) ΔH1 = + 17,9 kcal/mol
Copiar a equação I 1 Cgraf + 1 O2 (g) ------------------ 1 CO2 (g) ΔH2 = - 94,1 kcal/mol
Multiplicar por 2 a equação II 2 H2 (g) + 1 O2 (g) ------------------ 2 H2O (l) ΔH3 = - 136,6 kcal
3º. Passo: Somar as três equações do 2º. Passo, cancelando substâncias iguais em quantidades iguais e
em membros diferentes e reescrever a equação resultante:
Note que a equação obtida pelo cancelamento coincide com a proposta pelo exercício.
ΔH = - 212,8 kcal/mol
Calculando o ΔH para 96 g:
Assim a combustão de 96 g de CH4 (g) libera 1276,8 kcal, obtidos por aplicação da lei de Hess.
Exercícios:
01) Dados os processos:
34
02) Dados os processos:
03)Dados os processos:
C2H2 (g) + O2 (g) ------------ CO2 (g) + H2O (l) ΔH = - 310,7 kcal/mol
C6H6 (l) + O2 (g) ----------- CO2 (g) + H2O (l) ΔH = - 799,3 kcal/mol
04)A formação do benzeno líquido absorve 12 kcal/mol, do gás carbônico libera 94,1 kcal/mol e da água
líquida libera 68,3 kcal/mol.Calcular a entalpia para a combustão de 156 g de benzeno.
ΔH1 = - 30 kcal
ΔH 1 ΔH 2 ΔH2 = + 100 kcal
CS2 (l) + O2 (g) ----------------- CO2 (g) + SO2 (g) ΔH = - 265 kcal
C(s) + O2 (g) ----------------- CO2 (g) ΔH = - 94,1 kcal/mol
S(s) + O2 (g) ----------------- SO2 (g) ΔH = - 70,2 kcal/mol
08) Os calores de formação do SO2 (g) e do SO3 (g) são, respectivamente, ΔHºf = -70,2 kcal/mol e ΔHºf = - 94
kcal/mol.Calcule, pela lei de Hess, a variação de entalpia do processo de oxidação do SO2 (g) a SO3 (g).
35
09) Calcule o ΔH da reação de formação do metano, sabendo que no estado padrão a formação do gás
carbônico libera 94,1 kcal/mol, a formação da água líquida libera 68,3 kcal/mol e a combustão do gás
metano libera 212,8 kcal/mol.
10) Em reações de fermentação é comum a oxidação de etanol (C2H6O(l)) a aldeído acético (C2H4O(l)) .
Calcule o ΔH para esta oxidação, sabendo que em condições padrão a combustão do etanol libera 327,6
kcal/mol e a combustão do aldeído acético libera 279 kcal/mol.
11) A partir das reações abaixo, a 25ºC e 1 atm, calcule o calor de sublimação do iodo nessas condições:
Exercícios Complementares:
01) Classificar os processos em endotérmicos ou exotérmicos:
02) O calor de combustão da gasolina (C8H18) é de 1,1 . 104 cal/g. Converter esse valor para kcal/mol e
kJ/mol.
03) A formação do acetileno (C2H2 (g)) absorve 54,3 kcal/mol, do gás carbônico (CO2 (g)) libera 94,1 kcal/mol e
da água líquida (H2O (l)) libera 68,3 kcal/mol. Calcular a temperatura final que pode ser alcançada quando
117 g de acetileno são queimados e que 90% desse calor liberado serão utilizados para aquecer um bloco
de 50 kg de cobre que inicialmente está a 20ºC. Dado calor específico do cobre : 0,092 kcal/kg.ºC.
04) Calcular (via energia de ligação) o ∆H para a reação: C2H2 (g) + H2 (g) --------------- C2H6 (g)
05) Calcular (via energia de ligação) o ∆H para a reação: H2O2 (g) ----------------- H2O (g) + O2 (g)
36
06) A queima do álcool etílico (C2H6O) libera 6,4 kcal/g e a queima do óleo diesel libera 10,9 kcal/g. Calcular
o volume de óleo diesel que libera a mesma energia que 14 mols de álcool etílico. Dado densidade do óleo
diesel: 0,84 g/mL
( ) Toda reação de combustão produz CO2 e H2O, a menos que a quantidade de oxigênio seja insuficiente.
( ) No estado padrão tanto Sromb como P(b) possuem entalpia nula.
( ) A unidade de capacidade térmica de uma substância é dada em cal/ºC.
( ) Se a temperatura de um corpo varia de 15ºC para 50ºC, o calor liberado para essa variação é calor
sensível.
( ) O combustível com maior calor de combustão é o hidrogênio.
37
CINÉTICA QUÍMICA
É o ramo da Físico-Química que estuda a velocidade das reações químicas, inclusive os fatores que influem
nessas velocidades, ou seja, a rapidez com que os reagentes se transformam nos produtos.
aA bB
Onde:
A é reagente e B é produto.
a e b são coeficientes dessas substâncias.
Nota:
Toda vez que expressamos a substância entre colchetes, [ ], estamos nos referindo à sua concentração
molar, ou molaridade (em mol/L).
[A]
[B]
t (tempo)
38
Expressões de velocidade média
a) Velocidade média para reagentes e produtos:
Nota:
O sinal de – no cálculo da velocidade média para A (que é reagente) é um artifício matemático utilizado
para tornar o valor da velocidade positivo. Sempre que se tratar da velocidade de um reagente utiliza-se
este sinal de --.
Exercícios resolvidos:
01) A decomposição da água oxigenada, em certas condições, produziu gás oxigênio à razão de 1,6
mol/min, de acordo com a equação:
Resolução:
02) Um bico de gás está queimando butano (CH4) à razão de 2,24 L/min (nas CNTP) de acordo com a
equação:
Resolução:
Nas CNTP (OºC e 1 atm) sabemos que 1 mol de quaisquer gases ocupa um volume de 22,4 L. Então:
39
1 mol/min ----------------- 22,4 L/min
x mol/min ----------------- 2,2 4 L/min x = 0,1 mol/min de C4H10
Substituindo:
03) Durante a reação de salificação abaixo, foram determinadas as concentrações da base B (por titulação)
e encontrados os valores tabelados:
A + B ----------------------- C + D
Pede-se:
a) Calcular as velocidades médias da reação nos quatro intervalos consecutivos de tempo:
b) Determinar a [B] na reação no instante t = 20 min.
Resolução:
- no intervalo de 0 a 15 min
VmB = -- Δ[B] VmB = -- ([B]f -- [B]i) VmB = --(4,9 – 10) VmB = --(--5,1)
Δt tf -- ti 15 – 0 15
- no intervalo de 15 a 25 min
VmB = -- Δ[B] VmB = -- ([B]f -- [B]i) VmB = --(3,6 – 4,9) VmB = --(--1,3)
Δt tf -- ti 25 -- 15 10
- no intervalo de 25 a 35 min
VmB = -- Δ[B] VmB = -- ([B]f -- [B]i) VmB = --(2,9 – 3,6) VmB = --(--0,7)
Δt tf -- ti 35 -- 25 10
40
- no intervalo de 35 a 55 min
VmB = -- Δ[B] VmB = --([B]f -- [B]i) VmB = --(2,1 – 2,9) VmB = --(--0,8)
Δt tf -- ti 55 – 35 20
Instante [B]
[ N2O5]
0,8
0,4
0,2
0
20 t (min)
Resolução:
Para começar a resolver esta questão, sempre devemos iniciar balanceando a equação química,
determinando seus coeficientes:
41
b) Qual é o valor das concentrações em mol/L do NO2 e do O2 após 20 min ?
Para montar a 2º. linha da tabela (cons/prod), utilizamos a relação abaixo de acordo com os coeficientes e
sabendo que no intervalo de 20 min forram consumidos 4 mol/L de N2O5:
Portanto a resposta é: Após 20 minutos de reação a [ NO2] é 0,8 mol/L e a [ N2O5] é de 0,2 mol/L.
[ ]
0,8 NO2
0,6
0,4
N2O5
0,2
O2
t (min)
0 20
42
Exercícios:
01) Na reação:
H2CO3 ---------- CO2 + H2O
para cada molécula de H2CO3 que se decompõe, uma molécula de CO2 é formada. Qual a relação entre a
velocidade de formação do CO2 em relação à velocidade de consumo de H2CO3 ?
02) No processo:
C2H2 ---------------- C6H6
acetileno benzeno
04) Na reação:
n (mol)
1,2
x
06) Com base no gráfico do exercício anterior, o fim da reação ocorreu quando terminou qual (is)
substância(s)?
a) x b) y c) z d) x e y e) x e z f) y e z
A + B --------------- C
início (t=0 min) 5 mol 4 mol x
cons/prod y mol 4 mol 4 mol
final (t = 10 min) 3 mol z w
Calcule também as velocidades médias (em mol/min) das substâncias A, B e C no intervalo de tempo
considerado.
43
08) Seja a reação: X ---------- Y + Z. A variação na concentração de X em função do tempo é:
a) 0,3 mol/L.min b) 0,1 mol/L.min c) 0,5 mol/L.min d) 1,0 mol/L.min e) 0,2 mol/L.min
09) O gráfico a seguir representa a variação de concentração das espécies A, B e C com o tempo:
conc (mol/L)
1,0
C
0,5
C
A B
0 3 tempo (h)
Qual das alternativas descreve melhor a reação representada pelo gráfico?
d) 2 B + C ------------ A e) B + C ----------- A
10) A tabela abaixo contém dados sobre uma reação (equação não balanceada) de decomposição da
amônia:
NH3 (g) --------------- N2 (g) + H2 (g)
início (t=0 min) 10 mol a b
cons/prod c d e
final (t=20 min) 6 mol f g
a) Indique os valores de a, b, c, d, e, f e g.
b) Construa um gráfico representando o número de mol dos participantes da reação na ordenada e o tempo,
em minutos, na abcissa.
c) Determine a velocidade média de consumo da amônia (NH3) e de formação do N2 e do H2.
d) Determine a velocidade média da reação.
Teoria da Colisão
Em todas as reações químicas, os átomos que formam os reagentes se rearranjam, originando os produtos.
Podemos imaginar um recipiente que microscopicamente contém um grande número de partículas
(moléculas) em movimento (possuem no entanto energia) dentro deste recipiente. As moléculas reagentes
se chocam umas com as outras com uma certa intensidade de energia (umas com mais “força” e outras com
menos “força”) num movimento caótico. No entanto, nem todos os choques entre as partículas que
compõem os reagentes são suficientemente intensos para “quebrar” essas moléculas para que elas possam
se reorganizar e se transformarem nos produtos. (choques não eficazes). Aqueles choques que conseguem
desarrumar as moléculas reagentes e transformá-las nos produtos são ditos choques eficazes ou efetivos.
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Formação do Complexo Ativado
No exato momento em que ocorre o choque entre as partículas reagentes durante uma reação química,
considerando que esse choque entre as moléculas ocorre em uma posição geométrica favorável e com
quantidade de energia apropriada, forma-se uma estrutura intermediária (aglomerado) entre os reagentes e
os produtos que chamamos de complexo ativado.
Complexo Ativado de uma reação é uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos,
envolvendo ligações químicas intermediárias entre as ligações dos reagentes e dos produtos.
H I
H I H I
I H I H I
a) No estágio A as partículas reagentes se aproximam com uma certa quantidade de energia e posição
geométrica de choque favorável.
c) No estágio C houve o rompimento das ligações químicas e a efetivação das ligações intermediárias, e
para que isso de fato ocorra, depende da quantidade de energia e da posição geométrica com as quais as
partículas reagentes se aproximam no estágio A. Caso a quantidade de energia não seja suficiente e a
posição geométrica de choque não seja a ideal requerida para o rompimento das ligações químicas no
estágio B, as partículas provavelmente retornarão à sua forma no estágio A.
Assim para a formação do complexo ativado, duas condições são imprescindíveis numa reação química:
a) Que as moléculas colidam com uma posição geométrica favorável para rompimento das ligações.
b) Que essa colisão ocorra com um mínimo de energia, que chamamos de energia de ativação.
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Gráficos da Energia de Ativação:
Seja a reação química genérica:
A + B ---------------- C + D
complexo
ativado complexo
entalpia (H) entalpia (H) ativado
Hf C + D
A + B Ea
Hi
Ea ΔH
ΔH
Hi A + B Hf C + D
b) as reações que necessitam de menor energia de ativação, ocorrem com muito mais facilidade, ou seja,
maior velocidade. Isto pode ser analisado no gráfico: quanto menor a energia de ativação mais facilmente (e
rapidamente) será atingido o complexo ativado (estágio intermediário de ocorrência das reações).
CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) ------------------- CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
1 2
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Conclusões:
a) No recipiente 1 ao ser atacado pelo HCl, somente as partículas superficiais expostas do pedaço de
mármore (CaCO3) sofrerão ataque pela ação do ácido e a reação prosseguirá pela remoção das partículas
externas que forem sendo removidas, dando lugar às internas para serem atacadas, até que todo mármore
seja consumido atingindo o final da reação, ao passo que,
b) No recipiente 2, a mesma quantidade de mármore que foi pulverizado (transformado em pó), terá todas
suas partículas expostas para ação do ácido, que sofrerão reação química todas, ao mesmo tempo.Neste
caso o final da reação será atingido mais rapidamente.
Assim:
Quanto mais fragmentado, ou quanto maior a SUPERFÍCIE DE CONTATO DOS REAGENTES, o número
de choques aumentam e maior será a velocidade da reação.
Graficamente:
volume de CO2
pó
pedaço
tempo
b) Velocidade e Temperatura
As moléculas das substâncias possuem energia cinética própria ( ou energia de movimento) a uma certa
temperatura. Para uma mesma substância essa energia é menor quando esta substância está no estado
sólido e aumenta à medida em que esta substância se transforma em líquido e maior ainda quando ela se
transforma em gás. Quando aquecemos as substâncias participantes de uma reação química, estamos
fornecendo uma certa quantidade de energia além da que ela já possuía. Assim as moléculas passam a se
agitar com uma maior vibração aumentando assim o seu estado de agitação molecular e conseqüentemente
aumentando a energia cinética média (ou de movimento) entre as moléculas, fazendo com que elas se
choquem com uma maior intensidade atingindo assim a energia mínima necessária (energia de ativação)
para chegar ao complexo ativado, estimulando a ocorrência da reação.
Aumentando-se
a temperatura
Assim:
Quanto maior a temperatura de uma reação química, maior será o estado de agitação molecular e
conseqüentemente maior será a velocidade da reação, e vice-versa.
Todo ser vivo depende de muitas reações químicas que ocorrem dentro de seu organismo. O
conjunto dessas reações químicas é chamado de metabolismo. A velocidade de tais reações
depende da temperatura do organismo; quanto maior a temperatura, maior a velocidade das reações.
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O ser humano tem uma temperatura que permanece, em geral, constante ao redor de 37ºC. O
aumento de temperatura, denominada hipertermia, faz o nosso metabolismo se acelerar.. è o que
acontece quando temos febre: nosso corpo trabalha em ritmo acelerado e, graças a isso, consome
mais oxigênio e mais glicose. A febre é um mecanismo de defesa; permite matar vírus e bactérias
mais rápido porque mobiliza o sistema de defesa natural do organismo. Contudo, temperatura
corporal que se mantenha acima de 41,7ºC pode causar morte porque acelera demais algumas
reações que destroem substâncias vitais, chamadas enzimas. A redução de temperatura normal do
nosso organismo caracteriza a situação de hipotermia. Ela pode acontecer, por exemplo, com
pessoas que permanecem em mares frios depois de naufrágios ou queda de aeronaves.
Temperaturas corporais prolongadas inferiores a 30ºC são fatais. Reduzem tanto o metabolismo que
as reações vitais passam a ter velocidade insuficiente para manter a pessoa viva.
c) Velocidade e Pressão
A pressão somente influencia reações para sistemas gasosos, pois neste estado físico as substâncias são
altamente compressíveis, diferente dos líquidos e sólidos.
Aumentar a pressão dentro de um sistema reagente (contendo substâncias no estado gasoso), significa
diminuir o volume útil disponível para que as partículas se agitem. Desta forma aumenta a possibilidade de
que as partículas reagentes se encontrem e se choquem umas contra as outras
Aumentando-se P
a pressão
Assim:
Quanto maior a pressão de uma reação química num sistema gasoso, menor será o volume disponível para
agitação molecular e conseqüentemente maior será a velocidade da reação, e vice-versa.
ΔH
PROD
Hf
CR (caminho da reação)
Os catalisadores criam um caminho alternativo, que exige menor energia de ativação para se atingir o
complexo ativado, fazendo com que a reação se processe mais rapidamente.
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Catalisadores
São substâncias capazes de aumentar a velocidade de uma reação química, diminuindo sua energia de
ativação e sem sofrerem alteração. Os catalisadores não são consumidos durante a reação.
Exemplos de catalisadores:
a) Metais – especialmente os metais de transição como, por exemplo, Co, Ni, Pd,Pt, etc.
e) Substâncias que se oxidam e se reduzem facilmente – NO, NO2, SO2, SO3, etc.
Catálise Homogênea
É aquela que ocorre quando o sistema reagente e o catalisador formam uma mistura homogênea, isto é,
uma única fase.
Como exemplo podemos citar a síntese parcial do SO3, catalisada pelo NO:
NO (g)
2 SO2 (g) + O2 (g) ----------------- 2 SO3 (g)
Catálise Heterogênea
É aquela que ocorre quando o sistema reagente e o catalisador formam uma mistura heterogênea, isto é,
mais de uma fase.
Pt (s)
2 H2 (g) + O2 (g) ----------------------- 2 H2O (g)
Autocatálise
Nome dado ao processo que ocorre quando a reação forma o próprio catalisador.
Como exemplo podemos citar a reação entre o cobre e o ácido nítrico diluído:
No início, a velocidade da reação é muito lenta. À medida que a reação vai se processando a velocidade vai
aumentando cada vez mais. A explicação está na formação de NO, que é catalisador dessa reação.
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Catálise enzimática
A velocidade da reação é aumentada pela ação de enzimas. Enzimas são proteínas de elevada massa
molecular que são eficientes catalisadores em processos bioquímicos, que ocorrem nos animais e vegetais.
Duas enzimas importantes no processo digestivo humano são a ptialina, que se encontra na saliva, e a
pepsina, presente no suco gástrico. Outro exemplo é a decomposição da água oxigenada em feridas,
catalisada pela presença da enzima catalase.
Ativadores
É o nome dado à substância que quando em reação de catálise aumenta a ação do catalisador.
A síntese da amônia é catalisada pelo Fe. A presença de óxido de potássio ou de alumínio (K2O ou Al2O3)
são ativadores do catalisador Fe.
São substâncias que quando em reação diminuem ou até anulam a ação de catalisadores.
A presença de pequenas quantidades de arsênio (As), na síntese da amônia, praticamente anula o efeito do
ferro como catalisador.
Muitas substâncias, utilizadas como conservantes de produtos perecíveis (alimentos e bebidas), são
inibidoras de reação. Como exemplo desses conservantes temos o BHT (butil-hidroxitolueno) e o BHA
(butil-hidroxianisol). São utilizados como antioxidantes, ou seja, inibidores da decomposição de alimentos.
e) Velocidade e a Luz
Algumas reações químicas são favorecidas pela incidência da luz, devido ao fato de que a luz transporta
energia (chamada energia radiante). Essas reações são chamadas reações fotoquímicas e não ocorrem na
ausência de luz.
f) Velocidade e a eletricidade
A utilização da energia elétrica é uma forma bastante usual de se fornecer a energia de ativação necessária
para o início de algumas reações:
a) Síntese da água
faísca elétrica
H2 (g) + O2 (g) -------------------------------- H2O (g)
b) Produção de NO
eletricidade
N2 (g) + O2 (g) --------------------------- 2 NO (g)
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g) Velocidade e a Concentração
A velocidade de uma reação depende do número de choques entre as moléculas. Um aumento das
partículas reagentes aumenta a possibilidade do número de choques e aumenta a possibilidade de que as
reações ocorram.
Assim:
Quanto maior a concentração dos reagentes em uma reação, maior será a velocidade da reação.
A velocidade de uma reação química aumenta com o aumento da concentração dos reagentes. Em 1867,
dois cientistas, Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900), enunciaram a LEI DA
AÇÃO DAS MASSAS (ou lei de Guldberg-Waage):
A velocidade de uma reação química é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos
reagentes, elevadas a potências determinadas experimentalmente.
Para reações elementares (se realizam apenas em uma etapa), as potências são iguais aos coeficientes da
equação.
Para uma reação genérica aA + bB -------------------- cC, a lei da velocidade pode ser estabelecida da
seguinte forma:
V = k . [ A ]a . [ B ]b
onde:
V é a velocidade da reação.
k é a constante de velocidade da reação (característica de cada reação química e depende da temperatura).
[ A ] é a concentração molar, ou molaridade do reagente A.
[ B ] é a concentração molar, ou molaridade do reagente B.
a e b são coeficientes dos reagentes A e B na equação química.
A lei da velocidade para reações que envolvam reagentes gasosos também pode ser expressa em função
da pressão parcial dos reagentes gasosos:
V = k . ( pA )a . ( pB )b
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Exemplos:
Exercícios resolvidos:
a) Triplicarmos a concentração de N2 ?
Resolução
Aplicando a lei da velocidade: V = k [ N2 ] . [ H2 ]3
Fazendo [ N2 ] = x e [ H2 ] = y
Mas k . x . y3 = V
Então: V’ = 3 . V
Conclusão: A nova velocidade V’, após termos triplicado a concentração de N2, será três vezes maior do que
a velocidade inicial V.
Resolução
A lei da velocidade é a mesma: V = k [ N2 ] . [ H2 ]3
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Nova expressão de velocidade após diminuir pela metade [ H2 ] ----------------- V’ = k . x . y 3
2
Calculando a expressão temos que: V’ = k . x . y3
8
Organizando a expressão fica
V’ = 1 . k . x . y3 Mas k . x . y3 = V Então V’ = V
8 8
Conclusão: A nova velocidade V’, após termos diminuído pela metade a concentração de H2, será 8 vezes
menor que a velocidade inicial V.
Exercícios propostos:
b) A energia mínima que as moléculas reagentes devem possuir para que ocorra reação, chama-se
________________________.
02) Aplique a Lei de Guldberg-Waage (Lei da Ação das Massas) para as reações indicadas (não
balanceadas):
e) HI -------------------- H2 + I2
h) N2 + H2 -------------------- NH3
03) Na reação de combustão do metano, se duplicarmos a concentração molar do metano, qual o aumento
de velocidade previsto pela Lei de Guldberg-Waage?
04) Na reação: Al(OH)3 + HBr -------------AlBr3 + H2O, se triplicarmos a concentração molar do ácido
bromídrico, qual será o aumento de velocidade?
05) Na reação: NO2 ---------------- N2O4, se triplicarmos a concentração molar do NO2 como varia a
velocidade da reação?
07) Na reação: SO2 + O2 ----------- SO3, o que acontecerá com a velocidade da reação se dividir por 2 a
concentração de dióxido de enxofre e quadriplicar a concentração de oxigênio?
08) Na reação: CO (g) + O2 (g) ------------- CO2 (g), o que acontecerá com a velocidade da reação se
duplicarmos a pressão parcial do monóxido?
09) No processo: HBr (g) -------------- H2 (g) + Br2 (g), como a velocidade irá variar, se triplicarmos a
pressão parcial do gás HBr?
10) Na reação: C2H4 (g) + O2 (g) -------------- CO2 (g) + H2O (g), o que ocorrerá com a velocidade, se
quadriplicarmos a pressão parcial do C2H4 e reduzirmos à metade a do O2?
A + B
0 CR
C + D
--20
Pergunta-se:
CR CR CR
a) Explique qual das reações exige maior energia de ativação (Ea) para ocorrer:
entalpia (kcal)
50
30
A + B
10
0 CR
C + D
--10
13) O gráfico a seguir representa as variações das massas de um pequeno pedaço de ferro e de uma
esponja de ferro (palha de aço usada em limpeza doméstica) expostos ao ar (mistura de nitrogênio, N2,
oxigênio, O2 e outros gases além de vapor d’água):
55
14)
massa
tempo
Exercícios complementares:
01) Num recipiente de 5 L, misturam-se 135 g de NO com 80 g de O2. Após 15 minutos de reação, 40 %
de NO foram consumidos.
n (mol)
t (s)
56
03) Assinale V para verdadeiro e F para falso:
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