Constante de Equilíbrio...

Qualquer equilíbrio pode ser representado por uma constante de equilíbrio (Kc) , expresa em termos de concentração molar de reagentes e produtos.

Caso:

Kc sejá maior que 1: há mais produtos de que reagentes.



Kc seja menor que 1: há mais reagentes do que produtos.

Equilíbrio Químico...

• Reações Reversíveis: são aquelas que reagem e formam produtos (reação direta) e os produtos uma vez presentes, voltam a dar origem aos reagentes (reação inversa) até que se atinja o equilíbrio químico.

            Após algum tempo a reação entra em equilíbrio dinâmico, ou seja, ela não cessa, porém:
                     A velocidade direta torna-se igual a velocidade inversa.
                     As concentrações permanecem constantes.

Graficamente:

Alguns Mecanismos de Reação...

• Reações Elementares: os reagentes colidem e formam os produtos finais, não há produos intermediários.

Exemplo:

1C₄H₁₀ O + 6O ₂ 4CO ₂ + 5H ₂ O

Atenção!!!!

 Para reações elementares, os expoentes das concentrações dos reagentes são idênticos aos expoentes estequiométricos.

• Reações NÃO Elementares: os reagentes formam produtos intermediários antes de formar os produtos finais.

Exemplo:

Atenção!!!!

A lei da velocidade sempre estará associada à ETAPA LENTA DA REAÇÃO ou seja, a etapa com maior energia de ativação.

Lei da Velocidade...

• Expressão matemática que relaciona a rapidez de transformação em relação à variação de concentração de um dos componentes.
• É obtida sempre experimentalmente e é genericamente dada por:

aA + bB + cC = Produtos 



Fatores que Alteram a Velocidade de uma Reação...

      Basicamente toda a reação que faz com que o número de colisões favoráveis aumente ou a energia de ativação diminua implica o aumento da velocidade da reação:

           PRESENÇA DE CATALIZADOR

   Um catalizador DIMINUI a ENERGIA de ATIVAÇÃO de uma reação, fazendo com que o estado de ativação seja atingido mais rapidamente, aumentando a velocidade da reação.

                                                          ATENÇÃO!!!!!

                    O catalizador nunca incorpora-se aos produtos, sendo, portanto, recuperado no final da reação.

                    O catalizador nunca altera o valor da diferença de entropia de uma reação, ele apenas diminui o valor da energia de ativação.

Teoria das colisões favoráveis...

• Para que uma reação ocorra é necessário que os reagentes entrem em contato.

• A velocidade está relacionada à orientação das colisões e ao número de colisões.

• È necessário que exista energia suficiente para que se atinja o complexo ativado.

          Obs: o complexo ativado é o ponto da reação em que as ligações se rompem e se refazem,surgindo novas reações.

    

           Conceitos importantes:

                     Energia de ativação: é a mínima energia necessária para a que a reação ocorra, caso a energia adquirida pelos reagentes seja menor que a energia de ativaçãoa reação simplismente não ocorre.

                     Estado Ativado: fração de tempo em que as moléculas de reagentes colidem de forma favorável, rompem suas ligações e formam novas ligações originando os produtos.



Cinética Química...

      A cinética química é o ramo da química que estuda a velocidade das reações. Basicamente a velocidade de uma reação é dada pela expressão:

     Caso a Velocidade seja maior do que zero (ou seja, positiva) será a velocidade de Formação de produtos.
      Caso a Velocidade seja menor do que zero (ou, seja, negativa) será a velocidade de Consumo de reagentes.

         

      Velocidade média de uma reação:

      Dada a reação hipotética:

Maneiras de calcular o ΔH...

      Há três formas de se determinar o valor do ΔH:

1. Através da entalpia de formação.
2. Através da entalpia de ligação.
3. Através da lei de Hess.

      1º  Cálculo do ΔH utilizando Entalpias de Formação:

 Cuidado!!!!!

• A entalpia de formação de substâncias no estado padrão é sempre igual a zero.

      Para se determinar o ΔH por esse método:

       2º  Cálculo da entalpia utilizando as energias de ligação:

Atenção!!!!!

• No lado dos reagentes há ruptura de ligações, ocorre absorção de energia (lado endotérmico).
• No lado dos produtos há formação de ligações, ocorre liberação de energia (lado exotérmico).

  O ΔH é a diferença entre o lado endotérmico e o lado exotérmico, mantendo-se o sinal do número maior.

  
   Obs: O rompimento das ligações libera energia.

      3º   Cálculo do ΔH utilizando a Lei de Hess:

       Para calcularmos o ΔH pela Lei de Hess é necessário termos algumas reações auxiliares e conhecermos a realidade global.

• Regras para tratar as reações auxiliares:

              Ao inverter uma reação troca-se o sinal do ΔH
   
              Ao multiplicar ou dividir uma equação por um determinado número, o ΔH sofre a mesma operação.

Atenção!!!!!

• Para se determinar a equação global devemos somar o que estiver do mesmo lado e simplificar o que está de lados opostos.
• O ΔH da reação global será a soma do ΔH das reações auxilires.

Exemplo:

      A síntese de metano é exemplo de uma sucessão de reações químicas com variações de entalpia particulares:

C_(grafite) + O_2(g) ⇔ CO_2(g) ΔH = – 94,05 kcal
H_2(g) + ½ O_2(g) ⇔ H₂O_(l) ΔH = 68,32 kcal
CO_2(g) + 2 H₂O_(l) ⇔CH_4(g) + 2 O_2(g) ΔH = + 212,87 kcal

    Observe que se multiplicarmos a segunda equação por 2, de modo a balancear as moléculas de água na soma de todas as equações, obteríamos a reação final de grafite e hidrogênio gerando metano:

C_(grafite) + O_2(g) ⇔ CO_2(g) ΔH = – 94,05 kcal
(H_2(g) + ½ O_2(g) ⇔ H₂O_(l) ΔH = -68,32 kcal).2 +
CO_2(g) + 2 H₂O_(l) ⇔CH_4(g) + 2 O_2(g) ΔH = + 212,87 kcal
___________________________________________________
C_(grafite) + 2 H_2(g) ⇔ CH_4(g) ΔH = – 17,82 kcal

    Ou seja, mesmo que uma possível reação direta entre hidrogênio e carbono fosse possível, teria a mesma variação entálpica que a soma das variações das reações intermediárias. Observe que embora a entalpia na segunda reação seja negativa, após a multiplicação por 2, ela continuará negativa (a “regra de sinais” da matemática não deve ser utilizada aqui).

Calor de Formação e Calor de Combustão...

•  Calor de Formação ou Entalpia Padrão de Formação de uma Substância:

           É a variação de entalpia verificada na reação de formação de um (1) mol da referida substância, a partir de uma substância simples no estado padrão.

Entalpia padrão  (0f) em kcal/mol
H20 (l) HCl (g) HBr (g) Hl (g) CO (g) CO2 (g) NH3 (g) SO2 (g) CH4 (g) C2H4 (g) C2H6 (g) C2H2 (g) C6H6 (l)	- 68,3 - 22,0 - 8,6 + 6,2 - 26,4 - 94,1 - 11,0 - 70,9 - 17,9 + 11,0 - 20,5 + 53,5 + 12,3

          Em uma próxima postagem você aprenderá as três maneiras de calcular o  de uma reação.

• Calor de Combustão ou Entalpia Padrão de Combustão de uma Substância:

          É a variação de entalpia verificada na reação de comdustão total de um (1) mol da substância, supondo que todos os reagentes e produtos estejam nos respectivos estados-padrão.

                      Obs: Esse tipo de reação é SEMPRE EXOTÉRMICA, por ser a queima de um substância.

                      Obs: Não se esqueça que para ocorrer uma combustão SEMPRE é necessário a presença de Gás Oxigênio.

Cálculo do valor do ΔH...

      Conceitos importantes:

       Estado padrão da substância: Toda substância simples que se encontra em seu estado  ALOTRÓPICO ESTÁVEL E MAIS ABUNDANTE, é caracterizada como substância no estado padrão e por isso sua ENTALPIA É IGUAL A ZERO.

                 

Substâncias no estado padrão:

O_{2 (g)}  ,N_{2 (g) ,}H_{2 (g) ,}Cl_{2 (g),} Br_{2 (g) ,}Fe _(s), Na_(s), C_(grafite), S_(rômbico), P_(vermelho), Al_(s), Ca_(s), Ag_(s), Au_(s), Hg_{(L) .}

Substâncias fora do estado padrão:

O_{3 (g)}  O_{2 (L)}  ,N_{2 (L) ,}H_{2 (g) ,}Cl_{2 (L),} Br_{2 (s) ,}Fe _(L), Na_(L), C_(diamante), S_{(monoclínico),} P_(branco), Al_(L), Ca_(L), Ag_(L), Au_(L), Hg_{(L) .}

Moléculas de Carbono

Fósforo Vermelho

Fósforo Branco

Reações Endotérmicas...

      Nesse caso o recipiente em que a reação se encontra esfria.

      São exemplos de reações endotérmicas as transformações físicas da fusão, vaporização, e a reação da fotossíntese.

• Equações:

                            A + B + ENERGIA ----------------- C + D
                    
                            A + B ----------------- C + D             Δ H = + ( POSITIVO - ABSORÇÃO DE ENERGIA).

• Graficamente:

Reações Termoquímicas...

      Há dois tipos de reações termoquímicas, aqueas que liberam calor (reações exotérmicas) e aquelas que absorvem calor (reações endotérmicas).

      Reações Exotérmicas:

      Nesse caso o recipiente em que a reação está  esquenta.

      São exemplos de reações exotérmicas a  COMBUSTÃO, SOLIDIFICAÇÃO e a NEUTRALIZAÇÃO.

• Equações:

                             A   +   B  ------------ C   +   D   +   ENERGIA
                             A   +   B  ------------ C   +   D          Δ H = - ( negativo - liberação de energia).

• Graficamente:

  

Termoquímica...

      É a parte da quimica que estuda a quantidade de energia (calor) liberada ou absorvida durante uma reação química ou durante uma transformação física.

      Para poder aprender Termoquímica é preciso saber alguns coneitos importantes:

• Temperatura: é o grau de agitação molecular, quanto maior o grau de agitação molecular,maior a temperatura do sistema.

• Calor: é energia térmica em transito que vai espontaneamente do corpo de maior temperatura para o corpo de menor temperatura.

 

• Entalpia (H): é a energia contidaem átomos, moléculas e substâncias químicas. Pode ser absorvida ou liberada durante uma reação química.
• Entropia (S): Mede o grau de desordem de um sistema, quanto mais desorganizado, maior a entropia.

As quatro propriedades coligativas...

Tonoscopia: É o estudo do abaixamento da pressão máxima de vapor do solvente pela adição de soluto não volátil à solução. Quanto maior o número de partículas mais difícil de evapoar.

Ebuloscopia: É o estudo do aumento da temperatura de ebulição de um solvente pela adição de soluto não volátil à solução. Quanto mais partículas, mais difícil de igualar a pressão interna com a pressão externa.

Crioscopia: É o estudo do abaixamento da temperatura de congelamento do solvente pela adição de soluto não volátil a solução. Quanto mais partículas, menor a temperatura para congelar.

Osmoscopia: É o estudo do aumento da pressão osmótica de um solvente pela adição de soluto não volátil aà solução.

• meio hipotônico: a solução padrão é menos concentrada que a solução problema.
• meio isotônico: mesma concentração entre as duas soluções que estão sendo comparadas.
• meio hipertônico: a solução padrão é mais concentrada que a solução problema.

Propriedades Coligativas...

    São Propriedades relacionadas com a diminuição ou aumento das propriedades físicas de uma solução. Estão intimamente relacionados com a quantidadede partículas de soluto não volátil existentes na solução.

     Conceitos importantes...

            Pressão Máxima de Vapor: é a pressão máxima que o vapor de um determinado solvente exerce sobre a superfície de um gás a uma dada temperatura. Quando há o equilíbrio entre a fase líquida e a fase de vapor, é que se tem a pressão máxima de vapor.

           Ponto de ebulição: um líquido entra em ebulição quando a pressão interna do líquido se iguala a pressão externa.

Titulação...

    É o processo no qual busca-se conhecer a concentração de uma solução problema a partir de uma solução padrão, a qual possui concentração e volume conhecidos.
   
   Para poder fazer a titulação adequadamente, é necessário saber:
* a estequionetria da reação;
* o ponto de equivalência da reação, ou seja, o momento em que a quantidade de mols da solução padrão se iguala a quantidade de mols da solução problema.

Misturas de Soluções COM Reação Química...

    Na mistura de soluções formadas por um mesmo solvente , porém com solutos diferentes, pode ocorrer uma reação química. Essa possível reação ocorre de acordo com uma proporção estequiométrica. Isso nos permite determinar a concentração desconhecida de uma solução por meio de uma técnica conhecida como TITULAÇÃO, que veremos a seguir.

    As misturas de soluções em que ocorre reação química devem ser tratadas com base na reação e a concentração final baseia-se naquilo que ocorreu.

Misturas de Soluções SEM Reação Química...

   

    Este tipo de mistura pode ocorrer entre soluções de solutos iguais ou diferentes, desde que não reajam entre si.

    Para o caso de soluções com concentração molar em mols/L...

        

                                                  M_F . V_F = M₁ . V₁ + M₂ . V₂

    Para caso de concentração comum em g/L...

                                        C_F . V_F = C₁ . V₁ + C₂ . V₂

    Exemplo:

    Qual a concentração de uma solução obtida pela mistura de 500mL de solução de HCl     1 mol/L com 1500mL de solução 2 mols/L do mesmo soluto?

500mL = 0,5L

1500mL = 1,5L

M' . V' + M'' . V'' = M . V

1 . 0,5 + 2 . 1,5 = M . 2

0,5 + 3 = M . 2

M = 3,5 / 2

M = 1,75 mols/L

Diluição de soluções...

   Diluir significa acrescentar solvente.

    A nova concentração pode ser calculada a partir das expressões:

C1 V1 = C2 V2     para concentração comum.

M1 V1 = M2 V2    para concentração molar.

Título...

    Título de Massa:

    Pode relacionar a massa de soluto com a massa da solução ou o volume do soluto com o volume da solução.

T = m₁/m 

    O título em massa não tem unidade, pois é uma divisão de dois valores de massa (massa do soluto pela massa da solução), e as unidades se “cancelam”.

    Como a massa de soluto nunca poderá ser maior que o da própria solução, o valor do título nunca será maior que 1.

    Multiplicando o título por 100, teremos a porcentagem em massa de soluto na solução (P):

P = 100 . T

  Título de Volume:

   Relaciona o volume de soluto com o volume de solução.

T = V₁/V

   O título em volume não tem unidade, pois é uma divisão de dois valores de volume(volume do soluto pelo volume da solução), e as unidades se “cancelam”.

   Como o volume de soluto nunca poderá ser maior que o da própria solução, o valor do título nunca será maior que 1.

Multiplicando o título por 100, teremos a porcentagem em volume de soluto na solução (P):

P = 100 . T