Química Inorgânica II

Resumo sobre Soluções, Propriedades Coligativas, Eletroquímica, Termoquímica, Cinética Química e Radioatividade.

I - SOLUÇÕES

  • Menor quantidade: Soluto
  • Maior quantidade: Solvente
Ex.: Solução Gasosa: Ar atmosférico(N2 + O2)
Solução Líquida: Água Salgada
Solução Sólida: Ouro 18 quilates
Obs.: Dissolução Endotérmica: O aumento da temperatura favorece a dissolução do soluto no solvente.
Dissolução Exotérmica: O aumento da temperatura diminui a dissolução do soluto no solvente.

a) Solução Insaturada: A quantidade de soluto dissolvido é inferior ao coeficiente de solubilidade numa determinada temperatura.
b) Solução Saturada: A quantidade de soluto dissolvido é igual ao coeficiente de solubilidade numa determinada temperatura.
c) Solução Supersaturada: A quantidade de soluto dissolvido é superior ao coeficiente de solubilidade numa determinada temperatura. É INSTÁVEL.

1) Expressões Físicas de CONCENTRAÇÕES:

a) COMUM ou g/l: C =

b) MOLAR ou mol/l:

c) Relação entre concentração g/L e mol/L

C = M . MM1
d) Título(%): =
Obs.: Relações entre C, , d e M
C = d . . 1000
M . MM1 = d . . 1000

e) Fração Molar(X):

2) Diluição: Adicionar SOLVENTE à solução.

  • Não altera o soluto.
  • Concentração diminui.
C1 . V1 = C2 . V2
M1 . V1 = M2 . V2

V2 = V1 + V(H2O)

3) Mistura:
a) Sem reações químicas de mesmo soluto: A concentração obtida terá valor intermediário à das soluções misturadas.
M1V1 + M2V2 = M3V3 , onde: V3 = V1 + V2
b) Sem reações químicas com solutos diferentes: A concentração de cada soluto na mistura é calculada como se cada solução em particular tivesse sofrido uma diluição.
c) Com reação química: Para misturar soluções em que ocorre reação, é fundamental saber equacionar a reação e balancear. calcula-se o n° de mols da substância e analisa as proporções dos componentes.
Obs.: TITULAÇÃO: É a determinação de uma concentração desconhecida através de outra que se conhece a concentração.
As vidrarias utilizadas em uma titulação são:

  • Bureta: coloca-se a solução padrão ou titulada.
- Erlenmeyer: coloca-se a solução problema.

II - PROPRIEDADES COLIGATIVAS

  • Menor quantidade: Disperso.
  • Maior quantidade: Dispersante ou Dispergente.
    • Sedimentação: Ultracentrífuga.
    • Separação: Ultrafiltro.
    • Observação: Ultramicroscópio.
* Pressão de Vapor(Pv): Quanto mais volátil o líquido, maior Pv.
1) Tonoscopia ou Tonometria: Abaixamento da pressão máxima de vapor. Quanto mais partículas dissolvidas, maior o abaixamento da Pv.
DP = Kt . W DP = P0 - P2
Po

Onde: P0 - Líquido puro.
P2 - Solução.
Kt - constante tonométrica.
2) Crioscopia ou Criometria: abaixamento da temperatura de congelação de um solvente ocasionado pela dissolução de um soluto não volátil. Quanto mais partículas dissolvidas, maior o abaixamento da temperatura de congelação.
DTc = Kc . W DTc = T0 - T2
Onde: T0 - Líquido puro.
T2 - Solução.
Kc - constante criométrica.
3) Ebulioscopia ou Ebuliometria: É a elevação da temperatura de ebulição, de um solvente ocasionado pela dissolução de um soluto não volátil. Quanto mais partículas dissolvidas, maior a elevação da temperatura de ebulição.
DTe = Ke . W DTe = T2 - T0
Onde: T0 - Líquido puro.
T2 - Solução.
Ke - constante ebuliométrica.
4) Osmoscopia ou Osmometria: é o estudo da pressão osmótica (p). Pressão osmótica é a pressão recebida pela solução para impedir que a osmose ocorra.
Solvente Solução (mais concentrada)


p . V = n . R . T

III - TERMOQUÍMICA

 

ATENÇÃO!

Não confunda CALOR com TEMPERATURA.
Calor é a energia em trânsito que flui de um sistema a outro.
Temperatura é a medida da energia cinética média das partículas de um corpo ou sistema.

2) Classificação:

  • Endotérmico
  • Exotérmico
a) Reações Exotérmicas:
  • liberam calor.
  • Entalpia dos Reagentes maior do que entalpia dos Produtos.
  • DH < 0
b) Reações Endotérmicas:
  • absorvem calor.
  • Entalpia dos Reagentes menor do que entalpia dos Produtos.
  • DH > 0
3) Gráficos:
a) Endotérmicas( + ):

b) Exotérmicas( - ):

4) Entalpia(H):
É o conteúdo global de energia(calor).
  • Variação de Entalpia(DH): Hp - Hr Onde: Hp - entalpia dos produtos Hr - entalpia dos reagentes
5) Unidades:
  • Calorias
  • Joules
  • B.T.U
1 calorias(cal) = 4,18 Joules(J)

6) Princípio de Thompsen e Berthelot:
“Dentre um conjunto de reações químicas possíveis, ocorrerá primeiro, espontaneamente, aquela que for mais exotérmica.

OBSERVAÇÃO
* A variação de entalpia (DH) é medido nas condições padrões:

  • Pressão: 1atm = 760mmHg
  • Temperatura: 25ºC
* Toda substância simples, no estado padrão tem sua entalpia(H) igual a zero.
* A substância em sua forma alotrópica mais estável tem sua entalpia(H) igual a zero.

Reação de Combustão(queima)
Ocorre com a presença do combustível reagindo com o gás oxigênio(comburente). Toda reação de combustão libera(perde) calor, ou seja, é classificada como exotérmica (DH < 0).

X + O2 Þ XO2

 

Estados Físicos
Sólido « Líquido « Gasoso
0 0 0 0 0
0 0 0 0 0
0 0 0
0 0


endotérmico

exotérmico

LEI DE HESS
É dado quando acontece em várias reações(etapas).

DH = DH1 + DH2 + DH3 ...+ DH n

ENERGIA DE LIGAÇÃO

É a variação de entalpia verificada na quebra de 1mol (6x1023) de uma determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25°C e 1atm.

DH = DH (reagentes) + DH (produtos)
( + ) ( - )

IV - CINÉTICA QUÍMICA (velocidade das reações)
1) Condições para que a reação ocorra:
* Choques(colisões) favoráveis.
* Energia de ativação mínima.
3) Fatores que Influenciam a Velocidade.
a) Natureza dos Reagentes: Quanto maior for o número de ligações a serem rompidas nos reagentes e quanto mais fortes elas forem, mais lenta será a reação e vice-versa.
b) Superfície de Contato: Quanto maior a área exposta de um reagente aos demais, mais cortado, picado, triturado, maior a velocidade da reação.
c) Temperatura: Aumento de temperatura, aumenta o número de choques (colisões), portanto, maior será a velocidade das reações.
d) Concentração dos Reagentes: Quanto maior o número de partículas de reagentes por unidade de volume, maior a chance de haver colisão efetiva, e com isso maior a velocidade da reação.
e) Pressão: É considerável apenas quando as substâncias reagentes estão na fase gasosa, pois aumenta o contato entre os reagentes, maior a velocidade da reação.
f) Luz e Eletricidade Quanto maior o fornecimento de luz e eletricidade, maior a velocidade das reações que são ativadas por esses fatores.

4) Substâncias que influenciam na velocidade:

a) Catalisador:

  • Fornece um caminho mais fácil.
  • Não se desgasta.
  • Aumenta a velocidade da reação.
  • É auxiliado pelo promotor(ativador).
b) Inibidor:
  • Fornece um caminho mais difícil.
  • Recuperado no final.

5) Catálise:

a) Catálise Homogênea: O reagente e o catalisador estão em uma única FASE(monofásica).
Ex.: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
b) Catálise Heterogênea: O reagente e o catalisador estão em fases diferentes.
Ex.: 2SO2(g) + O2 2SO3(g)
c) Autocatálise: Um dos produtos atua como catalisador da reação, que no início é lenta e vai se tornando progressivamente mais rápida à medida que esse produto vai sendo formado.

6) Energia de Ativação (Eat): É a energia necessária para que os reagentes atinjam o complexo ativado(Aconteça a reação).

Complexo ativado é uma estrutura instável e intermediária entre os reagentes e produtos de uma reação.

IMPORTANTE!
Quanto menor a energia de ativação, maior a velocidade da reação.
7) Lei das Ação das Massas - Lei de Guldberg - Waage: A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações em mol/L dos reagentes, elevados a seus expoentes determinados experimentalmente.
Dado: aA + bB Þ cC + dD

V = K [A]a . [B]b

a) Ordem da reação: a + b
b) Molecularidade:
É o número mínimo de partículas reagentes que precisam colidir em cada etapa da reação.

8) Velocidade Média(Vm): É a relação entre o número de mols participante pela unidade de tempo.
Vm = Dn
Dt
Unidade:
mol / min

V - EQUILÍBRIO QUÍMICO
É característico de reações reversíveis, ou seja, ocorre quando as velocidades das reações diretas e inversas são iguais.

 

Obs.: O equilíbrio é dinâmico, ou seja ocorre sem interrupções. É dependente da temperatura. Se houver variação na temperatura, as propriedades macroscópicas sofrerão variações e um novo equilíbrio será estabelecido.

2) Constante de Equilíbrio (Kc Kp)

IMPORTANTE

O valor das constantes de equilíbrio depende apenas da temperatura.

Dado: aA + bB Þ cC + dD Kc = [C]c . [D]d
[A]a . [B]b

 

Obs.: Só fazem parte da expressão de Kc as substâncias na fase líquida e gasosa.
Obs.: Na expressão de Kp entram apenas as substâncias na fase gasosa.

3) Relação entre Kc e Kp

Kp = Kc . (RT)Dn , onde:
R = constante universal dos gases.
T = Temperatura em Kelvin.
Dn = Variação do n° de mols entre produtos e reagentes na fase gasosa.

EQUILÍBRIO IÔNICO
1) Grau de Ionização ou Dissociação(a):
a = número de mols dissociados número de mols dissolvidos

2) Lei da Diluição de Ostwald
Ki = a2 . M
(1 - a)

 

Obs.: Para ácidos e bases fracas, o valor de a é muito pequeno e a diferença (1 - a) é aproximadamente 1, então, a expressão fica:
Ki = a2 . M

3) Equilíbrio Iônico na Água:
Para 25ºC , Kw = 10-14 mol/l
H2O Þ H+ + OH-
Kw = [H+] . [OH-]

a) pH - Potencial Hidrogeniônico
pH = - log [H+]

b) pOH - Potencial Hidroxiliônico
pOH = [OH-]

 

Equações(25º)

pH + pOH = 14
[H+] . [OH-] = 10-14

c) Escala de pH: (25ºC)
pH |_______________|__________________|
0 ácida 7 básica 14
neutra

4) Hidrólise de Sais: (Hidro = ÁGUA) (Lise = Quebra).É a reação entre um dos íons formados com a água.
É uma reação inversa da neutralização.

 

Ácido Base Caráter da Solução Constante de Hidrólise(Kh)
Forte Fraca ácida Kh = Kw / Kb
Fraco Forte básica Kh = Kw / Ka
Fraca Fraca neutra Kh = Kw / Ka .Kb
Forte Forte neutra Não há hidrólise

5) Solução Tampão: É uma solução que praticamente não sofre variação de pH ou pOH, pela adição de quantidades controladas de ácidos ou bases fortes.

VI - RADIOATIVIDADE

É a emissão espontânea de partículas e/ou radiações pelo núcleo de um átomo instável com o propósito de adquirir a estabilidade. A emissão de partículas transforma o elemento químico, pois modifica seu número atômico.
1) Principais emissões:

  • Partícula alfa ( a )
  • Partícula beta ( b )
  • Partícula gama (g)

 

Obs.: Alguns termos importantes:
  • Núcleons - São os prótons e nêutrons em conjunto.
O número de massa é o número total de núcleons em um núcleo.
  • Nuclídeo - Qualquer isótopo de qualquer átomo.

Radionuclídeos - São aqueles que emitem radiação espontaneamente.

2) Características:
a) ALFA:
Semelhante ao hélio

  • Massa: pesado
  • Poder de Penetração: Baixo
  • Poder de ionização: alto
b) BETA: Semelhante ao elétron
  • Massa: leve
  • Poder de Penetração: médio
  • Poder de ionização: baixo
c) GAMA: Semelhante ao Raio X
  • Massa: leve
  • Velocidade: LUZ
  • Poder de Penetração: alto
  • Poder de ionização: baixo
6) Leis da Radioatividade:
a) 1ª Lei de SODDY:
“Quando um radionuclídeo emite uma partícula a, seu número de massa diminui de 4 unidades e seu número atômico diminui 2 unidades.
b) 2ª Lei de SODDY: “Quando um núcleo emite uma partícula beta, forma-se um novo núcleo com igual número de massa e número atômico uma unidade maior”.
Tempo de meia-vida (t½ ou P)
É o tempo necessário para a desintegração da metade dos átomos radioativos.
T = x . P

Onde: t = tempo total
x = nº de desintegrações(setas)
p = meia-vida

3) FISSÃO NUCLEAR: É a quebra do núcleo de um átomo mais ou menos ao meio, provocada pelo bombardeamento de nêutrons, formando dois novos núcleos, liberando uma quantidade grande de energia e de outros nêutrons, podendo repetir o processo originando uma reação em Cadeia.
* UTILIZAÇÃO DE FISSÕES NUCLEARES
- Bomba atômica e Reator nuclear.

4) FUSÃO NUCLEAR: É o processo inverso ao da fissão nuclear: consiste na união de dois núcleos de átomos, dando origem a outro núcleo. Esta reação se dá com uma liberação de energia ainda maior que a da fissão nuclear.
Ex.: Bomba de Hidrogênio(H).

VIII - ELETROQUÍMICA

1) Pilha:

  • Espontâneo
  • Transforma energia química em elétrica.
Obs.: Pelo fio passam elétrons. Pela ponte salina passam íons.
  • Ânodo: - pólo negativo, metal mais reativo, sofre oxidação, doa elétrons. A placa sofre perda de massa.
  • Cátodo: - pólo positivo, metal menos reativo, sofre redução, recebe elétrons. A placa ganha massa.

a) Eletrodo de zinco:
Placa de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de zinco.
b) Eletrodo de cobre:
Placa de cobre em uma solução de sulfato de cobre.
Obs.:
Cada eletrodo é chamado de semicela.
A aparelhagem é chamada de pilha ou cela eletroquímica.

Equação Global
A equação global dos processos ocorridos nessa pilha pode ser obtida pela soma das duas semi-reações:
Ânodo:

Cátodo:
________________________________________

Convenção mundial para representar pilhas.
Ânodo // Cátodo
Ex.: Zn / Zn2+ // Cu2+ / CuO
¯
Ponte Salina

Cálculo da voltagem (DE° das pilhas)
DE° = E°redução - E°redução
maior menor
Ex.: E° Al, Al(s) = -1,68v
E° Cu, Cu(s) = +0,34v

DE = 0,34v - (-1,68) = 2,02v

ELETRÓLISE
O processo inverso, em que a passagem de corrente elétrica através de um sistema líquido onde existem íons produz reações químicas, não é espontâneo e é denominado eletrólise, tendo sido estudado pela primeira vez por Michael Faraday, em meados do século XIX.
As eletrólises são realizadas em uma CUBA ELETROLÍTICA, onde a corrente elétrica é produzida por um gerador (pilha).
As substâncias que serão submetidas a eletrólise podem estar liquefeitas (fundidas) ou em solução aquosa.

Obs.: A eletrólise ígnea é o processo de obtenção dos metais alcalinos, alcalinos terrosos e alumínio, pois esses cátions não descarregam em solução aquosa.

A eletrólise do NaCl(aq) é um processo que permite obter soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cl2).
A presença de OH- na solução final da eletrólise caracteriza soluções básicas.

Aspectos Quantitativos da Eletrólise

Em 1909, Milikan determinou que a carga elétrica de um elétron é igual a 1,6 x 10-19C. Logo, a carga de 1mol de elétrons equivale a 96500 C que é denominada constante de Faraday(1F).

1 mol de elétrons
6.02 x 1023elétrons
9,65 x 104C=1F




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