ESCOLA SECUNDÁRIA DE MONSERRATE
C. F. Químicas
Turma G12A
MATERIAL MAIS UTILIZADO NO LABORATÓRIO DE QUÌMICA
SÍMBOLOS DE PERIGO UTILIZADOS NOS RÓTULOS
Venenoso
Corrosivo
Explosivo
Escola secundária de Monserrate / Ano Lectivo 2000 / 2001
Tóxico
Inflamável
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C. F. Químicas
Turma G12A
APÊNDICE
TABELA DE MASSAS ATÓMICAS RELATIVAS
Elemento
Símbolo
Actínio
Alumínio
Amerício
Antimónio
Argon
Arsénio
Astato
Azoto
Bário
Berílio
Berquélio
Bismuto
Boro
Bromo
Cádmio
Cálcio
Califórnio
Carbono
Cério
Césio
Chumbo
Cloro
Cobalto
Cobre
Crómio
Disprósio
Einsteinio
Enxofre
Érbio
Escandio
Estanho
Estrôncio
Európio
Férmio
Ferro
Flúor
Fósforo
Francio
Gadolínio
Gálio
Germanio
Háfnio
Hélio
Hidrogénio
Hólmio
Indio
lodo
Iridio
Itérbio
Itrio
Ac
Al
Am
Sb
Ar
As
At
N
Ba
Be
Bk
Bi
B
Br
Cd
Ca
Cf
C
Ce
Cs
Pb
Cl
Co
Cu
Cr
Dy
Es
S
Er
Sc
Sn
Sr
Eu
Fm
Fe
F
P
Fr
Gd
Ga
Ge
Hf
He
H
Ho
In
I
Ir
Yb
Y
Massa atómica
(arredondada às
décimas)
227,0
27,0
243,0
121,7
39,9
74
21 0,0
14,0
137,3
9,0
249,0
209,0
10,8
79,9
112,4
40,1
251,0
12,0
140,1
132,9
207,2
35,5
58,9
63,5
52,0
162,5
254,0
32,1
167,3
44,9
118,7
87,6
152,0
253,0
55,8
19,0
31,0
223,0
157,3
69,7
72,6
178,5
4,0
1,0
164,9
114,8
126,9
192,2
173,0
88,9
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Elemento
Kripton
Lantanio
Laurêncio
Lítio
Lutécio
Magnésio
Manganésio
Mendelévio
Mercúrio
Molibdénio
Neodímio
Néon
Neptúnio
Nióbio
Níquel
Nobélio
Ósmio
Ouro
Oxigénio
Paládio
Platina
Plutónio
Polónio
Potássio
Praseodímio
Prata
Promécio
Protactínio
Radão
Rádio
Rénio
Ródio
Rubídio
Ruténio
Samário
Selénio
Silício
Sódio
Tálio
Tantalo
Telúrio
Térbio
Titanio
Tório
Túlio
Tunsgsténio
Uranio
Vanádio
Xénon
Zinco
Zirconio
Símbolo
Kr
La
Lw
Li
Lu
Mg
Mn
Md
Hg
Mo
Nd
Ne
Np
Nb
Ni
No
Os
Au
O
Pd
Pt
Pu
Po
K
Pr
Ag
Pm
Pa
Rn
Ra
Re
Rh
Rb
Ru
Sm
Se
si
Na
Tl
Ta
Te
Tb
Ti
Th
Tm
W
U
V
Xe
Zn
Zr
Massa atómica
(arredondada às
décimas)
83,8
138,9
257,0
6,9
175,0
24,3
54,9
256,0
200,6
95,9
144,2
20,2
237,0
92,9
58,7
254,0
190,2
197,0
16,0
106,4
195,1
242,0
210,0
39,1
140,9
107,9
147,0
231,0
922,0
226,0
186,2
102,9
85,5
101,1
150,4
79,0
28,1
23,0
204,4
180,9
127,6
158,9
47,9
232,0
168,9
183,9
238,0
50,9
131,3
65,4
91,2
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TABELA DE CATIÕES MAIS COMUNS
3+
2+
Mercúrio I
Hg2
4+
Mercúrio II
Hg
Níquel II
Ni
Níquel III
Ni
Ouro I
Au
Ouro III
Au
Potássio
K
Prata
Ag
Rubídio
Rb
Sódio
Na
Zinco
Zn
Estanho II
Sn
Estanho IV
Sn
2+
Estrôncio
Sr
2+
Ferro II
Fe
+
Ferro III
Fe
2+
Hidrogénio (protão)
H
2+
Oxónio
H30
3+
Lítio
Li
+
Magnésio
Mg
2+
Manganes II
Mn
3+
Manganes III
Mn
Alumímo
Al
Amónio
NH4
Bário
Ba
Cálcio
Ca
Césio
Cs
Chumbo
Pb
Cobalto II
Co
Cobalto III
Co
Cobre I
Cu
Cobre II
Cu
Crómio III
Cr
+
2+
2+
3+
+
+
+
2+
2+
3+
2+
2+
2+
3+
+
3+
+
+
+
+
2+
TABELA DE ANIÕES MAIS COMUNS
Acetato
-
CH3COO
(ou Ferricianeto)
-
Brometo
Br
Carbonato
CO3
Cianeto
CN
Clorato
ClO3
Clorito
ClO2
Cromato
CrO4
Dicromato
Cr2O7
Exacianoferrato III
lidreto
2-
3-
NO2
Oxalato
C2O4
Óxido
O
Perclorato
Cl04
-
Permanganato
MnO4
-
Peróxido
O2
-
Persulfato
S2O8
-
Sulfato
SO4
-
Sulfito
SO3
-
Sulfureto
S
Tiocianato
(ou Sulfocianeto)
SCN
Tiossulfato
S2O3
-
H
Hidrogenocarbonato HCO3
2-
Di-hidrogenofosfato H2PO4
hidrogenofosfato
HPO4
Hidrogenossulfato
HSO4
Hidrogenossulfito
HSO3
Hidrogenossulfureto HS
2-
-
-
Fluoreto
F
Fosfato
PO4
Hexacianoferrato II
(ou Ferrocianeto)
[Fe(CN)6]
34-
Hidróxido
HO
Hipoclorito
Cl O
Iodato
IO3
Iodeto
I
Nitrato ou azotato
NO3
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-
Nitrito ou azotito
[Fe(CN)6]
-
-
2-
2-
2-
-
22-
22-
2-
2-
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TRANSFORMAÇÕES FÍSICAS E QUÍMICAS
QUIMICA E A SOCIEDADE
Sempre que produzimos um novo
produto, sempre que ocorre qualquer
processo de transformação estamos
no domínio da Ciência Química.
Com o desenvolvimento da química
foi possível melhorar toda a nossa
vida. A Química está em toda a parte
e em qualquer lugar.
Todos os dias quando cozinhamos
os alimentos ou quando comemos
estão a ocorrer transformações
químicas.
Uma transformação química é
uma transformação onde são
produzidas novas substâncias.
Pelo contrário, numa transformação
física não existe aparecimento de
novas substâncias. É o que
acontece quando as folhas caem
das árvores ou quando um prato se
parte.
A Química trouxe até nós uma
grande variedade de produtos
tecnológicos que melhoraram a
nossa existência: as fibras sintéticas,
os detergentes, os cristais líquidos
dos relógios de quartzo, os
perfumes,
os
cosméticos,
a
fotografia, o cinema.
Não foi só com a Física que se
conseguiu viajar no espaço; a
Química também contribuiu em parte
para a exploração espacial ao tornar
possível a produção de combustível,
indispensável para as viagens das
naves espaciais.
A Química está indissociavelmente
ligada à sociedade e à tecnologia.
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1
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MATERIAIS E SUAS PROPRIEDADES
• MISTURAS— Quando olhas a tua volta podes reparar na grande variedade de materiais que te rodeia.
O ar que respiras e uma mistura de vários gases entre os quais o oxigénio, o nitrogénio e o dióxido de
carbono. Sem a protecção desta camada de ar, a Terra ficaria queimada durante o dia e a noite os habitantes
da Terra morreriam congelados. De dia a atmosfera filtra os raios mais nocivos que vem do Sol e a noite evita
que o calor da Terra se disperse no espaço.
No ar, ha cerca de 78% de azoto, 20% de oxigénio e 1% de vapor de agua. O 1% restante e formado por
outros gases e poeiras. A quantidade de poeiras e outros materiais que sujam o ar varia de local para local.
Nas grandes cidades o ar esta normalmente carregado de impurezas, tornando-o impróprio para respirar.
A agua do mar também e uma mistura de agua e de sais, em que o mais importante e o conhecido sal que
utilizas na cozinha para dar gosto aos cozinhados e que em química se chama cloreto de sódio.
Tanto o ar como a agua do mar são misturas que podemos encontrar na Natureza; no entanto, existem outro
tipo de misturas que são preparadas pelo Homem com um determinado fim como, por exemplo, o vidro ou o aço
inoxidável.
As misturas tem grande importância no nosso dia-a-dia pois não só fazem parte da Natureza e de nos próprios
como são produzidas para serem utilizadas na industria, na medicina na alimentação, na escola, etc.
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SUBSTÂNCIAS PURAS E MISTURAS DE SUBSTÂNCIAS
Misturas de substâncias e substâncias puras
A maior parte dos materiais que existem na Natureza são
misturas de substancias.
Como o próprio nome indica, uma mistura e um conjunto de
duas ou mais substancias.
Os materiais constituídos por uma única substancia dizem-se
substancias puras.
Misturas homogéneas e heterogéneas
Uma mistura heterogéna: o granito
Uma mistura heterogénea e uma mistura em que, a vista
desarmada, se conseguem distinguir os vários componentes da
mistura. O granito e uma mistura heterogénea.
Uma mistura homogénea e uma mistura em que os
componentes não se conseguem detectar a olho nu.
O ar e uma mistura homogénea.
As misturas homogéneas também são denominadas soluções.
As soluções
As soluções podem ser:
• Soluções sólidas, como as ligas metálicas.
• Soluções liquidas, como a agua salgada.
• Soluções gasosas, como o ar.
As soluções liquidas são as mais comuns.
Em todas as soluções existem dois componentes: o solvente e o
soluto.
• O solvente e a substancia que dissolve.
• O soluto e a substancia dissolvida.
Por exemplo, na agua salgada o solvente e a agua e o soluto e o
sal.
Mistura de álcool e água: uma mistura
homogénea
Concentração de soluções
Se a quantidade de soluto numa solução for grande, então, a
solução diz-se concentrada.
Se a quantidade de soluto numa solução for pequena a solução
diz-se diluída.
As soluções saturadas são aquelas que já não dissolvem mais
soluto.
Normalmente e necessário conhecer exactamente a quantidade
de soluto presente em determinada quantidade de solvente ou
de solução, ou seja, e necessário conhecer a concentração
rigorosa da solução.
Uma das formas mais comuns de exprimir a concentração de
uma solução e através da massa de soluto por litro ou dm3 de
solução.
Uma solução de agua salgada a 5 g/dm3 significa que existem
5 g de sal soluto em cada dm3 de agua salgada (solução).
Uma solução diluída (A) uma concentrada (B) e
uma saturada (C).
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MISTURAS HETEROGÉNEAS; COLÓIDES E SUSPENSÕES
Os colóides
Quando se mistura um pouco de detergente com agua, podem
não se observar as partículas do sabão, mas a mistura e
translúcida; neste caso, temos um colóide.
Os colóides são misturas heterogéneas.
As características dos colóides são as seguintes:
• São formados por duas fases, uma solida e outra liquida,
ou seja, são heterogéneos; no entanto, não e fácil distinguir
as duas fases a olho nu.
• São translúcidos.
• As partículas não se depositam mesmo quando se deixam
em repouso.
• As fases não se separam por filtração.
Os colóides podem observar-se quando a luz os
Atravessa.
Muitas vezes os colóides parecem soluções; mas quando se
observam através de um raio de luz apresentam um aspecto
"leitoso".
Importância dos colóides
Os colóides encontram-se nos organismos vivos e também são
produzidos artificialmente.
Vejamos alguns exemplos de colóides:
• Alimentos como o leite, o ovo, a manteiga.
• Na industria encontramos as tintas, o cimento, a cerâmica.
• Na medicina e na cosmética existe uma grande variedade de
colóides, por exemplo: cremes, pomadas, emulsões.
• O protoplasma das células e um colóide assim como o
sangue e outros fluidos do organismo.
Os colóides são utilizados no nosso dia-a-dia.
As suspensões
As suspensões são misturas heterogéneas. A agua com areia e
um exemplo de suspensão.
As características das suspensões são as seguintes:
• São formadas por duas fases: uma fase solida e uma fase
liquida, isto e, são heterogéneas; as fases detectam-se a
vista desarmada.
• As fases separam-se quando se deixa a suspensão em
repouso porque as partículas se depositam no fundo.
• As fases podem separar-se por filtração.
As suspensões são muito empregues nos medicamentos como os
antiácidos; noutros casos a suspensão prepara-se antes de
administrar-se o medicamento como no caso dos antibióticos
que são administrados as crianças.
Os antibióticos das crianças administram-se em
suspensões.
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SEPARAÇÃO DE MISTURAS
Processos físicos de separação
A maior parte dos materiais que existem na Natureza são
misturas. Para utilizar as substâncias presentes nas mas misturas
é necessário separa-las nos seus constituintes.
Decantação
Para se separarem as misturas recorre-se a processos físicos que
não afectam as propriedades dos componentes da mistura. Por
este facto, os processos de separação denominam-se processos
físicos de separação.
Decantação
A decantação é o processo utilizado para separar um sólido
depositado no fundo de um líquido. Quando se pretende
separar as borras do café no fundo da chávena, transfere-se com
cuidado o líquido para outro recipiente, ou seja, faz-se uma
decantação.
A decantação serve, para separar misturas heterogéneas.
Filtração
A decantação também é o processo utilizado para separar
líquidos imiscíveis (que não se misturam), como por exemplo,
água e azeite.
Filtração
Para separar as partículas de um sólido em suspensão num
líquido utiliza-se a filtração. As partículas maiores ficam retidas
no filtro enquanto as outras passam através do papel de filtro.
Uma centrifugação
Com este processo consegue-se separar as partículas do café
que ficaram em suspensão.
A filtração serve para separar misturas heterogéneas.
A filtração é um método muito empregue no laboratório, na
indústria e no tratamento de águas residuais.
Centrifugação
A centrifugação é o método utilizado para separar materiais,
utilizando um movimento muito rápido de rotação.
Separação magnética
SEPARAÇÃO MAGNÉTICA
A separação magnética serve para separar
misturas heterogéneas em que um dos
componentes é atraído por um íman.
É este processo que se utiliza na indústria
siderúrgica para separar o ferro de outros
materiais.
As borras de café que foram separadas por filtração também
podem ser separadas por centrifugação. O movimento de rotação
a alta velocidade faz com que as partículas sólidas com
dimensões muito reduzidas fiquem depositadas no fundo do
recipiente. A seguir, decanta-se a mistura para separar o líquido
sobrenadante do sólido depositado no fundo do recipiente.
A centrifugação serve para separar misturas heterogéneas.
As centrifugadoras são muito utilizadas nos laboratórios para
separar os componentes do sangue.
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SEPARAÇÃO DE MISTURAS (Cont.)
Sublimação
A sublimação é um método que se usa para separar uma
mistura sólida (composta por dois sólidos) na qual um dos
componentes sublima, isto é, passa do estado sólido ao
estado gasoso e o outro não. por exemplo, para separar o iodo
de uma amostra de iodo e sal pode utilizar-se este processo
pois o iodo sublima facilmente e o sal não.
Cristalização
Sublimação
Nas salinas, obtém-se o sal por evaporação da água do mar.
Quando a água se evapora começam a surgir os cristais do sal
das cozinhas que é o Coreto de sódio.
A formação de cristais a partir de uma solução chama-se
cristalização.
A cristalização serve para separar misturas homogéneas. A
cristalização é um dos métodos mais utilizados para purificar
sólidos, sobretudo na indústria farmacêutica onde é necessário
um alto grau de pureza das substâncias.
Destilação
Destilação da água salgada
Através da cristalização pode obter-se o sal de uma solução de
água salgada. Mas pode ser necessário obter o outro
componente da mistura, ou seja, a água. Neste caso, deve
utilizar-se um processo que permita recolher a água que se
evaporou.
A este processo que consiste numa evaporação seguida
de uma condensação chama-se destilação.
A destilação serve para separar misturas homogéneas nas
quais os componentes fervem a temperaturas diferentes.
Assim, quando se faz ferver a água salgada até 100 °C, a água
evapora-se e o sal não. Depois, faz-se passar o vapor de água
através de um tubo com as paredes arrefecidas; o vapor de
água passa novamente ao estado líquido, isto é, condensa e é
recolhido num recipiente.
A destilação emprega-se em laboratórios e indústrias para a
purificação de solventes como a água, o álcool, o éter.
Uma salina
Na petroquímica os componentes do petróleo também se
obtêm por destilação.
Cromatografia
Cromatografia
Para se separar os componentes da tinta de escrever
coloca-se uma gota de tinta numa tira de papel de filtro e
mergulha-se numa pequena quantidade de álcool.
O álcool é, então, absorvido pelo papel de filtro e arrasta de
modo diferente as diferentes substancias que constituem a
tinta de escrever.
A este processo de separação chama-se cromatografia.
O papel que se obtém com várias cores separadas
designam-se por cromotograma.
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SUBSTÂNCIAS PURAS
Substâncias puras
Na linguagem comum utilizamos muitas expressões como
"Este azeite é mesmo puro!" ou "O ar puro das
montanhas..." com o objectivo de afirmar que o azeite ou o
ar das montanhas são de boa qualidade, isto é, benéficos
para a saúde. No entanto, se analisarmos estas expressões
do ponto de vista dos químicos podemos concluir que estão
incorrectas porque o ar ou o azeite não são substâncias
puras mas misturas de substâncias.
Em termos químicos, uma substância pura é apenas uma
substância. Normalmente, é difícil encontrar uma substância
no seu estado puro pois, ainda que em pequena
quantidade, existem sempre algumas impurezas. Por isso,
alguns astronautas têm como missão a obtenção de
substâncias com um maior grau de pureza, pois no espaço
a contaminação é reduzida.
O azeite não é uma substância pura, é uma mistura.
Uma substância pura pode ser identificada pelas suas
propriedades físicas e químicas.
Como identificar uma substância pura
• O ponto de fusão, ou seja, a temperatura a que uma
substância passa do estado sólido ao estado líquido
écaracterístico de cada substância. A água pura funde a O
°C; a água com impurezas já não funde a esta
temperatura, por isso, o ponto de fusão é utilizado como
critério de pureza.
• O ponto de ebulição, ou seja, a temperatura a que uma
substância passa tumultuosamente do estado líquido ao
estado gasoso também é característico de cada substância
e por isso também pode ser utilizado como critério de
pureza.
• A densidade de uma substância também é uma
característica de cada substância. A densidade ou massa
volúmica de uma substância é o quociente da massa do
corpo pelo volume do corpo. Matematicamente,
exprime-se assim:
As substâncias normalmente são impuras.
PONTOS DE EBULIÇÃO E DE FUSÃO
(à pressão atmosférica normal)
Ponto de
Ponto de
Substância
Fusão (ºC)
ebulição (ºC)
Acetona
Água
Álcool (etílico)
Cloreto de sódio
Chumbo
Tolueno
Ferro
Oxigénio
-94
0
117
801
328
-95
1335
-218
56
100
78
1413
1751
111
3000
-187
Tabela de fusão e de ebulição de algumas substâncias.
m
massa (m)
densidade (d)= volume (V) ou d = d
Cada substância, num determinado estado físico (sólido,
líquido ou gasoso), a uma certa temperatura tem uma
densidade que Ihe é característica.
A unidade S.l. de densidade é o kg/m3. Por exemplo, a
água à temperatura de 4 °C tem densidade 1000 kg/m3. Isto
quer dizer que 1 m3 de água tem a massa de 1000 kg.
Normalmente, utiliza-se não o kg/m3 mas o g/cm3.
Um processo para identificar uma substância desconhecida
pode ser: determinar o seu ponto de fusão, o seu ponto de
ebulição ou a sua densidade e compará-lo com valores
tabelados.
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SUBSTÂNCIAS ELEMENTARES E COMPOSTAS
Como é constituída uma substância
pura. Substâncias eIementares e
compostas
Agora que sabemos reconhecer se temos uma só substância, podemos
acompanhar a curiosidade dos químicos formulando novas questões:
• Como é constituída uma substancia pura?
• A que processos devemos sujeitar a substancia para descobrir a sua
constituição?
• Que substancias se poderão obter desta substância pura? E por que
processos?
Para responderes a estas questões, poderemos realizar algumas
experiências envolvendo processos ainda não referidos.
Separação dos constituintes de uma
substância pura por acção da corrente eléctrica
O Cloreto de cobre (II) é uma substancia cristalina, azul, solúvel na
água. Submetida aos processos de separação descritos anteriormente,
obteríamos sempre o mesmo resultado final: cristais de Coreto de
cobre (II), azuis, com o mesmo ponto de fusão.
Para o estudo da constituição desta substância, temos então de usar
novos processos. Poderemos partir dela no estado líquido—fundida—e
verificar o que aconteceria fazendo passar uma corrente eléctrica
através dela, fig. 1.1. Porém, o ponto de fusão desta substância é tão
elevado que é difícil atingi-lo nos laboratórios das nossas escolas,
onde, geralmente, se usa apenas, como fonte de energia calorífica, a
Efeito da corrente eléctrica sobre o
chama do bico de bunsen .
cloreto de cobre (II):
Í LEGENDA:
a – cloreto de cobre (II) fundido, em cadinho de porcelana
b – bateria
C – lâmpada: acesa, acusa a passagem da corrente eléctrica
Por este motivo, usamos a sua solução aquosa, que é também boa
condutora da corrente eléctrica, utilizando uma montagem como a
representada na fig. 1. 2.
Quando se introduzem os eléctrodos na solução, a corrente eléctrica
passa através dela. Passados alguns minutos após o início da
experiência, notaremos que algo acontece junto dos dois eléctrodos:
libertação de bolhas gasosas junto de A, e, em B, a formação de uma
capa (camada) de uma substância sólida avermelhada, fig. 1. 2 (e).
Fig. 1.1. Esquema de uma possível montagem
para a electrólise do cloreto cobre (II) fundido.
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Fig. 1. 2. Electrólise da solução aquosa do Coreto de cobre (Il):
a — cristais de Coreto de cobre ill);
b — Voltâmetro com solução aquosa de Coreto de cobre (Il);
c — bateria;
d — eléctrodos: A, ligado ao pólo positivo da bateria, e B, ligado ao pólo negativo;
e — o decorrer da electrólise
Electrólise
O gás libertado, de que sentiremos o cheiro característico estando perto do local da
experiência, é cloro (teu conhecido como substância usada no tratamento das águas,
quer a da rede de distribuição—em pequenas quantidades—, quer a das piscinas—
em quantidade um pouco superior). Mas... cuidado, a sua respiração, em grandes
quantidades, é perigosa!
A substância sólida formada em B é cobre, substancia metálica que também
conheces muito bem (utilizada, por exemplo, nos fios das instalações eléctricas, no
fabrico de moedas e peças decorativas).
Ao processo utilizado chama-se electrólise: obtenção dos componentes de uma
substância por passagem da corrente eléctrica através dessa substancia no estado
líquido ou em solução aquosa.
Outras electrólises se poderiam realizar. Uma que certamente já conheces é a da
«água», esquematizada na fig. 1. 3.
Fig. 1.3 . Electrólise da <<água>> - a água pura é muito Î
má condutora da corrente eléctrica; o que
na realidade se faz é a electrólise de uma
solução aquosa de ácido sulfúrico.
Os produtos obtidos são os mesmos que
que obteríamos da água: oxigénio e hidrogénio.
Legenda:
1 – antes de se iniciar a electrólise
2 – após alguns minutos de passagem da
corrente.
Este processo, a electrólise da “água”, é usado
industrialmente na obtenção de hidrogénio para o fabrico de
amoníaco, por sua vez importantíssimo na produção de
fertilizantes do solo.
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SEPARAÇÃO DOS CONSTITUINTES DE UMA SUBSTÂNCIA PURA POR AQUECIMENTO
Aquecimento do óxido de
mercúrio (II)
Há muitos anos que os Homens descobriram que podiam obter metais
quando aqueciam minerais em fornos de lenha. Por exemplo, o cobre,
metal de que já falamos foi um dos primeiros metais a ser obtido por este
processo. O ferro é outro metal ainda hoje preparado em fornos, onde se
aquece o minério de ferro conjuntamente com carvão.
Vamos nós também usar o aquecimento como processo de investigar a
constituição de uma substância: o óxido de mercúrio (II).
Fig. 1.4. Î
Legenda:
a – cristais de óxido de mercúrio (II)
b – decomposição do óxido de
mercúrio (II) dentro do tubo e
inflamação do pavio.
Fig. 1.4. Aquecimento do óxido de mercúrio (II)
Aquecendo o tubo de ensaio contendo uma pequena porção de óxido de
mercúrio (II), fig. 1.4, observamos que o pó vermelho inicial (óxido de
mercúrio (II)) vai escurecendo e, a certa altura, começamos a distinguir
pequenas partículas negras brilhantes. Se, simultaneamente, introduzirmos
no tubo um pavio de madeira incandescente, podemos observar que ele se
inflama.
Porque acontecerá isto?
Conheces certamente o gás oxigénio e uma das suas propriedades
características: participar nas combustões; o oxigénio é comburente. A
combustão do pavio de madeira é mais viva num ambiente rico em
oxigénio. Da decomposição do óxido de mercúrio (II) resulta o oxigénio que
sai do tubo; neste fica uma outra substancia (as partículas brilhantes), o
mercúrio; é possível observar a deposição de gotículas à volta do tubo, formando um anel. O mercúrio é um metal que, à temperatura ambiente, é
líquido, cinzento e brilhante. (Já encontraste esta substancia, nos
termómetros.)
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Decomposição térmica
Por aquecimento do óxido de mercúrio (II) obtivemos duas novas
Substâncias: o oxigénio e o mercúrio. A este processo chama-se
decomposição térmica.
NOTA: os vapores de mercúrio são tóxicos; deve-se evitar respirar na
proximidade deste tubo.
Neste momento sabemos que, por electrólise ou por aquecimento, algumas
substâncias originam novas substâncias:
Novas substâncias
obtidas por electrólise
e por aquecimento
• o cloreto de cobre (II) origina cloro e cobre;
• a água origina oxigénio e hidrogénio;
• o óxido de mercúrio (II) origina oxigénio e mercúrio.
Vimos que as substancias obtidas se distinguem facilmente das iniciais
pelas suas propriedades, algumas delas bem diferentes: o estado físico, a
cor, o cheiro, entre outras.
E quanto à sua constituição?
Analisemos uma amostra de uma das substancias obtidas na Experiência
da Fig. 1.1.: o cobre. Este é uma substância metálica, avermelhada,
brilhante, muito boa condutora da corrente eléctrica e do calor, insolúvel na
água.
Poderíamos
sujeitá-lo
aos
dois
processos—electrólise
e
aquecimento.
O que pensas que acontece?
Fazendo passar a corrente eléctrica pelo cobre fundido (com montagem
semelhante à da fig. 1. 1) verificaríamos apenas a sua condutibilidade
eléctrica, não haveria formação de novas substâncias.
Estivemos, assim, a trabalhar com dois tipos de substâncias puras:
1.°— as substâncias que, sujeitas a processos de decomposição, originam
duas ou mais substâncias menos complexas;
2.°—as substâncias que, sujeitas aos mesmos processos, não originam
outras substâncias mais simples.
Substâncias
Elementares e
Substâncias compostas
Pertencem ao 1.° grupo—substâncias compostas ou compostos—a
água, o Coreto de cobre (II), o óxido de mercúrio (II), o óxido de cobre (II) e
muitas outras.
Ao 2.° grupo—substâncias elementares—pertencem o cloro, o oxigénio,
o hidrogénio, o mercúrio, o ferro, o alumínio e outros.
Os compostos podem originar substâncias elementares ou não. Dos
compostos analisados obtivemos duas (ou mais) substancias. Nota que se
pusermos simplesmente em contacto uma com a outra as substancias
obtidas, estas não regeneram a substância inicial:
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• oxigénio e hidrogénio dariam uma mistura gasosa homogénea, e não
água;
• cloro e cobre dariam uma mistura heterogénea, e não Coreto de
cobre (Il);
• oxigénio e mercúrio dariam uma mistura heterogénea, e não óxido de
mercúrio (II).
Processos químicos
e
processos físicos
Os dois processos que usamos para analisar as substâncias compostas
transformaram
propriedades
a
substância
diferentes,
inicial
nestes
em
casos
outras
substâncias
substâncias
mais
com
simples.
Processos deste tipo designam-se por processos químicos, porque
envolvem fenómenos químicos (transformações químicas), e diferem muito
dos que usamos para separar os componentes de uma mistura. A esses
chamam-se processos físicos, porque envolvem fenómenos físicos
(filtração, destilação, etc.).
RESUMO
MATERIAIS
SUBSTÂNCIAS
MISTURAS
Sujeitas a processos
químicos de análise
Sujeitas a processos
físicos de separação
SUBSTÂNCIAS
MISTURAS MENOS
COMPLEXAS
SUBSTÂNCIAS
ELEMENTARES
SUBSTÂNCIAS
COMPOSTAS
Dissemos atrás que, misturando oxigénio e hidrogénio à temperatura
ambiente, não há formação de água. No entanto, se provocarmos
(favorecermos) a combinação do oxigénio com o hidrogénio—por descarga
eléctrica, por exemplo—obteremos água. O que acontece neste caso
poderá verificar-se com muitas outras substâncias que, conforme as condições a que forem submetidas, poderão originar misturas ou compostos.
Convém, pois, distinguir bem essas situações.
Na Tabela 1. 2 estão indicadas as diferenças mais comuns entre misturas
e compostos.
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MISTURAS
Diferenças entre
Misturas e compostos
• podem ser homogéneas ou heterogéneas;
• os componentes separam-se por
processos físicos;
COMPOSTOS
• são sempre homogéneos;
• os componentes não se separam
por processos físicos;
• os componentes não manifestam as
• os componentes mantêm as suas
suas propriedades individuais, isto
propriedades individuais, isto é, a
é, os compostos têm propriedades
mistura apresenta propriedades
completamente distintas das dos
semelhantes às de todos os seus
seus componentes;
componentes, atenuadas;
• uma mistura pode ser preparada
juntando os seus componentes em
• um composto obtém-se por combinação dos seus componentes em
proporções fixas.
quaisquer proporções.
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ÁTOMOS / MOLÉCULAS / IÕES
• AS RIQUEZA DO SUBSOLO — O subsolo é rico em materiais importantes para a nossa vida diária: petróleo,
carvão e gás para cozinharmos os alimentos, para a iluminação, para nos aquecermos, para os transportes e
para o fabrico de outros materiais de que necessitamos; metais para o fabrico de canos, aviões, moedas;
diamantes e outras pedras, sal e água.
O homem aproveitou primeiro os metais que se encontravam à superfície da Terra e fabricou utensílios, armas e
decorações.
A pouco e pouco foi descobrindo a existência de filões metálicos no subsolo. Os mineiros antigos abriam furos e
retiravam o minério em cestas.
Actualmente, os minerais têm múltiplas aplicações: do mineral pirite extrai-se o enxofre para a indústria química
e o ferro para a construção; do mineral casiterite, obtém-se o estanho; do mineral malaquite obtém-se o cobre
para os cabos eléctricos. Na Natureza pode encontrar-se um grande número de minerais que podem
classificar-se segundo os elementos que os formam:
Minerais Constituídos por um só elemento químico: alguns deles são metais como o ouro ou a platina; outros
são não-metais como o enxofre, a grafite e o diamante, os dois últimos Constituídos pelo elemento carbono.
Minerais Constituídos por mais do que um elemento: o sal comum é Constituído pelos elementos cloro e sódio;
a calcite é Constituída pelos elementos cálcio, carbono e oxigénio; a pirite é Constituída por enxofre e ferro.
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NATUREZA CORPUSCULAR DA MATÉRIA
Descontinuidade da matéria
A constituição das coisas tem suscitado a curiosidade do Homem
desde tempos remotos.
Desde sempre o Homem procurou compreender a constituição e
comportamento da matéria, isto é, a estrutura da matéria.
Sabe-se que, já na Grécia, um filósofo chamado Leucipo (500 a.C.)
defendia a ideia de que a matéria é constituída por partículas, ou seja,
que a matéria é descontínua.
Actualmente, aceita-se, que a matéria é constituída por partículas ou
seja, por corpúsculos muito pequenos que estão em movimento.
Entre as partículas existem espanço vazios. Esta teoria constitui a
teoria corpuscular da matéria. Esta teoria de que tudo o que nos
rodeia
é
constituído
por
partículas
(unidades
estruturais)
é
fundamental para entender o mundo à nossa volta.
As unidades estruturais que constituem a matéria podem ser de vários
tipos.
Átomo: conceito base
da hipótese da
descontinuidade da
matéria
A matéria é constituída por partículas que são as unidades estruturais
da matéria. Um tipo de unidade estrutural muito importante é o
átomo. Leucipo, já se referia ao átomo ao afirmar que:
• A matéria é constituída por partículas muito pequenas
indivisíveis- os átomos (átomo em grego significa indivisível) .
• os átomos diferem no tamanho e na forma.
Estas ideias foram abandonadas durante muito tempo e só vieram
a ser retomadas por um cientista inglês chamado Dalton, que se
considera o pai da Teoria Atómica Moderna, por ter suporte
experimental.
Mas a teoria defendida por Dalton teve de ser aperfeiçoada.
Presentemente existem técnicas experimentais que confirmam, sem
dúvida a existência dos átomos.
A experiência veio a demonstrar que o átomo não é indivisível
porque é constituído por partículas ainda mais pequenas.
Dalton, pai da teoria atómica moderna
Químico Inglês, cujos trabalhos sobre a combinação
dos elementos muito contribuíram para o
desenvolvimento da Química
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NATUREZA CORPUSCULAR DA MATÉRIA (Cont.)
Teoria atómica de Dalton
A Teoria de Dalton assenta em alguns postulados, dos quais
destacamos:
(1) «A matéria é constituída por átomos indivisíveis»
Postulado: afirmação
que se admite ser
verdadeira sem
necessidade de provas
(2) «Os átomos de um elemento são idênticos na forma e no peso»
(3) «Os átomos são inalteráveis»
(4) «Quando diferentes elementos se combinam para formar um
composto, a mais pequena porção do composto consiste num
grupo de átomos de cada elemento em número bem definido»
(5) «Nas reacções químicas, os átomos não são criados nem
destruídos, apenas se rearranjam»
Ainda hoje a Teoria Atómica de Dalton é extremamente importante,
embora, com a continuação do estudo da constituição da matéria, e
sobretudo com as descobertas da primeira metade do século XX,
saibamos que alguns dos seus postulados não são, hoje,
verdadeiros. No entanto, esta teoria foi revolucionária para a época
e permitiu avançar no estudo dos compostos e das «leis» segundo
as quais se combinam os átomos, no estabelecimento de fórmulas
químicas e na noção de molécula. Dalton falava em «... grupo de
Primeira noção de molécula
átomos em número bem definido...» quando os elementos se
combinam. Este postulado (4) mostrou-se particularmente útil
quando foi necessário, para a interpretação do comportamento das
substâncias, quer elementares, quer compostas, admitir a existência
de partículas independentes, constituídas por vários átomos, geralmente em número pequeno—as moléculas.
Constituição atómica
O átomo não é indivisível
A Teoria Atómica de Dalton só foi posta em causa na passagem do
século XIX para o século XX, quando importantes descobertas
O átomo é formado
por partículas – as
partículas elementares
vieram revolucionar profundamente aquilo que se pensava sobre a
constituição da matéria: o átomo, considerado indivisível, pode ser
dividido em partículas ainda mais pequenas, as partículas
subatómicas ou partículas elementares.
H. Becquerel (1852 – 1908). físico francês,
prémio Nobel da Física em 1903, juntamente
com o casal Curie
H. Becquerel descobre, em 1896, a radioactividade, que vem
mostrar que os átomos se podem dividir, natural ou artificialmente,
em pequenas partículas.
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J.J. Thomson (1856-1940), físico
inglês, prémio Nobel da Fisica
em 1906
J. J. Thomson prova experimentalmente, em 1897, a existência de
Electrão
vezes menor do que a do átomo de hidrogénio (o menor de todos),
E. Rutherford (1871-1937), fisico
e quimico inglês, nascido na
Nova Zelandia, prémio Nobel da
Quimica em 1908
constituintes de toda a matéria: os electrões (e).
Protão
de partículas com carga eléctrica positiva (contrária à do electrão),
J. Chadwick (1891-1974), fisico
inglês, prémio Nobel da Física
em 1935
mas com massa muito maior do que a dos electrões, igual à massa
Neutrão
partículas com carga eléctrica negativa e massa cerca de 1840
E. Rutherford descobre, por via experimental, em 1914, a existência
do átomo de hidrogénio: os protões (p).
J. Chadwick confirma experimentalmente, em 1932, a existência de
partículas de massa igual à do protão, mas sem carga eléctrica: os
neutrões (n).
Estas e muitas outras experiências até hoje levadas a cabo,
permitem-nos saber que os átomos de todos os elementos
conhecidos, naturais e artificiais, são constituídos por estas
partículas fundamentais:
• O protão que é uma partícula com carga eléctrica positiva.
• O neutrão que não tem carga eléctrica.
• O electrão que tem carga eléctrica negativa.
os protões e os neutrões estão no núcleo do átomo e os electrões
giram à volta do núcleo, obedecendo a determinadas condições.
Partículas que constituem o átomo
O átomo é uma partícula neutra porque o seu número de protões é
igual ao número de electrões.
Átomo de lítio
Estrutura do átomo de sódio
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AS MOLÉCULAS; OS IÕES
As moléculas
Outro tipo de unidade estrutural da matéria são as moléculas.
A molécula é um agrupamento de átomos, geralmente
pequeno, ligados entre si e que constitui uma entidade neutra.
Existem substâncias em que a porção mais pequena que
conserva as propriedades da substância é a molécula. Nas
substâncias cuja unidade estrutural é a molécula, se ela for
destruída deixa de apresentar as propriedades da substância.
As substancias cuja unidade estrutural é a molécula, ou seja,
que são constituídas por moléculas costumam designar-se por
substâncias moleculares.
A água é uma substância constituída por
moléculas
A água é uma substância molecular constituída pelos elementos
hidrogénio e oxigénio. A água é constituída por 2 átomos do
elemento hidrogénio e por 1 átomo do elemento oxigénio.
Os iões
Algumas substancias são constituídas por outro tipo de unidades
estruturais: os iões positivos e negativos do cristal. O sal das
cozinhas, por exemplo, é constituído por partículas com carga
positiva ou iões positivos ligados a partículas de carga negativa
ou iões negativos.
Os iões positivos formam-se quando átomos ou conjunto de
átomos perdem electrões o quer dizer que ficam com carga
positiva em excesso. Os iões positivos designam-se por catives.
Os iões negativos formam-se quando átomos ou conjuntos de
átomos ganham electrões ficando então com carga negativa em
excesso. Os iões negativos designam-se por aniões.
O sal é uma substância iónica
No Coreto de sódio (sal das cozinhas) existem Catives sódio
ligados a aniões Cloreto.
As soluções iónicas conduzem a corrente eléctrica
Se colocarmos um pouco de solução de Coreto de cobre num
recipiente no qual se mergulham duas barras metálicas
(eléctodos) que se ligam a um gerador de corrente eléctrica,
verifica-se o aparecimento de cobre num dos eléctrodos e de
gás cloro noutro eléctrodo. Isto acontece porque na solução
existem iões que conduzem a corrente eléctrica. Os ices
positivos de cobre dirigem-se para o eléctrodo negativo onde se
dá o aparecimento do cobre metálico e os iões negativos de
cloro dirigem-se para o eléctrodo positivo onde se origina o gás
Electrólise do cloreto de cobre
cloro. É o movimento dos iões para os eléctrodos que constitui
a corrente eléctrica através das soluções.
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A ESCRITA DOS QUÍMICOS: OS SÍMBOLOS E AS PARTÍCULAS
SIMBOLOS DE ALGUNS
ELEMENTOS QUÍMICOS
Elememto
Símbolo
Nº Atómico, Z
Alumínio
Árgon
Arsénio
Azoto
(nitrogénio)
Bário
Berílio
Boro
Bromo
Cádmio
Cálcio
Carbono
Cério
Césio
Chumbo
Cloro
Cobalto
Cobre
Crómio
Enxofre
Escandio
Estanho
Estrôncio
Európio
Ferro
Flúor
Fósforo
Gálio
Germanio
Hélio
Hidrogénio
Indio
Lodo
Irídio
Ítrio
Krípton
Lantânio
Litio
Magnésio
Manganésio
Mercúrio
Molibdénio
Néon
Níquel
Ouro
Oxigénio
Paládio
Platina
Plutónio
Polónio
Potássio
Praseodímio
Prata
Rádio
Ródio
Rubídio
Silício
Sódio
Tálio
Tunsgsténio
(volframio)
Uranio
Vanádio
Xénon
Zinco
Al
Ar
As
N
13
18
33
7
Ba
Be
B
Br
Cd
Ca
C
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Pb
Cl
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Cu
Cr
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Sc
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Si
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56
4
5
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2
1
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36
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3
12
25
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42
10
28
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19
59
47
88
45
37
14
11
81
74
U
V
Xe
Zn
92
23
54
30
Os simbolos químicos
A necessidade de comunicar através da escrita remonta a tempos
muito antigos.
modo como os homens têm comunicado através da escrita tem
evoluído ao longo dos tempos.
Os químicos também sentiram necessidade de comunicar ror
escrito e não só, também sentiram a necessidade de uniformizar a
sua escrita para que pudessem entender-se mais facilmente,
qualquer que fosse a sua nacionalidade. assim, a escrita dos
químicos vai basear-se num alfabeto próprio que é universal: a
cada elemento químico corresponde um símbolo químico.
Os símbolos químicos dos elementos que se utilizam, actualmente,
são letras que foram propostas por Berzelius. Berzelius propôs que
cada elemento fosse representado por uma letra maiúscula, a
primeira letra do nome latino do elemento. Assim, por exemplo, o
símbolo do elemento hidrogénio seria H.
No caso de existir mais do que um elemento com a mesma letra
inicial, então, o símbolo seriam 2 letras, a primeira maiúscula
correspondente à primeira letra do elemento e a segunda letra
minúscula que corresponderia à segunda do nome do elemento.
Assim, por exemplo, o símbolo do cálcio é Ca e do cloro é CI.
Fórmulas químicas de substâncias moleculares
Para representar a unidade estrutural molécula utilizam-se as
fórmulas químicas que neste caso são fórmulas moleculares. As
fórmulas químicas obtêm-se a partir dos símbolo(s) químico(s) do(s)
elemento(s) que constitue(m) a Substância. Assim, a molécula da
água que é constituída por 2 átomos de hidrogénio ligados a 1
átomo de oxigénio tem a seguinte fórmula química:
H20
O número de átomos de cada elemento aparece em índice. Quando
o número de átomos de um elemento for apenas um, como no caso
do oxigénio então não aparece nenhum número em índice.
No caso da substancia oxigénio que é um gás cuja unidade
estrutural é a molécula que é constituída por 2 átomos do elemento
oxigénio, a fórmula química seria:
O2
A molécula do álcool etílico (desinfectante) é constituído por 2
átomos de carbono, 6 átomos de hidrogénio e 1 átomo de oxigénio.
Então, a fórmula química do álcool etíllico é:
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C2H60
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FÓRMULAS QUÍMICAS DE IÕES E DE SUBSTÂNCIAS IÓNICAS
Fórmulas químicas de iões
Os iões podem ser representados por fórmulas químicas. Os
iões são representados utilizando os símbolos dos átomos que os
formaram seguido da carga do ião, indicada em expoente.
Por exemplo, o catião sódio representa-se por:
Na
+
porque o ião sódio se obtém de um átomo de sódio que perde um
electrão. O ião cloreto representa-se por:
Cl
-
porque cada ião cloreto se obtém de um átomo de cloro que
ganhou um electrão.
No caso de iões com mais do que um átomo, a representação
faz-se de modo análogo:
CO32-
Este ião, o ião carbonato é constituído por um átomo de carbono e
3 de oxigénio que, no conjunto, têm 2 electrões em excesso.
Fórmulas químicas de substâncias constituídas por
iões
As substâncias como o Coreto de sódio (sal das cozinhas) que
são constituídas por iões designam-se por substancias iónicas.
Neste caso, a unidade estrutural é o conjunto dos iões positivos e
negativos ligados entre si, ou seja, é a substância iónica.
As substâncias iónicas também podem ser representadas por
fórmulas químicas. A fórmula química de uma substância iónica
representa a proporção entre o número de iões positivos e de iões
negativos que existe na substância.
Para se escrever a fórmula química de uma substância iónica
tem de se atender à carga dos ices de que a substância é
TABELA DE IÕES
Iões positivos
Ião Cobre (II)
Ião prata
Cu
2+
Ag
+
Ião hidrogénio
H
Ião magnésio
Mg
Ião alumínio
Al
Ião amónio
Ião sódio
Ião potàssio
+
2+
3+
+
NH4
+
Na
K
+
constituída.
Iões negativos
Ião cloreto
Cl
-
Br
Ião óxido
O
A fórmula química escreve-se assim:
2-
+
-
2-
Na Cl ou então NaCl
NO3
-
No segundo caso não se está a representar a carga dos ices; no
2SO3
2SO4
-
entanto, não te deves esquecer que a substancia éiónica e portanto
CO3
Ião nitrato
Ião hidróxido
-
+
respectivamente, Na e Cl .
Ião carbonato
Ião sulfato
consultares uma tabela verificas que a fórmula destes iões é,
-
Ião brometo
Ião sulfito
O cloreto de sódio é constituído pelos iões sódio e cloreto; se
OH
a unidade estrutural é a estrutura dos iões ligados entre si. A carga
total dos iões presentes na fórmula de uma substancia iónica é
sempre nula
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SUBSTÂNCIAS ELEMENTARES E SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS
Substâncias puras elementares
As substâncias elementares são substâncias que não se
decompõem noutras substâncias.
Isto acontece porque as unidades estruturais das substâncias
elementares são constituídas por átomos de um só elemento.
O oxigénio que respiramos é uma substancia elementar cuja
unidade estrutural são moléculas constituídas por dois átomos do
elemento oxigénio. A fórmula química do oxigénio gasoso é O2.
Modelo molecular do oxigénio
Modelo molecular do ozono
O ozono que nos protege dos raios ultravioleta nocivos e cuja
camada tem vindo a ser destruída pelo uso de aerossóis também
é uma substância elementar constituída pelo elemento oxigénio.
No entanto, no ozono, a unidade estrutural são moléculas
triatómicas (moléculas constituídas por três átomos do elemento
oxigénio) e portanto, a fórmula química é O3.
Como se pode verificar, duas substâncias podem ser constituídas
pelo mesmo elemento e serem diferentes porque o arranjo dos
átomos do elemento é diferente.
Há substâncias elementares como o néon cuja unidade estrutural
é o átomo, ou seja, nesta substância os átomos não estão ligados.
Actualmente, é mais correcto afirmar que a unidade estrutural do
néon são moléculas constituídas por um único átomo (moléculas
monoatómicas). Neste caso, a fórmula química do néon é Ne.
Substâncias puras compostas
Substâncias compostas moleculares.
Modelo molecular da água
As substâncias compostas podem decompor-se noutras
substâncias porque são constituídas por átomos de elementos
diferentes.
A água é uma substância composta porque é constituída por 2
átomos do elemento hidrogénio ligados a um átomo do elemento
oxigénio.
A fórmula química da água é: H2O.
Também
neste
caso
podemos
ter
substâncias
diferentes
constituídas pelos mesmos elementos.
O peróxido de hidrogénio (água oxigenada) também é
constituído pelos elementos hidrogénio e oxigénio mas na
proporção de 2 átomos de hidrogénio para 2 átomos de oxigénio.
A fórmula química do peróxido de hidrogénio é: H2O2.
Modelo molecular da água oxigenada
A água e o peróxido de hidrogénio são duas substâncias
diferentes constituídas pelos mesmos elementos porque a
proporção de combinação desses mesmos elementos é diferente
em cada uma delas.
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SUBSTÂNCIAS ELEMENTARES E SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS (Cont.)
Substâncias compostas iónicas
As substâncias compostas também podem ser constituídas por
ices. Neste caso, tens uma estrutura gigante com iões positivos e
negativos ligados entre si constituindo a substância iónica ou
cristal iónico.
Existem muitas substâncias que utilizamos no dia-a-dia que são
iónicas.
Já viste que o sal das cozinhas é uma substância composta iónica
+
-
ou composto iónico Constituído pelos iões Na e Cl .
Calcário
Grande parte dos minerais que aparecem na Natureza são de
estrutura iónica:
• A calcite (carbonato de cálcio) é constituída pelos iões
Ca
2+
2-
e CO3
• A pirite de onde se extrai o ferro é Constituída por iões
2+
Fe
2-
eS
• A galena, importante minério de onde se extrai o chumbo
2+
conhecido já pelos babilónios também tem iões Pb
2-
eS
• A magnetite e a hematite, minérios de ferro também são
substâncias iónicas.
Pirite
• os pesticidas e herbicidas também são na sua maior parte
fosfatos, nitratos, etc., ou seja, substancias iónicas.
Os compostos iónicos são normalmente conhecidos por sais.
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MASSA ATÓMICA / MASSA MOLECULAR
A massa dos átomos e a massa das molécuIas
Como os átomos e as moléculas são muito pequenos, é,
evidentemente,
impossível
determinar
a
massa
de
um
deles
directamente, isto é, com o auxílio de uma balança, por mais sensível e
rigorosa que ela seja. por esse motivo, têm-se desenvolvido métodos
indirectos (não utilizando directamente balanças) para a determinação
da massa dos átomos. No entanto, o valor desta massa, por ser muito
pequeno, tem pouco significado para nós. Por exemplo, a massa de um
átomo de hidrogénio é, aproximadamente,
0, 000 000 000 000 000 000 000 001 66 g
Este valor pode ser representado mais comodamente por
1,66 x
1
-24
g
24 g = 1,66 x 10
10
Como se exprime então a massa dos átomos?
Este problema tem interessado muitos químicos desde sempre.
Vamos procurar compreender o processo utilizado servindo-nos de uma
analogia simples.
Repara na fig. 1, representando três bolas diferentes, com massas
diferentes.
Fig.1 – Bolas com massas diferentes
Comparando as massas das três bolas, serias capaz
de as relacionar entre si?
Exactamente: a massa da bola B é 10 vezes superior à de C e a
massa da bola A é 30 vezes superior à de C. Quer dizer, se C = 1,, então
B = 10 e A = 30. Ao procedermos desta maneira estamos a indicar os
valores das massas das bolas A e B quando comparados com a massa
da bola C. Por outras palavras, podemos indicar a «massa relativa» de A
e B, usando a bola C como «padrão». Repara que, neste caso, não
devemos dizer 10 g e 30 g, mas apenas 10 e 30.
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MASSA ATÓMICA / MASSA MOLECULAR (Cont.)
Com a ajuda desta analogia já será fácil imaginarmos um processo
prático para exprimir a massa do átomo. Bastará para isso escolher um
«padrão», isto é, um termo de comparação, o qual deverá ter,
evidentemente, massa muito pequena.
O padrão actualmente em vigor é o átomo de carbono-12
(constituído por 6 protões, 6 neutrões e 6 electrões). À massa deste
átomo atribui-se o valor 12, e comparam-se as massas dos átomos dos
1
diferentes elementos com 12 da massa do átomo de carbono-12. A
massa de cada uma destas fracções terá, portanto, o valor exacto 1 (na
escala relativa).
Massa atómica relativa
A grandeza massa atómica relativa, traduzida pelo símbolo Ar
representa o quociente entre a massa média dos átomos do elemento
1
respectivo e 12 da massa do átomo de carbono-12.
Um exemplo:
Ar (O) = 16,0
Esta representação indica-nos que a massa atómica relativa do
oxigénio é 16,0, isto é, mostra-nos o quociente entre a massa média*
1
dos átomos de oxigénio e a fracção 12 da massa do átomo de
carbono-12. Por outras palavras, a massa dos átomos de oxigénio é,
1
em média, 16,0 vezes maior do que 12 da massa do átomo de
carbono-12.
No final apresenta-se uma tabela das massas atómicas relativas
dos elementos conhecidos, Apêndice I.
A massa atómica relativa é, pois, uma grandeza adimensional,
quer dizer, representa-se apenas por um número sem indicação de
qualquer unidade.
E como poderemos exprimir a massa das moléculas?
Tudo o que dissemos a respeito dos átomos é igualmente aplicável às
moléculas. Se os átomos são muito pequenas, as moléculas continuam
a
apresentar
dimensões
muito
reduzidas.
Poderemos
usar
exactamente o mesmo processo que é utilizado para a massa atómica
relativa.
* Falamos em massa média porque os átomos de oxigénio não são todos iguais,
conforme veremos mais tarde.
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Massa molecular relativa
A massa molecular relativa, traduzida simbolicamente por Mr
representa o quociente entre a massa média das moléculas da
1
substância respectiva e 12 da massa do átomo de carbono-12.
Um exemplo:
Mr (CO2) = 44,0
Isto quer dizer que a massa molecular relativa do dióxido de
carbono é 44,0, ou seja, este valor representa o quociente entre a
1
massa média* das moléculas de dióxido de carbono e a fracção 12 da
massa do átomo de carbono-12. Podemos então dizer que a massa das
moléculas de dióxido de carbono é, em média, 44,0 vezes maior do que
1
12 da massa do átomo de carbono-12.
E como poderás verificar, por cálculo, que a massa molecular
relativa do dióxido de carbono é, de facto, 44,0?
Aplicação de um dos postulados
de Dalton ..(5)..
Se a molécula de dióxido de carbono é formada por um átomo de
carbono e dois átomos de oxigénio, bastará conhecer a Ar (C) e Ar (O) e
facilmente se determinará Mr (CO2).
Com efeito:
massa molecular
relativa do dióxido
massa atómica
=
de carbono
relativa do
carbono
massa atómica
+ 2 x relativa do
oxigénio
Simbolicamente,
Mr (CO2) = Ar (C) + 2 x Ar (O)
Mr (CO2) = 12,0 + 2 x 16,0
Mr (CO2) = 44,0
* As moléculas de dióxido de carbono não são todos iguais, já que os átomos de
C e os átomos de O não são também todos iguais..
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CONCEITO DE MOLE
Suponhamos que temos 3 esferas A,B e C de
massas mA, mB e mC, diferentes por exemplo
mA = 2 mB = 4 mC
Suponhamos agora que temos um certo
número de esferas A (conjunto A), igual
Imaginemos um átomo de oxigénio, um átomo de
hélio e um átomo de hidrogénio.
Sabemos que Ar(O) = 4 Ar(He) = 16 Ar(H).
MA, MB e MC as massas dos respectivos conjuntos.
Suponhamos que tínhamos um certo
número de átomos de oxigénio, igual ao
número de átomos de hélio, igual ao
número de átomos de hidrogénio. Sendo
MO,MHe,MH as massas dos respectivos conjuntos.
QUESTÃO 1:
Relacionar MA, com MB, com MC.
QUESTÃO 1:
Relacionar MO, com MHe, com MH.
QUESTÃO 2:
Completa a frase que se segue:
QUESTÃO 2:
Completa a frase que se segue:
"Desde que o nº de átomos de oxigénio seja igual ao
nº de átomos de hélio e ao nº de átomos de hidrogénio, a relação entre MO, MHe e MH é idêntica à relação entre ______________________.
número de esferas B (conjunto B), igual
número de esferas C (conjunto C), sendo
"Desde que o número de esferas seja o mesmo,
em cada conjunto, a relação MA, MB e MC é
idêntica à relação entre ____________________."
QUESTÃO 3:
Suponhamos que temos 1 kg de esferas de A.
a) Que quantidade de B conteria tantas esferas
como as contidas em 1 kg de C.
b) Que quantidade de A conteria tantas esferas
como as contidas em 1 kg de C.
QUESTÃO 4:
Completa a frase que se segue:
" 1 kg de C contém tantas esferas como ____Kg
de B e ____kg de A.
QUESTÃO 3:
Suponhamos que temos 1 g de hidrogénio.
a) Que quantidade de hélio conteria tantos átomos
como os contidos em 1g de hidrogénio.
b) Que quantidade de oxigénio conteria tantos átomos como os contidos em 1g de hidrogénio.
QUESTÃO 4:
Completa a frase que se segue:
"1 g de hidrogénio contém tantos átomos como
_____ g de hélio e ____ g de oxigénio."
Concluímos que se tivermos 1 g de hidrogénio, 4 g de hélio, 17 g de oxigénio em todas estas quantidades de
substância existe o mesmo nº de átomos.
Chamaremos a esta quantidade de substância, MOLE (símbolo - mol).
A mole é, pois, a quantidade de substância (seja ela qual for) que contém tantas partículas (átomos
moléculas, iöes, electröes, etc, etc) quantos os átomos existentes em 1 g de hidrogénio (ou 4 g de hélio ou
16 g de oxigénio).
Assim:
• 1 mol de átomos de azoto é a quantidade de azoto que contém tantos átomos como os contidos
em 1 g de hidrogénio ou 4 g de hélio, ou ...)
• 1 mol de moléculas de azoto é a quantidade de substância (azoto) que contém tantas moléculas
quantos os átomos contidos em 1 g de hidrogénio (ou 4 g de hélio ou ...)
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QUESTÄO A RESOLVER
Com base nas informações anteriores, completa o quadro que se segue.
elemento
(símbolo)
massa atómica
relativa (Ar)
massa da mol
de átomos
H
1
1g
He
4
4g
O
16
16 g
fórmula molecular da
respectiva substância
simples
H2
N
14
He
O2
N2
Cl
35,5
Cl2
massa molecular
relativa
massa da mol de
moléculas
UTILIDADE DO CONCEITO DE MOLE
Quando queremos comprar arroz não comprámos unidades, isto é, não pedimos,
por ex.: 40.000 grãos de arroz... É mais fácil pesar uma certa quantidade de
arroz do que contar os respectivos grãos )por isso o arroz se vende aos kg e não
aos grãos ...)
Dadas as reduzidas dimensões dos átomos e das moléculas, os químicos não
têm possibilidades de contar de contar directamente os átomos (ou moléculas)
com que trabalham mas podem pesar quantidades de substâncias ... Assim,
quando pesam 16 g de oxigénio sabem que nessa quantidade existem tantos
átomos como em 4 g de hélio, 1 g de hidrogénio, 14 g de azoto, 35,5 g de cloro,
etc, etc.
Mais ainda: os químicos sabem que o número de átomos contidos nas
quantidades de substância que acabámos de referir (16 g de oxigénio, 4 g de
hélio, etc...) é
6,02 x 1023
Este número foi determinado experimentalmente e designa-se por Constante
de Avogadro
A MOLE
Os químicos não trabalham com átomos ou moléculas isoladas, mas com porções que
contêm um elevado número de átomos ou moléculas. Determinam as massas destas porções com
que trabalham (e que já podem ser expressos em unidades habituais) e conhecidas as massas
atómicas e moleculares respectivas, podem achar o número de átomos ou de moléculas contidas
na porção de matéria em estudo.
Os químicos também escolheram um número de átomos (ou de moléculas) para
compararem as massas de diferentes porções de matéria e esse número é 6,02 x 1023
(602.000.000.000.000.000.000.000). Por que escolheram os químicos um número tão bizarro?
Escolheram este número porque é o número de átomos contidos em 1 g de hidrogénio; o número
de átomos contidos em 16 g de oxigénio; o número de átomos contidos em 12 g de carbono, etc.,
etc. ...
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Assim, quando temos uma porção de hidrogénio com a massa de 1 g, podemos dizer que nessa
porção de hidrogénio existem 6,02 x 1023 átomos de hidrogénio; os químicos dizem que nessa
porção de hidrogénio corresponde a uma MOLE de átomos de hidrogénio e que a massa de
uma mole de tomos de hidrogénio é 1 g.
Do mesmo modo, quando temos uma porção de oxigénio com a massa de 16 g, podemos dizer
que nessa porção de oxigénio existem 6,02 x 1023 átomos de oxigénio; os químicos dizem
também que essa porção de oxigénio corresponde a uma mole de átomos de oxigénio e que a
massa de uma mole de átomos de oxigénio é 16 g.
Do mesmo modo ainda, quando temos uma porção de carbono com a massa de 12 g, podemos
dizer que nessa porção de oxigénio existem 6,02 x 1023 átomos de carbono; os químicos dizem
também que essa porção de carbono corresponde a uma mole de átomos de oxigénio e que a
massa de uma mole de átomos de carbono é 12 g.
Ou ainda, quando temos uma porção de água com a massa de 18 g,
dizemos que nessa porção de água existem 6,02 x 1023 moléculas de água; os químicos dizem
também que essa porção de água corresponde a uma mole de moléculas de água e que a
massa molar (massa de uma mole de moléculas de água) é 18 g.
23
MOLE - Quantidade de substância que contém 6,02 x 10
23
1 mole = 6,02 x 10
partículas.
partículas
Mole é uma quantidade numérica, tal como uma dúzia são doze unidades, uma dezena são 10 unidades, etc.,
assim também a mole são 6,02 x 1023 unidades (partículas). Deste modo, podemos falar numa mole de electröes,
numa mole de átomos, numa mole de moléculas, etc.
A quantidade que contém, por exemplo:
6,02 x 1023 moléculas de oxigénio é 32 g (= 1 mole de moléculas de oxigénio)
6,02 x 1023 átomos de oxigénio é
16 g (= 1 mole de átomos de oxigénio)
6,02 x 1023 moléculas de água é 18 g (= 1 mole de moléculas de água)
6,02 x 1023 átomos de hidrogénio é
1 g (= 1 mole de átomos de hidrogénio)
6,02 x 1023 moléculas de hidrogénio é 2g (= 1 mole de moléculas de hidrogénio)
(...)
Ou seja,
A massa atómica relativa ou a massa molecular relativa de uma substância quando expressos
em grama, contêm o mesmo número de partículas, isto é, uma mole dessa substância.
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QUESTÖES a RESOLVER
[Ar(H) = 1 ; Ar(O) = 16 ; Ar(Cl) = 35,5 ; Ar(Na) = 23]
nº moles =
Algumas considerações:
m(massa)
M(molar)
NA = 6.02 x 1023 mol-1
1.- Um químico pesa 10 g de água (H2O), 10 de amoníaco (NH3) e 10 g de cloreto de hidrogénio (HCl).
Qual a quantidade de substância (expressa em mole) em cada caso.
2.- Qual a quantidade de substância a que correspondem 12,04 x 1023 átomos de sódio.
3.- Se tivessemos uma mole de escudos para dividirmos por toda a populaçäo do mundo (cinco mil milhöes de
habitantes: 5 x 109), quanto receberia cada um?
4.- Complete as frases seguintes:
4.1.- Uma mole de átomos de óxigénio contém _______________ átomos de oxigénio e tem a massa de ______.
4.2.- Uma mole de moléculas de oxigénio contêm ___________ moléculas de oxigénio e tem a massa de ______.
4.3.- Em 96 g de magnésio existem _____________ moles de átomos e _____________ átomos.
4.4.- ___________ moléculas de etano (C2H6) tem a massa de 15 g; e contêm _____________ moléculas de
etano.
4.5.- Em 3,4 g de amoníaco (NH3) existem _______ moles de átomos de azoto; moles________ de átomos de
hidrogénio; e, portanto, 6,02 x 1023 moléculas de amoníaco contêm _______ átomos de azoto e ________
átomos de hidrogénio.
4.6.- _________ moles e átomos de sódio contém 2 x 6,02 x 1023 átomos de sódio e têm a massa de _______.
5.- Determine o número de moles de átomos que existem em:
5.1.- 1,44 g de magnésio.
5.2.- 0,2 g de hidrogénio.
5.3.- 7,1 g de cloro.
6.- Calcule, em grama, a massa de:
6.1.- 2 moles de moléculas de azoto.
6.2.- meia mole de glicose (C6H12O6).
6.3.- 0,4 mole de moléculas de flúor (F2).
7.- Sabendo que
1
m 126 C = 1 u.m.a., estabeleça a relação de grandeza entre o grama, g, e a unidade e massa
12
atómica u.
-8
8.- Exprima, em unidades de massa atómica, a massa de 0,71 x 10 g de cloro.
Símbolo químico
Massa atómica
relativa
H
C
N
O
F
Mg
S
Na
Cl
Fe
Cu
1,0
12,0
14,0
16,0
19,0
24,0
32,0
22,9
35,5
55,8
63,5
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CONCENTRAÇÂO DE SOLUÇÕES
Modos de exprimir a composição das soluções
Porque o tipo de soluto numa solução determina as características físicas (e
químicas também) dessa solução, é de toda a conveniência saber quantificar a sua
composição.
São vários os modos de exprimir a composição das soluções. As grandezas que
iremos utilizar são a concentração molar – c – (ou molaridade) e a concentração mássica
– cm.
Concentração morar – c
A concentração molar - c - é a grandeza adoptada pelo Sl para indicar a
composição de uma dada solução. É por isso mesmo a mais utilizada na caracterização
de soluções.
A concentração molar indica a quantidade química de soluto
3
existente na unidade de volume da solução, em geral, dm .
A equação de definição é:
n
c=V
em que:
n – quantidade química de soluto expresso em mol
3
V – volume de solução expresso em dm ;
-3
c ou [ ] – concentração molar da solução expressa em mol dm
Concentração (ou Composição) massica – Cm
Para indicar a composição de uma solução também se usa a concentração mássica –
Cm - definida como sendo a massa de um dado soluto existente por cada unidade de
volume da solução. A equação de definição é:
m
Cm = V
em que:
m - massa de soluto existente na solução, expressa normalmente em g ou kg;
3
3
V - volume da solução, expresso normalmente em cm ou dm ;
-3
cm - concentração mássica da solução, expressa normalmente em g cm ou
-3
-3
kg dm (kg m no Sl).
Como a massa de soluto se pode relacionar com a sua quantidade química pela
expressão m = n x M tem-se:
m
Cm = V
ou
Cm =
nxM
V
ou seja
Cm = c x M
Esta última equação permite-nos facilmente relacionar a concentração molar de uma
solução com a sua concentração mássica, relativamente a um dado soluto
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EXEMPLO DE APLICAÇÃO
1. Que informarão se retira da expressão [CuC12] = 0,1 mol dm-3, quanto à composição desta solução de
Coreto de
cobre II?
RESOLUÇÃO
-
O cloreto de cobre II é um sal, composto iónico, formado por iões Cu2+ e iões Cl .
A sua dissociação em solução aquosa é representada pela seguinte equação:
2+
-
CuCl2(s) + água ----Æ Cu (aq) + 2 Cl
Como se dissolveu 0,1 mol deste sal para 1 dm3 de solução aquosa, nela passaram
a existir 0,1 mol de iões Cu2+ e 0,2 mol de iões Cl-.
-3
2. Considere de novo a solução aquosa 0,1 mol dm em Coreto de cobre II.
2.1.- Qual a sua concentração mássica?
2.2.- se quiséssemos preparar apenas 100 mL de uma solução 0,1 mol dm~3 em CuCI2, que massa de sal
deveríamos pesar?
RESOLUCAO:
2.1.- Como cm = c x M, dado que já é conhecida a concentração molar da solução, falta-nos calcular a massa
molar
-3
-1
do soluto. M (CuCI2) = 144,5 g moles Será então cm = 0,1 mol dm x 144,5 g mol = 14,45 g dm
-3
-3
2.2 Como a cm é 14,45 g dm , significa que para preparar um litro desta solução teríamos de pesar 14,45 g
de cloreto de cobre II. Para preparar 100 mL de solução de igual concentração, teríamos de pesar apenas
1,445 g deste sal e diluir esta quantidade de sal para 100 mL.
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PREPARAÇAO DE SOLUÇÕES AQUOSAS DE CONCENTRACAO CONHECIDA...
... a partir de solutos sólidos
Para preparar um dado volume de uma solução aquosa de concentração dada, a partir de um soluto sólido, há que seguir sempre determinados
procedimentos:
1.° Calcular a quantidade química de soluto que é necessário diluir.
2.° Converter a quantidade química em massa e, de seguida, pesar essa
quantidade de soluto numa balança analítica, utilizando um copo de
precipitação (A).
3.° Diluir essa massa de soluto num pouco de água desionizada, mexendo
com uma vareta de modo a facilitar a diluição e favorecer a dissipação de
calor, caso a dissolução seja exotérmica (B).
4.° Transferir com as devidas precauções a solução para um balão volumétrico (ou de diluição), de volume coincidente com o da solução a preparar
(C).
5.° Deve-se lavar em seguida com um pouco de água desionizada, umas 2 a 3
vezes, o copo onde se fez a diluição, e transferir essas soluções para o
balão volumétrico, de modo a arrastar todas as partículas de soluto que tenham ficado agarradas ao copo (D).
6.° Finalmente, com o auxílio do esguicho, acrescentar água desionizada até
perfazer o volume de solução requerido e que é definido pelo traço de
referência do balão (E).
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...a partir de soluções mois concentradas: diluições
Diluir urna solução de um dado soluto significa diminuir a concentração
molar desse soluto na solução de partida.
n
Como a concentração molar é definida pela relação c = V , uma diluição
significa:
• ter menos soluto num mesmo volume de solução o que obriga a
que se tenha de retirar soluto à solução de partida, a solução
concentrada;
ou
• ter a mesma quantidade de soluto num maior volume de solução,
o que requer, em termos práticos, que se adicione solvente à
Várias soluções de Fe(NO3)3. A mais
escura é a mais concentrada: a mais
clara é a mais diluída
soluçãomãe. Caso se trate de uma solução aquosa, a diluição
faz-se por adição de água desionizada.
O processo mais vulgar de preparar soluções diluídas a partir de solucões
concentradas, é o segundo, por ser mais fácil de pôr em prática.
O primeiro processo também se pode realizar na prática, desde que seja
possível precipitar ou flocular o soluto em excesso e, posteriormente, retirá-lo
da mistura. Contudo, é um processo mais moroso e que requer mais material.
Para preparar uma solução diluída de volume V e concentração conhecida c, a
partir de uma outra solução de maior concentração inicial Cá, executam-se,
sempre, determinados procedimentos.
1.° Calcula-se a quantidade química de soluto n, necessária à obtenção
da solução pretendida (A).
n
c=V
ou n = c x V
2.° Calcula-se em seguida o volume Vê da solução-mãe que contém a
mesma quantidade química n de soluto
Donde
c x V = ci x Vi <=> Vi =
cxV
ci
3.° Com uma pipeta e pompete retira-se o volume Vê da solução
concentrada e introduz-se num balão de diluição de volume igual ao
pretendido (B).
4.° Finalmente junta-se solvente até perfazer o volume V requerido de
solução diluída (C).
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EXEMPLOS DE APLICAÇÃO
-3
1. Calcule o volume de ácido sulfúrico com a concentração de 18,3 mol dm necessário à preparação de
3
-3
1 dm de ácido sulfúrico 2,0 mol dm .
RESOLUÇÃO:
3
-3
Pretende-se preparar 1 dm de ácido sulfúrico com concentração 2,0 mol dm . Logo, e utilizando a
equação de definição de c, (c =
n
) tem-se:
V
• a quantidade de soluto necessária:
-3
2,0 mol dm =
n
-3 <==> n = 2 mol
1 dm
• o volume de solução concentrada que contém apenas 2 mol de H2SO4:
-3
18,3 mol dm =
2 mol
2,0 mol
-3
3
⇔ V=
-3 = 0,11 dm =110 cm .
V
18,3 dm
2. Converta em concentração mássica a composição da nova solução de H2SO4
[Dados: M(H2SO4) = 98,09 g mol-1]
RESOLUCÃO:
-3
-1
2
-3
Concentração mássica = c x M ⇔ Cm = 2,0 mol dm x 98,09 g mol ≈ 2,0 x 10 g dm
3. Qual a concentração molar dos iões presentes na solução?
RESOLUCAO:
A solução é formada a partir da junção de moléculas de água e moléculas de ácido sulfúrico. Das
interacções entre umas e outras resulta a ionização total das moléculas do ácido, segundo a equação:
+
2-
H2SO4 (aq) + água ---Æ 2 H (aq) + SO4 (aq)
A água também se auto-ioniza, mas em tão pequena escala, que podemos desprezar a sua contribuição
para a formação de iões.
Como 1 mole de H2SO4 fornece 3 moles de iões, tem-se que:
2-
Se a concentração de |H2SO4| = 2 mol dm-3 ==> |H+| = 4 mol dm-3 e |SO4 | = 2 mol dm
-3
4. Que número de iões existe em 100 mL desta solução de ácido sulfúrico?
RESOLUÇÃO:
Como a concentração iónica total é de 6 mol dm~3, em 100 mL desta solução de ácido sulfúrico existem
23
0,6 mol de iões. Sabe-se, ainda, que N (Número de Avogadro) é 6,02 x 10 . Logo, o número de iões em
solução = n x N = 0,6 x 6,02 x 10
23
23
= 3,6 x 10
iões.
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...por mistura de soluções de concentração conhecida
É frequente, em química, o uso de soluções que resultam da junção de duas
ou mais soluções cuja composição é perfeitamente conhecida.
Para podermos caracterizar a solução resultante, e supondo não haver reacção
entre os diversos componentes da mistura, é necessário calcular a concentração
de cada espécie química presente nessa solução. Como fazer?
Considere o seguinte exemplo:
Adicionou-se uma solução de ácido clorídrico (HCI) de concentração molar
e volume
c1
v1 com uma solução de cloreto de sódio (NaCI) de concentração malar
c2 e volume v2.
-
Podemos calcular a concentração molar dos iões cloreto Cl na solução
resultante, que resultam da ionização do HCI e da dissociação do NaCI:
-
HCl(aq) + água ----Æ H+(aq) + Cl (aq)
-
NaCl(s) + água ----Æ Na+(aq) + Cl (aq)
-
Para saber a concentração molar dos iões Cl temos de:
1.° Conhecer a quantidade n de iões Cl- na solução final:
n = n1 + n2 + ...
n = n1 + n2
Da equação
-
sendo n1 = quantidade de iões Cl na solução de HCI
n2 = quantidade de iões Cl na solução de NaCI
n
c = V tira-se que n1 = c1 x V1 e n2 = c2 x V2
2.° Saber o volume V da solução final;
V = V1 + V2
V = V1 + V2 + ...
3.° Finalmente, calcular a concentração molar final dos iões cloreto;
c=
n1 + n2 + ...
V1 + V2 + ...
c=
n1 + n2
V1 + V2
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EXEMPLO DE APLICAÇÃO
A 50 cm3 de uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaHO) 0,10 mol dm-3 adicionou-se
3
-3
100 cm de solução de hidróxido de amónio (NH4HO) 0,30 mol dm .
Qual a concentração molar de todas as espécies iónicas presentes na solução resultante?
RESOLUÇÃO:
1.° passo: Devemos começar por escrever as equações correspondentes às dissociações destes
electrólitos. Será:
+
-
NaHO(s) + água -----Æ Na (aq) + HO (aq)
+
-
NH4HO(aq) + água -----Æ NH4 (aq) + HO (aq)
2.° passo: Cálculo da quantidade de iões em solução:
iões Na+: n = nNaHO
-3
n = 0,10 mol dm x 0,050 dm
3
n = 0,005 mol
iões
+
NH4 :
n = nNH HO
4
-3
3
n = 0,30 mol dm x 0,100 dm
n = 0,030 mol
-
iões HO : n = nNaHO + nNH HO
4
-3
3
-3
3
n = 0,10 mol dm x 0,050 dm + 0,30 mol dm x 0,100 dm
n = 0,035 mol
3.° passo: Cálculo do volume total da solução:
3
3
3
3
V= 50 cm + 100 cm = 150 cm = 0,150 dm
4.° passo: Cálculo da concentração molar das diferentes espécies iónicas, na solução resultante:
0,005
cNa+ ou [Na+| = 0,150dm3 = 0,033 mol dm-3
cNH4+ ou
cHO- ou
0,030
-3
[NH4+] = 0,150dm3 = 0,20 mol dm
0,035
-3
[HO ] = 0,150dm3 = 0,23 mol dm
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FICHA DE TRABALHO – EXERCÍCIOS
F2
Concentração de soluções preparadas a partir de solutos sólidos
1.- Calcule a concentração molar das seguintes soluções aquosas.
a) 87,8 g de Coreto de sódio em 750 mL de solução aquosa;
b) 34,8 g de sulfato de potássio em 2,00 dm3 de solução aquosa;
c) 31,8 g de carbonato de sódio em 100 mL de solução aquosa.
2.- Prepararam-se duas soluções A e B de permanganato de potássio KMnO4. Para fazer a solução A dissolveram-se
19,76 g deste sal em água desionizada até perfazer o volume de 250 mL. Para preparar a solução B dissolveram-se 79,0 g deste soluto em água desionizada até perfazer o volume de 500 mL.
Qual destas soluções é mais concentrada?
3.- Determine a quantidade de soluto presente em:
-3
a) 250 mL de uma solução aquosa 0,20 mol dm em KSCN;
b) 200 cm3 de uma solução aquosa 0,15 moi dm-3 em KI;
-3
c) 500 mL de uma solução de Pb(NO3)2 com a concentração mássica de 33,14 g dm .
Diluição de soluções
4.- A 500 mL de uma solução aquosa 0,20 mol dm-3 em sulfato de sódio foram adicionados 7,1 g deste sal.
Considere não haver alteração do volume da solução.
5.1 Determine a concentração final da solução.
5.2 Calcule o número de iões sódio presentes na solução final.
5.- Completar a frase:
“Para preparar 100 cm3 de uma solução aquosa 1,2 mol dm-3 em hidróxido de sódio (NaHO) a partir de uma
-3
3
solução 4,0 mol dm , devem-se retirar ______ cm desta solução e adicionar cerca de ______ de água
desionizada”.
6.- Num balão de diluição de 100 mL encontra-se uma solução 0,100 mol
dm-3 em NaCl. Com uma pipeta volumétrica retirou-se 25 mL dessa
solução que foram vertidos para outro balão de 100 mL. Encheu-se
depois este último, com água desionizada, até ao traço de referência.
6.1.- Que massa de cloreto de sódio ficou no primeiro balão?
6.2.- Qual a concentração em cloreto de sódio da nova solução?
7.- Supondo não haver contracção de volume, que volume de água desionizada se deve adicionar, a...
3
-3
7.1.- ... 500 cm de uma solução 0,50 mol dm de um dado soluto, de
-3
modo a obter uma solução 0,30 mol dm desse composto;
7.2.- ... 10 mL de uma solução 10,0 mol dm-3 em ácido azótico, para obter
-3
uma solução 315 g dm também em ácido azótico.
8.- Um balão volumétrico de 500 mL de capacidade contém, até ao traço
-3
de referência, uma solução aquosa 0,10 mol dm em nitrato de zinco
de zinco Zn(NO3)2.
3
Se transvasarmos esta solução para um balão volumétrico de 1,0 dm
de capacidade e adicionarmos água desionizada até ao traço de
referência. Complete as frases:
8.1.- a concentração do nitrato de zinco passa a ser ___; 8.2.- a concentração mássica dos iões nitrato passa a ser ___
Mistura de soluções
-3
9.- Misturaram-se 100 mL de uma solução 3,0 mol dm em hidróxido de potássio com 150 mL de outra solução
-3
1,5 mol dm também em hidróxido de potássio. Calcule a concentração da solução final quanto a:
9.1.- iões hidróxido; 9.2.- iões potássio.
-3
10.- A 100 mL de uma solução aquosa de ácido clorídrico com uma concentração mássica de 3,65 g dm adicionou-se
-3
150 mL de uma solução aquosa 0,20 mol dm em cloreto de sódio.
Determine a concentração molar da mistura em:
10.1.- iões hidrogénio; 10.2.- iões cloreto.
-3
11.- Preparou-se uma solução a partir da mistura de 50 mL de uma solução 0,10 mol.dm em hidróxido de potássio e
-3
volume igual de uma solução 0,10 mol dm em hidróxido de magnésio.
Para a solução assim preparada, determine:
11.1.- a concentração molar da solução resultante em iões HO ;
11.2.- o número de iões HO presentes na solução final; 11.3.- a concentração mássica dos iões HO nessa solução.
-3
12.- Retirou-se 5,0 mL de solução 0,020 mol dm em Fe(NO3)3 e verteu-se para um tubo de ensaio. Adicionou-se-lhe,
-3
em seguida, 5,0 mL de uma solução 0,020 mol dm em KCl.
3+
12.1.- Qual a concentração da mistura em iões Fe e em iões Cl ?
-3
1.2.2.- Se tivéssemos adicionado aos 5,0 mL de solução de Fe(NO3)3, 5,0 mL de solução de Fe Cl3 0,01 mol dm ,
3+
qual seria a concentração molar da solução resultante em iões Fe e em iões NO3 ?
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REACÇÕES QUÍMICAS: CONCEITOS BÁSICOS
Uma das principais ocupações dos químicos é estudar e, muitas vezes
até, provocar reacções químicas, a fim de dominar cada vez melhor as
técnicas de transformação dos diferentes materiais.
Uma reacção química ⇒ Produção
de unidades estruturais diferentes
das iniciais
Em todas elas parte-se de uma ou mais substancias - os reagentes - e
obtêm-se outras diferentes—os produtos de reacção. Essa é a grande
prova de ocorrência de uma reacção química: a produção de Substanciar
novas, formadas por unidades estruturais diferentes das que existem inicialmente no sistema reaccional.
Este facto mostra que, para que qualquer reacção química ocorra há
sempre ruptura de ligações químicas existentes entre os átomos dos reagentes, com formação de novas ligações químicas entre esses mesmos átomos.
Uma característica importante das reacções químicas é que o
número de átomos de cada elemento presente no sistema
reaccional se mantém e, como tal, a massa total do sistema é
conservada, característica esta conhecida como lei de Lavoisier ou
lei da conservação da massa numa reacção química.
Numa reacção química, os átomos dos
elementos que formam as substâncias
reagentes reagrupam-se de maneira
diferente para originar novas substâncias.
O número de átomos mantém-se e a
massa conserva-se
Uma outra característica importante das reacções químicas é que as
proporções de combinação dos diferentes componentes de um dado
sistema reaccional são fixas—lei das proporções definidas de Proust ou
simplesmente Lei de Proust.
Um exemplo simples mostra-nos esse facto. Sempre que o oxigénio e o
hidrogénio reagem entre si para formar água, combinam-se na proporção de
1 átomo de oxigénio para 2 átomos de hidrogénio, com formação de 1
molécula de água.
Num dado sistema reaccional reagentes e produtos da reacção interagem sempre nas
mesmas proporções.
A ocorrência de uma reacção química é, em geral, detectada, pela variação
de algumas propriedades macroscópicas do sistema reaccional.
Essa variação permite, como veremos adiante, acompanhar a evolução do
sistema . a fim de perceber o modo como a reacção se processa.
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Assim, há reacções em que se observa:
Libertação de gás
Basta mergulhar um pedaço calcário em ácido clorídrico (HCl) para se verificar a libertação
de um gás, o dióxido de carbono.
Formação de precipitado, solúvel ou não, por aquecimento
Se adicionarmos um pouco de hidróxido de amónio (NH4HO) a cloreto de
ferro (III) observa-se a formação de um precipitado acastanhado de hidróxido de
ferro (Fe(HO)3).
Aquece-se em seguida o sistema reaccional. Não há dissolução do
precipitado.
Se adicionarmos umas gotas de solução aquosa de iodeto de potássio (Kl) a
uma solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2), observa-se igualmente a formação
de um precipitado, este agora amarelo-vivo, de iodeto de chumbo (PbI2).
Aquecendo o sistema reaccional, o precipitado dissolve-se.
Mudança de cor do sistema reaccional
Coloque-se um prego num copo de precipitação que contenha
2+
uma solução azul de iões Cu . A alteração da cor azul da solução
para verde-acastanhado, passado algum tempo, mostra que há
2+
reacção entre o ferro e os ices Cu : o ferro passa ao estado iónico
2+
2+
(Fe ) e os iões Cu
transformam-se no conhecido metal cobre.
Variação da temperatura do sistema reaccional
Dissolva um pouco de óxido de cálcio em água desionizada, e controle a
temperatura do sistema com um termómetro.
Outra experiência interessante: misture cerca de 20 g de hidróxido de bário octa-hidratado, Ba(HO)2.8 H2O, com 10 g de tiocianeto de amónio (NH4SCN), num copo
de precipitação. Misture muito bem os dois sólidos com uma espátula de madeira.
Coloque o copo sobre uma tábua de madeira sobre a qual se derramou água.
Após alguns minutos levante o copo com uma tenaz. O copo arrefece
brutalmente e congela a água derramada sobre a tábua levantando-a.
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EQUAÇÕES QUÍMICAS
Escrita e acerto
As reacções químicas são representadas simbolicamente através de
equações químicas.
Nas equações químicas escrevem-se em primeiro lugar as fórmulas
químicas dos reagentes e só depois as fórmulas químicas dos produtos de acção,
estando as primeiras separadas das segundas por uma seta.
Todas as fórmulas químicas devem ser acompanhadas, em índice, da
indicação do estado físico em que se encontram as Substâncias a que dizem
respeito.
Um exemplo simples de uma equação química é a que traduz a combustão
Estado físico
Símbolo
Sólido
s
Líquido
l
Gasoso
g
Mas as equações nem sempre são tão fáceis de escrever, e devem Supre
Meio aquoso
aq
traduzir correctamente as reacções químicas a que dizem respeito! Isto é, devem
do carbono em presença de oxigénio com formação de dióxido de carbono.
C (s) + O2 (g) ----→ CO2 (g)
estar de acordo com a lei de Lavoisier e mostrar a proporção em que os reagentes
se combinam bem como a proporção de formação dos produtos de reacção.
Consideremos um exemplo simples: o da reacção entre o ácido clorídrico e o
cálcio com formação do Coreto de cálcio aquoso e libertação de hidrogénio.
1.° Passo: podemos começar por escrever um esquema com as fórmulas
dos reagentes e dos produtos de reacção.
HCl(aq) + Ca(s) ----→ CaCl2 (aq) + H2 (g)
Mas este esquema ainda não traduz a reacção química considerada: a quantidade
de átomos de hidrogénio e de cloro representados num lado e no outro do
esquema não é igual. Temos de «acertar» a equação, para o que é necessário
recorrer a números inteiros e pequenos—os coeficientes estequiométricos—
Reacção entre o ácido
clorídrico e o cálcio
que, escritos atrás das fórmulas químicas, indicam a proporção em que as
substâncias se combinam ou formam, quer em número de partículas quer em
massa.
2.° Passo: vamos acertar o esquema escrito anteriormente, recorrendo aos
coeficientes estequiométricos.
2 HCl(aq) + Ca(s) ----→ CaCl2 (aq) + H2 (g)
COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS CONSTITUINTES DESTE SISTEMA REACCIONAL
Ácido clorídrico
cálcio
2
1
--→
Cloreto cálcio
Hidrogénio
2
1
3º Passo: Convém agora verificar se o esquema é realmente uma equação
química.
Quantidade
de H
2 mol de
átomos
REAGENTES
Quantidade Quantidade
de Cl
de Ca
2 mol de
1 mol de
átomos
átomos
--→
PRODUTOS DA REACÇÃO
Quantidade Quantidade
de Cl
de Ca
2 mol de
1 mol de
átomos
átomos
Quantidade
de H
2 mol de
átomos
A quantidade de átomos de cada elemento presente no sistema reaccional
mantém-se: é uma equação química.
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AS QUANTIDADES APRESENTADAS NAS EQUAÇÕES QUÍMICAS
Já vimos atrás que as equações químicas nos mostram a proporção de combinação dos
diferentes constituintes de um sistema reaccional.
Como tal, traduzem também as quantidades desses constituintes envolvidas na reacção
quer em número de moles, quer em massa.
Exemplo: a equação que traduz a reacção entre o ácido clorídrico e o zinco:
2 HCl (aq) + Zn(s) --→ ZnCl2(aq) + H2(g
A informação qualitativa desta equação diz-nos que esta é uma reacção de substituição em
que se liberta hidrogénio elementar e se forma uma solução aquosa de cloreto de zinco, sempre que
o ácido clorídrico reage com este metal.
Mas a equação dá-nos mais informação!
Dá-nos informação quanto às quantidades químicas de cada constituinte envolvidas
na reacção.
originando
Reagem com
2 HCl (aq) +
2 mol de
ácido clorídrico
Zn(s) ----------→ ZnCl2(aq)
1 mol de
átomos de Zinco
+
H2(g)
1 mol de moléculas hidrogénio
1 mol de
cloreto de zinco
Indica-nos, ainda, as proporções mássicas de combinação dos diferentes constituintes
do sistema reaccional.
Reagem com
2 HCl(aq)
73 g
ácido clorídrico
+
Zn(s)
originando
----------→ ZnCl2 (aq)
65,2 g
zinco
+
H2(g)
136,1 g
cloreto de zinco
2,00 g
hidrogénio elementar
A partir destas informações retiradas das equações, podemos verificar se, num dado sistema
reaccional, está algum reagente em excesso.
Se fizéssemos reagir 73,0 g de ácido clorídrico com 70,0 g de zinco, este último estaria em
excesso em relação à quantidade em massa que se prevê ser necessária para consumir todo o
ácido clorídrico.
No final, além da formação de 136,1 g de cloreto de zinco e de 2,00 g de hidrogénio, ainda
sobraria o zinco em excesso.
mzinco em excesso = 70,0 g - 65,2 g = 4,8 g
As equações químicas permitem ainda verificar a partir da análise quantitativa do sistema
reaccional se uma dada reacção química é ou não completa. Uma reacção é completa quando
progride até que pelo menos um dos reagentes se consuma na totalidade.
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A partir dessa análise quantitativa é possível calcular o rendimento (η) em % em massa dessa
reacção.
quantidade (em moles) de produto de reacção obtida
η = quantidade (em moles) máxima de produto de reacção possível obter x 100
massa de produto de reacção
realmente obtida
η=
mreal
x 100
mteórica
massa teórica de produto de reacção
prevista através da equação química
A quantidade máxima de produto da reacção, valor teórico, é calculado a partir da equação
química.
EXEMPLOS DE APLICAÇÃO
1.- Considere a reacção de formação do amoníaco a partir do hidrogénio e azoto moleculares.
N2(g) + 3 H2(g) ------→ 2 NH3(g)
Qual é a quantidade máxima de amoníaco, em moles, que se pode produzir a partir de 6,6 g de
azoto.
RESOLUCAO:
1.° passo: a partir da equação química estabelece-se a proporção que permite calcular a massa
máxima de amoníaco que se pode produzir a partir de 6,6 g de azoto.
Se 28,02 g de N2 originam 2 X 17,03 g de NH3
6,6 g de N2 origina x g de NH3
x = massa máxima de NH3 que é possível produzir =
6,6 x 2 x 17,03
= 8,0 g
28,02
2.° passo: calcula-se em seguida o número de moles de NH3 a que corresponde a massa de 8,0 g.
Se 17,03 g é a massa de 1 mole de NH3
8,0 g será a massa de x moles de NH3
x = 0,471 moles de NH3
2. A massa real de amoníaco que se obteve na reacção foi de 4,2 g.
2.1 A reacção foi completa ou incompleta?
2.2 Determine o rendimento desta reacção química.
RESOLUCÀO:
2.1.- De acordo com os cálculos anteriormente efectuados a massa teórica que deveria ter sido
produzida é 8,0 g. Como na realidade se obtiveram apenas 4,2 g, concluímos que a reacção foi
incompleta.
2.2.- Para calcular o rendimento desta reacção química basta aplicar a equação de definição de
rendimento uma vez que já se conhece quer a massa teórica de NH3 que se devia obter, quer a
massa real de NH3
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CÁLCULOS BASEADOS EM EQUAÇÕES QUÍMICAS
As equações químicas, uma vez que traduzem as proporções molares e
mássicas de combinação dos diferentes componentes de um sistema reaccional,
possibilitam ao químico um sem-número de aplicações práticas, através de cálculos
baseados nessas equações—os cálculos estequiométricos.
Esses cálculos permitem, por exemplo, a determinação da fórmula química de
substâncias desconhecidas a partir da análise das quantidades de reagentes
envolvidas; permitem também determinar a concentração de reagentes, a partir do
conhecimento das quantidades consumidas de outros reagentes ou a partir da
quantidade formada de produtos de reacção.
Realizando reacções químicas específicas e utilizando as respectivas
equações, o químico pode analisar águas de consumo e detectar a concentração de
Catives e aniões presentes; pode analisar soluções ácidas (como a do vinagre) e
determinar o seu teor de acidez; pode calcular volumes de gases libertados quando
determinadas Substâncias reagem; pode calcular a massa de metal que se obtém,
numa simples reacção de oxidação-redução como as da galvanoplastia; etc.
Os exemplos de aplicação seguintes mostram-nos alguns casos simples, mas
úteis, de cálculos estequiométricos.
EXEMPLOS DE APLICAÇÃO
1. Misturaram-se 8,0 g de limalha de ferro com cerca de 3,2 g de enxofre em pó. Aqueceu-se a mistura
num cadinho até reacção completa do enxofre com o ferro, originando sulfureto de ferro. Deixou-se
arrefecer o conjunto, após o que se retirou o ferro em excesso com o auxílio de um íman e de um
papel de filtro. Pesou-se esse ferro em excesso - 2,4 g.
1.1.- Qual é a fórmula química do sulfureto de ferro?
1.2.- Escreva a equação química que traduz esta reacção?
RESOLUÇÃO:
1.° passo: determinação das massas dos reagentes que se consumiram na reacção.
menxofre = 3,2 g
mferro = 8,0 - 2,4 = 5,6 g
2.° passo: determinação das quantidades químicas dos reagentes envolvidas na reacção.
-1
Dados: Ms = 32,07 g mol
-1
MFe = 55,8 g mol
nS =
nFe =
3,2 g
-1 ≈ 0,10 mol
32,07 g mol
5,6 g
-1 ≈ 0,10 mol
55,8 g.mol
3º Passo: determinação da fórmula química do sulfureto de ferro.
Os cálculos anteriores mostram que as quantidades de enxofre e ferro envilvidas na reacção
estão na proporção de 0,1 mol de Fe para 0,1 mol de S, ou seja, 1 mol de Fe para 1 mol de S.
1.1.- A fórmula química do sulfureto de ferro será FeS.
1.2.- A equação que traduz a reacção química é: Fe (s) + S (s) ---→ FeS (s)
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2. - Na fermentação da glicose (C6H12O6) por combinação com o oxigénio do ar, obtém-se, para além da
água, dióxido de carbono.
2.1.- Que volume de dióxido de carbono, nas condições PTN, se pode recolher a partir da fermentação
completa de 90 de glicose?
2.2.- Quantas moléculas de água se formaram nesta reacção?
RESOLUCÃO:
2.1.- 1.° passo: escrever a equação química que traduz a reacção defermentação da glicose e sublinhar
as substâncias relacionadas. C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) ---→ 6 CO2(g) + 6 H2O(l)
2.° passo: retirar da equação as informações quantitativas, relativamente aos constituintes
relacionados.
Convém ler a equação relativamente à glicose em massa, para o que é necessário calcular a sua
massa molar e ler a equação relativamente ao dióxido de carbono em volume, não esquecendo
3
que 1 mole de gás nas condições PTN ocupa 22,4 dm .
-1
-1
-1
-1
M(C6H12O6) = 6 x 12 g mol + 12 x 1 g mol + 6 x 16 g mol = 180 g mol
Temos então:
C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) -------------→ 6 CO2(g) + 6 H2O(l)
180 g de
glicose
3
originam
6x22,4 dm de
dióxido de carbono
3.° passo: estabelecer a proporção que permite calcular o volume de bióxido de carbono libertado
nas condições do problema.
Se 180 g de glicose
libertam
90 g de glicose libertarão
3
6 x 22,4 dm de CO2
3
V dm de CO2 .
V=
2.2.-
90 x 6 x 22,4
3
3
dm ≈ 67 dm
180
Para determinar o número de moléculas de água libertadas, podemos voltar à equação e seguir os
mesmos passos
1.° passo: escrever novamente a equação química e sublinhar as substâncias agora relacionadas.
C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) ---→ 6 CO2(g) + 6 H2O(l)
2.° passo: retirar da equação as informações quantitativas relativamente aos constituintes
relacionados.
No que diz respeito à água, podemos ler a equação em número de partículas uma vez
que já sabemos que:
N.° partículas = n x N.° Avogrado
As informações retiradas da equação para este caso são:
C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g) -------------→ 6 CO2(g) + 6 H2O(l)
180 g de
glicose
originam
6 moles de água
23
ou 6 x 6,02 x 10
moléculas de água
3º Passo: estabelecer a proporção que permite calcular o nº de moléculas de água formadas nas
condiições do problema.
Se 180 g de glicose
90 g de glicose
23
moléculas de água
formam
6 x 6,02 x 10
formarão
x moléculas de água
x = número de moléculas de água formadas =
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90 x 6 x 6,02 x 10
180
23
24
≈ 1,8 x 10
moléculas
44
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Ciências Físico-Químicas
Turma G12A
3.- 0 vinagre é uma solução ácida cuja acidez se deve, em grande parte, ao ácido acético nele
presente. O grau de acidez que se lê nos rótulos das garrafas de vinagre é, pois, devido
fundamentalmente a este ácido. Em análise química, para saber a concentração do ácido acético do
vinagre, dilui-se este e, em seguida, faz-se reagir com uma solução básica, em geral uma solução
de hidróxido de sódio. Para determinar a concentração em ácido acético de um vinagre comercial,
diluiu-se este de um factor de 10, do qual se retirou uma amostra de 10 mL. Depois, fez-se reagir
completamente esta amostra de ácido com uma solução 0,1 mol dm
-3
em hidróxido de sódio,
tendo-se gasto 9 mL.
3.1 Qual é a concentração em ácido acético da solução-amostra?
3.2 Qual era a concentração em ácido acético do vinagre comercial utilizado?
RESOLUÇÃO:
3.1.
1.° passo: escrita da equacão química e leitura da mesma relativamente às substâncias
relacionadas.
CH3COOH(aq)
1 mol de
ácido acético
+
reage
com
NaHO(aq) -------------→ NaCH3COO(aq) + H2O(l)
1 mol de
hidróxido
de sódio
2.° passo: cálculo da quantidade química de NaHO consumida na reacção.
n=cxV
⇔ n = 0,009 x 0,1 = 0,0009 moles de NaHO consumidas
3.° passo: cálculo da concentração em ácido acético da solucão-amostra.
nCH COOH = nNaHO = 0,0009 mol
3
nCH COOH
3
cCH COOH =
Vamostra
3
0,0009 mol
-3
= 0,010 dm3 = 0,09 mol.dm
-3
A concentração em ácido acético da amostra de vinagre diluído é 0,09 mol.dm
3.2.- A solução diluída foi obtida a partir da solução concentrada, diluindo esta última de um factor de
10. Tal significa que a solução-mãe (solução de partida) é 10 vezes mais concentrada que a
solução diluída. Logo:
cvinagre em ácido acético = 0,9 mol.dm-3
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VELOCIDADE DAS REACÇÕES
1.- VELOCIDADE DE REACÇÃO
DEFINIÇÕES
Nenhuma reacção química é instantânea, isto é, todas as reacções demoram um certo tempo, maior
ou menor, a desenrolarem-se.
A cinética química é o ramos da ciência que estuda a velocidade das reacções químicas. A partir de
estudos cinéticos é possível tirar conclusões importantes sobre o modo como as reacções se dão e, actuando
sobre certos factores (tempo, concentração, pressão, catalisadores, etc.) é possível colocar as reacções sob
controle.
A velocidade de uma reacção química caracteriza-se naturalmente pela variação do número de
moléculas de qualquer reagente ou produto com o tempo. Para um sistema a volume constante, a velocidade
de reacção pode ser expressa em função da variação das concentrações de reagentes ou produtos por unidade
de tempo.
Consideremos duas reacções químicas, genericamente representadas por:
(1) A -----> B
(2) X -----> Y
e suponha-se que era possível seguir a reacção, isto é, determinar as concentrações de reagentes e produtos
no decorrer do tempo:
Variação das concentrações de reagentes e produtos de reacção em função do tempo
Por simples inspecção destes gráficos é óbvio que a reacção A -----> B é mais rápida que a
reacção X -----> Y porque na reacção (1) o consumo de reagentes por unidade de tempo é claramente maior
que na reacção (2). A velocidade de uma reacção química está, assim,ligada ao declive das curvas
"concentração = f(tempo)".
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Tal como acontece na Mecânica, é possível definir uma velocidade média, vm, como o quociente
entre a variação da concentração e o intervalo de tempo respectivo:
A -----> B
vm = -
∆|A|
∆|B|
=+
∆t
∆t
----- [1]
De facto, se a concentração de A varia de ∆ |A| (<0, pois a concentração do reagente A diminui)
então, atendendo à estequiometria da reacção a concentração de B, |B|, aumenta, exactamente da mesma
quantidade, ∆ |B| = - ∆ |A| >0. Assim, usando a expressão [1], a velocidade média da reacção pode definir-se,
indeferentemente, a partir dos reagentes ou a partir dos produtos da reacção.
Como a velocidade da reacção varia no decurso desta, há interesse em definir velocidade em cada
instante, isto é, a velocidade instantânea; trata-se de fazer o intervalo de tempo ∆ t muito pequeno, isto é,
fazer tender o intervalo de tempo ∆t tender para zero na velocidade média:
v=
lim
v
∆ t->0 m
lim |A|
lim |B|
= - ∆ t->0 ∆ t = + ∆ t->0 ∆ t
e, como anteriormente, pode definir-se a velocidade, quer a partir do reagente quer a partir do produto da
reacção. Porém, é preciso não esquecer a estequiometria da reacção. Por exemplo, para a reacção:
1
N2O5 ---------Æ 2 NO2 + 2 O2
atendendo a que a concentração de NO2 é dupla, e a de O2 é metade, da de N2O5 e ambas de sinal contrário
a esta teremos:
∆ |N2O5| 1 ∆ |NO2|
∆ |O2|
vm = =2
=2
∆ t
∆t
∆t
isto não é mais do que calcular o declive da secante no gráfico das concentrações de reagentes e produtos em
função do tempo naquele intervalo de tempo ∆ t.
Se quisermos calcular a velocidade instantânea:
vm = -
lim ∆ |N2O5|
lim 1 ∆ |NO2|
lim ∆ |O2|
=
=
2
∆ t->0
∆ t->0 2
∆ t->0 ∆ t
∆t
∆ t
isto não é mais do que calcular o declive da tangente ao ponto considerado no gráfico das concentrações em
função do tempo. As velocidades instantâneas podem ser medidas pela incinação da tangente, em cada
ponto, à curva da concentração dos reagentes (ou produtos) em função do tempo.
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Exemplo: Consideremos a reacção em fase gasosa
N2O5 -----> 2 NO2 + (1/2) O2
cuja velocidade pode ser seguida pelo desaparecimento do reagente em função do tempo.
A experiência mostra a seguinte variação da concentração com o tempo:
Tempo
(s)
[N2O5]/∆ t
(mol.dm-3.s-1)
0
[N2O5]
( mol.dm-3)
0,250
200
0.222
1,4 x 10-4
400
0,196
1,3 x 10-4
600
0,173
1,2 x 10-4
800
0,153
1,0 x 10-4
1000
0,136
8,5 x 10-5
1200
0,120
8,0 x 10-5
Pode- se verificar que no intervalo de tempo t=0 a t=200 s a diminuição de N2O5 foi de
0,250 - 0,222 = 0,028 mol.dm-3.No intervalo de tempo t=200 a t=400 s foi de 0,222 - 0,196 mol.dm-3 e,
assim por diante tornando-se cada vez menor à medida que o reagente vai sendo consumido. Isto é, a
velocidade diminui à medida que a reacção decorre. Para cada um desse intervalos pode-se definir uma
velocidade média de reacção:
vm = -
[N2O5]t2 - [N2O5]t1
∆ [N2O5]
=
t2 -t1
∆t
O sinal (-) aparece, porque se convenciona serem as velocidades de reacção expressas por grandezas
positivas.
No exemplo referido e para os primeiros 800 s de reacção,
vm =
(0,250 - 0,153)
= 1,2 x 10-4mol.dm-3.s-1
(800 - 0)
Como já dissemos as velocidades instantâneas podem ser medidas pela inclinação da tangente, em
cada ponto, à curva da concentração dos reagentes em função do tempo. Para o exemplo considerado
representa-se |N2O5| em função de t:
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Variação de |N2O5| com o tempo e velocidade
Para t = 600 s
Para t=600 s tira-se a tangente à curva,
v=
(0,071 mol dm-3)
-4
-3 -1
(850-400) s = 1,6 x 10 mol.dm s
Em particular, a velocidade inicial da reacção é obtida traçando a tangente à curva para t=0 s.
2.- LEI CINÉTICA E CONSTANTE ESPECÍFICA DA VELOCIDADE
2.1.- EFEITO DA CONCENTRAÇÃO
O efeito da concentração dos diferentes componente de uma mistura na velocidade da reacção pode
ser avaliado experimentalmente pela medida da velocidade da reacção em função da concentração de um dos
reagentes, mantendo a concentração dos outros constantes. Por exemplo para a reacção em fase gasosa
O2 + 2 H2 -------> H2O
as velocidades iniciais variam com a concentração inicial dos reagentes, |H2|i e |O2|i, como se indica:
|H2|i
(mol.dm-3)
2,0 x 10-3
2,0 x 10-3
4,0 x 10-3
|O2|i
(mol.dm-3)
4,0 x 10-3
8,0 x 10-3
4,0 x 10-3
vi
(mol.dm-3.s-1)
5,7 x 10-7
11,4 x 10-7
22,8 x 10-7
Verifica-se destes valores que a velocidade de reacção vi duplica quando |O2|i duplica, mantendo
|H2|i a mesma. Logo, vi é proporcional a |O2|i. Por outro lado, vi quadriplica quando |H2|i duplica,
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mantendo |O2|i na mesma, o que revela ser vi proporcional ao quadrado da concentração de H2. Por
conseguinte,
vi = k |O2|i . |H2|2
[2]
onde k é uma constante de proporcionalidade designada por constante específica da velocidade da reacção
em causa, pois é característica de cada reacção. Esta constante é independente das concentrações dos
reagentes, mas varia com a temperatura. A expressão anterior, [2], é por vezes, conhecida por lei da
velocidade da reacção ou lei cinética para a reacção em causa.
Na expressão [2] os expoentes das concentrações coincidem com os coeficientes dos respectivos
símbolos na equação química. Não se fique porém com a ideia de que isto é sempre assim. Em geral até
nem é. Repare-se que a própria equação química pode ser escrita na forma:
H2 + (1/2) O2 --------> H2O
e, no entanto, a velocidade continua a depender das concentrações segundo a equação [2]. A lei da
velocidade não se pode obter directamente da estequiometria da reacção; tem de ser sempre
determinada experimentalmente para cada reacção.
2.2.- ORDEM DA REACÇÃO
Na lei da velocidade da reacção, os expoentes que afectam as concentrações das substâncias
designam-se por ordens parciais e a soma desses expoentes por ordem total da reacção. Assim, a reacção
O2 + 2 H2 -------> H2O
é de 2ª ordem em relação a H2 e de 1ª em relação a O2; a ordem total é 3.
Embora poucas, algumas reacções apresentam ordem total zero. É o caso, em determinadas condições, de
2 NH3 (g) --------> N2(g) + 3 H2(g)
com
v=k
Isto significa que o processo anterior pode ocorrer a uma velocidade que é independente de todas as
concentrações.
Algumas reacções têm ordens negativas e outras ordens fraccionárias.
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EXEMPLOS DE APLICAÇÃO
1.- Considere a reacção A + B o C Realizaram-se três ensaios, à mesma temperatura, para determinar a
velocidade inicial da reacção. Os resultados foram:
Ensaios
|A|
-3
(mol dm )
1
2
3
|B|
-3
(mol dm )
0,10
0,10
0,05
V
-3 -1
(mol dm s )
0,10
0,05
0,10
0,0014
0,0014
0,0007
1.1 Qual a ordem da reacção em relação ao reagente A?
1.2 Qual a ordem da reacção em relação ao reagente B?
1 3 Qual será a lei cinética desta reacção?
14 De que tipo serão as curvas que representam graficamente a variação da velocidade desta reacção em
função da concentração dos reagentes?
1.5.- Qual será o valor da constante cinética desta reacção?
RESOLUÇÃO:
1.1.- Vejamos a relação entre as concentrações nos ensaios 1 e 3:
-3
|A|1 0,10 mol dm
2
=
-3 = 1
|A|3 0,05 mol dm
e a razão entre a velocidade da reacção para os dois ensaios:
-3 -1
v1 0,0014 mol dm s
2
=
-3 -1 = 1
v3 0,0007 mol dm s
|A|1 v1 2
= =
|A|3 v3 1
Verifica-se que:
Há proporcionalidade directa entre a velocidade da reacção e a concentração do reagente A. Logo:
vem relação ao reagente A = k’ [A]
Ordem parcial da reacção em relação ao reagente A = 1
1.2 - Para verificarmos a relação entre a velocidade da reacção e a concentração do reagente B temos de
comparar os resultados obtidos para os ensaios 1 e 2.
Verifica-se que nestes ensaios a velocidade reaccional não variou.
Donde:
A velocidade da reacção é independente da concentração de B
A reacção é de ordem zero em relação ao reagente B
1.3.-
1
0
v = k |A| . |B|
1.4.- em relação ao reagente A será uma semi-
v
(mol dm-3)
-recta com início na origem dos eixos; em
relação ao reagente B será uma semi-recta paralela ao eixo de c (concentração).
1.5.-
v = k |A|
v
<==> k = |A|
-3 -1
0,0014 mol dm s
1
k=
= 0,014 s- .
-3
0,10 mol dm
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Ordem 1
em relação a A
Ordem 0
em relação a A
creagentes
(mol dm-3)
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FICHA DE TRABALHO – QUÍMICA
F5
1.- Abaixo estão alguns dados recolhidos numa série de experiências sobre a reacção do óxido nítrico com o bromo:
2 NO(g) + Br2(g) ------> 2 NOBr(g) (a 273 oC)
concentração inicial
(mol.dm-3)
velocidade inicial
NO
Br2
(mol.dm-3.s-1)
0,1
0,1
0,1
0,2
0,3
0,1
0,2
0,3
0,1
0,1
12
24
36
48
108
Determine a lei das velocidades para a reacção e calcule a constante e velocidade.
[R.: v = k [NO]2 [Br2] ; k = 1,2 x 104 (dm3)2/mol2.s]
2.- Os seguintes dados referem-se à determinação da velocidade da reacção do brometo t-butila, (CH3)3CBr, com o
ião hidróxido OH-, a 55 oC
(CH3)3CBr + OH- --------> (CH3)3OH + Brconcentraçäo inicial
velocidade inicial
(CH3)3CBr
(mol.dm-3)
(CH3)3CBr
OH0,10
0,20
0,30
0,10
0,10
(mol.dm-3.s-1)
0,10
0,10
0,10
0,20
0,30
0.0010
0,0020
0,0030
0,0010
0,0010
Qual a lei da velocidade e a constante cinética para esta reacção.
[R.: v = k|(CH3)3CBr|1 x |OH-|0 = k|(CH3)3CBr| ; k = 0,010 s-1]
3.- A 27 oC a reacção
2 NOCl ------> 2 NO + Cl2
tem a seguinte dependência da velocidade com a concentração:
concentração inicial de NOCl
(mol dm-3)
0,30
velocidade inicial (mol dm-3 s)
0,60
3,6 x 10-9
1,44 x 10-8
0,90
3,24 x 10-8
3.1.- Qual a lei das velocidades para esta reacção.
[R.: v = k |NOCl|2]
3.2.- Qual a constante de velocidade.
[R.: k = 4 x 10-8 dm3mol-1s-1]
3.3.- De que factor deveria aumentar a velocidade se a concentração inicial do NOCl fosse aumentada de 0,30 para
0,45 mol.dm-3?
[R: 2,25]
4.- Para a reacção 2 N2O5 -----> 4 NO2 + O2 obtiveram-se os seguintes resultados experimentais:
t (s)
-3
¦N2O5¦ (mol.dm )
0
300
600
900
1200
1500
1800
0,500
0,431
0,370
0,319
0,275
0,237
0,204
-3
¦NO2¦ (mol.dm )
-3
¦O2¦ (mol.dm )
0
0
0,138
0,034
0,260
0,065
Determine a velocidade média entre t1=600 s e t2=900 s.
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0,362
0,090
0,450
0,112
0,526
0,131
0,592
0,148
[R.:8,3 x 10-5 mol dm-3s-1]
53
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5.- A 27 oC a reacção
2 NOCl ------> 2 NO + Cl2
tem a seguinte dependência da velocidade com a concentração:
concentração inicial de NOCl (mol/dm3)
0,30
velocidade inicial (mol dm-3 s)
3,6 x 10-9
0,60
1,44 x 10-8
0,90
3,24 x 10-8
1,05
X
Y
5,76 x 10-8
[R.: X=4,41 x 10-8 ; Y=1,2]
Determine os valores de X e Y.
6.- Para a reacção 2 N2O5 -----> 4 NO2 + O2 obtiveram-se os seguintes resultados experimentais:
t (s)
|N2O5| (mol.dm-3)
0
0,500
300
0,431
600
0,370
900
Z
|NO2| (mol.dm-3)
0
0,138
0,260
0,362
0
0,034
W
0,090
-3
|O2| (mol.dm )
Determine:
6.1.- A velocidade média entre t1=600 s e t2=900 s.
6.2.- Os valores de Z e W.
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[R.:8,3 x 10-5 mol dm-3s-1]
[R.: Z=0,320 ; W=0,065]
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REACÇÕES REVERSÍVEIS
O estudo que se segue sobre os sistemas reaccionais refere-se a sistemas
fechados que são aqueles em que não há troca de matéria entre o sistema e a
sua vizinhança. Nestes sistemas não pode haver fuga de matéria para o exterior
do sistema, como por exemplo libertação de gases, nem se lhe pode estar
continuamente a adicionar ou a retirar constituintes, o que éuma técnica muito
corrente nos processos industriais de fabrico.
Os sistemas em que há trocas de matéria entre o sistema e o seu ex2-
Fig.1. Reacção entre iões S2O8 e
iões I , em fase gasosa, pode
considerar-se, em aproximação, um sistema fechado
terior chamam-se sistemas abertos.
Há sistemas abertos que, em aproximação, podemos considerar fechados: é o caso de sistemas em fase aquosa contidos em recipientes abertos.
Desde que os seus constituintes não sejam voláteis e que o tempo de reacção
Mg(s)+2 HCl(aq) -Æ MgCl2(aq)+H2(g)
2 Na(s)+2 H2O(l)Æ 2 NaHO(aq)+H2(g)
MgCl2(aq)+ H2(g) Æ Mg(s)+ 2 HCl(aq)
Não ocorre reacção
2 NaHO(aq)+H2(g)Æ 2 Na(s)+2 H2O(l)
não ocorre reacção
seja tal que permita uma quantidade mínima de água evaporada, podemos
considerá-los fechados (Fig. 1).
Algumas das reacções químicas estudadas anteriormente podem ser
consideradas reacções completas, mesmo quando se processam em sistema
fechado. É o caso das reacções do magnésio com o ácido clorídrico ou do sódio
com a água. Mesmo que ocorram sem deixar escapar o hidrogénio, elas
prosseguem até que o metal se consuma por completo, sendo apenas necessário
que exista ácido ou água em quantidade Suficiente para se darem as reacções.
Em qualquer destes sistemas reaccionais, mesmo que durante algum tempo os
produtos de reacção continuem em contacto, estes não regeneram os reagentes.
Se partirmos de sistemas iniciais formados por hidrogénio e solução aquosa de
Coreto de magnésio ou solução aquosa de hidróxido de sódio, à temperatura
ambiente e à pressão atmosférica normal, não há reacção. As reacções inversas
das anteriores não ocorrem nas condições normais.
Reacção completa em sistema aberto
Por reacção inversa entende-se a reacção oposta à que se considera.
Por exemplo:
A + B ----Æ C
Esta é a reacção directa: Reagentes ---Æ Produtos de reacção.
A reacção oposta será:
C ---Æ A + B
Esta é a reacção inversa: Produtos de reacção ---Æ Reagentes.
Quando num sistema fechado só tem lugar a reacção directa, diz-se que
esta é irreversível: a reacção inversa não ocorre nas condições do sistema
reaccional.
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1.- IMAGEM QUALITATIVA E VISUAL PARA SUGERIR O EQUILÍBRIO
É de todos conhecido o facto de que o vinho passa a vinagre, mas o vinagre não passa a vinho; se ainda não se
deram conta disto podem fazer a experiência em casa. Para isso basta deixar o vinho ao ar de um dia para o outro
e...cheirá-lo no dia seguinte. É uma reacção que não tem "regresso"!
EXPERIÊNCIA:
Prepare dois tubos de ensaio, um com uma solução de dicromato de potássio, e outro com solução de
cromato de potássio.
Ao primeiro adicionar umas gotas de solução de hidróxido de sódio.
Repare nas variações de cor.
Ao tubo que contém cromato, adicione solução de HCl às gotas. Anote as diferenças de cor:
TUBO 1
EXPERIÊNCIA
TUBO 2
K2Cr2O7 (Laranja)
POR ADIÇÃO DE
COR
K2CrO4 (Amarelo)
POR ADIÇÃO DE
COR
1
NaHO (aq)
(amarelo)
HCl (aq)
(Laranja)
2
HCl (aq)
(laranja)
NaHO (aq)
(amarelo)
Comparando as cores obtidas na primeira experiência...parece que os tubos trocaram de posição! Por adição de
HCl(aq) e NaHO(aq) nos tubos trocados na experiência 2, parece que voltamos a verificar o mesmo! Interessante!...
2.- EQUILÍBRIO QUÍMICO (NOÇÃO)
Da experiência anterior parece que o dicromato se transforma no cromato e vice-versa. Ou seja podemos escrever
as reacções:
Cr2O72-(aq) -----Æ 2 CrO42-(aq)
2 CrO42-(aq) -----Æ Cr2O72- (aq)
ou seja podemos escrevê-las numa única equação:
Cr2O72-(aq)
2 CrO42-(aq)
que correctamente bem escrita deverá ser: (mais tarde aprenderá porquê)
Cr2O72-(aq) + H2O(l)
2 CrO42-(aq) + 2 H+
Temos assim uma reacção que pode ocorrer em dois sentidos:
- sentido (1) ou sentido directo
- sentido (2) ou sentido inverso
São as chamadas reacções reversíveis (incompletas) que se podem dar em 2 sentidos. A reacção inversa coexiste
com a sua inversa, sendo este facto indicado na equação química por uma seta dupla (
)
Ao adicionar a solução de hidróxido ao tubo que tinha dicromato, a sua mudança de cor não se fazia instantaneamente, agitava-se ou mexia-se e passando este tempo a cor permanecia constante. Importa reter que as concentrações de reagentes e produtos se mantinham constantes e que até isto acontecer pode levar mais ou menos tempo.
A partir daquele momento diz-se que o sistema está em equilíbrio. Reagentes e produtos atingiram um estado
de equilíbrio.
Reacções químicas reversíveis são reacções de equilíbrio, ou seja, atingem um estado de equilíbrio.
Importa referir as condições em que o sistema atinge o equilíbrio:
- Temperatura constante
- O sistema deve ser fechado, isto é, não deve haver trocas de massa do sistema com o exterior.
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3.- O EQUILÍBRIO QUÍMICO É UM EQUILÍBRIO DINÂMICO
Daquilo que está dito pode surgir a pergunta:
"Quando sei que parou a reacção, que o sistema está em equilíbrio? "
Na verdade, o sistema atinge o equilíbrio, mas a reacção continua a dar-se; só que a reacção num sentido e no
outro se dão com a mesma velocidade e, consequentemente, o efeito macroscópico não varia, isto é, as
concentrações mantém-se constantes
Uma pequena história ajudará a compreender o que realmente se passa.
Imagine-se que temos 30 chineses (devido às suas características fisionómicas serem muito idênticas entre eles),
todos do mesmo tamanho, vestidos todos de igual e dispostos em duas salas contíguas, conforme o esquema:
Estão 10 numa sala e 20 noutra. A distância entre
V1
dois chineses sucessivos é a mesma para todos. Cada um
está voltado para as costas do outro. Pede-se o bilhete de
identidade de cada um dos que estão na sala 1 e registamse os dados do bilhete. Põe-se uma orquestra a tocar uma
V2
sala 1
sala 2
marcha e eles começam a marchar, e todos eles têm o
mesmo ritmo.
Reparemos no que se passa:
Na sala 1 estão sempre 10 chineses,mas não são sempre os mesmos; a velocidade c com que entram na sala
é a mesma que as dos outros que saem. A um dado momento, mandando parar a marcha, pede-se aos que estão
na sala 1 o bilhete de identidade e o que se verifica? Não são os mesmos que se tinham registado! Se, por mero,
acaso acontecer serem os mesmos, não estiveram sempre ali, passaram uma, duas ou mais vezes pela sala 2.
Esquematizando as duas analogias:
Na história
No equilíbrio
a) O número de chineses em cada uma das salas é
produtos por unidade de volume (concentração) é constante.
constante.
b) A velocidade com que entram numa sala é igual à
velocidade com que saem.
a) A nível macroscópico - o número de moles de reagentes e
b) A nível microscópico - a velocidade de reacção num sentido
é igual à velocidade no outro – equilíbrio dinâmico.
Resumindo:
Características do estado de equilíbrio químico:
Apesar de não haver alteração das propriedades macroscópicas de um sistema
quando ele atinge o estado de equilíbrio, nomeadamente as concentrações dos
seus constituintes, as reacções directa e inversa continuam a ocorrer. Por isso
se diz que é dinâmico.
Considere, agora o equilíbrio representado na equação química genérica:
A + B
C + D
A concentração de A mantém-se, apesar de a reacção directa se continuar a
processar. Para que isto suceda, o constituinte A tem de ser regenerado pela
reacção inversa a mesma velocidade com que é consumido.
Quanto ao constituinte C, a sua concentração também de mantém, apesar da
reacção inversa se continuar a processar, o que significa que, do mesmo modo, C é
regenerado à mesma velocidade com que é consumido.
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E o mesmo se passa com B e D.
Este facto constitui outra característica do equilíbrio químico:
No equilíbrio químico
vd = vi
No equilíbrio a velocidade de reacção directa (vd) é igual à
velocidade da reacção inversa (vi)
A teoria das colisões dá uma interpretação microscópica do estado de equilíbrio.
Supondo que no início só existem reagentes no sistema reaccional, as
colisões eficazes verificadas devem-se somente às partículas desses reagentes:
o número de partículas reagentes no sistema diminui e começam a aparecer
partículas produto.
Como o número de partículas reagentes no sistema reaccional diminui, diminui
também a probabilidade de colisão entre elas: a velocidade de reacção directa
diminui.
Paralelamente, aumenta o número de partículas do produto no
sistema, o que faz aumentar a probabilidade de colisão entre
elas: a velocidade de reacção inversa aumenta regenerando
os reagentes.
Estes dois processos evoluem até que, a partir de um dado
momento, o número de partículas reagentes consumidas num
instante é compensado pelo número de partículas reagentes
regeneradas pela reacção inversa.
Nesse instante te a velocidade da reacção directa é igual à
velocidade da reacção inversa: o sistema atingiu o estado de
equilíbrio (Fig. ao lado).
A situação de equilíbrio químico pode ser atingida para diferentes
percentagens de conversão dos reagentes em produtos de reacção. Tudo
depende da extensão da reacção directa do sistema reaccional em estudo.
Quando, no equilíbrio, as concentrações dos produtos de reacção prevalecem
sobre as dos reagentes é sinal de que a reacção directa é mais extensa que a sua
inversa, e será tanto mais extensa quanto maiores forem as concentrações dos
produtos de reacção relativamente às dos reagentes.
Um exemplo de reacção directa muito extensa é a do equilíbrio químico entre
2-
2-
os iões cromato (CrO4 ) e os iões dicromato (Cr2O7 ) em meio ácido:
2-
+
2 CrO4 (aq) + 2 H (aq)
2-
Cr2O7 (aq) + H2O(l)
Os iões cromato dão uma coloração amarela intensa às soluções em que
estão presentes. Já as soluções de iões dicromato são de cor laranja.
Ao adicionarmos umas gotas de ácido à solução de cromato atinge-se o
equilíbrio e a cor do sistema estabiliza para um tom alaranjado, mostrando que a
concentração dos iões dicromato, no equilíbrio, é superior à dos iões cromato.
A extensão da reacção directa no estado do equilíbrio, varia
consoante o sistema reaccional.
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Há situações em que a reacção directa é pouco tão extensa que, em termos
práticos, não se verifica.
Um exemplo é a decomposição da água em sistema fechado.
2 H2O (l)
H2 (g) + O2 (g)
A quantidade de água que se transforma em oxigénio e hidrogénio é tão pequena
que consideramos esta reacção como inexistente.
0%
Não há
reacção
Percentagenm de conversão de reagentes
A posição do equilíbrio químico está
entre estas duas posições limite
Sistema em equilíbrio:
Exemplo de reacção directa
pouco extensa
100%
Reacção
completa
Sistema em equilíbrio:
exemplo de reacção directa
extensa
Quando uma dada reacção é pouco extensa mas é importante pelo produto de
reacção que dela se obtém, o estado de equilíbrio é sujeito á acção de vários factores
externos, com o objectivo de aumentar a extensão da reacção directa de modo a
aumentar-lhe o rendimento.
Uma outra característica do equilíbrio químico é que:
A extensão da reacção directa não depende do tempo que o
sistema leva a atingir o estado de equilíbrio.
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Informações sobre o equilíbrio através das curvas de variação das
concentrações dos reagentes e dos produtos de reacção, em função
do tempo.
As curvas de variação das concentrações dos reagentes e produtos de reacção, em função do tempo, dão-nos
informações quanto às características dos sistemas reaccionais representados.
♦ Permitem-nos saber se o sistema atinge o estado de equilíbrio ou se se trata de uma
reacção irreversível
Exemplo 1
Exemplo 2
Sistema reaccional A ---Æ B
Sistema reaccional A
Neste sistema reaccional esgota-se o reagente A. Trata-se de
uma reacção irreversível.
B
Neste caso atinge-se o estado de equilíbrio para te, instante a
partir do qual as concentrações de A e B não variam
♦ Permitem-nos conhecer as concentrações iniciais do sistema em estudo, bem como as
concentrações do equilíbrio
Exemplo 3
Sistema reaccional A + B
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2C
Constituintes
do sistema
Concentração
inicial
-3
(mol. dm )
Concentração
no equilíbrio
-3
(mol.dm )
A
0,100
0,050
B
1,000
0,950
C
0,300
0,400
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♦
Estes gráficos permitem-nos, ainda, obter
informações quanto à extensão da reacção
directa em relação à inversa. Basta comparar
Exemplo 4
Sistema reaccional
A
B
as concentrações, no equilíbrio, dos diferentes
constituintes do sistema reaccional.
A análise do gráfico ao lado mostra a composição
do sistema reaccional no início e no equilíbrio.
Constituintes
do sistema
Concentração
inicial
-3
(mol. dm )
Concentração
no equilíbrio
-3
(mol.dm )
A
1,00
0,20
B
0,00
0,80
A concentração dos produtos de reacção, no
estado de equilíbrio, é 4 vezes superior à do
reagente. A reacção directa é mais extensa que a
inversa.
Já o gráfico seguinte mostra uma taxa de
conversão de reagente em produto bem mais
Exemplo 5
Sistema reaccional
A
B
pequena.
Constituintes
do sistema
Concentração
inicial
-3
(mol. dm )
Concentração
no equilíbrio
-3
(mol.dm )
A
1,000
0,700
B
0,000
0,300
Neste caso, a concentração de reagente, no
estado de equilíbrio, é superior à do produto de
reacção. A reacção directa é menos extensa que a
inversa.
Quando se pretende representar a concentração
inicial de um dado constituinte de um sistema,
escreve-se [A]i.
Se nos referirmos à concentração do mesmo
constituinte no equilíbrio, escrevemos [A]e.
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LEI DO EQUILïBRIO QUïMICO
O equilíbrio faz parte da Natureza! Cada um de nós faz parte da Natureza...
Vejamos a seguinte tabela de valores de concentrações de equilíbrio em fase gasosa: hidrogénio,iodo e iodeto de
hidrogénio.
I (g) + H (g)
2
2 HI (g) , a 698 K (425 ºC)
2
|H (g)| (mol.dm
2
3
)
-
|I (g)|
2
(mol.dm)
|HI
(g)| (mol.dm-3)
0,48 x 10
-3
0,48 x 10-3
3,53 x 10-3
2
0,50 x 10
-3
0,50 x 10-3
3,66 x 10-3
3
1,14 x 10
-3
1,14 x 10-3
8,41 x 10-3
Experiência
1
3
Ao olhar para estes valores, poderemos perguntar qual o interesse deles. Tentemos, então verificar se há alguma
relação entre eles. Experimentemos algumas hipóteses:
1.- Calcule o quociente entre as concentrações dos produtos da reacção e o produto (matemático) das concentrações dos reagentes, isto é, a razão
|HI(g)|eq
|I2(g)|eq.|H2(g)|eq
para cada uma das experiências efectuadas.
2.- De igual modo, calcule, para cada experiência, o quociente anterior, mas em que cada um dos factores é elevado
|HI(g)|2eq
ao respectivo coeficiente estequiométrico, ou seja a razão, |I (g)| .|H (g)|
2 eq 2 eq
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Que resultados obtém?
Que conclusão pode tirar destes resultados?
Proponha para uma reacção de equilíbrio, uma expressão geral que traduza a conclusão da alínea anterior.
Compare a sua conclusão que tirou anteriormente e verifique se tem alguma semelhança com:
A razão entre os produtos das concentrações dos produtos da reacção e o produto das
concentrações dos reagentes desde que essas concentrações sejam elevadas aos
respectivos coeficientes estequiométricos é constante.
Este é o chamado enunciado da lei do equilíbrio químico.
Verifique também que a razão
|HI(g)|2eq
|I2(g)|eq.|H2(g)|eq
é constante (lei do equilíbrio químico)
Costuma-se representar esta razão por Kc e designa-se
por contante de equilíbrio da reacção em causa.
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A CONSTANTE DE EQUILIBROU—Kc
Qualquer sistema reaccional reversível entra em equilíbrio, à temperatura a que a reacção decorre, para
determinados valores das concentrações de reagentes e produtos da reacção.
Sabe-se hoje que essas concentrações de equilíbrio não são aleatórias, seguindo uma relação matemática
que traduz o estado de equilíbrio.
Considere o sistema reaccional.
H2 (g) + I2 (g)
2 Hl (g)
O estado de equilíbrio deste sistema é caracterizado pela seguinte expressão
[HI]e2
Kc = [H ] x [I ]
2 e
2 e
Kc é o valor numérico que traduz o quociente entre as diferentes concentrações de equilíbrio e é um valor constante,
para uma dada temperatura e para um dado sistema reaccional, quaisquer que sejam as concentrações iniciais dos
constituintes desse sistema. A Kc dá-se o nome de constante de equilíbrio.
Note-se que as concentrações que intervêm na expressão de Kc, são as concentrações de equilíbrio dos
constituintes do sistema e estão elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos.
Os valores da constante de equilíbrio (Kc) estão tabelados para os diferentes sistemas reaccionais e para as
diferentes temperaturas, e dizem-nos se, num dado sistema reaccional, a reacção directa é muito ou pouco extensa.
Considere-se o sistema genérico
aA+bB
cC+dD
A expressão da constante de equilíbrio para este sistema é
c
d
[C]e x [D]e
Kc =
a
b
[A]e x [B]e
Se KC >> 1, a reacção directa é muito extensa: o numerador da fracção é bastante superior ao denominador,
o que mostra que as concentrações dos produtos da reacção são superiores às dos reagentes.
Se KC << 1, a reacção inversa é muito extensa: o numerador da fracção é inferior ao denominador, pelo que
prevalecem no equilíbrio os reagentes.
O conhecimento da constante de equilíbrio de um sistema reaccional é também muito útil para se poder
prever a evolução desse sistema.
Considere-se de novo o sistema H2 (g) + I2 (g)
2 Hl (g). A constante de equilíbrio para este sistema
reaccional, à temperatura de 250 °C, é KC = 50.
Supondo que num dado instante as Concentrações de equilíbrio dos constituintes deste sistema, à
temperatura de 250 °C, eram:
[H2] = 0,1 mol dm
-3
[H2] = 0,05 mol dm
-3
-3
[HI] = 0,03 mol dm
podemos verificar se este sistema se encontra ou não em equilíbrio.
Basta calcular o quociente (Q) do sistema nestas condições e compará-lo com o valor de KC.
[HI]2
(0,03)2
Qc = [H ] x [I ] ⇔ Q = (0,1) x (0,05) = 1,8 x 10-1
2
2
Neste caso Q < Kc; o sistema não está em equilíbrio.
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Para o alcançar, deverá aumentar a concentração em iodeto de hidrogénio (Hl), e o sistema evoluirá consumindo reagentes e formando produtos de reacção. O sistema evolui no sentido da reacção directa até que Q = Kc.
Se Q = KC, o sistema já atingiu o equilíbrio.
Se Q > K, o sistema vai alcançar o equilíbrio diminuindo a concentração dos produtos de reacção. O sistema
evolui no sentido da reacção inversa até que Q = Kc.
IMPORTÂNCIA DAS CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
Que informações nos dão as constantes de equilíbrio ?
Dizendo de outra forma:
- Que partido podemos tirar do facto de conhecermos as constantes de equilíbrio?
Pode-se:
a) Quando postos reagentes e produtos em contacto prever o sentido em que a reacção ocorre.
b) Saber a extensão em que a reacção se dá, isto é, o rendimento da reacção.
c) Prever concentrações no equilíbrio.
Nada melhor que dois exemplos para entendermos o que acabamos de dizer.
EXEMPLO 1
Considere o equilíbrio
A (g)
B (g) cujo valor da constante de equilíbrio a 25
(adimensional).
3
Quando se coloca 0,5 mole de A num recipiente de 50 cm de volume:
o
C é 2,5
1.1.- Diga em que sentido ocorre a reacção.
1.2.- Qual a extensão da reacção em termos de rendimento percentual (em percentagem).
1.3.- Quais as concentrações no equilíbrio.
1.4.- Esboce o gráfico das concentrações dos reagentes e produtos em função do tempo.
1.5.- Que acontecerá ao gráfico se juntar um catalisador na reacção ?
Esboce o gráfico e faça notar as diferenças.
EXEMPLO 2
Resolva o problema anterior mas em que além da meia mole de A
existe uma mole de B inicialmente no recipiente.
EXEMPLO 3
Nos gráficos 1 e 2 estão re+presentadas, para dois sistemas reaccionais, as variações das concentrações
dos reagentes e dos produtos, ao longo do tempo.
Em relação ao gráfico 1:
- Trata-se de uma reacção completa ou incompleta? Justifique.
- Qual das substâncias A ou b é o produto da reacção ? Porquê?
Em relação ao gráfico 2:
- Quantos reagentes constituem o sistema reaccional?
- Por que atingem o eixo dos tempos as curvas correspondentes às substâncias C e D?
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FACTORES QUE ALTERAM A POSIÇÃO NO EQUILÍBRIO
PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER
Há variáveis físicas ou factores, capazes de alterar a posição do equilíbrio de um qualquer sistema
reaccional. São eles: a concentração dos constituintes do sistema, a sua temperatura, e a pressão ou o
volume quando se encontram em fase gasosa.
Pode prever-se o seu efeito no equilíbrio químico, através do princípio de Le Châtelier.
O princípio de Le Châtelier é uma regra que traduz as observações experimentais registadas
quando, devido a perturbações externas, são alteradas as condições de composição, temperatura,
pressão e volume de um sistema em equilíbrio.
Segundo este princípio:
Sempre que um sistema em equilíbrio é sujeito a uma perturbação externa,
ele reage a essa perturbação contrariando-a, de modo a atingir de novo o
estado de equilíbrio.
1.- Perturbação por variação das concentrações no estado de
equilíbrio
Voltemos à experiência sobre o equilíbrio cromato/dicromato descrita já anteriormente.
2-
+
2-
Cr2O7 (aq) + H2O(l)
(laranja)
2 CrO4 (aq) + 2 H (aq)
(amarelo)
Quando se adiciona hidróxido de sódio ao sistema em equilíbrio, ele reage com o ácido sulfúrico
presente no sistema segundo a equação:
-
+
HO (aq) + H (aq) ------Æ H2O(l)
+
Como resultado, diminui a concentração dos iões H
presentes no sistema. O sistema irá
+
«responder» contrariando esta perturbação, ou seja, aumentando a concentração em iões H através
da reacção inversa:
Assim, aumenta o consumo de iões dicromato e de água com formação de iões cromato e
iões hidrogénio, até o sistema atingir de novo o equilíbrio. Diz-se que o sistema evoluiu no sentido da
reacção inversa: a solução fica mais amarela.
2-
+
2 CrO4 (aq) + 2 H (aq)
+
2-
Cr2O7 (aq) + H2O(l)
-
2 HO (aq)
2 H2O (aq)
+
Quando se adiciona ácido ao sistema reaccional, aumenta-se a concentração em H . O sistema
+
2responde consumindo iões H e iões CrO4 através da reacção directa. A nova posição do equilíbrio irá
atingir-se para uma maior concentração em iões dicromato; o sistema evoluiu no sentido da reacção
directa: a solução fica mais alaranjada
+
+ H (aq)
2-
+
2 CrO4 (aq) + 2 H (aq)
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2-
Cr2O7 (aq) + H2O(l)
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Temos, então, e em geral o seguinte:
Perturbação
externa
Evolução
do sistema
Aumento de [reagentes]e
Diminuição de [reagentes]e
Nova posição
do equilíbrio
No sentido da reacção directa [Produtos]e aumenta
No sentido da reacção inversa [Produtos]e diminui
No sentido da reacção inversa [Reagentes]e aumenta
No sentido da reacção directa [Reagentes]e diminui
Aumento de [produtos]e
Diminuição de [produtos]e
Nota: [reagentes]e = concentração dos reagentes, no estado de equilíbrio.
[produtos]e = concentração dos produtos, no estado de equilíbrio.
Os gráficos seguintes mostram as variações da concentração dos constituintes
do sistema reaccional à medida que o sistema evolui também nos mostram as
alterações ao estado de equilíbrio.
Considere o sistema genérico
A
B
Exemplo 1:
Exemplo 2:
Perturbação por aumento da concentração de equilíbrio do
reagente.
Perturbação por diminuição da concentração de equilíbrio
do reagente.
Exemplo 3:
Exemplo 4:
Perturbação por aumento da concentração de equilíbrio do
produto de reacção.
Perturbação por diminuição da concentração de equilíbrio
do produto de reacção.
A adição de catalisadores ao sistema reaccional não afecta o
equilíbrio químico. Apenas contribui para que ele seja atingido mais
rapidamente, uma vez que aumenta a velocidade das reacções.
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Nota: t’e é o instante a partir do qual
se atinge o novo estado de
equilíbrio
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2.- Perturbação por alteração da pressão
do sistema em equilíbrio
Podem ser alteradas as condições de equilíbrio de um sistema
modificando-se a pressão a que ele está sujeito ou o seu volume. Estas
alterações, contudo, só têm efeito nos sistemas em que há constituintes
gasosos, uma vez que os sólidos e os líquidos são muito pouco compressíveis.
A
B
Para se entender o efeito que uma variação de pressão ou de volume provoca
num equilíbrio em fase gasosa, convém recordar que as partículas gasosas se
movem caoticamente por todo o espaço disponível no vaso onde se encontram
encerradas. Desse movimento resultam colisões entre as partículas e com as
paredes do vaso, que são a origem da pressão a que se encontra a mistura
gasosa. Quanto mais partículas houver, por cada unidade de volume de gás,
iIgual volume para os dois sistemas
mas mais partículas em A. A pressão
em A é maior
Considerando o equilíbrio A
B em
Fase gasosa e pe a pressão a que o
sistema se encontra, no equilíbrio,
verifica-se que pe = peA + peB em que
peA é a pressão parcial do constituinte
A no equilíbrio e PeB é a pressão
parcial do constituinte B, também no
equilíbrio.
maior é a pressão da mistura gasosa, desde que se mantenha constante a
temperatura.
Se houver vários constituintes numa mistura gasosa, cada um deles é
responsável por uma fracção dessa pressão, a que chamamos pressão parcial do gás e que será maior ou menor, consoante a concentração desse gás
seja, em proporção, maior ou menor que as concentrações dos outros constituintes gasosos.
Como as pressões parciais dos diferentes constituintes da fase gasosa são directamente proporcionais às respectivas concentrações, os equilíbrios em fase gasosa também podem ser descritos em função dessas
pressões parciais.
Se quisermos aumentar a pressão de um sistema em equilíbrio a temperatura
Antes
Depois
constante, podemos proceder de duas maneiras:
• se ele estiver encerrado num vaso fechado de volume constante,
injecta-se para dentro do vaso um gás inerte. Deste modo aumenta o número
de partículas na mistura gasosa e aumenta-se a pressão total do sistema.
Como o gás introduzido não reage com os constituintes do sistema, a sua
introdução não acarreta alterações nas concentrações dos mesmos;
• se o vaso onde o sistema se encontra for deformável, diminui-se o
Antes
Depois
volume ocupado pela mistura gasosa, o que faz aumentar o número de
colisões por unidade de volume do sistema e, por conseguinte, aumenta
também a pressão. Este é, efectivamente, o processo mais fácil de aumentar a
pressão.
Do mesmo modo, se quisermos diminuir a pressão de uma mistura
gasosa, a temperatura constante, o processo mais fácil é aumentar o seu
volume.
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Considere-se o sistema em fase gasosa correspondente à síntese do
amoníaco:
N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g)
Que acontecerá se aumentarmos a pressão total do sistema em
equilíbrio?
O sistema responde consumindo partículas de modo a contrariar esse
aumento de pressão.
A reacção que provoca uma diminuição de partículas no sistema é a reacção
directa: 4 moles de partículas reagentes originam apenas 2 moles de
partículas do produto. O sistema evoluirá no sentido da reacção directa, consumindo azoto e hidrogénio e formando mais amoníaco, até atingir nova
posição do equilíbrio.
Se diminuirmos a pressão aumentando o volume do sistema reaccional, o
sistema responderá, agora, aumentando o número de partículas do sistema,
para repôr o equilíbrio.
A reacção que conduz a um aumento de partículas no sistema é a
reacção inversa: 2 partículas de amoníaco formam 4 partículas no total. O
sistema evoluirá no sentido da reacção inversa.
Para os sistemas reaccionais em que não há alteração do número total de
moles do sistema ao longo da reacção, a alteração da pressão ou do volume
não produz efeito nenhum. Um exemplo é o equilíbrio
I2(g) + H2(g)
2 Hl(g)
Em conclusão tem-se
Aumento de Pe
O sistema evolui
no sentido da reacção que
consome mais partículas.
Diminuição de Pe
O sistema evolui no sentido
da reacção que
produz mais partículas.
3.- Perturbação por variação da temperatura
do sistema reaccional
Já foi estudado em anos anteriores que as reacções químicas podem
ser acompanhadas de variações da temperatura.
Esse facto é hoje interpretado do seguinte modo: a ocorrência de
qualquer reacção química envolve a quebra de ligações químicas entre os
átomos que formam as unidades estruturais reagentes e o estabelecimento de
novas ligações químicas com produção de novas unidades estruturais, a dos
produtos de reacção.
A quebra de ligações químicas e o estabelecimento de novas ligações são
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processos que envolvem transferências de energia. Para quebrar ligações o
sistema vai buscar energia ao exterior; para formar novas ligações o
sistema liberta energia para o exterior.
Do balanço de todas estas parcelas de energia, resulta que:
• a reacção, na sua globalidade, requer energia que vai retirar do
meio envolvente do sistema. Este, bem como o próprio sistema, arrefece o
que
provoca
uma
diminuição
da
temperatura.
São
as
reacções
endotérmicas.
Reagentes + energia
Produtos de reacção
• a reacção, na sua globalidade, liberta energia que é transferida para
o meio envolvente. Este, bem como o próprio sistema, aquece e a temperatura
aumenta. São as reacções exotérmicas.
Reagentes
Produtos de reacção + energia
Apliquemos estes conhecimentos ao equilíbrio químico.
Considere-se o equilíbrio
B.
A
Se a reacção directa for endotérmica, para A se converter em B o
sistema absorve energia.
Tem-se:
A + energia
A reacção inversa será:
B.
B
A + energia.
B ao converter-se em A liberta energia. Logo, a reacção inversa é exotérmica.
Num sistema em equilíbrio químico se uma das reacções é
endotérmica a sua inversa é exotérmica.
Deste balanço entre as duas reacções resulta que cada sistema
reaccional com determinadas concentrações iniciais apresenta uma posição de
equilíbrio bem definida, para cada temperatura.
Que acontece, então, se fizermos variar a temperatura de um sistema
reaccional em equilíbrio? O princípio de Le Châtelier aplica-se de novo.
Um aumento de temperatura irá privilegiar a reacção endotérmíca e o
sistema evoluirá no sentido de absorver a energia fornecida até atingir nova
posição de equilíbrio
Aumento
de temperatura
Absorção de energia
por parte do sistema
reaccional
O sistema evolui
No sentido da reacção
endotérmica
Pelo contrário, uma diminuição da temperatura retira energia ao sistema
reaccional. Para contrariar a perturbação das condições do equilíbrio o sistema
evolui no sentido de repor a energia retirada até atingir nova posição do
equilíbrio: é privilegiada a reacção exotérmica.
Diminuição
de temperatura
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Retirada energia
Ao sistema reaccional
O sistema evolui
no sentido da reacção
exotérmica
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Um exemplo que ilustra estas alterações ao equilíbrio químico por
variação da temperatura é o equilíbrio entre os iões tetracloreto de cobalto II
2-
2+
(CoCl4 ) e os iões hexa-aquocobalto II (Co(H2O)6 ). Quando os primeiros
existem em maior concentração numa solução, esta apresenta cor azul; caso
predominem os segundos no equilíbrio, a solução fica cor-de-rosa
Reacção
Exotérmica
2-
CoCl4 (aq) + 6 H2O (l)
Co(H2O)6
2+
-
(aq) + 4 Cl (aq)
reacção
endotérmica
2-
Neste equilíbrio, a reacção endotérmica é a da formação dos iões CoCl4 .
2+
Donde, a reacção de formação dos iões Co(H2O)6
é exotérmica.
Se aquecermos até uma dada temperatura,
num tubo de ensaio, uma amostra de solução
de Coreto de cobalto II em equilíbrio, a cor azul
acentua-se até estabilizar, devido à formação
2-
de iões CoCl4 . Estamos a favorecer a
reacção endotérmica (Fig. a)).
Se
arrefecermos
em
seguida
a
solução contida no mesmo tubo, a cor muda
para cor-de-rosa. O sistema evolui no sentido
da
reacção
exotérmica,
a
reacção
de
2+
formação de iões Co(H2O)6 , atingindo-se
nova posição de equilíbrio (Fig. b)).
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Fig. a)
Fig. b)
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EXEMPLOS DE APLICAÇÃO
Num balão fechado encerrou-se tetróxido de diazoto (N2O4), que se decompôs originando dióxido de azoto
(NO2) tendo-se atingido o equilíbrio ao fim de um determinado intervalo de tempo, para uma dada
temperatura e uma dada pressão. A equação que traduz esta reacção é:
N2O4 (g) + 57 kJ
2 NO2 (g)
1. Supondo que se diminui o volume da mistura gasosa, indique o sentido em que deverá evoluir o sistema
de modo a atingir de novo o equilíbrio.
RESOLUÇÃO:
Diminuindo o volume da mistura gasosa, o número de colisões por unidade de volume aumenta, aumentando
também a pressão, pelo que o sistema responde evoluindo no sentido de consumir mais partículas. Assim, o
sistema evolui no sentido da reacção inversa.
2.- Adicionando tetróxido de diazoto ao sistema já em equilíbrio, qual é o gráfico que traduz a variação das
concentra-ções ocorridas ao longo do tempo:
RESOLUÇÃO:
O gráfico 1 não traduz a adição de N2O4 ao sistema em equilíbrio, pois a perturbação ocorrida deve-se ao
aumento da concentração no equilíbrio de NO2 e não de N2O4. O gráfico 2 também não traduz o que se
pretende, pois representa a adição de N2O4 mas na reacção inversa, uma vez que o reagente é o NO2 e o
produto da reacção N2O4. Assim sendo, o gráfico que traduz correctamente a variação das concentrações
deste equilíbrio por adição de N2O4 é o 3.
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FICHA DE TRABALHO – QUÍMICA
F6
4
o
4
o
N O (g)
2 NO (g) K é ,8x10 a 600 C e 2,8 x10 a 1000 C. Daqui decorre que:
2 4
2
1.1.- A reacção é exotérmica.
1.2.- A formação de NO é favorecida por aumento de temperatura.
2
4
1.3.- K é superior a 2 x 10 à temperatura ambiente.
1.4.- A formação de NO é favorecida por amumento de pressão.
2
1.5.- A formação de NO é favorecida por introdução de um catalisador apropriado.
2
1.- Para a reacção
2.- O iodeto de hidrogénio pode ser obtido por síntese, traduzida pela equação
H (g) + I (g)
2
2
O rendimento da conversão de H em HI aumenta:
2
2.1.- Se aumenta a pressão sobre o sistema.
2.2.- Se diminui a temperatura.
2.3.- Se adiciona iodo I (g).
2
2.4.- Se utiliza um vaso de reacção de maior capacidade.
2 HI (g) + Calor
(R.:3.2; 3.3)
As questões 3 e 4 referem-se à reacção exotérmica
2 SO (g) + O (g)
2
2
2 SO (g)
3
3.- A quantidade de SO aumenta,
3
3.1.- Se a temperatura do sistema aumentar (mantendo-se constante o volume do sistema).
3.2.- Se o volume do recipiente aumentar (mantendo-se constante a temperatura).
3.3.- Se se remover O (mantendo-se constantes a temperatura e o volume.
2
3.4.- Se a pressão do sistema aumentar por adição de um gás inerte (mantendo constante a temperatura e o volume.)
(R.: 4.2)
4.- A constante de equilíbrio, K, da reacção diminuirá se:
4.1.- Remover SO do sistema.
4.3.- Aumentar a temperatura.
3
4.2.- Adicionar O ao sistema.
4.4.- Diminuir o volume do recipiente
(R.: 5.3)
2
3
5.- Num vaso de 1 dm introduziram-se 2 mol de NH que se decompõe parcialmente segundo a equação:
3
2 NH (g)
3 H (g) + N (g)
3
2
2
especialmente a altas temperaturas. A certa temperatura, resta 1 mol de NH em equilíbrio.
3
Determine a constante de equilíbrio e a concentração de H .
(R.: K=1,7)
2
6.- A reacção do metano com o vapor de água pode-se traduzir pela equação:
CH (g) + H O (g)
4
2
3
é levada a cabo num vaso com o volume de 500 cm .
CO (g) + 3 H (g)
2
6.1.- Calcule a constante de equilíbrio, K, se as quantidades dos reagentes iniciais forem:
CH - 0,8 g ; H O - 0,9 g ; CO - 1,4 g ; H – 0,1 g
4
2
2
e 50 % do metano tiver sido consumido até ao momento em que se estabelece o equilíbrio.
7.- Considere o esquema em equilíbrio
PCl (g)
PCl (g) + Cl (g)
5
3
2
Aquecem-se à temperatura de 500 K, 6 mol de PCl (g) num vaso fechado de 10 litros de capacidade. Parte do
5
PCl (g) decompõe-se em PCl (g) e Cl (g) numa tranformação endotérmica. Quando o equilíbrio é atingido, a
5
3
2
-3
(R.: 0,5 mol.dm )
quantidade de Cl (g) presente é 1 mol. Qual a concentração do PCl no equilíbrio?
5
2
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(CONT. F6)
8.- Faça corresponder a cada uma das seguintes alterações
1.- aumento de pressão (diminuição de volume)
2.- diminuição de pressão (aumento de volume)
3.- diminuição de temperatura
a cada uma das seguintes reacções, de forma a que o efeito seja um deslocamento da composição do sistema em
equilíbrio no sentido dos produtos.
a) N2 (g) + 3 H2 (g)
b)
2 NO2 (g)
c)
PCl5 (g)
2 NH3 (g) (exotérmica)
N2O4 (g)
PCl3 (g) + Cl2 (g)
9.- Considere as três reacções abaixo esquematizadas de que se indicam as constantes de equilíbrio à temperatura de 1000 K
2 SO3 (g)
2 SO2 (g) + O2 (g)
-3
K=3,8x10
-3
K=2,4x10
-5
I2(g)
2 I(g)
K=3,8x10
9.1.-Qual das três reacções (consideradas apenas no sentido directo) é mais extensa.
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
9.2.- Qual das seis reacções susceptíveis de serem consideradas nestas três equilíbrios é mais extensa?
Justifique.
10.- Uma das fases do fabrico de ácido sulfúrico é traduzida pelo esquema:
SO2(g) + ½ O2(g)
SO3(g) + 23 Kcal
O produto útil é SO3 que reagindo com a água origina o ácido sulfúrico:
H2O + SO3
H2SO4
10.1.- Do ponto de vista do rendimento de equilíbrio interessa trabalhar a temperatura alta ou baixa.
10.2.- E a pressão interessará ser alta ou baixa?
-3
-3
11.- As concentrações, no equilíbrio, dos reagentes e produtos de
Temperatura (ºC) [A] (mol dm ) [B] )mol dm
reacção referentes ao sistema reaccional A
2 B, a
200
0,0875
0,843
duas temperaturas diferentes, estão indicadas na tabela ao lado
400
0,138
0,724
11.1.- Quando se diminui a temperatura, o sistema evolui no sentida da:
a) ... reacção directa
b) ... reacção inversa
Justifique a sua opção
11.2.- A reacção directa é:
a) exotérmica
b) endotérmica
12.- Num cilindro munido de um êmbolo, de peso desprezável, encerrou-se hidrogénio (H2) e azoto (N2), até se estabelecer o equilíbrio químico ao fim de um dado intervalo de tempo. A equação que traduz esta reacção é:
N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g) + 92,6 kJ
12.1.- Se adicionar hidrogénio ao sistema em equilíbrio, o gráfico que traduz a variação das concentrações, ao longo do
tempo, é:
12.2.- Preveja as alterações no equilíbrio, quando:
a)
b)
c)
d)
a mistura reaccional for aquecida a volume constante;
se retirar azoto à mistura reaccional, a temperatura e volume constantes;
se empurrar o êmbolo;
se adicionar um catalisador apropriado.
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13.- Considere o equilíbrio químico:
(Cont.)
A2 (g) + B2 (g)
2 AB (g)
Observações experimentais permitiram verificar que os valores da constante de equilíbrio variam em funçäo da temperatura,
de acordo com o quadro:
K(const.
Classifique as afirmações seguintes em verdadeirasou falsas,justificando para cada caso:
Temperaequilíbrio)
tura/ oC
A - Um aumento de temperatura faz deslocar o equilíbrio no sentido 2(inverso).
200
2,2 x 1012
B - A reacçäo é endotérmica no sentido directo.
500
1,8 x 106
C - Estabelecido o equilíbrio, qualquer variaçäo de temperatura näo altera o valor da
800
constante de equilíbrio.
4,8 x 104
13.2.- Verifica-se que, no equilíbrio, à temperatura de 1000 oC, os valores das concentraçöes säo:
[A] = 2 mol.dm-3 ; [B] = 2 mol.dm-3 ; [AB] = 3 moldm-3
Determine o valor da constante de equilíbrio a esta temperatura.
13.3.- No sentido directo, a extensäo da reacçäo é maior a baixas temperaturas ou a altas temperaturas? Justifique.
14.- Observe a figura ao lado que representa o gráfico das concentrações, no
decorrer do tempo,dos componentes do seguinte sistema químico: (reacção
exotérmica)
2 SO2 (g) + O2 (g)
2 SO3 (g)
Até ao instante t1, o sistema estava em equilíbrio à temperatura de 727 ºC.
Este estado de equilíbrio foi alterado por uma variação de temperatura.
14.1.- Indique, JUSTIFICANDO, se houve aumento ou diminuição de temperatura
a partir do instante t1.
14.2.- Calcule a constante de equilíbrio à temperatura de 727 oC.
15.- O gráfico da figura representa, à temperatura T, a variação, em função
do tempo, das concentrações dos reagentes e dos produtos no decorrer
da reacção em recipiente fechado:
H2(g) + I2(g)
incolor violeta
2 HI(g)
(endotérmica)
incolor
15.1.- A partir de instante se atingiu o equilíbrio químico? Justifique.
15.2.- Calcule a constante de equilíbrio Kc à temperatura T.
15.3.- Diga, justificando, em qual das situações haverá uma intensidade da
cor violeta:
15.3.1.- Aumento de pressão sobre o sistema.
15.3.2.- Aumento de temperatura.
16.- Misturou-se 1,0 mole de X com 1,0 mole de Y, tendo estas reagido segundo a equação
química: (reacçäo endotermica)
X (g) + Y (g)
Z (g) + W (g)
A quantidade de X variou ao longo do tempo de acordo com o gráfico ao lado.
16.1.- A experiência foi novamente realizada, tendo sido introduzidasas seguintes alterações:
-
ensaio I - a reacção decorreu a temperatura mais baixa;
ensaio II - a reacção decorreu a tempera mais alta.
Faça corresponder a cada um dos gráficos A e B, abaixo representados, as situações
consideradas em I e II (ensaio I e ensaio II). JUSTIFIQUE A SUA ESCOLHA
4.2.- Determine a constante de equilíbrio e o grau de transformação de Y para a situação do gráfico B.
4.3.- Diga, justificando, em qual das situações é maior a extensão da reacção.
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1.- ÁCIDOS E BASES SEGUNDO ARRHENIUS
A atribuição de propriedades ácidas às substâncias foi inicialmente sugeridas sugerida pelo seu sabor azedo.
Alcalis ou bases, eram as substâncias que podiam neutralizar a acção dos ácidos.
A constatação de que os ácidos e as bases tinham "forças" diferentes e a tentativa de explicar esse facto levou
Arrehenius, em 1887, a desenvolver a teoria da dissociação iónica dos ácidos e das bases.
Interpretou-se então a reactividade química e a condutibilidade eléctrica das soluções aquosas dos ácidos
como consequência da sua dissociação reversível em iões, sendo um deles, o ião hidrogénio, H+.
Por exemplo,
HCl ----> H+ + ClInterpretação semelhante usava-se para o comportamento das bases, que se supunha darem origem ao ião
hidróxido, OH-, em solução aquosa.
Por exemplo,
NaHO -----> Na+ + OHAssim, o ião H+ era responsável pelas propriedades ácidas e o ião OH- pelas propriedades básicas das
soluções.
Segundo Arrhenius:
- Ácido é a substância que origina iões H+ em solução aquosa.
- Base é a substância que origina iões OH- em solução aquosa.
Sabemos hoje em dia que o mecanismo da dissociação iónica no caso de ácidos e de basesé diferente; os
ácidos de Arrhenius são compostos moleculares e as bases são compostos iónicos. Quer dizer:
- o aparecimento de iões nas soluções aquosas dos ácidos provêm de uma reação química entre as
moléculas do ácido e as moléculas da água.
- o aparecimento de iões com movimentos livres nas soluções aquosas das bases é devido é devido à
desagregação da estrutura iónica do sólido.
No caso das soluções aquosas das bases, os iões já existiam, as moléculas de água vão apenas dissociá-los.
A teoria de Arrhenius constitui um grande avanço na Química mas levantou simultaneamente dificuldades:
- qual a natureza do ião H+?
- como explicar que substâncias que não continham o ião OH- reagissem como bases?
Verifica-se experimentalmente que o ião H+ dos ácidos (protão) não existe livre, mas sempre associado a
moléculas de água, formando um novo ião - ião hidrónio - H3O+,que é uma estrutura estável.Numa solução aquosa de
ácido o ião H+ não existe livre. Ele está sempre hidratado (reacção com uma molécula de água: H+ + H2O ---> H3O+).
Isto leva-nos a concluir que a dissociação (ionização) do HCl escrita por Arrhenius
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HCl ----> H+ + Cldeve ser simbolozada indicando que o ião H+ não é livre:
HCl(g) + H2O(l) ----> H3O+(aq) + Cl-(aq)
O CARBONATO DE SÓDIO (NaCO3) NEUTRALIZA ÁCIDOS?
Dissolvendo carbonato de sódio (NaCO3) em água, a solução resultante vai ser capaz de neutralizar alguns
ácidos, pois a solução tem carcterísticas básicas.
Como explicar com as definições de ácido e base de Arrehnius que a solução de carbonato de sódio tenha
propriedades básicas?
Parece que a teoria de Arrhenius, embora tenha aberto o caminho para o estabelecimento de um conceito útil
de ácido e de base, não é geral. Como verificámos no exemplo anterior, o carbonato de sódio, que não produzia
directamente o ião hidróxido (OH-), tem comportamento básico!
2.- GENERALIZANDO OS CONCEITOS DE ÁCIDO E DE BASE SEGUNDO BRONSTED-LORRY
Com base nas considerações que apresentamos antriormente Bronsted, na Dinamarca, e Lorry, na Inglaterra,
em 1923, propuseram conceitos mais gerais de ácidos e bases. Assim,
- Ácido é a substância que actua como dador de protões.
- Base é a substância que actua como receptor de de protões.
Com esta generalização, a dissociação (ionização) do ácido clorídrico é interpretada como sendo a molécula
HCl dadora de um protão e portanto agindo como ácido, á molécula de água aceitadora do protão e portantoagindo
como base.
Também o comportamento básico do carbonato de sódio pode ser interpretado à luz destas novas definições
pois:
O ião CO32-, agindo como base, capta um protão à molécula de água, que se comporta como ácido,
aparecendo assim na solução excesso de iões OH-.
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O hidróxido de sódio, NaOH, base segundo Arrhenius, será agora também uma base segundo Bronsted?
No conceito de Bronsted base é agora o ião OH-.
A definição de base de Bronsted não se aplica então á subatância NaOH, mas sim ao ião OH-, pois esta
espécie pode captar 1 protão formando-se água:
OH- + H+ ----> H2O
Podemos resumir
num quadro alguns exemplos
de bases segundo Bronsted que não eram consideradas
segundo Arrhenius:
BASES SEGUNDO BRONSTED
OHCNNH2NH3
H2O
hidróxido
cianeto
amideto
amoníco
água
3.- REACÇÕES ACIDO-BASE
3.1.- UMA INTERPRETAÇÃO DAS REACÇÕES ACIDO-BASE
Com a generalização proposta por Lorry-Bronsted para as definições de ácido e de base há um grande e
importante número de equilíbrios químicos susceptíveis de serem discutidos na mesma linguagem.
- COMPETIÇÃO PELO GANHO DE PROTÕES
Voltemos ao exemplo, dado anteriormente, da dissociação do HCl pela água.
A molécula de HCl transferiu um protão para a molécula de água, transformando--se na espécie química Cl-.
A molécula de água aceitou o protão transformando-se na espécie química H3O+. A reacção é reversível uma vez que
o ião Cl- pode aceitar um protão do ião H3O+ transformando-se em HCl. Então, o ião Cl- Θ também uma base assim
como o ião H3O+ é um ácido.
Podemos afirmar que numa reacção de equilíbrio ácido-base ou protolítica há uma competição entre as
espécies químicas presentes pela captura de protões.
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- PARES ACIDO-BASE CONJUGADOS
Qualquer duas espécies químicas que diferem somente num protão constituem um par ácido-base
conjugado. Pares ácido-base conjugados representam-se simbolicamente por A/B, em que A e B são os símbolos do
ácido e da base respectivamente.
Reacção
HCl
H2O + protão
Par ácido-base conjugado
Cl- + protão
H3O+
HCl /ClH3O+/H2O
Vejamos outros exemplos:
Ex.1:
Os algarismos 1 e 2 indicam os pares ácido base conjugados: Ácido 1/base 1
Ácido 2/base 2
Ex.2:
Ex.3:
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4.- CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DAS REACÇÕES ÁCIDO-BASE
- FORÇA DE ÁCIDOS E DE BASES
Consideremos duas soluções equimolares de HC2H3O2 (ácido acético) e HCl (ácido clorídrico). Quando
colocadas num circuito eléctrico juntamente com uma lâmpada e uma bateria (pilha) verificámos que ambas as soluções
são condutoras. Só que a lâmpada que se encontra no circuito da solução de HCl tem um brilho mais intenso que a
lâmpada da outra solução. Embora as concentrações de ambos os ácidos sejam iguais, o número de iões presentes na
solução não deve ser o mesmo, pois há brilhos diferentes nas lâmpadas. A condutibilidade da solução de HCl é maior
que a de HC2HC3O2.
Se a condutibilidade do ácido clorídrico é maior, o número de iões presentes nesta solução também é
maior do que na solução de ácido acético.
Esta conclusão leva-nos a supor que nem todos os ácidos têm a mesma capacidade para se dissociarem. Uns
serão mais fortes que outros!
A maior ou menor capacidade de um ácido para ceder protões mede a sua força.
Igualmente, a maior ou menor capacidade de uma base para captar protões mede a sua força.
Pelo que já sabemos acerca da extensão de uma reacção, a força de um ácido está relacionada com a
extensão em que ele se dissocia: um ácido será tanto mais forte quanto maior for essa extensão.
- CONSTANTE DE ACIDEZ E DE BASICIDADE
Vamos testar a força de ácidos e bases através dos valores das constantes de equilíbrio das respectivas
reacções com a água, pois estes servem para comparar as extensões das reacções químicas.
Seja HA a fórmula química de um ácido; então
Aplicando a lei do equilíbrio, vem
[H3O+].[A-]
K' = [HA].[H O]
2
Como em soluções diluídas com que trabalhamos [H2O] é praticamente constante, podemos escrever:
K=
[H3O+].[A-]
em que K = K'[H2O]
[HA]
A constante de equilíbrio, K, da reacção de dissociação dos ácidos por acção das moléculas de água chama-se
constante de acidez - Ka.
Se o ácido em questão é forte, o valor de Ka será elevado, pois o ácido dissociar-se-á facilmente; a
reacção dar-se-á em grande extensão.
Se o ácido é fraco, o valor de Kaserá pequeno, a reacção dar-se-á em pequena extensão.
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constantes de acidez
Ácidos Fortes
Ka/(mol.dm-3)
1030
1010
109
HNO3
HClO4
HI
Ácidos fracos
HCO2H
HF
HC2H3O2
HSO3-
109
106
HBr
HCl
Ka/(mol.dm-3)
2,1 x 10-4
6,9 x 10-5
1,8 x 10-5
1,3 x 10-7
3,2 x 10-8
HOCl
NH4+
HS-
5,6 x 10-10
1,3 x 10-13
A valores de constante de acidez elevados correspondem ácidos fortes
A valores de constante de acidez pequenas correspondem ácidos fracos
Seja B a fórmula química de uma base; então
Escrevendo a expressão da constante de equilíbrio, vem:
[HB+].[OH-]
K' = [B].[H O]
2
K=
[HB+].[OH-]
em que K' = K [H2O]
[B]
A constante de equilíbrio da reacção de dissociação das bases por acção das moléculas de água chama-se
constante de basicidade - Kb.
Se Kb tem um balor elevado a base é forte, e a reação processa-se em grande extensão.
Se Kb tem um valor pequeno a base é fraca, e a reacção processa-se em pequena extensão.
Constantes de basicidade
Base
CH3OS2NH3
SO32CH3CO2-
Kb/(mol.dm-3)
equação química
CH3O- + H2O
S2- + H2O
NH3 + H2O
SO32- + H2O
CH3CO2- + H2O
CH3OH + OHHS- + OH-
103
10-1
NH4+ + OHHSO3- + OH-
1,8 x 10-5
7,7 x 10-8
HCH3CO2 + OH-
5,6 x 10-10
A valores de Kb elevados correspondem bases fortes
A valores de Kb pequenos correspondem bases fracas
- HAVERÁ ALGUMA RELAÇÃO ENTRE A FORÇA DE UM ÁCIDO E DA SUA BASE CONJUGADA?
(1) HCl + H2O
(2) Cl- + H2O
H3O+ + ClHCl + OH-
Ka ≡ 106 mol.dm-3
Kb ≡ 10-30 mol. dm-3
O ácido clorídrico é um ácido forte devido à sua grande tendência para perder o protão; o ião cloreto não tem
portanto tendência para captar um protão, é uma base fraca.
Se um ácido é forte, a sua base conjugada é fraca.
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- ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Muitos ácidos apresentam disponibilidade de fornecer mais do que um protão por molécula, são os ácidos
polipróticos.
Por exemplo o ácido sulfuroso é um ácido diprótico que pode dissociar-se em duas etapas, tendo cada uma
delas uma constante de dissociação própria:
H2SO3 + H2O
HSO3- + H2O
HSO3- + H3O+
SO32- + H3O+
k1 = 1,3 x 10-2 mol.dm-3
K2 = 6,3 x 10-8 mol.dm-3
Como podemos explicar que para todos os ácidos polipróticos K2 seja menor que K1?
A tendência de um protão abandonar um ião carregado negativamente é menor do que para abandonar a
molécula neutra correspondente, daí K2 < K1.
- GRAU DE DISSOCIAÇÃO
Soluções igualmente concentradas de ácidos fortes e fracos têm concentrações em iões H3O+ diferentes.
Podemos definir uma grandeza - grau de dissociação - que nos indique percentualmente a relação entre o
número de moléculas de soluto dissociadas e o número de moléculas de soluto que se dissolveram.
É costume representar o grau de dissociação de um ácido ou de uma base (em geral de qualquer electrólito)
por
α, sendo então:
4.- ESCALA DE pH E CONCENTRAÇÃO DO IÃO H3O+
Repare nos seguintes exemplos em que, a determinadas concentrações de H3O+ se faz corresponder o pH:
Concentração H3O+ em mol.dm-3 10-1
pH
1
10-2
10-5
?
10-10
2
?
7
?
(Complete o quadro!)
Que relação existirá e que relaciona o pH com [H3O+] ?
De duas soluções, uma de pH = 2 e outra de pH = 3, qual tem maior concentração de H3O+ e qual
é a relação dessas concentrações ?
Como facilmente descobriu, entre pH e concentração de H3O+ há a seguinte relação: expressa a concentração [H3O+] em potência de base 10, o pH é o simétrico do expoente.
Uma solução tem uma concentração em H3O+ de 6,6 x 10-10 mol.dm-3. Qual o se pH?
Pela regra, teremos de transformar 6,6 x 10-10 numa potência de base 10.
Pelo recurso a tabelas ou máquina de calcular, sabe-se que 6,6 = 100,8. Então:
6,6 x 10-10 = 100,8 x 10-10 = 10(0,8-10) = 10-9,2.
Assim,
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[H3O+] = 10-9,2 mol.dm-3, logo pH = 9,2
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[PH = - log [H3O+]
- SOLUÇÕES NEUTRAS, ÁCIDAS E BÁSICAS
Uma solução que não é ácida nem básica tem, a qualquer temperatura, iguais concentrações de H3O+ e OH-.
À temperatura de 25 oC:
[H3O+].[OH-] = 10-14 (mol.dm-3)2 ===>
===> [H3O+] = 10-7 mol.dm-3 e [OH-] = 10-7 mol.dm-3
As soluções neutras, sem excesso de H3O+ ou OH-, têm então iguais concentrações de H3O+ e OH-. Essas
concentrações são iguais a 10-7 mol.dm-3.
Qual será o pH de uma
solução neutra?
Qual será o pH de uma solução ácida ou básica?
Se a solução é ácida há excesso de iões H3O+ sobre os iões
Na solução neutra
[H3O+] = 10-7 mol.dm-3
OH-, ou seja, H3O+ > OH-.
Como [H3O+].[OH-] = 10-14 (mol.dm-3)2,(a 25 oC) vem:
pH = -(-7)
[H3O+] > 10-7 ===> pH < 7
pH = 7
[OH-] < 10-7 ===> pH <7
Se a solução é básica, há excesso de iões OH- sobre os iões
H3O+, ou seja, [OH-] > [H3O+]. Neste caso, pH > 7.
-
AUTODISSOCIAÇÃO DA ÁGUA
Consideremos os seguintes equilíbrios ácido-base:
As moléculas de água no equilíbrio esquematizado em [1] comportam-se como base-aceitador de protões;
em [2] as moléculas de água comportam-se como ácido - dador de protões.
Substâncias que como a água se podem comportar como ácidos ou como bases chamam-se anfotéricas ou
anfipróticas.
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Não é de estranhar, então, que possamos considerar a reacção:
admitindo que ela se processa em pequena estensão. Escrevamos a expressão da constante de equilíbrio da reacção
anterior, para a água pura:
K=
[H3O+].[OH-]
[H2O]2
Sendo [H2O] constante,
Kw = [H3O+].[OH-]
para a constante de equilíbrio da água pura.
Chamamos KW produto iónico da água ou constante de autoprotólise.
O valor desta constante - Kw - é 10-14 (mol.dm-3)2 (a 25 oC), tanto na água pura como nas soluções aquosas
diluídas.
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FICHA DE TRABALHO – QUÍMICA
F7
21.- Como se interpreta o aparecimento de maior número de iões OH nas soluções onde se introduz o ião CO3 ?
2-
(R.: transf. de 1 protão da molécula de H2O para o ião CO3 )
-
2.- Como se interpreta,na teoria de Lowry-Bronsted que o composto KHO seja uma base ?
+
(R.: OH + H ----> H O)
2
3.- Considerando o equilíbrio que se estabelece numa solução aquosa de amoníaco, como se pode interpretar o apare+
cimento do ião amónio na solução ?
(R.: NH3 + H2O
NH4 + OH )
4.- Considerando a equação química traduzida pela equação química: H2SO4 + H2O
HSO4 + H3O+
4.1.- Indique, justificando, se é um equilíbrio de ácido-base.
4.2.- Identifique os pares ácido-base conjugados.
5.- O ácido HX é mais fraco que o ácido HY. Duas soluções igualmente concentradas dos dois ácidos, em qual delas a
concentração em iões H3O+ será maior ?
(R.: HY)
-2
-3
-3
6.- Considere duas soluções de concentração 0,01 mol.dm , uma de ácido sulfuroso (Ka = 1,3 x 10
-7
-3
outra de ácido sulfúrico (K'a = 1 x 10 mol.dm ).
+
Em qual das soluções a concentração em iões H3O é maior ? Justifique com cálculos.
-3
-3
7.- Numa solução de amoníaco 0,4 mol.dm existem em equilíbrio 2,7 x 10
-
mol.dm ) e
(R.: ácido sulfuroso)
+
-3
-3
mol.dm de NH4 e 2,7 x 10
mol.dm
-3
-5
-3
-8
-3
de OH . Determine a constante de basicidade do amoníaco.
(R.: 1,8 x 10 mol.dm )
-4
-3
+
8.- Calcule a concentração em H3O de uma solução 0,1 mol.dm de HCOOH, sabendo que o seu Ka = 2,1 x 10
-3
-3
-3
mol.dm
(R.: 4,6 x 10 mol.dm )
-3
9.- Qual a concentração de CH3COOH necessária para que no equilíbrio a concentração de H3O+ seja 3,5 x 10
-5
-3
-3
-3
-3
mol.dm sendo Ka=1,8 x 10 mol.dm .
(R.: 6,8 x 10 mol.dm )
-3
10.- Calcule a concentração de H3O+ de uma solução 0,15 mol.dm de fenol (C6H5OH) em água
-10
-6
-3
[Ka (C6H5OH) = 1,3x10 ].
(R.: 4,4 x 10 mol.dm )
11.- A massa molecular de um ácido é 288. A concentração de H3O+, numa solução que contém 3,5 g de ácido em
-5
3
0,5 dm de água, é 2,6x10 mol.dm-3. Calcule a constante de acidez do ácido monoprótico, Ka.
(R.: 2,8 x 10 mol.dm )
12.- Calcule o grau de dissociação do ácido acético numa solução 0,01 mol.dm sabendo que a concentração em iöes
-10
-3
|OH |, a 25 ºC, dessa solução é 1 x 10
mol.dm .
(R.: 1 %)
13.- Qual a concentração inicial de uma solução de ácido acético cujo grau de dissociação é 2 % ?
-5
-2
-3
-3
(R.: 4,5 x 10 mol.dm )
[Ka = 1,8x10 mol.dm ]
-3
-3
14.- Calcule o grau de ionização do ácido tricloroacético, CCl3CO2H, numa solução 0,1 mol.dm , sabendo que nessa
-3
(R.: 75 %)
solução a concentração do ião H3O+ é 0,075 mol.dm .
-6
-3
15.- Uma solução tem |HO | = 10 mol.dm , a 25 ºC. Determine o pH da solução.
-3
16.- O pH de uma solução de ácido sulfuroso 0,1 mol.dm é 3. Determine o valor de Ka do ácido sulfuroso.
-5
-3
(R.: 10 mol.dm )
17.- O pH de uma solução 4,8 mol.dm de ácido hipocloroso, HClO, é 4,4. Calcule a constante de acidez deste ácido.
-3
-10
(R.: 3,3x10
18.- Calcule o pH e o pOH de uma solução de HNO3 (ácido forte) de concentração 0,01 mol.dm , a 25 ºC.
-3
-3
mol.dm )
(R.: pH=2 ; pOH=12)
19.- O perclorato de hidrogénio, HClO4, é um ácido forte. Calcule o pH de uma solução resultante da adição de
3
-3
0,7
3
200 cm de solução 0,20 mol.dm de HClO4 a 800 cm de água desionizada.[5=10
3
-3
]
(R.: pH=1,4)
3
20.- Calcule o pH da solução resultante da adição de 15 cm de solução 0,15 mol.dm de HCl a 35 cm de solução
0,27]
-3
0,20 mol.dm de HNO3. [1,85 = 10
(R.: 0,73)
3
21.- Que massa de NaOH deverá dissolver em 250 cm de água para se obter uma solução de pH =10. (Massa molar
-1
(R:1 mg)
NaOH=40 g.mol )
3
-3
3
22.- Transferiram-se 15 cm de solução 4,0 mol.dm de KHO, para um balão de 250 cm . Em seguida adicionou-se
água até perfazer o volume do balão. Calcule o pH da solução resultante.
(R.: 13,38)
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FICHA DE TRABALHO – QUÍMICA
F8
1.- Considere as equações que traduzem, respectivamente, a dissolução de HF e de HClO4 em ácido sulfúrico:
I) HF + H2SO4
H2F+ + HSO4II) HClO4 + H2SO4
ClO4- + H3SO4+
1.1.- Classifique as seguintes afimações em verdadeiras ou falsas, justificando, em cada caso, a sua opção.
A - As equações químicas I) e II) traduzem reacções ácido-base.
B - O ácido sulfúrico é um solvente anfiprótico.
C - H2F+ é uma base conjugada de HF.
1.2.- Indique, justificando, qual dos ácidos HF ou HClO4 é mais forte.
2.- Considere duas soluções de ácido acético, CH3COOH, a 25 oC:
ÁCIDO
ACÉTIC
O
Soluçäo I
Soluçäo II
CONCENTRAÇÄO
1,00 mol.dm-3
0,10 mol.dm-3
GRAU DE
IONIZAÇÃO
0,00424
0,0134
2.1.- Que significa dizer que o grau de ionização do ácido
acético numa solução é 0,0134?
2.2.- Calcule o pH de cada solução .
2.3.- Calcule a constante de acidez do ácido acético a 25 oC.
3.-Considere as reacções ácido-base traduzidas pelas seguintes equações químicas:
F- + H2CN+
H2F+ + NO3-
HF + HCN
HF + HNO3
3.1.- Classifique as afirmações seguintes em verdadeiras ou falsas, justificando, para cada caso, a sua opçäo.
A - A partícula F- comporta-se como base de Bronsted-Lorry.
B - A partícula HCN comporta-se como dador de protões.
C - A partícula HNO3 cede um protão e transforma-se num ácido de Bronsted-Lorry.
D - A partícula HF é anfotérica.
3.2.- Qual dos ácidos HF, HCN e HNO3 é mais forte? Justifique.
ÁCIDO
HClO2
HF
CONSTANTE
DE IONIZAÇÄO
[Ka]
1,1 x 10-2
HCNO
6,9 x 10-4
2,0 x 10-4
HCH3COO
HCN
1,8 x 10-5
4,3 x 10-10
4.- O quadro ao lado contém valores das constantes de ionizaçäo, Ka, de
alguns ácidos.
4.1.- Complete o seguinte equilíbrio químico, justificando:
HCNO + HClO2
___________ + ___________
4.2.- Considere as bases:
F- ; CH3COO- ; CNQual delas é a mais fraca? Justifique.
5.- Tenha em atençäo os seguintes equilíbrios químicos:
A) HClO4 + H2SO4
B) H2O(l) + H2O(l) + 115 KJ
ClO4- + H3SO4+
H3O+(aq) + OH-(aq)
Diga, justificando, se são verdadeiras ou falsas as seguintes afirmações:
5.1.- Àcerca do equilíbrio A), pode dizer-se que a constante de acidez de HClO4 é inferior à constante de acidez de
H2SO4.
5.2.- Àcerca do equilíbrio B), pode dizer-se que:
5.2.1.- A água é uma substância anfiprótica.
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5.2.2.- Um aumento de temperatura eleva o valor do produto iónico da água.
6.- Cada um dos copos A, B e C da fig. ao lado, contém
100 cm3 duma solução a 25 oC.
Atenda às seguintes informações:
- No copo A existem 100 cm3 de solução aquosa de cloreto de hidrogénio, de pH=4.
- No copo B introduziram-se 4,0 g de hidróxido de sódio e acrescentou-se água até perfazer 100 cm3 de
solução.
- No copo C existe uma solução aquosa de ácido acético contendo 10-5 mol de iões H3O+ nos 100 cm3.
- As massas atómicas relativas do sódio, do oxigénio e do hidrogénio são, respectivamente, 23, 16 e 1,0.
Classifique as seguintes afirmações em VERDADEIRAS ou FALSAS, JUSTIFICANDO em cada caso a sua opção
6.1.- A quantidade de H3O+ existentes no copo A é 10-4 mol.
6.2.- Misturando os conteúdos dos copos A e B, obtém-se uma solução de carácter ácido.
6.3.- Misturando os conteúdos dos copos A e C, obtém-se uma solução de pH = 2.
7.- Considere a reacçäo química traduzida pela equação química seguinte:
HCl (aq) + NaOH (aq) -----> NaCl (aq) + H2O (l)
7.1.- Determine o volume de solução de ácido clorídrico 0,20 mol.dm3 que reage com 25,00 cm3 de solução
0,010 mol.dm-3 de NaOH.
7.2.- Determine, a 25 oC, o pH da solução básica referida na alínea anterior. (Kw = 1 x 10-14, a 25 oC)
7.3.- O produto iónico da água aumenta com a temperatura. Se a temperatura da solução aumentasse para 50 oC,
o valor do pH calculado na alínea 5.2. aumentaria, diminuiria ou näo sofreria qualquer alteraçäo? Justifique.
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90
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Turma G12 A
DEZBRO/2000
Ficha de Avaliação Sumativa - C. F. Químicas
1.- O tetracloreto de carbono (CCl4) é, à temperatura ambiente, um líquido que se utiliza como produto de
limpeza. Deve ser utilizado com cuidado pois os seus vapores são tóxicos e pode ser absorvido pela pele.
A equação que traduz a obtenção de CCl4:
CS2(g) + Cl2(g)
CCl4(g) + S2Cl2(g)
Sabe-se que fazendo reagir 100 g de Cl2 se obtém 65 g de CCl4.
1.1.- Verifique que a reacção não é completa.
1.2.- Calcule o rendimento da reacção.
1.3.- Que volume de CCl4 (P.T.N.) se obterá a partir de 150 g de CS2?
1.4.- Determine o número de átomos de cloro existentes nos 65 g de CCl4.
2.- Num balão prepararam-se 10,0 ml de uma solução aquosa a 0,100 mol.dm-3 de cloreto de ferro (III).
2.1.- Entre as seguintes proposições, indique as VERDADEIRAS e as FALSAS, JUSTIFICANDO, em cada caso a sua
opção.
2.1.1.- Nessa solução existem 1,00 x 10-1 moles de ião Fe3+ (aq) e 3,00 x 10-1 moles de ião Cl-(aq).
2.1.2.- A solução contém 6,02 x 1022 iões Cl-(aq)e 3,00 x 1023 iões Fe3+ (aq).
2.1.3.- Para preparar a referida solução aquosa de cloreto de ferro(III) são necessárias 1,00 x 10-3 moles
de sal sólido.
2.2.- Adicionando 10 cm3 de água à solução preparada, determine a nova concentração dos iões na
solução.
3.- Dissolveram-se 15,8 g de permanganato de potássio (KMnO4) em água destilada (Fig.1). Em seguida
adicionou-se a essa solução água
até perfazer o volume de 100 cm3
(Fig.2).
KMnO4
200 cm 3
3.1.- Qual a quantidade de soluto
+
água
15 ,8 g de KMnO
existente nos dois recipientes.
150 cm 3
4
+ água
Justifique.
Fig. 1
Fig. 2
-3
3.2.- Calcule a concentração da solução da Fig.1 em g.dm .
3.3.- Calcule a concentração do ião K+ na solução da Fig.2 em mol.dm-3.
4.- A uma dada temperatura, a reacção
A(g) + B(g) -----> 2 C(g)
exibe a seguinte dependência da velocidade com a concentração:
Concentração inicial de A
(mol. dm-3)
Concentração inicial de B
(mol. dm-3)
Velocidade inicial
(mol dm-3 s-1)
0,10
0,10
2,53 x 10-6
0,10
0,20
5,06 x 10-6
0,20
0,10
10,1 x 10-6
0,30
0,10
22,8 x 10-6
Determine :
4.1.- A expressão da lei cinética da velocidade
4.2.- A constante específica da velocidade.
4.3.- A ordem da reacção em relação ao reagente A.
COTAÇÕES:
QUESTÕES
PONTUAÇÃO (Pontos)
Massas atómicas:
1.1
13
1.2
13
1.3
15
1.4
15
2.1.1 2.1.3 2.1.4
16
16
16
2.2
16
3.1
13
3.2
13
3.3
13
4.1
16
4.2
15
C – 12,0 ; O – 16,0 ; S – 32,0 ; Cl - 35,5 ; K – 39,0 ; Mn - 55,0 ; Fe - 56
4.3
10
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C. F. Químicas
Turma G12 A
FEVeiro/2001
Ficha de Avaliação Sumativa - C. F. Químicas
1.- Considere a reacção química traduzida pela seguinte equação química:
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) ---------Æ 3 CO2 (g) + 2 Fe (s)
Por reacção de 16 g de Fe2O3, calcule:
1.1.- O volume (P.T.N.) de dióxido de carbono libertado;
1.2.- O rendimento da reacção admitindo que a massa de dióxido de carbono formado foi de 10 g.
1.3.- O número de moléculas presentes nos 16 g de Fe2O3.
2.- Um recipiente contém 500 cm3 de uma solução de carbonato de sódio (Na2CO3) de concentração
-3
0,10 mol.dm .
2-
2.1.- Quantos iões CO3 existem na solução.
+
2.2.- Considerando este sal totalmente dissociado, qual a concentração do ião Na na solução?
3
3
2.3.- Foram transferidos 50 cm desta solução para outro recipiente e adicionou-se 25 cm de água.
Calcule a concentração da nova solução.
3.- Realizaram-se experiências à temperatura de 500 ºC. Em cada uma delas foram misturados H2(g) e I2(g)
e, ao fim de um certo intervalo de tempo, determinadas as concentrações de H2 (g), I2(g) e HI(g).
Os valores obtidos encontram-se registados no quadro seguinte:
[H2]
mol.dm-3
0,10
0,20
EXPERIÊNCIA
I
II
[I2]
mol.dm-3
0,40
0,40
[HI]
mol.dm-3
0,20
2,0
1
K c = 50
A equação que representa a reacção é:
H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
2
T = 500 ºC
Relativamente às experiências realizadas:
3.1.- Em qual delas foi atingido o equilíbrio químico? Justifique.
3.2.- Na outra experiência, em que sentido, 1 ou 2, terá que evoluir o sistema de modo a atingir o equilíbrio
químico? Justifique.
4.- Considere o seguinte equilíbrio químico:
-
HNO2 (aq) + HCN (aq)
+
NO2 (aq) + H2CN (aq)
4.1.- Classifique como VERDADEIRAS ou FALSAS as frases seguintes, apresentando a respectiva justificação.
4.1.1.- O equilíbrio químico traduz uma reacção ácido / base.
4.1.2.- A constante de ionização de HNO2 (aq) é menor que a constante de ionização de HCN (aq).
-
4.1.3.- O ácido conjugado de HCN é NO2 .
4.2.- O nitrito de hidrogénio (HNO2) ioniza-se na presença da água de acordo com a equação química:
+
HNO2 (aq) + H2O (l)
NO2 (aq) + H3O (aq)
Considere a solução de HNO2 tem a concentração de 0,2 mol.dm-3.
4.2.1.- Calcule a massa de HNO2 necessária para preparar 0,5 dm3 desta solução.
+
4.2.2.- Determine a concentração do ião hidrónio (H3O ) no equilíbrio, sabendo que o grau de ionização
do ácido (HNO2) é 1,5 x 10-2.
Massas atómicas: H – 1,0 ; C – 12,0 ; N – 14,0 ; O – 16,0 ; Fe - 56
Constante de Avogadro, NA = 6,02 x 10
23
mol
-1
COTAÇÕES:
QUESTÕES
PONTUAÇÃO (Pontos)
1.1
15
1.2
15
1.3
15
2.1
16
2.2
16
2.3
16
3.1
15
3.2
16
4.1.1 4.1.2 4.1.3 4.2.1 4.2.2
16
16
16
13
15
BLOCO I@T02/FEV-2001
ESCOLA SECUNDÁRIA DE MONSERRATE
C. F. Químicas
Turma G12 A
FEVeiro/2001
Ficha de Avaliação Sumativa - C. F. Químicas
1.- Considere a reacção de combustão do propano:
C3H8 (g) + 5 O2 (g) -----------Æ 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
Tendo em atenção a equação química anterior, determine:
1.1.- O volume de dióxido de carbono, medido nas condições PTN, por reacção de 32 g de oxigénio.
1.2.- A massa de propano (C3H8) necessária reagir para se obter 2 mol de dióxido de carbono.
1.3.- O rendimento da reacção quando a combustão de 1,5 mol de propano origina 160 g de dióxido de
carbono.
2.- O gráfico da figura representa, à temperatura T, a variação, em função do tempo, das concentrações dos
reagentes e dos produtos no decorrer da reacção em recipiente fechado:
H2(g) + I2(g)
(incolor) (violeta)
2 HI(g)
(incolor)
(endotérmica)
Concentração
(mol dm-3)
1,8
1,6
1,4
[HI]
1,2
1,0
0,8
0,6
[H2] e [I2]
0,4
0,2
t1
t2
t3
t4
t5
t6
t7 tempo
2.1.- A partir de que instante se atingiu o equilíbrio químico? Justifique.
2.2.- Calcule a constante de equilíbrio, KC, à temperatura T.
2.3.- Diga, justificando, em qual das situações, haverá, se alguma, uma intensidade da cor violeta:
2.3.1.- Aumento a pressão sobre o sistema;
2.3.2.- Diminuição de temperatura
3.- Observe a figura abaixo.
Vaso I
Vaso II
Volume = 1000 cm3
pH = 3
Volume = 500 cm3
pH = 12
O vaso I contém 1,0 dm3 de uma solução cujo pH é 3.
O vaso II contém 500 cm3 de uma solução cujo pH é 12.
Ambas as soluções se encontram a 25 ºC.
3.1.- Qual dos vasos poderá conter uma solução de hidróxido de sódio, NaHO? Justifique.
+
3.2.- Calcule a concentração da solução contida no vaso I, em iões H3O .
-
3.3.- Determine o número de iões HO presentes nessa mesma solução.
4.- Considere os ácidos a seguir mencionados e as respectivas constantes de acidez a uma dada temperatura:
HCN - 7,0 x 10-10
e
HNO2 - 4,0 x 10-6
4.1.- Indique, justificando, qual destes ácidos é mais forte.
4.2.- Considere a ionização, em presença da água, do ácido nitroso, HNO2, à concentração de 1,0 mol.dm-3.
Indique os pares ácido / base conjugados para a ionização de HNO2.
4.3.- Qual dos ácidos terá uma base conjugada mais fraca? Justifique.
4.4.- Complete, justificando, o seguinte esquema químico de ionização:
HCN + HNO2
_________ + _________
DADOS:
Massas atómicas: H – 1,0 ; C – 12,0 ; N – 14,0 ; O – 16,0
Constante de Avogadro, NA = 6,02 x 10
23
mol
-1
COTAÇÕES:
QUESTÕES
PONTUAÇÃO (Pontos)
1.1
17
1.2
17
1.3
17
2.1
10
2.2
12
2.3.1 2.3.2
13
13
3.1
16
3.2
17
3.3
17
4.1
13
4.2
12
4.3
13
4.4
13
BLOCO I@T03/FEV-2001