Resumo quimica geral ii

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO PARANÁ –
CAMPUS PALMAS
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL II
SEGUNDO SEMESTRE DE 2010

RESUMO DOS CONTEÚDOS DA EMENTA DISCIPLINA QUÍMICA GERAL II

Apresentação de Resumo dos
conteúdos da ementa da
disciplina de Química Geral II, 2º
Período. Curso Licenciatura em
Química.

Acadêmica: Silene Andreia Stona.

Prof: Dr. Keller Paulo Nicolini

Palmas/PR, 10 de dezembro de 2010.

SUMÁRIO
1. FUNDAMENTOS DA QUÍMICA .................................................................................................. 3
1.1. INTRODUÇÃO ................................................................................................................................. 3
1.2. MATERIA E ENERGIA ............................................................................................................... 3
1.2.1. Matéria .................................................................................................................................... 3
1.2.2. Energia .................................................................................................................................... 4
1.3. ELEMENTOS E ÁTOMOS .......................................................................................................... 5
1.3.1. Átomo ...................................................................................................................................... 5
1.3.2. Elemento ................................................................................................................................. 6
1.4. COMPOSTOS ............................................................................................................................. 6
1.4.1. Compostos Orgânicos .......................................................................................................... 6
1.4.2. Compostos Inorgânicos ........................................................................................................ 6
1.4.3. Compostos Iônicos ................................................................................................................ 7
1.4.4. Compostos Moleculares ....................................................................................................... 7
1.5. A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS ................................................................................. 7
1.5.1. Compostos Inorgânicos ........................................................................................................ 7
1.5.2. Compostos Orgânicos .......................................................................................................... 8
1.6. MOLS E MASSAS MOLARES ................................................................................................... 9
1.6.1. Mol ........................................................................................................................................... 9
1.6.2. Massa Molar ........................................................................................................................... 9
1.7. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS QUÍMICAS ......................................................................... 9
1.8. MISTURAS E SOLUÇÕES ....................................................................................................... 10
1.8.1. Mistura ................................................................................................................................... 10
1.8.2. Solução ................................................................................................................................. 10
1.9. EQUAÇÕES QUÍMICAS ........................................................................................................... 11
1.10. SOLUÇÕES AQUOSAS E PRECIPITAÇÃO ........................................................................... 12
1.10.1. Eletrólito ............................................................................................................................ 12
1.10.2. Reação de precipitação .................................................................................................. 12
1.11. ÁCIDOS E BASES .................................................................................................................... 13
1.11.1. Ácidos ................................................................................................................................ 13
1.11.2. Bases ................................................................................................................................. 14
1.12. REAÇÃO REDOX ..................................................................................................................... 14
1.13. ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÃO............................................................................................ 16
2. INTRODUÇÃO À TERMODINÂMICA ........................................................................................... 18
2.1. ENTALPIA ................................................................................................................................. 20
3. INTRODUÇÃO AO ESTUDO DOS GASES .................................................................................. 24

3.1. TRANSFORMAÇÕES GASOSAS ............................................................................................ 24
3.2. AS LEIS DOS GASES .............................................................................................................. 25
4. LÍQUIDOS E SÓLIDOS ............................................................................................................. 26
4.1. ESTRUTURA DOS LÍQUIDOS ................................................................................................. 28
4.2. ESTRUTURA DOS SÓLIDOS .................................................................................................. 29
5. EQUÍLIBRIO QUÍMICO .................................................................................................................. 32
5.1. REVERSIBILIDADE DAS REAÇÕES ...................................................................................... 32
5.2. CONSTANTE DE EQUÍLIBRIO ................................................................................................ 32
6. ELETROQUÍMICA ......................................................................................................................... 34
6.1. EQUAÇÃO REDOX .................................................................................................................. 34
6.2. CÉLULAS GALVÂNICAS ......................................................................................................... 34
6.3. ELETRÓLISE ............................................................................................................................ 36
7. CINÉTICA QUÍMICA ...................................................................................................................... 38
7.1. VELOCIDADE DE REAÇÃO .................................................................................................... 38
7.2. TEORIA DAS COLISÕES MOLECULARES ............................................................................ 40
7.3. TEORIA DO COMPLEXO ATIVADO ........................................................................................ 41
7.4. ACELERADORES DE REAÇÕES............................................................................................ 42
7.5. CATÁLISE ................................................................................................................................. 43
8. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .............................................................................................. 44
ANEXOS ................................................................................................................................................. 45

1. FUNDAMENTOS DA QUÍMICA

1.1. INTRODUÇÃO
Química é a ciência da matéria e das mudanças que ela sofre. O mundo da
química, portanto, é todo o mundo material que nos rodeia: as pedras, a comida, a
carne de que somos feitos. Nenhum material fica fora do alcance da química, seja
vivo ou morto, vegetal ou mineral.
A química é uma ciência de dois níveis. O macroscópico que trata da
matéria e suas transformações. De objetos grandes e visíveis. E o microscópico
que interpreta os arranjos dos átomos, onde não se consegue ver.
O ramo da química é divido em:
- química orgânica, estuda os compostos de carbono;
- química inorgânica, estuda todos os outros elementos e seus compostos;
- físico-química, estuda os princípios da química.

1.2. MATERIA E ENERGIA

1.2.1. Matéria

Matéria é tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço, ou seja, têm
volume.
Corpo é qualquer porção limitada da matéria. Se uma porção de matéria se
presta a um certo uso, ela é chamada de objeto ou sistema.
Durante a queima de uma vela (matéria), ela se desgasta, produzindo fumaça
(matéria: fuligem e gases) e liberando energia (luz: energia luminosa; calor: energia
calorífica).
Desse modo, podemos conceituar energia como tudo aquilo que pode
modificar a estrutura da matéria, provocar ou anular movimentos e, ainda, iluminar
aquecer e resfriar pode até causar sensações.
Princípio da conservação de matéria e energia: A matéria e energia não
podem ser criadas nem destruídas; podem somente ser transformadas.
Lei da Conservação da Massa: "A soma das massas dos reagentes é igual a
soma das massas dos produtos". Ou ainda, "Na natureza, nada se cria, nada se
perde; tudo se transforma".
Estados da Matéria: existem vários tipos de matéria e cada um é chamado
de substâncias que podem se apresentar num dos três estados físicos:
 Sólido (S): A substância apresenta forma e volume constantes (partículas
fortemente unidas, bem arrumadas e com movimento vibratório discreto);
 Líquido (L): A substância apresenta forma variável e volume constante
(partículas levemente unidas, havendo certa liberdade de movimento);
 Gasoso (G): A substância apresenta forma e volume variados (partículas livres
umas das outras, havendo total liberdade de movimento);

Mudanças de Estado
Fusão (S  L): a substância funde à temperatura fixa (ponto de fusão) a uma
certa pressão. Ex.: o gelo funde à 0ºC ao nível do mar.

Solidificação (L  S): a substância solidifica à uma temperatura fixa igual ao
ponto de fusão, já que o processo é inverso ao da fusão. Ex.: o congelamento da
água também ocorre à 0ºC ao nível do mar, quando a temperatura está baixando.
Vaporização (L  G): é a passagem de uma substância do estado líquido para
o estado de gás, que ocorre quando suas moléculas atingem o seu chamado ponto
de ebulição. Pode ocorrer de três modos:
- Evaporação: ocorre à temperatura ambiente é lenta e espontânea (ex: a água de
um lago evapora com o calor do sol);
- Ebulição: ocorre quando fornecemos calor ao líquido, é rápida e violenta (ex: uma
chaleira d'água fervendo);
- Calefação: ocorre quando se borrifa um líquido numa chapa aquecida acima do
seu ponto de ebulição (ex.: pingar uma gota d'água numa chapa de ferro muito
quente).
Condensação (G  L): a substância no estado gasoso é resultado de um
líquido vaporizado que, ao sofrer um resfriamento, retorna ao estado líquido por
condensação. (ex: gotículas de água se formam na tampa de uma chaleira). Outro
processo similar é a Liquefação: é a condensação de uma substância que em
condições ambientes, é um gás que ao comprimi-la (aumentar a pressão) passa
para o estado líquido (ex.: o gás de cozinha é comprimido num botijão e se liquefaz -
gás liquefeito de petróleo (GLP)).
Sublimação (S  G): a substância passa da forma sólida diretamente para o
estado gasoso (ex: naftalina, iodo, cânfora).

1.2.2. Energia

Em química é a medida da capacidade de realizar trabalho. Portanto, energia
é necessária para levantar um peso ou para forçar uma corrente elétrica através de
um circuito. Quanto maior a energia de um objeto, maior sua capacidade de realizar
trabalho. No Sistema Internacional de Unidades (SI), a energia é expressa em joule
(J).
1 J = 1 kg.m2.s-2
Formas de Energia
a) Energia Cinética: é a energia associada ao movimento e depende da massa (m)
e da velocidade (v) de um corpo. É calculada pela expressão: Ek = ½m.v2
b) Energia Potencial: é aquela que se encontra armazenada num determinado
sistema e que pode ser utilizada a qualquer momento para realizar uma tarefa.
Existem dois tipos de energia potencial: a elástica e a gravitacional.
I) Energia Potencial Gravitacional está relacionada com uma altura (h) de um
corpo em relação a um determinado nível de referência.
É calculada pela expressão: Epg = p.h ou Epg = m.g.h.
II) Energia Potencial Elástica está associada a uma mola ou a um corpo elástico.
É calculada pela expressão: Epe = k.x2/2.
K= Constante da mola (varia para cada tipo de mola, por exemplo, a constante da
mola de um espiral de caderno é bem menor que a constante da mola de um
amortecedor de caminhão);
X= Variação no tamanho da mola
III) Energia Mecânica Total: a energia mecânica total de um corpo é constante e é
dada pela soma das energias cinética e potencial. É calculada pela expressão:
Em = Ec + Ep

Obs: Existem outras formas de energia: energia elétrica, térmica, luminosa, química,
nuclear, magnética, solar (radiante).

1.3. ELEMENTOS E ÁTOMOS
1.3.1. Átomo

Todas as substâncias são feitas de matéria e a unidade fundamental da
matéria é o átomo. O átomo constitui a menor partícula de um elemento. O átomo é
composto de um núcleo central contendo prótons (com carga positiva) e nêutrons
(sem carga). Os elétrons (com carga negativa e massa insignificante) revolvem em
torno do núcleo em diferentes trajetórias imaginárias chamadas órbitas.
Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de
diferentes elementos têm massas diferentes; um composto é uma cominação
específica de átomos de mais de um elemento.
Número atômico: é o número de prótons que um átomo tem em seu núcleo.
É representado pela letra Z.
Número de massa: é a soma do número atômico (ou o número de prótons)
mais os nêutrons de um átomo. É representado pela letra A.
Assim: A = p + n
A A
X Y
Z Z

Iso = é um prefixo que quer dizer igual . Então Isótopos, Isóbaros e Isótonos; todos
têm haver com igual.
a) Isotopia: é o fenômeno segundo o qual átomos de diferentes números de massa
constituem o mesmo elemento químico.
Isótopos são átomos de um mesmo elemento que apresentam o mesmo
numero atômico e diferente números de massa.
O nome do isótopo é dado pelo nome do elemento a que pertence, seguido
do respectivo número de massa.
17 18
16
O O
O 8 8
8

p=8 p=8 p=8
Z=8 Z=8 Z=8
n=16-8=8 n=17-8=9 n=18-8=10
A=16 A=17 A=18

b) Isobaria: é o fenômeno segundo o qual átomos diferentes apresentam o mesmo
numero de massa.
Isóbaros são átomos de elementos distintos que apresentam o mesmo
numero de massa e diferentes números atômicos.
54
54
Co
Fe 27
26

p=26 p=27
Z=26 Z=27
n=54-26=28 n=54-27=27

A=54 A=54

c) Isotonia: é o fenômeno segundo o qual átomos diferentes têm o mesmo número
de nêutrons.
Isótonos são átomos de elementos químicos distintos que apresentam
diferentes números atômicos, diferentes números de massa e mesmo numero de
nêutrons. Em resumo os átomos isóbaros são os átomos de diferentes elementos
químicos, porém massa igual. Isótopos são do mesmo elemento químico, porém tem
numero de massa diferente. Isótonos são de diferentes elementos químicos e
diferente numero de massa, mas tem número de nêutrons iguais.
124
120
Xe
Sn 54
50

p=50 p=54
Z=50 Z=54
n=120-50=70 n=124-54=70
A=120 A=120

1.3.2. Elemento

Uma substância feita de átomos de um tipo. Existem cerca de 82 elementos
que ocorrem naturalmente e cerca de outros 31 elementos criados artificialmente
como listados na Tabela Periódica.
Os átomos se combinam, se ligam entre si formando o que chamamos
de moléculas. Uma molécula pode, a princípio, ser formada pela "combinação" de
qualquer número de átomos de qualquer elemento químico.
Substâncias químicas: os átomos ligados, ou seja, as moléculas, representam
a substância química, cada uma identificada por uma fórmula química como, por
exemplo, H2O, que representa a substância água e indica que sua composição é de
dois átomos do elemento hidrogênio e um átomo do elemento oxigênio. Uma
substância é classificada como simples quando sua molécula é formada por um
único tipo de elemento, independentemente do número de átomos que possui.
Substâncias cujas moléculas são formadas por dois ou mais elementos químicos
são chamadas de compostas.

1.4. COMPOSTOS

Composto é uma substancia eletricamente neutra que consiste em dois ou
mais elementos diferentes com seus átomos presentes em uma proporção definida.
Os compostos são classificados em orgânicos e inorgânicos.

1.4.1. Compostos Orgânicos

São substancias química que contém na sua estrutura carbono e hidrogênio,
e muitas vezes com oxigênio, nitrogênio, enxofre, fósforo, boro, halogênios e outros.

1.4.2. Compostos Inorgânicos

São substâncias na qual os átomos de dois ou mais elementos são
combinados. Alguns compostos são chamados de inorgânicos porque vêm
de minerais e não de coisas vivas ou orgânicas. Compostos inorgânicos
contêm metais ou hidrogênio combinado com um não-metal ou um grupo de não
metais.

1.4.3. Compostos Iônicos

São constituídos de íons, átomos ou grupos de átomos com carga elétrica
neutra. Um sal é um composto iônico constituído de ânions e cátions, eletricamente
neutro e geralmente cristalino. Em um composto iônico binário há geralmente
um metal e um não-metal, onde o metal normalmente atribui um ou
mais elétrons para o não-metálicos carregados positivamente. Existem complexos
compostos iônicos, como ternário, que são sais de oxiácidos, como NaClO. A força
que une os íons é eletrostática e é definido iônico diferente de compostos
moleculares, onde os elétrons são parcialmente partilhadas entre os grupos
atômicos em uma ligação covalente.

1.4.4. Compostos Moleculares

São aqueles compostos que apresentam ligações covalentes entre seus
átomos. Sua temperatura de ebulição é menos do que a do composto iônico, e não
conduz corrente elétrica em nenhum estado físico.

1.5. A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS
1.5.1. Compostos Inorgânicos

Estão agrupados em famílias químicas segundo a sua estrutura, ou seja, de
acordo com determinados grupos de átomos neles existentes, os quais são
responsáveis pelos seus comportamentos químicos. Então as seguintes famílias:
óxidos; ácidos; hidróxidos; sais; hidretos. O nome do composto vem em função da
família química a que pertence de acordo com regras de nomenclatura oriundas da
IUPAC.
a) Nomenclatura dos óxidos: são compostos binários formados por oxigênio e outro
elemento químico, podendo ser tanto de natureza iônica como de natureza
molecular.
Os óxidos iônicos são formados por íons óxido (O2-) e íons metálicos nas
devidas proporções estequiométricas, sendo o nome formado pelo termo óxido
seguido do nome do íon metálico presente. Os óxidos moleculares são formados por
moléculas em que, além do elemento oxigênio, um elemento não metálico, tendo o
seu nome o termo óxido seguido do nome do não-metal, acrescentando um prefixo
indicativo do número de átomos de oxigênio ou do não-metal presentes na molécula.
Pode haver casos em que os óxidos tenham presente o íon O22-, o íon peróxido. O
peróxido de hidrogênio não sendo um composto iônico mas sim molecular vê o seu
nome escrito de acordo com as regras utilizadas para as fórmulas iônicas.

b) Nomenclatura dos ácidos: são designados de hidrácidos, caso sejam substâncias
formados por hidrogênio e não-metais, ou de oxoácidos, caso contenham oxigênio
para além de hidrogênio e não-metais. Por ação da água, as suas moléculas sofrem
uma ionização, com extensão variável consoante a força do ácido, originando íons

hidrogênio, H+, isto é, prótons, e íons correspondentes ao resto da molécula. Por
definição, ácido é toda a substância que em solução aquosa libera prótons.
quando o nome do ácido termina em "ídrico", o nome do ânion termina em "eto"
quando o nome do ácido termina em "ico", o nome do ânion termina em "ato"
quando o nome do ácido termina em "oso", o nome do ânion termina em "ito"
Algumas vezes o mesmo não-metal forma ácidos diferentes, no sentido em
que existe um número de átomos de oxigênio presentes na molécula diferente. Se
forem apenas dois os ácidos que divergem no número de átomos de oxigênio, o
mais oxigenado termina em ico e o menos oxigenado termina em oso. Se forem
mais de dois os ácidos nestas condições, a fim de os distinguir a todos, acrescenta-
se ao nome respectivo o prefixo hipo, para o que tiver menos átomos de oxigênio e o
prefixo per, para o que tiver mais átomos de oxigênio.

c) Nomenclatura dos hidróxidos: são constituídos por íons metálicos (cátions) e íons
hidróxido (ânions), OH-, possuindo as suas soluções aquosas propriedades básicas
ou alcalinas. O seu nome forma-se acrescentando ao termo hidróxido o nome do
cátion metálico presente. Por definição, base é toda a substância que em solução
aquosa origine íons hidróxido, OH-, embora numa definição mais abrangente base
seja toda a substância que funcione como um aceitador de prótons.

d) Nomenclatura dos sais: são compostos iônicos constituídos por cations,
exceptuando o íon hidrogênio H+, e por ânions, exceptuando o íon hidróxido OH-. O
nome de um sal obtém-se acrescentando ao nome do anion o nome do cátion. Se a
estrutura cristalina de um sal não contiver moléculas de água incorporadas este diz-
se anidro. É o caso dos sais referidos no quadro anterior. Se a estrutura possuir
moléculas de água incorporadas este diz-se hidratado. O nome destes sais é igual
ao dos sais anidros mas acrescido do prefixo indicativo do número de moléculas de
água representadas na fórmula química.

e) Nomenclatura dos hidretos: são compostos, alguns de natureza iônica, outros de
natureza molecular, dependendo da ligação estabelecida entre os átomos, função da
diferença de electronegatividade entre eles. Um hidreto iônico caracteriza-se pela
presença do íon hidreto, ânion H-, acompanhado de um cátion metálico, sendo o
seu nome formado através do acrescento ao termo hidreto do nome do cátion
metálico presente na substância. Um hidreto molecular é um hidreto em que a
diferença de electronegatividade entre o átomo de hidrogénio e o átomo metálico a
que se liga determina o estabelecimento de uma ligação covalente, sendo a fórmula
química igual à fórmula molecular. O nome obtém-se acrescentando o nome do
átomo metálico ao termo hidreto.

1.5.2. Compostos Orgânicos

O nome desse composto é formado basicamente por: Prefixo + Afixo +
Sufixo. O prefixo indica o número de carbonos:
1 C = met 7 C = hept
2 C = et 8 C = oct
3 C = prop 9 C = non
4 C = but 10 C = dec
5 C = pent 11 C = undec

6 C = hex 12 C = dodec

O afixo indica o tipo de ligação entre os carbonos:
AN = apenas ligações simples DIIN = 2 ligações triplas
EN = 1 ligação dupla TRIEN = 3 ligações duplas
IN = 1 ligação tripla TRIIN = 3 ligações triplas
DIEN = 2 ligações duplas ENIN = 1 dupla e 1 tripla
O sufixo indica a função do composto:
Hidrocarboneto = O; Cetona = ONA; Álcool = OL; Ácido Carboxílico = ÓICO;
Aldeído = AL

1.6. MOLS E MASSAS MOLARES
1.6.1. Mol

É a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas
entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 Kg de carbono 12.
Quando se utiliza a unidade mol, as entidades elementares ou partículas devem ser
especificadas, podendo ser átomos, moléculas, elétrons, outras partículas ou
agrupamentos especificados de tais partículas. Pode-se ainda concluir que o número
de entidades elementares contidas em 1 mol correspondem à constante de
Avogrado, cujo valor é 6,022 x 1023 mol-1. Apesar de ainda hoje muitos confundirem
mol com massa molar, a definição atual de mol é muito diferente desta e deixa claro
que mol não é sinônimo de certas porções bem definidas da grandeza massa.

1.6.2. Massa Molar

É a massa em gramas de um mol de entidades elementares – átomos,
moléculas, íons, elétrons, outras partículas ou outros grupos específicos de tais
partículas. É representada pela letra "M" e expressa na unidade g/mol.
A massa molar de um elemento químico ou de uma substância é
numericamente igual à massa atômica desse elemento ou do total das massas
atômicas componentes da substância em unidades de massa atômica. Desta forma,
conhecendo-se a massa atômica de um elemento (expressa em unidades de massa
atômica, u.m.a.) ou dos elementos constituintes da substância, sabe-se também a
sua massa molar – expressa em g/mol. Ex.: a massa atômica total da
substância água, H2O = 18 u.m.a., logo M = 18 g/mol - massa de 6,02 x
1023 moléculas de água, do total de seus átomos. A quantidade de matéria (n),
contida numa determinada massa (m) de uma certa substância cuja massa molar é
M, é dada pela relação:

Número de mols = massa da amostra ou n= m_
massa por mol M

1.7. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS QUÍMICAS

Fórmula química representa o número e o tipo de átomos que constituem uma
molécula. Os tipos de fórmulas são: molecular, eletrônica e estrutural plana.

Molecular: é a representação mais simples e ponta apenas quantos átomos de
cada elemento química que constituía a molécula. Exemplos:
H2O (água), CO2 (gás carbônico).
Eletrônica: essa fórmula indica os elétrons da camada de valência de cada
átomo e a formação dos pares eletrônicos, e também os elementos e o número de
átomos envolvidos. É conhecida também como fórmula de Lewis. Exemplo:
H• •O• •H (água).
Estrutural plana: indica as ligações entre os elementos, cada par de elétrons
entre os átomos é representado por um traço. Conhecida também como fórmula
estrutural de Couper. Exemplos:
H–O–H O=C=O
água gás carbônico
Observa-se que o par de elétrons pode ser compartilhado formando ligações
simples, duplas ou triplas. Um exemplo de ligação tripla: N ≡ N (gás nitrogênio).

1.8. MISTURAS E SOLUÇÕES
1.8.1. Mistura

Mistura é um sistema constituído de duas ou mais espécies químicas
diferentes.
As misturas são classificadas em homogêneas e heterogêneas.
Misturas Homogêneas - Apresentam as mesmas propriedades em qualquer
parte do sistema. Pontos de fusão e ebulição, densidade, etc... São sistemas
monofásicos. Uma única fase.
Misturas Heterogêneas - Não apresentam as mesmas propriedades em
qualquer parte do sistema. São sistemas polifásicos. Possuem mais de uma fase.

1.8.2. Solução

Ou solução verdadeira, o disperso é chamado de soluto e o dispersante ou
dispergente é chamado de solvente. Soluções são misturas homogêneas de dois ou
mais componentes (substâncias).
Existem técnicas para separar misturas, como, por exemplo, a filtração, que,
pelo próprio nome, se efetua o processo de filtração: através de um filtro, que retém
a parte sólida e deixa passar a parte líquida. A Decantação, onde há misturas que,
se deixadas por um tempo em repouso, têm sua parte sólida depositada no fundo do
recipiente. Isso pode ser percebido numa mistura de água com areia ou barro, por
exemplo.
I) A Centrifugação que separa rapidamente o sólido de um líquido “acelerando” a
decantação. Para isso coloca-se a mistura num aparelho chamado centrífuga, que
gira em alta velocidade, depositando no fundo as partículas sólidas, que são densas.
A centrífuga também é usada em laboratórios de análises clínicas para separar os
componentes do sangue. E a Destilação, que é o processo pelo qual pode separar
um líquido misturado a outro líquido ou a um sólido. Isso é feito através da
vaporização do líquido e de sua posterior condensação. É um processo bastante
utilizado em laboratórios e indústrias, como nas de bebida e de remédios.
II) Concentração das Soluções: determinado volume de água pode dissolver
quantidades maiores ou menores de açúcar. Quando o açúcar começa a se

depositar no fundo do recipiente é porque a solução foi saturada, na temperatura
em que foi realizada. É importante saber que, nas práticas de química, as reações
geralmente ocorrem quando os reagentes estão em solução, e conseqüentemente,
deve-se conhecer a proporção existente entre as quantidades de soluto e solvente
ou ainda de soluto e de solução. A este procedimento chamamos de concentração
das soluções. Existem diversas maneiras de determinar a concentração de uma
solução.
III) Molaridade, concentração molar ou concentração em mol/L é a razão da
quantidade de matéria (mol) por volume de solução, em Litros, (NÃO em 1 L de
solvente) expressa na unidade mol/L. Onde M é a molaridade, n é a quantidade de
matéria (antigamente dita "número de mol") e V é o volume da solução. A unidade
comum está dada em mol/L ou mol L-1.
A molaridade exprime também o número de milimoles (mmol ou10-3 mol) de
um soluto por mililitro (mL ou 10-3 L de solução:

Molaridade = Nº mol soluto = Nº mmol soluto
Nº L solução N° mL solução

O número de moles de uma substância está relacionado ao seu peso em
gramas através do peso molecular (PM), tem-se:
Quant. (moles) = peso (gramas) ou Quant. (milimoles) = peso (mL)
PM PM
IV) Diluição de soluções: com freqüência é necessário preparar uma solução diluída
de um reagente a partir de uma solução mais concentrada. Uma equação muito útil
para calcular o volume de reagente concentrado é
M1 x V1 = M2 x V2

Devido a que M x V = (moles/L) x (L) = MOLES esta equação simplesmente
estabelece que os moles de soluto em ambas soluções são iguais. A diluição
acontece porque o volume muda. Dito de outra forma, o número de moles de soluto
não muda quando diluímos, não importando o volume final da diluição. Em geral,
escreve-se a equação anterior
C1 x V1 = C2 x V2 = C3 x V3 = ......... + Cn x Vn = CONSTANTE

V) Molalidade ou concentração molal é a relação entre o número de mol do soluto
(n1) e a massa do solvente (m2), em quilogramas (kg) (não pode ser expressa em
outra unidade).
Fórmula: W = _n1_
m2 (Kg)
Onde:
W: molalidade
n1: mols de soluto
m2: massa solvente em Kg

1.9. EQUAÇÕES QUÍMICAS

A equação química é a forma de se descrever uma reação química que
envolve os reagentes e produtos. Representação de uma Equação Química:
Reagentes → Produtos

As substâncias que estão à esquerda da seta (H2 + Cl2) são denominadas
reagentes e as que estão à direita (HCl), de produtos. A seta indica o sentido em
que ocorre a reação. Em Alguns casos é necessário designar em que estado estão
os reagentes e produtos (s: sólido, l: líquido, g: gasoso e aq: solução).
Símbolos e números são utilizados para descrever os nomes e as proporções
das diferentes substâncias que entram nessas reações. Não é criada e nem
destruída matéria em uma reação, os átomos somente são reorganizados de forma
diferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: o número de átomos
da esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita. Sendo assim,
balancear uma equação é fazer com que ela entre em equilíbrio. Exemplo de uma
Equação Química não equilibrada:
H2 + Cl2 → HCl
A equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes (H2 e Cl2)
dois átomos de cada elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula. Exemplo
de uma Equação Química equilibrada:
H2 + Cl2 → 2 HCl

1.10. SOLUÇÕES AQUOSAS E PRECIPITAÇÃO

Uma solução aquosa é uma solução na qual o solvente é água. Soluções
aquosas que conduzem corrente elétrica eficiente contém eletrólitos fortes, enquanto
aquelas que conduzem fracamente são consideradas contendo eletrólitos fracos.
Estes eletrólitos fortes são substancias que são completamente ionizadas em água.
Não-eletrólitos são substancias que dissolvem-se em água mas não produzem
qualquer íon.

1.10.1. Eletrólito

É toda substancia que, dissociada ou ionizada, origina íons positivos (cátions)
e íons negativos (ânions), pela adição de um solvente ou aquecimento. Desta forma
torna-se um condutor de eletricidade.
AB A+ + B-
- Eletrólito forte é uma substância que está completamente ionizada em solução.
Suas soluções conduzem eletricidade melhor que o solvente puro. Os eletrólitos são
oferecidos normalmente por substâncias iônicas. Ex:
NaCl Na+ + Cl-
- Eletrólito fraco é uma substância molecular que está parcialmente ionizada em
solução, ou seja, possui íons livres na solução, assim como possui moléculas, que
caracteriza a solução pela pouca condutividade elétrica. O eletrólito fraco e os íons
ficam em equilíbrio com moléculas não dissociadas.
Ex: CH3COOH CH3COO- + H+

1.10.2. Reação de precipitação

É a formação de um sólido durante a reação química. O sólido formado na
reação química é chamado de precipitado. Isso pode ocorrer quando a substância
insolúvel, o precipitado, é formado na solução devido a reação química ou quando a

solução foi supersaturada por um composto. A formação do precipitado é um sinal
de mudança química. Na maioria das vezes, o sólido formado "cai" da fase, e se
deposita no fundo da solução (porém ele irá flutuar se ele for menos denso do que o
solvente, ou formar uma suspensão).
Essa reação é útil em muitas aplicações industriais e científicas pelo qual a
reação química pode produzir um sólido que será coletado da solução por filtração,
decantação ou centrifugação.
Um estágio importante do processo de precipitação é o começo da nucleação.
A criação de uma hipotética partícula sólida inclui a formação de uma superfície, o
que necessita de energia baseado na relação energia de superfície do sólido e da
solução. Se essa energia não estiver disponível, e nenhuma superfície de nucleação
adequada estiver disponível, ocorre supersaturação.
Um exemplo de reação de precipitação: Nitrato de prata aquoso (AgNO3) é
adicionado em uma solução contendo cloreto de potássio (KCl) e a precipitação de
um sólido branco, cloreto de prata, é observado.

AgNO3(aq) + KCl(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq)

O cloreto de prata (AgCl) forma um sólido, observado como precipitado.
Essa reação pode ser escrita com ênfase na dissociação de íons em uma
solução composta
Ag+(aq) + NO3-(aq) + K+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) + K+(aq) + NO3-(aq)
O último modo de representar uma reação de precipitação é conhecida
como rede de reação iônica. Nesse caso, todo íon observado (aqueles que não
contribuem para a reação) são deixados de fora da fórmula. Isso simplifica as
equações acima no seguinte:
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s)

1.11. ÁCIDOS E BASES
1.11.1. Ácidos

O sabor azedo facilmente identificado em frutas cítricas, como limão, laranja e
maçã (a palavra ácido é proveniente do latim acidus - azedo, picante); forma
soluções aquosas condutoras de eletricidade; provoca efervescência, quando em
contato com o calcário; produz mudança de cor nos indicadores ácido-base.
Ácido é todo composto molecular que, em solução aquosa, se ioniza,
produzindo exclusivamente como cátion o H3O+ (hidroxônio).
HCl + H2O H3O+ + Cl–
HCN + H2O H3O+ + CN–
No entanto, o cátion Hidroxônio (H3O ) pode ser representado por H+:
+

HCl H+ + Cl–
HCN H+ + CN–
Ácido forte: se dissocia completamente em solução a temperatura e pressões
constantes. Nessas condições, a concentração de um ácido forte é igual
à concentração de íons de hidrogênio (Hidrônio ou H3O+). A equação para a
completa dissociação de um ácido forte (HA) é:
HA(aq)  H+(aq) + A-(aq)
Onde o ácido libera prótons (H+) e uma base conjugada (A-) em
concentrações iguais.

[HA] = [H+] = [A-]; pH = -log[H+].
Por exemplo,
HCl + H2O  H3O+ + Cl-
Ácido Forte é toda substancia que libera muito H+
Os ácidos fortes mais comuns são: HCl, HBr, HI, H2, HNO3, HCLO4, H2SO4.

1.11.2. Bases

Possuem sabor amargo ou cáustico (adstringente – que “amarra” a boca);
modificam a cor dos indicadores ácido-base; conduzem a corrente elétrica quando
fundidos ou em solução aquosa; reage com ácidos produzindo sal e água;
Na maioria das vezes são corrosivos e reagem com metais.
Base é todo composto molecular que, quando diluída em água libera um
ânion, a hidroxila, o OH-. São receptores de prótons.

NaOH Na+(aq) + OH-(aq)

Ca(OH)2 Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)

Base forte é uma substancia cuja constante de dissociação é grande,
aumentando em maior intensidade a concentração de OH- quando adicionada a
uma solução aquosa. Alguns compostos possuem reações tão completas que são
facilmente classificados com ácidos ou bases fortes.
As bases fortes são compostas por metais alcalinos, as bases de metais
alcalinos terrosos são consideradas moderadas já que são pouco solúveis. As bases
dos demais metais e o hidróxido de amônio (NH4OH) são consideradas fracas, ou
seja, têm baixa constante de dissociação produzindo em solução aquosa um
equilíbrio químico.
As bases fortes mais comuns são: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH.
A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização,
e o composto iônico produzido na reação é chamado de sal. A forma geral de uma
reação de neutralização em solução aquosa é:
Ácido + Base  Sal + Água
Alguns exemplos de reação de neutralização total (não levando em
consideração problemas de solubilidade dos reagentes e/ou produtos envolvidos):
H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O
2HCl + Ca(OH)2  CaCl2 + 2H2O
HNO3 + LiOH  LiNO3 + H2O

1.12. REAÇÃO REDOX

São processos químicos que envolvem transferência (troca) de elétrons de
uma molécula, átomo ou íon para outro reagente.
Na classificação das reações químicas, os termos oxidação e redução
abrangem um amplo e diversificado conjunto de processos. Muitas reações de oxi-
redução são comuns na vida diária e nas funções vitais básicas, como o fogo, a
ferrugem, o apodrecimento das frutas, a respiração e a fotossíntese.

Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons,
partículas elementares de sinal elétrico negativo. O mecanismo inverso, a redução,
consiste no ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura
interna. Tais processos são simultâneos. Na reação resultante, chamada oxi-
redução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e,
conseqüentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas partículas e
sofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e redução se
apliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos integrantes
dessas moléculas que se reduz ou se oxida.
Número de oxidação: para explicar teoricamente os mecanismos internos de
uma reação do tipo redox é preciso recorrer ao conceito de número de oxidação,
determinado pela valência do elemento (número de ligações que um átomo do
elemento pode fazer), e por um conjunto de regras deduzidas empiricamente:
- quando entra na constituição das moléculas monoatômicas, diatômicas ou
poliatômicas de suas variedades alotrópicas, o elemento químico tem número de
oxidação igual à zero;
- o oxigênio apresenta número de oxidação igual a -2, em todas as suas
combinações com outros elementos, exceto nos peróxidos, quando esse valor é -1;
- o hidrogênio tem número de oxidação +1 em todos os seus compostos, exceto
aqueles em que se combina com os ametais, quando o número é -1;
- os outros números de oxidação são determinados de tal maneira que a soma
algébrica global dos números de oxidação de uma molécula ou íon seja igual a sua
carga efetiva. Assim, é possível determinar o número de oxidação de qualquer
elemento diferente do hidrogênio e do oxigênio nos compostos que formam com
esses dois elementos.
Assim, o ácido sulfúrico (H2SO4) apresenta, para seu elemento central
(enxofre), um número de oxidação n, de forma que seja nula a soma algébrica dos
números de oxidação dos elementos integrantes da molécula:
2.(+1) + n + 4.(-2) = 0, logo, n = +6
Em toda reação redox existem ao menos um agente oxidante e um redutor.
Em terminologia química, diz-se que o redutor se oxida, perde elétrons, e, em
conseqüência, seu número de oxidação aumenta, enquanto com o oxidante ocorre o
oposto.
Oxidantes e redutores: os mais fortes agentes redutores são os metais
altamente eletropositivos, como o sódio, que facilmente reduz os compostos de
metais nobres e também libera o hidrogênio da água. Entre os oxidantes mais fortes,
podem-se citar o flúor e o ozônio.
O caráter oxidante e redutor de uma substância depende dos outros
compostos que participam da reação, e da acidez e alcalinidade do meio em que ela
ocorre. Tais condições variam com a concentração de elementos ácidos. Entre as
reações tipo redox mais conhecidas -- as reações bioquímicas -- inclui-se a
corrosão, que tem grande importância industrial.
Um caso particularmente interessante é o do fenômeno chamado auto-redox,
pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e redução na mesma reação. Isso
ocorre entre halogênios e hidróxidos alcalinos. Na reação com o hidróxido de sódio a
quente, o cloro (0) sofre auto-redox: se oxida para clorato (+5) e se reduz para
cloreto (-1):
6Cl + 6NaOH  5NaCl + NaClO3 + 3H2O

Balanço das reações redox: as leis gerais da química estabelecem que uma
reação química é a redistribuição das ligações entre os elementos reagentes e que,
quando não há processos de ruptura ou variação nos núcleos atômicos, conserva-
se, ao longo de toda a reação, a massa global desses reagentes. Desse modo, o
número de átomos iniciais de cada reagente se mantém quando a reação atinge o
equilíbrio.
Em cada processo desse tipo, existe uma relação de proporção fixa e única
entre as moléculas. Uma molécula de oxigênio, por exemplo, se une a duas de
hidrogênio para formar duas moléculas de água. Essa proporção é a mesma para
todas as vezes que se procura obter água a partir de seus componentes puros:

2H2 + O2  2H2O

A reação descrita, que é redox por se terem alterado os números de oxidação
do hidrogênio e do oxigênio em cada um dos membros, pode ser entendida como a
combinação de duas reações iônicas parciais:

H2  2H+ + 2e- (semi-oxidação)
-
4e + 2H+ + O2  2OH- (semi-redução) em que os elétrons ganhos e
perdidos representam-se com e- e os símbolos H+ e OH- simbolizam
respectivamente os íons hidrogênio e hidroxila. Em ambas as etapas, a carga
elétrica nos membros iniciais e finais da equação deve ser a mesma, já que os
processos são independentes entre si.
Para fazer o balanceamento da reação global, igualam-se as reações iônicas
parciais, de tal maneira que o número de elétrons doados pelo agente redutor seja
igual ao número de elétrons recebidos pelo oxidante, e procede-se a sua soma:
(H2  2H+ + 2e-) x 2
(4e- + 2H+ + O2  2OH-) x1
2H2 + 4e- + 2H+ + O2  4H+ + 4e- + 2OH- o que equivale a:
2H2 + O2  2H2O - pois os elétrons se compensam e os íons H+ e OH- se unem
para formar a água.
Nesses mecanismos se apóia o método generalizado de balanço de reações
redox, chamado íon-elétron, que permite determinar as proporções exatas de
átomos e moléculas participantes. O método íon-elétron inclui as seguintes etapas:
(1) notação da reação sem escrever os coeficientes numéricos;
(2) determinação dos números de oxidação de todos os átomos participantes;
(3) identificação do agente oxidante e redutor e expressão de suas respectivas
equações iônicas parciais;
(4) igualação de cada reação parcial e soma de ambas, de tal forma que sejam
eliminados os elétrons livres;
(5) eventual recomposição das moléculas originais a partir de possíveis íons livres.

1.13. ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÃO

Estequiometria é o cálculo da quantidade de reagentes e produtos da reação,
baseado nas leis das reações químicas.

Regra geral:
1. Escrever a reação química;

2. Acertar os coeficientes;
3. Estabelecer uma regra de três.

Exemplo: Calcular a massa de óxido cúprico a partir de 2,54 g de cobre metálico.
Dados: Cu = 63,5 e O = 16
1º) Escrever a reação química: Cu + O2  CuO
2º) A equação está desbalanceada, acertar os coeficientes: Cu + ½O2  CuO
3º) Fazer a regra de três das partes envolvidas.
Cu + ½O2  CuO
Mol 63,5g 79,5g
Massa 2,54g X
A massa de óxido cúprico a partir de 2,54 g de cobre metálico é = 3,18 g

2. INTRODUÇÃO À TERMODINÂMICA

A termodinâmica (do grego, therme, significa “calor” e dynamis, significa
“potencia”).
A grosso modo, calor significa "energia" em trânsito, e dinâmica se relaciona
com "movimento". Por isso, a Termodinâmica estuda o movimento da energia e
como a energia cria movimento.
Historicamente, a Termodinâmica se desenvolveu pela necessidade de
aumentar a eficiência das primeiras máquinas a vapor.
Em termodinâmica, o mundo está dividido em um sistema e suas vizinhanças.
Um sistema aberto pode trocar matéria e energia com suas vizinhanças; um sistema
fechado pode trocar somente energia e um sistema isolado não pode trocar nada.
Os sistemas termodinâmicos classificam-se como sendo isolados, fechados
ou abertos.
Um sistema aberto permite a troca de energia e matéria com os arredores,
logo estas quantidades podem variar ao longo do tempo.
Um sistema fechado apenas permite a troca de energia com os arredores,
não havendo troca de matéria. A energia deixa de ser uma quantidade conservada.
Um sistema isolado não interage de modo algum com os arredores. O
contentor que contém o sistema e o delimita dos arredores, é impermeável à matéria
e não permite a transferência de energia. Deste modo a energia do sistema é uma
quantidade conservada, e o mesmo se verifica com a quantidade de matéria.
As quantidades com as quais podemos caracterizar um sistema
termodinâmico designam-se por variáveis de estado, que têm o mesmo valor em
todas as partes do sistema. Normalmente as variáveis de estado não são
quantidades independentes entre si, ou seja, a mudança de uma variável, implica a
alteração de uma outra ou mais variáveis.
O trabalho é uma transferência de energia para um sistema por um processo
que é equivalente ao aumente ou ao abaixamento de um peso. A energia interna de
um sistema pode ser mudada pela realização de trabalho.
O trabalho é uma grandeza algébrica e assume nem sempre o sinal da
variação de volume (∆V), uma vez que a pressão p é sempre positiva.
O trabalho realizado em uma transformação termodinâmica depende não só
do estado inicial e final, como também dos estados intermediários, isto é, do
caminho entre os estados inicial e final.
A energia interna é toda a energia de um sistema que está associada com os
seus constituintes microscópicos (átomos e moléculas), do ponto de vista de
um referencial em repouso, relativamente ao centro de massa do sistema. A energia
interna de um sistema isolado é constante.
A energia interna de um sistema pode também ser alterada pela transferência
de energia para as vizinhanças como calor.

Calor é a energia transferida como resultado de uma diferença de
temperatura. A quantidade de energia transferida como calor é medida em joules, J.
Entretanto, a unidade de energia mais conhecida é a caloria (cal).
A definição original de 1 caloria (cal) é a quantidade de calor necessária para
elevar a temperatura de 1 g de água de 1°C no intervalo de 14,5 °C a 15,5 °C.
1 cal = 4,158 joules
A quantidade de calor trocado (cedida ou recebida) por um corpo é
proporcional a sua massa, do material de que é constituído o corpo e da variação de
temperatura que o corpo sofre. Esta quantidade de calor é dada pela equação
abaixo: ∆U = q
Em um sistema, não se mede diretamente a energia U, mas, é importante
conhecer a variação da energia interna ∆U do sistema durante um processo
termodinâmico.
Há processos em que a energia interna varia e a temperatura permanece
constante. A energia recebida (calor latente) aumenta a energia interna do sistema
durante o processo.
Primeira lei da termodinâmica: chama-se de 1ª Lei da Termodinâmica, o
princípio da conservação de energia aplicada à termodinâmica, o que torna possível
prever o comportamento de um sistema gasoso ao sofrer uma transformação
termodinâmica.
Analisando o princípio da conservação de energia ao contexto da
termodinâmica: Um sistema não pode criar ou consumir energia, mas apenas
armazená-la ou transferi-la ao meio onde se encontra, como trabalho, ou ambas as
situações simultaneamente, então, ao receber uma quantidade Q de calor, esta
poderá realizar um trabalho w e aumentar a energia interna do sistema ΔU, ou seja,
expressando matematicamente:
Q = w + ΔU
Equação de estado: pressão, temperatura, volume e número de partículas
são tudo que precisamos para especificarmos completamente um sistema. A relação
entre essas variáveis pode ser expressa em termos de uma equação conhecida
como equação de estado. Para um gás ideal, a equação de estado é:
pV = nRT
Onde p é a pressão, V o volume, n o número de moléculas, e T a temperatura
do gás. A constante R possui valor 8.314 J/mol.K.
Esta equação pode ser usada para resolver problemas com gases ideais
quando existe uma quantidade desconhecida.
Uma função de estado depende somente do estado em que se encontra o
sistema. A mudança na função de estado entre dois estados é independente do
caminho entre eles. A energia é uma função de estado; energia e calor não são.
Calorimetria estuda as trocas de calor entre corpos. Calor é energia térmica
em trânsito. Calor sensível é o que acarreta variação de temperatura ao ser recebido
ou perdido por um corpo. Calor latente é o calor recebido ou perdido durante uma
mudança de estado. Quantidade de calor (Q) é a grandeza através da qual

avaliamos a energia térmica em trânsito trocada entre sistemas a diferentes
temperaturas.
Diz-se que um corpo recebeu ou perdeu calor sensível (Qs) quando um corpo
sofre alteração em sua temperatura.
Ao receber calor sensível, um corpo pode se aquecer mais ou menos,
dependendo da substância que o constitui. A essa característica do corpo denomina-
se calor específico (c). O calor específico é uma característica tabelada de cada
material, que diz respeito a quantidade de calor necessária para aumentar a
temperatura do corpo em 1ºC. Medida normalmente em cal/g.ºC. Um corpo que
possua um alto calor específico é um corpo que precisa receber muito calor para se
elevar a sua temperatura ou perder muito calor para que sua temperatura se abaixe.
Ex.: o calor específico da água: c = 1 cal/g.ºC
Cada substância possui um calor específico do material que a constitui, mas,
no entanto, dois corpos compostos do mesmo material podem se aquecer de forma
diferenciada se as suas massas forem diferentes. Chama-se capacidade térmica (C)
a relação entre o calor especifico de um corpo e sua massa .
O calor sensível recebido ou cedido por um corpo pode ser determinado pela
expressão: Q = m . c . ΔT
Onde T é a variação da temperatura do corpo e m é massa do corpo
(normalmente usada em gramas).
Diz-se que um corpo recebeu ou perdeu calor latente (QL) quando um corpo
sofre alteração em seu estado físico.
Em uma mudança de estado físico, a temperatura do corpo é constante, no
entanto é necessária certa quantidade de calor, para que se processe a mudança.
Essa quantidade de calor depende da substância e depende da transformação. A
quantidade de calor para processar uma mudança de fase de um grama de uma
substância é denominada calor latente da transformação (LT). A quantidade de calor
latente recebida ou cedida por um corpo pode ser determinada por:
Q=m.L
O princípio que rege o comportamento das trocas de calor é o Princípio da
Igualdade das trocas de calor, que pode se enunciado da seguinte maneira: quando
dois corpos trocam calor somente entre si, a quantidade de calor cedida pelo corpo
mais quente é numericamente igual à quantidade de calor recebida pelo corpo mais
frio.

2.1. ENTALPIA

É uma das mais importantes funções termodinâmicas de estado, é
representada pela letra H e decorre da aplicação da primeira lei aos processos a
pressão constante. Matematicamente, define-se entalpia pela equação:
H = E + PV
Onde, H é a entalpia, E é a energia interna, P é a pressão e V é o volume.

A entalpia, sendo a soma de uma energia com um produto (PV) que tem
dimensões de energia, tem de ser expressa também em unidades de energia [Joule
(J), caloria (cal), etc.]. A entalpia H pode ser deduzida da aplicação da primeira lei,
num processo a pressão constante. Para isto, considera-se a evolução de um
sistema do estado de energia interna E1 para um estado de energia interna E2 que
recebe a quantidade de calor Q.
Sabendo que H = E + PV, então se tem:
H2 - H1 = Q ou ∆H = Q
Portanto, quando a transformação é à pressão constante, a variação de
entalpia (∆H) é igual ao calor absorvido ou liberado (Q) no processo.
Para a definição do estado termodinâmico de um sistema necessita-se dos valores
de P, V; e sabendo também que E (energia interna) é uma função de estado.
Assim H será também uma função de estado.
A variação de entalpia é muito importante no estudo de reações químicas e
transformações de fase que ocorrem com absorção (reações endotérmicas) ou
liberação de calor (reações exotérmicas).
A entalpia depende do estado de agregação (gás, líquido ou sólido), da
temperatura e da estrutura cristalina do material. Nas transformações com variação
de pressão, a entalpia, evidentemente, não é igual ao calor liberado ou absorvido na
transformação.
Entalpia é derivada da palavra grega "enthalpos" e que significa
aproximadamente "colocar calor em...". O termo entalpia teria sido introduzido pelo
físico holandês Heike Kamerlingh Onnes (1853 – 1926), prêmio Nobel de Física de
1913.
Capacidade calorífica dos gases ou Calor Específico (c) de uma
substância é definida como a quantidade de calor necessária para aquecer de 1º C
uma unidade de massa dessa substância, a uma dada temperatura. Pode-se
calcular o calor específico de uma substância, num intervalo de
temperaturas (de T1 a T2), pelas equações:
c= Q cV = ∆U cP = ∆H__
m . ∆T ∆T ∆T
Onde Q é quantidade de calor absorvido ou liberado; ∆T = T1 - T2 é o
intervalo de temperatura estudado e m é a massa da substância. CP calor específico
à volume constante; CP calor específico à pressão constante.
- O calor específico de uma substância, particularmente em se tratando de gases,
depende do modo como o calor é fornecido à substância: se a volume constante ou
se a pressão constante. Esses calores específicos (ou capacidades caloríficas) são
indicados respectivamente pelos índices V e P.

Entalpias de mudanças de fases:

Entalpia de vaporização: é a diferença de entalpia entre os estados de vapor e
líquido de uma substância.
∆H VAP = H vapor – H líquido

Entalpia de fusão: é a diferença de entalpia entre os estados líquido e sólido de
uma substância.
∆H FUS = H líquido – H sólido
Entalpia de congelamento: é a mudança na entalpia por mol quando um líquido se
transforma em sólido.
∆HPROCESSO INVERSO = - ∆H PROCESSO DIRETO
Entalpia de sublimação: é a variação de entalpia por mol quando um sólido
sublima.
∆HSUB = H vapor – H sólido ou ∆HSUB = ∆HFUS – ∆HVAP

Equação Termoquímica

A equação química que indica o estado físico (ou alotrópico) dos reagentes e
produtos, a temperatura e a pressão do processo, bem como a variação de entalpia
da reação.

C(gr) + O2 (g)  CO2(g) ∆H = – 94,1 Kcal (a 25 °C e 1 atm)

Entalpia ou calor padrão de formação de uma substância (ΔH0f)
É a variação de entalpia ou quantidade de calor absorvido ou liberado na
formação de um mol de uma determinada substância, a partir das substâncias
simples correspondentes, todas elas no estado padrão.
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O(l) ∆H = – 68,4 Kcal/mol H2O (a 25°C e 1 atm)

Entalpia de Combustão
É a variação de entalpia na combustão de 1 mol de uma substância a 25ºC e
1 atm. A entalpia de combustão é sempre negativa, pois, a combustão é uma reação
exotérmica.
C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2 (g) + H2(l) ∆H = – 310,6 Kcal/mol C2H2

Lei de Hess
É também conhecida como lei dos estados final e inicial. Ela estabelece que
a entalpia de uma reação depende somente de seus estados inicial e final, e não do
caminho seguido pelo processo. Um exemplo clássico do funcionamento da Lei de
Hess é a obtenção do CO2.
O CO2 pode ser obtido diretamente, a partir de Cgrafite e O2(g):
Cgrafite + O2(g)  CO2(g) ΔH = - 94,1 Kcal

Uma outra opção seria a obtenção do CO2 a partir do CO(g):
Cgrafite + ½ O2(g)  CO(g) ΔH = - 26,4 Kcal
CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g) ΔH = - 67,7 Kcal_____
Cgrafite + O2(g)  CO2(g) ΔH = - 94,1 Kcal

O CO(g) foi eliminado pois aparece nos dois membros.

Saindo-se de um mesmo estado inicial e chegando-se a um mesmo estado
final, independentemente dos caminhos seguidos pelas reações, o ΔH será sempre
o mesmo
.ΔH = Σ ΔHformação produtos - Σ ΔHformação reagentes

3. INTRODUÇÃO AO ESTUDO DOS GASES

As noções de sólido, líquido e gás podem ser considerados conceitos
primitivos. Assim, uma pedra é um sólido, a água que jorra de uma torneira é um
líquido, o ar que escapa de um pneu é um gás. Mas o fato de os gases
apresentarem propriedades bem diferentes dos sólidos e dos líquidos chamou a
atenção dos cientistas do século XVII, que passaram, então, a estudar esse estado
físico da matéria.
A respeito dos gases, é importante saber que:
- Os gases sempre se expandem, tendendo a ocupar todo o volume do recipiente
que os contém (grande expansibilidade);
- Os gases são muito menos densos que os sólidos e líquidos isto é, em igualdade
de massas os gases ocupam um volume muito maior;
- Os gases sempre se misturam entre si (grande difusibilidade);
- Os volumes dos gases variam muito com a pressão (grande compressibilidade) e
com a temperatura (grande dilatabilidade).
- Por definição, são consideradas Condições Normais de Pressão e Temperatura
(CNTP): Pressão =1 atm = 760mmHg Temperatura = 0°C = 273K

3.1. TRANSFORMAÇÕES GASOSAS

a) Transformação Isotérmica
Supondo que um gás tenha sido submetido a uma transformação na qual a
sua temperatura foi mantida constante. Dizemos que ele sofreu uma transformação
isotérmica. E considerando que a massa do gás também se manteve constante,
concluímos que a pressão e o volume do gás foram às grandezas que variaram
durante a transformação.
b) Transformação Isobárica
É quando o volume varia linearmente com a temperatura, e a pressão
permanece constante.
c) Transformação Isocórica
É quando numa transformação gasosa o volume permanece constante, e a
temperatura e a pressão variam.

Volume
O volume dos gases é medido nas unidades usuais:
Mililitros (ml), centímetros cúbicos (cm3), litros (L), metros cúbicos (m3), etc.

Pressão
A pressão dos gases é, usualmente, medida em milímetros de Mercúrio
(mmHg). 1mmHg = 1Torr
1atm = 76cmHg = 760mmHg = 760Torr

Temperatura
No Brasil, as temperaturas são medidas na chamada escala Celsius (°C). No
estudo dos gases, porém, usa-se a escala absoluta ou escala Kelvin (K), onde a
equação usada é:
T = t(ºC) + 273

3.2. AS LEIS DOS GASES

As propriedades dos gases, particularmente a variação da pressão com o
volume e a temperatura, são conhecidos como as “Leis dos Gases”. As primeiras
medidas confiáveis das propriedades dos gases foram feitas pelo cientista anglo-
irlandês Robert Boyle, em 1662, ao estudar o efeito da pressão sobre o volume. Um
século e meio depois, um passatempo novo, o uso de balões de ar quente, motivou
dois cientistas franceses, Jacques Charles e Joseph-Louis Gay-Lussac, a
descobrirem outras leis dos gases. Charles e Gay-Lussac descobriram como a
temperatura de um gás afeta sua pressão, volume e densidade.

I) Lei de Boyle-Mariotte
Segundo sua lei, quando uma massa constante de um certo gás, mantida a
temperatura constante, é comprimida (“apertada”), nota-se que:
- Dobrando a pressão, o volume se reduz a metade;
- Triplicando a pressão, o volume se reduz a um terço; e assim por diante.
Essa constatação experimental é válida para as chamadas transformações
isotérmicas.A expressão matemática é
P1 . V 1 = P2 . V2

II) Lei de Gay-Lussac
Quando uma massa constante de um gás, mantida a pressão constante, é
aquecida, ela se dilata (isto é, seu volume aumenta) nota-se que:
- Dobrando a temperatura absoluta (em Kelvins), o volume dobra;
- Triplicando a temperatura absoluta (em Kelvins), o volume triplica; e assim por
diante.
Essa verificação experimental é válida para as chamadas transformações
isobáricas. A representação matemática é
(V1 / T1) = (V2 / T2)

III) Lei de Charles
Quando uma massa constante de um certo gás, mantida a volume
constante, é aquecida, a pressão do gás aumenta e nota-se que:
- Dobrando a temperatura absoluta (Kelvins), a pressão dobra;
- Triplicando a temperatura absoluta (Kelvins), a pressão triplica; e assim por diante.
Esse fato é válido para as transformações isovolumétricas (ou isocóricas). A
representação matemática é
(P1 / T1) = (P2 / T2)

Equação Geral dos Gases

P . V = constante ou P1 . V1 = P2 . V2
T T1 T2
Na prática, a lei de Boyle não é obedecida com exatidão matemática. Pois um
gás ideal ou ao gás teórico obedeceria à lei com precisão matemática. Na prática,
existem os gases reais. Quanto menor for à pressão e maior a temperatura do gás
real, mais ele se aproxima do conceito de gás ideal. Pode se dizer que um gás real
tende para um gás ideal à medida que a pressão tende para zero e a temperatura
tende para o infinito.

4. LÍQUIDOS E SÓLIDOS

As forças intermoleculares são atrações entre as moléculas e têm origem
eletrônica: surgem de uma atração eletrostática entre nuvens de elétrons e núcleos
atômicos. São fracas, se comparadas às ligações covalentes ou iônicas. Mas forte o
suficiente para sustentar uma lagartixa no teto da sala.

As forças de van der Waals, como também são conhecidas as forças
intermoleculares, podem surgir de 3 fontes.

Em primeiro, as moléculas de alguns materiais, embora eletricamente
neutras, podem possuir um dipolo elétrico permanente. Devido a alguma distorção
na distribuição da carga elétrica, um lado da molécula e ligeiramente mais "positivo"
e o outro é ligeiramente mais "negativo". A tendência é destas moléculas se
alinharem, e interagirem umas com as outras, por
atração eletrostática entre os dipolos
opostos. Esta interação é chamada de dipolo-
dipolo.

Em segundo, a presença de moléculas que tem dipolos permanentes podem
distorcer a distribuição de carga elétrica em outras moléculas vizinhas, mesmo as
que não possuem dipolos (apolares), através de uma polarização induzida. Esta
interação é chamada de dipolo-dipolo induzido.

E, em terceiro, mesmo em moléculas que não possuem momento de dipolo
permanente (ex, no gás nobre neônio ou no líquido orgânico benzeno) existe uma
força de atração (do contrário nem o benzeno ou neônio poderiam ser liquefeitos). A
natureza destas forças requer a mecânica quântica para sua correta descrição, mas
foi primeiramente reconhecida pelo físico polonês Fritz London, que relacionou-as
com o movimento eletrônico nas moléculas.

London sugeriu que, em um determinado instante, o centro de carga negativa
dos elétrons e de carga positiva do núcleo atômico poderia não coincidir. Esta
flutuação eletrônica poderia transformar as moléculas apolares, tal como o benzeno,
em dipolos tempo-dependentes, mesmo que, após um certo intervalo de tempo, a
polarização média seja zero. Estes dipolos instantâneos não podem orientar-se para
um alinhamento de suas moléculas, mas eles podem induzir a polarização das
moléculas adjacentes, resultando em forças atrativas.

Estas forças são conhecidas como forças de dispersão (ou forças de
London), e estão presentes em todas as moléculas apolares e, algumas vezes,
mesmo entre moléculas polares.

Algumas moléculas, entretanto, exibem um tipo especial de interação dipolo-
dipolo. Exceto a água, todos parecem seguir uma regra de que quanto menor a
massa molecular, menor é a temperatura de ebulição.

A água, portanto, deve possuir um tipo de interação diferenciado. O que
acontece é que os hidrogênios ligados ao oxigênio é que formam o lado "positivo" do
dipolo permanente desta molécula. O átomo de hidrogênio é formado por apenas um
próton e um elétron. Como o elétron é fortemente atraído pelo oxigênio, na

água, este próton encontra-se desprotegido. A água possui, então, um dipolo
bastante forte, com uma das cargas positiva bastante localizada. Este próton pode
interagir com as regiões negativas (o oxigênio) de outras moléculas de água,
resultando em uma forte rede de ligações intermoleculares. Esta interação é
chamada de ligação hidrogênio, e ocorre entre átomos de hidrogênio ligados a
elementos como o oxigênio, flúor ou nitrogênio, com átomos de O, N ou F de outras
moléculas. Esta interação é a mais intensa de todas as forças intermoleculares.

4.1. ESTRUTURA DOS LÍQUIDOS

Como conseqüência das fortes interações intermoleculares, a água apresenta
algumas propriedades especiais. Alguns insetos, por exemplo, podem andar sobre
ela. Uma lâmina de barbear, se colocada horizontalmente, também flutua na água.
Isto se deve à tensão superficial da água: uma propriedade que faz com o líquido
se comporte como se tivesse uma membrana elástica em sua superfície.
Este fenômeno pode ser observado em quase todos os líquidos, e é o
responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido. A razão é que as
moléculas de água interagem muito mais fortemente com suas vizinhas do que com
as moléculas do ar, na interface. As moléculas que estão no interior da gota, por
exemplo, interagem com outras moléculas em todas as direções; as moléculas da
superfície, por outro lado, interagem somente com moléculas que estão nas suas
laterais ou logo abaixo.
A tensão superficial é o conjunto de forças que a superfície de um líquido
exerce em seu contorno e que apresenta as seguintes características: é
perpendicular ao contorno; tangencial a superfície e dirigida para o centro dessa
superfície.
A resistência que os líquidos reais apresentam de se por a uma deformação
recebe o nome de viscosidade. Os efeitos da viscosidade são diferentes
dependendo da maneira como o líquido flui. Quanto maior a viscosidade de um
líquido, mais lentamente ele flui. Viscosidade normalmente abaixa com o aumento
da temperatura.

4.2. ESTRUTURA DOS SÓLIDOS

As substâncias se apresentam, normalmente, nos estados sólido, líquido ou
gasoso.

Para uma substância no estado gasoso, a distância média de separação entre
as partículas (moléculas ou átomos) é grande comparada aos seus diâmetros, de
modo que a interação entre elas pode ser ignorada.

Contudo, a temperaturas e pressões usuais, muitas substâncias estão nos
estados líquido e sólido e a interação entre as correspondentes partículas não pode
mais ser ignorada. Nestes casos, a distância de separação entre as partículas é da
ordem de grandeza dos seus diâmetros e a intensidade das forças que as mantêm
juntas é da ordem de grandeza da intensidade das forças que ligam os átomos para
formar moléculas.

Por exemplo, os níveis de energia dos elétrons mais exteriores de um átomo
(ou de uma molécula) são distorcidos pelos átomos (ou moléculas) da vizinhança.

Nos sólidos cristalinos, os átomos (ou moléculas) ocupam posições
regularmente distribuídas no espaço, constituindo uma rede regular chamada rede
cristalina. A configuração regular pode alcançar distâncias muito grandes. Nos
sólidos não cristalinos (amorfos), como o concreto, o asfalto, o vidro, a cera e o
plástico, a configuração regular prevalece apenas nas vizinhanças dos átomos ou
moléculas individuais e, sobre distâncias maiores, prevalece a desordem.

Os sólidos cristalinos podem ser iônicos, reticulares, moleculares ou
metálicos.

Sólidos Iônicos

Nos sólidos iônicos, a rede está formada por íons alternadamente positivos e
negativos, resultantes da transferência de um elétron (ou mais) de um tipo de átomo
para o outro.

A estabilidade da rede cristalina é mantida pela atração eletrostática entre os
íons presentes, tais como os íons Na+ e Cl- na molécula NaCl (cloreto de sódio) e os
íons Li+ e F- na molécula LiF (fluoreto de lítio).

Como esses sólidos não têm elétrons livres, a sua condutividade elétrica é
muito baixa (são isolantes). Mas, se uma quantidade apropriada de energia é
fornecida a um sólido iônico de modo que ele se transforme num líquido, ele se torna
um bom condutor de eletricidade.

Os sólidos iônicos são geralmente duros, frágeis e têm um elevado ponto de
fusão devido às forças eletrostáticas relativamente intensas entre os íons.

Sólidos Reticulares ou Covalentes

Nos sólidos covalentes não existe transferência de carga entre os átomos
para formar íons, como no caso dos cristais iônicos, mas um compartilhamento de
pares de elétrons de valência entre os átomos.

A estrutura cristalina de um sólido covalente fica definida pela direcionalidade da
ligação covalente. Por exemplo, os átomos tetravalentes do carbono, germânio e
silício formam ligações covalentes nas combinações moleculares. Cada um desses
átomos tem quatro elétrons na camada eletrônica mais externa, ou seja, tem quatro
elétrons de valência, cujos orbitais são orbitais híbridos s-p3.

No sólido cristalino correspondente, cada átomo forma ligações covalentes
com os quatro átomos mais próximos, ficando no centro de um tetraedro regular,
com quatro átomos semelhantes nos vértices. Assim, quatro ligações covalentes
idênticas podem ser formadas, com cada átomo contribuindo com um elétron a cada
uma dessas ligações.

Nesse tipo de estrutura, organizada por ligações covalentes, cada elétron está
fortemente ligado, de modo que não existem elétrons livres para participar de
qualquer processo de condução e os sólidos covalentes têm uma condutividade
elétrica muito baixa (são isolantes). Além disso, são extremamente duros e difíceis
de deformar e muitos sólidos covalentes são incolores (transparentes).

Sólidos Moleculares

Nos sólidos moleculares constituídos por moléculas apolares, os elétrons se
encontram emparelhados e não podem formar ligações covalentes. As moléculas
conservam a sua individualidade, mas estão ligadas pelas forças de Van der Waals,
as mesmas que existem entre as moléculas de um gás ou de um líquido.

As forças de Van der Waals são bastante fracas e são derivadas da interação
entre dipolos elétricos. Pelo movimento dos elétrons ao redor dos núcleos numa
molécula apolar pode acontecer que, por um breve instante, a distribuição de carga
seja tal que parte da molécula fique positiva e parte negativa. Enquanto está
polarizada, esta molécula induz em outra molécula de sua vizinhança uma
distribuição de carga semelhante e as duas se atraem. No instante seguinte, as
moléculas voltam às configurações originais e não mais se atraem. Isto se repete
aleatoriamente com todos os pares de moléculas do sólido.

Os gases nobres, gases comuns como o oxigênio e o hidrogênio e muitos
compostos orgânicos formam sólidos moleculares desse tipo. Em alguns sólidos
moleculares as moléculas são polares, como no caso do gelo, por exemplo. As
moléculas de água são polares porque, em cada uma delas, o átomo de oxigênio
atrai mais para perto de si os elétrons que constituem as ligações covalentes com os
átomos de hidrogênio. Então, a parte de uma molécula correspondente ao átomo de
oxigênio é negativa e as partes correspondentes aos átomos de hidrogênio,
positivas. A ligação entre as moléculas, chamada ligação hidrogênica, se dá pela
atração eletrostática entre a parte negativa de uma molécula e a positiva de outra.

Os sólidos moleculares têm uma condutividade elétrica muito baixa (são
isolantes).

Sólidos Metálicos

Um sólido metálico é formado a partir de átomos com alguns elétrons
fracamente ligados nas camadas mais externas, elétrons esses que passam a se
mover por todo o sólido quando de sua formação. Assim, um sólido metálico é
constituído por uma rede ordenada de íons positivos que são mantidos juntos por
uma espécie de gás de elétrons livres. A mobilidade dos elétrons de valência que
constituem esse gás de elétrons livres é que torna os metais bons condutores de
eletricidade.

5. EQUÍLIBRIO QUÍMICO

Uma das razões pelas quais as propriedades de um sistema em equilíbrio são
muito importantes é que todas as reações tendem a alcançar um equilíbrio. De fato,
se permitirmos, todas as reações químicas atingem um estado de equilíbrio, embora
isso nem sempre seja evidente. Todos os sistemas que reagem alcançam um
estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades de reagentes que
estão sendo consumidos, até que seja quase impossível de se medir.

5.1. REVERSIBILIDADE DAS REAÇÕES

Da mesma forma que as mudanças de fases, as reações químicas tendem a
um equilíbrio dinâmico no qual, embora não haja mudanças líquidas, a reação direta
e inversa ainda estão ocorrendo, mas na mesma velocidade. Todos os equilíbrios
químicos são equilíbrios dinâmicos. Embora não haja mudança adicional alguma no
equilíbrio, as reações direta e inversão estão acontecendo. As reações químicas
atingem um estado de equilíbrio dinâmico no qual a velocidade das reações direta e
inversa são iguais e não há mudanças na composição.

5.2. CONSTANTE DE EQUÍLIBRIO

O valor da constante de equilíbrio é obtido a partir das concentrações das
espécies químicas presentes na solução quando o sistema está em equilíbrio.
A constante de equilíbrio foi deduzida a partir das velocidades das reações
direta e inversa (↔).
Para uma reação qualquer do tipo
aA + bB cC + dD

A velocidade da reação é dada por

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

Obs: A água e espécies sólidas não são consideradas e apenas os reagentes
participam da equação de velocidade. A velocidade depende exclusivamente dos
reagentes e não dos produtos.
Essa constante estabelece uma condição para que reagentes e produtos
estejam em equilíbrio na reação. Genericamente, para as reações em equilíbrio
dinâmico tem-se a expressão:

Kc = Concentrações molares dos produtos , ou seja: Kc = [C]c. [D]d
Concentrações molares dos reagentes [A]a. [B]b

Nessa expressão:
a) As concentrações dos produtos são postas no numerador e as dos reagentes no
denominador;
b) Nada concentração é elevada à potência de seu coeficiente estequiométrico na
equação balanceada;
c) No momento em que a reação atinge o equilíbrio, o valor constante K depende da
reação em questão e da temperatura. Não usamos unidades para a constante.
d) Kc não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a
temperatura.
e) Quanto maior o Kc, maiores são as concentrações dos produtos em relação às
dos reagentes, no equilíbrio.
f) Quanto menor o Kc, menores são as concentrações dos produtos em relação às
dos reagentes, no equilíbrio.

O Princípio de Le Chatelier

Quando uma reação química atinge o equilíbrio ela tem a tendência de
permanecer assim indefinidamente, desde que não haja perturbação externa.
Os fatores externos capazes de perturbar o equilíbrio de uma reação química
são a concentração das substâncias participantes da reação, a pressão e a
temperatura.
O Princípio de Le Chatelier regra essas situações: "quando se provoca uma
perturbação sobre um sistema em equilíbrio, este desloca-se no sentido que tende a
anular esta perturbação, procurando ajustar-se a um novo equilíbrio."

a) Deslocamento do equilíbrio devido a variação da concentração

O aumento da concentração de uma substância desloca o equilíbrio no
sentido de consumo desta substância e a diminuição da concentração de uma
substância desloca o equilíbrio no sentido da sua formação;

b) Deslocamento do equilíbrio devido a variação de pressão
O aumento da pressão de uma reação desloca o equilíbrio no sentido da
contração do volume e uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido
da expansão do volume;

c) Deslocamento do equilíbrio devido a variação de temperatura
O aumento da temperatura de uma reação desloca o equilíbrio no sentido da
reação endotérmica e a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido
da reação exotérmica.

6. ELETROQUÍMICA

É o ramo da química que trabalha com o uso de reações químicas
espontâneas para produzir eletricidade, e com o uso da eletricidade para forçar as
reações químicas não espontâneas acontecerem.

6.1. EQUAÇÃO REDOX

Reação redox: são aqueles processos químicos que envolvem transferência
(troca) de elétrons de uma molécula, átomo ou íon para outro reagente.
Oxidação: perda de elétrons por parte de uma espécie;
Redução: fixação (ganho) de elétrons por parte de uma espécie;
Agente oxidante: substância que promove uma oxidação ao mesmo tempo
em que ela se reduz no processo: bom aceitador de elétrons.
Agente Redutor: substância que doa elétrons promovendo a redução de
outra substância e ela é oxidada no processo: bom doador de elétrons.
Fe3+ + Cu+ Fe2+ + Cu2+
Ag. Oxidante Ag. Redutor
As reações redox acontecem simultaneamente: sempre deve haver um
redutor que doe elétrons e um oxidante que os aceite.

6.2. CÉLULAS GALVÂNICAS

Em geral, uma célula eletroquímica é um dispositivo no qual corrente – um
fluxo de elétrons através de um circuito – é produzida por uma reação química
espontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma reação não-espontânea.
Uma célula galvânica é uma célula eletroquímica na qual uma reação química
espontânea é usada para gerar corrente elétrica. Uma bateria é uma coleção de
células unidas em série, a voltagem produzida é a soma das voltagens de cada
célula.

Uma célula galvânica consiste em dois eletrodos, ou condutores metálicos,
que fazem contato elétrico com o conteúdo da célula, e um eletrólito, um meio
condutor iônico, dentro da célula. O eletrólito é uma solução aquosa de um
composto iônico.
O eletrodo onde a oxidação ocorre é chamado de anodo e o eletrodo onde
ocorre a redução e chamado de cátodo. Os elétrons que chegam ao catodo são
usados na semi-reação de redução.
A oxidação ocorre em um dos eletrodos, e os elétrons viajam através de um
circuito externo ate o outro eletrodo, onde eles provocam a redução. O local da
oxidação e chamado ânodo (-) e o da redução e chamado de cátodo (+).
Por convenção, o ÂNODO e a informação acerca da solução que está em
contato com ele sempre são escritos à esquerda. Uma simples linha vertical, |,
indica limites entre duas fases onde se origina uma ddp. Duas barras paralelas, ||,
indica a presença de uma PONTE SALINA separando os eletrólitos do catodo e
ânodo.
A célula de Daniel (ou pilha de Daniell) é um exemplo antigo de célula
galvânica. Ela foi inventada pelo químico britânico John Danniel em 1836, quando o
crescimento da telegrafia criou uma necessidade urgente por uma fonte de corrente
elétrica confiável e estável. Embora os elétrons não tivessem ainda sido
descobertos. Daniell teve a percepção de que poderia arranjar a reação para realizar
trabalho, fazendo a separação das semi-reações de oxidação e de redução em sua
célula. A reação química é a mesma, mas os reagentes estão separados por uma
vasilha porosa. Para que os elétrons passem dos átomos de zinco para os íons Cu
2+, eles devem passar através de um circuito externo (o fio e a lâmpada); e à
medida que eles vão de um eletrodo ao outro, podem ser usados para realizar
trabalho acendendo a lâmpada.
Na célula de Daniel, as soluções de sulfato de zinco e de sulfato de cobre II
se encontram dentro da barreira porosa para completar o circuito.
Entretanto, quando íons diferentes misturam-se, isto afeta a voltagem medida
de tão variadas maneiras, que são difíceis de medir. Para prevenir a mistura das
soluções, os químicos usam ponte salina para unir os dois compartimentos de
eletrodo e completam assim o circuito elétrico. Uma ponte salina típica consiste de
um gel contendo uma solução salina aquosa concentrada em tubo em forma de
ponte. A ponte permite o fluxo de íons, e assim completa o circuito elétrico, mas são
íons que não afetam a reação da célula (KCl).
Ânodo : Zn (s) Zn2+(aq) + 2 e–
– 2+
Cátodo : 2 e + Cu (aq) Cu(s)

Reação Global da Célula: Zn(s) + Cu2+ Zn2+ + Cu(s)
O potencial de célula (E) é uma medida de habilidade da reação da célula de
empurrar e puxar elétrons através de um circuito. Uma reação com muito poder de
empurrar e puxar elétrons gera um alto potencial de célula (alta voltagem). A
unidade do SI é volt (V). O diagrama da célula com o ânodo (-) do lado esquerdo e o
cátodo (+) do lado direito: Zn(s) │ Zn2+ (aq) ││ Cu2+(aq) │ Cu(s)

Diferença de potencial de uma pilha
O valor da diferença de potencial de uma pilha pode ser obtido por um
voltímetro, que deve ser instalado entre os dois eletrodos da pilha, porque cada
eletrodo tem um potencial, os elétrons fluem devido a diferença de potenciais de
cada eletrodo.

Por convenção, o potencial de uma célula eltrolítica é obtido subtraindo o
potencial de eletrodo do ÂNODO do potencial do CATODO.
Eº = Eº(cátodo) – Eº (ânodo)
O maior valor de diferença de potencial que se pode obter de uma pilha
galvânica é chamado de força eletromotriz que corresponde ao início do
funcionamento dessa pilha.
Pela fila de reatividade de metais podemos ver a diferença de
potencial, quanto mais distante um metal estiver do outro, maior será a facilidade
para fornecer ou receber elétrons e, portanto, maior a diferença de potencial.
Convencionou – se escolher o eletrodo de hidrogênio como tendo potencial zero (ao
nível do mar), assim os potenciais dos outros eletrodos pode ser determinado
ligando–se ele ao eletrodo de hidrogênio.
Nesta comparação podem ocorrer duas coisas:
- O eletrodo em estudo fornece elétrons ao eletrodo padrão de hidrogênio, seu
potencial será indicado com sinal positivo
- O eletrodo em estudo recebe elétrons do eletrodo padrão de hidrogênio, seu
potencial será indicado com sinal negativo.
- Quanto mais positivo o potencial de eletrodo, maior a tendência da forma oxidada a
ser reduzida. Em outras palavras, quanto mais positivo o potencial de eletrodo, mais
forte a forma oxidada é como agente oxidante e mais fraca será a forma
reduzida como agente redutor
- Quanto mais negativo o Potencial de Eletrodo, maior a tendência da forma
reduzida a ser oxidada. Em outras palavras, a forma oxidada será mais fraca como
agente oxidante, e mais forte será a forma reduzida como agente redutor.

6.3. ELETRÓLISE

É o processo de forçar uma reação a ocorrer na direção não-espontânea pelo
uso da corrente elétrica.
Como uma célula galvânica, a oxidação ocorre no anodo e a redução no
cátodo, os elétrons passam por um fio externo do ânodo para o cátodo, os cátions
se movem através do eletrólito na direção do cátodo, e o ânions, na direção do
ânodo. Mas ao invés da corrente espontânea da célula galvânica, uma corrente deve
ser Fornecida por uma fonte elétrica externa. Esta corrente movimenta os elétrons
pelo fio e em uma direção predeterminada. O resultado é forçar a oxidação em um
eletrodo e a redução no outro.

a) Reação Anódica: 2 Cl- (fund)  Cl2(g) + 2 e-

b) Reação Catódica: Mg2+(fund) + 2 e-  Mg(l)
Onde fund, significa sal fundido.

Outro exemplo: NaCl(sólido)  NaCl(líquido)

Através de dissociação... NaCl  Na+ + Cl-

Os íons Cl- se dirigem para o ânodo (pólo positivo), perdem seus elétrons e
são transformados em gás cloro, Cl2.

2 Cl-  Cl2 + 2 e- (oxidação)

Os íons Na+ se dirigem para o cátodo (pólo negativo), recebem um elétron e
são transformados em sódio metálico (Na0). A equação foi multiplicada por 2 para
igualar o número de elétrons na redução e na oxidação.

2 Na+ + 2 e-  2 Na0 (redução)

A equação global da eletrólise é dada pela soma das reações de dissociação do sal
e das reações que ocorrem nos eletrodos.

2 NaCl  2 Na1+ + 2 Cl1-
2 Cl1-  Cl2 + 2 e- (oxidação)
2 Na1+ + 2 e-  2 Na0 (redução)
Reação global 2 NaCl  Cl2 + 2 Na0

A eletrólise é usada industrialmente para produzir alumínio e magnésio; para
extrair metais de sais; para preparar cloro, flúor e hidróxido de sódio; para refinar
cobre.

7. CINÉTICA QUÍMICA

É muito importante saber com que velocidade certos processos químicos
ocorrem. O ramo da ciência que trata desta área importante é a cinética química (do
grego “movimento”).
A cinética química tem importância sob diversos aspectos.
De uma parte ela é a fonte mais útil de informação de como as reações
químicas ocorrem – isto é, os mecanismos das reações químicas – que é um dos
problemas mais interessantes da química moderna. Por outro lado, um
conhecimento das velocidades das reações é essencial para o sucesso de muitos
processos químicos industriais; ele permite ao químico selecionar as condições de
uma reação de modo a obter a velocidade ótima nas condições mais econômicas.
Além disso, a cinética química é importante na biologia e na medicina, porque
a saúde representa um balanço entre um grande número de reações que ocorrem
em nosso organismo. O desenvolvimento de catalisadores, que são substâncias que
fazem com que as reações ocorram mais rapidamente, é um ramo da cinética
química que é crucial para a solução de problemas importantes, tais como a fome no
mundo e o desenvolvimento de novos combustíveis.

7.1. VELOCIDADE DE REAÇÃO

A velocidade de uma reação é, geralmente, definida como a velocidade com
que os reagentes são transformados nos produtos em qualquer instante
selecionado, sob um dado conjunto de condições experimentais. Ou seja, a
velocidade de uma reação é a velocidade da conversão líquida dos reagentes nos
produtos.
A velocidade de uma reação depende geralmente da concentração de um ou
mais reagentes e, às vezes, de um ou mais produtos. Portanto, no estudo da
cinética de uma reação, uma primeira etapa consiste em determinar quais são os
reagentes e produtos cujas concentrações influem na velocidade da reação a uma
dada temperatura. A etapa seguinte é estabelecer como a velocidade da reação
depende da concentração dessas espécies envolvidas – isto é, “dependência
velocidade/concentração”. A expressão algébrica que relaciona a concentração e a
velocidade é denominada lei de velocidade de reação. A lei de velocidade não pode
ser determinada a partir da equação simplificada da reação, mas deve ser obtida a
partir de medidas experimentais de velocidade de reação.
Velocidade média de desaparecimento
R = - ∆ [R]
∆t
R = reagente
∆R = concentração molar de um reagente
∆t = intervalo de tempo

Velocidade média de formação P = - ∆ [P]
∆t
P = produto
∆R = concentração molar de um produto
∆t = intervalo de tempo

A velocidade média única da reação aA + bB  cC + dD é qualquer uma das
quantidades iguais seguintes:

Velocidade média da reação R = - 1 ∆ [A] = - 1 ∆ [B] = - 1 ∆ [C] = - 1 ∆ [C]
a ∆t b ∆t c ∆t d ∆t

A velocidade de uma reação é a mudança na concentração de uma espécie
dividida pelo tempo que leva para a mudança ocorrer.
“A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das
concentrações molares dos reagentes, quando estes estão elevados a expoentes,
que são os seus respectivos coeficientes estequiométricos”.
A velocidade instantânea pode ser entendida como uma velocidade média
calculada em um intervalo de tempo muito curto, em torno de um instante de tempo
de referência. Pode-se compreender a velocidade instantânea como o limite da
velocidade média para um intervalo de tempo tendendo a zero.

Efeito da temperatura sobre a velocidade das reações químicas

Uma lei de velocidade mostra a relação entre as velocidades e as
concentrações. No entanto, as velocidades também dependem da temperatura. Com
poucas exceções, a velocidade aumenta acentuadamente com o aumento da
temperatura. Van’t Hoff, químico holandês, observou empiricamente que a cada
10°C de elevação da temperatura, a velocidade da reação duplica. Porém,
experimentalmente, observou-se que este quociente fica, na realidade, entre 2 e 4.
Então, em 1889, o químico sueco Svante Arrhenius (ex-bolsista de Van’n Hoff)
propôs outra equação empírica que proporciona melhores resultados:

Equação de Arrhenius
Onde:
k= constante de velocidade
Ea= energia de ativação
R= constante dos gases
T= temperatura absoluta
A= fator pré-exponencial

A equação de Arrhenius que pode ser escrita de outras formas:

A energia de ativação é a energia cinética mínima que os reagentes devem
ter para que se formem os produtos. Esta é justamente a mais importante
contribuição de Arrhenius: a proposição de que os processos químicos são ativados,
ou seja, precisam de uma certa energia de ativação para ocorrer. Assim, processos
com baixa energia de ativação ocorrem rapidamente, enquanto processos com
elevada energia de ativação ocorrem mais lentamente.

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