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10_Solubilidade.ppt
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Solubilidade
SOLUÇÃO: mistura homogênea ( 2 ou + componentes)
SOLUÇÕES LÍQUIDAS: mais conhecidas
SOLUÇÕES SÓLIDAS: solutos em solventes metalóides ou não metalóides
EX: silício “dopado” com uma quantidade mínima de fósforo (soluto) exibem propriedades elétricas que os transformam em matéria prima para indústria eletrônica
SOLUÇÕES GASOSAS: geralmente são consideradas como mistura de gases para prover ambientes especiais
EX: ambiente de mergulho
local de armazenamento de comida
atmosfera
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Solubilidade
DISSOLUÇÃO:
LIGAÇÕES H – as moléculas da superfície são puxadas para o interior, e ao mesmo tempo para as outras moléculas.
Quando a força da água é , a glicose se solta da superfície e se dissolve
SEMELHANTE DISSOLVE SEMELHANTE
– a água (POLAR) hidrata o íon e o carrega para fora do retículo cristalino
A agitação acelera o processo pois a disponibilidade
de água na superfície do sólido
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Solubilidade
Qdo tentamos dissolver cada vez + soluto à Tamb, chega-se a um ponto onde ocorre a máxima dissolução = SOLUÇÃO SATURADA
SOLUBILIDADE MOLAR (s): concentração molar em uma solução
saturada
Na solução saturada qq soluto continua a se dissolver,
mas a razão na qual se dissolve é exatamente a razão na qual o soluto volta ao sólido.
O SOLUTO DISSOLVIDO E O NÃO DISSOLVIDO ESTÃO EM EQUILÍBRIO DINÂMICO ENTRE SI
SOLUÇÃO SATURADA = solução onde se atingiu o limite de capacidade de se dissolver um determinado soluto em uma
certa quantidade de solvente
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Solubilidade
LÍQUIDO POLAR solvente para compostos polares
LÍQUIDO NÃO POLAR solvente para compostos apolares
Interações SOLUTO-SOLUTO e SOLVENTE-SOLVENTE serão parcialmente desfeitas para que se estabeleçam as interações SOLUTO-SOLVENTE.
Quando as ligações existentes são do tipo ligação H é mais provável que aquele soluto se dissolva melhor em um solvente que possa formar ligações H.
As moléculas só poderão passar para o solvente se suas ligações puderem ser substituídas por novas
Ex: glicose se dissolve em água e não em benzeno
S se dissolve em CS2 e não em água
SEMELHANTE DISSOLVE SEMELHANTE
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Solubilidade
Sabões
Sais de Na de ácidos carboxílicos de cadeia longa:cabeça polar(Hidrofílica) e cauda (Hidrofóbica)
Detergentes
Mistura de surfactante (atividade em superfície), redutores e espuma, alvejantes, etc) que agem de forma semelhante ao sabão
filmes
SABÕES E DETERGENTES
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Solubilidade de Gases
EFEITO DA PRESSÃO
A quantidade de um gás que se dissolve em um líquido depende da sua P (resultante do número de choques das moléculas).
Quando colocamos 1 gás em 1 líquido as moléculas de gás podem se introduzir no líquido (como meteoritos no oceano).
P número de choques
devemos esperar que a solubilidade com P.
S dobra qdo P dobra (1801 – Willian Henry – Lei de Henry)
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Solubilidade de Gases
Lei de Henry
KH(mol. L-1.atm-1)
ar 7,9 x 10-4 Ar 1,5 x 10-3
CO2 2,3 x 10-2 He 3,7 x 10-4
H2 8,5 x 10-4 Ne 5,0 x 10-4
N2 7,0 x 10-4 O2 1,3 x 10-3
Onde KH = cte de Henry = f(gás, solvente, T,....)
S = KH. P
A solubilidade de um gás é proporcional à sua Px
porque o P txcom a qual as moléculas de
gás se chocam com a superfície do solvente
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Solubilidade de Gases
EFEITO DA TEMPERATURA
A maioria dos gases é menos solúvel a T maiores
EX: bolhas minúsculas de gás quando a água fria cai em um ambiente morno. Bolhas são o ar que se dissolveu qdo água estava fria.
Qdo T o ar sai da solução há menos moléculas solúveis. SgasT
gás + líquido solução H 0
gás sai da solução
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Solubilidade
EFEITO DA TEMPERATURA
A parte das substâncias se dissolve + rapidamente à T mais altas
Sólidos iônicos são mais solúveis em água quente
Propriedade usada para dissolver/
crescer cristais
sólido + líquido solução
H 0
SER + SOLÚVEL
DISSOLVER +RÁPIDO
SOLUBILIDADE DO SÓLIDO
COM T
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Solubilidade na presença de sólidos
SOLUTOS afetam as propriedades da solução
A água dos oceanos não pode ser usada diretamente para atender a todas as necessidades
Plasma sanguíneo: concentração de determinados componentes do plasma afeta a atividade dos eritrócitos (células vermelhas do sangue)
Quando um sólido está dissolvido, a fração molar do solvente
não é mais 1
Pv
Francois-Marie Raoult – Lei de Raoult:
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Solubilidade na presença de sólidos
LEI DE RAOULT(O abaixamento da Pv)
Lagos salgados evaporam + lentamente do que lagos de água doce
Sal Pv
Pv solvente é menor quando 1 soluto não volátil está presente
Pv
Onde Ppuro = Pv solvente puro
Xsolvente = fração molar do solvente 0 0,25 0,5 0,75 1 xsolv.
P = xsolvente . Ppuro
Pv de um solvente é proporcional à
sua fração molar em uma solução
EX:Se somente 9 em cada 10 moléculas presentes na
solução são solventes (as outras são soluto ou íons) Pv é 0,9 Ppuro
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Solubilidade de Gases
EX: Calcule a Pv da água a 20oC em uma solução preparada pela disolução de 10,00 g do não eletrólito sacarose, C12H22O11, em 100,0g de água. Sabe-se que a P da água pura é 17,54 Torr, MM sac = 342,3
g.mol-1 e MM água = 18,02g mol-1.
P0H2O = 17,54 Torr T = 20oC
1 mol sacarose – 342,3 g 1 mol água – 18,02 g
z - 10 y - 100
z = 0,02921 mol y = 5,549 mol
XH2O = 5,549 / (0,02921+ 5,549 ) = 0,9948
PH2O = x. P = 0,9948 . 17,54 = 17,45 Torr
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Solução Ideal x Solução Real
Uma solução hipotética que obedece à Lei de Raoult exatamente
em todas as concentrações = SOLUÇÃO IDEAL
SOLUÇÕES REAIS (não ideais):
- não obedecem a Lei de Raoult em todas as concentrações, mas
se aproximam em baixas concentrações de soluto 10-1.
Lei de Raoult é outra le limite. Psolvente pela presença do soluto não volátil: em uma solução
ideal P x
Na SOLUÇÃO IDEAL:
- a interação SOLUTO-SOLVENTE = SOLVENTE-SOLVENTE.
- A interação entre SOLUTO E SOLVENTE é perfeita e a entalpia da solução é zero
Psolvente é mais baixa na presença do soluto
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Misturas líquidas binárias
EX: Calcule a Pv de uma mistura binária de líquidos voláteis A e B (benzeno e tolueno), sabendo que as presssões parcias são PA = 94,6 Torr e PB = 29,1 Torr e que a mistura contém 1/3 de benzeno a 25oC.
P = PA+ PB = (1 . 94,6) + (2. 29,1) = 50,9 Torr
3
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Exercícios
P2160509 3a Questão
Metanol, CH4O, e etanol, C2H6O, são dois alcoóis voláteis a 25 °C. Ambos podem ser usados como solvente ou combustível e muitas vezes a mistura dos dois é empregada em processos de extração.
Dados a 25 °C: Metanol:P°metanol = 122,7 mmHg d = 0,7918 g mL-1
Etanol: P°etanol = 58,90 mmHg d = 0,7894 g mL-1
a) Desenhe na figura ao lado, o perfil esperado
para o comportamento da pressão de vapor
do etanol (Petanol) em função da sua fração
molar em uma mistura metanol:etanol.
b) Calcule a pressão de vapor, a 25°C, de uma
mistura contendo, em volume, 10% de metanol e 90% de etanol.
c) Calcule a pressão de vapor de outra mistura de metanol e etanol quando são adicionados 100,0 g de sacarose, C12H22O11, sabendo que fração molar do metanol é 0,2000 e a quantidade total de substâncias (nmetanol + netanol + nsacarose), em mol, é igual a 1. Considere que a sacarose é um soluto não volátil e que se solubiliza completamente na mistura.
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Resolução:
a)
P = x P° equação de uma reta que passa pela origem
Exercícios
13_Equilibrio_Acido-Base_e_Kps.ppt
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
e EQUILÍBRIO
DE SOLUBILIDADE
O equilíbrio de transferência de H+
A troca de H+ entre moléculas de água e Kw
A escala de pH e pOH
Ácidos e bases fortes e fraco(a)s
O produto de solubilidade
O efeito do íon comum
A precipitação
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
Ácidos e bases são encontrados:
Nas células
No sangue
Nos flúidos celulares
Nos processos produtivos
Tintas
Plásticos
Tecidos sintéticos
..........
Definições:
Ácido/Base de Arrhenius
Ácido/Base de Lewis
Ácido/Base de Bronsted-Lowry (se aplica a todos os solventes inclusive a água
ÁCIDO:
Doador de H+
BASE:
Receptor de H+
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
ÁCIDO
EX1: HCl + H2O Cl- + H3O+
+
A forma que doa H+ fica desprotonada
Se todos os H+ forem doados, diz-se que o ácido é FORTE
H3O+ = íon hidrônio (H9O4+)
Praticamente todas as moléculas doaram seus H+ e diz-se que a reação se completou.
Ácido
forte
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
ÁCIDO
EX2: HCN CN- + H+
O equilíbrio dinâmico é alcançado.
Os H+ são trocados constantemente com a água, embora haja sempre uma pequena quantidade de CN- e H3O+
HCN é um ácido fraco
CN- pode acetar 1 H+ denominado base conjugada
Pela definição de Bronsted, um íon também pode ser um ácido:
EX3: HCO3- (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CO32- (aq)
ác base ác. conj base conj
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
BASE
Um íon óxido pode ser uma base. Ex: CaO
EX4: CaO + H2O Ca(OH)2
O2- + H2O 2 OH-
+
Todo íon óxido aceita 1 H+ da água, logo é uma base FORTE
A transferência de H+ é completa em água
Base forte
Ác. Lewis =
Recebe 1 par de e-
Base Lewis = doa 1 par de e-
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
BASE
EX5: moléculas com N
NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH-
o par de e- isolados do N tem poder << de puxar e- que o óxido
É uma base fraca
o equilíbrio rapidamente é atingido, mas a [P] é pequena
EX6:
CH3COOH (l) + NH3(l) CH3COO- (am) + NH4+(am)
am = mostra que a espécie está dissolvida na amônia
Todas as aminas são bases fracas
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
Uma mesma substância pode ser ácida ou básica (= ANFÓTERA ou ANFIPRÓTICA):
EX7: H2O
Aceita H+ do HCl, HCN .... (BASE)
Doa H+ para O2- ou NH3 (ÁCIDO)
2H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)
Autoprotólise
Uma ligação O-H é uma ligação FORTE a transferência deve ser pequena.
Gr0 = (-237,13) + (-157,24) – 2 (-237,13) kJ mol-1= + 79,89 kJ mol-1
Gr0 = - RT ln K ln K = 7,989 x 104 J.mol-1 = -32,24
8,3145 J.K-1mol-1x 298K
K = 10-14 uma quantidade muito pequena está ionizada pq a água
pura é pouco condutora
= Kw = cte de protólise
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
A ESCALA DE pH
A [H3O+] varia muito o que dificulta a expressão de seus valores foi necessário estabelecer uma escala (logaritmica) que permite condensar estes números
Escala de pH, 1909, Soren Sorensen = químico dinamarquês
pH = -log [H3O+]
0 < pH < 14
Se [ ] varia 10 x , pH varia uma unidade
DETERMINAÇÃO DO pH
pHmetro (voltímetro) – a ddp gerada é decorrente da variação do pH
Indicador (papel, solução,......) = PRÁTICA
QUANTO MAIOR
A [ ]
menor o pH
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
A ESCALA DE pH
EX8: EPA(Environmental Protection Agency) define se o lixo é corrosivo pelo pH (<3 ou >13 - FIG 10.11)
Qualidade da água (alguns dos parâmetros avaliados são:
pH
Acidez
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH-]
pKw = - log Kw
pH + pOH = pKw
-log [H3O+]+(-log [OH-]) = - log Kw
pH + pOH = 14
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
ÁCIDOS E BASES FRACOS
Desprotonação/dissociação incompleta
As diferenças de força fazem com que um reaja mais rápido do que outro (PRÁTICA ESTUDO DAS REAÇÕES)
A maioria é fraca
H2CO3 em um rio
H2PO4- em um fertilizante
Aminas (liberam NH3) no ambiente (aroma de “peixe morto”)
Quando um ácido ou uma base fraca é colocada em água a dissocição é pequena
HA A- + H+ Ka = [A-] [H+]
[HA]
BOH OH- + B+ Kb = [OH-] [B+]
[BOH]
Constante
de acidez
Constante
De basicidade
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
ÁCIDOS E BASES FRACOS
pKa = -log Ka
pKb = -log Kb
Ka e Kb medem a força de doação e recebimento (respectivamente) dos ácidos e bases
Quanto + FORTE é o ácido, + fraca é a base conjugada
Quanto + FORTE é a base, + fraco é o ácido conjugado
Quanto MAIOR
Ka, mais dissocia
Mais FORTE é o
ácido (menor pKa)
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
1a P2 090508
As leis de proteção ambiental não permitem o lançamento de rejeitos em rios se estes não estiverem dentro de determinadas especificações. Rejeitos com valores de pH inferiores a 5,0 ou superiores a 9,0 devem ser tratados antes de serem lançados aos rios. Considere que os rejeitos X, Y e Z, a 25°C, possuem as características apresentadas na tabela abaixo.
a) Complete a tabela acima com as informações que faltam para os rejeitos X, Y e Z.
b) Qual destes efluentes é mais ácido? Justifique.
c) Qual(is) deste(s) efluentes poderia(m) ser lançado(s) nos rios considerando a faixa de pH apropriada.
d) Calcule o valor
de Ka para o ácido hipocloroso, HClO, sabendo que este é o único ácido presente no efluente Y e que sua concentração inicial é de 0,3 mol L-1.
HClO(aq) + H2O(l) ClO-(aq) + H3O+(aq)
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
Resolução:
a)
b) O mais ácido é o que tem a maior [H+] ou menor pH = X
c) Z, pois possui valor de pH dentro da faixa permitida (5,0 a 9,0)
d) HClO(aq) + H2O(l) ClO-(aq) + H3O+(aq)
0,3 0 0
0,3-x x x
x = [H+] no efluente Y = 1,0 x 10-4 pela tabela
Ka = x2 = (1,0 x 10-4)2 = 3,3 x 10-8
0,3 – x 0,3 – (1,0 x 10-4)
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Leite de magnésia é um medicamento que consiste de uma solução aquosa de hidróxido de magnésio, Mg(OH)2. Esse medicamento é usado para combater a acidez provocada pelo excesso de ácido clorídrico, HCl, um ácido forte, presente no estômago. A reação 1 representa o equilibrio de dissociação do Mg(OH)2:
Mg(OH)2(aq) Mg2+(aq) + 2OH-(aq) Kb=? (1)
Para o preparo de 1,0 L de solução aquosa de Mg(OH)2, utilizou-se 0,10 mol dessa base, a 25 °C. No equilíbrio verificou-se que o pH da solução é 11,44.
a) Calcule as concentrações das espécies Mg2+ e OH- nessa solução em equilíbrio.
b) O Mg(OH)2 é uma base fraca ou uma base forte? Justifique considerando as concentrações das espécies no equilíbrio.
c) Calcule o valor da constante de dissociação, Kb, para o Mg(OH)2, a 25 °C.
d) A concentração de Mg(OH)2 no leite de magnésia é 1,5 g mL-1. Considerando que a concentração de HCl no suco gástrico é 0,16 mol L-1, calcule o volume de HCl neutralizado no suco gástrico pela ingestão de 5,0 mL de leite de magnésia, de acordo com a reação 2 :
Mg(OH)2(aq) + 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + 2 H2O(l) (2)
EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
1a P2111008
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
Resolução
a) pH = 11,44
pOH = 2,56 [OH-] = 10-2,56 = 2,75 x 10-3 mol L-1
[Mg2+] = = 1,38 x 10-3 mol L-1
b) O Mg(OH)2 é uma base fraca, pois encontra-se parcialmente dissociado em água. Dos 0,10 mol inicialmente dissolvidos, apenas 1,38 x 10-3 mol dissociou, ou seja, 1,38 %.
c)
d) Mg(OH)2 MM = 58,3 g mol-1
n Mg(OH)2 = 0,0257 mol mL-1 x 5 mL = 0,129 mol
0,129 mol de Mg(OH)2 neutraliza 0,257 mol de HCl
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
1a P2160509
Antocianinas são pigmentos naturais solúveis em água, responsáveis parcialmente pela coloração de flores e frutos. Uma particularidade destas substâncias é que a sua cor depende do pH da solução em que se encontram.
A malvidina-3-monoglicosídeo é a principal antocianina encontrada nos vinhos tintos produzidos a partir de Vitis vinifera (uvas européias). Em solução aquosa, essa substância comporta-se como um ácido fraco (Ka = 5,62 x 10-5 a 25 °C), segundo o equilíbrio representado abaixo, onde a antocianina protonada tem cor vermelha e a antocianina desprotonada tem cor azul.
a) Calcule a concentração, em mol L-1, das espécies protonada, desprotonada e H3O+, no equilíbrio a 25 °C, em uma solução aquosa preparada pela adição de 0,200 mol dessa antocianina em água, formando 1,00 L de solução.
b) Considere outra solução dessa antocianina dissolvida em água. Calcule a porcentagem de moléculas na forma desprotonada (azul), a 25 °C, sabendo que o pOH da solução é 11,2.
c) O pH do vinho pode variar entre 3,5 e 5,0, sendo a malvidina-3-monoglicosídeo a principal responsável pela cor vermelho-violácea dos vinhos tintos jovens. Explique, utilizando o princípio de Le Chatelier, o que ocorreria com a coloração de certo vinho tinto se NaOH fosse adicionado ao mesmo.
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
Resolução:
a) vermelho azul
5,62x10-5.(0,200-x) = x2 1,12x10-5 – 5,62 x 10-5 x = x2
x2 + 5,62 x 10-5 x – 1,12 x 10-5 = 0 a = 1 b = 5,62 x 10-5 c = -1,12 x 10-5
= b2 – 4.a.c = 3,16 x 10-9 + 4,48 x 10-5 = 4,48 x 10-5 negativo
3,32 x 10-3
Então, [A] = [H3O+]= 3,32 X 10-3
[HA+] = 0,200 – 3,32 X 10-3 = Então, [A] = [H3O+]= 0,20 mol L-1
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EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE
Resolução:
b) pH + pOH = 14,0
Assim, se pOH = 11,2 podemos concluir que pH = 2,8 e que [H3O+] = 10-2,8 = 1,58 x 10-3 mol L-1.
Sendo C a concentração total (formas protonada + desprotonada) de malvidina-3-monoglicosídeo em solução,
em que x = [H3O+] = [A]
Então, 4,60 x 10-2 mol L-1
% moléculas na forma desprotonada (A) = 3,43%
c) Ao adicionarmos NaOH ao vinho tinto, os íons hidróxido reagiriam com H3O+(aq) segundo a equação:
OH-(aq) + H3O+(aq) 2H2O(l)
Isto representa o consumo de um dos produtos da reação e, pelo principio de Le Chatelier, o equilíbrio seria deslocado para a direita, deixando o vinho com uma coloração tendendo ao azul.
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O PRODUTO DE SOLUBILIDADE
Ag2CrO4(s) 2 Ag+(aq) + CrO42-(aq)
Kps = [Ag+]2 [CrO42-]
É usado como qualquer outra constante de equilíbrio
Pode ser determinado a partir da solubilidade molar
Se s = 6,5 x 10-10
Kps = [Ag+]2 [CrO42-] = (2s)2 . s = 4s3
= 4(6,5 x 10-10 )3
= 1,1 x 10-12
Produto de solubilidade (Kps)= constante do equilíbrio de solubilidade entre
um sólido e sua forma dissolvida
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
O sólido não aparece na fórmula porque está puro e sua atividade = 1
Concentração molar do composto em uma solução saturada
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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
EFEITO DO ÍON COMUM
As vezes é preciso precipitar íons de 1 sal pouco solúvel (na forma de hidróxidos).
ex: íons de metal pesado como Pb ou Hg, de águas residuárias
Os íons geralmente estão em equilíbrio dinâmico com o sal sólido, logo alguns íons permanecem em solução
Como remover os íons que permanecem em solução?
Pelo princípio de Le Chatelier.
Se adicionarmos um segundo sal que forneça um dos íons (o íon comum), à uma solução saturada, então ele tenderá ao eq. ( [ ] íons adicionados) Solubilidade do sal original e ele ppta
Adição de hidróxido à água deve pptar mais íons dos metais pesados
Efeito do íon comum = da solubilidade de um sal pouco solúvel causada pela
presença de um sal solúvel que tem um íon comum ao 1o
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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
EFEITO DO ÍON COMUM
EX8: O que ocorre quando tentamos dissolver cloreto de prata (AgCl) em NaCl aquoso, 0,1 molL-1
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
Kps = 1,6 x 10-10 (25oC)
s = 1,3 x 10-5 M
Adição de Cl- desloca o eq para a esquerda A solubilidade do
AgCl vai diminuir
Matematicamente:
Kps = [Ag+] [Cl-] [Ag+] = Kps/ [Cl-] = 1,6 x 10-10 = 1,6 x 10-9
0,1
Solubilidade passou de 10-5 na ausência do sal para 10-9 na presença de NaCl, logo 10 000 x
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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
EFEITO DO ÍON COMUM
A ppção é vantajosa quando se quer separar íons.
Pelo exame dos valores de K e Q podemos saber para que lado o equilíbrio se desloca e da mesma forma aqui, prever se o pp vai ou não se formar
Um sal precipita se: Qps Kps
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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
PREVENDO A PRECIPITAÇÃO
Ex11.12 - A constante do produto de solubilidade para o PbI2 a 25oC é Kps = 1,4 x 10-8. Quando duas soluções 0,2 M de Pb2+ e I- são misturadas, ocorrerá (a) ou não(b) a precipitação? Considere que foram adicionados volumes iguais dos dois íons.
Kps = 1,4 x 10-8 = [Pb2+][I-]2
Como foram adicionado V iguais, a concentração de cada um cai a metade: 0,2 0,1
[Pb2+][I-]2 = 0,1 . 0,12 = 10-3
10-3 >>1,4 x 10-8 ocorrerá a ppção
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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
PRECIPITAÇÃO SELETIVA
Ocorre quando
as solubilidades dos diferentes sais são diferentes.
Uma mistura de íons em solução pode ser separada pela adição de um ânion com o qual se formam sais com solubilidades diferentes
Calcule o valor da [OH-] requerido para precipitar cada sal, Ca(OH)2 e Mg(OH)2, considerando que cada cátion está presente na concentração de 0,01M. Que sal precipitará preferencialmente?
Kps Ca(OH)2 = 5,5 x 10-6 = [Ca2+][OH-]2 [OH-]= raiz (Kps/ [Ca2+])
[OH-]= raiz (5,5 x 10-6 /0,01) = 0,023 M
Kps Mg(OH)2 = 1,1 x 10-11 = [Mg2+][OH-]2 [OH-]= raiz (Kps/ [Mg2+])
[OH-]= raiz (1,1 x 10-11 /0,01) = 3,3x 10-5 M
O hidróxido de Mg. Começará a pptar, com 3,3 x10-5 M de OH- enquanto o de cálcio só precipitará quando a [OH-] for igual a 0,023M
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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
2a P2090508
O sulfato de cobre(II) pentahidratado, CuSO4.5H2O, é utilizado em piscinas como inibidor de crescimento de algas. A eficácia dessa substância como algicida é garantida pela presença da espécie Cu2+ na água, conforme a reação:
CuSO4.5H2O(s) → Cu2+(aq) + SO42-(aq) + 5H2O(l)
Sabendo que, em solução aquosa, a espécie Cu2+ pode precipitar na forma de hidróxido de cobre, Cu(OH)2, uma substância pouco solúvel em água, pede-se:
a) Calcule a quantidade máxima de CuSO4.5H2O, em massa, que pode ser adicionada a uma piscina de volume igual a 10.000 L, de modo que não ocorra a precipitação do Cu(OH)2 e sabendo que o pH ideal da água da piscina é 6.
b) Haverá precipitação de Cu(OH)2 quando 10,0 kg de CuSO4.5H2O forem adicionados a uma piscina de 25.000 L e pH 7,0? Mostre com cálculos.
Dado:
Cu(OH)2(s)Cu2+(aq) + 2OH-(aq) KPS = 1,8 x 10-19 a 25 oC
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EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
2a P2090508
Resolução:
a) Cálculo da concentração de íons hidroxila, OH-, em mol L-1:
pH =6 pOH = 8 [OH-] = 1,0x10-8 mol L-1
Cálculo da concentração de Cu2+, em mol L-1: Kps = [Cu2+][OH-]2
[Cu2+] =
Cálculo da massa de CuSO4.5H2O, em Kg:
1,8x10-3 mol L-1 x 249,5 g mol-1 = 0,449 g L-1
Em 10.000 L 4,49 kg
b) Cálculo da concentração de Cu2+, em mol L-1:
[Cu2+] =
Cálculo da concentração de OH-, em mol L-1: pH = pOH = 7
[OH-]- = 1,0 x 10-7 mol L-1
Cálculo do valor de Qps: Qps = [Cu2+] [OH-]2
Qps = (1,6 x 10-3) (1,0 x 10-7)2 = 1,60 x 10-17
Como, Qps > Kps haverá precipitação de Cu(OH)2.
14_TERMODINÂMICA2010.ppt
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TERMO DINÂMICA:
energia movimento/transformação de uma forma em outra
EX: Eletricidade gerada na estação de força – usada nas casas, etc....
Alimento digerido no estômago – usado pelo cérebro, etc....
independe da estrutura microscópica da matéria
Observar as variações de energia
Cálculo de calor
1ª LEI
2ª LEI
Explica porque algumas reações ocorrem e outras não.
TERMODINÂMICA ESTATÍSTICA: interpretação das leis da termodinâmica
em termos do comportamento de um grande número de moléculas
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TERMODINÂMICA:DEFINIÇÕES
SISTEMAS - Região do mundo que nos interessa. EX: mistura reacional
ABERTO – Troca E e m (motores de automóveis, corpo humano,....)
FECHADO – Troca E. m = cte (bolsas de gelo usada em atletas, ...)
ISOLADO – Não tem contato com o ambiente (café dentro de uma garrafa
térmica)
VIZINHANÇA – Tudo, exceto o sistema. Local onde ocorre a observação
FUNÇÃO DE ESTADO: propriedade com um valor que depende somente do estado atual do sistema (início e final) e não do modo como este estado foi atingido.
EX:recipiente contendo 100 g de água, aquecido a 25oC tem a mesma T que 100 g de água aquecida a 100oC e resfriado a 25oC
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TERMODINÂMICA:
FUNÇÕES DE ESTADO
Se um sistema é alterado de 1 estado para outro, a variação da f de estado é INDEPENDENTE de como a mudança foi produzida.
Ex: altitude de uma montanha independe do caminho.
O mesmo ocorre com a ENTALPIA (Prática)
Assim podemos escolher qualquer caminho para calcular U
A função de estado depende apenas do estado em que o sistema se encontra e não do caminho entre 2 estados
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TERMODINÂMICA: EXO X ENDO
EXOTÉRMICO = libera calor
Ex: Todas as reações de combustão
Maioria das reações químicas
ENDOTÉRMICO = absorve calor
Ex: Vaporização (é preciso que se
forneça calor para separar as
moléculas de um líquido
Pela 1ª Lei da Termodinâmica, a energia se conserva q lib = - q viz
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TERMODINÂMICA: CALOR
Em um sistema sem isolamento, mais frio do que a vizinhança
Calor flui para o sistema, U
Aquecer = transferir
energia na forma de calor,
ou seja, fazendo uso da T
O termo calor
Não se aplica
a partículas
isoladas
A U pode ser alterada por transferência de ENERGIA ou de CALOR
CALOR = energia transferida como resultado de uma diferença de T (T)
A energia flui como calor de uma região de T ALTA para uma de T BAIXA.
Unidade fundamental = J
Inicialmente: cal = energia necessária para elevar a T de 1g de água em 1oC
Atualmente: 1 cal = 4,184 J (exatamente)
Se a energia entra no
sistema, como calor q é +
Se a energia deixa o
sistema q é -
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TERMODINÂMICA: CALOR
Em um SISTEMA ADIABÁTICO, mesmo se houver diferença de T, não haverá fluxo de energia. Porém, pode ocorrer trabalho.
Fluxo de energia através das paredes de um recipiente NÂO adiabático pode a T do sistema.
O conteúdo recém aquecido pode realizar + trabalho do que inicialmente
(Ec P, U )
A energia transferida para o sistema como calor = q
Adiabático (= não passa através)
= isolado termicamente
GARRAFA TÉRMICA:
vácuo entre as paredes
Paredes prateadas
(transferência de energia por radiação)
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TERMODINÂMICA: CALORIMETRIA
q = - q calorímetro Se a reação é EXO T energia transferida
q = CcalT Cs = Ccal/m onde
Ccal = capacidade calorífica do calorímetro = C
= cte de proporcionalidade
= qto de calor é absorvido/oC de de T
= permite determinar a quantidade de energia
transferida a partir de T
= É empírica
= É medida em outro experimento
= propriedade extensiva pois qto maior a MASSA maior sua Ccal
Cs = capacidade calorífica específica (= calor específico)
Cm = capacidade calorífica molar
CP, m= C/n
A V cte: Cv = q/T V = 0 W=0 H = U Cv = U/T
A P cte: Cp = q/T H = q Cp = H /T = U + PV = U + nR T
H = U + PV T T T
Cp = Cv + nR : n CP,m = CV,m + R (em JK-1mol)
Ccal específica = calor
específico (Cs)
Cv = capacidade
calorífica a V cte
CP = capacidade
calorífica a P cte
Cv,m = capacidade
calorífica a V cte
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TERMODINÂMICA: CALORIMETRIA
O calor pode ser medido por um CALORÍMETRO ou por uma BOMBA CALORIMÉTRICA
CALORÍMETRO = dispositivo usado para monitorar transferências
de calor através de mudanças de T
(Fig 6.13 e Fig 6.14)
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TERMODINÂMICA:
FUNÇÕES DE ESTADO
q não é função de estado
EX: gás a 25oC sofre uma variação de T para 30oC, de duas formas diferentes A e B
A: aquecimento elétrico q ≠ 0
B: agitação com pás toda a energia é transferida como W e não como q
q = 0
Para uma mesma mudança de estado pode haver ou não q
q não é uma função de estado.
Usamos q e não q
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TERMODINÂMICA:ENTALPIA
ENTALPIA DE REAÇÃO A UMA TEMPERATUR DIFERENTE:
HR
PAG 383
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TERMODINÂMICA:ENTALPIA
LEI DE HESS
A entalpia total da reação Hreação ou Hr é a soma das entalpias das reações
parciais (de cada passo) em que a reação pode ser dividida , à P constante. (Prática)
Hreação global = Hreações parciais
ENTALPIA PADRÃO CONDIÇÕES PADRÃO
H0: T = 25oC
P = 1atm
EX: Hsublimação = H.fusão + Hvaporização,
ENTALPIA = propriedade de estado.
= medida da energia do sistema que está disponível como q a P cte.
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TERMODINÂMICA:ENTALPIA
Ex: Quando 0,113 g de benzeno, C6H6, queima em excesso de oxigênio em um calorímetro de pressão constante calibrado, com capacidade calorífica de 551J.(oC)-1, a temperatura do calorímetro aumenta 8,60oC. Calcule a entalpia da reação para
2 C6H6(l) +15 O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)
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TERMODINÂMICA:ENTALPIA
Ex: Quando 0,113 g de benzeno, C6H6, queima em excesso de oxigênio em um calorímetro de pressão constante calibrado, com capacidade calorífica de 551J.(oC)-1, a temperatura do calorímetro aumenta 8,60oC. Calcule a entalpia da reação para
2 C6H6(l) +15 O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)
H = q = Ccal . T 551J.(oC)-1 . 8,60oC = 4739 J
Se a T aumenta calor é liberado H é negativo
Se a T diminui calor é absorvido H é positivo
Neste caso H é negativo H = - 4739J para a quantidade usada
0,113 g de benzeno - x (=0,00145) mol - - 4739
78,12 g - 1 mol - y = - 3276 kJ/mol
Para a reação temos 2 mol de benzeno H = - 6552 kJ, logo
2 C6H6(l) +15 O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l) H = - 6552 kJ
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TERMODINÂMICA:ENTALPIA
Ex: Consideremos a síntese do propano, C3H8, um gás usado como
combustível em acampamentos:
3 C (s) + 4H2 (g) C3H8 (g)
É difícil medir a variação de entalpia desta reação. Entretanto, entalpias de reações de combustão são mais fáceis de medir. Temos os seguintes dados experimentais:
C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3CO2 (g) + 4H2O (l) Ho = - 2.220 kJ
C (s) + O2 (g) CO2 (g) Ho = - 394 kJ
H2 (g) +1/2 O2 (g) H2O (l) Ho = - 286 kJ
Calcule a variação de entalpia da síntese do propano na temperatura de 25oC e pressão de 1atm.
3CO2 (g) + 4H2O (l) C3H8 (g) + 5 O2 (g) Ho = + 2.220 kJ
+ 3 x (C (s) + O2 (g) CO2 (g)) Ho = 3 x (- 394 kJ)
+ 4 x (H2 (g) +1/2 O2 (g) H2O (l)) Ho = 4 x (- 286 kJ)
= 3CO2 (g) + 4H2O (l) C3H8 (g) + 5 O2 (g)) Ho = + 2.220 kJ
+ 3 C (s) + 3O2 (g) 3CO2 (g) Ho = - 1.182 kJ
+ 4 H2 (g) + 2 O2 (g) 4H2O (l) Ho = - 1.144 kJ
Para chegarmos a equação desejada precisamos somar tudo
= 3 C (s) + 4H2 (g) 3 C3H8 (g) H = - 106 kJ
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TERMODINÂMICA:ENTALPIA
Ex: Consideremos a síntese do propano, C3H8, um gás usado como combustível em acampamentos:
3 C (s) + 4H2 (g) C3H8 (g)
É difícil medir a variação de entalpia desta reação. Entretanto, entalpias de reações de combustão são mais fáceis de medir. Temos os seguintes dados experimentais:
C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3CO2 (g) + 4H2O (l) Ho = - 2.220 kJ
C (s) + O2 (g) CO2 (g) Ho = - 394 kJ
H2 (g) +1/2 O2 (g) H2O (l) Ho = - 286 kJ
Calcule a variação de entalpia da síntese do propano na temperatura de 25oC e pressão de 1atm.
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TERMODINÂMICA:ENTALPIA
Ex: Consideremos a síntese do propano, C3H8, um gás usado como combustível em acampamentos:
3 C (s) + 4H2 (g) C3H8 (g)
É difícil medir a variação de entalpia desta reação. Entretanto, entalpias de reações de combustão são mais fáceis de medir. Temos os seguintes dados experimentais:
C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3CO2 (g) + 4H2O (l) Ho = - 2.220 kJ
C (s) + O2 (g) CO2 (g) Ho = - 394 kJ
H2 (g) +1/2 O2 (g) H2O (l) Ho = - 286 kJ
Calcule a variação de entalpia da síntese do propano na temperatura de 25oC e pressão de 1atm.
3CO2 (g) + 4H2O (l) C3H8 (g) + 5 O2 (g) Ho = + 2.220 kJ
+ 3 x (C (s) + O2 (g) CO2 (g)) Ho = 3 x (- 394 kJ)
+ 4 x (H2 (g) +1/2 O2 (g) H2O (l)) Ho = 4 x (- 286 kJ)
= 3CO2 (g) + 4H2O (l) C3H8 (g) + 5 O2 (g)) Ho = + 2.220 kJ
+ 3 C (s) + 3O2 (g) 3CO2 (g) Ho = - 1.182 kJ
+ 4 H2 (g) + 2 O2 (g) 4H2O (l) Ho = - 1.144 kJ
Para chegarmos a equação desejada precisamos somar tudo
= 3 C (s) + 4H2 (g) C3H8 (g) H = - 106 kJ
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TERMODINÂMICA:ENTALPIA
ENTALPIA DE MUDANÇA DE FASE (geralmente kJ mol-1):
Hvaporização, Hfusão, Hsublimação, H.........
PARA REAÇÕES REVERSÍVEIS
Hdireta = - Hreversa
DE MODO GERAL:
A + 2B 2C + 3D
H.r = (2 Hfc + 3 HfD) - (H.fA..+ 2 H.fB)..........
H.r = n HfProdutos - n HfReagentes
H0(subst pura forma mais estável ) = 0
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TERMODINÂMICA:
ENERGIA INTERNA
capacidade TOTAL de um sistema realizar trabalho
energia armazenada em um sistema (como energia cinética ou potencial)
EX1: gás comprimido tem mais energia interna antes de se expandir
EX2: mola comprimida tem mais energia interna que a descomprimida
EX3: bateria carregada tem mais energia interna que a descarregada
EX4: vapor d´agua tem mais energia do que água fria
Não é possível medir a energia total do sistema, mas sim as variações de energia.
Se um sistema tem 15 J e ele consumiu
uma parte da sua energia armazenada,
dizemos que sua energia interna 15J
U = -15J U durante a mudança
U = +15J U durante a mudança
Se a energia é transferida a um
sistema, como trabalho W é +
Se a energia deixa o
sistema W é -
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Quando realizamos trabalho sobre um sistema, sua energia
Ex: passar corrente elétrica (carregar uma bateria)
Ex: comprimir um gás dentro de recipiente isolado termicamente (U )
Se realizamos 15 J de W sobre um sistema, em 15J sua capacidade de realizar trabalho U = +15J
Se energia transferida a um sistema for decorrente apenas do trabalho realizado
U = W
TERMODINÂMICA:
ENERGIA INTERNA
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A ORIGEM MOLECULAR DA ENERGIA INTERNA
U = propriedade extensiva (50 g de uma amostra tem 2x + U que 25g nas
mesmas condições)
A energia interna é armazenada como Ec e
Ep moleculares
INTENSIVAS – independe do tamanho da amostra (ex: densidade, ....)
EXTENSIVAS – depende da extensão (tamanho) da amostra (ex: massa)
U tb é função de estado a U de um recipiente de água a 25oC = cte, independente da maneira pela qual foi obtida.
TERMODINÂMICA:
ENERGIA INTERNA
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TERMODINÂMICA: CALOR
A energia transferida para o sistema como calor = q
Se a U for alterada apenas pelo calor U = q
Na maioria dos casos a U modifica-se como resultado de W e q
U = W + q
Ex: motor de um automóvel transfere energia para as vizinhanças como q e W
PRIMEIRA LEI DA TERMODINÂMICA =
A energia interna de um sistema isolado é cte.
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TERMODINÂMICA:DEFINIÇÕES
TRABALHO –
Propriedade fundamental da termo-
dinâmica.
Movimento contra uma força (é feito para mover um objeto a uma certa distância contra uma força que se opõe)
W = F . d onde W = trabalho, F = força, d = distância
Transferência de energia para um sistema por um processo que é equivalente ao aumento ou ao abaixamento de 1 peso
EX1: quando um peso é levantado contra a força da gravidade,
realiza-se trabalho
EX2: reação em uma bateria empurra corrente em um circuito
EX3: gás em 1 cilindro empurra pistão de volta (motor de automóvel)
Pode-se identificar 1 processo
que realiza trabalho, se, pelo menos
a princípio, é capaz de levantar um peso
Unidade de W é unidade de energia
1 J = 1 Kg.m2.s-2
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TERMODINÂMICA:TRABALHO
Suponhamos um W ≠ levantamento de um peso. Ex: Reação química
Como a energia flui de um sistema para a vizinhança
W
EXPANSÃO (V varia)
Ex1: gás expandindo em um balão empurra a atmosfera e realiza trabalho sobre ela
NÃO-EXPANSÃO (V não varia)
Ex2: reação que gera corrente elétrica,e os nossos corpos se movem.
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TERMODINÂMICA:TRABALHO
COM EXPANSÃO (V varia)
Ex1: gás expandindo em um balão empurra a atmosfera e realiza trabalho sobre ela
Se as paredes forem móveis, o sistema poderá se expandir.
Se a P externa é constante o W será proporcional a P externa (força oposta)
1 - W = F . d e
2 - P = F/Area F = P.A W = PAd
3 - A.d = V
Substituindo 3 em 2: W = P V
Se houver expansão Vf será maior do que o Vi V + e W – pois perde energia como trabalho
Wexpansão= -PV
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TERMODINÂMICA:TRABALHO
NÃO-EXPANSÃO (V não varia)
Ex2: reação que gera corrente elétrica,e os nossos corpos se movem.
Qdo W=0
U = q
Podemos medir a variação da energia interna de um sistema, apenas monitorando a transferência de energia como calor.
Se o sistema absorve por exemplo 16kJ de energia (q = + 16kJ)
U = q = + 16kJ
Ex CaCO3 - QUADRO
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TERMODINÂMICA
Usualmente estamos falando de:
P constante
Sistemas abertos livres para
Expandir : CaCO3 CO2 +CaO (ex anterior)
Contrair: N2 (g)+ H2(g) NH3(g)
EX:N2 (g)+ H2(g) NH3(g)
Se fornecermos 100J como calor e 20 J forem gastos para realizar trabalho: U = -20+100 = 80J U ≠ q W = - P V
Se P = 0 (vácuo) W = 0 um sistema não realiza trabalho de expansão, quando se expande no vácuo pois não há força que se oponha (não se empurra nada se não há nada para ser empurrado)
Se P ≠ 0 e P ≠ cte .....................cont
1 L atm = 10-3 m3 x 101,325 Pa
= 101,325 Pa.m3 = 101,325 J (exatamente)
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TERMODINÂMICA
REVERSÍVEL
SENTIDO GERAL Processo que pode ocorrer em ambas as direções
X
EM TERMODINÂMICA Processo que pode ser revertido por uma variação infinitesimal na variável
Ex: pistão:
Se Pext = Pint o pistão não se move:
se Pext diminui uma quantidade infinitesimal ele se move para fora
Se Pext aumenta se move para dentro
IRREVERSÍVEL : expansão contra Pext que difere por uma quantidade finita (mensurável) = Uma variação infinitesimal da Pext não reverte o movimento do pistão
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TERMODINÂMICA
EXPANSÃO ISOTÉRMICA REVERSÍVEL
REVERSÍVEL P exercida é equiparada à P gás em cada estágio da expansão
P ≠ constante (ex: expansão isotérmica reversível de 1 gás ideal)
A T cte: Pinterna a medida que se expande (V)
Para que expansão seja reversível a Pexterna deve GRADUALMENTE
P interna
P externa
Como a é gradual: dW = - Pext dV
Qdo Pext = Pgas dW = - nRT dV
V
W = - nRT dv = - nRT ln Vf
V Vi
Qdo forem dadas as pressões (Lei de Boyle)
Vf = Pi W = - nRT ln Pi
Vi Pf Pf
Não há forças intermoleculares em um gás ideal a energia interna não muda quando a expansão é isotérmica U = 0
*
*
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TERMODINÂMICA:
FUNÇÕES DE ESTADO
W não é função de estado pois depende de como a mudança foi produzida
EX: gás a 25oC sofre uma expansão de 100cm3 por dois caminhos A e B
A: gás empurra pistão e realiza certa quantidade de W
B: ocorre no vácuo e não realiza W (não tem nada a empurrar)= W = 0
Para uma mesma mudança de estado pode haver ou não W
W não é uma função de estado.
Nunca se fala de um sistema como posuidor de trabalho
não existe W, mas somente W
15_TERMO_2LEI_e_GIBBS.ppt
*
TERMODINÂMICA: PRIMEIRA LEI
1ª Lei
não se refere às condições necessárias para que a reação
ocorra
não diz a direção da reação
diz apenas que, se a reação ocorre, a energia permanece
inalterada
Pq algumas reações tem tendência a acontecer e outras não?????
Pq algumas coisas acontecem e outras não??????
*
TERMODINÂMICA: SEGUNDA LEI
A tendência natural do universo é que a energia e a matéria
tendem a se tornar mais DESORDENADAS
A entropia (S) é a medida desta desordem
- S bx pequena desordem
S gde grande desordem
A entropia aumenta durante uma mudança espontânea:
S = H/T
(2ª Lei da Termodinâmica)
*
TERMODINÂMICA: SEGUNDA LEI
Fatores que afetam a S do sistema;
T (T movimento)
V (V, moléculas se espalham)
Quando T varia
dS = dq = C dt
T T
S = C dT = C ln T2
T T1
A ENTROPIA PADRÃO DE REAÇÃO:
S0 reação = nSm0 (produtos)- nSm0 (reagentes)
onde n = coef. Estequiom e Sm = entropia molar
*
TERMODINÂMICA: A VIZINHANÇA
Stotal = S vizinhanca + S sistema
St = - H + S a T e P cte
T
Ex: Suponha a combustão do magnésio a 25oC. A variação na entropia do sistema é a entropia padrão de reação, - 217JK-1 para a combustão de 2mol de Mg (s). Calcule a variação de entropia das vizinhanças e diga se a reação é espontânea ou não.
2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s) H = -1202 kJ
Sviz = - H = - (-1,202 10-6J) = 4,03 x 103 JK-1 (desordem da vizinhança aumenta)
T 298 K
Stotal = S viz + S sist = - 217 + 4,03 x 103 = 3,81 x 103 JK-1
Stotal > 0 reação espontânea
*
TERMODINÂMICA:
Há processos espontâneos e não espontâneos
ESPONTÂNEO (G0)
não precisa ser induzido por influência externa
Ex1: respiração
Ex2: resfriamento de um bloco depois de aquecido
Ex3: expansão de um gás no vácuo
NÃO ESPONTÂNEO (G0)
precisa ser induzido por influência externa
Ex1: fotossíntese
Ex2: contração de um gás empurrado com pistão)
Ex3: aquecer um bloco metálico pela passagem de corrente elétrica
*
TERMODINÂMICA:
ENERGIA LIVRE
G = nG (produtos)- nG (reagentes)
Ou G = Gp –GR
Porém, a energia de Gibbs* (G): G = H – TS G = H - T S
* G não é mensurável, apenas G
Stotal = S vizinhanca + S sistema
St = - H + S a T e P cte
T
St = - H + H - G G = - TS
T T T
entropia energia livre
A T e P cte a direção da mudança espontânea é a direção da energia livre
S > 0 –
reação
espontânea
S < 0 –
reação não espontânea
A variação da G é uma medida da variação na entropia total de um sistema
e suas vizinhanças, a T e P cte.
Os processos espontâneos a T e P constante
são acompanhados por energia livre
*
TERMODINÂMICA: ENERGIA LIVRE
Ex: a-Calcule a energia livre padrão de formação do HI (g) a 25oC usando sua entropia-padrão e sua entalpia padrão de formação.
½ H2 (g) + ½ I2 (g) HI (g)
b – diga se a reação é espontânea ou não. Explique
Dados: Hf0(H2, g) = 0; Hf0(I2, g) = 0; Hf0(HI, g) = + 26,48 kJ
Sm0(H2, g) = 130,7 J; Sm0(I2, g) = 116,1 J; Sm0(HI, g) = 206,6
1 - G = H - T S
2 - H = Hf0(HI, g) – [Hf0(H2, g) + Hf0(I2, g)] = + 26,48 kJ
3 - Sr = Sm0(HI, g) – [½ Sm0(H2, g) + ½ Sm0(I2, g)] = 206,6 – [½ (130,7) + ½ (116,1)]
= 83,2 x10-3 kJ
Substituindo 2 e 3 em 1:
G = +26,48 – 298 Sr = +26,48 – (298 x 83,2 x10-3) = 1,69 kJ
G > 0 reação não espontânea a tendência natural é a decomposição de HI e não sua formação.
*
P4020705
O ferro metálico é produzido comercialmente conforme a reação abaixo:
Fe2O3(s) + 3 CO(g) 2 Fe(s) + 3 CO2(g)
a) Calcule a variação da energia livre de Gibbs padrão para esta reação a 25oC, e discuta a sua espontaneidade.
b) A reação no sentido inverso ao representado acima é espontânea? Explique.. Calcule a temperatura a
partir da qual a espontaneidade da reação no sentido inverso é alterada.
c) Qual a quantidade de calor (em kJ) liberado na reação de 2,50 g de Fe2O3 com um excesso de monóxido de carbono, a 25oC? É um processo endotérmico ou exotérmico?
Parâmetros termodinâmicos:
*
P4020705
a) G = H-TS
Onde H = x H(produtos) - y f (reagentes)
e
S = x S(produtos) - yS(reagentes)
Assim,
= [(2 x Fe) + (3 x CO2)] - [1 x Fe2O3) – (3 x CO)]
= [(2 x 0) + (3 x -393,5)] – [(1 x - 824,2) - (3x - 110,5)]
= - 1180,5 – (-1154,2) = - 26,3 kJ
S = [(2 SFe + 3 S°CO2) - [1 x S Fe2O3) – (3 x SCO)]
S = [(2 x 27,3) + (3 x 213,6)] - [1 x 87,4) – (3 x 197,6)]
G = [(54,6 + 427,2) - (87,4+592,8)] = (695,4 – 680,2) = + 15,2 J k-1
Logo:
G= -26300 – 298 x 15,2 = -26300 – 4529,6 = -30829,6 J ou -30,83 kJ
Essa reação é espontânea a 25 C, pois G<0.
*
P4020705
b) A reação no sentido inverso não é espontânea a 25 °C, pois o valor de G da mesma é 30,83 kJ, ou seja, seu G>0.
Essa reação só se torna espontânea em temperaturas muito baixas, pois os valores de H e S são respectivamente positivos e negativo, assim:
G = H-TS onde G>0 para reação espontânea
H-TS<0 -TS<-H TS>H T > H/ S
T > 26300/(-15,2 J K-1) = - 1730 K
c) 1 mol de Fe2O3 libera 26,3 kJ de energia na forma de calor, sendo 2,50 g Fe2O3 equivalente a
Assim 1 mol Fe2O3 26,3 kJ
1,56 x 10-2 x
x = 0,41 kJ
*
TERMODINÂMICA:
ENERGIA LIVRE
*
TERMODINÂMICA: ENERGIA LIVRE
P puro
Equilíbrio se desloca para a direita
R puro
Equilíbrio ainda não foi alcançado
Se desloca para a esquerda
Se há excesso de P no início
a reação espontânea é a inversa.
G muda dependendo da [R] e [P]
*
TERMODINÂMICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO
No equilíbrio G = 0 Encontrar a composição do equilíbrio = encontrar a condição de energia livre = 0
Precisamos saber como a G varia com a [ ] ou com a Pparcial
Qual é a relação entre G0 e Keq?: G0 = -RT ln Keq
Em qualquer situação fora do equilíbrio: G = G0 + RT ln Q
*
Calcule a variação de energia livre molar quando a P parcial do N2 é aumentada de 0,6 barr para 1800 bar a 298K.
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
TERMODINÂMICA: ENERGIA LIVRE
*
Calcule a variação de energia livre molar quando a P parcial do N2 é aumentada de 0,6 barr para 1800 bar a 298K.
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Gr = nGm (produtos) - nGm (reagentes) = 2Gm (NH3) – [Gm(N2) + 3 Gm(H2)] = 2[G0m (NH3) + RT ln P(NH3)] – {[G0m(N2) + RT ln P(N2)] + 3 G0m(H2) + RT ln P(H2)]}
Gr = 2Gm (NH3) – Gm(N2) - 3 Gm(H2) + 2 RT ln P(NH3) - RT ln P(N2)] - 3RT ln P(H2)
G0r
Gr = G0r + RT [ln (P (NH3)) 2 - ln P(N2) - ln (P(H2 )) 3
Gr = G0r + RT ln (P (NH3)) 2 /( P(N2) (P(H2 )) 3) onde Q = P (NH3)) 2
P(N2) (P(H2 )) 3
Gr = G0r + RT ln Q
A energia livre da reação Gr está relacionada com a composição da reação em qualquer estágio da reação
TERMODINÂMICA: ENERGIA LIVRE
*
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Gr = G0r + RT ln a onde a = atividade
1 bar 1 atm
TERMODINÂMICA: ENERGIA LIVRE
= coeficiente de atividade (=1 para soluções diluídas) a não tem unidade para sistemas reais
*
TERMODINÂMICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO
Temperatura (K)
G = H - T S
*
TERMODINÂMICA E
EQUILÍBRIO QUÍMICO
No equilíbrio:
G0r = H - T S ln K = - H + T S = - H + S
RT RT R
G0r = - RT ln K
(- H ) S
K = e RT e R
ln (K2/K1) = (H/R) [(1/T1) – (1/T2)]
Equação de vant´Hoff
REAÇÃO ENDO H > 0 K peq Se S for alto e +, K > 1
REAÇÃO EXO H < 0 K só será pequeno se H for pequeno e S for muito -
Y ax + b
ln K
1/T
16_CINÉTICA_QUÃMICA.ppt
*
*
*
TERMODINÂMICA X CINÉTICA
TERMODINÂMICA (estabilidade):
ESPONTÂNEO – ocorre naturalmente (G < 0)
NÃO ESPONTÂNEO – depende de energia externa para ocorrer (G > 0)
ESTÁVEL – substância que não tem tendência a se decompor
INSTÁVEL – substância que tem tendência a se decompor
CINÉTICA (labilidade):
RÁPIDA – reação que ocorre com taxa de transformação alta
LENTA - reação que ocorre com taxa de transformação baixa
LÁBIL – substância que tende a se decompor rapidamente
INERTE (NÃO LÁBIL) – substância que não possui tendência a se decompor
NÃO CONFUNDIR ESPONTANEIDADE COM RAPIDEZ
Ex: benzeno é termodinamicamente instável, mas não é lábil
*
*
*
CINÉTICA QUÍMICA
Definição
Estudo das velocidades das reações e os passos em que elas ocorrem (Atkins) bem como dos fatores que a afetam.
Importância
Prever a composição de uma mistura de reação (a medida que ela se desloca para o equilíbrio)
Visão dos processos moleculares
Verificar como as reações progridem
Determinar suas velocidades
Ccntrolar sua velocidade
*
*
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CINÉTICA QUÍMICA
Aplicação
Quanto tempo um poluente leva para se decompor?
Quanto tempo um medicamento leva para fazer efeito?
Quanto trióxido de enxofre pode ser produzido em 1h?
Para responder estas perguntas precisamos conhecer as leis da velocidade (integradas)
Ex1: velocidade com que uma toxina/fármaco se transforma no organismo
(auxílio nos processos de desintoxicação – drogas, ou tempo de ação
de um dado medicamento, controle da proliferação de células
cancerosas, ....)
Ex2: velocidade com que um processo de corrosão ocorre (manutenção/
prevenção)
Ex3: obtenção de H2 por eletrólise da água = combustível barato e sem
emissão de CO2
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*
CINÉTICA QUÍMICA
COMO MEDIR A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO?
pela variação das concentrações de P ou R
CURVAS DE PROGRESSO DE REAÇÃO
a maior parte das reações desacelera a medida que os reagentes são consumidos
a velocidade muda a medida que a reação progride.
a melhor aproximação para a velocidade em um instante é a tg do gráfico
= VELOCIDADE INSTANTÂNEA
*
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CINÉTICA QUÍMICA
CURVAS DE PROGRESSO DE REAÇÃO PARA DIFERENTES [R] – QUADRO
R1 < R2 < R3 < R4
As reações químicas são estudadas na fase de velocidade inicial
PORQUE?
Perda de linearidade
final da reação
interferência dos produtos .....
VELOCIDADE INICIAL =
velocidade tomada onde a curva é linear ou seja, não há interferência na reação
v = f ([R])
*
*
*
CINÉTICA QUÍMICA
CONSTRUINDO A CURVA DE v X [R] A PARTIR DA CURVVA DE PROGRESSO
EX: Suponha que você quisesse verificar, na prática, o efeito da variação da concentração de reagente na seguinte reação
2 N2O5 (s) 4 NO2 (g) + O2 (g)
Como você faria?
- tomaria o sólido
colocaria em balão fechado (diferentes
frascos do mesmo volume com
quantidades diferentes porém
conhecidas)
colocaria em banho de água para
vaporização = 65oC
de tempos em tempos mediríamos
o teor de P (O2 por exemlo) no
frasco (1 frasco para cada tempo)
- construiría a curva de [P] x t ou [S] x t
determinaria a tg
v = k [R]
Os frascos contendo concentrações maiores fornecerão as maiores v (maiores inclinações)
*
*
*
CINÉTICA QUÍMICA
GENERALIZANDO
Onde k = cte de velocidade. O valor experimental de k = tg do gráf. v x [R]
Para uma mesma T, k = cte. k não depende das concentrações das espécies envolvidas
LEI DE VELOCIDADE = expressão para a v instantânea em termos de uma espécie, em qualquer instante.
Cada reação tem sua própria lei de velocidade e k característica
v = k [N]n
*
*
*
CINÉTICA
QUÍMICA
v = k [R]
v não depende da concentração
v é proporcional a primeira potência
v é proporcional a sengunda potência
v é proporcional a enésima potência
v = k [R]2
v = k [A]n
REAÇÃO DE ORDEM ZERO
REAÇÃO DE ORDEM n
REAÇÃO DE SEGUNDA ORDEM
v = k
REAÇÃO DE PRIMEIRA ORDEM
A ORDEM DA REAÇÃO É EMPÍRICA, NÃO PODE SER PREDITA A PARTIR DA EQUAÇÃO
EX: nos 2 exemplos anteriores o coeficiente estequiométrico do reagente é 2, mas uma é de primeira ordem e a outra de segunda
A ORDEM PODE SER NEGATIVA (= VARIÁVEL NO DENOMINADOR)
*
*
*
CINÉTICA QUÍMICA
v = k [R]
REAÇÃO DE PRIMEIRA ORDEM
REAÇÃO DE SEGUNDA ORDEM
v = k [R]2
2 N2O5 (g) 4 NO2 (g) + O2 (g)
2 NO2 (g) 2 NO (g) + O2 (g)
*
*
*
CINÉTICA QUÍMICA
v = k
REAÇÃO DE ORDEM ZERO
v
t
[R]
t
v
[R]
2 NH3 (g) N2 (g) + 3H2 (g)
*
*
*
CINÉTICA QUÍMICA
Primeira em relação a S2O82-
Primeira em relação à I-
QUANDO A REAÇÃO DEPENDE DE MAIS DE UM REAGENTE
S2O82- (aq) + 3I- (aq) 2SO42- (aq) + I3- (g)
v = k [S2O82- ] [I-]
ORDEM TOTAL = SOMA DOS EXPOENTES = 2
Se utilizarmos uma concentração muito
alta de persulfato, ela será aproximadamente constante
Logo v = k [S2O82- ] [I-]
v = k’ [I-]
Pode-se dizer então que a reação é de pseudo – primeira ordem
*
*
*
CINÉTICA QUÍMICA
QUANDO A ORDEM É NEGATIVA
2 O3 (g) 3 O2 (g)
v = k [O3 ]2 / [O2] = k [O3 ]2 [O2]-1
QUANDO A ORDEM É FRACIONÁRIA
2 SO2 (g)+ O2 (g) 2 SO3 (g)
v = k [SO2 ] / [SO3]1/2 = k [SO2 ] [SO3]-1/2
ORDEM TOTAL = 1/2
GERALMENTE É QUANDO A V DEPENDE DA [P]
A unidade de k depende da ordem da reação
*
*
*
P4290606
2a Questão
Considere a representação de uma reação, envolvendo os reagentes A e B e os produtos C e D:
2A + 3B 2C + D
Com o intuito de determinar a lei de velocidade para essa reação, foram realizados experimentos para obtenção das velocidades iniciais:
a) Calcule a ordem da reação em relação ao reagente A, ao reagente B e a ordem global da reação.
b) Escreva a lei de velocidade da reação.
c) Calcule a constante de velocidade da reação.
*
*
*
P4290606
Resolução:
a) Experimentos 1 e 2 [B]0 = constante
[A]0 = dobra assim como V
Portanto, primeira ordem [A]1
V [A]
Experimento 1 e 3 [A]0 = constante
[B]0 duplica e V quadruplica
V [B]2
Ordem global = 1 + 2 =ordem 3
b) V = K [A] [B]2
c) Experimento 1
*
*
*
Lei de velocidade integrada de primeira ordem:
Lembrando que v = - d[A]/dt e que
v = k [A]
Igualando:
- d[A]/dt = k [A]
d[A]/[A] = - k dt
Integrando teremos
ln [At] - ln [Ao ] = - k (tt – t0) = - kt
onde t = tempo total e t0 = 0
ln ([At ] /[Ao]) = - kt
ou
[At] /[Ao] = e - kt
[At ] = [Ao] e - kt
CINÉTICA QUÍMICA
K pequeno K grande
Qto maior k, maior o decaimento
Decaimento exponencial
2 N2O5 (g) 4 NO2 (g) + O2 (g)
Em uma reação de primeira ordem a [R] decai exponencialmente com o tempo
No gráfico ln [At] = - kt + ln [Ao ] (y = -ax +b = reta = primeira ordem)
[R]
t
*
*
*
Lei de velocidade integrada de segunda ordem:
Lembrando que v = - d[A]/dt e que
v = k [A]2
Igualando:
- d[A]/dt = k [A] 2
d[A]/[A] 2 = - k dt
Integrando temos
- (1/[At]) + (1/[Ao ]) = - k (tt – t0) = - kt
onde t = tempo total e t0 = 0
- 1/[At ] = -1 /[Ao] – kt
(x -1) e rearranjando
1/[At ] = 1 /[Ao] + kt
1/[At ] = 1+kt [Ao] / [Ao]
[At ] = [Ao] / (1 +[Ao]kt)
CINÉTICA QUÍMICA
[R]
t
As concentrações nas reações de segunda ordem caem mais lentamente do que
nas de primeira
A meia vida de uma reação de segunda ordem é inversamente proporcional à
concentração do reagente
2ª
Kpeq
1ª
kpeq
2ª
kgde
1ª
kgde
*
*
*
Parâmetro importante:
Estudos ambientais
Estudos clínicos,
Radioatividade
Industriais
Relação entre decaimento (t1/2) e a constante de velocidade
Lembrando
ln ([At ] /[Ao]) = - kt t = (1/k) ln ([A0 ] /[At])
Qdo t = t½ [At] = (1/2)[Ao]
Logo t½ = ln ([A0 ] /(1/2)[A0])
t½ = (ln 2)/k
Para uma reação de primeira ordem:
A concentração não aparece na meia vida
A meia vida depdende apenas da constante de velocidade
CINÉTICA QUÍMICA
t ½ = tempo que a concentração de uma substância
cai à metade do valor inicial
Reação de primeira ordem com k gde tem t½ curta
K pequeno K grande
Qto maior k, maior o decaimento
*
*
*
Lei de velocidade integrada de primeira ordem:
Lembrando que v = - d[A]/dt e que v = k [A]
ln [At] = ln [Ao ] – kt ou
[At ] = [Ao] e - kt
CINÉTICA QUÍMICA
Lei de velocidade integrada de segunda ordem:
Lembrando que v = - d[A]/dt e que v = k [A]2
1/[At ] = 1 /[Ao] + kt ou
[At ] = [Ao] / (1 +[Ao]kt)
t
FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DA REAÇÃO
Concentração de reagentes
*
*
*
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER: T favorece ENDO
aA + bB c C + dD (k) (ENDO)
cC + dD aA + bB (k´)
VELOCIDADE E EQUILÍBRIO
Se a reação direta é endo a Ea
direta é MAIOR do que a reversa.
k depende mais de T do que k´.
Qdo T k+ do que k´ favorece P
Se a reação direta é exo a Ea
direta é MENOR do que a reversa.
....é o inverso.
aA + bB c C + dD (k) (EXO)
cC + dD aA + bB (k´)
*
*
*
FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DA REAÇÃO
Temperatura
Quando T aumenta, as reações ocorrem mais rapidamente.
Altera a k de velocidade da reação v=K.[R]
Ex1: cozinhamos os alimentos o aquecimento acelera
os processos de quebra de membranas celulares .....
Ex2: Refrigeramos para desacelerar as reações naturais de decomposição
Quantitativamente: Equação de Arrhenius(final do século XIX)
ln k = ln A - Ea
RT
CINÉTICA QUÍMICA
onde A = fator pré-exponencial
Ea = energia de ativação
R = cte dos gases
T = temperatura absoluta
T aumenta, a v aumenta
exponencialmente
10oC
Dobra v
reações
orgânicas
A e Ea são praticamente independentes da T, mas
dependem da reação
*
*
*
Gde número de reações apresenta comportamento de Arrhenius
Conhecendo-se os parâmetros de Arrhenius para uma dada reação pode-se calcular a velocidade
v = k [R] K = A . e -Ea/RT v = k . e -Ea/RT[R]
ln k = ln A - Ea ln k2- lnk1 = ln A – ln A – Ea 1 - 1
RT R T2 T1
ln (k2/k1) = Ea 1 - 1
R T1 T2
Ea Gráfico v
Bx pouco pouco
10 kJ/mol inclinado com a T
Alta muito depende
60 kJ/mol inclinado fortemente
CINÉTICA QUÍMICA
Vagalumes tropicais piscam mais rapidamente
em noites mais quentes v dos pulsos é
tipo Arrhenius
1/T
*
*
*
aA + bB c C + dD vd = k [A]a [B]b
cC + dD aA + bB vr = k´ [C]c [D]d
No equilíbrio: vd = vr k [A]a [B]b = k´ [C]c [D]d
k = [C]c [D]d = Keq
k´ [A]a [B]b
Keq = constante de equilíbrio = razão entre as constantes de v
Quando esperamos uma Keq GRANDE:
k 1 k k´ favorece P
Quando esperamos uma Keq PEQUENA
k k´ favorece R
VELOCIDADE E EQUILÍBRIO
k
K´
No caso de + de uma
Reação:
Keq = k1 . k2 . kn...
k1´ . K2´ . Kn´
Na prática: varia [A ou B] e determina a keq e o sentido da reação
*
*
*
P4031205
1a Questão
Sabe-se que 50 % de uma substância é decomposta em 120 minutos através de uma reação de primeira ordem, à 20 0C, e apresenta 0. Pergunta-se:
a) Quanto tempo será necessário para a decomposição de 90 % deste composto à 200C?
b) Qual o valor da energia de ativação desta reação de decomposição se a constante de velocidade triplicar por uma variação de temperatura de 20 0C para 50 0C?
c) Esboce um gráfico da variação de energia ao longo do progresso da reação, indicando a energia de ativação e a variação de entalpia.
*
*
*
P4031205
Resolução:
Primeiramente, determinamos k a 20°C, pela equação do tempo de meia vida de primeira ordem.
k = 0,0058 min-1
Para saber em quanto tempo 90% do composto decompõe-se usamos a equação de concentração em função do tempo:
Triplicando a k quando se aumenta a temperatura de 20 para 50 °C tem-se:
17_ELETROQUÃMICA.ppt
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*
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ELETROQUÍMICA
*
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ELETROQUÍMICA
O que é ELETROQUÍMICA?
Uso de reações químicas espontâneas para produzir eletricidade
Com uso da eletricidade forçar reações químicas não espontâneas a acontecer
É A ÁREA DA QUÍMICA QUE TRATA DA
INTERCONVERSÃO ENTRE
ENERGIA QUÍMICA E ENERGIA ELÉTRICA
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*
ELETROQUÍMICA
Para que serve?
Baterias
Produção de produtos químicos essenciais (que não aparecem espontaneamente na natureza
outros
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ELETROQUÍMICA
Técnicas eletroquímicas
Uso de equipamentos eletrônicos para monitorar:
Concentração de íons
pH
atividades vitais (cérebro, coração, pH no sangue.....)
presença de poluentes em um manancial
Estudos de corrosão
Outros
Ex:
*
*
*
ELETROQUÍMICA
Células Eletroquímicas
Sistema constituído de eletrodos e soluções de eletrólitos por onde haverá passagem de corrente eletrica decorente de reações de oxi-redução
OXIDAÇÃO – anodo
REDUÇÃO - catodo
ELETRODO = condutor
ELETRÓLITO = solução aquosa do composto iônico
*
*
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ELETROQUÍMICA
Células Eletroquímicas: Galvânicas
corrente é gerada (poderá ser usada para q ou W)
reação espontânea
Eletrolíticas
Requer energia
Realiza reação não espontânea
*
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ELETROQUÍMICA
Células Eletroquímicas (compartimentos ligados por ponte salina)
�
*
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ELETROQUÍMICA
Células Eletroquímicas (utilizando membranas porosas)
Célula de Daniel
(1836)
Os elétrons não haviam sido descobertos ainda, mas Daniell teve a percepção de que poderia fazer uma reação para realizar trabalho
*
*
*
ELETROQUÍMICA
Células Eletroquímicas (em um único compartimento)
*
*
*
ELETROQUÍMICA
Células Eletroquímicas
Podem ser representadas por equações parciais (semi-reações) ou pela reação global
M M2+ (aq) + 2 e- (ox)
X2+ + 2 e- X (aq) (red)
Os elétrons nunca estão realmente livres
SEMI-REAÇÃO = maneira conceitual de representar as reações de oxidação e redução separadamente
*
*
*
ELETROQUÍMICA
Como escrever CORRETAMENTE a reação global?
Balancear cada semi-reação separadamente
Incluir H2O se necessário
Incluir H+
Balancear as cargas
Somar as 2 semi-reações IGUALANDO o número de eletrons cedidos e recebidos
Ex: Balancear
MnO4- (aq) + H2C2O4 (aq) Mn2+ (aq) + CO2 (g)
*
*
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ELETROQUÍMICA
-8
+7 -2
MnO4- (aq) + 5e- Mn2+ (aq)
+2+6 -8 +4-4
+1+3 -2 -2
H2C2O4 (aq) CO2 (g) +2e-
NO QUADRO
Balancear cada semi-reação separadamente
Incluir H2O se necessário
Incluir H+
Balancear as cargas
Somar as 2 semi-reações IGUALANDO o número de eletrons cedidos e recebidos
Como escrever CORRETAMENTE a reação global?
MnO4- (aq) + H2C2O4 (aq) Mn2+ (aq) + CO2 (g)
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ELETROQUÍMICA
Notação das células (anodo catodo)
/ = interface entre as fases
// = ponte salina
, = mesma fase
Exemplo:
Zn(s) / Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s)
Nem todos os eletrodos são feitos do metal envolvido na reação
H+(aq) / H2(g) / Pt(s): quando age como catodo (H+é reduzido)
Pt(s) / H2(g) / H+(aq) : quando age como anodo (H+é oxidado)
Quando as soluções estão em contato
Fe3+(aq) , Fe2+(aq) /Pt(s)
*
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ELETROQUÍMICA
Baterias
Coleção de células galvânicas em série, onde a voltagem é igual ao somatório das voltagens de cada célula
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ELETROQUÍMICA
Potencial
O potencial da célula é análogo ao potencial gravitacional
O W máximo que um peso caindo pode realizar = a massa . Dif. Pot. Gravitacional
Assim: W máx que 1 e- pode realizar = sua carga . Ddp elétrico
Dá a medida da tendência da reação G
A energia gerada pode ser usada para realizar W
E =medida da habilidade da reação puxar/doar eletrons, através de um circuito
Unidade SI = volt
1 carga de 1 Coulomb atravessando uma ddp de 1V libera 1J de energia 1V.C = 1J
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ELETROQUÍMICA
dG = dH -TdS
dH = dU + pdV
dG = dU + pdV – TdS
dU = dW + dq
dG = dW + dq + pdV – TdS
Se a mudança for reversível: dG = dWrev + dqrev + pdV – TdS
dS = dqrev/T
dG = dWrev + dST + pdV – TdS = dWrev + pdV
O sistema pode fazer tanto trabalho de expansão quanto de não expansão
*
*
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ELETROQUÍMICA
E0 = E0 catodo - E0 anodo
Todos os potenciais são medidos em relação ao do H em todas as temperaturas, que é dito zero: E0 (H+/H2 =0)
O E pode ser:
+ = puxa mais e-, se reduz mais (catodo)
- = solta mais e-, se oxida mais (anodo)
Um metal com E0 < 0 tem tendência termodinâmica de reduzir íons H+ em
solução. Os íons de um metal, que tem potencial padrão +,
tem a tendência de serem reduzidos pelo H2
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*
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ELETROQUÍMICA
*
*
*
ELETROQUÍMICA
W realizado quando n mols de elétrons atravessam uma ddp
E = C.V onde C = Coulomb = -e- e V = voltagem
Se o potencial for usado para realizar trabalho G = W :
W = - n e NA . E onde e NA = F = constante de
Faraday = carga
contida em 1 mol
de elétrons =
96485 C mol-1
W = - n F E
G = W = - n F E
Carga de 1 mol = - e NA
Carga de n mol = - n e NA
*
*
*
ELETROQUÍMICA
Potencial = E = C.V
C=carga
Carga de 1 mol = -e.NA
Carga de n mol = -n.e.NA
Se o potencial for usado para gerar trabalho:
W = E
Se for realizado por n mol
W = -n.e.NA . E
F = constante de Faraday = carga contida em 1 mol de elétros = 96485 Cmol-1
W = - n. F . E
Se toda energia for usda para realizar trabalho
G= W = - n F E ou G0= W = - n F E0
*
*
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ELETROQUÍMICA
G0 = W = - n F E0
Coeficiente estequiométrico dos elétrons nas semi reações de oxi-redução para obter a equação balanceada na reação da célula
Potencial medido quando todas as espécies que tomam parte estão em seu estado padrão, em relação ao H
Condição padrão:
T= 25C
P = 1 bar
[íons] = 1 M
O voltímetro mede E, mesmo quando está escrito apenas E
*
*
*
ELETROQUÍMICA
G depende do coeficiente estequiométrico
E não muda porque o valor n leva em conta qualquer mudança nos coeficientes x2
E0 = - G
nF
x2
E0 = E0 = E0(catodo) - E0(anodo)
O voltimetro mede o
*
*
*
ELETROQUÍMICA
Lembrando que:
1: G = G0 + RT ln Q e
2: G = -nFE
Podemos substituir 2 em 1
-nFE = -nFE0 + RT ln Q
Dividindo por –nF:
-nFE = -nFE0 + RT ln Q
–nF –nF –nF
E = E0 - RT ln Q = Eq de Nernst
nF
Hermann Walther Nernst
(1864-1941)
*
*
*
ELETROQUÍMICA
Equação de Nernst
E = E0 - RT ln Q ou E = E0 – 2,303RT logQ nF nF
onde : E - é a voltagem da célula ;
Eo - é a voltagem da célula padrão ;
R - é a constante universal dos gases ;
T - é a temperatura absoluta ;
F – é a constante de Faraday (96.485 C/mol e-)
n – é o número de moles de e- transferido na reação
Q - é a relação das concentrações reais dos íons
existentes numa célula eletroquímica.
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ELETROQUÍMICA
Equação de Nernst
O termo Q difere da constante K porque esta se aplica somente às condições de equilíbrio e Q se aplica a todas as condições. Por exemplo: numa célula galvânica de Zn-Cu, a reação global é :
Zn(s) + Cu +2(aq) Zn +2 (aq)+ Cu (s)
onde K e Q são representados por:
K = [Zn+2] / [Cu+2] no equilíbrio
Q = [Zn+2] / [Cu+2]
Portanto, podemos observar que uma variação de Q,
exerce uma influência sobre a voltagem da célula.
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ELETROQUÍMICA
Nem todas as reações espontâneas se realizam na prática
Por que?
Por ser cineticamente lenta
Devido a formação de camadas protetoras de óxido
Ex: Al
Pode ser oxidado pelo HCl porém não pelo HNO3 (oxidante mais forte). Por que?
Na presença do HNO3 o Al3+ formado forma imediatamente uma camada de óxido insoluvel sobre a superfície do metal
Esta camada previne futuras reações e dizemos que o metal foi passivado
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ELETROQUÍMICA
(P3131107) Uma célula galvânica foi usada para determinar o pH de uma solução desconhecida. As semi-equações de redução para essa célula são dadas abaixo:
Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) Eº = -0,763 V
H+(aq) + e- H2(g) Eº = 0 V
a) Escreva a reação global da célula.
b) Calcule o valor da constante de equilíbrio para a reação global, a 25 oC.
c) Calcule o valor de G para a reação global.
d) Calcule o pH da solução desconhecida. Considere que a concentração de Zn2+(aq) e a pressão parcial de H2(g) foram mantidas nas condições de estado padrão, a 25 oC e que o valor de E, nessas condições, é 0,645 V.
e) Sabendo que Ag+(aq) se reduz na presença de Cu(s) e que Cu2+(aq) se reduz na presença de Zn(s), escolha o par anodo-catodo que produz o maior valor de trabalho útil (trabalho máximo) e de a notação dessa pilha.
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ELETROQUÍMICA
Resolução:
a) 2H+(aq) + 2e- H2(g) Eº = 0 V
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- Eº = 0,763 V
Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g) Eº = 0,763 V
b) No eq G = 0 E = 0 0 = E0 - RT ln K E0 = RT ln K
nF nF
ln k = n . F. E0 / RT = 2 . 0,763/ 0,0257 = 59,4
k =6,1 x 1025
c) G = - n F E0
G° = -2 x 96500 x 0,763
G° = -147259 J ou -147,3 kJ
d) Q = [Zn2+]. PH2]/[H+] 2= 1.1/ [H+] 2
E = E0 - RT ln 1 0,645 = 0,763 – 0,0257 ln 1 ln (1/ [H+] 2 ) = 9,18
nF [H+] 2 2 [H+] 2
1/ [H+] 2 = 9729 [H+] 2 = 1 x 10-4 [H+] = 1 x 10-2 pH = 1,99
e) H > Ag > Cu > Zn Maior ddp = Zn e Ag
Zn(s)Zn2+(aq)Ag+(aq) Ag(s)
Reduz oxida
1_APRESENTAÇÃO20101QG.ppt
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QUIMICA GERAL
Profa FATIMA VENTURA PEREIRA MEIRELLES
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AVALIAÇÃO
Os graus das provas P1, P2, e P3 serão obtidos através de provas comuns para todas as turmas de química geral teórica.
NF = G1 + G2 + G3
3
Se G1, G2 e G3 >= 3,0 e NF >= 5,0, então: MÉDIA = NF
em outros casos o aluno faz G4:
Se G4 >= 3,0, então: MÉDIA = Gm + Gn + G4
3
Gm e Gn são as maiores notas de G1, G2 e G3
Se G4 < 3,0, então:
MÉDIA = G1 + G2 + G3 + G4*3
6
Quando o aluno não obtiver média 5,0 ou tiver obtido uma nota menor do que 3,0 em alguma das
provas, terá que fazer a prova P4 que abrange toda a matéria dada.
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CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
Algarismos significativos
Mol e massa molar
Transformações e reações químicas
Estequiometria
Reagente limitante
Rendimento de reação
Soluções e unidade de concentrações
Cálculos estequiométricos envolvendo volumes de soluções.
Gases ideais
Teoria cinética dos gases
Gases Reais
Equilíbrio Químico
Cálculos da composição de misturas em equilíbrio químico
Relação Kc e Kp
Equilíbrio químico: os efeitos da pressão e da temperatura
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CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
Equilíbrio ácido-base
Ácidos e bases em água (definições, forças de ácidos e bases)
Ionização da água
pH
Solubilidade
Equilíbrio fase sólida – produto de solubilidade
Efeito do íon comum
Forças intermoleculares
Lei de Henry (KH) e pressão de vapor
Termoquímica
Entalpia
Termodinâmica
Primeira Lei
Segunda Lei
Entropia
Espontaneidade de reações
Energia livre de Gibbs
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CONTEÚDO PROGRAMÁTICO
Termodinâmica e equilíbrio. O mínimo de energia de Gibbs
Cinética e equilíbrio
Velocidade de reação
Concentração e tempo
Mecanismos de reações
Catálise
Dinâmicas das reações: colisões, complexos ativados e energia potencial
Eletroquímica
Oxidação e redução
Potenciais de eletrodo e células eletroquímica
Potenciais padrão: aplicações termodinâmicas e analíticas
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BIBLIOGRAFIA
Princípios de Química “Questionando a vida moderna e o meio ambiente” – Peter Atkins e Loretta Jones – Artmed Editora Ltda – 1 volume (Inglês e Português)
Química Geral - Darrell D. Ebbing – Livros Técnicos e Científicos Editora S.A. - 2 volumes (Inglês e Português)
Química, Ciência Central – Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Jr. e Bruce E. Bursten - Livros Técnicos e Científicos Editora S.A. - 1 volume (Inglês e Português)
Química e Reações Químicas – John C. Kotz e Paul Treichel, Jr. – Livros Técnicos e Científicos Editora S.A. - 2 volumes (Inglês e Português)
Química – Raymond Chang – McGraw-Hill – 1 volume (Inglês e Português)
Fundamentos de Química Geral – Morris Hein e Susan Arena - Livros Técnicos e Científicos Editora S.A. - 1 volume (Inglês e Português)
Chemistry – John McMurry e Robert C. Fay – Prentice Hall – 1 volume (Inglês)
General Chemistry, Principles and Modern Applications – Ralph H. Petrucci - Macmillan Publishing Company – 1 volume (Inglês)
Princípios de Química – William L. Masterton, Emil J. Slowinski, Conrad L. Stanitski – Editora Guanabara Koogan S.A. – 1 volume (Inglês e Português)
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DATA DAS PROVAS
G1 10/04/2010 Sábado 9-11 h
G2 14/05/2010 Sexta-feira 17-19 h
G3 19/06/2010 Sábado 9-11 h
G4 03/07/2010 Sábado 9–11 h
2_ALGARISMOS_SIGNIFICATIVOS.ppt
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ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
Algarismos significativos = algarismos corretos a contar do primeiro diferente de zero, e o último que é duvidoso
23,50 m 4 significativos
0,0043 m 2 significativos
67 cm 2 significativos
67,2 3 significativos
O número de algarismos significativos muda quando fazemos a conversão de unidades?
52,7 m 3 significativos
5270 cm como não é possível aumentar o número de algarismos significativos, devemos expressar o resultado da seguinte forma: 5,27 x 103, deixando o resultado com o número de algarismos significativos da medida, no caso 3
Outros exemplos com 3 algarismos significativos
8,34 x 104 cm
2,00 x 10-2 m
6,09 x 10-3 Kg
Mendes e Rosário- Metrologia e Incerteza de Medição - SBM
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ALGARISMOS
SIGNIFICATIVOS
Arredondamento:
Conserva-se apenas os algarismos necessários (de acordo com a precisão da medida)
Se o algarismo descartado 5 acrescenta 1 ao último
Ex: 34,527 g 34,53 g se a balança possuir 2 casas decimais
Se o algarismo descartado 5 não se acrescenta nada
Ex: 34,523 g 34,52 g
Se o descartado for igual a 5
e os posteriores forem diferente de zero aumenta 1 unidade
Ex: 34,557 g 34,56 g
Mendes e Rosário- Metrologia e Incerteza de Medição - SBM
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ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
Em expressões matemáticas de + ou - deve-se expressar os resultados pelo menor número de casas decimais
Ex: 85,45 m + 5,6 m + 98,523 m = 189,573 189,6m
Em expressões de x e deve-se expressar o resultado pelo mesmo número de algarismos significativos que o menor deles
Ex: 89 m2 / 5,469 m = 16,27354178095 m 16m
Mendes e Rosário- Metrologia e Incerteza de Medição - SBM
3_REVISǟO.ppt
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REVISÃO
QUÍMICA GERAL
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REVISÃO
MATÉRIA
SÓLIDO
LÍQUIDO
GÁS
VAPOR
SUBSTÂNCIA
PROPRIEDADES
FÍSICAS X QUÍMICAS
INTENSIVAS X EXTENSIVAS
ÁTOMO
ELEMENTO
COMPOSTO
MOLÉCULA
ÍON
PARTÍCULAS SUB-ATÔMICAS (NUCLEONS)
FÓRMULA
QUÍMICA
ESTRUTURAL
ESPACIAL
LIGAÇÕES QUÍMICAS
COVALENTE
IÔNICA
LIGAÇÃO H
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REVISÃO
MATÉRIA – espécie que tem massa e ocupa lugar no espaço
SÓLIDA – forma rígida da matéria
LÍQUIDA – forma fluida da matéria, com superfície bem
definida e que ocupa a forma do recipiente
GASOSA – forma fluida que ocupa todo o volume do recipiente
VAPOR – forma gasosa de uma substância que
geralmente é sólida ou líquida
SUBSTÂNCIA – forma simples e pura da matéria
PROPRIEDADES
FÍSICAS – podemos observar, medir sem alterar a
identidade da substância (ex: massa, PF,...)
QUÍMICAS – habilidade de uma substância se
transformar em outra (ex: capacidade de reação)
INTENSIVAS – independe do tamanho da amostra (ex:
densidade, ....)
EXTENSIVAS – depende da extensão (tamanho) da amostra
(ex: massa)
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REVISÃO
ÁTOMO – menor partícula de um elemento
ELEMENTO – substância composta de uma única espécie de
átomo
COMPOSTO – substância eletricamente neutra que consiste
de dois ou mais elementos
MOLÉCULA – grupo discreto de átomos ligados em arranjo
específico
ÍON – átomo ou grupo de átomos ligados, carregado
positiva (cátion) ou negativamente (ânion)
PARTÍCULAS SUB-ATÔMICAS (NUCLEONS) – componentes
do átomo: Prótons (p) neutrons (n) elétrons (e)
FÓRMULA QUÍMICA - expressa a composição em forma de
símbolos H H H
MOLECULAR – C2H6O H - C – C - O
ESTRUTURAL H H
ESPACIAL
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REVISÃO
LIGAÇÕES QUÍMICAS – no quadro
COVALENTE H2O
IÔNICA NaCl – Na2S
LIGAÇÃO H H2O
4_ESTEQUIOMETRIA.ppt
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Cálculos Químicos
M
N
d
MM
n
V
C
%
m
x
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Cálculos Químicos
Na maioria dos casos o número de moléculas é mais importante do que a massa da espécie envolvida
Pq?
Número de átomos envolvidos novas unidades
em uma reação é muito grande foram definidas
1 mol de qq elemento = 6,0221 x 1023 átomos do elemento
Mol é unidade do SI e pode ser expressa c/ ou s/ prefixos (mmol, nmol,....)
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Cálculos Químicos
O termo mol pode ser usado para qualquer objeto (como os termos dúzia, dezena, etc...)
1 mol de qq objeto = 6,0221 x 1023 objetos
no objetos = 6,0221 x 1023 mol-1 = cte de Avogadro = NA
mol
N = n . NA onde n = número de moles
N = número de objetos
NA = número de Avogadro
MOL (de C) = número de átomos (de C) em 12 g de C12
= quantos átomos e C há em 12 g de C?
m total = 12g = 6,0221 x 1023
m 1C 1,99265 x 10-21
Considera-se a massa do isótopo mais abundante ou a massa molar média. Quando não for mencionado, considera-se a massa molar média que considera as quantidades relativas de cada elemento
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Cálculos Químicos
Deve dizer a que espécie se refere: 1 mol de H 1 mol de H2
Ex1:Sabendo-se que uma amostra de vitamina C contém 1,29 x 1024 átomos de H,
pergunta-se quantos mols de H estão presentes nesta amostra.
R = 2,14 mols de H
Outros exemplos.....
MASSA MOLAR (M OU MM) = massa de um mol daespécie
= somatório das massas de cada elemento da substância
n = m (g)
MM (g. mol-1)
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Cálculos Químicos
PESO ATÔMICO
Valor numérico de MM
Não tem unidade
PESO MOLECULAR
Tem unidade
Estes termos são usados como sinônimos de MM, apesar de não serem de fato pesos
exemplos
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Estequiometria
Interpretação quantitativa das reações químicas
COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO = informa sobre o número
relativo de uma substância
Ex2: Qual será a massa de N2 necessária para gerar 50 g de NH3, segundo a reação N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g)
1 mol N2 ~ 2 moles NH3
(1 mol de N2 é quimicamente equivalente a 2 moles de NH3)
A estequiometria balanceada é usada para estabelecer o fator de conversão (RAZÃO MOLAR) de uma substância em outra
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Estequiometria
Ex3: Para fornecer água potável e eletricidade em um ônibus espacial, utiliza-se célula hidrogênio-oxigênio. Quanta água pode ser formada a partir de 0,25 moles de O2 ?
escrever a equação balanceada;
2H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)
fazer a primeira linha da regra de três com dados da equação;
1 mol O2 - 2 moles 2 H2O
fazer a segunda linha com dados tirados do enunciado.
0,25 - X
X = 2 moles H2O substância requerida = 2 moles 2 H2O
0,25 1 mol O2 substância dada 1 mol O2
X = 0,5 moles de H2O = razão molar
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Estequiometria
Os aspectos quantitativos das reações obedecem às chamadas leis ponderais das reações:
Lei de Lavoisier (conservação das massas)
Lei de Proust (as reações ocorrem sempre conforme uma proporção definida das massas).
O cálculo estequiométrico é feito seguindo-se alguns passos básicos:
escrever a equação balanceada;
fazer a primeira linha da regra de três com dados da equação;
fazer a segunda linha com dados tirados do enunciado.
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Estequiometria
Existem os casos especiais de cálculos estequiométricos, como a combustão de compostos orgânicos:
deve-se balancear corretamente para produzir CO2 + H2O, CO + H2O ou C + H2O,
reações consecutivas (somam-se as equações dadas balanceadas),
reagente em excesso (deve-se trabalhar com aquele que estiver em falta) e
com reagentes impuros (faz-se os cálculos normalmente e considera-se as impurezas ou porcentagens de rendimento no final).
Ex4: Num processo de produção de ferro a partir da hematita (Fe2O3), considere a equação não balanceada:
1Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO.
Utilizando 4,8 T de minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de Fe produzida será de:
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Estequiometria
Resolução:
1Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO.
Após o balanceamento, efetuam-se os cálculos normalmente.
160 T de Fe2O3 ———— 2 x 56 T de Fe
4,8 T de Fe2O3
———— X
X = 3,36 T de Fe
Como o rendimento da reação é de 80%, faz-se
3,36 T de Fe ———— rendimento de 100%
Y T de Fe ———— 80%
Y = 2,69T de Fe
PRÁTICA : Reação de um metal com ácido clorídrico
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Referências
Atkins,P; Jones, L Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Artmed Editora Ltda 2001
Estequiometria e Gases.
www.quimicaecomluiz.com.br/pages/resumos/estequiometria.htm
Estequiometría. La estequiometría es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. Reacción química: proceso en el cual una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas.
www1.ceit.es/Asignaturas/quimica/Curso0/estequiometría.htm -
5_Titula��ǜo_Reagente_limitante_e_Rendimento.ppt
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ANÁLISE VOLUMÉTRICA
DEFINIÇÃO
DETERMINAÇÃO DA QUANTIDADE DE UMA ESPÉCIE, ATRAVÉS DO VOLUME
TITULAÇÃO
técnica comum
técnica simples
Usada rotineiramente para:
verificar a qualidade de
uma amostra
determinar o conteúdo
de um componente
em uma dada amostra
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ANÁLISE VOLUMÉTRICA
VOCABULÁRIO
ANALITO – a amostra a ser TITULADA
TITULANTE – espécie que reagirá com a amostra e permitirá a determinação de sua quantidade (GERALMENTE fica na bureta)
TITULADO – analito (GERALMENTE fica no erlenmeyer)
PONTO ESTEQUIOMÉTRICO ou PONTO DE EQUIVALÊNCIA – estágio no qual o volume de titulante adicionado é exatamente aquele requerido pela relação estequiométrica
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ANÁLISE VOLUMÉTRICA
Muitas vezes os reagentes e produtos são incolores e torna-se necessária a utilização de indicadores para determinação do PONTO DE EQUIVALÊNCIA
PRÁTICAS:
DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DO ÍON HIDROGÊNIO POR MEIO DE
INDICADORES (indicadores)
TITULOMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
TITULAÇÃO CONDUTOMÉTRICA
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ANÁLISE VOLUMÉTRICA
Para interpretar uma titulação é preciso escrever a relação estequiométrica
De modo geral, utiliza-se a CONCENTRAÇÃO MOLAR do titulante para determinar a quantidade de titulado
M = m g .
MM.V g.mol-1.L
ou M = n n (mol.L-1) ou (M)
V
M1V1 = M2V2 ou n1 = n2
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ANÁLISE VOLUMÉTRICA
Interpretando uma Titulação
EX:O ácido oxálico é um composto venenoso mas um excelente agente redutor usado para remover manchas de ferrugem e para reduzir produtos químicos no laboratório. Suponha que 25 mL de uma solução de ácido oxálico H2C2O4 seja titulada com 0,100M de NaOH (aq) e que o ponto estequiométrico fosse atingido quando 38 mL da solução básica fosse adicionada. Calcule a concentração molar da solução ácida do ácido oxálico?
H2C2O4(aq) + 2NaOH (aq) Na2C2O4(aq) +2 H2O
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ANÁLISE VOLUMÉTRICA
escrever a equação balanceada:
H2C2O4 (aq) + 2NaOH (aq) Na2C2O4(aq) +2 H2O
fazer a primeira linha com dados da equação
25 mL 38mL
M ? 0,100M
determinar o n NaOH: 0,1 mol L-1 . 38 x 10-3 L = 0,0038 mol de NaOH
determinar a razão estequiométrica: 1:2 0,0038 mol - 2
n - 1
Determinar a concentração molar: n = MV M = n/V
M = 0,0019/25x10-3L = 0,0763M
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REAGENTES LIMITANTES
Em uma reação química todos os reagentes reagem?
Reação Estequiométrica
Reações paralelas (competitivas)
Reações incompletas na hora da medida
Reações com espécies em excesso
Muitas reações não se completam
REAGENTE LIMITANTE
determina o rendimento máximo
Presente em menor quantidade (menor que a “estequiométrica”)
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REAGENTES LIMITANTES
Rendimento = quantidade máxima (mols, massa
ou volume) de produto (P) que pode ser obtido a
partir de uma dada quantidade de reagente. (TEÓRICO)
Rendimento Percentual = fração do rendimento teórico realmente obtida e expressa em porcentagem
[P] real . x 100%
[P] teórico
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REAGENTES LIMITANTES
Ex: Carbeto de cálcio CaC2 reage com água para formar o hidróxido de cálcio e o gás inflamável etino (acetileno).Para este cálculo, suponhamos que o carbeto de cálcio esteja puro e que todo etino seja coletado.
Qual é o reagente limitante quando 1,00 x 102 g de água reagem com 1,00 x 102 g de carbeto de cálcio?
Que massa de etino pode ser produzida?
Que massa de reagente permanece após a reação ser completada?
Qual seria o rendimento se fosse obtido 30 g de etino?
CaC2(s) + 2H2O (l) Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g)
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REAGENTES LIMITANTES
(b) 1,00 x 102 g CaC2 – x g C2H2 = 40,62 g de etino serão produzidas
64,10 g - 26,04 g
(c) O carbeto é esgotado e sobra água 100 – 56,22 = 43,8 g de água permanecem
(d) 40,62 -100% após a reação
30 - x o rendimento percentual seria de (30/40,62) x 100 = 73,86%
CaC2(s) + 2H2O (l) Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g)
1,00 x 102 g 1,00 x 102 g
(a) 1 mol - 2 mol
64,10 g - 2 x18,02 g
1,00 x 102 CaC2 – x = 56,22g de água são necessárias
y - 1,00 x 102 g = 177,85 g de carbeto são necessárias logo o reagente limitante é o carbeto
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REAGENTES LIMITANTES
Questões de prova
P1310307 – Questão 2
P1040408 – Questões 1 e 2
P1100908 – Questões 1 e 2
P1040409 – Questões 1 e 2
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Estequiometria
3. (P1040408) O cis-diaminodicloroplatina(II), Pt(NH3)2Cl2, é um quimioterápico amplamente utilizado no tratamento de vários tipos de câncer. Comercialmente, esse composto é conhecido como cisplatina e pode ser obtido segundo a reação:
(NH4)2PtCl4(aq) + 2NH3(aq)Pt(NH3)2Cl2(s) + 2NH4Cl(aq)
Na tentativa de se obter novas drogas, vários derivados do cisplatina têm sido sintetizados, como, por exemplo, aquele contendo piridina, C5H5N, obtido segundo a reação:
Pt(NH3)2Cl2(aq) + n C5H5N(aq)Pt(NH3)2Cl2(C5H5N)n(s)
onde n representa o coeficiente estequiométrico do reagente C5H5N(aq).
a) Calcule o volume de solução aquosa de amônia, NH3, 0,125 mol L-1, necessário para obter 10,0 g de cisplatina, considerando 100% de rendimento.
b) Determine o valor de n no composto Pt(NH3)2Cl2(C5H5N)n, sabendo que 0,150 g de cisplatina foram reagidos completamente com 1,50 mL de piridina (d = 0,979 g mL-1) e que, o excesso de piridina foi reagido com 37,0 mL de HCl, 0,475 mol L-1, conforme a reação:
C5H5N(aq) + HCl(aq) C5H5NH+(aq) + Cl-(aq)
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Estequiometria
3 -Resolução:
Cálculo da quantidade, em mol, de Pt(NH3)2Cl2) (MM = 300 g mol L-1):
300 g 1 mol
10,0 g x
x = 0,0333 mol
Para se obter 0,0333 mol de cisplatina são necessários 0,0666 mol de NH3. Em termos de volume de solução, 0,125 mol L-1, tem-se:
0,125 mol 1,0 L
0,0666 mol x
x = 0,533 L ou 533 mL
b) Cálculo da quantidade total de piridina:
m = d.V
m = 0,979 x 1,50 = 1,47 g
79 g 1 mol
1,47 g x
x = 0,0186 mol
Cálculo da quantidade de piridina em excesso:
npiridina excesso = n HCl
n HCl = 0,475 x 0,037 = 0,0176 mol
Cálculo da quantidade de piridina que reagiu:
npir reagiu = npir inicial - npir excesso = 0,0186 – 0,0176 = 0,00103 mol
Cálculo do valor de n:
6_gases1.ppt
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AS PROPRIEDADES
DOS GASES
A atmosfera = camada de gases presa por gravidade à Terra
Vivemos imersos em gases
Alquimistas importância do AR
Passado atmosfera imutável gases nocivos liberados,...
Mudanças pequenas se acumulam
Mudanças ambientais drásticas
Aplicações:
medicina (anestésicos)
Combate a incêndios
Combustíveis
Equipamentos de respiração (mergulho,....)
....
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AS PROPRIEDADES DOS GASES:Lei de Boyle
O volume de uma quantidade fixa de gás qdo a P sobre ele
Linearizando temos:
V 1 ou P 1 PV = cte
P V
ISOTERMA
P V peq
P alta
Vgde
Pbx
1/V
Para uma quantidade fixa de gás à T constante, o V é inversamente proporcional à P
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*
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AS PROPRIEDADES DOS GASES:Lei de Boyle
Isto significa que: se comprimirmos um gás isotermicamente (Tcte) na metade do seu V, a P dobrará
A Isoterma é uma hipérbole
Hipérbole=gráfico de Y x X qdo X e Y se relacionam da seguinte forma: XY = cte
Quando um gás é comprimido as
moléculas ficam confinadas em um
V menor. O recipiente se torna
mais cheio e mais moléculas colidem
com a parede do recipiente aumentando
a força exercida sobre ela. Assim P.
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AS PROPRIEDADES DOS GASES:Lei de Charles
Qdo a P = cte, o volume de uma quantidade fixa de gás c/ T
V T alta
V alto
Tbx
Vbx
T
Para uma quantidade fixa de gás à P constante, o V varia linearmente com a T
P T alta
P alta
Tbx
Pbx
T
Qdo o V = cte, a P de uma quantidade fixa de gás com T
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AS PROPRIEDADES DOS GASES:Lei de Charles
O V de uma quantidade fixa de gás à P constante, é diretamente proporcional à T absoluta
Quando a T de um gás
velocidade média
número de choques
força exercida sobre as paredes do recipiente
gás exerce maior P
(qdo T e V=cte)
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AS PROPRIEDADES DOS GASES:
O princípio de Avogadro
O Vmolar de uma substância é o volume que ela ocupa por mol de moléculas
Vm = V/n
Sob as mesmas condições de T e P, um determinado número de moléculas ocupa o mesmo volume, independente de sua identidade química (Princípio de Avogadro)
Como o Vm é cte, dobrando n dobramos o volume
Moléculas em movimento se chocam com a parede do recipiente.
Para manter (restabelecer) a P cte é necessáro aumentar o V.
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AS PROPRIEDADES DOS GASES:
A lei do gás ideal
O gás que obedece a Lei do gás ideal sob todas as condições é chamado GÁS IDEAL.
A partir de todas estas leis podemos enunciar a Lei do gás Ideal
V = k1n k2Tk3
P
V = k1k2k3 nT
P
PV = nRT
V = f (n) V = k1 n
V = f (T) V = k2 T
V = f (1/P) V = k3
P
onde R = cte dos gases (CTE UNIVERSAL)
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AS PROPRIEDADES DOS GASES:
A lei do gás ideal
A lei do gás ideal é uma lei limite, pois só é valida dentro de certos limites (P0) R = PV
nT
A lei do gás ideal é uma equação
de estado que resume todas as relações que descrevem a
resposta de um gás ideal à mudanças em P, V, T e n
R:
8,20578 x 10-2 L.atm.K-1.mol-1
8,31451 x 10-2 L.bar.K-1.mol-1
8, 31451 L.kPa.K-1.mol-1
8, 31451 J.K-1.mol-1
62,364 L.Torr.K-1.mol-1
Nos permite fazer cálculos quando mais de uma variável é alterada
P1V1 = P2V2
T1 T2
Lei de Charles + Lei de Boyle
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AS PROPRIEDADES DOS GASES:
A lei do gás ideal
CNTP: 0 oC / 1atm
Vm (volume molar de um gás), CNTP = 22,41 L.mol-1
Podemos escrever a mesma lei, em função da densidade
Sabemos que:
PV = nRT e que M= n/V m/MM.V e d = m/V
Logo:
P = nRT/V = MRT= dRT/MM ou seja
d = P.MM/RT
Prática 1: Massas e volumes iguais de gases
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AS PROPRIEDADES DOS GASES:
A lei do gás ideal
EX:O composto orgânico volátil geraniol, um componente do óleo de rosas, é usado em perfumaria. A densidade do vapor a 260oC é 0,480 g.L-1 quando a pressão é 103 Torr. Determine a massa molar do geraniol.
MM=?
P (Torr) d (g/L) V (L) T n
inicial 103 0,480 260 oC (260+273)=533K
PV = nRT P = n = m = d m
RT V MM.V MM
P. MM = R.T.d MM = TRd = 533 . 62,364 . 0,48 = 155g.mol-1
P 103
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Como varia o volume em uma reação que gera gases?
Pode haver aumento de milhares de vezes quando líquidos ou sólidos reagem para formar gases
V molar gases aproximadamente 25 L.mol-1
líquidos e sólidos dezenas de mL
EX: Vm(H20) = 18 mL .mol-1
1 mol de moléculas de gás ocupa aproximadamente 1000 X o volume de 1 mol de um líquido ou um sólido
Ex: Reação explosiva do nitrato de amônia
NH4NO3(s) N2O (g) + 2 H2O(g)
46 cm3 3 mols gás = 75 L de gás sob condições normais
A pressão da súbita expansão (1630x) promove uma explosão.
Se mais de uma molécula de gás for produzida por molécula de
reagente, o volume será maiorMais conteúdos dessa disciplina
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