Química Aplicada às Ciências Naturais IIIQuímica Aplicada às Ciências Naturais III
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Química Aplicada às Ciências Naturais III
Nelson Antônio Sá Santos
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ÓTIMA APOSTILA DE FÍSICO-QUÍMICA PARA ENSINO MÉDIO
Tipologia: Notas de estudo
Antes de 2010
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Compartilhado em 11/06/2010
Jose92 🇧🇷
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Química Aplicada às Ciências Naturais IIIQuímica Aplicada às Ciências Naturais IIIQuímica Aplicada às Ciências Naturais IIIQuímica Aplicada às Ciências Naturais IIIQuímica Aplicada às Ciências Naturais III
Nelson Antônio Sá Santos
Impressão: Gráfica Editora J. Andrade Ltda Rua Lagarto, 322 - Centro - Aracaju / SE Telefone: (79) 3211-
Copyright © Universidade Tiradentes
Autor: Nelson Antônio Sá Santos Revisão de Texto: 1ª revisão: Ancejo Santana Resende 2ª revisão: Alfredo Luiz Menezes Portugal Castro 3ª revisão: Maria Amália Façanha Berger Capa: Rebecca Wanderley N. Agra Silva Folha de Rosto: Walmir Oliveira Santos Júnior Ilustrações: Adelson Tavares de Santana Walmir Oliveira Santos Júnior Wandeth Graziaany Soto Tello Jaciuk Editoração Eletrônica: Alexandre Meneses Chagas Ancelmo Santana dos Santos Astolfo Marques Pinto Bandeira Claudivan da Silva Santana Edivan Santos Guimarães Redação: PROEAD - Pró-Reitoria Adjunta de Ensino a Distância Av. Murilo Dantas, 300 - Farolândia - Prédio da Reitoria - Sala 40 CEP: 49.032-490 - Aracaju - SE - Tel.: (79) 3218- E-mail: [email protected] Site: http://www.proead.unit.br
S111q Santos, Nelson Antônio Sá Química aplicada às ciências naturais III./ Nelson Antônio Sá Santos. - Aracaju : UNIT, 2008. 184 p. : il.
Inclui bibliografia
- Química aplicada. 2.Ciências naturais. I. Universidade Tiradentes (UNIT). Pró-Reitoria Adjunta de Ensino a Distância. II. Título.
CDU: 54.004(076.5)
- UNIDADE I
- Tema I - Soluções..........................................................................
- Introdução
- 1.1 Soluções e Dispersões
- 1.1.1 O que é dissolução?
- 1.1.2 Dispersões
- 1.1.3 Classificação das misturas
- 1.1.4 Classificação das dispersões
- 1.1.5 Solução
- 1.1.6 Classificações gerais das soluções verdadeiras
- Atividade
- 1.1.7 Solubilidade ou coeficiente de solubilidade (Cs)
- 1.1.8 Curvas de solubilidade
- Atividade
- 1.2 Preparo de soluções
- 1.2.1 Concentração das soluções
- Atividade
- Atividade
- Atividade
- 1.3 Diluição de soluções
- Atividade
- 1.4 Mistura de Soluções
- 1.4.1 Mistura de duas soluções de um mesmo soluto
- Atividade
- 1.4.2 Mistura de duas soluções de solutos diferentes que não reagem entre si
- Atividade
- 1.4.3 Mistura de duas soluções de solutos diferentes que reagem entre si
- Resumo do tema
- Tema II - Termoquímica
- Introdução
- 2.1 O que é caloria ou Caloria?
- 2.2 Como se faz para medir a quantidade de calorias?
- Atividade
- Exercício resolvido
- Atividade
- 2.3 Relação entre calor de reação e entalpia
- 2.4 Relação entre calor e processos exotérmicos e endotérmicos
- 2.5 Variação de entalpia (ΔH) nos processos exotérmicos e endotérmicos
- Atividade
- 2.6 Diagramas de energia
- Atividade
- 2.6.1 ΔH nos processos exotérmicos
- 2.6.2 ΔH nos processos endotérmicos
- Atividade
- 2.7 Equação termoquímica
- 2.8 Estado padrão dos elementos e dos compostos químicos
- 2.9 Elementos químicos na sua forma mais estável
- Atividade
- 2.10 Fatores que influenciam o valor de ΔH
- 2.10.1 Fenômeno da Alotropia
- Atividade
- 2.10.2 Quantidade de reagentes e produtos
- 2.10.3 Estados físicos de reagentes e produtos
- Atividade
- 2.11 Entalpia de combustão ou DH de combustão
- Atividade
- 2.12 Lei de Hess
- Atividade
- 2.13 Energia de ligação
- Atividade
- Resumo do tema
- UNIDADE II
- Tema III - Cinética Química
- Introdução
- 3.1 Velocidade média
- Atividade
- 3.2 Condições para ocorrência de uma reação química
- 3.2.1 Choques eficazes
- 3.2.2 Energia de ativação (Ea)
- Atividade
- 3.3 Fatores que alteram a velocidade de uma reação química
- 3.3.1 Temperatura
- Atividade
- 3.3.2 Superfície de contato
- Atividade
- 3.3.3 Concentracão
- 3.3.4 Catalisador
- Atividade
- 3.4 A concentração dos regentes e a velocidade das reações
- Atividade
- 3.5 Reações não elementares
- Atividade
- Resumo do tema
- Tema IV - Equilíbrio Químico
- Introdução
- 4.1 Processos Reversíveis
- Atividade
- 4.2 Constante de equilíbrio
- Atividade
- Atividade
- 4.3 Tipos de equilíbrio - encontram na mesma fase 4.3.1 Equilíbrio Homogêneo: quando os constituintes do sistema se - encontram em fases diferentes 4.3.2 Equilíbrio Heterogêneo: quando os constituem do sistema se
- 4.4 Deslocamento do equilíbrio
- 4.4.1 Efeito da concentração
- 4.4.2 Efeito da pressão
- 4.4.3 Efeito da temperatura
- 4.4.4 Efeito de catálise
- Atividade
- 4.4.5 Efeito do íon comum
- 4.5 Equilíbrios que envolvem ácidos e bases
- 4.6 Constante de ionização de um ácido e de dissociação de uma base
- 4.6.1 Definições de ácidos e bases
- 4.7 A força dos ácidos e das bases
- Atividade
- 4.8 Equilíbrio iônico
- 4.8.1 Equilíbrio iônico da água pura
- 4.9 Equilíbrio Químico: pH e pOH
- 4.9.1 Alterando o equilíbrio iônico da água
- 4.9.2 A relação entre pH e pOH
- Exercícios resolvidos
- Atividade
- 4.9.3 Indicadores ácido-base
- Atividade
- 4.10 Titulação ácido - base
- 4.11 Hidrólise salina
- Exercício resolvido
- 4.12 Sistemas - tampão
- 4.13 Produto de solubilidade
- Exercícios resolvidos
- Resumo do tema
- Aplicada às Ciências Naturais III Caderno de Atividades Práticas de Química
- A Importância do Experimento em Química
- Roteiro das Aulas Práticas...............................................................................
- Experimento 1: Solubilidade (semelhante dissolve semelhante)............................
- Experimento 2: Soluções no cotidiano
- Experimento 3: Cinética química
- Experimento 4: Processos físicos e químicos
- Experimento 5: Energia de ativação
- Experimento 6: Velocidade de reação
- Experimento 7: Catalisador
- Experimento 8: Deslocamento de equilíbrio
- Experimento 9: Será que dissolve?
- Experimento 10: Solubilidade e temperatura
- Experimento 11: Solubilidade e o solvente
- Experimento 12: Sempre cabe mais um (I)?
- Experimento 13: Sempre cabe mais um (II)?
- Experimento 14: Todos os líquidos se misturam?
- Experimento 15: Calor de dissolução
- Experimento 16: Calor de neutralização
- Experimento 17: Calor de reação de um metal com um ácido
- Experimento 18: A Velocidade de uma reação química pode ser alterada?
- Experimento 19: Deslocamento no equilíbrio de reações químicas
- Gabarito
Apresentação da Disciplina
Caro (a) Aluno (a),
Como qualquer conhecimento, a Química evolui-se mais complexa a ponto de ser subdividida em vários ramos para facilitar o seu estudo. Entre esse será a Físico-química, o objetivo desta obra. A disciplina Química Aplicada às Ciências Naturais III será imprescindível para o seu aprendizado, pois fornecerá fundamentos essenciais para a sua formação de docente na área de Ciências Naturais e incluirão conhecimentos práticos que serão necessários para o desenvolvimento de experimentos, em laboratório ou não, para completar o conhecimento. Aqui, procuramos desenvolver cada tema de uma forma contextualizada com o seu entorno, o seu cotidiano, utilizando uma linguagem clara e acessível, apresentando atividades complementares, indica- ções de leituras e procedimentos experimentais que se encontram no Manual de Atividades, que propici- arão reflexões e facilitarão a aprendizagem.
Competências e Habilidades
- Favorecer o exercício de observar, indagar e avaliar dados; - Tirar conclusões a respeito de fenômenos; - Compreender a importância do conhecimento científico; - Realizar trabalhos em equipe de forma a desenvolver também habilidades como as de comunica- ção e discussão; - Aprender a admitir e respeitar idéias diferentes; - Exercitar a argumentação e desenvolver o pensar e o espírito de cooperação; - Compreender alguns dos fundamentos básicos dos fenômenos químicos envolvidos em sua vida; - Estabelecer relações explícitas entre os diversos tópicos que serão estudados; - Participar ativamente em seu processo de aprendizagem.
Organização da disciplina
Para facilitar seu estudo, a disciplina Químiva Aplicada às Ciências Naturais III está organizada em quatro unidades, num total de 90 horas/aula. Na primeira unidade serão abordados temas em soluções para revisar e ampliar os conceitos de misturas homogêneas. Identificar tipos de soluções e compreender e inter-relacionar os vários tipos de concentrações. Na segunda unidade terá início Termoquímica, esta apresentará as relações entre reações e o calor associado ao processo e discutir o cálculo do ΔH. Dando continuidade na terceira e quarta unidades, serão apresentados os temas Cinética Química e Equilíbrio Químico, respectivamente. Nestes, serão abordados o estudar da velocidade de processos químicos. A compreensão dos diversos fatores que influenciam a velocidade. Entender o conceito de Constante de Equilíbrio e verificar os fatores que alteram o equilíbrio.
UNIDADE I
Tema I - Soluções
Revisar e ampliar os conceitos de misturas homogêneas Identificar tipos de soluções Compreender e inter-relacionar os vários tipos de concentrações
Tema II - Termoquímica
Apresentar as relações entre reações e o calor associado ao processo Discutir o cálculo do ΔH
UNIDADE II
Tema III - Cinética Química
Estudar a velocidade de processos químicos Compreender os diversos fatores que influenciam a velocidade
Tema IV - Equilíbrio Químico
Entender o conceito de constante de equilíbrio Verificar os fatores que alteram o equilíbrio
Atividades
Para auxiliar a aprendizagem e fixação de conteúdos, o aluno deverá desenvolver atividades como:
- Exercícios de múltipla escolha ao final de cada unidade - Pequenos comentários para perguntas abertas - Leitura de texto e atividades complementares - Chat de discussão (ambiente virtual) - Filmes para análise e discussão - Estudos práticos em laboratório
Avaliação
A avaliação deve ocorrer de modo presencial de acordo com o calendário da disciplina disponível no quadro de avisos através de trabalhos práticos, elaborados por escrito indicados pelo professor-tutor. Notas e conceitos serão atribuídos, levando em conta os seguintes requisitos:
- 20% interesse, participação e cumprimento das tarefas (encontros presenciais, atividades e exercícios). - 80% prova escrita.
Procedimento de estudo
A metodologia de acompanhamento das aulas será à distância, além de horas destinadas a encontros presenciais, correspondendo à carga horária (90 horas) obrigatórias, onde o aluno junto ao professor - tutor resolverá eventuais dúvidas, aplicará os conhecimentos relacionando-os com a prática em laborató- rio, facilitando assim a fixação da aprendizagem. Para obter êxito no estudo da disciplina é importante que o aluno observe algumas orientações que irão ajudá-lo a atingir os objetivos propostos: a) Tenha muito cuidado com o tempo! Defina um horário regular para estudar os guias. Organize-se de tal forma que você possa dedicar aproximadamente 30 minutos para cada tema;
○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ ○ OBS .: Ao final de cada uni- dade todos os exercícios pro- postos serão contabilizados para nota da unidade e devem ser respondidos e entregues antes da prova.
Bibliografia Básica
ATKINS, P.e JONES, L. Princípios de Química - Questionando a Química Moderna e o Meio Ambien- te. Porto Alegre: Bookman, 2007. RUSSEL J.B. Química Geral , Vol. 1 e 2. São Paulo: McGraw-Hill, 2006. BROWN, T. L. Química : a ciência central. São Paulo: Prentice Hall, 2007.
Bibliografia Complementar
MAHAN, B. M. e MYERS, R. J. Química : um curso universitário. São Paulo: E. Blücher, 2005. NETZ, P. A. e ORTEGA, G. G. Fundamentos de físico-química. Porto Alegre: ARTMED, 2002.
Competências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e HabilidadesCompetências e Habilidades
- Favorecer o exercício de observar, indagar e avaliar dados; - Tirar conclusões a respeito de fenômenos; - Compreender a importância do conhecimento científico; - Realizar trabalhos em equipe de forma a desenvolver também habili- dades como as de comunicação e discussão; - Aprender a admitir e respeitar idéias diferentes; - Exercitar a argumentação e desenvolver o pensar e o espírito de coo- peração; - Compreender alguns dos fundamentos básicos dos fenômenos quími- cos envolvidos em sua vida; - Estabelecer relações explícitas entre os diversos tópicos que serão es- tudados; - Participar ativamente em seu processo de aprendizagem.
Soluções e Dispersões Preparo de soluções Diluição de soluções Mistura de Soluções
UNIDADE I
TEMA I
Soluções
O que iremos aprenderO que iremos aprenderO que iremos aprender O que iremos aprenderO que iremos aprender
Introdução
Para começar, vamos fazer as seguintes perguntas:
1ª) O que você entende por solução? 2ª) Quais as diferenças entre dissolução do sal e do açúcar na água? 3ª) Qual a diferença de um composto iônico e molecular na água?
Estas e outras perguntas serão respondidas nesta unidade, no as- sunto denominado Soluções.
1.1 Soluções e Dispersões
O açúcar (C 12 H 22 O 11 ) ou o sal de cozinha (NaCl) se dissolvem facilmente em água, resultando em um sistema homogêneo de apenas uma fase.
1.1.1 O que é dissolução?
É a disseminação ou interação dos agregados atômicos de uma substância nos agregados de outra substância, formando uma mistura homogênea.
Como explicar isso? Microscopicamente, uma solução aquosa de açúcar ou de sal, no decorrer da dissolução, apresenta moléculas de açúcar ou sal dissemi- nadas entre as moléculas de água que passam a atrair-se mutuamente. Dessa forma, para que um sólido e um líquido formem uma solução, é necessário que as interações entre o sólido e o líquido (que chamare- mos de soluto e solvente, respectivamente), sejam maiores que as interações entre líquido - líquido (água - água) e sólido - sólido (sal - sal ou açúcar - açúcar). Assim, a solução de água com açúcar ou água com sal pode ser formada, pois a interação entre a água e o açúcar ou a água e o sal é maior que a interação entre água - água, sal-sal, açúcar - açúcar. Pode- mos ainda acrescentar que a solução água e açúcar ou água e sal for- mam uma dispersão. Quando entre o soluto e o solvente não se estabelece nenhuma interação ou se estabelece interações muito fracas, é de se esperar que não se forme uma solução. É o que ocorre com a água e a areia, e a água e o óleo. Mas o que é dispersão? O que é solução? O que é soluto? O que é solvente?
1.1.2 Dispersões
Dispersões são sistemas nos quais uma substância está dissemina- da, sob forma de pequenas partículas, numa segunda substância. As misturas sal e água, açúcar e água são chamadas de dispersão. A substância que disseminou chama-se disperso ou fase dispersa.
Química Aplicada às Ciências Naturais III^13
A outra substância é o dispersante.
Exemplo: Água + açúcar
A água é o dispersante e o açúcar é o disperso. Na verdade, dispersão é uma mistura.
1.1.3 Classificação das misturas
Só para não esquecer, a mistura pode ser classificada em:
1.1.3.1 Homogênea - Mistura de duas ou mais espécies químicas diferentes que apresentam apenas uma fase.
Exemplo: Água + sal
1.1.3.2 Heterogênea - mistura de duas ou mais espécies químicas diferentes que apresentam mais de uma fase.
Ex: óleo, água destilada, açucar e mercúrio metálico
(^14) Química Aplicada às Ciências Naturais III
Você já ouviu falar de Efeito Tyndall? Ao iluminarmos com uma lanterna um recipiente de vidro com solução de água e sal, não é possível visualizar a trajetória do feixe de luz. No entanto, se incidirmos a luz sobre um colóide, como o ar carre- gado de poeira ou nevoeiro, é possível observar a trajetória do feixe de luz, pois como as partículas dispersas em um colóide são maiores, elas conseguem dispersar o feixe de luz.
1.1.4.3 - Suspensões - São sistemas heterogêneos em que as par- tículas dispersas são visíveis ao microscópio comum. Há sedimentação espontânea ou por meio de centrífugas comuns das partículas disper- sas, por isso, sua separação é fácil e é feita por meio de filtros comuns. Exemplo: Areia e água. O diâmetro das partículas dispersas nas suspensões é maior que 100 nm. Nosso trabalho ficará restrito às soluções verdadeiras.
1.1.5 Solução
O que é solução?
São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias
Você sabe como preparar uma solução?
Quando a mistura de duas substâncias resulta em uma solução, duas situações podem ocorrer:
(^16) Química Aplicada às Ciências Naturais III
Química Aplicada às Ciências Naturais III^17
- As substâncias sempre formam uma solução, independentemente das quantidades misturadas. É o caso das misturas formadas por gases e de algumas misturas entre líquidos, como água e álcool. Substâncias que se misturam em quaisquer proporções são chamadas miscíveis. A água é miscível no álcool, mas água e óleo não são miscíveis, mas sim imiscíveis. - As substâncias podem ser misturadas em quantidades limitadas. É o que acontece, por exemplo, com a água e o açúcar e a água e sal.
1.1.5.1 Componentes de uma solução
Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto ou dissolvido, e o dispersante recebe o nome de solvente ou dissolvente. Soluto e solvente são os termos utilizados para designar os com- ponentes da solução. A definição de cada uma pode ser feita por dois critérios, que iremos discutir agora:
- O primeiro critério dá-se quando o solvente é a substância em mai- or quantidade na solução, e o soluto, aquela em menor quantidade. Assim, na água do mar, a água seria o solvente e os sais dissolvidos, os solutos. - O segundo critério: soluto é a substância que se dissolve, isto é, que "desaparece" quando a solução é preparada. E solvente é a subs- tância que dissolve o soluto. Ao adicionarmos açúcar (sólido) à água, é como se ele desaparecesse, pois a solução formada possui o mesmo aspecto que a água - líquida (incolor). No entanto, sabemos que o açú- car está presente, pois a solução tem sabor adocicado: a água dissolveu o açúcar. A água é o solvente e o açúcar, o soluto. Soluto: componente geralmente em menor quantidade Solvente: componente que acolhe o soluto
CURIOSIDADE
Toda vez que ouve a palavra solução, você tem a idéia de que a solução é líquida? Se sua resposta for afirmativa, ela está errada, veja:
1.1.6 Classificações gerais das soluções verdadeiras
1.1.6.1 De acordo com estado de agregação da solução
1.1.6.1.1 Soluções sólidas: O componente em maior quantidade é um sólido Exemplo: o aço tem como principais componentes o ferro e o carbono; o componente em maior quantidade é o ferro. Já o ouro 18 quilates tem como principais componentes ouro e cobre; como sabe- mos, o componente em maior quantidade é o ouro.
Todas as misturas gasosas são soluções gás - gás.
1.1.6.3 De acordo com a natureza das partículas dispersas
Alguns fatores podem determinar a solubilidade de algumas subs- tâncias e de um solvente qualquer. Como exemplo, teremos a água, já que este é considerado um solvente universal.
SÓ PARA RELEMBRAR
A água é uma substância polar, pois apresenta regiões carregadas negativamente e positivamente. Essas moléculas fazem ligações de hidrogênio. Essas associações aparecem quando átomos de hidro- gênio fazem interações elétricas com átomos de flúor, oxigênio ou nitrogênio de outra molécula. Quando a molécula não tem regiões carregadas ou as regiões car- regadas se anulam, ela é considerada uma molécula apolar.
1.1.6.3.1 Algumas substâncias são iônicas e outras são moleculares
As partículas iônicas são aquelas eletricamente carregadas que, quando em solução aquosa, movimentam-se desordenadamente. Ao introduzirmos um eletrodo (placas metálicas ou fios que ficam ligados aos terminais positivos e negativos de uma bateria) na solução, faz com que as partículas positivas, ou cátions, desloquem-se em direção ao ele- trodo negativo; e os ânios, íons negativos, deslocam-se em direção ao eletrodo positivo. Com isso, a solução conduz corrente elétrica. Será que quando a solução é iônica, quer dizer que a substância que dissolve na água tem ligação iônica, e assim conduz corrente elétri- ca? Ou ainda, toda molécula que possui ligação covalente não conduz corrente elétrica, pois não se dissocia em íons? O açúcar (glicose) é uma molécula polar que dissolve na água, que também é uma molécula polar, porém não conduz corrente elétri- ca. Sabe por quê? A glicose possui ligação covalente entre seus átomos, é uma mo- lécula polar que apresenta regiões carregadas positivamente e negativa- mente, que interagem com a água, tornando-a bastante solúvel nesta, porém suas ligações não são quebradas, ou seja, não se dissocia em íons, com isso, temos uma solução molecular.
Química Aplicada às Ciências Naturais III^19
1.1.6.3.2 Solução molecular: As partículas dispersas do soluto são moléculas. A solução molecular é também chamada de solução não- eletrolítica e não conduz a corrente elétrica. Exemplo: Glicose em água.
H 2 O
C 6 H 12 O6(s) → C 6 H 12 O6(aq) Glicose
1.1.6.3.3 Solução iônica: As partículas dispersas do soluto são íons.
A solução iônica é também chamada de solução eletrolítica e con- duz corrente elétrica. Os íons são os responsáveis pela condução da corrente elétrica numa solução. Exemplos: água e sal (cloreto de sódio) e o HCl (cloreto de hi- drogênio ou ácido clorídrico) Na Cl → Na +(aq) + Cl-(aq) ( a dissociação iônica é praticamente total).
Já o cloreto de hidrogênio HCl, é um gás que possui ligação covalente entre seus átomos, é uma molécula polar, bastante solúvel em água. Os dipolos da água ao serem atraídos pela molécula de HCl, fa- zem com que essas moléculas se quebrem, dissociando-se em H+^ e Cl - , o que não acontece na glicose. Neste caso, temos um eletrólito (subs- tância que conduz corrente elétrica ) molecular. A solução não é mais molecular, mais sim:
HCl → H + (aq) + Cl-(aq)
(^20) Química Aplicada às Ciências Naturais III