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Química
Equilíbrio Químico Molecular
Constante de Equilíbrio Ke ............................................ 4
Fatores que alteram o Equilíbrio Químico .............. 6
Equilíbrio Iônico
Teoria de Ácidos e Bases ...................................... 9
Equilíbrio Iônico ................................................... 10
Produto Hidrogeniônico pH ................................ 12
Produto Hidroxiliônico pOH ................................ 13
Eletroquímica (Pilhas e Eletrólises)
Pilhas ................................................................... 17
Eletrodos ............................................................. 21
Eletrólise .............................................................. 26
Leis de Faraday ................................................... 29
Acidez e Basicidade de Compostos Orgânicos
Constante de Acidez Ka ............................................... 30
Constante de Basicidade Kb ...................................... 30
Biomoléculas e Polímeros
I Biomoléculas .................................................. 32
1) Aminoácidos e Proteínas ........................... 32
2) Glicídios .................................................... 33
3) Lipídeos ..................................................... 34
4) Ácidos Nucléicos ........................................ 35
II Polímeros ...................................................... 35
Efeitos Poluentes ao Meio Ambiente
1) Efeito Estufa .............................................. 37
2) Destruição da Camada de Ozônio ............. 37
3) Chuvas Ácidas ........................................... 38
M MARIA CÉLIA VALÉRIO CARDOSO
Anotações
Quando VD = VI as concentrações mol/L dos reagentes e produtos permanecem constantes. Da mesma maneira que VD diminui, a concentração do reagente diminui e, à medida que VI aumenta, a concentração do produto aumenta também. Considerando o gráfico abaixo:
Início: [Reag] = [X] e [Y] são maiores que [Prod] = [Z] e [K] No equilíbrio, [X], [Y], [Z] e [K] são constantes, sendo os reagentes (X e Y) concentrações maiores do que os produtos (Z e K).
Início
Ï ÌÔÔ ÓÔÔ
[Reag] é máxima [A] e [B] [Prod] é mínima [C] e [D] Equilíbrio
Ï ÌÔÔ ÓÔÔ
[Reag] e [Prod] constantes, sendo [Prod] [C] e [D] maior do que [Reag] [A] e [B].
[ ] mol/L
Concentração
X Y Z K t’ tempo
X + Y Z + K
[ ] mol/L
A + B C + D
[C] e [D]
[A] e [B]
t’ tempo
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO K e
Considerando a reação: VD xX + yY zZ + kK VD = K 1 [X]x^. [Y]y VI VI = K 2 [Z]z^. [K]k
Quando o sistema entra em equilíbrio VD = VI, logo, K 1 [X]x^. [Y]y^ = K 2 [Z]z^. [K]k K K
Z K
X Y
z k (^12) = (^) x y
[ ]. [ ]
[ ]. [ ]
Considerando (^) KK 1 K^ e 2
= (^) (constante de equilíbrio) e Kc = constante de equilíbrio através da concentração
K (^) c XZ^ KY
z k = (^) x y
[ ]. [ ]
[ ]. [ ]
, ou seja, (^) K (^) c
coeficiente = (^) coeficiente
[ ]
[ ]
Produto Reagente
- [ ] = Concentração mol/Litro
Observação importante:
- Substâncias sólidas e solventes não aparecem na expressão de Kc.
Exemplo:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) K (^) c = (^) [ N[NH^ ] [H 3 ]]
2 2 23
sendo Kc = constante de equilíbrio através da concentração.
Constante de equilíbrio de gases
Pode ser calculada de duas maneiras: A) Cálculo de K (^) c (constante através da concentração mol/Litro). K (^) c
coef = (^) coef
[ ]
[ ]
. .
Produto Reagente
Exemplo:
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
K (^) c = [^ PCl[ PCl^3 ]. [Cl ]] 5
2
B) Cálculo de K (^) p (constante através da pressão) Calculas e através das pressões parciais dos gases K (^) p PPCl^ P^ PCl PCl
5
. ; K
p P produto
Coef = (^) Coef
. .
P reagente PPCl 3 = pressão parcial do PCl 3 PCl 2 = pressão parcial do Cl 2 PPCl 5 = pressão parcial do PCl 5 Observação importante:
- Na expressão de Kp, só entram substâncias gasosas.
C) Cálculo do K (^) p através do K (^) c. K (^) p = K (^) c(RT ) Dn^ , sendo: Kp = constante de equilíbrio em função das pressões parciais. Kc = constante de equilíbrio em função das concentrações.
R = constante dos gases perfeitos = 0, atm x L mol x K. T = temperatura em Kelvin (K). Dn (^) = nº de moles gasosos total do produto nº de moles gasosos total do reagente.
(P produto) Coef. (P reagente) Coef.
1.d) Se reduzir a concentração de NH 3 , reduz VI. VD N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) VI
2 Influência da Temperatura
O aumento da temperatura desloca o equilíbrio químico no sentido da reação endotérmica, enquanto a diminuição de temperatura deslocao no sentido exotérmico.
A) Em Reações Endotérmicas
Quando absorvem calor, DH > 0. VD A + B C + D DH = + 10 Kcal VI A + B + 10 Kcal C + D A + B C + D 10 Kcal Todas as vezes em que DH^ > 0, o sentido VD^ é endotérmico e
VI
é exotérmico.
- Se aumentar a temperatura de uma reação endotérmica, o equilíbrio vai deslocarse para a direita, aumentando a concentração do produto (C e D), até entrar novamente em equilíbrio.
B) Em Reações Exotérmicas
Quando liberam calor, DH < 0. E + F G + K DH = 20 Kcal E + F 20 Kcal G + K E + F G + K + 20 Kcal Todas as vezes em que DH < 0, o sentido VD^ é exotérmico e
VI
é endotérmico.
- Se aumentar a temperatura de uma reação exotérmica, o equilíbrio vai deslocars e para a esquerda, aumentando a concentração do reagente (E e F), até entrar novamente em equilíbrio. Observação importante:
- A temperatura é o único fator que muda o valor da constante de equilíbrio.
3 Influência da Pressão Total
A pressão é inversamente proporcional ao volume. Quando aumentar a pressão ocorrerá o mesmo que diminuir o volume, ou vicev ersa; quando reduzir a pressão ocorrerá o mesmo que aumentar o volume. O aumento da pressão total desloca o equilíbrio para o lado de menor número de mols de substâncias gasosas. H2(g) + 12 O2(g) H 2 O(g) Reagente = 1,5 mols Produto = 1,0 mol O aumento da pressão total desloca o equilíbrio para a direita, aumentando a formação de H 2 O(g), até entrar novamente em equilíbrio. Observação importante:
- Se o número de mols de substâncias gasosas for igual no reagente e no produto, a pressão não vai alterar o equilíbrio.
Vai formar NH 3 mais rápido, o equilíbrio deslocas e para a direita até VD = VI, entrando novamente em equilíbrio.
Exemplo 1:
H2(g) + I2(g) 2HI(g) Reagente e Produto = 2 mols
Exemplo 2:
C(s) + O2(g) CO2(g) O aumento da pressão não desloca o equilíbrio, pois C é sólido, tendo reagente e produto 1 mol de substâncias gasosas.
4 Influência da Pressão Parcial
O aumento da pressão parcial de um reagente gasoso ocorre quando aumentamos sua concentração, portanto desloca o equilíbrio para a direita (igual aumento da concentração).
Exemplo:
VD N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) VI
- O aumento da pressão parcial de N 2 desloca o equilíbrio para a direita.
- O aumento da pressão parcial de H 2 desloca o equilíbrio para a direita.
- O aumento da pressão parcial de NH 3 desloca o equilíbrio para a esquerda.
5 Influência do Catalisador
O catalisador reduz o caminho da reação, ou seja, aumenta a sua velocidade. Se o sistema estiver em equilíbrio, o catalisador aumenta a velocidade de formação do produto VD, mas também aumenta a velocidade de formação do reagente VI, logo não altera o equilíbrio químico (VD = VI).
Outros exemplos:
b) Se o ácido é forte, seu conjugado é uma base fraca. Se o ácido é fraco, seu conjugado é uma base forte. Se a base é fraca seu conjugado é um ácido forte. Se a base é forte, seu conjugado é um ácido fraco. ÁCIDO FORTE CONJUGADOS^ BASE FRACA BASE FORTE CONJUGADOS^ ÁCIDO FRACO H 2 SO 3 + NH 3 HSO 3 + NH+ 4 ÁCIDO FRACO BASE FRACA BASE FORTE ÁCIDO FORTE CONJUGADOS CONJUGADOS
Lembrete:
ÁCIDOS • Hidrácidos: HCl, HBr, HI FORTES • Oxiácidos: nº O nº H ≥^2 H 2 SO 4 (4 2 = 2) HClO 4 (4 1 = 3) BASES coluna IA (metais alcalinos) e FORTES coluna IIA (metais alcalinos terrosos) combinados com OH. NaOH; Ca(OH) 2
Teoria de Lewis
Ácidos: são substâncias deficientes de elétrons, capazes de receber um par de elétrons, através de ligação covalente dativa. Ex: H+, BF 3 , AlCl 3 , H 2 O. Bases: são substâncias capazes de doar um par de elétrons e formar uma ligação covalente dativa, ou uma espécie com carga negativa. Ex: OH , H 2 O, NH 3.
EQUILÍBRIO IÔNICO
Grau de dissociação iônica ou grau de ionização
a (^) = Corresponde ao número de partículas dissociadas pelo número de partículas dissolvidas.
Ï
Ì
ÔÔ
Ó
Ô Ô Ï Ì
ÔÔ
Ó
Ô Ô
HS
doar H+ (ÁCIDO) S receber H+ (BASE) H^2 S
HSO 4
doar H+ (ÁCIDO) SO^4
2 receber H+ (BASE) H^2 SO^4
nº de moles dissociados nº de moles dissolvidos
a =
Exemplo:
Na dissolução de 10 moles de HCl, na H 2 O, apenas 8 moles dissociaram, portanto:
a = (^108) = 0,8 ou a (^) = 80%
Constante de dissociação iônica ou constante de ionização: K i
HCN H+^ + CN
K (^) i = HHCN
[ +^ ] [CN ]-
[ ]
Para ácido, Ki = Ka Para bases, Ki = Kb Podemos escrever: HCN + H 2 O H 3 O+^ + CN
K (^) a = H OHCN H O]
[ +^ ] [CN ]-
[ ] [
3 2 mas como HCN é um ácido fraco, haverá grande quantidade de água e a concentração de H 2 O será constante.
[H 2 O] = constante, logo: K^ a = H OHCN
[ +^ ] [CN ]-
[ ]
3
NH 3 + H 2 O NH 4 +^ + OH K (^) b = NHNH H O]
[ +^ ] [OH ]-
[ ] [
4 3 2 como NH 3 é uma base fraca, a [H 2 O] permanecerá constante.
K (^) b = NHNH
[ +^ ] [OH ]-
[ ]
4 3 Conclusão:
- Quanto maior a concentração de H 3 O+, no equilíbrio, maior Ka (ácido mais forte).
- Quanto maior a concentração de OH , no equilíbrio, maior Kb (base mais forte).
Lei de diluição de Ostwald
À medida em que se dilui uma solução, o grau de dissociação ( a^ ) aumenta: REAÇÃO HX H+^ + X REAÇÃO Início da reação M O O Início da reação Nº de moles que reagem a^ M + a M + a M Nº de moles que formam Nº de moles no equilíbrio M a M a M a M Nº de moles no equilíbrio M = concentração mol/L a = grau de dissociação As partículas que vão dissociando deixam de pertencer ao reagente e passam a pertencer ao produto, por isso reagente é a M, e produto é + a M. Ka = constante de acidez K (^) a = H^ HXX = (^) MM -^ MM
[ +^ ] [ - ]
[ ]
a a a K (^) a = (^) Ma M- a = a-Ma
2 2 2 ( 1 ) 1
K (^) a = a-Ma
2 2 1
Como Ka é uma constante, à medida em que aumenta M (concentração mol/L), reduz o grau de dissociação ( a ). Se acrescentarmos água, reduz M (concentração mol/L) e aumenta o grau de dissociação ( a ).
M
meio básico
meioneutro
meio ácido
Ï
Ì
Ô Ô
Ó
Ô Ô
Ï
Ì
Ô Ô
Ó
Ô Ô
meio básico
neutromeio
meio ácido
PRODUTO HIDROXILIÔNICO pOH
pOH = log [OH ] Se a solução possuir: pOH > 7,0 terá caráter ácido pOH = 7,0 terá caráter neutro pOH < 7,0 terá caráter básico Observe a tabela a seguir que relaciona [H+], pH, [OH ] e pOH. [H+] mol/L pH [OH ] mol/L pOH 1 0 10 1 4^14 101 1 10 1 3^13 102 2 10 1 2^12 103 3 10 1 1^11 104 4 10 1 0^10 105 5 109 9 106 6 108 8 107 7 107 7 108 8 106 6 109 9 105 5 10 1 0^10 104 10 1 1^11 103 10 1 2^12 102 10 1 3^13 101 10 1 4^14 1
Ï Ì
ÔÔ
Ó
Ô Ô
Soluções Neutras
pH 0
Soluções Ácidas 7
Soluções Básicas 14
pOH 14 Soluções Ácidas^7 Soluções Básicas^0
Soluções Neutras
pH + pOH = 14
como
pH = log [H+] Æ [H+] = 10p H pOH = log [OH ] (^) Æ [OH ] = 10p OH
Ï Ì
ÔÔ
Ó
ÔÔ
Tabela para identificar soluções aquosas ácidas, básicas ou neutras. Soluções Ácidas Soluções Neutras Soluções Básicas [H+] > [OH ] [H+] = [OH ] [OH ] > [H+] [H+] >10^7 = 10^7 < 10^7 [OH ] < 10^7 = 10^7 > 10^7 pH < 7 = 7 > 7 pOH > 7 = 7 < 7 Quanto maior o pH, menor o pOH (^) Æ solução mais básica Quanto menor o pH, maior o pOH Æ solução mais ácida log 2 = 0, IMPORTANTE SABERlog 3 = 0, log 5 = 0,
Exemplo 1:
Qual o pH de uma solução cuja concentração H+^ é 10^3 mol/L? Será ácida, básica ou neutra? pH = log [H+] pH = log 10^3 pH = 3 Como pH < 7, solução ácida.
Exemplo 2:
Qual o pH de uma solução cuja concentração de OH é 10^6 mol/L? Será ácida, básica ou neutra? pOH = log [OH ] pOH = log 10^6 pOH = 6 pH + pOH = 14 ^ pH = 14 6 \ pH = 8 Como pH > 7, solução básica.
Exemplo 3:
Se o pH = 3, quanto vale [H+]? [H+] = 10p H [H+] = 10^3
Exemplo 4:
Se o pOH = 6, quanto vale [OH ]? [OH ] = 10p OH [OH ] = 10^6
Ï
Ì
ÔÔ
Ó
Ô
Ô
Se o primeiro equilíbrio deslocas e para esquerda consumindo H+, a concentração de CH 3 COO diminui, logo o segundo se desloca para direita para repor CH 3 COO.
Exemplo 1:
Uma solução 0,001 mol/L de HCl, terá que pH e pOH? 1 º) Determinar a concentração de H+. HCl H+^ + Cl
0,001 mol/L 0,001 mol/L [H+] = 0,001 = 10^3 mol/L pH = log [H+] = log 10^3 = 3 pH + pOH = 14 Æ pOH = 14 3 = 11 1
Exemplo 2:
Uma solução 0,001 mol/L de H 2 SO 4 terá que pOH? Como H 2 SO 4 é ácido, achas e primeiro o pH. 1 º) Determinar a concentração de H+. H 2 SO 4 2H+^ + SO 4 2
0,001 mol/L 0,002 mol/L [H+] = 0,002 = 2 x 10^3 mol/L pH = log [H+] = log 2 x 10^3 = 3 log2, sendo log 2 = 0,3 Æ pH = 3 0,3 Æ pH = 2, pH + pOH = 14 Æ pOH = 14 2,7 Æ pOH = 11,
Exemplo 3:
Uma solução 0,025 mol/L de Ca(OH) 2 , terá que pH? Como Ca(OH) 2 é base, achas e primeiro o pOH. 1 º) Determinar a concentração de OH. Ca(OH) 2 Ca+2^ + 2OH
0,025 mol/L 0,05 mol/L [OH ] = 0,05 mol/L = 5 x 10^2 mol/L pOH = log [OH ] pOH = log 5 x 10^2 Æ pOH = 2 log 5, como log 5 = 0,7 (^) Æ pOH = 2 0,7 (^) Æ pOH = 1, pH + pOH = 14 (^) Æ pH = 14 1,3 (^) Æ pH = 12, Cálculos de pH e pOH de uma solução tampão
pH = pKa + log [ sal] [ácido] pOH = pKb^ + log^
[ sal] [base] sendo PKa = log Ka sendo pKb = log Kb
ELETROQUÍMICA (PILHAS E ELETRÓLISES) Eletroquímica é a parte da química que estuda a transformação de energia proveniente de uma reação química em energia elétrica, bem como os fenômenos químicos produzidos pela eletricidade. Assim, quando um rádio de pilhas funciona, ocorrem reações de óxidore dução e haverá produção de corrente elétrica (geradores). Já na niquelação de uma peça metálica, a energia elétrica está se transformando em energia química, a corrente elétrica que provoca a reação de óxidore dução (receptores).
PILHAS
As pilhas são geradores de corrente elétrica, ocorrendo nelas reações espontâneas de oxire dução, transformando energia química em energia elétrica. Para o estudo de uma pilha é importante entender bem o significado de potencial de oxidação EO. O potencial de oxidação refere se à reatividade de um determinado elemento. Para dar valores de potencial aos elementos, escolheus e como padrão o hidrogênio, e adotous e seu EO^ igual a zero. Tabela de Potencial de Oxidação
Cs Cs+^ + e + 3, Li Li+^ + e + 3, Rb Rb+^ + e + 2, K K+^ + e + 2, Ba Ba++^ + 2e + 2, Sr Sr++^ + 2e + 2, Ca Ca++^ + 2e + 2, Na Na+^ + e + 2, Mg Mg++^ + 2e + 2, Al Al+++^ + 2e + 1, Mn Mn++^ + 2e + 1, Zn Zn++^ + 2e + 0, Cr Cr+++^ + 3e + 0, Fe Fe++^ + 2e + 0,
REDUTOR OXIDANTE EO^ (volts) Co Co++^ + 2e + 0, Ni Ni++^ + 2e + 0, Sn Sn++^ + 2e + 0, Pb Pb++^ + 2e + 0, H H+^ + e ZERO Sb Sb+++^ + 3e 0, As As+++^ + 3e 0, Bi Bi+++^ + 3e 0, Cu Cu++^ + 2e 0, Hg Hg++^ + 2e 0, Ag Ag+^ + e 0, Pt Pt++^ + 2e 1, Au Au+++^ + 3e 1,
REDUTOR OXIDANTE EO^ (volts)
Oxidação: fenômeno que ocorre com perda de elétrons, logo o número de oxidação (nox) aumenta. Redução: fenômeno que ocorre com ganho de elétrons, logo o número de oxidação (nox) diminui. Uma reação é espontânea quando o elemento que sofre oxidação (perde elétrons) tem maior potencial de oxidação que o elemento que sofre redução (ganha elétrons).
Exemplos: Cu(s) + 2 Ag+(aq) Æ Cu+2(aq) + 2 Ag(s) É espontânea porque o Cu tem maior potencial (EO) que a Ag. 2 Al(s) + 3 Fe+2(aq) Æ 2 Al+3(aq) + 3 Fe(s) É espontânea porque o Al tem maior potencial (EO) que o Fe. Uma reação não é espontânea quando o elemento que sofre oxidação tem menor potencial de oxidação que o elemento que sofre redução.
TABELA DE REATIVIDADE DE METAIS EM SOLUÇÕES AQUOSAS
CONTENDO ÍONS METÁLICOS
- O Cs é o metal mais reativo, sofre oxidação mais facilmente.
- Ocorre reação espontânea entre um metal que está acima na tabela e um íon de um metal que se encontra mais abaixo.
- Não ocorre reação espontânea entre um metal que está abaixo na tabela e um íon de um metal que se encontra mais acima.
Pilha de Daniel
a) Esquema
(I) (II)
K +(aq ) Cl-(aq ) KCl(aq)
Zn(s) e
ZnSO4(aq)
Zn+
SO 4 -^2 (aq)
chave
ponte salina CuSO4(aq) SO 4 -^2 (aq) Cu(+aq^2 )
Cu (^) (s)
(aq)
Ordem crescente de reatividade(tendência a oxidar)
Cs Rb K Na Ba Li Sr Ca Mg Al Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pd Pt Au
Metais mais reativos que o hidrogênio (menos nobres)
Metais menos reativos que o hidrogênio (mais nobres)
b) Montagem
I Lâmina de Zn (ou eletrodo de zinco) em contato com uma solução aquosa de um sal de zinco (íons Zn+2). Ex.: ZnSO4(aq). II Lâmina de Cu (ou eletrodo do cobre) em contato com uma solução aquosa de um sal de cobre. (íons Cu+2). Ex.: CuSO4(aq)
- As lâminas de Zn e Cu são ligadas através de um fio metálico (pelo movimento dos elétrons conduzem a corrente elétrica.)
- As soluções são interligadas através da ponte salina. A ponte salina pode ser construída com um tubo em U fechado nas extremidades com lã de vidro, o qual deve estar cheio de uma solução aquosa saturada de um sal, que não participa da reação química da pilha. Ex.: KCl(aq).
c) Funcionamento
- O Zinco tem maior potencial de oxidação, perde elétrons e transforma em Zn+2, que é solubilizado em água. Zn(s) Æ Zn(+aq^2 )+ (^2) e - O (oxidação)
- Estes elétrons do zinco passam através do fio metálico e se ligam aos íons de Cu( +aq^2 )transformando em cobre, depósito de sólido avermelhado. Cu( +aq^2 )+ (^2) e - O Æ Cu(s) (redução)
- A placa de Zn vai diminuindo de tamanho e a placa de Cu vai aumentando de tamanho.
- Função da ponte salina (^) Æ neutralização das cargas elétricas. A solução de Zn/Zn+2^ vai ficando cada vez mais rica em íons Zn+2. Para que a neutralização de cargas elétricas seja mantida, os íons negativos, presentes na ponte salina, são atraídos e migram em direção à solução de Zn(+aq^2 ); e os íons positivos K+^ presentes na ponte salina são atraídos e migram para solução que contém a placa de cobre, excesso de (^) SO 4 -^2.
Conclusão:
Oxidação: Zn Æ Zn+2^ + 2 e - O EO^ = + 0,76 V Redução: Cu+2^ + 2 e - O Æ Cu EO^ = + 0,34 V Equação global Zn + Cu+2^ Æ Zn+2^ + Cu EO^ = + 1,10 V da pilha Eletrodo de Zn é chamado ÂNODO Æ onde ocorre oxidação, é o eletrodo de onde saem os elétrons e para onde se dirigem os ânions da ponte salina, é o ELETRODO NEGATIVO. Eletrodo de Cu é chamado CÁTION (^) Æ onde ocorre redução, é o eletrodo que recebe os elétrons e para onde se dirigem os cátions da ponte salina, é o ELETRODO POSITIVO.
e
íons
Zn+
chave Zn íons
semic élula semic élula
Cu+
Cu
