10/02/2012
CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL II
Conceitos básicos de termoquímica, equilíbrio químico e físico, de cinética química
Seminário: 28/05/2012 DOCENTE: Hygor R. Oliveira
[email protected]
ATKINS,
P .;
JONES,
L.
Editora Editora Bookman, Bookman, 2006. 2006. BROW BROWN, N, Theo Theodo dore re L.; L.; LEMA LEMAY, Y, H. Euge Eugene ne;; BURS BURSTE TEN N Bruc Brucee E. Ed. Ed. Pear Pearso son n Educ Educat atio ion. n. KOTZ, J. C. TREICHEL, P. M. & WEAVER, G. C. Volume 1 e 2. São Paulo: Cengage Learning, Learning, 2010. 2010. RUSSE RUSSELL LL,, J.B.; J.B.; , Volume 1 e 2. 2a Edição São São Paul Paulo: o: Makr Makron on Book Bookss Edito Editora ra Ltda Ltda,, 1994 1994..
ALGUMAS SOLUÇÕES PRESENTES EM NOSSO DIA-A-DIA
Exemplos: açúcar em água, ar, ligas metálicas,...
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Saber expressar quantitativamente essa concentração; Compreender o significado da concentração de soluções;
Café forte ou fraco? Mais ou menos doce? O quanto de chumbo é permitido aparecer na água potável?
O processo de dissolução substância A
substância B
mistura A + B (solução)
OOOO
OOOO
O O O
OOOO
O
parede de separação
O O O
O
O
O
O
O
O
removendo a parede
O
Assim, as moléculas ou íons do soluto separam-se permanecendo dispersas no solvente
A disseminação do soluto no solvente ocorre de forma espontânea !
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EXEMPLOS •
Considere o NaCl (soluto) dissolvendo-se em água (solvente): – as ligações de H da água têm que ser quebradas, – o NaCl se dissocia em Na+ e Cl-, – formam-se forças íon-dipolo: Na+ … -OH2 e Cl- … +H2O. – Dizemos que os íons são solvatados pela água. – Se água é o solvente, dizemos que os íons são hidratados.
O processo de dissolução Mudanças de energia e formação de solução •
Há três fases de energia na formação de uma solução: - a separação das moléculas do soluto (H 1), - a separação das moléculas do solvente (H 2) e a formaçãodas interações soluto-solvente (H 3).
Definimos a variação de entalpia no processo de dissolução como H dissol = H 1 + H 2 + H 3
•
O H soln pode tanto ser positivo como negativo, dependendo das forças intermoleculares.
O processo de dissolução Mudanças de energia e formação de solução •
A quebra de forças intermoleculares é sempre endotérmica.
A formação de forças intermoleculares atrativas é sempe exotérmica.
•
•
–
H 1
e H 2 são ambos positivos.
–
É possível termos tanto
–
H 3
é sempre negativo.
H 3
> (H 1 + H 2) quanto
H 3
< (H 1 + H 2).
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O processo de dissolução Mudanças de energia e formação de solução Exemplos:
•
–
O NaOH adicionado à água tem H dissol = -44,48 kJ/mol.
–
O NH4NO3 adicionado à água tem H dissol = + 26,4 kJ/mol.
‘Regra’: os solventes polares dissolvem solutos
polares. Os solventes apolares dissolvem solutos apolares. Por quê? –
Se o Hdissol é demasiadamente endotérmico, não haverá a formação de uma solução
O processo de dissolução
O processo de dissolução
Mudanças de energia e formação de solução
Mudanças de energia e formação de solução - NaCl em gasolina: as forçasíon-dipolo são fracas, uma vez que a gasolina
Regra Prática: “Semelhante dissolve semelhante”
é apolar. Conseqüentemente, as forças íon-dipolo não são compensadas pela separação de íons.
Nem todas as substãncias Iônicas são solúveis em água. Ex: BaSO4 Outro Caso Interessante: A molécula de etanol (C2H5OH; momento dipolar 1,70 D) é menos polar do que o cloreto de etila (C2H5Cl; 2,05D), contudo o etanol é totalmente miscível em água enquanto a solubilidadedo cloereto de etila em água é baixa.
- Água em octano: a água tem ligações de H fortes. Não há forçasatrativas entre a água e o octano para compensaras ligações de H.
O processo de dissolução
O processo de dissolução
Formação de solução, espontaneidade e desordem •
Um processo espontâneo ocorre sem intervenção externa.
•
Quando a energia do sistema diminui (por exemplo, deixar um livro cair e permitir que ele caia para uma energia potencial mais baixa), o processo é espontâneo.
•
Alguns processos espontâneos não envolvem a variação do sistema para um estado de energia mais baixa (por exemplo, uma reação endotérmica).
Formação de solução, espontaneidade e desordem •
Se o processo leva a um maior estado de desordem, então o processo é espontâneo.
•
Exemplo: um mistura de CCl4 e C6H14 é menos ordenada do que os dois líquidos separados. Conseqüentemente, eles se misturam espontaneamente, apesar do H dissol ser muito próximo de zero.
•
Há soluções que se formam a partir de processos físicos e outras por processos químicos.
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O processo de dissolução
O processo de dissolução
Formação de solução, espontaneidade e desordem
Formação de solução e reações químicas •
Considere: Ni(s ) + 2HCl( aq ) NiCl2(aq ) + H2(g )
•
•
Uma mistura de CCl4 e C6H14 é menos ordenada
Observe que a forma química da substância sendo dissolvida se alterou (Ni NiCl2). Quando toda a água é removida da solução, não se encontra o Ni, apenas NiCl2·6H 2O(s ). Conseqüentemente, a dissolução do Ni em HCl é um processo químico.
O processo de dissolução Formação de solução e reações químicas •
Exemplo: NaCl(s ) + H2O (l ) Na+(aq ) + Cl -(aq ).
•
Exercícios 1) Considerando as energias das interações soluto-soluto, solvente-solvente e soluto- solvente, explique por que o CuCl2 dissolve em água, mas o benzeno (C6H6) não se dissolve.
Quando a água é removida da solução, encontra-se NaCl. Conseqüentemente, a dissolução do NaCl é um processo físico.
1)Quanto ao estado físico: - SÓLIDAS: ligas metálicas, medicamentos
na forma de comprimidos,... - LÍQUIDAS: água mineral (sem gás), soro fisiológico, bebidas,... - GASOSAS: ar (isento de poeira),...
2) Quanto à natureza do soluto: - MOLECULARES: o soluto é formado por moléculas, que não se dissociam. C6H12O6(sólido )
H2O
C6H12O6(aquoso)
- IÔNICAS: o soluto não apenas se dissolve, mas se separa em íons. NaCl(sólido)
H2O
Na+(aquoso) + Cl-(aquoso)
* A solução iônica conduz corrente elétrica !
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CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES 3) Quanto ao COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE O Coeficiente de Solubilidade ou de Saturação (CS) é a quantidade máxima de um soluto sólido , que pode ser dissolvida em certa quantidade de um solvente, em dada temperatura. O CS é uma grandeza determinada experimentalmente e apresentada em tabelas.
CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES Tomando-se como base o CS as soluções podem ser: - INSATURADAS: m(soluto dissolvido) < C.S. Ex: 3,0 g NaCl/100 g H2O, à 20o C (diluída) 30,0 g NaCl/100 g H2O, à 20o C (concentrada) - SATURADAS: m(soluto dissolvido) = C.S. Ex: 36 g NaCl/100 g H2O, à 20o C
Por exemplo: NaCl
CS = 36 g/100 g de água, à 20o C
- SUPERSATURADAS: m(solutodissolvido)> C.S.
CaSO4
CS = 0,2 g/100 g de água, à 20o C
Ex: 38g NaCl/100 g H2O, à 20oC
KNO3
CS = 13,3 g/100 g de água, à 20o C
SOLUÇÃO INSATURADA Cs(A) = 5g/100g H2O T = 25ºC 3g do sal A + 10g do sal A
200 mL de H2O 3g de Precipitado ou Corpo de Fundo
Cs(A) = 8g/100g H2O T = 45ºC 13g do sal A
200 mL de H2O
SOLUÇÃO SUPERSATURADA Cs(A) = 5g/100g H2O T = 25ºC 13g do sal A
200 mL de H2O INSTÁVEL
Para solutos sólidos, em geral, o aumento da temperatura provoca aumento na solubilidade. Esse efeito varia de substância para substância e pode ser facilmente evidenciado em diagramas de solubilidade. Para substâncias gasosas o fenômeno é oposto pois o aumento da temperatura diminui a solubilidade. Por esse motivo devemos conservar um refrigerante, após aberto, em geladeira, pois a menor temperatura favorece a dissolução do CO2.
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SOLUBILIDADE E TEMPERATURA
Exercícios
SOLUBILIDADE E TEMPERATURA m e e d a d i l a i b u u g l á o e S d e g d 0 e 0 t n 1 e i c i f e o C
O quadro ao lado mostra a variação da solubilidade de KNO3 com a temperatura, identificando as regiões de soluções insaturadas, saturadas e supersaturadas.
Temperatura ºC
1) Observando as curvas de solubili dade do gráfico acima, responda: a) Qual a substância mais solúvel a 50oC? b) Qual a substância menos solúvel a 10oC? c) Qual a substância mais solúvel a 30 oC
Exercícios
Exercícios 2) A 10°C a solubilidade do nitrato de potássio é de 20,0g/100g H2O.Uma solução contendo 18,0g de nitrato de potássio em 50,0g de água a 25°C é resfriadaa 10°C. Quantos gramas do sal permanecem dissolvidos na água?
m e e d a d i a l i b u g u á l o e S d e g d 0 e 0 t 1 n e i c i f e o C
3) Sabendo que a solubilidade de um sal a 100 C é 39 g/100 g de H 2O,calcule a massa de água necessária para dissolver 780 g deste sal a 100 C. 4) Sabendo que a solubilidade do brometo de potássio, KBr, a 60 C é 85,5 g/100 g de H2O, calcule a massa de água necessária para dissolver 780 g de KBr 60 C. °
°
Temperatura ºC
°
d) Qual a substância menos solúvel a 70oC? e) Que massa, aproximadamente, de KBr pode ser dissolvida em100gde H2O a 3 0oC? f) Que massa, aproximadamente, de K2SO4, pode ser dissolvidaem 250g de H2O a 4 0oC?
°
5) O coeficiente de solubilidade de um sal é de 60 g por 100 g de água a 80º C. Qual a massa desse sal, nessa temperatura, para saturar 80 g de H2O?
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massa, no de mols, volume,.. grama (g) = 10 3 miligramas quilograma (kg) = 103 gramas
Exemplo: Soro fisiológico (NaCl) 0,9 %
miligrama (mg) = 10 -3 gramas = 10-6 kg
- em cada 100 gramas dessa solução há 0,9 gramas de NaCl e 99,1 gramas de H 2O.
UNIDADES DE MEDIDAS
Litro(L) = 103 mililitros = dm 3
É a razão entre a massa, em gramas, do soluto (m1) e o volume, em litros (V), da solução.
m3 = 103 litros mililitro = cm 3 = 10-3 litro
Uma solução de NaOH apresenta 200 mg dessa base num volume de 400 mL de solução. Qual a Concentração (g/L)?
C
0,2 g 0,4 L
0,5 grama/Litro
Resposta: C = 0,5 g/L
unidades: grama/litro
V
É a razão entre a massa, em gramas, do soluto (m1) e a massa, em gramas, da solução(m).
Solução: 2 g ; V = 400 mL = 0,4 L m1 C= V
m1
T
m1 m
m1 m1 m2
sem unidades
Ainda: T% = T . 100
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EXEMPLO: Foram dissolvidas 80 gramas de NaCl em 320 gramas de água. Qual o título da solução ?
É a razão entre o volume, em L ou mL, do soluto (V1) e o volume, em L ou mL, da solução(V).
Solução: m 1 = 80 g ; m 2 = 320 g ; m = 400 g
Resposta: T = 0,2 ou T% = 20 %
T
v
V
1
V
Ainda:
V
1
V
1
V
sem unidades 2
O Título em volume é usado para expressar a graduação alcoólica das bebidas. Ex.: 38o GL = 38 %
Tv% = Tv . 100
EXEMPLO: Uma bebida alcoólica apresenta 25% de etanol (álcool). Qual o volume, em mL, do etanol encontrado em 2 litros dessa bebida ? Solução: T v % = 25%
Tv =
V1 V
X
É a razão entre o no de mols do soluto (n1) e o volume, em litros (V), da solução.
T v = 0,25 ; V = 2 L
V1 = Tv . V = 0,25 . 2 = 0,5 L = 500 mL
M
n V
1
unidades: mol/litro ou M
Resposta: V1 = 500 mL = 0,5 L
EXEMPLO: Uma solução de H2SO4 contém 0,75 mols desse ácido num volume de 2500 cm3 de solução. Qual a Molaridade ?
C
Solução: = 0,75 mol ; V = 2500 mL = 2,5 L
2500
cm3
m1
T
m1 m
V
m1
m1 m2
dividindo C por T, resulta
= 2,5 L
m V
1
C
M
T
Resposta: M = 0,3 mol/L
m m
1
m
V
densidade
d ou
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1. A Concentração (C) sempre deve ser expressa em g/L;
C
m1
T
V
m1 m
2. Se a densidade também está expressa em g/L a relação resultará
m1
M
m1 m2
n V
1
C=T.d 3. Se a densidade está expressa em g/mL (ou g/cm3) a relação resultará
C = T . 1000 . d
M
=
n V
1
m V .M 1
1
C
T .1000 . d
M
M
1
1
EXEMPLO: Uma solução de HCl contém 36,5 %, em massa do ácido e densidade 1,2 g/mL. Qual a Molaridade ? Solução: = 36,5 %
M
T = 0,365; d = 1,2 g / mL
0,365 . 1000 . 1,2
T . 1000 . d M1
36,5
M = 12,0 mol ou 12,0 M ou 12,0 Molar Resposta: M = 12,0 mol/L
Diluir uma solução é adicionar solvente (em geral água) mantendo a quantidade de soluto constante.
EXEMPLO: Solução 1
Foram adicionados 750 mL de água destilada à 250 mL de uma solução 0,5 M de HCl. Qual a molaridade da solução formada ?
Solução 2
+ Vágua
Solução:
gua =
L ; V = 0,25 L ; M
0,5 ; M’ = ?
V = 250mL + 750 mL = 1000 mL = 1L M .V = M’.V’ M = n1/ V
M = n1/ V
n1 = M.V
n1 = M’.V
’
M . V = M’ . V
’
M .1 = 0,5 . 0,25
’
’
M = 0,5 . 0,25
= 0,125 mol/L
1 Resposta: M = 0,125 mol/L
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EXEMPLO: I - MESMO SOLUTO (sem reação química) Solução 1
Solução 2
Solução 3
Foram misturados 0,5 L de solução 1 M de NaOH, com 1,5 L de solução 2 M, da mesma base. Qual a Molaridade resultante ? Solução: M = 1 ; V = 0,5 ; M = 2 ; V = 1,5 ; V = 2,0 ; M = ? ’
n1 = M.V
n1 = M’.V’
n1 = M’’.V’’
’
’’
’
M .V + M’.V’ = M’’.V’’
M.V + M’.V’ = M’’ .V‘’
’’
’’
M’’ = M.V + M’ V’ / V’’
Resposta: M = 1,75 M
MISTURAS II - SOLUTOS DIFERENTES (c/ reação química) Ex.: solução de HCl + solução de NaOH Nesse caso devemos levar em conta a estequiometria da reação, no seu 1 mol
’’
M’’ =(1 . 0,5) + (2 . 1,5) / 2,0 = 1,75 mol/L = 1,75 M
donde resulta:
n1 + n1 = n1
’
1 mol
No ponto final da reação no mols ácido = n o mols da base nácido = nbase
Mácido.Vácido = Mbase . Vbase
MISTURAS II - SOLUTOS DIFERENTES (c/ reação química)
Nesse caso adiciona-se uma solução sobre a outra e o ponto final da reação pode ser visualizado pela adição de um indicador ácido-
ácido
base
base.
EXEMPLO: Foram neutralizados 600 mL de solução 1 M de NaOH, com 1,5 L de solução de HCl. Qual a Molaridade da solução ácida ? Solução: M b = 1 ; V b = 600 mL = 0,6 L ; M a = ? ; V a = 1,5
Para essa reação,
,
Ma.Va = Mb. Vb Ma = 1 . 0,6 / 1,5 = 0,4 mol/L Resposta: M = 0,4 mol/L
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