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FÍSICA E QUÍMICA A11.º ANO / ENSINO SECUNDÁRIOem revista11.º anoquímicaEQUILÍBRIO QUÍMICO 1 | Aspetos quantitativos das reações químicas 2 2 | Equilíbrio químico e extensão das reações químicas 8REAÇÕES EM SISTEMAS AQUOSOS 1 | Reações ácido-base 15 2 | Reações de oxidação-redução 25 3 | Soluções e e...

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o n a 11.º em revista EQUILÍBRIO QUÍMICO 1 | Aspetos quantitativos das reações químicas 2 | Equilíbrio químico e extensão das reações químicas REAÇÕES EM SISTEMAS AQUOSOS 1 | Reações ácido-base 2 | Reações de oxidação-redução 3 | Soluções e equilíbrio de solubilidade

A

carla rodrigues carla santos lúcia miguelote paulo santos

2 8 15 25 30

11.º ANO / ENSINO SECUNDÁRIO

FÍSICA E QUÍMICA A

a c i m í qu

DOMÍNIO

EQUILÍBRIO QUÍMICO ASPETOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

.1

1.1 REAÇÕES QUÍMICAS Uma reação química é uma transformação através da qual uma ou mais substâncias são convertidas em uma ou mais substâncias diferentes através do rearranjo dos átomos dos reagentes com formação de novas combinações químicas que individualizam os produtos da reação. As substâncias consumidas ao longo de uma reação química designam-se reagentes e as substâncias formadas como resultado da reação química são os produtos da reação. De acordo com a Lei da Conservação de Massa ou Lei de Lavoisier, em qualquer reação química a soma das massas dos reagentes e dos produtos da reação mantém-se sempre constante. Por conseguinte, o número de átomos de cada elemento químico existente no início da reação tem que ser igual ao número de átomos desse elemento no fim da reação.

Equações químicas Uma reação química é vulgarmente representada por meio de uma equação química, representação abreviada de uma reação química onde os reagentes e os produtos são representados pelas respetivas fórmulas químicas ou símbolos químicos, precedidas pelos coeficientes estequiométricos que estabelecem a proporção em que os reagentes se combinam e se formam os produtos.

a A(s) + b B(ℓ) → c C(ℓ) + d D(g) 

 

Reagentes

Produtos da reação

(Nota: As letras A, B, C e D não correspondem aos símbolos químicos dos elementos.)

Além de garantir que o número total de átomos de cada elemento químico é igual nos reagentes e nos produtos da reação, os coeficientes indicam a proporção em que cada substância participa na reação.

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1 ASPETOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

NOTA

2 moléculas

O número de átomos de um elemento químico numa equação química pode ser calculado multiplicando o coeficiente estequiométrico pelo índice do elemento na fórmula química.

2 C3 H8 O3 contêm 6 átomos de carbono

16 átomos de hidrogénio

6 átomos de oxigénio

Quando uma reação envolve substâncias iónicas ou ionizadas em água, além da equação química global, a equação que mostra todos os reagentes e produtos na forma não dissociada, pode escrever-se a equação iónica completa, a equação que mostra separadamente todas as espécies (tanto iões como átomos ou moléculas) tal como estão presentes em solução.

EXEMPLO

1.º Acerto da equação química: NH3 (g) + O2 ( g) → N2 O ( g) + H2 O( ℓ) Balanço: Reagente

Produtos

1 N (× 2)

2N

2×3H

2 H (× 3)

2 O (× 2)

1O+3×1O

Acerto dos átomos de N: 2 NH3 (g ) + O2 (g ) → N2 O (g) + H2 O (ℓ) Acerto dos átomos de H: 2 NH3 (g ) + O2 (g ) → N2 O (g) + 3 H2 O(ℓ) Acerto dos átomos de O: 2 NH3 (g ) + 2 O2 (g) → N2 O (g) + 3 H2 O (ℓ)

2.º Acerto da equação iónica: + 2+ Mg ( s) + H (aq) → Mg ( aq) + H2(g)

No acerto de uma equação iónica deve não só garantir-se que o número total de átomos de cada elemento químico é o mesmo nos reagentes e nos produtos, mas também verificar que a carga total se mantém. + 2+ Mg(s ) + 2 H (aq ) → Mg ( aq) + H2 (g )

Relações estequiométricas Através da leitura de uma equação química é possível conhecer as substâncias envolvidas na reação (informação qualitativa) e as quantidades relativas em que os reagentes se combinam e se formam os produtos da reação (informação quantitativa).

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De acordo com a Lei de Proust ou Lei das Proporções Definidas, em qualquer reação química, a proporção em que os reagentes se combinam entre si, bem como a proporção em que se formam os produtos, é sempre a mesma e é diretamente proporcional aos respetivos coeficientes estequiométricos da equação acertada. Essas relações permitem calcular as quantidades de reagentes necessárias para obter uma quantidade desejada do produto da reação química ou prever as quantidades de produto que se vão formar a partir das quantidades iniciais de reagentes. Também pode ser usada para prever a quantidade de reagente necessária para se combinar completamente com um outro reagente.

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1 ASPETOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

Estratégia para Resolução de Problemas de Estequiometria Etapa 1: Escrever a equação química acertada. Etapa 2: Exprimir os valores relativos às substâncias de partida em quantidade de matéria. Etapa 3: Identificar a razão molar entre as substâncias referidas e efetuar os cálculos respetivos. Etapa 4: Exprimir o resultado nas unidades solicitadas no enunciado. Massa ou volume de A Escrita da equação química acertada

Etapa 1

m=nM V = n Vm Quantidade de matéria de A

Etapa 2 Átomos ou moléculas de A

Massa ou volume de B

Etapa 3 Razão molar

Quantidade de matéria de B

N = n NA

Etapa 4 Átomos ou moléculas de B

EXEMPLO −1 O alumínio obtém-se fazendo reagir alumina, A ℓ2 O3 ( M = 101, 96 g mol ) , com carvão, como mostra a seguinte equação química: 2 A ℓ2 O3 ( s) + 3 C(s ) → 4 Aℓ( s) + 3 CO2 (g)

A estequiometria da reação permite concluir que são necessários 108 kg de carbono para reagir completa4 mente com 612 kg de alumina e que, nessas condições, são produzidos 1,20 × 10 mol de alumínio, como se comprova seguidamente. 1.° Massa do reagente carbono que reage com o reagente alumina: 3 612 × 10 = 6,00 × 103 m = n M ⇒ n(A ℓ2 O3 ) = _________ mol 101, 96 Como a razão molar é 2molA ℓ2 O3: 3molC, então: 6,00 × 103 mol A ℓ2O3 2 mol A ℓ2O3 __________________ 3 3 mol C ___________ = ⇔ n(C ) = 6,00 × 10 mol A ℓ2O3 × ___________ ⇔ 3 mol C n(C) 2 mol A ℓ2O3 3 ⇔ n(C) = 6, 00 × 103 × __ =9,00 × 103 mol 2 M(C) = 12, 01 g mol− 1 3

m = n M ⇒ m(C) = 9, 00 × 10 × 12, 01 = 108 kg 2.° Quantidade de matéria de alumínio que se obtém: Como a razão molar é 2mol A ℓ2O3: 4mol A ℓ, então: 3 4 4 n(Aℓ) = 6, 00 × 10 × __=1,20 × 10 mol 2

1.2 REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM EXCESSO Os cálculos estequiométricos permitem determinar a quantidade de cada reagente que é necessária para que todos os reagentes se combinem entre si completamente. Contudo, em termos práticos, nem sempre é possível determinar rigorosamente esses valores e, por vezes, é mesmo desnecessário. Em termos industriais, por exemplo, é impraticável gastar tempo e dinheiro de modo a assegurar que os reagentes estejam presentes em quantidades estequiométricas. Aliás, é até frequente a adição do reagente mais barato em excesso, de forma a assegurar a maior conversão possível do reagente mais dispendioso. O reagente que apresenta a menor quantidade de matéria em relação à proporção estequiométrica de uma mistura de reagentes e, consequentemente, limita a quantidade de produtos formados numa reação química é designado reagente limitante. Pelo contrário, denomina-se reagente em excesso o reagente presente em quantidade superior à necessária para reagir com a quantidade de reagente limitante presente.

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1 ASPETOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

EXEMPLO

O reagente limitante está para uma reação, assim como as fatias de pão estão para a preparação de sandes de queijo no exemplo seguinte. Admitindo que para fazer uma sande de queijo são necessárias duas fatias de pão e uma fatia de queijo, quantas sandes de queijo se podem preparar com 6 fatias de pão e 5 fatias de queijo?

A quantidade de queijo é suficiente para preparar 5 sandes, no entanto, só existem 6 fatias de pão. Consequentemente, apenas se poderá preparar 3 sandes de queijo. As fatias de queijo estão, assim, em excesso e as fatias de pão limitam o número de sandes que se podem preparar.

(reagente limitante)

(reagente em excesso)

(produto)

(excesso de reagente)

Uma vez identificado o reagente limitante, é possível determinar: • a quantidade de matéria em excesso dos outros reagentes, pela diferença entre a quantidade de matéria inicial e a quantidade de matéria estequiométrica necessária para consumir todo o reagente limitante; • a quantidade de matéria máxima de produto que pode ser formado, a partir da razão molar.

EXEMPLO

O cloreto de prata pode ser obtido numa reação traduzida pela seguinte equação química: ZnCℓ2(s) + 2 Ag+(aq) → Zn2+(aq) + 2 AgCℓ(s) −1 Quando 6,00 × 10− 2 mol de Ag+ reagem com 12,3 g de ZnCℓ2 (M = 136,31 g mol ) verifica-se que o reagente limitante é…: 12,3 m = n M ⇒ n(ZnC ℓ2 ) = ______ = 9, 02 × 10− 2 mol 136, 31

Como a razão molar é 1 mol ZnCℓ2: 2 mol Ag+, então: +

n (Ag ) = 2 × n(ZnCℓ2) = 2 × 9,02×10 +

−2

⇔

−1

⇔ n ( Ag ) = 1,80 × 10 mol > 6,00 × 10− 2 mol Como a quantidade de matéria de Ag+ disponível é inferior à quantidade de matéria estequiométrica necessária, então o Ag+ corresponderá ao reagente limitante. E a quantidade de matéria de reagente em excesso que ficou por reagir é…:

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Como a razão molar é 1 mol ZnCℓ2: 2 mol Ag+, então: 1 n(Ag+ ) = 1__ ×6,00 × 10− 2 = 3, 00 × 10− 2 mol n(ZnC ℓ2 )reagiu = __ 2 2 −2 −2 = n( ZnC ℓ n(ZnC ℓ2 )excesso − 3, 00 × 10 ⇔ 2 ) inicial − n(ZnC ℓ2 )reagiu ⇒ n(ZnC ℓ2 )excesso = 9,02 × 10 ⇔ n(ZnCℓ2)excesso = 6,02 × 10− 2 mol

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1 ASPETOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

1.3 GRAU DE PUREZA DE UMA AMOSTRA O grau de pureza corresponde ao quociente entre a massa da substância (pura) e a massa total da amostra. m substância (pura) Grau de pureza = ____________ mamostra O grau de pureza é tradicionalmente expresso em percentagem. Varia entre 0% (que significaria que a substância em causa não estava presente na amostra) e 100% (que corresponde a uma amostra exclusivamente constituída por essa substância). EXEMPLO

Se uma amostra de nitrogénio é 99% pura significa que, em cada 100 g de amostra, 99 g são de nitrogénio e 1 g será de outras substâncias, as impurezas, o que também é equivalente a dizer que a amostra apresenta 1% de impurezas.

Os reagentes podem apresentar diferentes graus de pureza, devendo ser escolhidos consoante as finalidades de uso e custo. Nos cálculos estequiométricos deve começar por determinar-se a massa de reagente puro que existe na amostra, a partir do grau de pureza, uma vez que apenas a parte pura da amostra é consumida na reação em estudo.

1.4 RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA Por uma questão de simplificação, os cálculos estequiométricos são, geralmente, efetuados admitindo reações completas, ou seja, reações em que pelo menos um dos reagentes (o reagente limitante) se esgota completamente. No entanto, a maioria das reações que ocorrem em sistema fechado são reações incompletas, em que nenhum dos reagentes se esgota, mesmo quando misturados em proporções estequiométricas. No fim da reação, reagentes e produtos coexistem na presença uns dos outros. O rendimento da reação avalia a conversão de reagentes em produtos da reação e pode ser determinado pela razão entre a quantidade realmente obtida de um produto e a quantidade do mesmo produto prevista estequiometricamente ou comparando a massa ou o volume de um produto realmente obtidos com a massa ou o volume, respetivamente, previstos estequiometricamente. nobtida η (% ) = ______ × 100 nprevista

mobtida η( %) = ______ × 100 mprevista

Vobtido η(%) = ______ × 100 V previsto

O valor do rendimento pode variar entre 0% (se não se forma produto nenhum) e 100% (se se tratar de uma reação completa, com conversão total do reagente limitante no produto pretendido).

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1 ASPETOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

EXEMPLO

O tricloreto de fósforo pode ser produzido pela reação de fósforo e cloro: P4 (s) + 6 C ℓ2( g) → 4 PC ℓ3 (s ) Quando a reação se realiza com um rendimento de 92,8%, da mistura de 4,99 g de P4 (M = 123,88 g mol- 1) com excesso de cloro, obtém-se 20,5 g de PCℓ3 (M = 137,32 g mol- 1), como se comprova pelos cálculos seguintes: 1.° Determinar a quantidade de matéria de P4 que reagiu: 4,99 m = n M ⇒ n(P4) = ______ = 0,0403 mol 123, 88 2.° Determinar a quantidade de matéria e a massa de PCℓ3 prevista estequiometricamente: Como: 1 mol P4: 4 mol PCℓ3 n(PCℓ3)prevista = 4 n(P4) = 4 × 0,0403 = 0,161 mol m(PCℓ3)prevista = n M ⇒ m = 0,161 × 137,32 = 22,1 g 3.° Determinar a massa de PCℓ3 obtida a partir do rendimento: mobtida mobtida × 100 ⇔ mobtida = 20,5 g × 100 ⇒ 92,8 = ______ η (%) = ________ 22,1 m prevista

1.5 ECONOMIA ATÓMICA E QUÍMICA VERDE A Química Verde visa a criação, o desenvolvimento e a aplicação de produtos e processos químicos com a finalidade de reduzir ou eliminar o uso e a produção de substâncias nocivas à saúde humana e ao ambiente, minimizando, assim, o impacto ambiental. De acordo com a Química Verde são, agora, três os objetivos complementares para se conseguir um processo de síntese eficiente: • produto final, com um rendimento máximo; • maximização da incorporação dos átomos dos reagentes no produto final; • minimização da formação de resíduos. A economia atómica percentual avalia o impacto ambiental de um processo. Corresponde à razão entre a massa de átomos de reagentes que são incorporados no produto desejado e a massa total de átomos nos reagentes, expressa em percentagem. O processo mais eficaz é o que maximiza a incorporação de átomos dos reagentes no produto final. massa de átomos de reagentes incorporados no produto desejado AE ( %) = _____________________________________________________________________ × 100 massa total de átomos nos reagentes Elevada economia atómica

Baixa economia atómica

+

+

+

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Resíduos

Para se conseguir um processo eficiente, deve ainda atender-se à perigosidade e toxicidade do produto obtido ou dos reagentes utilizados, ao consumo de energia e à utilização ou não de solventes orgânicos.

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EQUILÍBRIO QUÍMICO

EQUILÍBRIO QUÍMICO E EXTENSÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS

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2.1 REAÇÕES INCOMPLETAS E EQUILÍBRIO QUÍMICO Numa reação completa, em que pelo menos um dos reagentes se esgota na reação, o símbolo usado para separar os reagentes dos produtos da reação na equação química é uma única seta (→). Uma reação química incompleta é uma reação onde nenhum reagente se esgota ao longo da reação. Uma reação química incompleta de equilíbrio é uma reação que, em sistema fechado, ocorre nos dois sentidos, isto é, não só os reagentes se combinam entre si para dar origem aos produtos da reação, como estes também se combinam entre si regenerando os reagentes. A ocorrência simultânea das reações direta e inversa conduz à formação de alguns produtos, mas impede que os reagentes se gastem completamente. O resultado final é uma mistura de reagentes e produtos da reação e o sistema acaba por atingir um estado de equilíbrio. Para indicar a ocorrência de duas reações opostas a ocorrer em simultâneo, o símbolo que separa os reagentes dos produtos da reação, numa equação química de uma reação incompleta de equilíbrio, é a dupla meia seta (⇌). Numa equação química que traduz uma reação incompleta de equilíbrio: • a reação direta identifica-se com a transformação que ocorre no sentido da formação dos produtos, onde se considera como reagentes as espécies que se encontram à esquerda da dupla meia seta (⇌); • a reação inversa identifica-se com a transformação que ocorre no sentido da regeneração dos reagentes, onde se considera como reagentes as espécies que se encontram à direita da dupla meia seta (⇌).

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2 EQUILÍBRIO QUÍMICO E EXTENSÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS

NOTA

Análise de gráficos c=f (t) 1. A + 2B → 3C

2. A ⇌ 2B

c

c

B

C A

A B t1

t

t2

A reação 1 é completa: um dos reagentes (reagente limitante) esgota-se completamente (reagente B) em t1.

t

A reação 2 é uma reação incompleta de equilíbrio: nenhum dos reagentes se esgota, atingindo o estado de equilíbrio em t2, quando as concentrações dos reagentes (A) e dos produtos (B) permanecem constantes.

A variação da concentração de cada substância depende do seu coeficiente estequiométrico na equação química acertada. Na reação2, por exemplo, a quantidade formada de B é o dobro da quantidade consumida de A.

Concentração

Velocidade de r eação

O estado de equilíbrio químico é qualquer estado de um sistema em que as propriedades macroscópicas mensuráveis do sistema reacional (cor, pressão, concentração, temperatura, volume, densidade e outras) não se alteram com o tempo. Contudo, as reações, direta e inversa, continuam a ocorrer só que com a mesma rapidez – diz-se, por isso, que o equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico.

0

te

Tempo

0

Reação direta

Reação inversa

te

Tempo

Gráficos da variação da concentração dos reagentes e dos produtos da reação e da velocidade das reações, direta e inversa, ao longo do tempo.

O equilíbrio químico diz-se homogéneo se todos os reagentes e produtos se encontram na mesma fase (os reagentes e os produtos formam uma mistura homogénea).

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Para qualquer sistema em equilíbrio químico, conhecendo a quantidade inicial dos reagentes e a quantidade de uma das espécies no equilíbrio (reagente ou produto), é possível calcular a quantidade de todas as outras espécies presentes no estado de equilíbrio atendendo aos coeficientes estequiométricos da reação. Pode criar-se uma tabela “iVe” (inicial, Variação, equilíbrio) para ajudar a organizar a informação. Numa tabela “iVe” os sinais “−” e “+” na linha da variação indicam, respetivamente, as substâncias consumidas e as substâncias formadas.

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EXEMPLO

Considere-se a reação de decomposição do tetróxido de dinitrogénio, em sistema fechado a 25 ºC. N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g) Se num recipiente com o volume de 1,00 dm3 se introduzirem 0,750mol de tetróxido de dinitrogénio e a quantidade de dióxido de nitrogénio presente no estado de equilíbrio for 0,058mol, é possível determinar a quantidade de reagente nesse estado de equilíbrio. N 2O4(g) ⇌ 2 NO2(g)

n / mol inicial

0,750

0

Variação

-x

+ 2x

equilíbrio

0,750 - x

2x = 0,058

A partir da quantidade conhecida de NO2 no estado de equilíbrio é possível determinar “x ”: 0,058 n(NO2) = 0, 058 mol = 2 x ⇔ x = _____ = 0,029 mol 2 Sabendo x, pode calcular-se a quantidade de N2O4 no equilíbrio: n (N2 O4 ) = 0, 750 − x ⇔ n( N2 O4) = 0, 750 − 0, 029 = 0, 721 mol

2.2 EXTENSÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS

C...