Química Inorgânica II

I – SOLUÇÕES

• Menor quantidade: Soluto
• Maior quantidade: Solvente

Ex.: Solução Gasosa: Ar atmosférico(N₂ + O₂)
Solução Líquida: Água Salgada
Solução Sólida: Ouro 18 quilates
Obs.: Dissolução Endotérmica: O aumento da temperatura favorece a dissolução do soluto no solvente.
Dissolução Exotérmica: O aumento da temperatura diminui a dissolução do soluto no solvente.

a) Solução Insaturada: A quantidade de soluto dissolvido é inferior ao coeficiente de solubilidade numa determinada temperatura.
b) Solução Saturada: A quantidade de soluto dissolvido é igual ao coeficiente de solubilidade numa determinada temperatura.
c) Solução Supersaturada: A quantidade de soluto dissolvido é superior ao coeficiente de solubilidade numa determinada temperatura. É INSTÁVEL.

1) Expressões Físicas de CONCENTRAÇÕES:

a) COMUM ou g/l: C =

b) MOLAR ou mol/l:

c) Relação entre concentração g/L e mol/L

C = M . MM₁
d) Título(%): =
Obs.: Relações entre C, , d e M
C = d . . 1000
M . MM₁ = d . . 1000
e) Fração Molar(X):

2) Diluição: Adicionar SOLVENTE à solução.

• Não altera o soluto.
• Concentração diminui.

C₁ . V₁ = C₂ . V₂
M₁ . V₁ = M₂ . V₂
V₂ = V₁ + V(H₂O)

3) Mistura:
a) Sem reações químicas de mesmo soluto: A concentração obtida terá valor intermediário à das soluções misturadas.
M₁V₁ + M₂V₂ = M₃V₃ , onde: V₃ = V₁ + V₂
b) Sem reações químicas com solutos diferentes: A concentração de cada soluto na mistura é calculada como se cada solução em particular tivesse sofrido uma diluição.
c) Com reação química: Para misturar soluções em que ocorre reação, é fundamental saber equacionar a reação e balancear. calcula-se o n° de mols da substância e analisa as proporções dos componentes.
Obs.: TITULAÇÃO: É a determinação de uma concentração desconhecida através de outra que se conhece a concentração.
As vidrarias utilizadas em uma titulação são:

• Bureta: coloca-se a solução padrão ou titulada.

– Erlenmeyer: coloca-se a solução problema.

II – PROPRIEDADES COLIGATIVAS

• Menor quantidade: Disperso.
• Maior quantidade: Dispersante ou Dispergente.
  • Sedimentação: Ultracentrífuga.
  • Separação: Ultrafiltro.
  • Observação: Ultramicroscópio.

* Pressão de Vapor(P_v): Quanto mais volátil o líquido, maior Pv.
1) Tonoscopia ou Tonometria: Abaixamento da pressão máxima de vapor. Quanto mais partículas dissolvidas, maior o abaixamento da Pv.
DP = K_t . W DP = P₀ – P₂
P_o
Onde: P₀ – Líquido puro.
P₂ – Solução.
K_t – constante tonométrica.
2) Crioscopia ou Criometria: abaixamento da temperatura de congelação de um solvente ocasionado pela dissolução de um soluto não volátil. Quanto mais partículas dissolvidas, maior o abaixamento da temperatura de congelação.
DT_c = K_c . W DT_c = T₀ – T₂
Onde: T₀ – Líquido puro.
T₂ – Solução.
K_c – constante criométrica.
3) Ebulioscopia ou Ebuliometria: É a elevação da temperatura de ebulição, de um solvente ocasionado pela dissolução de um soluto não volátil. Quanto mais partículas dissolvidas, maior a elevação da temperatura de ebulição.
DTe = Ke . W DTe = T₂ – T₀
Onde: T₀ – Líquido puro.
T₂ – Solução.
K_e – constante ebuliométrica.
4) Osmoscopia ou Osmometria: é o estudo da pressão osmótica (p). Pressão osmótica é a pressão recebida pela solução para impedir que a osmose ocorra.

Solvente Solução (mais concentrada)

p . V = n . R . T

III – TERMOQUÍMICA

2) Classificação:

• Endotérmico
• Exotérmico

a) Reações Exotérmicas:

• liberam calor.
• Entalpia dos Reagentes maior do que entalpia dos Produtos.
• DH < 0

b) Reações Endotérmicas:

• absorvem calor.
• Entalpia dos Reagentes menor do que entalpia dos Produtos.
• DH > 0

3) Gráficos:
a) Endotérmicas( + ):

b) Exotérmicas( – ):

4) Entalpia(H): É o conteúdo global de energia(calor).

• Variação de Entalpia(DH): H_p – H_r Onde: H_p – entalpia dos produtos H_r – entalpia dos reagentes

5) Unidades:

• Calorias
• Joules
• B.T.U

6) Princípio de Thompsen e Berthelot:
“Dentre um conjunto de reações químicas possíveis, ocorrerá primeiro, espontaneamente, aquela que for mais exotérmica.

OBSERVAÇÃO
* A variação de entalpia (DH) é medido nas condições padrões:

• Pressão: 1atm = 760mmHg
• Temperatura: 25ºC

* Toda substância simples, no estado padrão tem sua entalpia(H) igual a zero.
* A substância em sua forma alotrópica mais estável tem sua entalpia(H) igual a zero.

Reação de Combustão(queima)
Ocorre com a presença do combustível reagindo com o gás oxigênio(comburente). Toda reação de combustão libera(perde) calor, ou seja, é classificada como exotérmica (DH < 0).

Estados Físicos
Sólido «	Líquido	« Gasoso
	0 0 0 0 0 0 0 0 0 0	0 0 0 0 0
endotérmico exotérmico

LEI DE HESS
É dado quando acontece em várias reações(etapas).

DH = DH₁ + DH₂ + DH₃ …+ DH _n

ENERGIA DE LIGAÇÃO

É a variação de entalpia verificada na quebra de 1mol (6×10²³) de uma determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25°C e 1atm.

IV – CINÉTICA QUÍMICA (velocidade das reações)
1) Condições para que a reação ocorra:
* Choques(colisões) favoráveis.
* Energia de ativação mínima.
3) Fatores que Influenciam a Velocidade.
a) Natureza dos Reagentes: Quanto maior for o número de ligações a serem rompidas nos reagentes e quanto mais fortes elas forem, mais lenta será a reação e vice-versa.
b) Superfície de Contato: Quanto maior a área exposta de um reagente aos demais, mais cortado, picado, triturado, maior a velocidade da reação.
c) Temperatura: Aumento de temperatura, aumenta o número de choques (colisões), portanto, maior será a velocidade das reações.
d) Concentração dos Reagentes: Quanto maior o número de partículas de reagentes por unidade de volume, maior a chance de haver colisão efetiva, e com isso maior a velocidade da reação.
e) Pressão: É considerável apenas quando as substâncias reagentes estão na fase gasosa, pois aumenta o contato entre os reagentes, maior a velocidade da reação.
f) Luz e Eletricidade Quanto maior o fornecimento de luz e eletricidade, maior a velocidade das reações que são ativadas por esses fatores.

4) Substâncias que influenciam na velocidade:

a) Catalisador:

• Fornece um caminho mais fácil.
• Não se desgasta.
• Aumenta a velocidade da reação.
• É auxiliado pelo promotor(ativador).

b) Inibidor:

• Fornece um caminho mais difícil.
• Recuperado no final.

5) Catálise:

a) Catálise Homogênea: O reagente e o catalisador estão em uma única FASE(monofásica).
Ex.: 2SO_2(g) + O_2(g) 2SO_3(g)
b) Catálise Heterogênea: O reagente e o catalisador estão em fases diferentes.
Ex.: 2SO2(g) + O2 2SO3(g)
c) Autocatálise: Um dos produtos atua como catalisador da reação, que no início é lenta e vai se tornando progressivamente mais rápida à medida que esse produto vai sendo formado.

6) Energia de Ativação (Eat): É a energia necessária para que os reagentes atinjam o complexo ativado(Aconteça a reação).

Complexo ativado é uma estrutura instável e intermediária entre os reagentes e produtos de uma reação.

IMPORTANTE!
Quanto menor a energia de ativação, maior a velocidade da reação.
7) Lei das Ação das Massas – Lei de Guldberg – Waage: A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações em mol/L dos reagentes, elevados a seus expoentes determinados experimentalmente.
Dado: aA + bB Þ cC + dD

V = K [A]^a . [B]^b

a) Ordem da reação: a + b
b) Molecularidade: É o número mínimo de partículas reagentes que precisam colidir em cada etapa da reação.

8) Velocidade Média(Vm): É a relação entre o número de mols participante pela unidade de tempo.
Vm = Dn
Dt
Unidade: mol / min

V – EQUILÍBRIO QUÍMICO
É característico de reações reversíveis, ou seja, ocorre quando as velocidades das reações diretas e inversas são iguais.

2) Constante de Equilíbrio (K_c K_p)

Dado: aA + bB Þ cC + dD K_c = [C]^c . [D]^d
[A]^a . [B]^b

3) Relação entre K_c e K_p

K_p = K_c . (RT)^Dn , onde:
R = constante universal dos gases.
T = Temperatura em Kelvin.
Dn = Variação do n° de mols entre produtos e reagentes na fase gasosa.

EQUILÍBRIO IÔNICO
1) Grau de Ionização ou Dissociação(a):
a = número de mols dissociados número de mols dissolvidos

2) Lei da Diluição de Ostwald
K_i = a2 . M
(1 – a)

3) Equilíbrio Iônico na Água:
Para 25ºC , Kw = 10^-14 mol/l
H₂O Þ H+ + OH-
K_w = [H⁺] . [OH^–]

a) pH – Potencial Hidrogeniônico
pH = – log [H⁺]

b) pOH – Potencial Hidroxiliônico
pOH = [OH-]

c) Escala de pH: (25ºC)
pH |_______________|__________________|
0 ácida 7 básica 14
neutra

4) Hidrólise de Sais: (Hidro = ÁGUA) (Lise = Quebra).É a reação entre um dos íons formados com a água.
É uma reação inversa da neutralização.

5) Solução Tampão: É uma solução que praticamente não sofre variação de pH ou pOH, pela adição de quantidades controladas de ácidos ou bases fortes.

VI – RADIOATIVIDADE

É a emissão espontânea de partículas e/ou radiações pelo núcleo de um átomo instável com o propósito de adquirir a estabilidade. A emissão de partículas transforma o elemento químico, pois modifica seu número atômico.
1) Principais emissões:

• Partícula alfa ( a )
• Partícula beta ( b )
• Partícula gama (g)

Radionuclídeos – São aqueles que emitem radiação espontaneamente.

2) Características:
a) ALFA: Semelhante ao hélio

• Massa: pesado
• Poder de Penetração: Baixo
• Poder de ionização: alto

b) BETA: Semelhante ao elétron

• Massa: leve
• Poder de Penetração: médio
• Poder de ionização: baixo

c) GAMA: Semelhante ao Raio X

• Massa: leve
• Velocidade: LUZ
• Poder de Penetração: alto
• Poder de ionização: baixo

6) Leis da Radioatividade:
a) 1ª Lei de SODDY: “Quando um radionuclídeo emite uma partícula a, seu número de massa diminui de 4 unidades e seu número atômico diminui 2 unidades.
b) 2ª Lei de SODDY: “Quando um núcleo emite uma partícula beta, forma-se um novo núcleo com igual número de massa e número atômico uma unidade maior”.
Tempo de meia-vida (t½ ou P)
É o tempo necessário para a desintegração da metade dos átomos radioativos.
T = x . P

Onde: t = tempo total
x = nº de desintegrações(setas)
p = meia-vida

3) FISSÃO NUCLEAR: É a quebra do núcleo de um átomo mais ou menos ao meio, provocada pelo bombardeamento de nêutrons, formando dois novos núcleos, liberando uma quantidade grande de energia e de outros nêutrons, podendo repetir o processo originando uma reação em Cadeia.
* UTILIZAÇÃO DE FISSÕES NUCLEARES
– Bomba atômica e Reator nuclear.

4) FUSÃO NUCLEAR: É o processo inverso ao da fissão nuclear: consiste na união de dois núcleos de átomos, dando origem a outro núcleo. Esta reação se dá com uma liberação de energia ainda maior que a da fissão nuclear.
Ex.: Bomba de Hidrogênio(H).

VIII – ELETROQUÍMICA

1) Pilha:

• Espontâneo
• Transforma energia química em elétrica.

Obs.: Pelo fio passam elétrons. Pela ponte salina passam íons.

• Ânodo: – pólo negativo, metal mais reativo, sofre oxidação, doa elétrons. A placa sofre perda de massa.
• Cátodo: – pólo positivo, metal menos reativo, sofre redução, recebe elétrons. A placa ganha massa.

a) Eletrodo de zinco:
Placa de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de zinco.
b) Eletrodo de cobre:
Placa de cobre em uma solução de sulfato de cobre.
Obs.:
Cada eletrodo é chamado de semicela.
A aparelhagem é chamada de pilha ou cela eletroquímica.

Equação Global
A equação global dos processos ocorridos nessa pilha pode ser obtida pela soma das duas semi-reações:
Ânodo:

Cátodo:
________________________________________

Convenção mundial para representar pilhas.
Ânodo // Cátodo
Ex.: Zn / Zn²⁺ // Cu²⁺ / Cu^O
¯
Ponte Salina

Cálculo da voltagem (DE° das pilhas)
DE° = E°redução – E°redução
maior menor
Ex.: E° Al, Al_(s) = -1,68v
E° Cu, Cu_(s) = +0,34v

DE = 0,34v – (-1,68) = 2,02v

ELETRÓLISE
O processo inverso, em que a passagem de corrente elétrica através de um sistema líquido onde existem íons produz reações químicas, não é espontâneo e é denominado eletrólise, tendo sido estudado pela primeira vez por Michael Faraday, em meados do século XIX.
As eletrólises são realizadas em uma CUBA ELETROLÍTICA, onde a corrente elétrica é produzida por um gerador (pilha).
As substâncias que serão submetidas a eletrólise podem estar liquefeitas (fundidas) ou em solução aquosa.

Obs.: A eletrólise ígnea é o processo de obtenção dos metais alcalinos, alcalinos terrosos e alumínio, pois esses cátions não descarregam em solução aquosa.

A eletrólise do NaCl_(aq) é um processo que permite obter soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H₂) e gás cloro (Cl₂).
A presença de OH^– na solução final da eletrólise caracteriza soluções básicas.

Aspectos Quantitativos da Eletrólise

Em 1909, Milikan determinou que a carga elétrica de um elétron é igual a 1,6 x 10^-19C. Logo, a carga de 1mol de elétrons equivale a 96500 C que é denominada constante de Faraday(1F).

1 mol de elétrons 6.02 x 1023elétrons

9,65 x 104C=1F