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Published byFelícia Braga Minho Modified over 8 years ago
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Cinética e Equilíbrio Velocidade média de uma reação: é a relação entre a variação da quantidade ( massa, mols, moléculas, volume, etc..) de reagentes ou produtos pela variação de tempo. a A + b B c C + d D Reagentes Produtos Velocidade média de uma reação, sem especificarmos a substância, pode ser dada pela relação entre a velocidade média de consumo de reagentes ou pela velocidade média de formação de produtos pelos seus respectivos coeficientes na equação devidamente balanceada. Ex: N 2 + 3 H 2 2 NH 3
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OBS: Em algumas faculdades (ITA), geralmente cai uma questão envolvendo velocidade de reação onde tem-se que trabalhar com logaritmos neperianos, matéria esta, dada somente em curso universitário. Para facilitar seus cálculos, como as questões geralmente se referem a reação de primeira ordem, você poderá bem rapidamente usar as seguintes expressões: Leia da Velocidade Constante da velocidade Meia vida Que também pode ser calculada simplificadamente por:
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Fatores necessários para que ocorra uma reação química: -afinidade entre os reagentes; -Colisão favorável: as colisões devem acontecer com geometria favorável e com energia suficiente( energia de ativação) para que ocorra a formação de uma estrutura intermediária, chamada de “complexo ativado”. E ativação = E para que ocorra a reação – E própria dos reagentes Epr Epp R P E E at HH Epr Epp HH R P E Caminho de reação
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Fatores que influenciam na velocidade das reações: -Superfície de contato: reagentes triturados reagem mais rapidamente que reagentes em barras; -Natureza dos reagentes: reações iônicas são mais rápidas que as moleculares; -Temperatura: quando maior a temperatura maior a velocidade das reações. Aumento de temperatura favorece reações exotérmicas e endotérmicas, só que, favorece mais as endotérmicas; Regra de Van’t Hoff: para cada 10 0 C de aumento a velocidade duplica ou até triplica. -Luz e eletricidade: algumas reações são mais rápidas na presença de luz, ou de eletricidade; -Pressão: um aumento de pressão favorece reações que acontecem na fase gasosa, pois ocorrerá um aumento no número de colisões; -Catalisador: é uma substância que aumenta a velocidade das reações, pois diminui a energia de ativação; -Inibidor: são substâncias que diminuem a velocidade das reações;
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Concentração: um aumento na concentração dos reagentes, provoca um aumento no números de colisões efetivas, aumentando a velocidade da reação. Aqui temos uma lei chamada de : Lei da ação das massas ou :Lei de Guldberg e Waage:” Para cada temperatura, a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes”. a A + b B c C + d D v = k. [A] a.[B] b V = velocidade em determinada temperatura K = constante nessa temperatura [A] e [B] = concentrações molares de A e B a e b = expoentes determinados experimentalmente. Se a reação for elementar ( única etapa) iguais aos coeficientes da equação. Se a reação for não elementar ( + de uma etapa) iguais ao coeficientes da + lenta. Esses expoentes indicam a ordem de uma reação. Molecularidade de uma reação: número mínimo de partículas dos reagentes que devem colidir para que ocorra uma reação elementar ou uma etapa de uma reação não elementar.
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Equilíbrio Para que um sistema esteja em equilíbrio, é preciso que a reação ocorra em recipiente fechado, onde vamos verificar que as reações deverão ser reversíveis. Após atingido o equilíbrio temos a sensação macroscópica que a reação terminou, mas a nível microscópico, ela continua, só que as concentrações não mais se alteram porque o equilíbrio é dinâmico, o que forma para um lado, forma também para outro. a A + b B c C + d D direta inversa V1V1 V2V2 V 1 = k 1. [A] a..[B] b V 2 = k 2. [C] c [D] d V 1 = V 2 K c = constante de equilíbrio em função de concentração molar.
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Quando tratar-se de sistemas envolvendo gases, poderemos expressar a constante de equilíbrio em função de pressões parciais: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Kp = Kc. (R.T) n Grau de equilíbrio: é a razão entre o números de mols de um reagente consumido e a quantidade de mols inicial desse reagente.
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Tabela a ser seguida para resolvermos, os exercícios envolvendo constante de equilíbrio Kc ou Kp. H 2 + I 2 2 HI Início só temos reagentes geralmente Reage e forma obedece a estequiometria da reação Equilíbrio 1 a. – 2 a. Igual a 2 a. Concentração molar 3 a. /V 3 a. /V Exemplo: H 2 + I 2 2 HI 1 a. linha 2 mols 2 mols ---- 2 a. linha 0,5 mols 0,5mols 2.0,5 mols=1,0 3 a. linha 2-0,5 = 1,5mols 1,5 mols 1,0 mol 4 a. linha 1,5/V 1,5/V 1,0/V
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Deslocamento de equilíbrio N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3 (g) + calor Concentração: aumento de reagentes desloca à direita retirada de reagentes desloca à esquerda aumento de produtos desloca à esquerda retirada de produtos desloca à direita Pressão: aumento de pressão desloca para menor volume diminuição de pressão desloca para maior volume 4 volumes 2 volumes Temperatura : aumento de temperatura favorece mais a reação endotérmica diminuição de temperatura favorece mais a reação exotérmica Catalisador: não desloca um sistema em equilíbrio. Faz com que o equilíbrio seja atingido mais rapidamente.
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Equilíbrio Iônico HA H + + A - BOH B + + OH - No caso de bases, substitua Ka por Kb
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Equilíbrio Iônico da água H 2 O H + + OH - Kw = H + . OH - Produto iônico da água 25 0 C Kw = 10 -14 [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/L
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Soluções ácidas e básicas Ácidas [H + ] > 10 -7 mol/L [OH - ] < 10 -7 mol/L pH = - log [H + ] p OH = - log [OH - ] pH 7 Básicas [OH - ] > 10 -7 mol/L [H + ] < 10 -7 mol/L p OH = - log [OH - ] pH = - log [H + ] p OH 7 Ka ou Kb = M. 2 [H + ] = M. [OH - ] = M. No caso de diácidos ou dibases use = 2.M.
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Hidrólise de Sais -------------------- Produto de Solubilidade------------ Solução Tampão----------------------
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Hidrólise de Sais Sal + Água Ácido + Base I- Ácidos e bases forte predominantemente iônicos II- Ácidos e bases fracos predominantemente moleculares III- Sais sempre Iônicos IV- Água sempre molecular V- Somente íons fracos, sofrem hidrólise VI- Quando o cátion sofrer hidrólise desloca da água H + ; quando o ânion sofrer hidrólise desloca da água OH -
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I- Sal de ácido fraco e base forte: NaNO 2 NaNO 2 + H 2 O NaOH + HNO 2 Na + + NO 2 - + HOH Na + + OH - + HNO 2 NO 2 - + HOH OH - + HNO 2 básica Solução aquosa de sal de ácido fraco e base forte será sempre básica
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II- Sal de ácido forte e base fraca: NH 4 Cl NH 4 Cl + H 2 O NH 4 OH + HCl NH 4 + + Cl - + HOH NH 4 OH + H + + Cl - NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + ácida Solução aquosa de sal de ácido forte e base fraca será sempre ácida
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III-Sal de ácido fraco e base fraca: NH 4 NO 2 NH 4 NO 2 + H 2 O NH 4 OH + HNO 2 NH 4 + + NO 2 - + HOH NH 4 OH + HNO 2 Kh do cátion e do ânion Kh do cátions e do ânion Solução aquosa de sal de ácido fraco e base fraca será ácida se Ka>Kb e será básica se Kb>Ka
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4- Sal de ácido forte e base forte : NaCl NaCl + H 2 O NaOH + HCl Na + + Cl - + HOH Na + + OH - + H + + Cl - HOH OH - + H + Não existe hidrólise. Solução aquosa de sal de ácido forte e base forte será sempre neutra
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IMPORTANTE Para resolver exercícios de hidrólise, basta usar as mesmas expressões do equilíbrio iônico, substituindo constante K a ou K b por constante de hidrólise K h e o grau de ionização por grau de hidrólise h K h = M. h 2 e [H + ]= M. h ou OH - = M. h Podem usar sem medo estas expressões, que certamente todo exercício será resolvido.
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Cuidado!- Nunca deixem de montar a reação de hidrólise do sal dado no exercício para descobrir se a solução será ácida ou básica. Sabendo se libera da água H + ou OH -, poderemos resolver qualquer problema. Lembrem-se que:-cátion fraco libera da água H + ânion fraco libera da água OH -
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8- (PUC-MG) Dos sais abaixo, aquele que em solução aquosa apresenta pH menor que 7 é: a) NaCN b) KCl c) KNO 3 d) NH 4 Cl e) NaHCO 3 Justifique sua resposta.
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Solução a) NaCN – Sal de ácido fraco e base forte pH>7 solução básica hidrólise do CN - libera da água OH - b) KCl – Sal de ácido forte e base forte pH=7 solução neutra não sofre hidrólise c)KNO 3 - Sal de ácido forte e base forte pH=7 solução neutra não sofre hidrólise e) NaHCO 3 - Sal de ácido fraco e base forte pH>7 solução básica hidrólise do HCO 3 - libera da água OH -
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d) NH 4 Cl – sal de ácido forte e base fraca pH<7 solução ácida hidrólise do NH 4 + libera da água H + NH 4 Cl + H 2 O NH 4 OH + HCl NH 4 + + Cl - + HOH NH 4 OH + H + + Cl - NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + ácida Portanto, resposta correta letra D
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9- (Salvador-Usberco) Uma solução aquosa de cloreto de amônio 0,2M apresenta grau de hidrólise igual a 0,5%. Determine pOH, pH e K h para essa solução.
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Resolução NH 4 Cl = 0,2 M = 0,5% = 0,005 NH 4 Cl + H 2 O NH 4 OH + HCl NH 4 + + Cl - + HOH NH 4 OH + H + + Cl - NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + (ácida) [H + ]= M. = 0,2. 0,005= 0,001= 10 -3 pH = -log 10 -3 = 3 Se pH = 3 pOH = 11 Kh = M. 2 = 0,2. (0,005) 2 = 5.10 -6
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Observação: repare que neste exercício, poderíamos ter feito a tabela do equilíbrio, mas é muito mais fácil e mais rápido resolver usando as mesmas expressões de equilíbrio iônico, substituindo Ki por Kh e grau de ionização por grau de hidrólise.
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Produto de Solubilidade AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) xM x x K ps = [Ag + ] [Cl - ] K ps = x 2 Se o exercício pedir o produto de solubilidade você deve calcular o K ps ; se o exercício pedir a solubilidade, ou a molaridade você deve calcular o valor de x.
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10- Qual o valor do produto de solubilidade de uma solução saturada de AgCl 10 -5 molar?
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Solução AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) 10 -5 10 -5 10 -5 K ps = [Ag + ][Cl - ] K ps = 10 -5. 10 -5 K ps = 10 -10
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11- Sabendo que o produto de solubilidade do CaCl 2 em determinada temperatura é igual a 4.10 -12, qual a solubilidade deste sal?
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Solução CaCl 2(s) Ca +2 + 2 Cl - x x 2 x K ps = [Ca +2 ][Cl - ] 2 K ps = [x][2x] 2 K ps = 4 x 3 4.10 -12 = 4 x 3 X = 10 -4 mols/L
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Solução Tampão É aquela solução que “não” sofre alteração de pH mesmo que à ela adicionemos ácidos ou bases fortes. É formada por um ácido fraco e seu sal ou por uma base fraca e seu sal. Exemplos: Ácido acético HAc Acetato de sódio NaAc Hidróxido de amônio NH 4 OH Cloreto de amônio NH 4 Cl
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12-(PUC-SP) Sabendo que o pH de uma solução 0,25 M de HCN é igual a 5, determine: a)O valor da constante K a para o HCN; b)O novo valor do pH, se a 1 litro da solução acima juntarmos 0,35 mol de NaCN, desprezando a variação de volume. Dado: log 2,86 = 0,46
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Resolução HCN=0,25M pH = 5 [H + ]= 1,0.10 -5 log 2,86 = 0,46 0,35 mol NaCN [H + ] = M. a) b) pH= - log [H + ] pH = - log 2,86.10 -10 pH = 9,54
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Importante O exercício anterior poderia ser resolvido, usando-se a expressão de pH, para uma solução- tampão formada por um ácido fraco e seu sal. Para isso deveríamos ter log de 0,35 e log de 0,25:
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13-(Cesgranrio-RJ) Um químico entrou na cantina de seu laboratório e mediu o pH do café e do leite, encontrando, respectivamente, 5 e 6. Em seguida, para seu lanche, misturou 20 ml de café com 80 ml de leite. Qual a concentração molar de íon H + de seu café com leite?
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Resolução Café + Leite café com leite 20 ml 80 ml V= 100 ml pH=5 pH=6 [H + ]= 10 -5 M [H + ]= 10 -6 M [H + ]= ? Obs: mistura de soluções sem reação química: [H + ].V + [H + ].V = [H + ].V 10 -5.0,02 + 10 -6.0,08 = [H + ].0,1 [H + ] = 2,8. 10 -6 M
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14-(MACK-SP) Na adição de 100 ml de solução aquosa de ácido clorídrico, que apresenta 0,365 g de HCl, a 400 ml de hidróxido de sódio 0,075 M, qual o pH da solução resultante? Dados: HCl = 36,5 g/mol; NaOH=40 g/mol
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Solução HCl + NaOH NaCl + H 2 O 100ml 400ml V final = 500 ml = 0,5L m 1 = 0,365g 0,075M n 1 =M.V n 1 =0,1.0,1 n 1 =0,01 mol HCl reage com 0,01 mol NaOH formando 0,01 mol NaCl n 1 =M.V n 1 =0,075.0,4 n 1 =0,03 mols NaOH Existe uma sobra de: 0,03-0,01= 0,02 mols de NaOH no volume final de 0,5 L NaOH Na + + OH - 0,04M 0,04M 0,04M [OH - ]= 4.10 -2 p OH= - log [OH - ] = -log 4.10 -2 pOH= 1,6 => pH = 14 – 1,6 = 12,4 pH = 12,6
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