¥Tudo Sobre Química Inorgânica

26. Termoquímica

Reações Químicas envolvem energia (calor): "Entalpia H".

1. Processos exotérmicos - liberam calor para o meio (aquecimento do meio).

D H = H_P - H_R; H_P < H_R; D H < 0.

Gráfico

R ® P, D H < 0; R ® P + energia; R - energia ® P.

Ex.: formação de substância, formação de ligação, ganho de elétrons (eletroafinidade), mudança de estado físico (gasoso ® líquido, líquido ® sólido), combustão e explosão.

2. Processos Endotérmicos

Absorção de calor do meio (resfriamento do meio).

H_P > H_R; D H > 0.

Gráfico

R ® P, D H > 0; R ® P - energia; R + energia ® P.

Ex.: quebra de substâncias, quebra da ligação, perda de elétrons (energia de ionização), mudança de estado físico (sólido ® líquido, líquido ® gasoso).

Cálculo do D H

Organização da substância e suas energias - D H = H_P - H_R.

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27. Cinética Química

Fatores determinantes de reação:

- reagentes;

- proximidade;

- vibração;

- colisões;

- energia de ativação (energia adquirida pelos reagentes para começar a reagir).

"Maior valor de energia na reação".

Gráfico

Quanto maior a energia de ativação mais lenta será a reação. 

Fatores que interferem na velocidade:

a. concentração dos reagentes: [R]ⁿ µ velocidade;

b. temperatura: temperatura µ velocidade (reações endotérmicas), 1/temperatura µ velocidade (reações exotérmicas);

c. superfície de contato: superfície de contato µ velocidade;

d. catalisador - substância que aumenta a velocidade da reação porque diminui a energia de ativação dos reagentes.

Expressão da Velocidade

V = k. [R]ⁿ, onde k = constante da velocidade (k depende da temperatura), n = número de mols do reagente.

OBS.: sólidos não participam da expressão.

Ex.: N_2(g) + 3H_2(g) ® 2NH_3(g); V = k.[N₂].[H₂]³

C_(s) + O_2(g) ® CO_2(g); V = k.[O₂]

Ordem de reagente e de reação

Relação entre concentração, velocidade e ordem do reagente

[variação do reagente]ⁿ = variação de velocidade

Ex.: considere:

Determine a expressão da velocidade.

[A] - 2ⁿ = 4; n =2. [B] - 2ⁿ = 8; n = 3.

V = k.[A]².[B]³

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28. Equilíbrio Químico

Estágio atingido por toda a reação em que o sistema fechado.

Características:

a. Reversidade - R « P; R ® P: reação direta; ­ P ® R: reação inversa.

b. Velocidade da reação direta é igual a velocidade da reação inversa.

c. No equilíbrio, as concentrações se mantêm constantes.

d. Segundo o princípio de Le Chatelier, sempre que alterado, o equilíbrio é restabelecido.

Fatores que interferem no equilíbrio.

Considere:

a. Concentrações:

­ [R] - equilíbrio deslocado para os produtos;

¯ [R] - equilíbrio deslocado para os reagentes;

­ [P] - equilíbrio deslocado para os reagentes;

¯ [P] - equilíbrio deslocado para os produtos.

b. Temperatura:

­ temperatura - favorece o sentido endotérmico;

¯ temperatura - favorece o sentido exotérmico.

c. Pressão:

­ pressão - desloca para o lado de menor número de mols;

¯ pressão - desloca para o lado de maior número de mols. (válido somente para sistemas que envolvem gases).

Nota: catalisadores não interferem no equilíbrio.

OBS.: sólidos não interferem no equilíbrio.

Constante de Equilíbrio (k_C)

k_C = [P]ⁿ/[R]ⁿ.

Só participam gases e íons.

Relação entre o k_C e rendimento

Alto k_C - alto rendimento;

Baixo k_C - baixo rendimento.

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29. Eletroquímica

1) Pilhas - Reações químicas que produzem eletricidade. São exotérmicas, fenômeno espontâneo, processos de oxi-redução , mecanismo: transferência de elétrons de um metal neutro para metal.

Eletrodos:

Anodo (pólo negativo) > oxidação; catodo (pólo positivo) > redução.

Potencial de oxidação (E_OXI)

"Tendência em perder elétrons".

Potencial de redução (E_RED)

"Tendência em receber elétrons".

Ponte salina - usada para manter o equilibro de cargas na solução.

Ex.:

E_OXI Zn > E_OXI Cu; o zinco perde elétrons e o cobre recebe-os.

OBS.: Metal de sacrifício

"Metal com o potencial de oxidação maior do que o metal a ser protegido."

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30. Eletrólise

Fenômeno que consome energia (endotérmico), processo forçado, oxi-redução.

Etapas:

1^o) Formação de íons - cátions e ânions;

2^o) Neutralização dos íons - íon positivo + e^-₀ - átomo neutro; íon negativo - átomo neutro + e^-₀.

1^o Caso) Eletrólise a seco (sem H₂O)

Ex.1: Eletrólise do HCl

HCl ® H⁺ + Cl^-

Ex.2: Eletrólise do NaCl fundido (sob aquecimento = ígnea)

NaCl ® Na⁺ + Cl^-

2^o Caso) Eletrólise aquosa (precisa de H₂O)

H₂O ® H⁺ + OH^-

Substância forma à Íon positivo + Íon negativo.

Preferência

Ex.3: Eletrólise do NaCl(aq)

 Ex.4: Eletrólise AgNO_3(aq)

Pólos: Anodo - pólo positivo, Catodo - pólo negativo.

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