Resumo de Química 4PP

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Cinética Química
Esse capítulo tem como objetivo o estudo da velocidade das reações.
As inúmeras reações químicas que presenciamos em nosso dia a dia ocorrem em diferentes velocidades e estas podem ser alteradas.
Velocidade ou rapidez de uma reação: Vm = Δ[ ] / Δt
Ou seja: Velocidade média da reação = variação da concentração/variação de tempo (intervalo)
Porém, ao calcularmos a Δ[reagentes], acharemos um valor negativo, pois a concentração final é menor que a inicial. Por isso utilizaremos Vm = -Δ[reagentes] / Δt.
Vm = -Δ[reagentes] / Δt	OU	Vm = Δ[produtos] / Δt 
OU Vm = |Δ[reagente ou produto ]| / Δt
Se numa reação é dada a velocidads de formação (taxa de formação) de um reagente, e a velocidade de consumo (taxa de consumo) de um produto, pode-se calcular a velocidade média da reação da seguinte forma:
	aA + bB → cC
Vm reação = Vma/a = Vmb/b = Vmc/c
Condições para a ocorrência de reações: Deve-se existir, entre os reagentes, uma tendência à reação (afinidade química) e, além disso, eles devem estar em contato.
Teoria da colisão: Em todas as reações, os átomos que formam os reagentes se rearranjam, originando os produtos. No entanto, nem todos os choques que compõem os reagentes originam produtos (choques não-eficazes). Os choques que resultam em quebra de ligações são denominados eficazes ou efetivos. No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos denominada complexo ativado.
Complexo ativado: Estado de transição entre os produtos e reagentes, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos). Porém, para que o mesmo ocorra, as moléculas dos reagentes devem apresentar energia suficiente, deve haver afinidade entre elas, além da colisão em geometria favorável. Essa energia é denominada Energia de ativação.
Energia de ativação: Menor quantidade de energia necessária que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado, e consequentemente, para a ocorrência da reação.
Olhar gráficos pág 389 (livro novo) e 386 (livro velho).
Fatores que influenciam a velocidade de uma reação:
	1- Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior a rapidez da reação.
	2- Regra de Van't Hoff: Um aumento de 10°C faz com que a velocidade da reação dobre.
	3- Catalizador: Substâncias capazes de acelerar uma reação sem sofrerem alteração permanente, isto é, não são consumidas durante a reação (os catalizadores criam um caminho alternativo, que exige menor energia de ativação.
	4- Concentração dos reagentes: O número de choques eficazes, e consequentemente, a velocidade da reação são proporcionais ao produto das concentrações. 
Lei da velocidade: Dada a seguinte reação genérica aA + bB → cC temos a seguinte expressão da lei da velocidade:
v = k[A] ͯ.[B] ʸ
	v = velocidade da reação.
	k = constante da velocidade (a uma dada temperatura).
	[A] e [B] = concentração em mol/L dos reagentes.
	x e y = expoentes determinados experimentalmente, denominados ordem da reação.
Quando a reação se dá em uma única etapa, dizemos que se trata de uma reação elementar; nesse caso os expoentes x e y correspondem aos coeficientes estequiométricos a e b (x=a e y=b).
Logo: k[A] ͣ.[B] ᵇ
	ordem da reação em relação a A = a;
	ordem da reação em relação a B = b;
	ordem total da reação = a + b.
No entanto, a grande maioria das reações não é elementar, ou seja, ocorre em mais de uma etapa.
O conjunto de etapas por meio das quais ocorre uma reação é denominada mecanismo de reação.
Ex: 2A + B → A2B
Mecanismo:
etapa lenta = A + A → A2
atapa rápida = A2 + B → A2B
Nesse tipo de reação, a equação da velocidade é determinada pela etapa lenta do mecanismo de reação.
Logo, a equação da velocidade será: v = k[A].[A]	OU	v = k[A]²
				Equlíbrios Químicos (cap: 16)
	Muitas reações ocorrem de maneira completa, ou seja, até um dos seus reagentes seja completamente consumidos (ex1: queima de um palito de fósforo), porém, existem sistemas em que as reações dereta e inversa ocorrem simultaneamento (ex2: um frasco fechado com água líquida e vapor d'água, há moléculas passando continuamente do estado líquido para o gasoso e do gasoso para o líquido).
	Utilizando ainda o exemplo 2, quando a velocidade de vaporização se iguala à velocidade de condensação, dizemos que o sistema atingiu o equilíbrio. Quando isso acontece as quantidades dos participantes permanecem constantes, porém não obrigatóriamente iguais. Deve-se percebe também 
que nas reações química reversíveis, a velocidade inicial da reação direta é máxima (até porque a concentração em mol/L dos reagentes é máxima). Com o passar do tempo, a velocidade da reação direta diminui, enquanto a da inversa aumenta. Ao atingir o equilíbrio, essas velocidades se igualam.
Constante de equilíbrio em termos de concentração: Aspectos quantitativos que envolvem uma situação de equilíbrio.
Ex: Num frasco de 1L, mantido a 100°C, são introduzidos 10 mol de N2O4. Estabelecido o equilíbrio, nota-se a existência de 4 mol de NO2 e parte do N2O4.
		Início			após atingir o equilíbrio			equilíbrio
	10 mol de N2O4				↔			N2O4 e 4mol de NO2
	1L a 100°C								1L a 100°C
Com base nos dados...
	
	N2O4↔2 NO2
	início
	10 mol
	0
	proporção
	gasta x mol
	forma y mol
	equilíbrio
	z mol
	4 mol
É fácil perceber que x=2, basta vermos a proporção estequiométrica (1 N2O4 X2NO2), aí é só fazer uma regrinha de três.
	
	N2O4↔2NO2
	início
	10 mol
	0
	proporção
	gasta 2 mol
	forma 4 mol
	equilíbrio
	8 mol
	4 mol
Logo, as concemtrações em mol/L no equilíbrio são:
[N2O4]=8mol/1L 	[NO2]=4mol/1L
Na situação de equilíbrio: vd=vi (velocidade da reação direta é igual a velocidade da reação inversa)
vd=Kd[N2O4]
vi=Ki[NO2]²
vd=Kd[N2O4]=vi=Ki[NO2]²		↔	 Kd/Ki=(4mol.L-1)/(8mol.L-1)=2mol./L,
									ou simplesmente 2.
A razão Kd/Ki origina uma nova constante (constante de equilíbrio) que pode ser representada como Ke ou como Kc.
Para um equilíbrio homogêneo genérico: aA	+	bB	↔	cC	+	dD
Kc= [C] ͨ [D] ͩ/[A] ͣ [B] ᵇ
ex: 2SO3(g)	↔	2SO2(g)	+	O2(g)
Kc=[SO2(g)]² [O2(g)] / [SO3(g)]² 
Obs.: Os participantes sólidos (em equilíbrios heterogêneos) não devem ser representados na expressão de Kc, pois suas concentrações são sempre constantes. 
	Em equilíbrios que ocorrem em meio aquoso, na qual um dos participantes é a áqua líquida (a concentração da água, em mol/L, não varia), ela não fará parte da constante de equilíbrio.
Ex1: C(s)	+	O2	↔	CO2(g)
Kc=[CO2(g)]/[O2]
Ex2: C12H22O11(aq)	+	H2O(l)		↔	C6H12O6(aq)		+	C6H12O6(aq)
Kc=[C6H12O6].[C6H12O6]/[C12H22O11]
Constante de equilíbrio em termos de pressão: Em equilíbrios onde pelo menos um dos participantes é um gás, a constante de equilíbrio pode ser expressa em termos de pressões parciais dos gases envolvidos, e será representada por Kp.(Obs.: só são representados componentes gasosos)
Ex: C(s)		+	O2	↔	CO2(g)
Kc=[CO2]/[O2]
Kp=(PCO2)/(PO2)
A relação entre Kc e Kp é dada pela expressão Kp=Kc(RT)ᴧ n
Obs.: tanto Kp quanto Kc só variam com a temperatura.
Interpretação do valor de Kc e extenção da reação: 
H2(g)	+	Br2	↔	2HBr(g)
Kc=[HBr]²/[H2].[Br2]=1,9.1019
	se o Kc é muito grande indica que a concentração dos produtos é maior que a dos reagentes, informando que a reação direta prevalece sobre a inversa. Caso contrário, se o Kc é muito pequeno a reação inversa prevalece sobre a direta.
	Genericamente: Quanto maior a for o valor de Kc, maior será a extenção da ocorrência da reação direta, do contrário, maior será a da reação inversa
Quociente de equilíbrio (Qc): Relação entre as concentrações em mol/L dos participantes em qualquer cituação, mesmo que o equilíbrio ainda não esteja estabelecido. (é expresso da mesma maneira de Kc). Se estabelecermos uma relação entre Qc e Kc podemos ter:
Qc/Kc=1 (o sistema está em equilíbrio)		Qc/Kc≠1(o sistema não está em equilíbrio)
ex: Considere o equilíbrio a seguir, a 100°C e o valor da sua constante igual a 0,2:
N2O4(g)	↔	2NO2 (g)
considerando três experimentos realizados à temperatura de 100 C, temos;
	
	[NO2]
	[N2O4]
	Experimento 1
	2mol/L
	2mol/L
	Experimento 2
	0,2mol/L
	0,2mol/L
	Experimento 3
	0,1mol/L
	0,1mol/L
Calculemos agora Qc, e depois relacionemos com Kc.
	Experimento 1
	Experimento 2
	Experimento 3
	Qc=(2)²/2 e Kc=0,2
	Qc=(0,2)²/0,2 e Kc=0,2
	Qc=(0,1)²/0,1 e Kc=0,2
	Qc/Kc=2/0,2=10
	Qc/Kc=0,2/0,2=1
	Qc/Kc=0,1/0,2=0,5
Podemos concluir que:
	no experimento 2, o sistema está em equilíbrio;
	no experimento 1, o equilíbrio seria atingido se Qc fosse igual a Kc, isso ocorreria com a diminuição da [NO2] e o aumento da [N2O4];
	no experimento 3, o equilíbrio seria atingido se Qc fosse igual a Kc, isso ocorreria com o aumento da [NO2] e a diminuição da [N2O4];
Deslocamento de equilíbrio:
	Princípio de Le Chatelier: Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força. 
	Os fatores que podem afetar a condição de equilíbrio de um sistema são: concentração, pressão e temperatura.
Concentração: 	C(s)		+	CO2	↔	2CO(g)
Situação 1: Quando adicionamos CO2(g) ao equilíbrio, aumenta-se o número de choques entre C(s) e CO2 .Assim, a um aumento na velocidade da reação direta favorecendo a formação de CO(g), ou seja, o equilíbrio se desloca para a direita. (Obs.: se tivessemos adicionados C(s) não haveria alteração, pois a concetração de um sólido é constante e não depende de sua quantidade)
Situação 2: Quando adicionamos ao CO(g) ao equilíbrio, ocorre um aumento na sua concentração, transformando-o parcialmente em CO2 e em C(s) , ou seja, o equilíbrio se desloca para a esquerda.
Situação 3: Quando retiramos parte do CO(g) presente no equilíbrio, ocorre uma diminuição na concentração do composto e , consequêntemente, a velocidade da reação invesa diminui. Logo, a velocidade da reação inversa será maior, favorecendo a formação de CO(g) , ou seja, o equilíbrio se desloca para a direita.
Pressão: Quando aumentamos a pressão sobre o equilíbrio gasoso, à temperatura constante, ele se desloca no sentido da reação capaz de diminuir esse aumento da pressão e vice-versa.
Ex: 2SO2(g)	+	O2(g)		↔	2SO3(g)
	2 mol	+	1 mol			2 mol
Nesse caso o equilíbrio se deslocaria para a direita, pois nesse sentido há a diminuição do número de mol do gás, e consequentemente, uma diminuição da pressão. Caso contrário, ao diminuirmos a pressão, o equilíbrio deslocaria-se para o lado com maior número de mol, nesse caso, para esquerda.
Temperatura: A temperatura é o único fator responsável por alterações na constante de equilíbrio (Kc), além de provocar um deslocamento de equilíbrio. 
Em um sistema de equilíbrio, sempre temos uma reação exotérmica e outra endotérmica. Quando aumentamos a temperatura, favorecemos a reação que absorve calor (endotérmica), afim de minimizar seus efeitos. Quando há diminuição da temperatura, favorecemos a reação libera calor (exotérmica)
Obs.: os catalisadores não deslocam equilíbrio, eles apenas provocam a diminuição do tempo necessário para que esse equilíbrio seja atingido.
				Equilíbrio em meio aquoso (cap: 17)
Constante de ionização: Soluções aquosas de ácidos e bases também são encontradas na situação de equilíbrio que pode ser representada simplificadamente da seguinte maneira:
ácidos							bases
HA(aq)	↔	H+(aq)	 +	A‾(aq)		BOH(aq)	↔	B+(aq)	 +	OH‾(aq) 
Ex: HF		↔	H+	+	F‾
Ka=[H+] [F‾]/[HF]	(Obs.: pode-se perceber, que quanto maior a concentração de íons, maoir será o valor de Ka, e mais forte será o ácido.)
Quanto maior o valor de Ka > mais ionizado está o ácido > maior será a sua força.
Outro exemplo: NH3(g)	+	H2O(L)	↔	NH4+(aq)	+	OH‾(aq)
Kb=[NH4+][OH‾] / [NH3]	(Obs.: note que a concentração de água, por ser constante, não aaparece ne expressão de Kb)
Lei da diluição de Ostwald: Ao adicionarmos um ácido à água, podemos relacionar o número de mol adicionado com o número de mol ionizado.
α = número de mol ionizado/número de mol iniciais (n)
núm de mol ionizado=α . n
	
	HA	↔	H+	 +	A‾
	Início
	n mol
	0
	0
	Proporção
	gasta α mol
	forma α mol
	forma α mol
	Equilíbrio
	n - αn
	αn 
	αn 
Número de mol de cada espécie na condição de equilíbrio:
HA=n – αn ou n(1- α)		H+=αn		A‾=αn
logo:	Ki= [H+][A‾]/[HA]		>	Ki= (αn/V . αn/V)/n- αn	>	Ki= α²n/(1-α)V
como n/V = ᶆ(concentração molar), então: Ki= ᶆα²/(1-α)
Equilíbrio Iônico da água: A água, quando pura ou como usada como solvente, se ioniza numa extensão muito pequena, originando o equilíbrio:
H2O(l)		+	H2O(l)		↔		H3O(aq)		+		OH‾(aq)
A 25°C, as concentrações em mol/L de H+ e OH- na água pura são iguais entre si e apresentam um valor igual a 10-7 mol/L:
Produto iônico da água (Kw): H2O(l)	↔	H+	+	OH‾
Kw(constante de ionização)=[H+].[OH‾] a 25°C		Kw= (10 -7).( 10-7)= 10-14
Na água, as concentraçõs de H+ e OH‾ são sempre iguais (independentemente da temperatura); por isso a água é neutra. Quaisquer soluções aquosas em que [H+]=[OH‾] também serão neutras.
Em soluções ácidas ou básicas notemos que:
quanto maior a [H+] > mais ácida é a solução.
quanto maior a [OH‾] > mais básica(alcalina) é a solução.
Antes de mais nada:
Ácidos fortes: HCl, HNO3, H2SO4 e H3PO4
Ácidos fracos: Demais ácidos
Bases fortes: As as apresentam metais do grupo 1A e Ca, Sr e Ba
Bases fracas: Amônio (NH4+) e demais bases.
Escala de pH: O cálculo de pH pode ser feito por meio das expressões; (lembrando que pH>7, solução básica; pH<7, solução ácida.)
pH=colog[H+] = -log[H+] = log 1/[H+]
De maneira semelhante, podemos determinar o pOH:
pOH=colog[OH-] = -log[OH‾] = log 1/[OH‾]
Ex: [H+]=10-6
pH = -log[H+]
pH = -log10-6
pH = -(-6)log10
pH = 6
pOH = 14 - 6 = 8
Indicadores de pH: Uma outra maneira de comum, mas menos precisa, de determinar o pH de uma solução é por meio do uso de indicadores, que são substâncias que mudam de cor em função da [H+] e da [OH‾], ou seja, com o pH.
Determinação da [H+] e da [OH‾] nas soluções: 
	soluções ácidas: Primeiramente devemos conhecer sua concentração em mol/L para em segui determinar o pH da solução.
	Ácidos fortes (considerar α = 100%)
solução de Hcl 0,1 mol/L
HCl		↔	H+	+	Cl‾
0,1 mol/L → 0,1 mol/L
[H+]= 0,1 mol/L= 10-1 mol/L
pH= 1
	Outros ácidos (α < 100%)
solução de H3CCOOH 0,1 mol/L
α =1%
H3CCOOH ↔ H+ + H3CCOO‾
0,1 mol/L → 0,1 mol/L se― α =100%
x― α =1%
x=0,001 mol/L
H+= 0,001 mol/L =10-3 mol/L
pH=3
	Soluções básicas: Usa-se o mesmo sistema que nas soluções ácidas, só muda que ao invés de calcularmos o pH, alcularemos o pOH, pois o íon predominantemente característico é o OH‾.
Hidrólise salina: É o processo em que o(s) íon(s) proveniente(s) de um sal reage(m) com a água.
Hidrólise de cátions: produz íons H+
C+	+	HOH		↔	COH		+	H+	(solução ácida)
Hidrólise de ânions: produz íons OH‾
A‾	 +	HOH		↔	HA		+	OH‾	(solução básica)
Acidez e basicidade das soluções aquosas sos sais: Na reação de um sal com a água, forma-se ácido mais base, e como descobriremos se a solução é ligeiramente ácida ou básica?
É simples, basta vermos o ácido e a base que foram formados, se a base for forte e o ácido fraco, a solução será ligeiramente básica. Do contrário, se a base for fraca e o ácido forte, a solução será ligeiramente ácida. Se ambos forem fortes(ou fracos), a solução será neutra.
Ex: A solução aquosa de NH4 NO3(aq) é ligeiramente ácida ou básica?
NH4 NO3(g)	+	HOH(L)		↔	NH4 OHaq)	+	HNO3(aq)
						base fraca		ácido forte
						(não-ionizada)		(ionizado)
NH4+(aq)		+	NO‾3(aq) 	+	H2O(l)		↔	NH4 Ohaq) 	+ H+	 + NO‾3(aq) 
NH4+(aq)		+	H2O(l)		↔	NH4 OHaq) 	+ H+	
A presença de H+ justifica a acidez da solução.
Constante do produto de solubilidade (Ks): 
Produto de solubilidade: Quando temos um sistema com uma solução saturada (um sal, por exemplo) e uma quantidade desse mesmo sal precipitada (ou seja, no fundo do frasco), pormais que agitemos a solução, a temperatura constante, o corpo de fundo não se altera, pois está estabelecido o equilíbrio entre o corpo de fundo e os íons presentes na solução.
Ex: NH4 NO3		↔	NH4+(aq)		+	NO‾3(aq) 
Vd=velocidade de dissolução
Vi=velocidade de precipitação
Num equilíbrio: Vd=Vi , por isso, a quantidade de fundo não se altera.
A constante desse equilíbrio é denominada constante do produto de solubilidade (Ks):
Ks= [NH4+].[NO‾3]