Reações Químicas

Reações Químicas

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CAPÍTULO 5 REAÇÕES QUÍMICAS

5.1 Introdução162
5.2 Conceitos preliminares162
5.2.1 Fórmulas químicas162
5.2.1.1 Fórmula estrutural162
5.2.1.2 Fórmula molecular163
5.2.1.3 Fórmula empírica163
5.2.2 Mensuração de massa164
5.2.2.1 Tipos de massa164
5.2.2.2 Mol165
5.2.3 Composição estequiométrica165
5.3 Leis fundamentais da química166
5.3.1 Lei da conservação da massa167
5.3.2 Lei das proporções definidas168
5.3.3 Lei das proporções múltiplas169
5.3.4 Lei das massas de combinação169
5.3.5 Lei dos volumes de combinação170
5.3.6 Princípio de Avogadro170
5.4 Reações químicas170
5.4.1 Cálculos estequiométricos172
5.4.1.1 Exemplos de fórmulas químicas e cálculos estequiométricos172
5.4.1.2 Reagente limitante e reagente em excesso174
5.4.1.3 Rendimento de uma reação175
5.4.1.4 Reações consecutivas176
5.4.1.5 Misturas176
5.5 Classificação geral das reações químicas176
5.5.1 Reações de síntese e combinação176
5.5.2 Reações de decomposição176
5.5.3 Reações de substituição177
5.5.5 Reações redox (oxidação-redução)178
5.6 Cinética química178
5.6.1 Fatores que influenciam na velocidade de reação179
5.6.2 O complexo ativado180
5.6.3 Catalisadores e inibidores182
5.7 Equilíbrio químico182
5.7.1 O princípio de Le Châtelier183
5.7.2 Lei do equilíbrio químico184
5.7.3 Equilíbrio químico e velocidade de reação184

162 5 REAÇÕES QUÍMICAS

Objetivos deste capítulo

Finalizado o capítulo, o aluno será capaz de:

• definir os termos: massa de fórmula, massa molecular e mol, e mostrar a relação entre eles;

• reconhecer o número de Avogadro e sua relação com o conceito de mol;

• interpretar o balanceamento de equações em termos de partículas, moles ou massa;

• efetuar cálculos estequiométricos.

5.1 Introdução

A poluição atmosférica é um exemplo prático da cinética química, que envolve reações em cadeia (quando espécies intermediárias que se consomem em uma etapa são geradas em etapas posteriores). O resultado é uma sequência de etapas que se repetem continuamente, como anéis de uma corrente, até que a corrente termina ou a matéria acaba.

Alguns exemplos das reações químicas em cadeia se apresentam em forma de chamas, explosões de gases ou poluição.

Vejamos dois exemplos de poluição fotoquímica. O mais antigo “smog de

Londres” (provoca a irritação dos brônquios) é uma mistura de fumaça e neblina. Partículas de fumaça derivadas da combustão de carvão atuam como núcleos de condensação sobre os quais condensam gotas de neblina. A neblina é uma mistura de SO2 (e SO3) e umidade. É dramática nas primeiras horas da manhã e parece piorar ao amanhecer, isso devido à oxidação, induzida pela luz solar, do SO2 seguida pela reação com a umidade para formar o aerosol H2SO4. O outro tipo de “smog” recebe o nome de “smog fotoquímico de Los Angeles” (provoca a irritação dos olhos e de plantas). Não tem relação com a neblina e tende a piorar pela tarde.

5.2 Conceitos preliminares 5.2.1 Fórmulas químicas

As fórmulas químicas são usadas para representar compostos ou agregados de átomos, utilizando apenas os símbolos dos elementos que os compõe. Vários tipos de fórmulas químicas são úteis, pois indicam o número de cada átomo, o tipo de ligação entre os átomos (simples, dupla etc), a ordem em que se ligam os átomos, que são informações importantes sobre os compostos.

5.2.1.1 Fórmula estrutural

A fórmula estrutural de uma substância não fornece apenas o número de cada tipo de átomo na molécula, mas também mostra como eles estão ligados entre si no interior da molécula. Vejamos alguns exemplos de fórmulas estruturais:

água

OCO== dióxido de carbono

HCCH−≡− acetileno etanol

5.2.1.2 Fórmula molecular

Fórmula que emprega símbolos e índices para indicar os átomos de um composto e sua quantidade na molécula. Por exemplo, uma molécula de água consiste em 2 átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio, assim, a fórmula molecular da água é H2O. No caso de uma molécula de sacarose, que é formada por 12 átomos de carbono, 2 átomos de hidrogênio e 1 átomos de oxigênio, sua fórmula molecular é C12H22O11. O oxigênio é encontrado no ar como moléculas diatômicas O2. O enxofre geralmente consiste em moléculas octatômicas S8. Como é possível perceber pelos exemplos, esta fórmula fornece o número efetivo de átomos de cada elemento presentes na molécula.

Alguns grupos de átomos como NO3, NO2, SO4, SO3, comportam-se como entidades únicas. Por exemplo, o sulfato de amônio, (NH4)2SO4, utilizado em fertilizantes, apresenta duas dessas unidades. Existem certas substâncias que formam cristais com moléculas de H2O quando suas soluções evaporam. Estes cristais são chamados de hidratos. Exemplo: CuSO4.5H2O sulfato de cobre, fungicida usado na agricultura, apresenta-se como cristais azuis e quando aquecido torna-se um pó branco de CuSO4.

5.2.1.3 Fórmula empírica

Este tipo de fórmula dá somente o número relativo dos átomos de diferentes elementos presentes em um composto, sendo que tais números são expressos como a razão mais simples. Geralmente, esta fórmula é obtida de resultados experimentais, quando apenas se descobre a composição percentual dos elementos do composto, e é por isso que esta fórmula recebe o nome de empírica. Um exemplo, a fórmula empírica da glicose, a qual é composta por átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio na razão de 1:2:1, é CH2O. A fórmula molecular de uma substância é sempre um múltiplo inteiro de sua fórmula empírica. A fórmula molecular da glicose é C6H12O6, ou seja, 6 vezes sua fórmula empírica. Substâncias que não são compostas por moléculas podem ser representadas simplesmente por sua fórmula empírica. Por exemplo, o NaCl tem uma estrutura onde o número de átomos de sódio e de átomos de cloro são iguais ao longo do sólido. Deduz-se que fórmulas empíricas podem ser escritas para todos os compostos enquanto que fórmulas moleculares são escritas somente para compostos moleculares.

Tabela 5.1 - Fórmulas moleculares e empíricas de alguns compostos. 5.2.2 Mensuração de massa 5.2.2.1 Tipos de massa

A massa de um átomo qualquer é muito pequena para ser expressa em gramas. Assim, uma unidade mais conveniente para expressar a massa de átomos seria aquela que fosse muito menor que o grama, melhorando a precisão na sua indicação ao evitar a utilização de dezenas de casas decimais.

A massa atômica é normalmente expressa em uma unidade muito pequena, chamada de unidade de massa atômica, cuja abreviatura é u. Uma unidade de massa atômica é definida como sendo 12 1da massa do isótopo mais comum do carbono, 12C. Os valores de massa atômica dos elementos, dados nas tabelas periódicas, são expressos em u, variando apenas a quantidade de algarismos significativos de uma tabela para outra.

A massa de uma molécula é a soma das massas atômicas dos átomos que a compõem e é chamada massa molecular. Por exemplo, a massa molecular da água, cuja fórmula molecular é H2O, é 2x1u+16u=18u. A soma das massas dos átomos de uma fórmula empírica é chamada de massa de fórmula. O termo massa de fórmula indica a soma das massas de qualquer fórmula (molecular ou empírica). Para uma substância molecular, os termos massa molecular e massa de fórmula são equivalentes. Para substâncias nãomoleculares, o grupo de átomos mostrado na fórmula empírica é chamado fórmula unitária, e sua massa, massa de fórmula. Por exemplo, a fórmula empírica do cloreto de cálcio é CaCl2, que é a fórmula unitária. A massa de fórmula de uma fórmula unitária de CaCl2 é 40u+2x35,5u=111u.

O mol é a unidade de medida fundamental∗ que possibilita expressar o número de átomos ou de moléculas de qualquer sistema químico. Como o átomo é algo muito pequeno para ser contado, o mol surge como uma solução prática para contar átomos e moléculas, sendo o mol um pacote com um número definido de átomos (ou moléculas). É uma unidade para descrever grandes quantidades de objetos, derivada de idéia semelhante à idéia de dúzia.

O mol, por definição equivale ao número de átomos de carbono contidos em exatamente 12g de 12C. Este valor é chamado número de Avogadro e é igual a

6,02x1023 . Desta forma, um mol é a quantidade de material que contém o “número de Avogadro” de partículas. Assim como uma dúzia de átomos de hélio seria o mesmo que 12 átomos de hélio, 1 mol de átomos de hélio equivale a 6,02x1023 átomos de hélio; 1 mol de elétrons é igual a 6,02x1023 elétrons e 1 mol de íons Na+

O número de Avogadro é o número de átomos de qualquer elemento que devem ser reunidos com a finalidade de que o grupo inteiro apresente a massa em gramas numericamente igual à massa atômica dada em u do elemento. Por exemplo, a massa atômica de um átomo de oxigênio, que pode ser obtida na tabela periódica, é igual a 16u; 1 mol de átomos de oxigênio, que são 6,02x1023 átomos de oxigênio, tem massa igual a 16g; 2 mols de átomos de oxigênio possuem 32g. Uma molécula de H2O apresenta massa igual a 18u; 1 mol de moléculas de H2O tem massa igual a 18g.

Do mesmo modo como usamos mols de átomos e mols de moléculas, podemos quantificar fórmulas unitárias pelo mol. Por exemplo, 1 mol de fórmula unitária de carbeto de silício (SiC) é 6,02x1023 fórmulas unitárias. A massa de uma fórmula unitária é igual à 28u+12u=40u, e a massa de 1 mol de fórmulas unitárias é o mesmo número, mas expresso em gramas.

5.2.3 Composição estequiométrica

A composição estequiométrica ou fórmula estequiométrica é o estudo da relação entre a fórmula de um composto e a proporção de seus elementos constituintes.

Qualitativamente, a fórmula química representa o nome de uma substância, mostrando quais elementos compõem a substância.

Quantitativamente, a fórmula representa uma molécula ou é uma fórmula unitária de uma substância, e indica o número de cada tipo de átomo em uma molécula ou fórmula unitária. A fórmula química também é usada para representar um mol de moléculas ou fórmulas unitárias de uma substância, especificando o número de mols de átomos de cada elemento existente neste um mol. Por exemplo, um mol de moléculas de nicotina (C10H14N2), consiste em 10 mols de átomos de carbono, 14 mols de átomos de hidrogênio e 2 mols de átomos de nitrogênio.

∗ Mol é unidade oficial do SI, correspondente a uma coleção ou grupo de números de Avogrado de átomos, expressando quantidade de massa.

(JOURNAL OF MATERIALS EDUCATION) Na química e cristalografia clássicas, acreditava-se que compostos inorgânicos tinham composições definidas pela valência dos átomos (lei de Dalton) e que os átomos eram dispostos em uma estrutura ideal e completamente ordenada com todos os lugares ocupados. No início do século X, entretanto, foi verificado que muitos compostos inorgânicos, na verdade, tinham composições variáveis, e hoje é inteiramente aceito que uma composição estequiométrica exata, como todas as outras composições, existe apenas a pressões parciais definidas dos compostos a uma dada temperatura. Os desvios das composições estequiométricas, chamados não-estequiometria, são também muito comuns em muitos óxidos inorgânicos, especialmente naqueles onde os cátions podem existir em vários estados de valência (...). Exemplos de tais sistemas óxidos são os óxidos de metais de transição (FeO, MnO, NiO e CoO), óxidos de terras raras (CeO2,

PrO2) e óxidos de actinídeos (UO2, PuO2). Hoje está também bem estabelecido que o comportamento de óxidos inorgânicos assim como o de outros compostos é determinado pela concentração e pelo tipo dos defeitos presentes. Entre as propriedades controladas pela presença de defeitos, em principalmente óxidos nãoestequiométricos, podem ser relacionadas: reatividade química (oxidação, corrosão), difusão (por exemplo, sinterização em cerâmica), dimensões da rede cristalina, propriedades mecânicas (fluência), propriedades elétricas (semi-condução, condução iônica), propriedades óticas e condutividade térmica. (...) a temperaturas acima do zero absoluto, todos os compostos contêm defeitos pontuais intrínsecos do tipo Schottky ou Frenkel. Estes defeitos estão geralmente presentes em uma concentração muito pequena e são caracteristicamente formados simultaneamente e em número equivalente, não podendo produzir desvios de composição estequiométrica. Em alguns óxidos, entretanto, grandes concentrações de defeitos podem ser formadas se o óxido puder reagir com oxigênio gasoso na atmosfera circundante. Isto pode criar principalmente compostos não-estequimétricos que algumas vezes são denominados “grosseiramente” por sistemas não-estequimétricos. (do artigo Introduction to defects in nonstoichiometric binary oxides de O. Toft

Sφφφφrensen; traduzido por J. F. R. Lucas)

5.3 Leis fundamentais da química

Pode-se classificar as transformações da matéria em dois tipos: transformações físicas e transformações químicas.

As transformações físicas não alteram a composição química das substâncias, alteram apenas seu estado físico. Nos fenômenos físicos, os átomos das substâncias que participam da transformação não sofrem alteração nem na disposição de seus elétrons nem em seu núcleo.

Já as transformações químicas alteram a composição química das substâncias envolvidas. Nos fenômenos químicos podem ocorrer dois tipos de alteração:

• na configuração eletrônica, que acontecem nas reações químicas clássicas

• no núcleo atômico, que acontecem nas reações nucleares onde a configuração eletrônica e o núcleo se modificam, devido à neutralização de forças eletromagnéticas que mantêm unidos os prótons e nêutrons

Na ciência, as leis são derivadas de experiências e têm uma validade determinada pela precisão do experimento e o número de casos investigados, podendo ser abandonada em favor de um conceito mais geral.

A observação minuciosa de muitas reações químicas ao longo do tempo revelou um conjunto de coincidências que, tornando-se consistentes, passaram a ser conhecidas como leis das transformações químicas.

Conservação da massa - Lavoisier (1774)

Proporções definidas - Proust (1801)

Proporções múltiplas - Dalton (1803) Leis Ponderais

Massas de combinação - Ritcher-Wenzel Volume de combinação - Gay-Lussac (1808)

Leis das transformações químicas Leis

Volumétricas Princípio de Avogadro (1811) Tabela 5.2 - Leis das transformações químicas.

5.3.1 Lei da conservação da massa

Foi Antoine Lavoisier, químico francês que, em 1774, demonstrou que a combustão era a reação das substâncias com oxigênio. Também verificou que, se a reação é realizada em recipiente fechado a massa inicial é igual à massa final. Essas observações formaram a base da lei da conservação da massa: “nenhuma quantidade de massa é criada ou destruída durante uma reação química. Não é mensurável o ganho ou perda de massa”. A lei da conservação da massa foi explicada com sucesso por Dalton na ocasião da construção do seu modelo atômico. Entretanto, Einstein mostrou que existe uma relação entre massa e energia

(2mc E=), ou seja, variações de energia que ocorrem durante as reações químicas vêm acompanhadas de variações de massa. Os físicos consideram massa e energia diferentes, mas interconversíveis. Isto é importante em processos nucleares, pois os efeitos são tão pronunciados que até alterações de massa podem ser medidas, mas nas reações químicas, as variações de massa são extremamente pequenas para serem detectadas porque as variações de energia são muito pequenas comparadas com as das reações nucleares. Por exemplo, a variação de energia associada a uma reação de 2g de H2 com 16g de O2 é equivalente a uma variação de massa de 10-9g. As balanças analíticas mais sensíveis podem detectar apenas diferenças de 10-6 a

10-7g. Conseqüentemente, dentro da química usual, não há nenhum aumento ou decréscimo observável acompanhando a reação química. Exemplificando isso na reação de formação da água:

Depois de Einstein, a lei da conservação da massa deve ser considerada apenas como uma restrição do princípio da conservação da energia. A lei da conservação pode ser então descrita como: “a massa da matéria e a energia do universo são constantes e interconversíveis”.

5.3.2 Lei das proporções definidas

Muitos químicos foram levados a investigar aspectos quantitativos das reações químicas e suas observações os conduziram a outra importante lei da química, a lei da composição constante ou lei das proporções definidas. Esta lei, estabelecida por Proust em 1801, descreve a propriedade mais importante de um composto, sua composição fixa: “cada componente de um composto tem sua composição em massa definida e característica” ou “para formar um certo composto, seus elementos constituintes combinam-se sempre na mesma proporção de massa, independentemente da origem ou modo de preparo”. Por exemplo, uma amostra de NaCl (58,45g/mol) é sempre composta por 39,4% de Na (23g/mol) e 60,6% de Cl (35,45g/mol).

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