Quimica Expoente - Termoquimica

QUÍMICA Professor Sidnei

Relação de Mol

Cinética química

1 mol ⇒ 6,02x1023 partículas ⇒ 22,4 litros (CNTP) ⇒ x gramas (massa molar)

Estuda a velocidade das reações e fatores que nela influem. Velocidade de uma reação ⇒ Vm = ∆n/∆t Condições para ocorrência de uma reação • afinidade eletrônica; • contato entre os reagentes; • geometria favorável; • choques efetivos = energia de ativação (energia necessária para elevar os reagentes ao complexo ativado).

Propriedades coligativas São aquelas que dependem exclusivamente do número de partículas do soluto dissolvidas na solução. • tonoscopia: estuda o abaixamento da pressão máxima de vapor do solvente com o soluto. • ebulioscopia: estuda o aumento da temperatura de ebulição do solvente com o soluto. • crioscopia: estuda o abaixamento da temperatura de congelamento do solvente com o soluto. • osmoscopia: estuda a pressão osmótica das soluções.

Termoquímica Estuda as trocas de calor durante uma reação química. • Reação exotérmica: libera calor. • Reação endotérmica: absorve calor. Entalpia (H): conteúdo de energia armazenado em cada substância. ∆H < 0 ⇒ reação exotérmica ∆H > 0 ⇒ reação endotérmica Estado padrão (entalpia = zero) *substância simples ⇒ *pressão de 1 atm ⇒ temperatura de 25°C (298 K) *estado físico mais comum ⇒ *forma alotrópica mais estável. Tipos de entalpia • mudança de estado físico (calor liberado ou absorvido na mudança de estado de 1 mol de substância no estado padrão). • formação (calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância a partir de reagentes no estado padrão). • combustão (calor liberado na queima de 1 mol de reagentes no estado padrão). • neutralização (calor liberado na neutralização de 1 equivalente-grama de ácido por 1 equivalente-grama de base no estado padrão.) • ligação (calor absorvido na quebra de 1 mol de ligações dos reagentes no estado padrão). ligação rompida ⇒ ∆H > 0 ligação formada ⇒ ∆H < 0 Entropia (S) mede o “grau de desordem de um sistema”. Energia livre de Gibbs (∆G): mede a espontaneidade de um sistema. ∆G > 0 ⇒ processo não espontâneo ∆G < 0 ⇒ processo espontâneo ∆G = 0 ⇒ sistema em equilíbrio 2008

Fatores que alteram a velocidade de uma reação natureza dos reagentes – superfície de contato – luz – eletricidade – pressão Temperatura ⇒ Regra de Van’t Hoff ⇒ a cada aumento de 10°C, a velocidade dobra. Concentração ⇒ Lei da Ação das Massas (Guldberg-Waage). aA + bB ⇒ cC v = k[A]a . [B]b Catalisador ⇒ aumenta a velocidade da reação ⇒ diminui a energia de ativação. Equilíbrio químico – estuda as reações reversíveis. Condição: V1 = V2 ⇒ VDIRETA = VINVERSA Constante de equilíbrio (Kc e Kp) ⇒ O Kc só é alterado pela temperatura ⇒ Na expressão de Kc, não participam substâncias sólidas. aB + bB ⇒ cC + dD Kp = [pC]c . [pD]d Kc = [C]c . [D]d a b [pA]a . [pB]b [A] . [B] Deslocamento de equilíbrio (Princípio de Le Chatelier) • *pressão ⇒ aumento de pressão desloca para menor volume. • temperatura ⇒ aumento de temperatura desloca para reação endotérmica. • concentração ⇒ aumento de concentração desloca para lado oposto. • catalisador ⇒ não desloca o equilíbrio. Equilíbrio iônico da H2O ⇒ H2O ⇒ H+ + OH– Kw = 1X10-14 a 25ºC pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14 ÁCIDO 0

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NEUTRO 7

BÁSICO 14

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QUIMICA

Hidrólise salina *ácido e base forte ⇒ pH = 7 (não sofre hidrólise) *ácido e base fraca ⇒ pH ≅ 7 *ácido forte e base fraca ⇒ pH < 7 *ácido fraco e base forte ⇒ pH > 0 Produto de solubilidade (Kps, OS ou Ks) *soluções saturadas *eletrólitos pouco solúveis Exemplo: CaCl2(s) ⇒ Ca2+ + 2Cl- ⇒ [Cl–]2

Isomeria – compostos com a mesma fórmula molecular e diferentes estruturas. Plana • função ⇒ diferentes funções. • cadeia ⇒ mesma função e diferentes cadeias carbônicas. • posição ⇒ mesma função, mesma cadeia e diferentes posições do radical, grupo funcional ou insaturação. • metameria ou compensação ⇒ mesma função e diferentes posições do heteroátomo. • tautomeria ⇒ diferentes funções ⇒ equilíbrio dinâmico ⇒ (cetoenólico ou aldoenólico) Espacial • Geométrica – Cadeia aberta ⇒ dupla ligação e ligantes diferentes em cada carbono de dupla. – Cadeia fechada ⇒ 2 carbonos com ligantes diferentes.

Kps = [Ca2+] .

Eletroquímica Pilha – processo espontâneo em que uma reação química produz eletricidade. Ânodo: oxidação ⇒ perde elétrons ⇒ polo negativo ⇒ corrosão ⇒ solução concentrada ⇒ A ⇒ Ax+ + xe- Cátodo: redução ⇒ ganha elétrons ⇒ polo positivo ⇒ deposição ⇒ solução diluída ⇒ Ax+ + xe- ⇒ A Cálculo de ∆E ou d.d.p. ∆E = Ered.(maior) – Ered.(menor)

Tipos de isômeros ⇒ CIS (mesmo lado do plano) e TRANS (lados opostos do plano).

Eletrólise – processo não espontâneo de oxirredução que ocorre pela passagem de corrente elétrica. • Ígnea (composto iônico fundido) cátions ⇒ redução ⇒ cátodo ⇒ polo negativo ânions ⇒ oxidação ⇒ ânodo ⇒ polo positivo • Aquosa ( H2O ⇒ H+ + OH- ) prioridade de descarga de íons no cátodo: cátions de 1A,2A e Al3+ < H+ < demais cátions prioridade de descarga de íons no ânodo: ânions oxigenados e F- < OH- < Cl-, Br-, I-

Estequiometria da eletrólise (Leis de Faraday)

• Óptica Assimetria molecular (carbono quiral ou alguns derivados alênicos ou alguns compostos cíclicos). Para um carbono quiral ⇒ 1 dextrógiro, 1 levógiro e 1 racêmico (mistura equimolar ⇒ inativo) Para mais de um carbono quiral ⇒ ativos ⇒ 2n inativos ⇒ 2n/2 (metade dos ativos). Para 2 carbonos quirais iguais ⇒ 1 dextrógiro, 1 levógiro, 1 racêmico (inativo) e 1 meso (inativo) Enantiômeros: compostos que representam imagens não superponíveis uma da outro no espelho.

1ª. Lei – a massa de uma substância é diretamente proporcional à carga elétrica(Q) que atravessa a solução. Q = i.t ( Q = carga elétrica ⇒ i = intensidade de corrente em ampères ⇒ t = tempo em segundos) 2ª. Lei – para uma mesma quantidade de carga, a massa formada é diretamente proporcional ao seu equivalente-grama 1 mol de elétrons ⇒ 96 500 coulombs (C) ⇒ 1 faraday (F)

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