Química Geral II by Rewel Madureira

Cinética Química

madureirarewel7 — 2022-06-28 14:39:06 UTC

A cinética química é o estudo da velocidade ou o grau de velocidade das reações e o que altera essa velocidade em cada reação.

Fatores que afetam as velocidades de reações:

1) O estado físico dos reagentes - Quanto mais rapidamente as moléculas se chocam, mais rapidamente elas reagem. Mudando a velocidade caso seja Gás, Líquido ou Sólido. No caso se for Sólido está limitado a área de contato, quanto maior a área de contato maior a velocidade da reação
2) As concentrações dos reagentes - A velocidade da reação irá aumentar com o aumento das concentrações.

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:05:13 UTC

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:08:23 UTC

3) Temperatura - As velocidades das reações aumentam conforme há um aumento da velocidade da temperatura.

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:10:01 UTC

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4) A presença de um Catalisador - Os catalisadores são agentes que aumentam as velocidades de reação

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:12:01 UTC

Velocidade média

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:16:40 UTC

A velocidade média das reações são dadas pelas sua variação de concentração dos reagentes ou produtos por unidade de tempo.
exemplo:
A -----> B
Vm em relação a B = Variação na concentração de B / Variação no tempo

Lei de velocidade

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:19:31 UTC

As leis de velocidade para a maioria das reações têm a forma geral:
Velocidade = k[reagente 1]^m[reagente 2]^n...

Reações de primeira ordem

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:23:33 UTC

Depende de um único reagente elevado à primeira potência.
Para reações do tipo A ⇾ produtos, a velocidade deverá ser classificada como de primeira ordem:
V = - ∆[A]/∆[t]=k[A]

Reações de segunda Ordem

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:24:25 UTC

A velocidade depende da concentração do reagente elevado à segunda potência ou da concentração de dois reagentes diferentes, cada um elevado à primeira potência.
Para reações do tipo A ➝ produtos ou A+B ➝ produtos, que são de segunda ordem em apenas um reagente, A:
V = - ∆[A]/∆[t]=k[A]²

Modelo de colisões

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:33:31 UTC

Velocidade é diretamente proporcional a temperatura.
Por causa do aumento constante da velocidade com o aumento constante da temperatura.

complexo ativado:
É o estado intermediário (estado de transição) formado entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos).

A fração de moléculas que têm energia igual ou maior que Ea é dada pela expressão: ƒ=e^-Ea/RT.

Equação de arrhenius:
Arrhenius observou que, para a maioria das reações, o aumento na velocidade com o aumento da temperatura é não-linear.
k=Ae^Ea/RT

Tempo de meia Vida

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:38:43 UTC

t1/2 = [A]0/2
primeira ordem:
t1/2 = -ln1/2/k

Equilíbrio Químico

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:43:15 UTC

A velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual á velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos.

princípio de le chatelier

“Quando se provoca uma perturbação em um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando se ajustar a um novo equilíbrio.”

Os principais fatores que causam esse deslocamento no equilíbrio químico são: concentração dos reagentes ou produtos participantes da reação, pressão e temperatura.

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:45:10 UTC

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Constantes de equilíbrio

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:51:36 UTC

Ke = [P]/[R]

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:52:29 UTC

[R] = [P]
Ke = 1

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:54:02 UTC

[P] > [R]
Ke > 1

madureirarewel7 — 2022-06-28 15:56:49 UTC

[R] > [P]
Ke < 1

Equilíbrio Ácido-Base

madureirarewel7 — 2022-06-29 14:27:11 UTC

Os cientistas identificam os ácidos e as bases pelas suas características. Os ácidos tem sabor azedo. As bases, por outro lado, tem o sabor amargo.

Ácido de Bronsted-Lowry

madureirarewel7 — 2022-06-29 14:32:41 UTC

O conceito deles é baseado no fato de que as reações ácido-base envolvem transferência de íons H+ de um substância para a outra.
De acordo com a definição deles, um ácido é uma substância que pode doar um próton para a outra substância. Uma base é uma substância que pode receber um próton.

madureirarewel7 — 2022-06-29 14:33:27 UTC

Ácidos e Bases de Lewis

madureirarewel7 — 2022-06-29 14:38:31 UTC

Na teoria de Lewis, uma base pode doar seu par de elétrons para outra espécie química além do H+. Dessa forma o conceito de ácido-base fica mais amplo.

madureirarewel7 — 2022-06-29 14:40:40 UTC

Escala de pH

madureirarewel7 — 2022-06-29 15:10:43 UTC

O pH tem uma escala que varia de 0 a 14, sendo de 0 a 7 ácido, 7 a 14 básico e 7 neutro.
O calculo desse pH é feito medindo a concentração de H+ no meio.
pH= -log([H+])
Ácidos fortes
Os sete ácidos fortes mais comuns incluem seis ácidos monopróticos (HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3 e HClO4) e um diprótico (H2SO4).
Em uma solução aquosa de ácido forte, o ácido normalmente é a única fonte significativa de íons H+
Bases fortes
As bases fortes solúveis mais comuns são os hidróxidos iônicos dos metais alcalinos e os metais alcalinos terrosos, como NaOH, KOH e Ca(OH)2. Esses compostos dissociam-se completamente em íons em solução aquosa.
Ácidos fracos
As substâncias de ácidos fracos ioniza-se apenas parcialmente em soluções aquosas.
Para saber a força do ácido, faz a medição do Ka ou pKa
quanto maior o Ka, menor o pKa e mais forte o ácido
exemplo: Ka = [P]/ [R].
Bases fracas
As bases fracas reagem com água, abstraindo prótons de H2O, com isso formando o ácido conjugado da base e íons OH-.
Para saber a força da base, faz a medição do Kb
Quanto maior o Kb, menor o pKb e mais forte a base.
Kb = [P's]/[R]
Relação entre Ka x Kb
quanto maior o Ka, menor será o Kb
Oxiácidos
Os ácidos nos quais os grupos OH, e possivelmente átomos de oxigênio adicionais, estão ligados ao átomo central são chamados de Oxiácidos.

Arrhenius

madureirarewel7 — 2022-06-29 15:13:45 UTC

Arrhenius definiu ácidos como substâncias que produzem íons H+ em água, e bases como substâncias que produzem íons
OH- em água.

Eletroquímica

madureirarewel7 — 2022-07-02 12:19:06 UTC

As reações de oxirredução estão entre as reações químicas mais comuns e importantes. A oxidação refere-se à perda de elétrons. Já a redução refere-se ao ganho de elétrons. Portanto as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido.

madureirarewel7 — 2022-07-02 12:21:16 UTC

Balanceamento de equações Redox

madureirarewel7 — 2022-07-02 12:42:14 UTC

Nesse balanceamento, se uma substância perde um determinado número de elétrons, a outra rem de ganhar o mesmo número de elétrons.
Semi-reações
Em geral é conveniente considerá-las processos separados.
Exemplo a oxidação de Sn2+ por Fe3+
Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) -----> Sn4+(aq) + 2Fe2+

Oxidação: Sn2+(aq) ----> Sn4+(aq) + 2e-
Redução: 2Fe3+ (aq) + 2e- ----> 2Fe2+(aq)

Balanceamento

madureirarewel7 — 2022-07-02 13:02:38 UTC

Em meio ácido
(MnO4)-(aq) + (C2O4)2-(aq) ----> Mn2+(aq) + CO2(aq)
redução: 5e- + 8h+(aq) + (MnO4)-(aq) ----> Mn2+(aq) + 4H2)(l)
Oxidação: (C2O4)2-(aq) ----> 2Co2(g) + 2e-

agora, para o balanceamento, o número e elétrons ganho tem que ser igual ao número de elétrons perdidos e em seguida soma as reações.
16H+(aq) + 2(MnO4)-(aq) + 5(C2O4)2-(aq) ----> 2Mn2+(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(g)

Em meio básico
CN-(aq) + (MnO4)-(aq) ----> CNO-(aq) + MnO2(s)
Redução: 2(MnO4)- + 8H2O + 6e- ----> MnO2 + 4H2O + 8OH-
Oxidação: 3CN- + 3H2O + 6OH- ----> 3CNO- + 6H2O + 6e-

2(MnO4)- + 3CN- + H2O ----> 3CNO- + 2MnO2 + 2OH-

Pilhas ou Células Galvânicas

madureirarewel7 — 2022-07-02 14:08:23 UTC

A energia liberada em uma reação Redox espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico. Essa tarefa é efetuada por uma célula voltaica (ou galvânica).

madureirarewel7 — 2022-07-02 14:09:08 UTC

madureirarewel7 — 2022-07-02 14:17:16 UTC

Os dois metais sólidos conectados por um circuito externo são chamados de eletrodos. Por definição, o eletrodo onde ocorre a oxidação é chamado de anodo; o eletrodo onde ocorre a redução é chamado de catodo
Segue o mesmo esquema de semi-reações.
Formula do ddp: Variação de E = E(maior) - E(menor)
Eºcel = ddp = fem = Eºred(catodo) - Eºred(anodo)

Energia livre e Reações

madureirarewel7 — 2022-07-02 14:44:37 UTC

Eº= Eºred(proc. de red) - Eºred(proc. de oxid)
se: E > 0 -> processo espontâneo
E < 0 -> processo não espontâneo

fem, energia livre e constante de equilíbrio
Variação de G = -nFEº
n = número de elétrons
F = constante de Faraday
Variação de G < 0 -> processo espontâneo
Variação de G > 0 -> processo não espontâneo

Equação de Nernst
Variação de G = Variação de Gº + RT ln Q
-nFE = -nFEº + RT lnQ
E = -nFEº/-nF + RT lnQ/ - nF
E = Eº - RT/nF lnQ

Corrosão
Al(s) + O2(g) ----> Al2O3(s)
Oxidação do ferro
Catodo: O2(g) + 4H+(aq) + 4e- ----> 2H2O(l) Eºred = 1,23V
Anodo: Fe(s) ----> Fe2+(aq) + 2e- Eºred = -0,44V
4Fe2+(aq) + o2(g) + 4H2O(l) + 2xH2O(l) ----> 2(Fe2O3)(xH2O)(s) + 8H+

Evitando a corrosão
Para evitar a corrosão, faz um processo de galvanização no ferro com uma fina camada de Zinco, usando o princípio da eletroquímica.
Fe2+(aq) +2e- ----> Fe(s) Eºred = -0,44V
Zn2+(aq) + 2e- ----> Zn(s) Eºred = -0,76V

Eletrólise

madureirarewel7 — 2022-07-02 14:54:34 UTC

A eletrólise é um processo não espontâneo, mas também gerando energia a partir das reações químicas

NaCl(s) ----> NaCl(l)
(aquecimento)

Oxidação anodo: 2Cl-(l) ----> Cl2(g) + 2e-
Redução catodo: 2Na+(l) + 2e- ----> 2Na(l)
2Cl-(l) + 2Na+(l) ----> Cl2(g) + 2Na(l)

Coulombs = Ampères x segundos
C = i(A) x t(s)

Vídeos complementares de todos

madureirarewel7 — 2022-07-02 14:58:34 UTC

https://youtu.be/5lTuLY-ZC1w
https://youtu.be/QKKd1lB-zOg
https://youtu.be/6HLlfpbJuqA
https://youtu.be/NnA2x4YAylQ
https://youtu.be/xWl5lw6ZR-g

madureirarewel7 — 2022-07-02 15:02:16 UTC

madureirarewel7 — 2022-07-02 15:02:34 UTC

madureirarewel7 — 2022-07-02 15:05:40 UTC