módulo 01:
Átomos


módulo 02:
Tabela Periódica


módulo 03:
Ligações químicas


módulo 04:
Nomenclatura


módulo 05:
Estruturas da Matéria


módulo 06:
Substâncias do Ambiente


módulo 07:
Reacções Químicas


módulo 08:
Reacções em Equilíbrio


módulo 09:
Reacções ácido-base


módulo 10:
Reacções REDOX


módulo 11:
Reacções orgânicas


módulo 12:
Reacções bioquímicas


módulo 13:
Análise qualitativa


módulo 14:
Análise quantitativa


módulo 15:
A Indústria Química

módulo 16:
Reacções no Ambiente

REACÇÕES QUÍMICAS

Introdução

Nos primeiros 6 módulos deste curso de química tratamos as substâncias e suas propriedades, enquanto que, a partir do módulo 07, o assunto principal é a mudança, a modificação das substâncias e das suas propriedades.
Numa reacção química existem reagentes que formam produtos com propriedades diferentes.
De modo geral, na física as mudanças das propriedades são temporais enquanto que as mudanças químicas são permanentes.
Nem sempre é fácil distinguir bem entre reacção química e física,entre mudanças químicas e físicas.

Os assuntos do capítulo são: o comportamento das partículas na reacção química, a equação, cálculos estequiométricos, mudanças na energia química, as diagramas de energia, a velocidade e os vários tipos das reacções químicas.


Exercício 1
Explique todos os fenómenos (em detalhas) que se realizam dentro das batatas quando alguém está a cozinhá-las para comer.
Qual é a sua ideia do carácter destes acontecimentos: serão químicos ou físicos?

Exercício 2
Dissolver um sal em água, é uma mudança física ou química?
Explique.
resposta

Exercício 3
Mencione umas reacções químicas que existem já desde bilhares de anos, até desde o início do mundo.

1. Assuntos gerais

1.1 Reagrupamento das partículas

1.2 Reagentes, produtos, excesso de reagentes, produtos secundários

1.3 A equação da reacção

1.4 Cálculos estequiométricos

2. Reacções químicas e Energia

2.1 Introdução

2.2 Energia da reacção; exotérmico & endotérmico

2.3 Energia de activação

2.4 Passos da reacção química e sua energia

3. Velocidade de reacção

3.1 Introdução

3.2 Mecanismo da reacção / colisões efectivas

3.3 A ordem da reacção

3.4 Influenciar as reacções

3.5 Diagramas

4. Tipos de reacções

4.1 Introdução

4.2 Reacções de formação de substâncias

4.3 Reacções de decomposição de substâncias

4.4 Reacções iónicas, precipitação

4.5 Reacções exotérmicas e endotérmicas

4.6 Outros tipos de reacções

5. Termodinâmica da química

5.1 Reacções (não) espontâneas




1. Assuntos gerais

1.1 Reagrupamento das partículas

Numa reacção química não desaparecem partículas, nem se criam; só mudam de carácter e/ou posição.
As partículas participantes reagrupam-se.
Também é possível afirmar que, numa reacção química, de modo geral, certas partículas se afastam para depois se aproximar numa outra composição.


Exercício 4
Afirmação: Numa reacção química, o número de partículas não muda.
É verdadeira ou falsa?
Explique a sua resposta.

Exercício 5
Descreva o que acontece com todas as partículas participantes na reacção da:
  1. fotossíntese (água + dióxido de carbono dá glucose + oxigénio) (usar modelos, caso disponíveis)
  2. precipitação de cloreto de prata (a partir de NaCl(aq) e AgNO3(aq))

De modo geral, reacções entre partículas realizam-se somente no momento de terem contacto.
As partículas devem chocar umas com as outras.
Um encontro qualquer entre partículas não automaticamente causa uma reacção química: tem que ser um encontro efectivo e com energia suficiente.
As partículas envolvidas podem ser átomos, iões ou moléculas e podem variar sim ou não em tamanho.

Exercício 6
Uma macromolécula pode reagir com um pequeno ião na proporção molar 1:1.
Estime a proporção de massa eventual e mais ou menos real.
resposta


1.2 Reagentes, produtos, excesso de reagentes, produtos secundários

Reagentes e produtos reagem ou formam-se sempre numa razão fixa. Quando reagem certos reagentes, a reacção continua até acabar um dos mesmos. Sobram os restantes dos outros reagentes (que estavam em excesso).
Claro que o químico, de modo geral, tenta misturar os reagentes em quantidades ‘estequiométricas’, assim evitando falta ou excesso de reagentes. Para tal é necessário fazer os cálculos estequiométricos.
Uma outra desvantagem de não fazer estes cálculos é de não formar produtos puros no caso de sobrar certos reagentes. Os produtos ficam assim contaminados com os reagentes em excesso.


Exercício 7
Há muitas reacções que decorrem na presença de substâncias que não participam na própria reacção.
Por exemplo: as reacções de precipitação.
  1. Explique que reacções de precipitação decorrem na presença de substância(s) não participantes.
  2. Mencione um outro exemplo duma reacção que decorre na presença de substâncias não participantes.

Produtos secundários

No laboratório ou na indústria química pretendemos preparar produtos químicos. Um problema geral é de que se formam muitas vezes não só os produtos principais, mas também produtos secundários, muitas vezes inevitavelmente.
Pode ser que isto não cria nenhum problema, mas acontece também que o processo de purificação fica bastante complicado por causa disso.

Exercício 8
Na reacção de precipitação: NaCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)

O recipiente contém os reagentes Ag+ + Cl- que produzem o produto AgCl(s). Então, forma-se também, além do produto principal, um produto secundário que é o NaNO3(aq).
Isto somente é um exemplo simples.
Como será possível purificar o produto principal?


1.3 A equação da reacção

As mudanças durante uma reacção química indicamos com uma seta , os reagentes escrevemos antes e os produtos depois da seta.

Reagentes Produtos       (equação da reacção)

Podemos escrever uma equação em palavras, por exemplo: cálcio com água cal e hidrogénio,
mas de modo geral usamos os símbolos químicos de cada partícula participante. Acrescentamos sua proporção / contando o número de cada partícula.

Uma vez que o número de partículas participantes não muda, este facto deve reflectir-se na equação da reacção.
Claro que primeiro usamos as fórmulas químicas certas, mas sempre fica necessário acertar a equação, i.é, aos dois lados da seta encontramos o mesmo número de cada partícula (átomo ou ião).
Portanto, depois de introduzir as fórmulas certas na equação, é necessário acertar a equação com coeficientes.
Estes coeficientes podem indicar o número de partículas ao micronível (2 moléculas reagem com 3 iões, p.ex.) ou ao macronível, mesmo exemplo: 2 moles da substância reagem com 3 moles do electrólito.

Os coeficientes da equação indicam a proporção molar.

NaCl(aq) + AgNO3(aq)

1 MOL de NaCl reage com 1 MOL de AgNO3, formando 1 MOL de AgCl + 1 MOL de NaNO3

Acima disso fica também a necessidade de controlar a carga eléctrica total que nunca pode sofrer mudanças.
No exemplo tudo ao lado esquerda é neutro tal com ao lado direito.

De modo geral:
  1. Definimos as fórmulas certas;
  2. Acertamos a equação;
  3. Juntamos os estados de agregação: (s) (l) (g) (aq) dentro da equação;
  4. Escrevemos das substâncias iónicas as fórmulas iónicas (Na+ e Cl-); mas atenção: no caso de cálculos estequiométricos é preferível não escrever os iões, mas sim as fórmulas empíricas (NaCl).
Exercício 9
Elabore as equações das seguintes reacções e indique a proporção molar:
  1. A fotossíntese
  2. O Cálcio reage com água, formando cal apagada e um gás; dá duas equações: em fórmulas iónicas e em fórmulas empíricas
  3. A precipitação na mistura de hidróxido de sódio(aq) e sulfato de cobre(II)(aq) (de forma iónica e com fórmulas empíricas)
  4. A formação do gás amoníaco a partir dos elementos
  5. A decomposição da água em elementos
  6. Giz com ácido clorídrico(aq)formando um gás
  7. A formação de sulfureto de ferro(II) a partir dos elementos
  8. A combustão de gás natural com Oxigénio suficiente
  9. A combustão de gasolina com Oxigénio suficiente
  10. A cedência de dois electrões por um átomo de Cálcio
Das reacções apropriadas, visualiza a reacção com modelos reais ou em desenho.

Um tipo especial das equações é aquela da reacção nuclear. O mais especial é da mudança do(s) elemento(s).
Todavia, uma equação nuclear deve se acertar, contando com as partículas (número total de nucleões) e com a carga total.

Exemplos:



Exercício 10
As regras para as equações normais também valem nas equações nucleares? Controle.


1.4 Cálculos estequiométricos

Observação par alunos Moçambicanos:
Mesmo os livros escolares aplicam a 'regra de três simples'. Melhor é tentar evitar isso. A aplicação deste truque matemático cabe aos que já dominam bem os cálculos químicos, mas não serve para aqueles que ainda aprendem.
Aconselhamos sempre ligar o cálculo o mais possível com a realidade, com as próprias substâncias, com as várias acções.
Veja o exemplo na página seguinte.

Na aplicação da química, por exemplo na indústria ou num laboratório, para produzir um produto, é muitíssimo importante conhecer as quantidades necessárias: quanto produto deve ser produzido e, para tal, quantos reagentes devemos misturar na reacção?
Os cálculos certos não só servem para evitar erros químicos, mas também para uma boa gestão económica.

Exercício 11
Alguém quer começar uma fábrica de sabão. Matéria prima para o processo é: óleo vegetal, sal da cozinha, hidróxido de sódio, água, energia, edifícios, etcetera.
Descreve brevemente o planeamento da direcção, incluíndo uma indicação dos cálculos.

A aplicação dos cálculos estequiométricos somente será possível para quem domina os cálculos químicos com o conceito MOL. Por exemplo, o cálculo mais aplicado é a transferência de moles para gramas e vice versa.
Mas também surge regulamente a necessidade de calcular com a densidade de sólidos ou líquidos (densidade, d = g/v ou gramas por mililitros ou quilogramas por litro) para trocar a massa por volume ou vice versa.

Gases também têm uma densidade, mas com uma definição completamente diferente do que a densidade de sólidos e líquidos.
No módulo 05 pode encontrar umas observações sobre o volume de gases: qualquer gás, a temperatura e pressão fixa, tem igual número de moles. Portanto, quando gases reagem, a proporção molar, automaticamente, apresente também a proporção dos volumes.

Exercício 12
Qual o volume de 1 mol de qualquer gás a pressão de 1 atm. e a temperatura de 0oC(PTN)?

Quando metano reage com Oxigénio na proporção molar de 1:2 (uma mol de metano reage com 2 moles de Oxigénio), isto implica automaticamente que, em condições constantes, 1 litro de gás natural reage com 2 litros de oxigénio.

O cursista deve também dominar o conceito ‘molaridade’ ou concentração. Muitos dados para um cálculo estequiométrico surgem, por exemplo, assim: reagem 10 ml 0,1M HCl (0,1 molar HCl)com qualquer outra substância. O cursista deve ser capaz de incluir estes dados nos cálculos.

Um cálculo estequiométrico sempre começa com uma boa equação da reacção que mostra a proporção ou razão molar da reacção. Um erro na equação implica automaticamente um erro final.

Exercício 13
O Cálcio reage com água, formando cal apagada e um gás.
Elabore a proporção molar e calcule a proporção de massa dos reagentes.

Este cálculo é um exemplo que mostra a preferência de aplicar a equação em fórmulas empíricas e não em fórmulas iónicas. A razão principal é de que, na prática, não se tira iões dum recipiente. A substância iónica que alguém quer pesar na balança, sempre é constituída por iões positivos e negativos, situados dentro duma rede iónica. Não é possível pesar 10 gramas de iões de sódio, mas sim 10 gramas do sal cloreto de sódio.

E mais uma vez: aconselhamos incluir também os estados físicos.
Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2(g)

Os reagentes reagem numa proporção molar 1 : 2

Nota bem que é a própria equação que define os coeficientes, tanto faz em que quantidades são misturados os reagentes.
Tanto faz a quantidade de carbono, depois de acabar o oxigénio, carbono sobra sem reagir.



Exercício 14
Uma mistura de 100 moles de hidrogénio e 1 mol de nitrogénio não reage na proporção molar de 100:1, mas na proporção molar definida pela equação.
Quantas moles do produto podem, neste caso, ser formadas no máximo?

Regras principais na resolução de cálculos estequiométricos
1 Elaborar uma equação acertada da reacção. Incluir os estados físicos
2 Sublinhar as substâncias sobre as quais existem dados ou há perguntas.
Os dados podem surgir directamente ou indirectamente.
O cálculo continua somente com as substâncias sublinhadas; as eventuais outras substâncias ficam fora
3 Nota bem a proporção molar
4 Transferir, se for necessário, moles para as unidades apropriadas
5 Introduzir um factor para respeitar as quantidades reais, assim terminando o cálculo


É de sublinhar que em cada passo é absolutamente necessário incluir sempre as substâncias participantes, até mesmo as condições da reacção. Só assim podemos assegurar um cálculo num ambiente concreto, não abstracto.

Exemplo:
Exercício 15
Qual a massa e o volume (PTN) de dióxido de carbono produzido na combustão completa de 4,01 g do gás metano?
resposta

OBS para alunos em Moçambique:
evite a regra de três simples!!
Ainda há professores que aplicam esta regra. Mas isto não dá para alunos que ainda ficam na fase de aprender.

Exercício 16
Queimamos 1 grama de Sódio em 100 litros(0o C e 1 atm.) de ar.
Calcule a quantidade de Oxigénio, em gramas, que sobra.

Exercício 17
Um minério de ferro contém 75% de óxido de ferro(III).
Calcule a massa de ferro que podemos obter a partir de uma tonelada deste minério.

Exercício 18
Alguém usa gás natural (metano) para ferver 5 litros de água durante 15 minutos para matar as bactérias.
Gastou assim 5 gramas de gás.
Calcule a massa (em gramas) do Oxigénio necessário para realizar todo processo.

Exercício 19
Para queimar 1,3 moles de gás natural, quantas moles de Oxigénio são necessárias? (os gases medidos a temperaturas e pressões iguais).

Exercício 20
Calcule a quantidade de amoníaco e Oxigénio (em gramas) necessárias para preparar 3,00 g NO.
O produto secundário é água.

Exercício 21
Ácido sulfúrico concentrado contém 96 Massa% H2SO4 puro. O restante 4% é de água.
Calcule o número de moles de H2SO4 em 1 litro ácido sulfúrico concentrado, sabendo que a densidade desta solução é de 1,84 g/cm3.

Exercício 22
Dados: 3 mol de Cloro e 150 gramas de Ferro reagem, formando tricloreto de ferro(III).
A pergunta: qual é o reagente limitando, ferro ou cloro?
resposta


2 Reacções químicas e Energia

2.1 Introdução

Existem reacções completamente espontâneas, tal como no caso de radioactividade natural, mas na maioria dos casos é necessária uma acção para chegar a uma reacção: a acção pode ser: Acender ou aquecer, luz, movimento, juntar com outra substância, electricidade e outros.

Exercício 23
Descreve os processos que acontecem ao acender um fósforo


2.2 Energia da reacção; exotérmico & endotérmico

Cada substância contém uma certa quantidade de energia (química). Os sítios mais sensíveis para a armazenagem desta energia são as ligações entre os átomos dentro da substância.
As ligações podem conter muita energia, por exemplo na biologia, nos seres vivos, as ligações activadas nas moléculas de ATP ou ADP.
Outras substâncias podem conter pouca energia; são as substâncias mais estáveis.

Numa reacção química, os reagentes (com sua própria quantidade de energia química) mudam para produtos (que têm outro conteúdo de energia).
Ou seja,
durante a reacção química há mudança de energia.

Existem três possibilidades:
  1. os produtos contêm mais energia do que os reagentes
  2. os produtos contêm menos energia do que os reagentes
  3. os produtos contêm igual energia como os reagentes
No caso 1, os produtos ganharam energia, o que somente é possível quando o sistema das substâncias recebe energia de fora. (ΔH > 0). Foi uma reacção endotérmica.
No caso 2, os reagentes perdem energia, o que somente é possível quando o sistema das substâncias perde energia para fora (ΔH < 0). Foi uma reacção exotérmica.
No caso 3, trata-se dum sistema químico em equilíbrio (ΔH = 0).

Diagramas de energia

No caso de gasolina em reacção com Oxigénio (são duas substâncias com bastante energia interna) formam-se os produtos água e dióxido de carbono, duas substâncias com pouca energia interna. Claro que, durante esta reacção, houve perca de energia química ou energia interna, que não pode simplesmente desaparecer.
Aquela energia liberta-se de outra forma: calor na maioria das vezes. A diferença entre a energia química dos reagentes e produtos, é chamada ‘energia da reacção’, com o símbolo ∆H.
No caso de libertação de energia, ∆H apanha um valor negativa (o sistema perde energia e a reacção é exotérmica).
No caso de necessidade de energia, ∆H tem sinal positivo: o sistema ganha energia e a reacção é endotérmica.


reagentes formam produtos, seja sem ou com catalisador.  ΔGo apresenta a energia da reacção e muitas vezes usamos o símbolo ΔH.       Ea é a energia de activação.

Exercício 24
A condensação do vapor de água, será um processo exotérmico o endotérmico?
Explique.
resposta

Exercício 25
Elabore um diagrama da energia da reacção 'combustão de gasolina'.

De certa maneira podemos afirmar que há substâncias fracas (aqueles com pouca reactividade) e substâncias fortes (com muita reactividade). É uma maneira de dizer muito aplicada na química.


2.3 Energia de activação

A maior parte das reacções químicas precisa de ‘ajuda’, i.é, um tipo motor de arranque.
Por exemplo, a gasolina precisa de (um pouco de) energia de activação: é necessário acender com fósforo ou com faísca eléctrica.
Outras reacções podem precisar de muita energia de activação, como a formação de amoníaco dos seus elementos. Há várias formas de energia que podem arrancar uma reacção química: luz, movimento, calor, electricidade.

Um catalisador pode diminuir bastante esta necessidade de activação. Há reacções que somente decorrem na presença dum catalisador.

Explosivos

Substâncias explosivas não só contêm muita energia interna (energia química), mas também formam produtos gasosos enquanto que os reagentes são sólidos ou líquidos. Portanto, dentro de muito pouco tempo, com grande velocidade da reacção, libertando muita energia, formam-se gases que querem ocupar muito mais espaço do que os reagentes sólidos ou líquidos.

TNT (trinitrotolueno) é uma tal substância que pode formar, p.ex. os produtos N2, CO e/ou CO2 e H2O, todos de forma gasosa.
Podemos afirmar que neste caso, cada grama do líquido explosivo pode dar mais de dois litros do produto gasoso.


2.4 Passos da reacção química e sua energia

Energia das ligações

Quando átomos se ligam quimicamente, sempre há libertação de energia. O sistema perde energia, ou seja, o valor de ΔH apanha um sinal negativo.
O mesmo valor de energia é necessário para quebrar as mesmas ligações. Neste caso, o valor ΔH apanha um sinal positivo.
As tabelas com energias de ligação somente mostram o valor absoluto. O valor da energia para quebrar a ligação é igual ao valor da sua formação com o sinal oposto.

Exercício 26
A energia de ligação da molécula de nitrogénio é muita elevada.
Explique.
resposta

Cada passo detalhado tem a ver com mudanças nas ligações químicas

Regra geral:
Quebrar ligações custa energia (endotérmico);

Formar ligações liberta energia (exotérmico);

Ainda mais em geral:
afastar custa energia e juntar liberta energia


Os passos fundamentais nas reacções químicas são: quebrar e formar uma ligação (química).
Para compreender bem o processo químico é necessário imaginar bem cada passo que acontece.

Por exemplo: misturando os dois gases amoníaco e cloreto de Hidrogénio, forma-se um fumo branco da substância cloreto de amónio.
São vários processos que aqui contribuem na reacção total:

NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s)


Uma vantagem é de que os reagentes já são gasosos, ou seja, não é necessário separar as suas moléculas.
De cada molécula de HCl deve se quebrar uma ligação H – Cl, o que é um processo que custa energia (um processo endotérmico).
Logo depois (ou melhor é dizer: quase simultaneamente) forma-se uma quarta ligação N – H (resultado: NH4+)
o que é um processo exotérmico.

Existem tabelas que mostram as energias de ligações que dizem:
No nosso livro de tabelas é a tabela VI.

Quebrar uma mol de ligações de H — Cl custa 432 kJ

Formar uma mol de ligações de N — H liberta 391 kJ

Portanto, só contando com estes dados, podemos chegar à conclusão de que o processo total deve ser endotérmico (custa mais do que se liberta).

Mas ainda não é o fim da história:
Formam-se iões (uma mol de iões NH4+ e uma mol de iões Cl-). Assim, isto custa nada, só que os iões atraem-se, ficam juntos e formam uma rede iónica; os iões juntam-se e, segundo a regra em cima, juntar liberta energia.
Outras tabelas mostram a energia das redes iónicas:

Formar uma mol de rede iónica de NH4Cl(s) liberta por volta de 400 kJ.

Assim, o processo total torna-se muito exotérmico com uma energia da reacção de 391 + 400 – 432 kJ = 359 kJ por mol cloreto de amónio.

Exercício 27
Quando reagem os elementos Sódio e Cloro realiza-se uma reacção química que produz sal da cozinha.
À base duma reacção bem acertada, que mostra os estados físicos, e com as tabelas com energias (tabela VI) calcule a quantidade de energia que se liberta ou custa na formação de uma mol de sal da cozinha.

Outros dados são: os átomos de Sódio encontram-se numa rede metálica e, antes de participar na própria reacção, os átomos de Sódio devem escapar da rede.
Depois formam-se iões de sódio pela perca de electrões.
As moléculas (diatómicos) de Cloro, primeiro devem separar-se em átomos livres, depois apanham um electrão para formar iões.
Ao fim, todos os iões formam uma rede iónica (juntam-se!).

Exercício 28
A formação de água a partir dos seus elementos é um processo bem exotérmico (explosão). O produto, inicialmente é vapor, mas ao arrefecer forma-se o líquido.
Portanto, a reacção é:
H2(g) + ½O2(g) H2O(s) ∆H < 0

Dá todos os passos deste processo até chegar a água líquida, cada passo com sua energia, assim calculando a energia total da reacção.

De modo geral, mas com certeza na química orgânica, os passos duma reacção podem ser subdivididos:

  1. O arranco ou iniciação da reacção
  2. reacção principal (formação do produto principal)
  3. reacções finais ou terminação da reacção
os passos 2 e 3 podem vir com certos produtos secundários



3 Velocidade de reacção

3.1 Introdução

Cada reacção química anda com uma certa velocidade V que podemos definir: a quantidade de reagente que desaparece por segundo, ou: a quantidade de produto que aparece por segundo.
A pergunta é:
Porquê uma reacção é lenta enquanto que outra pode ser muito rápida? Quais os factores que influenciam esta velocidade e como será possível influenciar estes factores?


3.2 Mecanismo da reacção / colisões efectivas

Uma reacção tem sempre um mecanismo da reacção: a sequência dos vários passos. No mecanismo pode-se formar uma substância que não é o produto final, que ainda continua a reagir num passo seguinte.
Assim podem existir nas reacções químicas: substâncias intermediárias.
No caso de ter um mecanismo com vários passos, a velocidade da reacção depende do passo mais lento. Este passo mais lento define a velocidade da reacção total.

Exercício 29
Explique porque é que o passo mais lento determina a velocidade da reacção total.

Existem reacções químicas nas quais as partículas (moléculas, p.ex.) - simplesmente por ter energia suficiente - reagem numa reacção de decomposição. Neste caso, a velocidade da reacção não depende da presença de qualquer outra substância.

Exercício 30
A decomposição de ozone é chamada uma reacção ‘unimolecular’ ou ‘da primeira ordem’.
Explique esta afirmação.

Acontece que certas reacções são da primeira ordem (unimolecular), o que quer dizer: as partículas não precisam de chocar com outras. Podem, por exemplo, dividir-se espontaneamente em certas partes.

Exercício 31
Analise o seguinte gráfico que mostre a decomposição de 14C numa reacção da primeira ordem (unimolecular)


Outro exemplo duma reacção unimolecular é a decomposição do N2O4. Com energia suficiente, a molécula divide-se em duas partes (NO2).
Além disso, esta reacção também é uma reacção elementar, porque não é constituída por mais que 1 passo.

Exercício 32
Explique que esta reacção de decomposição é o oposto da reacção na figura que segue:


colisão efectiva


A maior parte das reacções químicas não é unimolecular, mas bimolecular: duas partículas chocam/colidem e uma colisão efectiva pode resultar numa reacção química. De modo geral, estes reacções não são elementares, têm um mecanismo da reacção mais complicado, com vários passos.
Uma reacção bimolecular não decorre automaticamente depois de qualquer colisão; deve ser uma colisão efectiva. Há também colisões sem efeito:


colisão não efectiva


Exercício 33
Duas possibilidades em termos de mecanismos da reacção, ou passos diferentes na reacção entre moléculas de dióxido de Nitrogénio.
No caso I, duas moléculas colidem, iniciando a reacção
No caso II, uma molécula divide-se e um dos produtos colide com uma outra molécula

Compare bem os dois mecanismos, procure bem as diferenças.
resposta


caso I


caso II


Para a velocidade elaborou-se uma fórmula matemática que inclui os factores mencionados.

Em palavras:
a velocidade depende de:
  • a concentração dos reagentes [ ]
  • a sua divisão física (hetero-homogénea)
  • a temperatura (oC ou K)
  • a presença do eventual catalisador (cat)


V ≈ [concentração] x divisão x energia das partículas x cat.


A velocidade duma reacção depende das concentrações dos reagentes, da divisão e da temperatura das substâncias, a sua reactividade e da presença dum catalisador.
Mas este fórmula assim é inútil. O que se faz é: manter constantes todos os factores, tirando a concentração dos reagentes. (Durante a reacção, as concentrações das substâncias mudam inevitavelmente)
Assim podemos chegar à fórmula matemática:

V = k.[conc.]n


V: é a velocidade

k: é o conjunto de constantes dos outros factores

n: é o coeficiente do reagente na equação da reacção

Cada reagente homogéneo entre assim na fórmula. Deixamos fora os reagentes heterogéneos
N.B.
Uma reacção com um grande valor de k tem reagentes fortes
Uma reacção com um pequeno valor de k tem reagentes fracos


Exercício 34
Controle a correspondência entre os dados na tabela e os dados no gráfico.
Considerando os três gráficos, qual é o seu comentário?



Exercício 35
Porque é que não é possível manter constante a concentração dos reagentes duma reacção?
resposta

Exercício 36
Dá a fórmula da velocidade da reacção:
H2(g) + Br2(g) 2HBr(g)

Um factor importante na velocidade das reacções é a reactividade das partículas. Existem partículas com uma reactividade muito alta. Podem ser os chamados ‘radicais’, que - de modo geral - se formam sob influência de luz e têm como particularidade de ter um ou mais electrões de valência impar, sozinho.
Obs: Os radicais são partículas neutras.
Exemplos:     Cl·   Br·   C·   — C — C — O·

Exercício 37
Explique porque é que o Ozone (O3) facilmente fornece radicais.

Outras partículas atacantes são aquelas com cargas. Existem partículas carregadas (+, -, δ+ ou δ-) que mostram uma grande reactividade.
Podemos distinguir duas possibilidades:
  • Uma carga negativa ataca uma carga positiva = mecanismo nucleófilo
  • Uma carga positiva ataca uma carga negativa = mecanismo electrófilo
Um exemplo, a elaborar pelo docente, é a reacção orgânica entre alcanois / ácidos alcanóicos na presença de ácido sulfúrico (o catalisador)

ácido propanóico + etanol etilpropanoato + água (catalisador é ácido sulfúrico)



3.3 A ordem da reacção

A ordem da reacção definimos: o expoente total das concentrações na expressão da velocidade. Normalmente, este expoente vem dos coeficientes da equação da reacção.

Exercício 38
Que será a ordem da reacção:
a. Cl2 2 Cl·   V = k*[Cl2]
b. 2NO2 N2O4   V = k*[NO2]2
c. CH3I + OH- CH3OH + I-   V = k*[CH3I]*[OH-]


Nota bem a seguinte reacção

Br2 + H2 2HBr

Parece uma reacção da segunda ordem (bimolecular), mas medições da velocidade mostram que a ordem desta reacção é igual a 1½. Como assim?!
Vamos analisar:

Os passos da reacção (mecanismo com radicais):
Br2 2Br· é um equilíbrio facilmente e rapidamente a atingir
Br· + H2 HBr + H· é   o passo mais lente
H· + Br2 HBr + Br· é   o passo mais rápido

Exercício 39
Quais são: a iniciação, a terminação e o passo principal da reacção em cima?

Continuamos o problema:
O passo 2, o mais lente, determina a velocidade total (Vtotal)
Combinando as duas equações (matemática) podemos calcular:

o que implica que a ordem da reacção (veja o expoente) é igual a 1½


3.4 Influenciar as reacções

Se a velocidade da reacção depende do número de colisões efectivas, a pergunta a seguir é:

  1. Como será possível influenciar o número de colisões?
  2. Como será possível influenciar a efectividade das colisões?


Factores que influenciam o número de colisões são:

  1. O número de partículas presentes, a concentração (no caso de gases: a pressão). Mais partículas, mais risco de encontrar-se. Durante a reacção, este factor sempre vai diminuindo (as partículas que reagiram, desaparecem a favor de produtos).
  2. O caracter e a situação das partículas; como participam na reacção. Bem ou mal divididas? Com muita ou pouca energia? São grandes ou pequenas? São bem misturados? Etc.
  3. A temperatura dos reagentes tem a ver com o seu movimento: a temperaturas mais baixas, as partículas têm menos movimento, portanto, menos (risco de) colisões.

OBS. Só se fala duma concentração quando as partículas têm uma distribuição homogénea. No caso de substâncias heterogéneas não se fala de concentração. Nas fórmulas da velocidade, no caso duma substância heterogénea, por convenção, preenche-se o valor de 1 para estas substâncias.

Factores que influenciam a efectividade das colisões

  1. A presença dum catalisador, que faz com que as partículas se encontrem de melhor maneira, por exemplo por acompanhar as partículas umas para as outras. Um catalisador pode ter uma grande influência. Veja o parágrafo sobre (bio)catálise)
  2. Mais uma vez a temperatura: não só aumenta a velocidade, mas também a energia da partícula. Acontece que partículas chocandas não reagem por não ter energia suficiente. Aumentar a temperatura pode assim melhorar a efectividade das colisões.

OBS. Cada reacção química precisa duma energia mínima para arrancar. Mesmo é possível congelar uma reacção, arrefecendo muito de repente para uma temperatura abaixo daquela temperatura mínima da referida reacção. A velocidade, de repente, muda para 0 mol/seg.

Exercício 40
Na síntese do amoníaco (Haber Bosch), o catalisador ajuda o passo que divide N2 em dois átomos N. Depois, o N reage com H2, etc.
Dá pelo menos dois passos desta reacção e indique a ordem de cada passo.
Qual será o passo mais lente? Porquê?

Extinguir o fogo

Exercício 41
Existem várias maneiras para extinguir um fogo:
  1. Arrefecer até chegar a uma temperatura abaixo da temperatura mínima da reacção
  2. Tirar reagentes
  3. Proibir acesso a reagentes
  4. Introduzir uma substância intermédia não comburente e nem combustível, entre os reagentes


Quais os métodos para extinguir um fogo dentro duma casa de caniço?


3.5 Diagramas



(Bio)catálise


No seguinte diagrama, a energia química encontra-se no eixo vertical e no eixo horizontal vê-se o decurso da reacção: ozone + átomos de oxigénio formam Oxigénio normal, com ajuda (catalisador) de átomos de cloro.
Sem cloro deve-se formar um intermediário com muita energia (O3---O) que exige muita energia de formação. O átomo de cloro sabe criar outros intermediários que custam menos energia.

Temperatura

De modo geral, aumenta da temperatura vai acelerar a reacção química.
(regra global: cada 10 oC duplica a velocidade).

Aumentar a temperatura implica automaticamente mais movimento das partículas presentes, o que cria mais colisões entre as partículas com mais energia.

Exercício 42
Elabore num diagrama dois gráficos:
A velocidade duma reacção a uma temperatura x (p.ex. 25oC) versus o tempo em minutos
A velocidade da mesma reacção a uma temperatura duas vezes mais alta (50oC).

Concentração; adicionar e tirar substâncias

O seguinte diagrama mostra as concentrações dos reagentes e produtos num processo de atingir um equilíbrio químico.


Exercício 43
Ao tempo de 20 minutos juntamos mais uma mole do reagente. Complete o diagrama / gráfico.


Exercício 44
Os três diagramas mostram gráficos: ‘concentração do produto em mol/l’ versus ‘decurso da reacção em segundos’.
Os dois gráficos diferem em temperatura só, de tal maneira que a linha sem interrupções mostra a situação à temperatura mais baixa.
Escolhe o diagrama certo e justifique a sua escolha.
resposta

A velocidade duma reacção depende sempre da concentração das substâncias homogéneas. Mudar a concentração dum dos reagentes tem a consequência de que - de repente - a reacção acelere logo ao momento de juntar.



4 Tipos de reacções

4.1 Introdução

Enquanto que todas as reacções químicas têm muitas características em comum, podemos distinguir vários tipos diferentes.
Ligações podem quebrar-se ou formar-se, completamente ou em parte; podem ser transferidos electrões ou outras partículas; podem formar-se produtos de um certo tipo específico; sim ou não em equilíbrio, endo- ou exotérmicas; etc.
Saber classificar as reacções químicas faz parte do conhecimento do químico. Aqui uma ajuda:


4.2 Reacções de formação de substâncias

São reacções nas quais uma substância é formada a partir dos seus elementos.
De modo geral, estas reacções são exotérmicas.
Mesmo a formação a partir dos elementos é um processo em passos.

Por exemplo:
A formação de água dos elementos Oxigénio e Hidrogénio, exige como primeiros passos:

H2 2H             O2 2O

Só depois, dois átomos de Hidrogénio e um de Oxigénio podem ligar-se numa molécula de água.

2H + O H2O


Em geral, nas formações, os passos exotérmicos dominam (mas nem sempre!).
Com ajuda da tabela com energias de ligação, calcula o efeito energético total através dos passos.

H2 + ½O2 H2O

Quebra-se uma mol de ligações H-H (custa quanta energia?) sinal +

Quebra-se meio mol de ligações O=O (custa quanto?) sinal +

Formam-se duas moles das ligações O-H (liberta quanto?) sinal –


Exercício 45
Calcule da mesma maneira o efeito total energético da formação de uma mol de HCl


4.3 Reacções de decomposição de substâncias

Reacções nas quais uma substância desfaz-se nos seus elementos.
De modo geral, estas reacções são endotérmicas.


4.4 Reacções iónicas, precipitação

Reacções em meio aquoso, onde se encontram vários iões que – em conjunto – formam redes iónicas insolúveis.

Exercício 46
  1. Podemos dividir todas as reacções químicas em reacções de composição e decomposição.
    Explique
  2. Qual é a outra divisão em dois tipos?
    Explique a sua resposta.


4.5 Reacções exotérmicas e endotérmicas

Um resumo:
Exotérmica é a reacção na qual os produtos contêm menos energia interna (química) do que os reagentes.
Endotérmica é a reacção na qual os reagentes contêm menos energia interna do que os produtos.


4.6 Outros tipos de reacções

Este parágrafo só serve para mencionar os vários tipos de reacções químicas e certas definições, não para já entrar no assunto, uma vez que isto se faz nos capítulos seguintes.

Reacções ácido-base

Uma reacção com transferência de iões H+ do ácido (doador) para a base (receptor)

Reacções redox

Uma reacção com transferência de electrões do redutor (doador) para o oxidante(receptor)
Quando o oxidante é Oxigénio, o processo é chamado combustão, que pode acontecer de modo directo ou indirecto.

Hidrólise e condensação

Água participa e gasta-se na divisão de moléculas em duas partes (hidrólise);
Água liberta-se na ligação de duas moléculas, criando uma nova molécula (condensação);
Hidrólise e condensação são acções opostas uma da outra

Existe também poli-hidrólise e poli-condensação, por exemplo na produção das proteínas ou do amido; mas também podem sofrer estas reacções certas substâncias artificiais, como poli-esters ou poli-eters.

Adição e eliminação

Juntam-se duas moléculas através da abertura duma ligação insaturada (adição); na eliminação sai uma molécula da outra, que, no seu turno, torna-se insaturada. Adição e eliminação são acções opostas uma da outra.
No processo de poli-adição, formam-se macromoléculas a partir de moléculas poli-insaturadas.

Polimerização

Certas moléculas (monómeros) de um ou mais tipos juntam-se em grande quantidades, formando macromoléculas ou (co)polímeros.



Capítulo 5: Termodinâmica da química

Existe um aspecto da química que está muito ligado com a Físico-Química e que trata dos aspectos energéticos das reacções químicas duma maneira não molecular, i.é, duma maneira macroscópica.
Neste parágrafo surge esta teoria de modo global e limitado, somente tratando dos conceitos principais e não incluindo o conceito físico ‘trabalho’.

Suponha-se que o leitor conhece os seguintes assuntos: energia (química, cinética, eléctrica, potencial e de radiação), energia de activação, endo- e exotérmico, e energia da ligação.

A Lei principal da termodinâmica é aquela que diz que a energia nunca se perde nem se cria, (tal como a Lei da conservação de massa). Esta lei fica bem conhecida com o nome Lei de Hess, que foi formulada já muito tempo antes da elaboração da termodinâmica. A perda ou ganha de energia pelas substâncias durante uma reacção química somente depende dos reagentes e produtos e não do caminho que levou aos produtos.
Mas sim, uma forma de energia pode mudar para outra forma qualquer. Isto mesmo inclui o conceito físico “trabalho”. Este trabalho (p x ΔV) é de considerar energia que se manifesta.
As energias, sem incluir o “trabalho” têm o símbolo U.
A energia que inclui este trabalho apresenta-se com o símbolo H (entalpia, mas esta palavra não se trata neste curso).


Portanto U é a soma de H e "trabalho".
Durante um processo (químico) haverá mudanças energéticas: ΔH e ΔU, apresentando a energia da reacção (sinal negativo quando o sistema perde energia, sinal positivo quando o sistema ganha).

Aqui deve-se introduzir mais uma forma de energia, que ainda não consta na lista. É chamada “entropia” e tem o símbolo S.
Não é forma de energia positiva, nem uma forma de trabalho, mas sim é um tipo de energia negativa que se manifesta no grau de desordem da matéria. Matéria bem organizada, tal como cristais, tem um grau alto de organização, está bem organizada em partículas ordenadas. Esta ordem apresenta uma forma de energia e nos cristais, a entropia é pouca. Logo que aumenta o grau de desordem (por exemplo, quando a rede se dissolve em água), a entropia aumenta, i.é, aquela energia negativa aumenta, a custo de energia útil.
Assim, nesta ciência surgiu mais um conceito: a energia que inclui todas as formas possíveis de energia, a energia libre, com símbolo G (que inclui H e S).
Um sistema químico em mudança (uma reacção) sofre mudança em G: ΔDG e estas mudanças incluem as mudanças em H e mudanças em S. A fórmula matemática que apresenta estas mudanças é a seguinte:

ΔG = ΔH - TΔS


ΔS obtém um sinal negativo porque apresenta uma forma negativa de energia. Entropia está directamente ligado com a temperatura o que causa o T (em Kelvin) na fórmula.


5.1 Reacções (não) espontâneas

Exercício 47
Pode-se considerar o processo “dissolver NaCl em água” um sistema em mudança.
Primeiro temos sal e água e depois surge uma solução salgada: NaCl(s) NaCl(aq)         ΔH > 0
Não é exactamente uma reacção química, mas sim acontece alguma coisa com as partículas:
  1. A rede iónica quebra-se
  2. Os iões ficam hidratados (arredondados por moléculas de água)
  1. Passo 1 será endotérmico ou exotérmico? Explique
  2. Passo 2 será endotérmico ou exotérmico? Explique
  3. O processo total é endotérmico, todavia, o processo é espontâneo (não é necessário ajudar com energia). A razão é o grande aumento da entropia neste processo. Explique.

O decorrer espontaneamente ou não duma reacção química tem muito a ver com as considerações termodinâmicas. Existe uma segunda Lei da termodinâmica que diz:
processos são espontâneos quando houver aumento da entropia S. Ou seja: se o grau de desordem dum sistema aumentar, o processo é espontâneo, mesmo no caso de ter um processo endotérmico.

Quando os iões duma rede afastam-se e ficam livres no solvente, assim aumenta bastante a entropia e será um processo espontâneo. Ou: no caso de explosões, um sólido (com pouca entropia) muda completamente para um gás (com muita entropia) e este processo será bastante espontâneo.