Corrosão

Corrosão é a deterioração de metais causada por processos eletroquímicos das reações de oxirredução. Para entender melhor como funciona esse processo, é importante esclarecer os seguintes conceitos:

• Oxidação é a perda de elétrons.
• Redução é o ganho de elétrons.
• Reação de oxirredução é aquela em que ocorre transferência de elétrons entre os átomos evolvidos.

A corrosão, em geral, é provocada pelo oxigênio. Os metais têm uma capacidade de oxidação bem maior do que o oxigênio, sendo assim, tendem a perder elétrons para o oxigênio presente no ar atmosférico.

O ferro, por exemplo, oxida-se facilmente quando exposto ao ar e à umidade. Nesse processo de oxidação do ferro (chamada de ferrugem em linguagem comum) estão envolvidas várias reações:

Note que a umidade e o ar estão presentes em todas essas reações, eles são fatores fundamentais, pois sem água e oxigênio a corrosão não acontece.

Existem fatores que por si só não provocam corrosão, mas são capazes de acelerar o processo. Um exemplo disso é a presença de gás carbônico (CO₂), dióxido de enxofre (SO₂) e outras substâncias ácidas no ar, que deslocam a reação catódica para a direita (princípio de Le Chatelier), fazendo com que a ferrugem se forme mais rapidamente. Ambientes salinos, como o mar e seus arredores, também contribuem para o processo de corrosão porque aumentam a condutividade elétrica.

Assim como o ferro, muitos outros metais e ligas metálicas também sofrem corrosão, como ocorre com a prata, que escurece ao longo do tempo, e o cobre, que ganha um aspecto esverdeado com o passar dos anos. No caso da prata, há a formação de uma película superficial de sulfeto de prata (Ag₂S), provocada pela reação do metal com o ácido sulfídrico (H₂S), daí a cor preta. Já o cobre e suas ligas metálicas são oxidados pelo oxigênio, formando uma camada denominada azinhavre, responsável pela aparência esverdeada.

Ao contrário da maioria dos metais, os objetos de alumínio não enferrujam facilmente. O que ocorre, na verdade, é uma oxidação superficial do alumínio, produzindo uma fina película de óxido de alumínio (Al₂O₃), que se adere firmemente à superfície e evita que o processo de corrosão continue. Esse fenômeno recebe o nome de apassivação do alumínio.

Uma forma muito comum de proteger um metal da corrosão é revesti-lo com metais que tenham maior potencial de oxidação, ou seja, maior tendência a perder elétrons. Assim, o metal do revestimento se oxida primeiro e retarda a oxidação do outro, sendo, por isso, chamado de metal de sacrifício. O magnésio é um exemplo de metal de sacrifício, muito utilizado no recobrimento de tanques de aço, navios e oleodutos.

Outra medida muito frequente de combater a corrosão é a pintura com tintas especiais. Quando bem aplicada, a tinta forma um filme protetor que evita o contato do metal com o ar, impedindo a formação de ferrugem.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/corrosao/

Reagente Limitante

Numa reação química em que os reagentes não estão numa mesma proporção estequiométrica, um deles será completamente consumido e limitará a quantidade de produto originado da reação, sendo, por isso, denominado reagente limitante.

Consideremos a seguinte situação:

Para montar um móvel são necessárias 5 gavetas e 1 porta. Se tivermos 300 gavetas e 90 portas, quantos móveis poderão ser montados?

300 : 5 = 60 móveis

Levando em conta que cada móvel precisa de somente 1 porta, necessitaremos de apenas 60 portas na montagem dos móveis, sobrando 30 das gavetas que possuíamos antes (90 – 60 = 30). Note que a produção de móveis utilizará todas as gavetas, mas não todas as portas. Podemos concluir, então, que o número de gavetas é um fator limitante, já que a produção foi finalizada quando acabarão as gavetas disponíveis.

Em reações químicas ocorre algo parecido com isso. Veja um exemplo:

Ao misturar 147 g de ácido sulfúrico e 100g de hidróxido de sódio, reagindo de acordo com a equação abaixo, qual substância será o reagente limitante da reação? Dadas as massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32).

H₂SO₄ + 2 NaOH --> Na₂SO₄ + 2 H₂O

Começamos calculando a massa do NaOH, que reagiria com os 147 g de ácido sulfúrico (H₂SO₄) citados no enunciado:

H₂SO₄ + 2 NaOH --> Na₂SO₄ + 2 H₂O

1 mol H₂SO₄ = 98 g
1 mol NaOH = 40 g

98 g       ------- 2 . 40 g
147 g     ------- x

x = 120 g de NaOH

Chegamos ao resultado de 120 g de NaOH, porém, o enunciado informa que temos apenas 100 g dessa substância reagir com o ácido sulfúrico. Logo, o NaOH é o reagente limitante da reação, pois será o primeiro reagente consumido, finalizando a reação e determinando a quantidade de produto que será originada.

Como prova disto, podemos trocar a substância a ser calculada, verificando, agora, a quantidade de H₂SO₄ a reagir com as 100g de NaOH mencionados no enunciado do problema:

H₂SO₄ + 2 NaOH --> Na₂SO₄ + 2 H₂O

98 g  -----  2 . 40 g
y        -----  100 g

y = 122,5 g de H₂SO₄

Através deste cálculo obtivemos o resultado de 122,5 g de H₂SO₄, o que pode acontecer normalmente, visto que disponibilizamos de 147 g da substância. O ácido sulfúrico nesta reação é o reagente em excesso, pois para que a mesma ocorra, serão utilizadas 122,5 e sobrarão ainda 24,5 g da substância. Mais uma vez constatamos que o hidróxido de sódio é o reagente limitante da reação.

É importante ressaltar que sempre haverá um reagente limitante (e um reagente em excesso também) quando a proporção dos reagentes não é definida ou constante, de acordo com a Lei de Proust. A reação que produz água H₂O, por exemplo, ocorre na proporção de 2 mols de H₂ para 1 mol de O₂. Assim, se esta mesma reação ocorrer em proporções diferentes desta, teremos um reagente limitante.

2 H₂ + O₂ --> 2 H₂O

Por outro lado, se as quantidades de todos os reagentes estiverem em proporções definidas, todos os reagentes serão limitantes.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/reagente-limitante/

Energia de Ativação e Complexo Ativado

Para que uma reação ocorra é necessário que os reagentes recebam certa quantidade de energia, que é denominada energia de ativação. Assim, temos:

Por exemplo, na atmosfera existem os gases oxigênio (O₂) e nitrogênio (N₂). Há um grande número de choques entre suas moléculas, porém, a reação só ocorre quando recebe alguma forma de energia externa, que, no caso, costuma ser fornecida pelas descargas elétricas dos relâmpagos.

Assim, quanto maior a energia de ativação, mais difícil será para que a reação ocorra e, consequentemente, ela se dará de forma mais lenta. O contrário também é verdadeiro, reações com uma menor energia de ativação ocorrem com maior velocidade. Isso significa que a energia de ativação é na verdade uma barreira energética a ser ultrapassada para que ocorra a reação química.

Quando a energia de ativação é atingida, forma-se primeiro o complexo ativado, que é uma estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os produtos.

Abaixo temos uma reação genérica que demonstra a formação do complexo ativado:

Portanto, a energia de ativação é a menor energia necessária que se deve fornecer aos reagentes para a formação do complexo ativado, resultando na ocorrência da reação.

Isso pode ser representado graficamente, conforme mostrado a seguir:

Observe abaixo como escrever os digramas tanto para reações endotérmicas como exotérmicas:

Um exemplo que pode ser citado é a reação que ocorre entre o monóxido de carbono (CO) e o dióxido de nitrogênio (NO₂) para a formação do gás carbônico (dióxido de carbono - CO₂) e o óxido de nitrogênio (NO):

CO_(g)  + NO_2(g)  → CO_2(g)  + NO_(g)

Com o estado intermediário (complexo ativado), temos:

CO+ NO₂ → COONO → CO₂ + NO  

A representação gráfica dessa reação, com o seu complexo ativado e sua energia de ativação, é descrita abaixo:

 

Fonte:  http://www.mundoeducacao.com/quimica/energia-ativacao-complexo-ativado.htm

Termólise

As reações da química inorgânica  (ciência que estuda os compostos envolvendo todos os elementos químicos da tabela periódica, exceto aqueles que apresentam cadeias carbônicas) podem ser equacionadas basicamente em quatro grupos distintos: as reações de síntese ou composição, as reações de análise ou decomposição, as reações de substituição ou simples-troca e as reações de dupla-troca.

As equações de síntese se caracterizam pela formação de produtos mais complexos do que as moléculas que reagem. As equações de análise se caracterizam pela formação de produtos mais simples do que as moléculas que reagem. Nas equações de deslocamento ocorre a substituição, ou entre dois cátions ou entre dois ânions, entre dois reagentes. Nas equações de dupla-troca, ocorre a troca completa entre cátions e ânions das moléculas que reagem.

No que se refere às reações de análise ou decomposição, quando esta ocorre por influência direta da temperatura, ou seja, trata-se de uma decomposição térmica, recebem o nome de termólise ou decomposição térmica. Dessa forma, pode-se definir uma reação de termólise  quando uma substância reagente se decompõe, em pelo menos duas novas substâncias, pelo aquecimento. Uma termólise é geralmente um processo endotérmico  (que recebe calor) uma vez que é o calor recebido que dará origem ao processo da decomposição pelo rompimento das ligações das moléculas dos reagentes.

Um exemplo de termólise pode ser a decomposição térmica do carbonato de cálcio, processo equacionado abaixo:

CaCO₃ → CaO + CO₂

Ocorre a decomposição de 1 mol de carbonado de cálcio (CaCO₃), por aquecimento, com formação de um mol de óxido de cálcio (CaO) e liberação de um mol de gás carbônico gasoso (CO₂). A temperatura necessária para ocorrência do processo é de aproximadamente 800°C.

O carbonado de magnésio decompõe-se de modo semelhante, em vista de também tratar-se de um sal de metal alcalino terroso. A termólise da equação do carbonato de magnésio está equacionada abaixo:

MgCO₃ → MgO + CO₂

Ocorre a decomposição de 1 mol de carbonado de magnésio (MgCO₃), por aquecimento, com formação de um mol de óxido de magnésio (MgO) e liberação de um mol de gás carbônico gasoso (CO₂). A temperatura necessária para ocorrência do processo é de aproximadamente 600°C.

No corpo humano ocorre constantemente o processo de termólise, destacando-se a evaporação da água pela pele e nível dos pulmões. Esse processo mantém a temperatura corpórea (basal) constante, e é mais acelerado no verão, em vista da temperatura ambiente estar mais elevada do que a basal.

Fonte:  http://www.infoescola.com/reacoes-quimicas/termolise/

Equação Global da Reação Química

As reações químicas são, na maioria das vezes, representadas por equações que expressam a formação dos produtos de um modo direto. Ou seja, a equação global de uma reação é aquela que representa apenas os reagentes e produtos, sem demonstrar os processos intermediários participantes. Como exemplo, suponha que a grafite (Carbono) entre em combustão (portanto, um processo exotérmico – com variação de entalpia ΔH_t negativa) através da reação com oxigênio mediante uma fonte de ignição. Assim, essa reação se processa em dois estágios:

1. C_(s) + ½ O_2(g) → CO_(g) ΔH₁ < 0
2. CO_(g) + ½ O_2(g) → CO2_(g) ΔH₂ < 0

A soma das duas equações de cada estágio fornece a equação global da reação de oxidação estequiometricamente completa do carbono (uma vez que, considera-se a existência de 1 mol de oxigênio gasoso para cada 1 mol de carbono; caso essa proporção seja de ½ , apenas CO seria formado – combustão incompleta):

• C_(s) + O_2(g) → CO_2(g) ΔH_t = ΔH₁ + ΔH₂, com ΔH_t <0

Observe que a variação de entalpia calculada a partir da equação global sempre é igual à soma das variações de cada estágio intermediário.

Balanceamento de Equações

Ao realizar o balanceamento de equações, como através do método do íon-elétron, a equação global da reação será aquela cuja soma de todas as semi-reações de oxirredução e de formação de água elimine todos os elétrons representados.
Observe a reação química entre os íons permanganato e nitrito em meio aquoso ácido:
MnO₄^- + NO₂^- + H⁺ → Mn²⁺ + NO₃^- + H₂O
Numa rápida análise, pode-se perceber que o átomo de manganês sofre redução, enquanto o de nitrogênio oxidação. Assim, as semi-reações de oxirredução são as seguintes:
MnO₄^- + 5e^- + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O (lembrando-se que átomos de oxigênio são balanceados com moléculas de água, do mesmo modo que íons de hidrogênio)
NO₂^- + H₂O  → NO₃^- + 2e^- + 2H⁺
Para obter-se a equação global dessa reação deve-se, na soma de todas as semi-equações, cancelar todos os elétrons envolvidos. Portanto, pode-se multiplicar a primeira equação por 2 e a segunda por 5:
2MnO₄^- + 10e^- + 16H⁺ → 2Mn²⁺ + 8H₂O
5NO₂^- + 5H₂O  → 5NO₃^- + 10e^- + 10H⁺

Somando as equações, tem-se:
2MnO₄^- + 5NO₂^- + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5NO₃^- + 3H₂O
Nas reações balanceadas apenas pelo método redox, a equação global também é dada pela soma das semi-reações de oxidação e redução:
Ex.: Al + Co²⁺ → Al³⁺ + Co
Para essa reação, deve-se também balancear as cargas com elétrons, em seguida multiplicar ambas as semi-reações com números que igualem o número de elétrons e somá-las:
Al → Al³⁺ + 3e^- (x 2)
Co²⁺ + 2e^- → Co (x 3), somando as equações:
2Al + 3Co²⁺ →2Al³⁺ + 3Co

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/equacao-global-da-reacao/

Saponificação: Como Ocorre Essa Reação?

Entre as funções orgânicas, aquelas que envolvem oxigênio estão entre as mais numerosas e mais importantes.
 

1. Ácidos graxos

Os ácidos graxos são aqueles que possuem um único grupo carboxila (-COOH) (ácidos monocarboxílicos) com longas cadeias.
Alguns exemplos de ácidos graxos:
 

Obs.: esses são os ácidos graxos de menor cadeia.
 

2. Obtenção de ésteres a partir de um ácido graxo

Os ácidos graxos, quando reagem com um álcool, dão origem a um éster:
 

Como provêm de ácidos graxos de cadeias muito longas, esses ésteres também possuem uma longa cadeia.
 

3. Saponificação

A saponificação é a hidrólise alcalina de ésteres provenientes de ácidos graxos. A reação é assim denominada porque o sal formado recebe o nome de sabão.
 

Obs.: a utilização de NaOH dá origem a um sabão denominado duro, ao passo que quando há a participação de KOH o sabão é chamado mole.
 

4. Características dos sabões

Os sabões facilitam os processos de limpeza porque parte de sua longa estrutura é polar (-COOH-Na+) e outra parte apolar (cadeia alquímica).
A parte apolar interage com a sujeira (por exemplo, gorduras) e a parte polar interage com a água, "aprisionando" a sujeira em pequenas partículas que são enxaguadas e arrastadas pelo processo de lavagem.

Fonte:http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/saponificacao-como-ocorre-essa-reacao.htm

Formação de Sais em Reações de Neutralização

A volumetria de neutralização pode ser utilizada para determinação de fórmulas químicas. Segundo as equações:

NaOH  +  HCl  →  NaCl  +  H₂O Mg(OH)₂  +  2HCl  →   MgCl₂  +  2H₂O Al(OH)₃  +  3HCl   →   AlCl₃  + 3H₂O
Observa-se que base e ácido reagem dando origem ao sal na proporção estequiométrica de:
1 mol de NaOH                   1 mol de HCl                       1 mol de NaCl 1 mol de Mg(OH)₂              2 mols de HCl                     1 mol de MgCl₂ 1 mol de Al(OH)₃                3 mols de HCl                     1 mol de AlCl₃

Procedimento Experimental

• A. Titula-se 6 ml (6.10^-4 mols; 2,4.10^-2  g) de NaOH (0,1M) com HCl (0,1M), utilizando fenoftaleína como indicador até o desaparecimento da coloração rósea. Observa-se o volume, a massa e o número de mols do ácido consumido para neutralização completa da base e formação do sal.
• B. Titula-se 6 ml (6.10^-4 mols; 3,49.10^-2 g) de Mg(OH)₂ (0,1M) com HCl (0,1M) de maneira idêntica a anterior. Observa-se o volume, a massa e o número de mols do ácido gasto na neutralização total da base e formação do sal.
• C. Titula-se 6 ml (6.10^-4 mols; 4.67.10^-2 g) de Al(OH)₃ (0,1M) de modo idêntico aos procedimentos realizados anteriormente. Observa-se o volume, a massa e o número de mols do ácido consumido para neutralização da base e produção do sal.

OBS. O hidróxido de magnésio, Mg(OH)_2, deve ser titulado por volumetria indireta, segundo HARRIS, 1999, não sendo este método de análise considerado neste texto.

Dados de procedimento	Experimento
	A	B	C
Massa em gramas da BASE titulada	2,4.10-2	3,49.10-2	4.,67.10-2
Volume me ml da BASE titulada	6	6	6
Nº de mols titulados da BASE	6.10-4	6.10-4	6.10-4
Massa em gramas consumida do ÁCIDO	2,19.10-2	4,38.10-2	6,57.10-2
Volume em ml consumido do ÁCIDO	6	12	18
Nº de mols gasto do ÁCIDO	6.10-4	1,2.10-3	1,8.10-3
Concentração do ÁCIDO e da BASE em móis/litro	0,1	0,1	0,1
Proporção entre ÁCIDO e BASE referente ao nº de mols	1:1	2:1	3:1
SAL produzido	NaCl	MgCl2	AlCl3
Número de ligações feitas pelo METAL	1	2	3

Fonte:  http://www.infoescola.com/quimica/formacao-de-sais-em-reacoes-de-neutralizacao/

Química das Proteínas

As proteínas compreendem um grupo de substâncias de fundamental importância, pois se encontram, sem exceção, em todos os organismos. Contém sempre carbono, hidrogênio, oxigênio e nitrogênio. Às vezes contém enxofre e, mais raramente, iodo, ferro e fósforo. Tratam-se de macromoléculas originadas pela reação química entre aminoácidos, compostos tamponantes que apresentam um grupamento carboxílico e um grupamento amínico.

Por hidrólises, produzem os aminoácidos que lhe deu origem, os quais são compostos básicos das mesmas. Estes aminoácidos formam peptídeos, que formam as proteínas.

CONCEITO: São substâncias moleculares complexas, de altos pesos moleculares, formados principalmente por aminoácidos ligados por ligações peptídicas. Os “aa” apresentam a seguinte fórmula estrutural.

As proteínas podem reagir quimicamente pelo grupo amínico, pelo grupo ácido ou pelo radical R. As reações pelo grupo amínico ou pelo grupo ácido são reações gerais dos aminoácidos, e formadora das proteínas.

Um exemplo de uma reação peptídica pode ser o da interação entre a glicina e a alanina (aminoácidos originais), a qual origina um dipeptídeo, conforme mostra figura abaixo. De acordo com algumas fontes bibliográficas, dentre elas as referenciadas neste texto, a partir de 100 aminoácidos teremos uma proteína.

Exemplo de reação peptídica

Na reação estabelecida acima, pode-se observar que a glicina reage quimicamente com a alanina, por meio da interação entre o grupamento carboxílico da primeira e o grupamento amínico da segunda, resultando na liberação de uma molécula de água, que aparecerá como produto da reação. A nova ligação química estabelecida dá origem à função amida, e é a base para o peptídeo formado, podendo ser observado, juntamente com a molécula de água, nos produtos da reação. Dessa forma, para cada reação peptídica formada haverá a liberação de uma molécula de água, resultando que o número de moléculas de água final, acrescido de 1, representará o número individual de aminoácidos contidos na estrutura protéica.

Além de estruturais, diversas são as funções das proteínas no organismo, “são muito importantes como agentes estruturais das células, catalisadoras de funções biológicas, proteínas de armazenamento, motilidade, proteínas reguladoras e proteínas de defesa do organismo, como os anticorpos, o fibrinogênio e a trombina".

Fonte:http://www.infoescola.com/bioquimica/quimica-das-proteinas/

Leis Ponderais

Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa) Numa reação química em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. A partir disso, lembra-se da célebre frase dita por Lavoisier: “Nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.

Portanto, temos:

Exemplo:
Quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

Lei de Proust (Lei das proporções constantes, definidas ou fixas)
Quando, em várias experiências, duas substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem numa mesma proporção. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.

Exemplo:
Para a reação entre, por exemplo, hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Observe que, para cada reação, a massa do produto é igual à soma da massa dos reagentes, o que concorda com a Lei de Lavoisier. As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação podem ser diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes.
No exemplo da água:

Obs.: Conseqüências da Lei de Proust:
a) composição centesimal e,
b) cálculos estequiométricos.

Lei de Dalton (Lei das proporções múltiplas)
Se uma massa fixa de um elemento se combina com massas diferentes de um segundo elemento, para formar compostos diferentes, estas massas (diferentes) estão entre si numa relação de números inteiros pequenos.
O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes óxidos:

Verifica-se que, permanecendo constante a massa do nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação simples de números inteiros e pequenos, ou seja, 1:2: 3:4: 5.
Exemplo:
Para duas razões conhecidas, temos:
1C + 1O → 1CO razão 1/1 = 1
1C + 1O2 → CO2 razão 1/2
Na primeira reação ocorre a formação do monóxido de carbono, cuja proporção de carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros de resultado igual a 1. Na segunda reação, temos a formação do dióxido de carbono (CO2), cuja relação carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros 1/2.
Lei de Gay Lussac (Só vale para reações entre gases)
Numa reação onde só participam gases e nas mesmas condições de temperatura e pressão, existe uma proporção de números inteiros e pequenos entre volumes dos gases participantes da reação.
Comprovação da Lei:

Através da comprovação da Lei você poderá notar que o volume do gás produto (2 C(g)) não é necessariamente igual ao dos reagentes.
Retome o exemplo da comprovação da Lei:
Reagentes: 1V + 3V = 4V
Produtos: 2V
Exemplo:
Em determinadas condições de presão e temperatura, verificou-se que 0,70 L de monóxido de nitrogênio reage com 0,35 L de oxigênio para formar 0,70 L de dióxido de nitrogênio. Mostrar que esses dados estão de acordo com a Lei Volumétrica de Gay-Lussac.
A proporção montada a partir dos volumes fornecidos é:
O,70 : 0,35 : 0,70
Dividindo-a pelo menor termo da proporção, temos:
0,70/0,35 : 0,35/0,35 : 0,70/0,35
Ou seja: 2 : 1 : 2 (uma proporção de números inteiros e pequenos).
É bom lembrar que numa reação química “o volume dos gases pode não se conservar, a massa sempre se conserva (Lei de Lavoisier)”.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/leis-das-reacoes-quimicas-leis-ponderais/

Ciclo Catalítico

Para que uma reação química ocorra, é necessário que as espécies envolvidas (átomos, moléculas ou íons) interajam entre si através de choques mecânicos. Assim, através dessas colisões formam-se os complexos ativados, e posteriormente os produtos finais.

Um complexo ativado é nada mais que o estado intermediário entre reagentes e produtos, caracterizado pelo encontro das moléculas de reagentes com enfraquecimento das ligações, e instantânea formação dos produtos, com ligações sólidas. Sendo então existentes por um curtíssimo espaço de tempo, uma vez que os choques ocorrem desordenadamente e a reação se processa a cada momento.

Entretanto, para que um complexo ativado seja formado, é necessária uma determinada quantidade de energia que capaz de vencer a força de repulsão criada pela aproximação das eletrosferas das espécies, a chamada energia de ativação. Portanto, é responsável pelas colisões e quebra de ligações dos reagentes, podendo ser fornecida, por exemplo, sob forma de calor.

Um catalisador é capaz de criar determinadas condições no meio (como a melhora no contato e colisões mais efetivas ou alteração no pH) que favoreçam a reação através da diminuição da energia de ativação, assim, o equilíbrio da reação é atingido mais rapidamente, mas sem deslocamento. Ou seja, a mesma quantidade de produto será obtida através de um processo sem e com catalisador, a diferença estará apenas no tempo necessário para que tal quantidade seja produzida.

Ação do Catalisador em uma sequência de reações

Os catalisadores podem agir como seqüestrastes de reagentes (sendo assim o princípio dos catalisadores sólidos em meio a um leito gasoso ou líquido), onde após os mesmos colidirem efetivamente, os produtos gerados são liberados e um novo ciclo reagentes + catalisador → produtos – catalisador começa.

O esquema a seguir ilustra a ação de um catalisador para a reação genérica A + B → C:

Como pode ser analisado, o reagente A une-se ao catalisador; em seguida o reagente B segue o mesmo caminho, formando o complexo ativado AB. Instantaneamente o produto C é formado e desprende-se do catalisador que, agora livre, pode novamente ligar-se aos reagentes A e B gerando o mais uma vez o produto C. Sendo este processo contínuo até que os reagentes se esgotem ou o catalisador seja contaminado.

Um ciclo catalítico bastante simples é o de decomposição do peróxido de hidrogênio (água oxigenada) em água e oxigênio livre pela ação do íon iodeto:

Observe que o mecanismo existente é o seguinte, onde o íon iodeto sempre é recuperado ao final de cada série de reações:

H₂O_2(aq) + I^-_(aq) → OI^-_(aq) + H₂O_(l)

H₂O_2(aq) + OI^-_(aq) → I^-_(aq) + H₂O_2(l) + O_2(g)

_{Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/ciclo-catalitico/}

Tópicos em Reações Químicas de Combustão

 

Uma combustão se caracteriza por um processo exotérmico no qual reagem combustível e comburente, com formação de um derivado de carbono e água. Abaixo são apresentados cinco tópicos em reações de combustão, os quais estão detalhados e sugerem complementações pontuais.

1. O gás de cozinha contém propano (C₃H₈) e, predominantemente, butano (C₄H₁₀). Escrever, para cada um deles, as equações que representam as três formas de combustão.

As formas pelas quais podemos ter um processo de combustão são: completa, semicompleta e incompleta. O que determinará cada um dos processos será a disponibilidade de oxigênio do sistema em que se dá a combustão, conforme pode se ver abaixo:

COMPLETA: há formação de gás carbônico como produto principal, ao lado da água.

CH4  +  2O₂  → CO₂  +  2H₂O

SEMICOMPLETA: há formação de monóxido de carbono como produto principal, ao lado da água.

CH4  +  3/2O₂  → CO  +  2H₂O

INCOMPLETA: há formação de carbono (carvão) como produto principal, ao lado da água.

CH₄  +  O₂  → C  +  H₂O

Dessa forma, uma combustão completa requer sempre uma maior disponibilidade de oxigênio, sendo que a carência deste reagente acarretará uma combustão semicompleta ou incompleta.

2. O que pode ser entendido por:

• a) combustão: é o processo químico no qual um reagente derivado de carbono (combustível) reage com oxigênio, com formação de um derivado de carbono e água.
• b) combustível: é uma substância que facilmente reage quimicamente com o oxigênio, com liberação de energia.
• c) comburente: é o oxigênio gasoso, imprescindível pra qualquer combustão.

3. É comum encontrarmos, dentro de túneis muito longos, placas com dizeres do tipo: “Desligue o motor em caso de congestionamento”. Justificar a preocupação.

Essa preocupação se deve em sentido da possibilidade de ocorrência de uma combustão semicompleta, pois o monóxido de carbono gerado é altamente tóxico ao organismo.

4. No interior da chaminé de uma lareira ou de uma churrasqueira encontramos um revestimento preto que suja os dedos e a roupa.

a) Qual a composição química dessa sujeira?

Essa sujeira é composta de carvão, resultado da combustão incompleta.

b) Como se forma?

Se forma a partir da reação entre o combustível e o comburente, em limitada presença deste.

5. Como se sabe, uma transformação física não altera a composição da matéria, mas em uma transformação química sim. Classificar os processos em físicos ou químicos:

• a) fracionamento do petróleo: físico.
• b) craqueamento catalítico: físico.
• c) obtenção do plástico a partir do petróleo: químico.
• d) combustão de um hidrocarboneto: químico, sendo que toda combustão é de natureza física.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/topicos-em-reacoes-quimicas-de-combustao/

Estequiometria

Está consolidado o conceito de que a Química estuda, principalmente, as reações que ocorrem ao se misturar duas ou mais substâncias (reagentes) para produzir outras substâncias, chamados de produtos. Mas quanto de cada reagente deve ser usado para se obter a quantidade de produto desejado? Este é justamente o objeto de estudo da estequiometria.


1. Determinação de fórmulas pela relação de massa

Unidade de massa atômica (u)

Os valores das massas atômicas utilizados são comumente arredondados.
Por exemplo:

Obs.: A massa atômica de um elemento é a média ponderada da massa de seus isótopos. Essa média ponderada leva em conta a quantidade de cada isótopo encontrado na natureza. 

Constante de AvogadroÉ uma constante da natureza que corresponde numericamente ao número de átomos da massa atômica de uma substância.

N = 6,022 . 10²³

Mol: é a massa molecular de uma substância.

Por exemplo:
Massa atômica do hidrogênio: 1 u
Massa atômica do oxigênio: 16 u

2. Cálculos estequiométricos
- Lei de Lavoisier: indica que numa reação química em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. ("Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma").

- Lei de Proust: indica que uma mesma substância apresenta sempre a mesma proporção dos elementos que a compõem.

- Lei de Gay-Lussac: indica que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação química mantêm entre si uma relação de números inteiros e pequenos.

Obs.: Em CNTP (condições normais de temperatura e pressão - 273K e 1 atm) um mol de gás ocupa 22,4 L.


As reações químicas devem obedecer a essas leis. Por exemplo, para a obtenção de água deve-se reagir hidrogênio e oxigênio:   Esta é uma equação desbalanceada, pois, a quantidade de átomos de oxigênio do lado esquerdo (reagente 2) é diferente da quantidade de átomos de oxigênio do lado direito (produto 1)

Balanceando a equação:

  A quantidade de átomos dos reagentes é igual à quantidade de átomos dos produtos.


Outro exemplo de equação já balanceada:

Essa proporcionalidade também se estende para as massas moleculares (mols) e para as massas dos reagentes:

2 . 30 + 7 . 32 = 4 . 44 + 6 . 18
60 + 224 = 176 + 108 (I)

284 = 284 → equação equilibrada

Havendo excesso de reagente, haverá sobra deste. Por exemplo, se na reação (I) fossem colocados 100g de etano para reagir com 224g de oxigênio restariam 40g de etano após o término da reação.
Neste caso os 224g de oxigênio seriam a massa de reagente limitante.

Fonte: http://guiadoestudante.abril.com.br/estudar/quimica/estequiometria-677411.shtml

Indícios Para Caracterização de Reações Químicas

 

O termo fenômeno expressa para a química qualquer transformação sofrida pela matéria, alterando ou não a sua identidade. Assim, qualquer acontecimento pode ser compreendido como um fenômeno, e não apenas eventos extraordinários, conforme se subentende esse termo cotidianamente.

Conforme sua natureza, pode-se ter um fenômeno físico, quando não alterar a estrutura da matéria, ou químico, quando houver a formação de produtos diferentes dos reagentes.

Um fenômeno físico é toda e qualquer transformação sofrida por um material sem que haja alteração de sua constituição interna, sendo possível sua plena recuperação por métodos elementares. Como exemplos estão todas as mudanças de estado físico da matéria.

Um fenômeno químico altera a composição da matéria, ou seja, a sua composição. É toda e qualquer transformação sofrida por um material de modo que haja alteração de sua constituição interna, não sendo possível a sua recuperação por processos elementares. Como exemplo estão as combustões e a oxidação dos metais.

Entretanto, laboratorialmente nem sempre é fácil a visualização da ocorrência de um fenômeno químico, também chamado de reação química, Dessa forma, alguns indícios podem ser utilizados para esta constatação, como a mudança de coloração, a liberação gasosa, a precipitação ou ainda a variação de entalpia.

1. Mudança de coloração. Por exemplo, a queima de papel; cândida ou água sanitária em tecido colorido, ou a queima de fogos de artifício.

2. Liberação gasosa. Por exemplo, a adição de antiácido estomacal em água, ou a decomposição da água oxigenada.

3. Formação de um precipitado. Por exemplo, ao se misturar dois sistemas líquidos ou um sistema líquido e um gás, poderá ocorrer a formação de uma nova substância no estado sólido, a qual recebe o nome de precipitado. Com o tempo o sólido formado se deposita no fundo do recipiente, isto é, sofre decantação. Isso ocorre ao se “misturar” nitrato de prata com cloreto de sódio em solução, ocorrendo a formação do cloreto de prata no estado sólido, o qual pode ser notado pela sua turvação e posterior sedimentação.

4. Uma outra forma de reconhecermos se ocorreu uma reação química é a alteração da quantidade de energia na reação. A alteração na energia (entalpia) de um sistema pode também ser um indicativo da ocorrência de uma reação química. Quando colocamos magnésio metálico em presença de ácido inorgânico forte, como o ácido clorídrico, além de se observar um desprendimento gasoso, percebe-se um aquecimento no recipiente no qual a mistura está contida. Isso evidencia a liberação de energia para o meio, característica de um processo de natureza exotérmica.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/indicios-para-caracterizacao-de-reacoes-quimicas/

Lei de Hess

Numa reação química, o balanço total de energia resulta na denominada variação de entalpia. Desse modo, se um processo é intermediado por vários outros, as diversas variações de entalpia, quando somadas, resultam numa final.

Observe a reação de síntese do metano:

C_(grafite) + 2 H_2(g) ⇔ CH_4(g) ΔH = – 17,82 kcal

Através da variação entálpica, percebe-se que a reação é moderadamente exotérmica. Entretanto, não é tão direta quanto parece. Muitas vezes, uma dada reação química é consequência de várias outras.

A síntese de metano é exemplo de uma sucessão de reações químicas com variações de entalpia particulares:

C_(grafite) + O_2(g) ⇔ CO_2(g) ΔH = – 94,05 kcal

H_2(g) + ½ O_2(g) ⇔ H₂O_(l) ΔH = 68,32 kcal

CO_2(g) + 2 H₂O_(l) ⇔CH_4(g) + 2 O_2(g) ΔH = + 212,87 kcal

Observe que se multiplicarmos a segunda equação por 2, de modo a balancear as moléculas de água na soma de todas as equações, obteríamos a reação final de grafite e hidrogênio gerando metano:

C_(grafite) + O_2(g) ⇔ CO_2(g) ΔH = – 94,05 kcal

(H_2(g) + ½ O_2(g) ⇔ H₂O_(l) ΔH = -68,32 kcal).2                                +

CO_2(g) + 2 H₂O_(l) ⇔CH_4(g) + 2 O_2(g) ΔH = + 212,87 kcal

C_(grafite) + 2 H_2(g) ⇔ CH_4(g) ΔH = – 17,82 kcal

Ou seja, mesmo que uma possível reação direta entre hidrogênio e carbono fosse possível, teria a mesma variação entálpica que a soma das variações das reações intermediárias. Observe que embora a entalpia na segunda reação seja negativa, após a multiplicação por 2, ela continuará negativa (a “regra de sinais” da matemática não deve ser utilizada aqui).

Assim é enunciada a lei de Hess:

A variação entálpica de uma reação química depende apenas dos estágios inicial e final da mesma. Não importando, portanto, os processos intermediários.

Essa lei pode ser aplicada a qualquer sistema de equações quando se deseja definir a variação de entalpia total. Mas, vale lembrar que invertendo a equação, troca-se o sinal do ΔH correspondente a ela; do mesmo modo, multiplicando a equação por um número qualquer, multiplica-se o ΔH pelo mesmo número.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/lei-de-hess/