Reações químicas

Uma mudança física não produz nova substância. A substância apenas altera seu estado ou forma, e a mudança geralmente pode ser revertida. Derretimento de gelo e dissolução de açúcar são mudanças físicas.

Uma mudança química (reação química) produz uma ou mais novas substâncias e geralmente é difícil de reverter. Sinais incluem mudança de cor, liberação de gás, alteração energética ou formação de precipitado (sólido).

A taxa de reação indica quão rápido os reagentes se transformam em produtos.

Teoria das colisões

A teoria das colisões explica o que controla a taxa. Para ocorrer, as partículas devem colidir, com energia suficiente. A menor energia necessária é a energia de ativação ($E_a$). Taxa maior ocorre quando há colisões bem-sucedidas mais frequentes.

O que altera a taxa

Catalisadores

Um catalisador acelera a reação sem ser consumido — permanece inalterado ao final. Funciona reduzindo a energia de ativação. Enzimas são catalisadores biológicos (que atuam em organismos vivos).

Medindo a taxa

Você pode acompanhar uma reação ao longo do tempo destas formas:

• Variação de massa: coloque o frasco sobre uma balança. Se um gás escapar, a massa diminui. Registre a massa em intervalos regulares de tempo.
• Volume de gás: coletar o gás em uma seringa gasosa e ler seu volume em intervalos regulares.
• Formação de precipitado: em uma reação que fica turva, meça quanto tempo leva para uma marca sob o frasco desaparecer.

Em um gráfico de produto contra tempo, a linha é mais íngreme no início (maior taxa), torna-se menos íngreme conforme os reativos são consumidos, e fica horizontal quando a reação termina.

Interpretando gráficos de velocidade de reação

Velocidade média em um intervalo de tempo = variação da quantidade ÷ tempo decorrido.

Exemplo resolvido. Fragmentos de mármore reagem com ácido clorídrico, e o dióxido de carbono é coletado em uma seringa de gás:

(a) Velocidade média nos primeiros 30 s $= 36 \div 30 = 1.2$ cm³/s. (b) Velocidade média entre 60 e 90 s $= (70 - 58) \div 30 = 0.4$ cm³/s: mais lenta, porque as partículas do ácido estão sendo consumidas, então as colisões ocorrem com menos frequência. (c) A reação terminou por volta de 150 s, quando o volume parou de mudar. (d) O volume total de gás é 78 cm³.

Como a curva muda.

O volume final depende apenas da quantidade do reagente limitante: o reagente que é consumido primeiro. O outro reagente está em excesso. Acelerar uma reação produz a mesma quantidade de produto, apenas mais cedo.

Avaliando os métodos.

• Seringa de gás: mede o volume com precisão (até cerca de 1 cm³), mas o êmbolo pode emperrar, e uma seringa de gás geralmente comporta apenas 100 cm³.
• Coleta do gás sobre água em uma proveta invertida: barata e simples, mas não pode ser usada para gases que se dissolvem em água, e é difícil fazer uma leitura precisa.
• Variação de massa: fácil de registrar em intervalos regulares, muitas vezes automaticamente. Coloque um tampão frouxo de algodão no gargalo do frasco, para que o gás possa escapar, mas os respingos de ácido não. Funciona mal para gases de baixa densidade, como o hidrogênio, porque a massa perdida é pequena demais para ser medida na maioria das balanças.
• Em todos os métodos, inicie o cronômetro no momento em que os reagentes forem misturados e mantenha a temperatura constante (a menos que a temperatura seja a variável alterada).

Algumas reações são reversíveis: os produtos podem reagir para formar novamente os reagentes. Isso é indicado pelo símbolo $\rightleftharpoons$.

Alterando a direção

Um exemplo claro usa compostos hidratados e anidros:

• O sulfato de cobre(II) hidratado azul, ao ser aquecido, perde sua água e torna-se sulfato de cobre(II) anidro branco. Adicionar água o torna azul novamente.
• O cloreto de cobalto(II) hidratado rosa perde água ao aquecer e torna-se cloreto de cobalto(II) anidro azul. Adicionar água o torna rosa novamente.

Adicionar água ao sólido anidro (e observar o retorno da cor) é usado como teste para água.

Equilíbrio

Em um sistema fechado (onde nenhuma matéria entra ou sai, embora a energia possa ser transferida), uma reação reversível atinge o equilíbrio quando:

• a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa, e
• as concentrações dos reativos e produtos não estão mais mudando.

Alterando a posição do equilíbrio

A posição do equilíbrio indica se há mais reagentes ou mais produtos. Você pode alterá-la:

• Temperatura: aquecer desloca o equilíbrio na direção que absorve calor (direção endotérmica); resfriar desloca-o na direção que libera calor (direção exotérmica).
• Pressão (gases): aumentar a pressão por compressão dos gases a temperatura constante favorece o lado com menos moléculas gasosas. Se ambos os lados tiverem o mesmo número, isso não desloca o equilíbrio.
• Concentração: adicionar mais de uma substância move o equilíbrio para o outro lado, para consumi-la.
• Um catalisador não move a posição do equilíbrio. Ele apenas ajuda a reação a atingir o equilíbrio mais rapidamente.

Processo Haber

O processo Haber produz amônia:

• O hidrogênio vem do metano (gás natural); o nitrogênio vem do ar.
• Condições típicas: temperatura de $450\,{}^{\circ}\text{C}$, pressão de cerca de $200$ atm ($20\,000$ kPa) e catalisador de ferro.

Processo Contact

O processo Contact converte dióxido de enxofre em trióxido de enxofre:

• O dióxido de enxofre vem da queima de enxofre (ou calcinação de sulfetos); o oxigênio vem do ar.
• Condições típicas: temperatura de $450\,{}^{\circ}\text{C}$, pressão de cerca de $2$ atm ($200$ kPa) e catalisador de óxido de vanádio(V).

Por que essas condições são escolhidas

As condições são um compromisso:

• Maior pressão favorece os produtos em ambas as equações. O processo Haber usa alta pressão como compromisso com custo e risco; o Contact usa apenas baixa pressão porque sua conversão já é alta.
• Temperatura mais baixa daria mais produto (ambas as reações diretas são exotérmicas), mas a reação seria muito lenta, então usa-se uma temperatura relativamente alta para manter uma boa taxa.
• O catalisador acelera a reação sem alterar a posição do equilíbrio, o que reduz custos.

(Suplemento) Exemplo resolvido. Explique o efeito de aumentar a pressão no processo Haber. Conte as moléculas gasosas de cada lado da equação: à esquerda $1 + 3 = 4$, à direita $2$. Maior pressão desloca o equilíbrio para o lado com menos moléculas gasosas, que é a direita. Assim, mais amônia é produzida. A mesma contagem para o processo Contact dá $2 + 1 = 3$ à esquerda e $2$ à direita, então maior pressão também ajudaria lá. Mas o rendimento em $2$ atm já é muito alto, portanto maior pressão não compensa seu custo.

Erros comuns.

• Dizer que uma temperatura mais alta produz mais amônia porque “a reação ocorre mais rápido”. Uma temperatura mais alta faz o equilíbrio ser atingido mais rapidamente, mas a mistura em equilíbrio contém menos amônia, porque a reação direta é exotérmica.
• Dizer que um catalisador dá maior rendimento. Ele fornece o mesmo rendimento, apenas mais rapidamente.
• Contar átomos em vez de moléculas gasosas ao prever o efeito da pressão.
• Dizer que as condições são escolhidas “para obter o maior rendimento”. Elas representam um equilíbrio entre rendimento, velocidade, custo e segurança.

Oxidação e redução sempre ocorrem simultaneamente, numa reação chamada redox. ('Redox' é abreviação de redução–oxidação.)

Existem três maneiras de descrever oxidação e redução:

• Oxigênio: oxidação é o ganho de oxigênio; redução é a perda de oxigênio.
• Elétrons: oxidação é a perda de elétrons; redução é o ganho de elétrons.
• Número de oxidação: na oxidação aumenta; na redução diminui.

Um auxílio mnemônico útil é OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain — de elétrons.

Regras do número de oxidação

O número de oxidação é indicado por numeral romano, como em ferro(II) e ferro(III). As regras são:

• Um elemento que não está combinado tem número de oxidação de $0$.
• Um íon monoatômico tem número de oxidação igual à sua carga (portanto $\text{Na}^{+}$ é $+1$).
• Os números de oxidação em um composto somam $0$.
• Os números de oxidação em um íon somam a carga do íon.

Exemplo resolvido. Encontre o número de oxidação do manganês no íon manganato(VII), $\text{MnO}_4^{-}$. Cada oxigênio é $-2$, e há quatro deles, totalizando $4 \times (-2) = -8$. Os números de oxidação em um íon devem somar a carga do íon, que aqui é $-1$. Então, se o manganês for $x$, temos $x + (-8) = -1$, resultando em $x = +7$ - exatamente o que o (VII) no nome indica. Defina o total como a carga do íon, não como zero: zero é apenas para um composto neutro.

Agentes oxidantes e redutores

• Um agente oxidante oxida outra substância e é reduzido.
• Um agente redutor reduz outra substância e é oxidado.

Algumas reações redox mostram mudanças de cor claras:

• O manganato(VII) de potássio acidificado é roxo. Ao atuar como agente oxidante, é reduzido e a cor roxa desbota para incolor.
• O iodeto de potássio é incolor. Ao ser oxidado, forma-se iodo vermelho-acastanhado.

• Explique uma taxa mais rápida usando a teoria das colisões: colisões bem-sucedidas ocorrem com mais frequência. Concentração, pressão e área de superfície aumentam a frequência com que as partículas colidem; uma temperatura mais alta faz isso e também fornece mais partículas com energia suficiente.
• Um catalisador reduz a energia de ativação e acelera a reação, mas não é consumido e não altera $\Delta H$ nem a posição do equilíbrio.
• No equilíbrio, as taxas das reações direta e inversa são iguais e as concentrações param de mudar — isso não significa que as quantidades de reagente e produto sejam iguais.
• Use o princípio de Le Chatelier: aumentar a temperatura favorece a direção endotérmica; comprimir gases favorece o lado com menor número de moléculas gasosas, se os números diferirem; adicionar uma substância reage desloca o equilíbrio para consumi-la.
• Redox — OIL RIG: Oxidação é Perda, Redução é Ganho de elétrons. Elas sempre ocorrem juntas, e um agente oxidante é ele próprio reduzido.