Pressão, Temperatura e Superfície de Contato em uma Reação e Óxidos, Peróxido e Hidretos


Temperatura

Ambos os reagentes se encon­tram em fase gasosa. Um aumento de pressão aumenta a concentração dos reagentes H2 e I2. Com isso, aumenta o número de colisões moleculares. A velocidade da reação aumenta. Nas reações gasosas, um aumento de pressão eleva a velo­cidade da reação.

Em qualquer conjunto de molé­culas, há uma distribuição de ener­gia cinética a uma dada temperatura. O gráfico abaixo mostra a distri­buição da energia cinética das molé­culas a uma temperatura ti .

Pressão, Temperatura e Superfície de Contato em uma Reação

Energia cinética

À temperatura T2, mais alta, é maior o número de moléculas com energia cinética suficiente para rea­gir.

Superfície de Contato

Considere a reação de combus­tão do carvão: C/S) + O2(ar) -> C®2(g). Considerando que a concentra­ção do O2 no ar é constante, uma vez iniciada a combustão, observa-se que:
•   pedaços grandes de carvão quei­mam lentamente;
•   pedaços menores de carvão quei­mam rapidamente;
•   o pó de carvão queima sob forma de explosões muito perigosas (muitos acidentes em minas de carvão acontecem devido à explo­são de poeiras de carvão). Na realidade, à medida que o carvão passa de pedaços grandes a pedaços pequenos e, finalmente, é pulverizado, a sua superfície au­menta.

Assim, quanto maior a super­fície do carvão:
•   maior o numero de átomos de carbono disponíveis para colisões com mo­léculas de oxigênio;
•   maior o n? de colisões entre áto­mos de carbono e moléculas de oxigênio;
•   maior a velocidade da reação.

Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, maior a velocidade da reação.

Por meio do gráfico, pudemos observar que algumas moléculas têm energias cinéticas muito baixas, algumas têm energias cinéticas mui­to altas e a maioria delas tem ener­gias cinéticas intermediárias. Um aumento na temperatura provoca um deslocamento geral na distribuição para as energias mais altas.

Para que uma reação ocorra, duas moléculas devem colidir com uma energia cinética mínima. A área sombreada é proporcional ao n? de moléculas que possuem energia ci­nética superior a esse valor mínimo. À temperatura T1f mais baixa, só um pequeno número de molécu­las tem energia cinética suficiente para reagir.

Como consequência, aumenta o n? de colisões entre moléculas com energia cinética suficiente para rea­gir. A velocidade da reação aumen­ta. Um aumento de temperatu­ra aumenta a velocidade da maio­ria das reações, não importando se a reação é endotérmica ou exotérmica. Para um grande número de reações, a velocidade da reação dobra para cada 10°C de aumento da temperatura.

Energia de Ativação

Apenas uma fração do número total de colisões entre moléculas le­vam à formação de produtos, ou seja, são colisões efetivas. Para que uma colisão seja efetiva, duas moléculas devem colidir não apenas com energia cinética suficiente para reagir, mas também com uma orientação adequa­da. Exemplo: H2(g) + I2(g) -» 2HI(g) AH = ~ 2-5 kcal.

Estudo dos Óxidos, Peróxido e Hidretos

Classificamos os óxidos em:

Óxidos ácidos ou anidridos – São óxidos de elementos forte.

Oxidos básicos – São óxidos de elementos fracamente eletronegativos (metais), sifuagos na extremidade.

Veremos, a seguir, com base no mesmo critério, uma outra classificação para os óxidos:

Óxidos Anfóteros – Neste  caso,  tanto  as  propriedades ácidas como as básicas são pouco pronunciadas, ou seja, eles podem apresentar comportamento ora como oxido ácido ora como óxido básico. Quem vai determinai u compor­tamento que terão esses óxidos em uma reação química é a substância com a qual eles vão reagir. Caso se­jam misturados com ácido forte, apresentarão caráter básico; caso reajam com base forte, apresenta­rão caráter ácido. Óxidos anfóteros não reagem com água.

Exemplos de óxidos anfóteros:

a)  formados por metais
b) formados por semimetais

•ÓXIDOS NEUTROS OU INDIFE­RENTES -_São_aqueles que não possuem caráter ácido nem básico. Não reagem com a água nem com os ácidos e nem com as bases. Os mais comuns são: monóxido de carbono; óxido nítrico e óxido de nitrogênio.

Observação: O fato de esses óxidos serem neutros não significa que eles não possam participar de outras reações.

Peróxidos

São compostos binários (forma­dos por dois elementos diferentes) que apresentam o grupo peróxido.

Peróxido Nâo-Metálico

São moleculares, pois são for­mados por não-metais, e em condi­ções ambientes são gasosos. O mais famoso: peróxido de hidrogênio (H2O2).

Fórmula estrutural: H – O – O – H. Quando puro, é um líquido visco­so e azulado. É o único peróxido molecular. Sua solução aquosa é vendida no comércio com o nome de água oxigenada.

O peróxido de hidrogênio se de­compõe com facilidade, de acordo com a equação: H2O2 -> H2O + %O2

Observa-se que a decomposi­ção do H2O2 libera gás oxigênio.

Certos fatores provocam a de­composição do H2O2, como luz, calor e meio básico. Para evitar essa de­composição, deve-se protegê-lo da luz (guardar em frascos escuros), do calor e armazená-lo, se possível, em um meio ácido (atua como estabilizador). É aplicado como branqueador e como desinfetante, quando em solu­ção aquosa.

Peróxido Metálico

São compostos iônicos em que o grupo peróxido (O2) está liga­do a metal alcalino, metal alcalino-terroso ou Ag. Exemplos: Peróxido de sódio: Na2O2 Peróxido de cálcio: CaO2 Peróxido de prata: Ag2O2 Os peróxidos metálicos reagem com a água, formando H2O2: Na2O2 + 2H2O -» 2NaOH + H2O2.

A solução resultante é básica, pois apresenta o ânion OH.

Exemplos comparativos:
CaO – óxido básico
H2SO4 -> CaSO4 + H2O
sal
ácido

óxido de hidrogênio
CaO2 + H2S

peróxido ácido metálico
CaSO4 + H2O2

Hidretos

Exemplos de hidretos: H2O, H2S, NH3, HCK, CH4, NaH, CaH2, etc.

Hidretos Metálicos

Hidreto de sódio: Na+H~ ou NaH
Hidreto de bário: Ba2+H2 ou BaH2 Reação de hidreto metálico com
água (reação violenta com liberação de calor): NaH + H2O -» NaOH + H2 CaH2 + 2H2O -» Ca(OH)2 + 2H2

A solução resultante tem caráter básico e ocorre a liberação do gás hidrogênio.

Hidretos Não Metálicos

Exemplos:
CH4: metano
fcNH3: amônia
H2S: sulfidreto, sulfeto de hidrogênio ou ácido sulfídrico
HCt: cloridreto, cloreto de hidrogênio ou ácido clorídrico
PH3: hidreto de fósforo ou fosfina