Apostila quimica2

Pré-Universitário Popular da UFF

Quimica II 1

UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE DISCIPLNA: QUÍMICA II

PROFESSORA: VANESSA

CAPITULO I

Soluções

Solução, dispersão coloidal e suspensão Solução é toda mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Classificação das soluções a) quanto ao estado físico : sólidas líquidas gasosas b) quanto à condutividade elétrica : eletrolíticas ou iônicas não-eletrolíticas ou moleculares c) quanto à proporção soluto/solvente : diluída não-saturada saturada supersaturada Solubilidade e curvas de solubilidade Coeficiente de solubilidade É a quantidade máxima, em grama, de soluto que se dissolve numa quantidade fixa de solvente a uma dada temperatura. Solução saturada: é aquela que não consegue mais dissolver soluto, dada uma temperatura fixa, ou seja, atingiu o coeficiente de solubilidade. Solução insaturada: é aquela que ainda consegue mais dissolver soluto, dada uma tempera-tura fixa, ou seja, ainda não atingiu o coeficiente de solubilidade. Solução supersaturada: é aquela que ultrapassou o coeficiente de solubilidade, são instáveis. Curvas de solubilidade: são gráficos que indicam como o coeficiente de solubilidade varia com a temperatura.

Obs: a solubilidade de gases diminui com o aumento de temperatura. A solubilidade de sólidos, geralmente , aumenta com o aumento de temperatura. Índices 1- soluto 2- solvente Aspectos Quantitativos concentração (C) em g/L :

densidade (d) (g/L); (g/mL):

concentração em mol/L :

Título ( τ) porcentagem em massa :

Onde: T = título m1 = massa do soluto m2 = massa do solvente m1 + m2 = m (massa da solução).

Relação entre concentração e molaridade :

C= Molaridade x M

Relação entre concentração e titulo :

C= 1000 . d . τ

Onde: C = concentração (g/l); m1 = massa do soluto (g); V = Volume de solução (l ou ml).

Onde: d = densidade; m = massa da solução; V = volume da solução, dada em l ou ml.

Onde: M = Concentração em mol/l; n1 = número de mols de soluto; V = volume de solução (litros); m1 = massa de soluto (gramas); Mol = massa molar do soluto..


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Exercícios Soluções

1- O processo de dissolução do oxigênio do ar na água é fundamental para a existência de seres vivos que habitam os oceanos, os rios e as lagoas. Esse processo pode ser representado pela equação:

Algumas espécies de peixe necessitam, para sua sobrevivência, de taxas relativamente altas de oxigênio dissolvido. Peixes com essas exigências teriam maiores chances de sobrevivência: I - num lago de águas a 10°C do que num lago a 25°C , ambos a mesma altitude. II - num lago no alto da cordilheira dos Andes do que num lago situado na base da cordilheira, desde que a temperatura da água fosse a mesma. III - em lagos cujas águas tivessem qualquer temperatura, desde que a altitude fosse elevada. Qual(ais) afirmação(ões) é(são) correta(s)? 2- (UFR-RJ) Observe o gráfico a seguir e responda as questões que o seguem.

a) Qual a menor quantidade de água necessária para dissolver completamente, a 60°C, 120 g de B? b) Qual a massa de A necessária para preparar, a 0 °C,com 100 g de água, uma solução saturada (I) e ou tra solução insaturada (II)? 3- 0 coeficiente de solubilidade de um sal e de 60 g por 100 g de água a 80°C Determine a massa em gramas desse sal, nessa temperatura, necessária para saturar 80 g de H20. O gráfico a seguir representa as curvas de solubilidade de varias substâncias:

a) Considerando apenas as substancias NaN03 e Pb(N03)2, qual delas e a mais solúvel em água, a qualquer temperatura? b) Aproximadamente em qual temperatura a solubilidade do KCl e a do NaCl são iguais? c) Qual das substancias apresenta maior aumento de solubilidade com o aumento da temperatura? d) Compare as solubilidades das substancias KN03 e NaN03 a 68°C, abaixo e acima dessa temperatura e) Qual a massa de uma solução saturada de NaN03 a 20°C obtida a partir de 500 g de H 20? 4- 420mL de uma solução aquosa foram preparados pela adição de certa massa de NaOH a 400mL de água. Determine a massa de soluto presente nessa solução. (Dados: Densidade da solução=1,19g/mL; densidade da água= 1,0g/mL) a) 0,29g/L b) 2,9g/L c) 0,029g/L d) 290g/L e) 0,58g/L 5- (UFF) Dissolveram-se 4,6g de NaCl em 500g de água “pura”, fervida e isenta de bactérias. A solução resultante foi usado como soro fisiológico na assepsia de lentes de contato. Aponte a opção que indica o valor aproximado em porcentagem, em peso, de NaCl existente nessa solução. a) 0,16% b) 0,32% c) 0,46% d) 0,91% e) 2,30% 6- (Unioeste-PR) Calcular a massa de cloreto de bário, BaCl2, necessária para preparar 500 mL de solução de concentração 0,5 mol/L. (Massas molares: Ba = 137 g/mol e Cl= 35,5 g/mol.) 7- (Cesgranrio-RJ) Se, numa análise de sangue, constata-se a presença de 345 mg de sódio em 100 mL de plasma, está correto afirmar que essa concentração, expressa em mol/L, será igual a: a) 0,30. b) 0,25. c) 0,20. d) 0,15. e) 0,10. 8- (UERJ) A hidroponia e uma técnica de cultivo de vegetais fora do solo. Os nutrientes são fornecidos através de uma solução contendo vários sais de fácil assimilação pelo vegetal. Para o preparo de 100 L de solução nutritiva, contendo 0,007 mol· L-1de nitrato de cálcio, a massa necessária deste sal, em gramas, e aproximadamente de: (Dados: N = 14, 0 = 16, Ca = 40.) a) 72. b) 102. c) 115. d) 164.


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9- (UERJ) Um fertilizante de larga utilização é o nitrato de amônio, de fórmula NH4NO3. Para uma determinada cultura, o fabricante recomenda a aplicação de 1L de solução de nitrato de amônio de concentração 0,5mol/L por m2 de plantação. A figura a seguir indica as dimensões do terreno que o agricultor utilizará para o plantio.

Calcule a massa de nitrato de amônio, em quilogramas, que o agricultor deverá empregar para fertilizar sua cultura, de acordo com a recomendação do fabricante. a) 120 b)150 c) 180 d) 200 10- (MACK-SP) 200mL de solução 24,0 g/L de hidróxido de sódio são misturados a 1,3 litro de solução 2,08 g/L de mesmo soluto. A solução obtida é então diluída até um volume final de 2,5 litros. Qual a concentração da solução após a diluição. a) 26,0 g/L b) 13,0 g/L c) 3,0 g/L d) 5,0 g/L. e) 4,0 g/L. . 11- (UFES) Misturando 60,0 mL de solução de HCl de concentração 2,0 mol/L com 40,0 mL de solução de HCl de concentração 4,5 mol/L, obtém-se uma solução de HCl de concentração, em g/L, igual a : a) 3,0. b) 10,5. c) 36,5. d) 109,5. e) 365,0 12- (UERJ-1988) No rótulo de uma garrafa de água mineral, lê-se:

Nessa água mineral, a concentração de nitrato de sódio - NaNO3 - em mol/L, corresponde a: (A) 1,0 x 10-4 (B) 2,0 x 10-4 (C) 4,0 x 10-2 (D) 8,5 x 10-2 13-(UERJ-1999) Diluição é uma operação muito empregada no nosso dia-a-dia, quando, por exemplo, preparamos um refresco a partir de um suco concentrado. Considere 100mL de determinado suco em que a concentração do soluto seja de 0,4mol. L-1. O volume de água, em mL, que deverá ser acrescentado para que a concentração do soluto caia para 0,04 mol. L-1 , será de: (A) 1.000 B) 900 (C) 500 (D) 400 14- (UERJ-2000) Algumas soluções aquosas vendidas no comércio com nomes especiais são mostradas abaixo:

Considerando que a densidade das soluções é de 1,0g/mL e que as soluções são formadas exclusivamente pelo soluto predominante e pela água, o produto que apresenta a maior concentração em quantidade de matéria, mol . L-1, é: (A) soro (B) vinagre (C) água sanitária (D) água oxigenada 15- (UERJ- 2002) A hidroponia é uma técnica de cultivo de vegetais fora do solo. Os nutrientes são fornecidos através de uma solução contendo vários sais de fácil assimilação pelo vegetal. Para o preparo de 100 L de solução nutritiva, contendo 0,007 mol.L -1 de nitrato de cálcio, a massa necessária deste sal, em gramas, é aproximadamente de: (A) 72 (B) 102 (C) 115 (D) 164 16- (UERJ-2006) Para estudar os processos de diluição e mistura foram utilizados, inicialmente, três frascos contendo diferentes líquidos. A caracterização desses líquidos é apresentada na ilustração abaixo.

A seguir, todo o conteúdo de cada um dos frascos foi transferido para um único recipiente. Considerando a aditividade de volumes e a ionização total dos ácidos, a mistura final apresentou uma concentração de íons H+ , em mol × L-1, igual a: (A) 0,60 (B) 0,36 (C) 0,24 (D) 0,12 17- (UERJ-2006)- Uma suspensão de células animais em um meio isotônico adequado apresenta voluma igual a 1L e concentração total de íons de sódio igual a 3,68 g/L. A esse sistema foram acrescentados 3 L de água destilada. Após o processo de diluição, a concentração total de íons sódio, em milimol/L, é de: (A) 13,0 (B) 16,0 (C) 23,0 (D) 40,0 18- (UERJ-2006)- A equação balanceada a seguir representa a reação de dupla-troca entre o nitrato de prata e o sulfeto de sódio, na qual é formado o sal insolúvel sulfeto de prata.


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Um experimento sobre análise quantitativa consistiu em gotejar uma solução de AgNO3 sobre uma solução de Na2S, mantendo agitação constante. O volume da solução de AgNO3 gotejado, em mililitros, e a massa de Ag2S obtida, em gramas, foram registrados no gráfico abaixo.

A) Calcule a concentração da solução de AgNO3, em mol × L−1. B) Indique o caráter da solução de sulfeto de sódio em relação a seu pH e escreva uma equação química que comprova esse caráter.

Diluição e Mistura de soluções Diluição

Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração. O procedimento mais simples, geralmente aplicado, para diluir uma solução, é a adição de solvente à solução. Na diluição de soluções a massa de soluto, inicial e final, é a mesma, somente o volume é maior, logo, a concentração da solução será menor. Como a massa de soluto permanece inalterada durante a diluição, pode-se escrever:

C1.V1 = C2.V2

Aplicando um raciocínio semelhante para a

molaridade, obtém-se a expressão:

M1.V1 = M2.V2

Através das expressões obtidas para a diluição de soluções, pode-se observar que a concentração de uma solução é inversamente proporcional ao volume. Mistura Sem reação química

Na mistura de soluções a massa total do soluto e o volume da solução final, é igual à soma das massas dos solutos e dos volumes das soluções que foram misturadas.

M'.V' + M''.V'' = M . V

C' . V' + C'' . V'' = C . V

Τ’ . V’ + T’’ . V’’ = T. V

Exemplo: Qual a concentração de uma solução obtida pela

mistura de 500mL de solução de HCl 1 mol/L com 1500mL de solução 2 mols/L do mesmo soluto? 500mL = 0,5L 1500mL = 1,5L

M' . V' + M'' . V'' = M . V 1 . 0,5 + 2 . 1,5 = M . 2

0,5 + 3 = M . 2 M = 3,5 / 2

M = 1,75 mols/L Com reação química

Neste tipo de mistura, deve-se, através da reação química envolvida e dos números de mols dos participantes em cada solução, calcular-se: * a quantidade de mols de produtos formados; * a quantidade de mols de reagentes que possam ter permanecido sem reagir (excesso).

Conhecendo-se o volume final (que é a soma dos volumes das soluções participantes), pode-se calcular a concentração dos solutos participantes da solução final.

Exemplo 1 Determinar a concentração em mols/L do reagente em excesso formado pela mistura 2 L de uma solução de HCl 2 mols/L com 1 L de outra solução de NaOH 1,5 mols/L. A reação que ocorre é de neutralização... NaOH + HCl => NaCl + H 2O 40 g 36,5 g 58,5 g 18 g Calculando as quantidades de mols dos solutos de cada uma das soluções, multiplicando a concentração pelo volume... solução de NaOH C . V = 1,5 . 1 = 1,5 mols solução de HCl C . V = 2 . 2 = 4 mols Considerando que a reação ocorre na proporção de 1 mol de NaOH e 1 mol de HCl para originar 1 mol de NaCl, o NaOH será o reagente limitante e teremos na solução final ... 0 mols de NaOH (limitante) 2,5 mols de HCl (excesso) 1,5 mols de NaCl (produto) V = 1 L + 2 L = 3 L M = n1/V= 2,5/3 = 0,83 mol/L

Desafio (UEM-PR) Qual será o volume, em mililitros (mL), de uma solução aquosa de hidróxido de sódio 0,10 mol/L necessário para neutralizar 25 mL de uma solução aquosa de ácido clorídrico 0,30 mol/L? (Na= 23; O= 16; H=1; Cl= 35,5)


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Exemplo 2 (Fuvest) Misturam-se 50 mL de solução aquosa 0,10 mol/L de ácido sulfúrico com 50 mL de solução aquosa 0,40 mol/L de hidróxido de sódio. Completada a reação: a) O meio estará básico ou ácido? Justifique. b) Qual é a concentração em mol/L, do ácido ou da base remanescente? Indique os cálculos. H2SO4 + 2 NaOH => Na2SO4 + 2 H2O 98 g 80 g 142 g 36 g Cálculo do número de mols dos solutos nas soluções... solução de H2SO4

C . V = 0,10 . 0,05 = 0,005 mols Corrigindo a concentração considerando os dois hidrogênios ionizáveis do ácido sulfúrico...0,01 mols. solução de NaOH C . V = 0,40 . 0,05 = 0,02 mols Teremos na solução final: 0 mols de H2SO4 (limitante) 0,01 mols de NaOH (excesso) 0,01 mols de Na2SO4 (produto) V = 0,05 + 0,05 = 0,1 L A solução será básica pois temos um excesso de 0,01 mols desta com relação ao ácido. Calculando a concentração da base remanescente... C(mol/L) = 0,01 mol / 0,1 L = 0,1 mol/L

Exercícios Diluição e Mistura

1- (Vunesp-SP) O volume final, em L, de suco diluído obtido a partir de 300 mL de suco de tangerina de alto teor de polpa, seguindo rigorosamente a sugestão de preparo, é: Sugestão de preparo: Agite bem antes de usar. Misture 1 parte de suco com 5 partes de água. Conteúdo do frasco 1.000 ml. a) 0,9. b) 1,0. c) 1,5. d) 1,8. e) 2,3. 2- Em 200 mL de solução aquosa de iodeto de potássio de concentração 10 g/L, foi adicionada água suficiente para completar 5,0 L de solução. Determine a concentração em g/L da nova solução. 3- (UnB-DF) A partir de uma solução de hidróxido de sódio na concentração de 25 g/L, deseja-se obter 125 mL dessa solução na concentração de 10 g/L. Calcule, em mililitros, o volume da solução inicial necessário para esse processo. Despreze a parte fracionaria de seu resultado, caso exista.

4- (UFRJ) A sacarina, que tem massa molecular 183 e fórmula estrutural:

É utilizada em adoçantes artificiais. Cada gota de certo adoçante contem 4,575mg de sacarina. Foram adicionadas, a um recipiente contendo café com leite, 40 gotas desse adoçante, totalizando um volume de 200 mL. a) Determine a molaridade da sacarina nesse recipiente. b) Quantos mililitros de café com leite devem ser adicionados ao recipiente para que a concentração da sacarina se reduza a 1/3 da concentração inicial? 5- (UERJ) Um laboratorista dispõe de solução 2M de H2S04 e precisa de uma solução 5M desse ácido. a) Determine que volume da solução inicial ele deve diluir para obter 200 mL da solução desejada solução desejada. b) Calcule a massa em gramas de H2S04 presente nos 200mL da solução desejada. c) Determine a concentração da solução inicial em gramas/litro. (H = 1,0 = 16, S = 32.)

CAPITULO II

Propriedades Coligativas

Propriedades coligativas são propriedades de uma solução que dependem da concentração de partículas do soluto e não da sua natureza. Cada uma dessas propriedades depende da diminuição da tendência de escape das moléculas do solvente pela adição das partículas do soluto. As propriedades coligativas incluem o abaixamento da pressão do vapor, elevação do ponto de ebulição, abaixamento do ponto de congelação e pressão osmótica. Pressão máxima de vapor É a pressão exercida por seus vapores quanto estes estão em equilíbrio dinâmico com o líquido. Quando um líquido é aquecido em recipiente aberto, no seu interior formam-se bolhas constituídas do vapor do líquido. Para que essas bolhas escapem do líquido, é necessário que sua pressão seja, no mínimo, igual à pressão atmosférica. Quanto mais volátil de uma substância maior é a sua pressão de vapor, a uma mesma temperatura, líquidos mais voláteis têm maior pressão de vapor, ou seja, entram em ebulição antes. Resumindo: maior pressão de vapor implica atingir o ponto de ebulição mais rápido


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Líquidos diferentes possuem pressões de vapor diferentes, consequência das maiores ou menores forças de atração entre as moléculas dos líquidos. Locais situados ao nível do mar, têm pressão atmosférica maior e a temperatura de ebulição é maior do que em locais com maior altitude em onde a pressão atmosférica é menor. Assim o tempo de cozimento dos alimentos aumenta quando a pressão externa diminui. Adotou-se como pressão normal : 760 mmHg ou 1 atm. Pressão de vapor dos sólidos A maioria dos sólidos, possui pressão de vapor praticamente nula. Sólidos como naftalina e iodo apresentam pressão de vapor alta, ambos sólidos sublimam, passam do estado sólido para o vapor. Nesta sublimação também ocorre um equilíbrio dinâmico entre o sólido e o vapor, existindo nesse momento a pressão máxima de vapor. A temperatura de fusão (também chamada ponto de fusão) de uma substância é aquela em que pressão de vapor do sólido é igual a do líquido. A temperatura de fusão é sempre igual à de solidificação (também chamada temperatura de congelamento ). O ponto de fusão sofre uma variação muito pequena com a pressão externa, para a maioria das substâncias sólidas, um grande aumento na pressão provoca um pequeno aumento na temperatura de fusão. Curiosidades As panelas de pressão são projetadas para reter boa parte do vapor de água, aumentando a pressão interna. A água permanece líquida, acima de 100° C e, em virtu de da alta temperatura, os alimentos cozinham mais rápido.

• A água ferve sem necessidade de aquecimento em grandes altitudes. A 27.000m de altitude, a água entra em ebulição a 100° C.

• Quando patinamos no gelo, de fato os patins deslizam sobre uma fina camada de água líquida, essa camada se forma devido à pressão exercida pelas lâminas dos patins, pressão essa que provoca a fusão do gelo.

• Peixe-gelo: existente em águas geladas da Antártida, apresenta ausência de glóbulos vermelhos pois forçaria o coração- vive em H2O geladas pois maior a quantidade de O2 dissolvido.

I) Tonoscopia Como vimos a pressão de vapor aumenta com o aumento da temperatura. Quando a pressão de vapor se iguala a pressão atmosférica, o líquido entra em ebulição. Quanto mais volátil o líquido, maior será sua pressão de vapor, assim a pressão de vapor de um líquido indica sua volatilidade. A pressão de vapor de uma solução a cada temperatura diminui como resultado da presença de um soluto e assim é necessário aquecer a solução a uma temperatura mais alta, a fim de alcançar seu ponto de ebulição, ou seja, ao adicionar soluto à solução a temperatura de ebulição diminui. Tonoscopia é o estudo do abaixamento da pressão máxima de vapor de um solvente, provocado pela

dissolução de um soluto não-volátil. p° = PMV do solvente puro. p = PMV do solvente na solução. p° > p 1° Lei de Raoult: P=p°x 2

X2= fração molar do solvente na solução Calculo do abaixamento absoluto: O abaixamento da PMV é: ∆p = p° – p ∆p depende da temperatura. Abaixamento Relativo da PMV do Solvente: ∆p/p° = (p° – p)/p° ∆p/p independe da temperatura. 2° Lei de Raoult: ∆p/p° = X 1 Para soluções diluídas utiliza-se a 3° Lei de Raoult : Cálculo do ∆p/p = K t . W ∆p/p = K t . W Kt = M2/1000 é a constante tonométrica; W= 1000m1/m2M1 é a molalidade da solução. II) Ebulioscopia Ebulioscopia é o estudo da elevação do ponto de ebulição de um solvente, provocada pela adição de um soluto não-volátil, à pressão externa constante. Como vimos um líquido ferve à temperatura na qual sua pressão de vapor é igual à pressão atmosférica. Caso seja necessário reduzir a temperatura de ebulição de um liquido, basta diminuir a pressão exercida sobre ele. Ao se adicionar um soluto (não volátil e molecular) à água pura, a temperatura de ebulição do solvente na solução aumenta. t° = temperatura de ebulição do líquido puro. te = temperatura de inicio de ebulição da solução. te > t° A elevação será: ∆te = te - t° Cálculo de ∆te (Lei de Raoult) Para soluções moleculares, temos: ∆te = Ke . W Ke= R.Te

2/1000.Lv R= constante universal dos gases perfeitos~2cal/kmol T= temperatura absoluta de ebulição do solvente puro (k)


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Lv= calor latente de vaporização do solvente puro (cal/g)

III) Crioscopia Também conhecida como Criometria, a Crioscopia estuda a diminuição do ponto de congelamento de um líquido causado pelo soluto não-volátil. A fórmula que permite calcular essa propriedade é a seguinte: ∆tc = T 0 - T, onde: ∆tc= efeito crioscópico T0 = temperatura de congelamento do solvente puro T = temperatura de congelamento do solvente na solução A Crioscopia pode ser explicada assim: quando se adiciona um soluto não-volátil a um solvente, as partículas deste soluto dificultam a cristalização do solvente dando origem à propriedade descrita. Exemplo: o ponto de congelamento da água pura é inferior ao da água poluída, por quê? A água poluída possui partículas não-voláteis que dificultam o congelamento deste líquido, já a água purificada, isenta de qualquer corpo estranho, chega à cristalização mais rapidamente. ∆tc = Kc . W Kc= R.Tc

2/1000.Lf R= constante universal dos gases perfeitos~2cal/kmol T= temperatura absoluta de ebulição do solvente puro (k) Lf= calor latente de fusão do solvente puro (cal/g) IV) Osmometria ou Osmoscopia A osmometria estuda a pressão osmótica de soluções. Osmose é a denominação dada ao fenômeno da difusão do solvente através de membranas. Inicialmente, vamos separar um copo de Becker em dois compartimentos com uma membrana semipermeável. Coloca-se, em seguida, água num compartimento e solução saturada de açúcar no outro, de maneira que o nível dos líquidos seja o mesmo. Após alguns minutos, podemos observar que o nível no compartimento com a solução saturada e açúcar é mais alto, enquanto o compartimento com água está mais baixo que o início. Nessa experiência, vê-se que a água passou, através da membrana, para o compartimento de açúcar. Esta passagem de água através da membrana semipermeável é denominada de osmose. Se a experiência for realizada utilizando-se duas soluções de açúcar de diferentes concetrações, pode-se verificar que ocorre a difusão do solvente da solução mais diluída para a mais concentrada. Osmose é a passagem de um solvente para uma solução mais concentrada deste mesmo solvente através de uma membrana semipermeável. A osmose sempre ocorre através de uma membrana semipermeável do solvente em direção ao soluto ou da solução mais diluída para a solução mais concentrada. Classificação de membranas

a) Quanto à permeabilidade - Membranas permeáveis: são membranas que deixam difundir o solvente e o soluto. - Membranas semipermeáveis: são membranas que deixam difundir apenas o solvente, impedindo a difusão do soluto. - Membranas impermeáveis: são membranas que não deixam difundir nem o solvente e nem o soluto. b) Quanto à origem - Membranas naturais: são membranas de origem animal ou vegetal, como o pergaminho, o papel de celofane e a bexiga de porco. As membranas naturais não são empregadas no estudo dos fenômenos osmóticos quando se exige precisão nos resultados, uma vez que não são perfeitamente semipermeáveis e deixam difundir tambem pequenas quantidades de soluto. - Membranas artificiais: são membranas de origem industrial e são mais usadas devido a sua semipermeabilidade ser mais perfeita. A membrana de Traube-Pfefffer é uma das mais importantes e consiste de um cilindro de porcelana porosa impregnado de ferrocianeto de cobre II. Expressão matemática

pV = nRT ou pV = nRT

Exercícios

Propriedades Coligativas

1 . (Ufal) Um líquido entra em ebulição quando: a) passa da fase líquida para a fase gasosa. b) sua pressão de vapor é maior que a pressão atmosférica. c) sua pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica. d) sua temperatura é maior que a do ambiente. e) sua temperatura é a mesma que a do ambiente.

2. (Vunesp) A variação das pressões de vapor de HCCI3 e C2H5CI com a temperatura é mostrada no gráfico. Considerando a pressão de 1 atm:

a) a que temperatura cada substância entrará em ebulição? b) qual o efeito da adição de um soluto não-volátil sobre a pressão de vapor dessas substâncias? 3. Considerando as substâncias do exercício anterior, qual a temperatura de ebulição de cada uma em uma cidade em que a pressão atmosférica seja 500 mmHg?


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4. O gráfico abaixo representa as curvas de pressão de vapor de três soluções aquosas A, B e C em função da temperatura.

a) Qual a temperatura de ebulição dessas soluções em

Santos (pressão atmosférica 760 mmHg)? b) Qual a pressão atmosférica do local em que a solução A entra em ebulição a 60°C? 5. Considere duas donas-de-casa, uma em Santos e outra em Campos do Jordão. Ambas colocam um ovo para cozinhar usando o mesmo volume de água e recebendo a mesma quantidade de calor (fogões idênticos). Admitindo a mesma temperatura ambiente, em que cidade o ovo cozinhará mais depressa? Justifique. (Dados: Santos: altitude O m, nível do mar; Campos do Jordão: altitude 1600m) 6- Uma massa de 64g de uma substância X foi dissolvida em 260g de benzeno, originando uma solução cuja pressão de vapor é igual a 80 mm Hg. Determine a massa molar de X, sabendo que na mesma temperatura a pressão de vapor do benzeno é igual a 88 mm Hg. (MM do benzeno = 78g/mol) 7- Considere uma solução contendo17,1g de sacarose (PM=3420) em 180g de água (PM= 18). Determine a pressão de vapor dessa solução a 20°C, em atm: (Dado: Pressão de vapor da água a 20°C = 17,5 mm Hg) 8- Dissolvem-se 171,0g de sacarose em 930,0g de H20, obtendo-se um abaixamento da temperatura de congelação de 1°C. A massa de etanol que deve ser adicionada na mesma quantidade de água para se obter um abaixamento de 6°C será? (Dados: Kc da água : 1,86°C;MM: C: 12; H:1; O: 16; sacarose(C12H22O11); etanol (C2H6O) 9- Uma solução de soluto não-ionico tem pressão osmótica igual à 16,4 atm, à 47°C : ( Dados: R= 0,82 atm.L/kmol). Responda: a) Qual a molaridade da solução? b) Qual a sua concentração, sabendo-se que MM do soluto é igual a 200? 10- Calcule a pressão de vapor a 20°C de uma solução de 3,84g de naftaleno(C10H8) dissolvido em 28,86g de benzeno(C6H6),sabendo que a pressão de vapor do benzeno é igual a 74,7mm Hg a 20°C. Deve-se considerar que o naftaleno não sofre mudança de estado. (Dados: MM C6H6: 78g; C10H8: 128g)

CAPITULO III

Termoquímica Ramo da química que estuda a energia associada a uma reação química. O calor de Reação é o calor 'liberado' ou 'absorvido' por uma reação e pode ser medido em joules ou calorias, a unidade aceita pelo SI ( Sistema Internacional de Unidades ) é o Joule. Em outras palavras é o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durantes as reações químicas. 1 caloria (cal) = 4,184 joule (J) 1 quilocaloria (kcal) = 1000 cal 1 quilojoule (KJ) = 1000J. Classificação das reações Reação exotérmica

• Reações que se realizam com liberação de energia (calor).

• Reagentes -> Produtos + calor liberado •

A + B → C + CALOR H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) + 285,8 kJ Reagentes Produto Calor liberado Reação endotérmica

• Reações que se realizam com absorção de energia (calor)

• Reagentes + calor absorvido -> produtos •

A + B + CALOR → C NH4NO3(s) + H2O(ℓ) + 26,2kJ → NH4

+ + NO3-

Reagentes Calor Produtos absorvido ou NH4NO3(s) + H2O(ℓ) → NH4

+ + NO3- – 26,2kJ

Reagentes Produtos Calor absorvido Entalpia ( ∆H) Corresponde ao conteúdo total de energia de cada substancia que participa de uma transformação. A pressão constante a Quantidade de Calor (Q) liberada ou absorvida em uma transformação é igual em módulo à Variação de Entalpia ( ∆H):

Q = ∆H = Hprodutos – Hreagentes

Exotérmica


Quimica II 9

A + B → C ∆H<0 H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) ∆H= - 285,8 kJ Endotérmica

A + B → C ∆H>0 NH4NO3(s) + H2O(ℓ) → NH4

+ + NO3- ∆H = + 26,2kJ

Entalpia nas mudanças de estado físico

Desafio 1- (UNITAU) Observe as seguintes equações termoquímicas:

I - C(s)+H2O(g) → CO(g)+H2(g) ∆H=31,4kcal II - CO(g)+1/2O2(g) → CO2(g) ∆H=-67,6kcal III – H2(g)+1/2O2(g) → H2O(g) ∆H=-57,8kcal De acordo com a variação de entalpia, podemos afirmar: a) I é endotérmica, II e III exotérmicas. b) I e III são endotérmicas, II exotérmica. c) II e III são endotérmicas, I exotérmica. d) I e II são endotérmicas, III exotérmica. e) II é endotérmica e I e III exotérmicas. 2- (FATEC) As reações químicas que envolvem energia são classificadas, quanto à liberação de calor, em reações exotérmicas e endotérmicas. Chama-se variação de entalpia (∆H) a quantidade de calor que podemos medir, sob pressão constante, em uma reação química. Dadas as reações: I. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) ∆H = - 68,3 kcal/mol II. H2O(g) → H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H = + 68,3 kcal/mol podemos afirmar que: a) a reação II é exotérmica e a I é endotérmica. b) a reação I é exotérmica e a II é endotérmica. c) as duas reações são exotérmicas. d) as duas reações são endotérmicas. e) as duas reações liberam calor. Fatores que influenciam nas reações químicas

• Os estados físicos dos reagentes e produtos: substâncias no estado sólido provocam variações de entalpia maiores do que no estado líquido; e estas, maiores do que no estado gasoso.

Exemplo:

• Estado alotrópico de reagentes e produtos: cada estado alotrópico tem um valor de entalpia distinto.

Exemplo:

O diamante possui em sua estrutura cristalina, mais, entalpia, ou conteúdo de calor “acumulado” do que a grafite; por ocasião da queima, essa quantidade adicional de conteúdo de calor é liberada, o que explica o maior ∆H da segunda reação. Como regra geral podemos dizer que a forma cristalina de entalpia maior é mais reativa; a de entalpia menor é mais estável, e mais abundante quando ocorre na natureza. Logo poderemos concluir que: - a grafite é mais estável que o diamante; - o enxofre rômbico é mais estável é mais estável que o monoclínico; - o fósforo vermelho é mais estável que o branco. Influência da dissolução A dissolução de uma solução de soda cáustica (NaOH) na água á acompanhada por aquecimento, sendo assim


Quimica II 10

poderemos dizer que se trata de uma dissolução exotérmica. Dissolvendo tiossulfato de sódio (Na2S2O3) em água, a solução fica gelada. Uma importante aplicação dos calores de dissolução são as compressas de emergência, usadas como primeiro-socorro em contusões sofridas, por exemplo, durante práticas esportivas. Exemplos de substâncias que podem ser utilizadas são CaCl2(s) e NH4NO3(s), cuja dissolução em água é representada, respectivamente, pelas equações termoquímicas: CaCl2(s) + aq CaCl2(aq) ∆H = -82,7 kJ/mol NH4NO3(s) + aq NH4NO3(aq) ∆H = +26,3 kJ/mol Influência da temperatura Nesse caso o princípio de Le Chatelier diz que: “Um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico (sentido que absorve o calor fornecido)”. “Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico (sentido que repõe o calor retirado)”. N2(g) + 3H2(g) <==> 2NH3(g)* ∆H = -92,2 kJ o que poderia ser rescrito como N2(g) + 3H2 <==> 2NH3(g)* + 92,2 kJ

Assim, a reação à direita é exotérmica e a da esquerda é endotérmica. A adição de calor a este equilíbrio causa uma deslocamento para a esquerda. A reação endotérmica (para a esquerda) consome parte do calor adicionado para produzir mais N2 e H2 a partir de NH3, e desta maneira a temperatura aumenta menos do que se poderia esperar. A temperaturas mais altas, as concentrações de equilíbrio de [N2] e [H2] são maiores e a de [NH3] é menor. Com a diminuição da temperatura há uma inversão de todos os efeitos citados, uma vez que é favorecida a reação exotérmica. É produzido calor que compensa parcialmente aquele retirado do sistema. Influência do catalisador Em cinética um catalisador diminui a energia de ativação e, por isso aumenta a velocidade da reação. Quando a reação é reversível, a influência do catalisador se faz sentir no sentido da reação direta como na reação inversa. Aumentando por igual as velocidades das reações direta e inversa, o catalisador diminui o tempo necessário para se atingir o equilíbrio, isto é, não altera o rendimento do processo. Influência da pressão A pressão praticamente não influencia nos calores de reação de sólidos e líquidos. Mesmo em reações com gases a influencia é muito pequena, tornando-se perceptível somente em pressões elevadíssimas. Porém nas questões relacionadas com equilíbrio químico observamos a influência da pressão. O aumento ou a diminuição da pressão sobre um sistema em equilíbrio irá deslocá-lo quando na reação existem gases e ela se processa com aumento ou

diminuição de volume (verificando através do aumento ou diminuição do número total de moléculas gasosas durante a reação). “Um aumento de pressão desloca o equilíbrio no sentido

de menor volume ”. “Uma diminuição de pressão desloca o equilíbrio no

sentido de maior volume ”. N2(g) + 3H2(g) <==> 2NH3(g)*

Se repentinamente for diminuído o volume do recipiente à temperatura constante, as quantidades de N2, H2 e NH3 não são imediatamente afetadas, entretanto, as concentrações aumentam. Neste caso, o equilíbrio se desloca para a direita; é formado mais NH3, e menos N2 e H2 estarão presentes depois de restabelecido o equilíbrio. A resposta do sistema deve estar vinculada à concentração. De que maneira o princípio de Le Châtelier explica a formação de mais NH3 neste equilíbrio? O equilíbrio é deslocado para a direita porque assim será reduzido o número total de moléculas, e portanto, a pressão total no recipiente. A diminuição do volume de uma mistura de gases aumentará a pressão total (Lei de Boyle). Neste caso, porém, o aumento de pressão é minimizado pela diminuição do número de moléculas de gás. Note, entretanto, que depois do equilíbrio ser restabelecido, embora esteja presente mais NH3 e menos H2 e N2, as concentrações de todos os três aumentaram, como consequência da diminuição de volume do recipiente.

Nem sempre uma variação no volume do recipiente provocará um deslocamento no equilíbrio num sistema gasoso em equilíbrio. Por exemplo no equilíbrio: 2HI(g) <==> H2(g) + I2(g)* o número de moléculas de gás é igual nos dois lados da equação, o sistema em equilíbrio não responde a uma diminuição de volume, à temperatura constante. Neste caso não existe mecanismo para minimizar o aumento de pressão, portanto, nenhum deslocamento é produzido pela variação de volume do recipiente. A variação da pressão também não exerce influência sobre os equilíbrios não-gasosos.

Um aumento na pressão do sistema desloca a reação para o lado que tiver menos moléculas.

Uma diminuição na pressão do sistema desloca o equilíbrio para o lado que tiver mais moléculas. Equação Termoquímica É a equação química à qual acrescentamos a entalpia da reação e na qual mencionamos todos os fatores que possam influir no valor dessa entalpia.

(25◦C; 1atm) Casos Particulares das Entalpias (ou calores) das reações Estado Padrão Por convenção, chama-se estado padrão às seguintes condições: - temperatura de 25◦C; - pressão de 1 atm;


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- forma alotrópica ou cristalina e estado físico mais estável e comum do elemento ou do composto.

A substância simples no estado padrão (isto é, na forma alotrópica mais estável, no estado físico usual, a 25◦C e 1atm) tem entalpia igual a zero. Entalpia padrão de formação de uma substância ( ∆H◦

f) É a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol de uma substância, a partir das substâncias simples correspondentes, admitindo-se todas no estado padrão . A entalpia de formação da água, formada por hidrogênio e oxigênio, é equivalente a entalpia da reação de hidrogênio diatômico com oxigênio diatômico, ambos gasosos:

H2 ( g ) + ½ O2 ( g ) ==> H2O( l ) ∆fH

0 = - 285,5 kJ/mol

significa que a formação de 1 mol de água ( 6,02 . 1023 moléculas = 18 gramas ), no estado líquido, a partir das espécies elementares hidrogênio e oxigênio à temperatura de 298 K e 1 atm libera 285,5 kJ/mol de energia calorífica. A entalpia de formação das espécies químicas elementares, nas mesmas condições, é arbitrada como sendo zero . Exemplos:

• Hidrogênio: H2 (g) • Hélio: He (g) • Carbono: C (cr) (grafite) • Nitrogênio: N2 (g) • Oxigénio: O2 (g) • Flúor: F2 (g) • Cloro: Cl2 (g) • Bromo: Br2 (l) • Iodo: I2 (s) • Fósforo: P (vermelho) • Enxofre: S (rômbico)

É importante obedecer rigorosamente à definição dada no ínicio, para evitar certos erros comuns, como, por exemplo: a) C(diamante) + O2→ 1 CO2 b) N2 (g) + 3H2(g) → 2NH3 c) CaO + CO2 → 1 CaCO3(s) Entalpia de combustão de uma substância É a variação de entalpia verificada na combustão total de 1 mol de uma determinada substância, supondo-se no estado padrão todas as substâncias envolvidas nessa combustão. Combustão ou queima é uma reação química exotérmica entre uma substância (o combustível) e um gás (o comburente), usualmente o oxigênio, para liberar calor. Em uma combustão completa, um combustível reage com um comburente, e como resultado se obtém compostos resultantes da união de ambos, além de energia. De uma forma geral: CxHy + (x+y/4)O2 → xCO2 + (y/2)H2O

Exemplos: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor CH2S + 6 F2 → CF4 + 2 HF + SF6 + calor Entalpia de neutralização É a variação de entalpia verificada na neutralização 1mol de um ácido por 1 mol de uma base, supondo todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25◦C e 1atm. HCl(aQ)+ NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H= -13,84 kcal/mol Energia de ligação É a variação de entalpia verificada na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25°C e 1atm. A quebra de ligações é sempre um processo endotérmico; portanto ∆H é sempre positivo. Calcule o ∆H da reação: C2H4 (g) + H2 (g) --> C2H6 (g) , dadas as energias de ligação em kcal: C = C ... 146,8 kcal/mol C - C ... 83,2 kcal/mol C - H ... 98,8 kcal/mol H - H ... 104,2 kcal/mol

∆H = 4 . 98,8 + 1 . 146,8 + 1 . 104,2 + 6 . (? 98,8) + 1 . (? 83,2) ∆H = ? 29,8 kcal Lei de Hess A variação de entalpia (quantidade de calor liberada ou absorvida) numa reação química depende apenas do estado inicial e final da reação. De acordo com o Princípio da Conservação da Energia, esta não pode ser criada, nem destruída, apenas transformada. Suponha as seguintes transformações:


Quimica II 12

A transformação do reagente A em produto B pode ocorrer por dois caminhos:

• direto, com variação de entalpia D H1, • em etapas, do reagente A para o intermediário C,

com variação de entalpia D H2, e daí para o produto B, com calor de reação D H3.

Como a energia não pode ser criada nem destruída, então: D H1 = D H2 + D H3

Caso esta igualdade não se verifique, teríamos perdido ou ganho energia, contrariando o Princípio da Conservação. Típica tabela para construção de um ciclo de Hess:

Composto ∆f0

CH4(g) -75 O2(g) 0

CO2(g) -394 H2O(l) -286

Usando estes dados ∆Hf

0 a ∆Hc0 para a reação abaixo

pode ser encontrada:

CH4(g)+ 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆Hc

+ (-75) + 0= -394+2x-286 ∆Hc

0-75= -966 ∆Hc

0= -891KJ.mol-1 Podemos utilizar como exemplo simples da aplicação da Lei de Hess a reação de oxidação do carbono. É possível que o carbono se combine com um único átomo de oxigênio, formando o monóxido de carbono:

O monóxido de carbono é combustível, isto é, ele pode se combinar com outro átomo de oxigênio, produzindo dióxido de carbono; por este motivo, ocorre a reação de combustão:

Se somarmos estas duas equações (como se elas fossem equações algébricas), poderíamos também, segundo a Lei de Hess , somar as entalpias de reação:

Continuando a utilizar regras análogas às empregadas na álgebra, podemos eliminar todos os elementos que aparecem nos dois membros da equação - neste caso,

eliminamos o .

Somando e , podemos anotar 1 mol deste gás, e o resultado final será:

que é exatamente a entalpia da reação se queimássemos diretamente o carbono a dióxido de carbono. Consequências da Lei de Hess - As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas. - Invertendo uma equação termoquímica, devemos trocar o sinal do ∆H. - Multiplicando (ou dividindo) uma equação termoquímica por um número diferente de zero, o valor de ∆H será também multiplicado ou dividido por esse número.

Exercícios Termoquímica

1- Sendo o ∆H de formação do óxido de cobre II igual a -37,6 kcal/mol e o ∆H de formação do óxido de cobre I igual a -40,4 kcal/mol, determine o ∆H da seguinte reação:

Cu2O(s) + ½ O2(g)→2CuO(s) 2- O gráfico a seguir pertence a um tipo de reação termoquímica, identifique a reação e justifique utilizando equações e ∆H:

3- Calcule a energia envolvida na reação:

2 HI(g) + Cl2(g) → I2(g) + 2 HCl(g)

Expresse o resultado em kcal/mol de HI(g). Indique se a reação é exotérmica ou endotérmica. Dados :

Tipo de ligação

Energia de ligação (kcal/mol)

H-Cl 103 H-I 71

Cl-Cl 58 I-I 36

4- Experimentalmente observa-se que, quando se dissolve etanol na água, há aumento da temperatura da mistura. Com base nesse fato, demonstre ou refute a seguinte afirmação: “ A dissolução do etanol em água é um processo endotérmico”. 5- Um passo no processo de produção do ferro metálico, Fe(s), é a redução do óxido ferroso (FeO) com monóxido de carbono (CO).

FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2 ∆H= x


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Utilizando as equações termoquímicas fornecidas a seguir: Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g) ∆H= -25kJ 3FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) ∆H= -36kJ 2Fe3O4(s) + CO2(g) → 3Fe2O3(s) + CO(g) ∆H= +47kJ Determine o valor de x: 6- A cabeça do palito de fósforo contém uma substância chamada trissulfeto de tetrafósforo. Este composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, à pressão normal, a liberação de uma quantidade de calor de 3677 kJ por mol. A reação referente ao processo está representada a seguir:

P4S3(s) + 8O2(g) → P4O10 + 3 SO2(g) Calcule a entalpia padrão de formação do P4S3(s) , considerando a seguinte tabela:

Composto ∆H (kJ mol -1) P4O10 -2940,0 SO2 -296,8

7- O elemento químico tungstênio, de símbolo W, é muito utilizado em filamentos de lâmpadas incandescentes comuns. Quando ligado a elementos como carbono ou boro, forma substâncias quimicamente inertes e duras. O carbeto de tungstênio, WC(s) , é muito utilizado em ponteiras de ferramentas como furatrizes, esmeris, lixas para metais etc.

Essa substância pode ser obtida pela reação: C(graf) + W(s) → WC(s)

A partir das reações a seguir, calcule o ∆H de formação para o WC(s) . Dados:

W(s) +3/2O2(g) → WO3(s) ∆Hcombustão = -840 kJ /mol C(graf) + O2(g) → CO2(g) ∆Hcombustão = -394 kJ /mol

WC(s) + 5/2O2(g)→WO3(s) + CO2(g) Hcombustão = -1196 kJ /mol 8- O alumínio é utilizado como redutor de óxidos, no processo denominado aluminotermia, conforme mostra a equação química:

8 Al(s) + 3 Mn3O4(s) → 4 Al2O3(s) + 9Mn(s) Observe a tabela:

Segundo a equação acima, para a obtenção do Mn(s), a variação de entalpia, na temperatura de 298 K, em Kj, é de: (A) – 282,5 (B) – 2515,3 (C) – 3053,1 (D) – 10827,1 (E) -5288,3 9- A partir das entalpias padrão das reações de oxidação do ferro dadas abaixo:

Fe(s) + 1/2 O2(g) → FeO(s) ∆H = -64 kcal/mol

2 Fe(s) + 3/2 O2(g) → Fe2O3(s) ∆H = -196 kcal/mol

determine o calor liberado a 298K e 1atm na reação: 2 FeO(s) + 1/2 O2(g) → Fe2O3(s). 10 - A entalpia da reação (I) não pode ser medida diretamente em um calorímetro porque a reação de carbono com excesso de oxigênio produz uma mistura de monóxido de carbono e dióxido de carbono gasosos. As entalpias das reações (II) e (III), a 20°C e 1 atmo sfera, estão indicadas nas equações termoquímicas a seguir: (I) 2C(s) + O2(g) → 2CO (g) (II) C(s) + O2(g) → CO2 (g) ∆ H=-394 kJ.mol- (III) 2CO(g) + O2(g) → 2CO2 (g) ∆ H=-283 kJ.mol- a) Calcular a entalpia da reação ( I ) nas mesmas condições. b) Considerando o calor envolvido, classificar as reações (I), (II) e (III).

CAPITULO IV

Cinética É o estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que influem nessa velocidade. Velocidade de uma reação Velocidade Média É o quociente da variação da molaridade de um dos reagentes (ou produtos) da reação pelo intervalo de tempo em que essa variação ocorre. V = | variação da quantidade de uma substância (mol/L) | ¸ intervalo de tempo. Exemplo:

N2 + 3H2 → 2NH3 V = | variação da quantidade de NH3 (mol/L) | ¸ intervalo de tempo. Considerando que a concentração de NH3 passe de 20 mol/L para 32,5 mol/L do 5° para o 10° minuto da re ação, diremos que a velocidade média da reação, em relação ao NH3, foi:

V = | 32,5-20,0 | / 10-5. V= 2,5 mol/L.min

Vm= ∆[NH3]/∆t

Vm= - ∆[reagente]/ ∆t ou V m= - ∆[produtos]/ ∆t Aa + bB → cC

Vm reação = VmA/a + VmB/b + VmC/c Condições para a ocorrência de reações Teoria das colisões


Quimica II 14

Em todas as reações, os átomos que formam os reagentes se rearranjam, originando os produtos. No entanto, nem todos os choques entre as partículas que compõem os reagentes dão origem a produtos (choques não-eficazes ). Os choques que resultam quebra e formação de novas ligações são denominados de eficazes ou efetivos . No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os regentes e os produtos, denominada complexo ativado . Para que a reação ocorra é necessário que haja colisão entre as moléculas, que essas tenham orientação favorável e energia suficiente (Energia de Ativação) para que se forme o produto. Energia de ativação Complexo ativado: é o estado intermediário (estado de transição) formado entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas presentes nos regentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos). É a energia mínima necessária para a formação do complexo ativado. A energia de ativação (Ea) é sempre igual à diferença entre a energia do complexo ativado e a dos reagentes. Portanto, quanto maior a energia de ativação de uma reação, menor será a velocidade dessa reação e vice-versa: De uma maneira geral, podemos representar as reações químicas pelos gráficos a seguir: Exotérmica

Endotérmica

Influência na rapidez das reações Os principais fatores que alteram a rapidez das reações são: superfície de contato, temperatura, catalisadores e concentração de reagentes. Superfície de contato Quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior a rapidez da reação. Temperatura

Quanto maior a temperatura, maior será a velocidade da reação, para reações endotérmicas.A influência da temperatura na velocidade de uma transformação química pode ser analisada observando o comportamento das moléculas reagentes. Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas, ou seja, aumentar a velocidade das moléculas. Em vista disso, durante o século XIX, o cientista Van't Hoff enunciou a lei de que a cada 10ºC elevados na temperatura de uma reação, a velocidade da mesma duplica. Muitas reações obedecem esta regra, no entanto, quando os reagentes são gases, a velocidade pode até triplicar. Catalisadores São substâncias capazes de acelerar uma reação sem sofrerem alteração. Os catalisadores não alteram o ∆H da reação.

Concentração Aumentando a concentração dos reagentes, aumentará a velocidade da reação. Podemos dizer que o aumento da concentração dos reagentes tende a aumentar a velocidade da transformação química, ou seja, quanto maior a concentração dos reagentes, maior velocidade da transformação química. Um aumento da superfície de contato aumenta a velocidade de reação. Pressão Com o aumento da pressão, aumenta a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas. E, conseqüentemente, aumenta a velocidade da reação. Notar que a pressão só influencia quando tiver pelo menos uma substância gasosa como reagente, um aumento de pressão num sistema em reação implica um contato maior entre os reagentes, pois o volume do sistema diminui, desse modo, haverá um numero maior de partículas reagentes por unidade de volume ( a concentração aumenta), o que possibilita um maior número de colisões entre as partículas. Consequentemente a velocidade da reação se torna maior. O efeito da pressão é considerável apenas quando substâncias na fase de agregação gasosa participam da reação. Um exemplo é uso da panela de pressão para acelerar o cozimento dos alimentos. É importante lembrar que, para o fator pressão, ao menos um dos reagentes deve gasoso. O exemplo da panela de pressão tem influência da temperatura, além da pressão. Porém, os dois fatores juntos tendem a aumentar muito mais a velocidade da reação (cozimento). Lei da velocidade


Quimica II 15

Para uma dada reação genérica aA + bB → cC, temos a seguinte expressão da lei da velocidade: V= k[A]x.[B]y V= velocidade K= constante da velocidade [A] e [B] concentração molar X e y componentes determinadas experimentalmente, denominados ordem da reação. Reação elementar Quando a reação ocorre em uma única etapa, dizemos que se trata de uma reação elementar; nesse caso, os expoentes x e y correspondem aos coeficientes estequiométricos a e b. V= k[A]a.[B]b

- Ordem da reação em relação a A=a - Ordem da reação em relação a B=b - Ordem total da reação = a+b No entanto, a grande maioria das reações não é elementar, ou seja, ocorre em mais de uma etapa. O conjunto de etapas por meio das quais ocorre uma reação é denominado de mecanismo de reação . Genericamente, temos:

2A + B → A2B

- Mecanismo: Etapa lenta A + A→ A2 Etapa rápida A2 + B → A2B Neste tipo de reação, a equação da velocidade é determinada pela etapa lenta do mecanismo de reação. Logo, a equação da velocidade será: V= k[A] [A] ou V= k[A]2

Exercícios Cinética

1- (Unicamp) Observe os diagramas 1 e 2 representativos de uma mesma reação química.

Para cada curva do diagrama 1 há uma curva correspondente no diagrama 2. Quais curvas representam a reação na presença de um catalisador? Explique. 2- (U.F. Uberlândia) Em relação ao gráfico de energia em função do caminho de uma reação química hipotética,

determine o que significa cada um dos aspectos numerados no gráfico da energia em função do caminho da reação. Calcule a variação de entalpia da reação.

3- (FAFI - MG) No diagrama abaixo, qual o valor da energia de ativação correspondente (em Kcal) ?

CAPITULO V

Eletroquímica

Óxido-redução É o estudo do mecanismo da transferência de elétrons.

Perde elétron Oxidação

Ganha elétron redução

-Oxidação: é a perda de elétron; -Redução: é o ganho de elétron. Número de oxidação (Nox): É o número de elétrons que um átomo ganha ou perde durante um processo de oxi-redução.

• Nox fixo: -Família: 1A (Hi, Li,Na, K, Rb, Cs, Fr)= 1+ -Família: 2A (Be, Mg, Ca,Sr, Ba, Ra)= 2+ -Família: 6A (O, S, Se, Te, Po)= 2- -Família: 7A ( F, Cl, Br,I, At)= 1- *-Ag=1+ *-Zn, Ca= 2+ *-Al= 3+ • Cálculo do Nox 1- Substância simples: nox=zero Ex: H2, O2, O3, P4, S8. 2- Íon simples: nox=carga Ex: Mg2+ , F1- , Al3+

3- Substância composta: å nox=zero


Quimica II 16

Ex: H2SO4 , SO4 4- Íon composto: Ex: NO3

1- , SO42-

Reações de óxido-redução Cu → Cu2+ + 2e-

0 +2 A semi-reação em que ocorre perda de elétrons é denominada reação de oxidação . 2 Ag 1+ + 2e- → Ag +1 0 A semi-reção em que ocorre ganho de elétrons é denominada reação de redução .

Nesse caso, o cobre (Cu) sofre oxidação e é denominado agente redutor , pois, ao ceder elétrons aos íons de prata (Ag+), provoca sua redução. Os íons prata (Ag+) sofrem redução e agem como agente oxidante , pois ao receberem elétrons do cobre (Cu), provocam sua oxidação.

Para essa reação, temos:

Cu: perde elétrons → sofre oxidação → agente redutor Ag+: ganha elétrons → sofre redução → agente oxidante

Balanceamento das equações das reações de óxido-redução

Quando um átomo perde elétrons , ele se oxida e o seu nox aumenta . Quando um átomo ganha elétrons , ele se reduz e o seu nox diminui .

oxidação, nox aumenta =>

5 - 4 - 3 - 2 - 1 - 0 1 + 2 + 3 + 4 + 5 +

<= redução, nox diminui Os processos de oxidação e redução são sempre simultâneos. A igualdade na quantidade dos elétrons na redução e na oxidação é a base do balanceamento de reações pelo método de óxido-redução. Regras para o balanceamento 1º) Determinar, na equação química, qual espécie se oxida e qual se reduz. 2º) Escolher os produtos ou reagentes para iniciar o balanceamento. 3º) Determinar o nox de cada espécie e suas variações. 4º) Os coeficientes das demais substâncias são determinados por tentativas, baseando-se na conservação dos átomos.

Exemplo 1 NaBr + MnO2 + H2SO4 => MnSO4 + Br2 + H2O + NaHSO4

O Br se oxida, pois tem nox = 1- no primeiro membro e nox = 0 no segundo. Esta oxidação envolve 1 elétron e como sua atomicidade no NaBr é igual a 1, temos ... ∆oxid = 1 x 1 = 1 O Mn se reduz, pois tem nox = 4+ no primeiro membro e nox = 2+ no segundo. Esta redução envolve 2 elétrons e como sua atomicidade no MnO2 é igual a 1, temos ... ∆red = 2 x1 = 2 Invertendo os coeficientes obtidos ... 2 NaBr + 1 MnO 2 + H2SO4 => MnSO4 + Br 2 + H2O + NaHSO4 Os demais coeficientes são obtidos por tentativas ... 2 NaBr + 1 MnO 2 + 3 H2SO4 => 1 MnSO4 + 1 Br 2 + 2 H2O + 2 NaHSO4 Os coeficientes iguais a 1 foram colocados somente por questões de evidência, uma vez que os mesmos são dispensáveis.

Exemplo 2 Uma mesma substância contém os átomos que se oxidam e também os que se reduzem NaOH + Cl2 => NaClO + NaCl + H 2O Os átomos de Cl no Cl2 tem nox igual a zero. No segundo membro temos Cl com nox = 1+ no NaClO e Cl com nox = 1- no NaCl. Como a única fonte de Cl na reação é o Cl2, a reação pode ser reescrita assim ... NaOH + Cl2 + Cl2 => NaClO + NaCl + H 2O Como o Cl2 vai ser o elemento de partida tanto para a oxidação quanto para a redução, a atomicidade nos dois processos será igual a 2. A oxidação envolve mudança do nox do Cl de zero para 1+, ou seja, um elétron. Assim ... ∆oxid = 1 x 2 = 2 A redução envolve a mudança do nox do Cl de zero para 1-, ou seja, um elétron. Assim ... ∆red = 1 x 2 = 2 Simplificando temos ... ∆oxid = ∆red = 1 NaOH + 1 Cl2 + 1 Cl2 => NaClO + NaCl + H 2O Os demais coeficientes são obtidos por tentativas ... 4 NaOH + 1 Cl2 + 1 Cl2 => 2 NaClO + 2 NaCl + 2 H2O Finalmente ... 4 NaOH + 2 Cl2 => 2 NaClO + 2 NaCl + 2 H 2O Exemplo 3 A água oxigenada atuando como oxidante FeCl2 + H2O2 + HCl => FeCl 3 + H2O No primeiro membro, o oxigênio da água oxigenada tem nox = 1-, já no segundo membro, no H2O, tem nox = 2-. Isto caracteriza uma redução envolvendo 1 elétron. Como a atomicidade do oxigênio na substância de partida (H2O2) é igual a 2 ... ∆red = 2 x 1 = 2 No primeiro membro, o ferro do FeCl2 tem nox = 2+, já no segundo membro, no FeCl3, tem nox = 3+. Isto caracteriza uma oxidação envolvendo 1 elétron. Como a atomicidade do ferro na substância de partida (FeCl2) é igual a 1 ... ∆oxid = 1 x 1 = 1 Invertendo os coeficientes ... 2 FeCl2 + 1 H2O2 + HCl => FeCl 3 + H2O


Quimica II 17

Os demais coeficientes da equação são obtidos por tentativas ... 2 FeCl2 + 1 H2O2 + 2 HCl => 2 FeCl 3 + 2 H2O Exemplo 4 A água oxigenada atuando como redutor KMnO 4 + H2O2 + H2SO4 => K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2

O Mn no MnO4, no primeiro membro, possui nox = 7+. No segundo membro, no MnSO4, o Mn tem nox = a 2+. Este processo é uma redução envolvendo 5 elétrons. Como a atomicidade do Mn na substância de partida (KMnO4) é igual a 1, temos ... ∆red = 5 x 1 = 5 No primeiro membro temos o oxigênio com dois nox diferentes: nox = 1- na água oxigenada e nox = 2 - no H2SO4 e KMnO4 Como o O2 é gerado a partir da água oxigenada, ela será a substância de partida. O oxigênio no primeiro membro, na água oxigenada tem nox = 1-. No segundo membro o oxigênio, no O2 tem nox igual a zero. Isso caracteriza uma oxidação com variação de um elétron. Como a atomicidade do oxigênio na substância de partida (H2O2) é igual a 2, temos ... ∆oxid = 1 x 2 = 2 Invertendo os coeficientes, temos ... 2 KMnO 4 + 5 H2O2 + H2SO4 => K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 Os demais coeficientes são obtidos por tentativas ... 2 KMnO 4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 => 1 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 O2

Exercícios

Óxido-redução

1- (UFSC) O número de oxidação do calcogênio (O, S, Se, Te, Po) nos compostos H2O2, HMnO4, Na 2O4 e F2O são respectivamente: a) –1, -2, -2, -0,5 b) –1, -2, -0,5, +2 c) –2, -2, -2, -2 d) –0,5, +2, -1, +2 e) –1, -0,5, +1, +2 2- (UFES) Considere o composto químico fosfato de cálcio, também chamado de ortofosfato de cálcio. Em relação a ele, marque a opção INCORRETA: (Ca = 40, P = 31, O = 16) a) sua fórmula contém 13 (treze átomos); b) a massa de seu mol é de 310 g; c) o número de oxidação do fósforo é +5; d) o composto é um sal normal; e) o cálcio substitui os dois hidrogênios ionizáveis do ácido de origem. 3- Explique porque a frase d é certa ou errada. 4- (ITA) Dadas as substâncias abaixo, em qual delas o nº

de oxidação do manganês é máximo? I. MnO2 II. Mn III. MnSO4 IV. K2MnO4 V. KMnO4

a) I b) II c) III d) IV e) V

5- (UFSE) Calcule o número de oxidação do cloro nos

compostos: a) HCl b) HClO c) HClO2 d) Ba(ClO3)2 e) Al(ClO4)3

6- (MACK) Assinale o número de oxidação INCORRETO: a) Li = -1 b) N = +5 c) S = -2 d) Cl = -1 e) Sr = +2 7- (GV) Os números de oxidação do cromo nos compostos

K2Cr2O7, K2CrO4 e Cr2(SO4)3 são respectivamente: a) 6, 4, 3 b) 3, 4, 3 c) 6, 6, 3 d) 3, 3, 3 e) 6, 3, 6

Pilha

Eletroquímica A Eletroquímica é a parte da química que estuda o relacionamento entre a corrente elétrica e as reações químicas: - Produção de corrente elétrica, através de uma reação química: pilha - Ocorrência de uma reação química pela passagem da corrente elétrica: eletrólise Para melhor entender a eletroquímica, vamos recordar algo sobre oxidação e redução. - Oxidação: Quando uma espécie química perde elétrons na reação. - Redução: quando uma espécie química recebe elétrons na reação. A Série da Reatividade Química Analisando em conjunto os resultados obtidos na seqüência anterior de experiências verificamos que existe uma determinada ordem para que a reação ocorra, isto é, não basta simplesmente juntar duas espécies químicas: um metal e uma solução. A natureza impõe condições para que haja reação entre um determinado par de metal/catíon. Nas experiências que descrevemos, observamos que: · Al cede elétrons ao Zn ; · Zn cede elétrons ao Cu ; · Cu não cede elétrons ao Zn . Podemos dispor esses metais em uma seqüência que indique a preferência em ceder elétrons, ou, como é chamada, uma série de reatividade química. Pilha Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz corrente elétrica. Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha.


Quimica II 18

Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha. Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha. Pilhas comerciais * Pilha seca comum (Leclanché) * Pilha alcalina comum * Pilha de mercúrio * Bateria de níquel-cádmio * Bateria de chumbo * Pilha de combustível Representação convencionada pela IUPAC Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo Pilha de Daniell

Em 1836, John Frederick Daniell construiu uma pilha com eletrodos de cobre e zinco, mas cada eletrodo ficava em uma cela individual, o que aumentava a eficiência da pilha, pois ela possuia um tubo que ligava as duas cubas, este tupo foi chamado de ponte salina. Esta pilha ficou conhecida como pilha de Daniell.

Catodo é o eletrodo positivo, é o eletrodo onde ocorre a

redução, ocorre ganho de elétrons, já anodo é o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre oxidação, ocorre perda de elétrons.

Nesta pilha é possível verificar as semi-equações da reação. Cu2+ +2e- --> Cu(s)

o íon cobre (Cu2+) da solução é reduzido por 2 e- que vem da corrente elétrica. Zn(s) --> Zn2+ + 2e- o zinco é oxidado, formando íon zinco (Zn2+) e 2 e-. Estes elétrons serão os responsáveis pela geração da corrente elétrica do sistema (pilha).

Cu2+ + 2e- --> Cu0 Zn0 --> Zn2+ + 2e-

__________________

Zn0 + Cu2+ --> Zn2+ + Cu0 Com o desenvolvimento da reação, ocorrerá formação

de cobre metálico, que se depositará na superfície do

eletrodo de cobre, já o eletrodo de cobre será corroído, pois o zinco está se transformando em íons que irão para a solução de sulfato de zinco. A pilha de Daniell pode ser escrita por:

Zn0 + Cu2+(aq) --> Zn2+

(aq) + Cu0 ou

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu onde, || representa a ponte salina.

Toda pilha possui um potencial, ou seja, produz uma voltagem, sendo este potencial medido na pilha. (No caso das pilhas comerciais, que se usam em rádios, controles remotos e brinquedos, a voltagem, geralmente é de 1,5V, só variando o tamanho de reserva das pilhas. Tamanhos: A,AA, D, etc.) O potencial da pilha pode ser dado, de uma maneira

simplificada por: E = Emaior - Emenor , sendo Emaior e Emenor, os potenciais padrões de redução de cada semi equação. Potencial padrão é medido em relaão ao hidrogênio, que teve por convenção, a denominação de potencial padrão de Hidrogênio, que vale 0V.

É a partir dp potencial de uma pilha, que se sabe se a reação ocorre ou não. Quando a variação de potencial da

pilha, E, é maior que zero a reação é espontânea. Quando o potencial é negativo, a reação não ocorre espontaneamente e quanto maior for o potencial, positivo, maior será a eficiência da pilha. A partir disso é possível verificar alguns fatos que ocorrem no nosso dia-a-dia e são explicados pelas reações eletroquímicas. Eletrodo padrão Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C. No caso de um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm. Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a zero e o seu potencial padrão de redução é igual a zero:

2H+ + 2e- ® H2

E0red = 0 (convenção)

A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. Sempre deve ser usada a expressão potencial de redução. A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é feita medindo-se a ddp de uma pilha padrão na qual uma das semipilhas é um eletrodo padrão de hidrogênio e a outra é o eletrodo padrão cujo E0

red se quer medir.

• Quanto maior for o E0red, mais fácil será a

redução e mais forte será o oxidante. • Quanto menor for o E0

red, mais difícil será a redução e mais fraco será o oxidante.

• Quanto maior for o E0red, mais difícil será a

oxidação e mais fraco será o redutor. • Quanto menor for o E0

red, mais fácil será a oxidação e mais forte será o redutor.


Quimica II 19

MENOR E0red

fluxo de elétrons →

reação espontânea (DG < 0)

fluxo de elétrons ¬¾¾¾¾¾¾¾¾

reação não-espontânea (DG > 0)

MAIOR E0red

Corrosão Corrosão do ferro

Reação global: 2Fe + 3/2O2 + xH2O → Fe2O3 · xH2O ferrugem

Proteção contra a corrosão * Ferro galvanizado (ferro revestido de zinco) * Lata (ferro revestido de estanho) * Ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas na superfície e que funcionam como eletrodo de sacrifício

Exercícios

Pilha 1- O funcionamento de uma pilha de combustível é baseado nas semi-reações a seguir, cada uma delas representada com o respectivo potencial padrão de redução, E0:

As pilhas do futuro

Candidata a fonte de energia limpa destinada aos veículos do futuro. 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH- (aq) E

0=-0,828 V 1/2O2(g) + H2O(l) + 2e- → 2OH-

(aq) E0=0,401V

Levando-se em conta estas informações, afirma-se: I) A reação global da pilha de combustível é: H2(g) +1/2O2(g)

→ H2O(l) II) O hidrogênio sofre oxidação no processo. III) A diferença de potencial desta pilha de combustível, em condição padrão, é igual a 1,229V. Estão corretas as afirmações: a) I, apenas. b) II, apenas. c) I e II, apenas. d) II e III, apenas. e) I, II e III. 2- Para recuperar prata de soluções aquosas contendo íons Ag+, costuma-se adicionar zinco metálico às soluções, pois a transformação é espontânea. Pode-se concluir então que: 2Ag+ + Zn° → 2Ag° + Zn +2

É espontânea. Pode-se concluir então que:

a) o potencial de redução do Ag+/Ag° é maior do que o do Zn+2/Zn°. b) ocorre transferência de elétrons do Ag+ para Zn°. c) O Zn° atua como oxidante e o Ag + como redutor. d) o Zn° é menos redutor do que Ag°. e) ocorre a eletrólise do Ag+ e do Zn°. 3- Dados os potenciais - padrão de redução: Al+3 + 3e- → Al E0= -1,66 V Fe+2 + 2e- → Fe E0= -0,44 V A ddp da pilha Al; Al+3; Fe+2; Fe, em condições - padrão é: a) 2,10 V b) 1,32 V c) 1,22 V d) 1,08 V e) 0,88 V 4- O esquema adiante representa uma célula voltaica com eletrodos de alumínio e cobalto.

Observe a seguir as semi-reações e seus potenciais padrão de redução: Al+3 + 3e- → Al (E0 = -1,66V) Co+2 + 2e- → Co (E0 = -0,28V) No caso de a célula estar em funcionamento, pode-se afirmar que: I - A força eletromotriz (F.E.M) da cédula será 1,38 volts. II - O agente redutor da célula será o Al. III - O agente oxidante da cédula será o Co. IV - O fluxo de elétrons na cédula se dará do eletrodo de alumínio para o cobalto. V - A solução de Co(NO3)2 se concentrará. Assinale a opção que indica apenas as afirmativas corretas: a) I e III. b) II e III. c) IV e V. d) I, II e IV. e) II, IV e V. 5- Considere as semi-reações e os respectivos potenciais padrões de eletrodo constantes da tabela e a pilha a seguir:

Assinale a alternativa correta:


Quimica II 20

a) na ponte salina os elétrons migram do eletrodo de prata para o eletrodo de chumbo b) o eletrodo e prata é o ânodo c) a diferença de potencial da célula é 0,54V d) a equação global da pilha é: Pb + 2 Ag+ → Pb+2 + 2Ag e) o pólo negativo da pilha é o eletrodo de prata 6- Uma pilha "recarregável" alcalina de uso comercial é formada pelos elementos químicos níquel e cádmio. Participam também o hidróxido de níquel (III) e o hidróxido de potássio. Os potenciais padrão de redução das semi-reações envolvidas são os seguintes: Cd+2 + 2e- → Cd0 E = -0,4 volt Ni+3 + 1e- → Ni+2 E = 1,0 volt Considerando os dados acima, é CORRETO afirmar que: (01) A diferença de potencial da pilha Ni-Cd vale 0,6 volt. (02) Na pilha Ni-Cd o metal cádmio é o agente redutor dos íons Ni+2. (04) O fluxo de elétrons, no circuito externo, vai do eletrodo de cádmio para o eletrodo de hidróxido de níquel(III). (08) Durante a descarga da pilha os íons Ni+3 sofrem oxidação. (16) A reação global da pilha é: Cd0 + 2Ni+2 → Cd+2 + 2Ni+3. (32) A pilha cessará seu funcionamento quando o potencial de redução do Cd0 for igual ao potencial de redução do Ni+3. 7- Uma bateria de carro é, basicamente, constituída de placas de chumbo metálico e placas de chumbo recobertas com óxido de chumbo (IV), em uma solução de H2SO4. Esta equação representa o funcionamento de uma bateria: Considerando-se essas informações, é INCORRETO afirmar que: a) os elétrons migram, na descarga, do eletrodo de Pb para o eletrodo de PbO2. b) o óxido PbO2 sofre redução no processo de descarga. c) o pH da solução de uma bateria que está descarregando aumenta. d) os elétrons migram, na descarga, do eletrodo de PbO2 para o eletrodo de Pb. 8- Pesquisas têm mostrado que os resíduos de dessalinizadores contêm alto teor de cloreto (Cl-) que podem, por processo industrial eletroquímico, usando uma fonte de corrente elétrica, gerar cloro (Cl2) para desinfecção de água de abastecimento. A reação direta no sistema acontece conforme segue-se: 2Cl-(aq) + 2H2O(l) → Cl2(g) + H2(g) + 2OH-

(aq)

Analise as afirmativas quanto ao processo eletroquímico e marque a opção correta. a) O processo industrial é de natureza galvânica. b) O cloro é obtido no cátodo. c) Os elétrons fluem do cátodo para o ânodo. d) O cloro é obtido da reação de oxidação. e) A reação secundária de formação do hidrogênio acontece no ânodo. 9- Pilhas são dispositivos nos quais energia química é convertida em energia elétrica, através de reações de oxiredução. Sendo dada a série eletroquímica em ordem crescente de reatividade como se segue: ouro, prata,

cobre, hidrogênio, níquel, ferro, zinco e manganês, analise as afirmativas a seguir: I - espécies químicas situadas antes do hidrogênio têm caráter anódico em relação as que os seguem. II - a maior diferença de potencial (ddp) na série é entre os elementos zinco e manganês; III - a energia química da pilha Zn-Ni é maior do que da pilha Zn-Fe. Dentre as afirmativas acima marque a opção correta: a) apenas I é verdadeira. b) apenas II é verdadeira. c) I e II são verdadeiras. d) II e III são verdadeiras. e) apenas III. 10- Freqüentemente, os avanços tecnológicos são originados de descobertas científicas básicas. Por exemplo, a descoberta da bateria de lítio viabilizou o uso dos marca-passos cardíacos, possibilitando, assim, o prolongamento da vida humana sem, entretanto, ter sido concebida para tal. Dentre as vantagens das baterias de lítio, incluem-se sua pequena dimensão, baixo peso e elevado conteúdo energético. Considerando as semi-reações a seguir, para fins comparativos, assinale a alternativa correta. Li+(aq) + e- → Li(s) E

0 = - 3,05 V Zn+2 (aq) + 2e- → Zn(s) E

0 = - 0,76 V a) O zinco metálico é oxidado espontaneamente na presença do íon lítio. b) O lítio metálico é um agente redutor mais forte do que o zinco metálico. c) O íon lítio e o zinco metálico, em solução eletrolítica, formam uma célula galvânica. d) O potencial padrão da redução de dois mols de íons Li+, é - 6,10 V. e) Dentre os metais alcalinos, o lítio possui a mais elevada energia de ionização.

CAPITULO VI

Equilíbrio Químico Quando uma reação química direta (A + B ------> C + D) e inversa (C + D ------> A + B) ocorrem simultaneamente, chamamos esta reação de uma reação reversível. Numa reação com reversibilidade representamos com uma dupla seta (↔). O equilíbrio é atingido quando a velocidade da reação direta se iguala a velocidade da reação inversa. Constante de equilíbrio

aA + bB → ←

cC + dD Kc = [C] c [D] d ———— [A] a [B] b

Equilíbrio homogêneo 2 SO3(g) ↔ 2 SO2(g) + O2(g) Kc = [SO2]

2 · [O2]/ [SO3] H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)

Kc = [HI]2/ [H2]·[I2]


Quimica II 21

Equilíbrio heterogêneo Em equilíbrios heterogêneos substâncias sólidas e líquidas (solventes) não aparecem na expressão da constante de equilíbrio. C(s) + O2(g) ↔ CO2(g)

Kc = [CO2] / [O2] CaO(s) + CO2(g) ↔ CaCO3(s)

Kc = 1/ [CO2] Observações - Kc não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a temperatura. - Quanto maior o Kc, maiores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio. 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)

Kc = [NO2]

2/ [NO]2 ·[O2] = 6,45*105 - Quanto menor o Kc, menores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)

Kc = [NH3]

2/ [N2]·[H2]3=2,37*10-3

Constante de equilibrio em termos de pressão Substâncias gasosas aparecem na expressão da constante de equilíbrio em termos de pressões parciais(Kp). 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g)

Kp = [NO2]

2/ [NO]2 ·[O2] - Relação entre KP e Kc Kp = Kc(RT)∆n (∆n= variação do número de mol) Princípio de Le Chatelier Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele desloca-se no sentido que produz um a minimização da ação exercida. (fuga ante a força) Equilíbrio e temperatura Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica. Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a reação exotérmica (lei de van't Hoff). N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) ∆H<0 Aumento da temperatura- desloca o equilíbrio no sentido endotérmico

Kc = [NH3]2/ [N2] ·[H2]

Kc diminui

N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) ∆H>0 Aumento da temperatura- desloca o equilíbrio no sentido endotérmico Kp = [NO]2/ [N2] ·[O2]

Kc aumenta

Equilíbrio e pressão Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com contração de volume. Uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com expansão de volume.

Equilíbrio e concentração Um aumento da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é consumido. Uma diminuição da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é formado . Equilíbrio e catalisador

O catalisador não desloca equilíbrio, apenas diminui o tempo necessário para atingi-lo. Constante de ionização de ácidos e bases

CH3COOH →→→→ ←←←←

CH3COO + H+

Ka = [CH3COO ] [H+] ———————— [CH3COOH]

NH3 + H2O →→→→ ←←←←

NH4+ + OH

Kb = [NH4

+] [OH ] —————— [NH3]

o.b.s: H2O não entra na expressão de constantes de equilíbrio em solução aquosa. Cada etapa da ionização tem sua constante, representada por K1, K2, K3, ..., sendo K1 > > K2 > > K3 > > ... No caso dos poliácidos, a [H+] pode ser considerada como proveniente só da primeira etapa da ionização (K1). Quanto maior for a constante Ka ou Kb, maior será a força do ácido ou base. Lei da diluição de Ostwald

K = αααα2

—— 1 −−−− αααα

· |eletrólito| inicial


Quimica II 22

Para eletrólito fraco → (1 −−−− α α α α ) = 1. Portanto: K = α α α α 2|eletrólito|inicial.

O grau de ionização de um eletrólito aumenta com a diluição ou com a diminuição da concentração em mol/L de eletrólito. Diluindo um ácido fraco, aumenta o �mas diminui a [H+]. Diluindo uma base fraca, aumenta o �mas diminui a [OH ]. Equilíbrio iônico da água

Produto iônico da água Considerando o equilíbrio da água: H2O(l) ↔ H+

(aq) + OH-(aq)

Sua constante de ionização corresponde ao Kw e é expressa por: Kw = [H+] [OH ] = (10-7)·(10-7)= 1014 (25°C) Na água, as concentrações de H+ e OH- são sempre iguais, independentemente da temperatura; por esse motivo, a água é neutra. Quaisquer soluções aquosas em que [H+] = [OH ] em que serão neutras. Em soluções ácidas ou básicas notamos que: Que quanto maior a [H+] mais ácida é a solução. Quanto maior a [OH-] mais básica é a solução. Escala de pH

O termo pH (potencial hidrogênionico) foi introduzido,em 1909,pelo bioquímico dinamarquês Sorensen,com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas.

O cálculo do pH pode ser feito por meio das expressões:

pH : - log [ H+]= log 1/ [ H+]

a) suco de limão

pH: - log [10-2] pH : - . –2 log [10] pH : + 2 . log [10]

pH : + 2 .1 pH : 2

b)água do mar pH : - log [10-8]

pH: - . - 8 . log[10] pH: + 8 .1

pH: +8 Você já percebeu que se o expoente do log for negativo, o

pH será positivo c)leite de magnésia

pH: - log [ 10-10] pH: - . –10. log[10]

pH: + 10 . 1 pH: +10

De maneira semelhante, podemos determinar o pOH (potencial hidroxiliônico) de uma solução: pOH: - log [OH-]= log 1/ [OH-] Na água e nas soluções neutras, a 25ºC, temos: pH = pOH= 7 e pH + pOH= 14

Indicadores de pH Um indicador de pH , também chamado indicador ácido-base , é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução e que permite saber se essa solução é ácida ou alcalina. Normalmente, em da adição do indicador de pH, a cor da solução varia, dependo do seu pH. Os indicadores de pH, são frequentemente, ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de pH ligam-se aos íons H+ ou OH-. A ligação a estes ions provoca uma alteração da configuração eletrônica dos indicadores, e consequentemente, altera-lhes a cor. Dada a subjectividade em determinar a mudança de cor, os indicadores de pH não são aconselháveis para determinações precisas de pH. Um medidor de pH é frequentemente usado em aplicações onde é necessária uma rigorosa determinação do pH da solução. Os sucos de alguns vegetais e outras plantas podem funcionar como indicadores de pH, ou seja, de quão ácido


Quimica II 23

ou básico é uma substância. Por exemplo, ao cozinhar uma couve vermelha até ficar macia, se adicionado o suco liberado a um ácido, tal como o vinagre, o mesmo tornar-se-á vermelho. Já em uma base, como a amônia, o suco tende a tornar-se azul ou verde. Outros vegetais como a beterraba, podem realizar o mesmo processo. Os indicadores de pH são frequentemente usados em titulações em experiência de Química Analítica ou de Bioquímica para determinar a extensão de uma reação Química. Na tabela seguinte estão representados alguns dos indicadores de pH mais comuns num laboratório. Os indicadores normalmente exibem cores intermediárias a valores de pH dentro do intervalo de mudança. Por exemplo, o vermelho de fenol tem uma cor laranja entre pH 6,6 e pH 8,0. O intervalo de mudança pode variar ligeiramente, dependendo da concentração do indicador e da temperatura a que é usado.

Determinação da [H +] e da [OH -] nas soluções Soluções de ácidos e bases fortes Soluções ácidas Nesse tipo de solução, o íon predominante característico é o H+. Assim, devemos conhecer sua concentração em mol/L para em seguida determinar o pH da solução. Ácidos fortes (considerar α= 100%) Solução de HCl 0,1 mol/L

HCl → H+ + Cl- 0,1 mol/L → 0,1 mol/L [H+] = 0,1 mol/L = 10-1 mol/L pH = 1 Outros ácidos (α< 100%) Solução de H 3CCOOH 0,1 mol/L α= 1% H3CCOOH→ H+ + H3CCOO- 0,1 mol/L → 0,1 mol/L α=100% X α= 1% X=0,001 mol/L [H+] = 0,001 mol/L = 10-3 mol/L pH = 3 Soluções básicas Nesse tipo de solução, o íon predominante característico é o OH-. Assim, devemos conhecer sua concentração em mol/L para em seguida determinar o pOH da solução. Bases fortes (considerar α= 100%) Solução de NaOH 0,1 mol/L NaOH → Na+ + OH- 0,1 mol/L → 0,1 mol/L [OH-] = 0,1 mol/L = 10-1 mol/L pOH = 1 pH= 1 Outras bases (α< 100%) Solução de NH 4OH 2 mol/L α= 0,5% NH4OH→ NH+

4 + OH- 2 mol/L → 2 mol/L α=100% X α= 0,5% X=0,01 mol/L [H+] = 0,01 mol/L = 10-2 mol/L pOH = 2 pH= 12 Hidrólise salina É o processo em que os íons provenientes de um sal reagem com água. A reação de hidrólise de um cátion genérico (C+) com água pode ser representada pela equação a seguir:

C+ + H2O ↔ COH + H+ A reação de hidrólise de um ânion genérico (A-) com a água que pode ser representada pela equação a seguir:

A- + H2O ↔ HA + OH-

Acidez e basicidade das soluções aquosas dos sais Hidrólise salina de ácido fraco e base forte

KCN(aq) + HOH(l) ↔ KOH(aq) + HCN(aq) Base forte ácido fraco

(dissociada) (não-ionizado)


Quimica II 24

A presença de OH- justifica a basicidade da solução (pH > 7). A hidrólise foi do íon proveniente do ácido fraco. Hidrólise salina de ácido fraco e base fraca

NH4CN(aq) + HOH(l) ↔ NH4OH(aq) + HCN(aq)

Base fraca ácido fraco (Praticamente não-ionizado)

Ao compararmos as constantes do ácido (Ka) e (Kb), temos: HCN: Ka = 4,9*10-10 NH4OH: Kb = 1,8*10-5

Como o Kb é maior que o Ka, a base esta mais ionizada que o ácido; por isso a solução é ligeiramente básica.

Assim, soluções aquosas desse tipo de sal originam soluções ligeiramente ácidas ou básicas, dependendo do Ka ou Kb:

Ka>Kb = solução ligeiramente ácidas (pH<7) Kb>Ka = solução ligeiramente básicas (pH>7)

Hidrólise salina de ácido forte e base forte

NaCl(aq) + HOH(l) ↔ NaOH(aq) + HCl(aq) Base forte ácido forte

(dissociados) Na+ + Cl- + HOH(l) ↔ Na+ + OH- + H+ + Cl-

Nesse caso, não ocorreu hidrólise, pois tanto o cátion como o ânion são provenientes de base e ácidos fortes. A solução final é neutra (pH=7). OBS: Bases fortes são formadas por metais das famílias 1A e 2ª. Bases fracas são formadas por outros metais e o NH4OH. Quanto mais solúvel mais forte será a base com exceção do NH4OH. Ácido depende do grau de ionização: α>50% (forte); moderado (5% <α<50%); α<5% (fraco). Produto de solubilidade Tomando um eletrólito qualquer, AaBb temos que a sua dissociação iônica é:

AaBb <--> aA+b + bB-a “O produto de solubilidade é o produto das concentrações em mol/L dos íons existentes em uma solução saturada, estando cada concentração elevada ao coeficiente do íon na equação de dissociação iônica”. Ou seja, seguindo a equação de dissociação iônica acima temos que:

Kps = [A+b]a . [B-a]b Os valores do kps são constantes para cada substancia, a uma determinada temperatura. Veremos alguns exemplos: Em soluções aquosas e a 25ºC, 1 – CaF2 <--> Ca+2 + 2F-, Kps = [Ca+2]. [F-]2 = 4,9 x 10-11 2 – FeS <--> Fe+2 + S-2, Kps = [Fe+2] . [S-2] = 5 x 10-18 Abaixo veremos uma tabela dos valores do Kps de algumas substâncias comuns:

Nome Fórmula Produto de

Solubilidade (Kps)

Sulfato de Cálcio

CaSO4 9 x 10-6

Hidróxido de Cálcio

Ca(OH)2 4 x 10-6

Ortofosfato de Cálcio

Ca3(PO4)2 2 x 10-29

Sulfato de Bário BaSO4 1 x 10-10

Hidróxido de Alumínio

Al(OH)3 1 x 10-33

Sulfeto de Cádmio

Cds 8 x 10-27

É importante lembrar que:

Os valores do Kps permanecem constantes somente em soluções saturadas de eletrólitos pouco solúveis.

Se a dissociação iônica for endotérmica, e se aumentarmos a temperatura, este aumento acarretará em um aumento de solubilidade, portanto, o valor do Kps aumentará. Se a dissolução for exotérmica acontecerá o contrario do citado anteriormente. Podemos então concluir que a temperatura altera o valor do Kps.

A unidade de medida do Kps é o mol/L Efeito do íon comum A concentração de um dado íon em uma reação iônica pode ser aumentada pela adição de um composto que produza aquele íon por dissociação. primeiro caso - se a concentração total do íon comum for apenas um pouco maior da que a proveniente apenas do composto original o efeito será pequeno. segundo caso - se a concentração do íon comum for muito aumentada (ex. pela adição de um sal completamente dissociado) o efeito será muito grande.

AgCl(s)↔ Ag+(aq) + Cl-(aq)

Com adição de HCl o deslocamento segue para formação do AgCl

Kps= ↓[Ag+]·[Cl-]↑ Exemplo: Considere- se a solubilidade de 13mg/L de CaCO3 em água a 25ºC. Determine o produto de solubilidade do CaCO3, a essa temperatura. (MM CaCO3= 100g/mol) 13mg/L= 13 · 10-3g/L n=13 · 10-5mol/L CaCO3 ↔ Ca+2 + CO3

-2 13 · 10-5mol/L 13 · 10-5mol/L 13 · 10-5mol/L Kps = [Ca2+] · [CO3

-2]= 1,69 · 10-8 A equação abaixo é estritamente aplicável somente para soluções altamente diluídas:


Quimica II 25

Kps = aA+.aB- aA+e aB- são as atividades dos íons que é dada por a = fa.C onde fa é o coeficiente de atividade e C é a concentração .

para soluções aquosas altamente diluídas fa =1 e a=C logo Kps=CA+.CB-

Separações quantitativas Precipitação fracionada - Quando os produtos de solubilidade de dois sais pouco solúveis, tendo um íon comum, diferem suficientemente, um sal precipitará quase completamente antes que o outro comece a se separar. Consideramos, até aqui, o princípio do produto de solubilidade relacionado com a precipitação de um sal pouco solúvel. Estenderemos agora os nossos estudos ao caso em que se podem formar dois sais solúveis. Para simplificar, estudaremos a situação que se apresenta quando um agente precipitante‚ adicionado a uma solução contendo dois ânions que, ambos, formem sais pouco solúveis com o mesmo cátion. Ex: quando uma solução de nitrato de prata ‚ adicionada a uma solução que contenha íons cloreto e iodeto. As questões que se apresentam são: (a) qual dos dois sais precipitará primeiramente; (b)estará o primeiro sal completamente precipitado antes que o segundo comece a reagir com o reagente? Os produtos de solubilidade do cloreto e do iodeto de prata são, respectivamente, 1,2 x10-10 e 1,7 x 10-16 ; AgCl Ag+ + Cl- �KpsAgCl = [Ag+] x [Cl-] = 1,2 x10-10 [Ag+] = KpsAgCl (1) [Cl-] AgI Ag+ + I- KpsAgI = [Ag+] x [I-] = 1,7 x10-16 [Ag+] = KpsAgI (2) [I-] É evidente que o iodeto de prata, sendo menos solúvel, precipitará primeiramente, porque o seu produto de solubilidade será excedido em primeiro lugar. O cloreto de prata precipitará quando a concentração do íon Ag+ exceder o valor da razão KpsAgCl = 1,2 x 10-10 quando os dois sais precipitarão simultaneamente. [Cl-] [Cl-] Quando o cloreto de prata começar a precipitar, os íons prata estarão em equilíbrio com ambos os sais, e as equações (1) e (2) estarão simultaneamente satisfeitas, combinando (1) com (2) teremos [Ag+] = KpsAgCl = KpsAgI (3) [Cl-] [I-] [Ag+] = _[I-] = KpsAgI = 1,7 x10-16 = 1,42 x 10-6 (4) [Cl-] KpsAgCl 1,2 x10-10

Portanto, quando a concentração do íon iodeto é cerca de um milionésimo da concentração do íon cloreto, o cloreto de prata precipita. Se a concentração inicial de ambos os íons, cloreto e iodeto, for 0,1 M, o cloreto de prata precipitará quando [I-] = 0,1 x 1,4 x 10-6 = 1,4 x 10- 7 M ; sendo o peso molecular do iodo = 126,90 e a molaridade M= m(g) / PMxV(L) M x PM = g.L-1 substituindo os valores 1,4x10-7 x 126,90 = 1,8 x 10- 5 g L-1. Portanto, é teoricamente possível obter-se uma separação quase completa. A separação será possível, na prática, se for possível detectar o ponto em que a precipitação de iodeto está quase completa. Isto pode ser feito por dois modos: (a)pelo uso de um indicador de adsorção (b)pelo método potenciométrico com um eletrodo de prata. Para uma mistura de brometo e iodeto, [I-] = KpsAgI = 1,7 x 10-16 = __1____ KpsAgBr 3,5 x 10-13 2,0 x 103 A precipitação do brometo de prata ocorrerá quando a concentração do íon brometo em solução for de 2,0x103 vezes a do iodeto. Nessas condições, a separação do brometo será quase tão completa quanto o é no caso de cloreto e iodeto e poderá ser efetuada com uma exatidão aceitável, com o auxílio de indicadores de adsorção.

Exercícios Equilíbrio Químico

1- Em um recipiente de um litro foi adicionado um mol de uma substância gasosa A, que imediatamente passou a sofrer uma reação de decomposição. As concentrações molares de A foram medidas em diversos momentos e verificou-se que, a partir do décimo minuto, a sua concentração se tornava constante, conforme os dados registrados no gráfico a seguir.

A decomposição de A ocorre segundo a equação:

Calcule a constante de equilíbrio Kc. 2- A figura a seguir apresenta a variação da entalpia ao longo do caminho de uma reação.


Quimica II 26

a) Determine o valor da entalpia desta reação, classificando-a como endotérmica ou exotérmica. b) Explique qual o efeito de um catalisador sobre a energia de ativação e sobre a entalpia da reação. 3- (Unesp 2008) Dada a reação exotérmica: 2H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g), a alteração que favorece a formação dos produtos é a elevação da a) temperatura. b) pressão parcial de O2. c) concentração de H2O. d) pressão. e) concentração de H2O2. Gabarito: e 4- (Puc MG 2008) Uma reação química está em equilíbrio químico quando a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos se mantém constante ao longo do tempo. O sulfato de zinco em solução aquosa saturada está em equilíbrio com os íons sulfato e zinco na reação a seguir. Zn+2(aq) + SO4

-2(aq) →ZnSO4(s) Admitindo que a solução permaneça saturada, assinale a ação que provocará alteração do valor da constante de equilíbrio. a) Aumento da temperatura. b) Adição de água. c) Adição de CuSO4. d) Retirada de ZnSO4. Gabarito: a 5- (Ufla 2008) De acordo com o Princípio de Le Chatelier, quando um sistema em equilíbrio sofre alguma modificação em parâmetros, como pressão, temperatura ou concentração, as proporções de reagentes e produtos se ajustam, de maneira a minimizar o efeito da alteração. Considerando essa reação em equilíbrio, responda: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) + calor a) Calcule a constante de equilíbrio para a reação quando a pressão parcial de H2 for 1 atm, a pressão parcial de O2 for 1 atm e a pressão parcial de H2O for 0,5 atm. b) Se adicionarmos 0,15 mol de H2 e 0,7 mol de O2 ao recipiente de 0,50 L e deixarmos a mistura atingir o equilíbrio a 25 °C, observamos que 50 % do H 2 foi consumido. Qual é a composição final dessa mistura em mol L-1? Gabarito: a) Kp = 0,25 b) Quantidades iniciais: n(H2) = 0,15 mol n(O2) = 0,7 mol n(H2 O) = 0 mol Quantidades de reagentes consumidos: n(H2) = 0,5 × 0,15 = 0,075 mol

n(O2) = 0,5 × 0,15/2 = 0,0375 mol Quantidade de produto formado: n(H2O) = 0,075 mol Teremos, em mols: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) 0,15 0,7 0 (início) - 0,075 - 0,075/2 + 0,075 (durante) 0,075 0,6625 0,075 (equilíbrio) [H2] = n/V = 0,075/0,50 = 0,15 mol/L [O2] = n/V = 0,6625/0,50 = 1,325 mol/L [H2O] = n/V = 0,075/0,50 = 0,15 mol/L 6- Na atmosfera, uma das reações que inicia a produção da chuva ácida, objeto de preocupação de ambientalistas, é 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g), ∆H < 0 Podemos afirmar, corretamente, que: a) Se as pressões parciais de SO2(g) e SO3(g) forem iguais em um determinado estado de equilíbrio, o valor numérico da pressão parcial de O2(g) é igual ao valor numérico de Kp. b) Diminuindo a temperatura do sistema em equilíbrio, sem alteração de volume, a concentração de SO3(g) aumenta até ser atingido um novo estado de equilíbrio. c) Aumentando a pressão sobre o sistema, sem variação de temperatura, a quantidade de SO3(g) diminui até ser atingido um novo estado de equilíbrio. d) Adicionando-se um catalisador ao sistema em equilíbrio, sem alteração de temperatura, a concentração de SO3(g) diminui até ser atingido um novo estado de equilíbrio. Gabarito: d

CAPITULO VII

Radioatividade

Existem na Natureza alguns elementos fisicamente instáveis, cujos átomos, ao se desintegrarem, emitem energia sob forma de radiação. Dá-se o nome radioatividade justamente a essa propriedade que tais átomos têm de emitir radiação. O urânio-235, o césio-137, o cobalto-60, o tório-232 são exemplos de elementos fisicamente instáveis ou radioativos. Eles estão em constante e lenta desintegração, liberando energia através de ondas eletromagnéticas (raios gamas) ou partículas subatômicas com altas velocidades (partículas alfa, beta e nêutrons). Esses elementos, portanto, emitem radiação constantemente. A radioatividade foi descoberta pelos cientistas no final do século passado. Até aquela época predominava a idéia de que os átomos eram as menores partículas de qualquer matéria e semelhantes a esferas sólidas. A descoberta da radiação revelou a existência de partículas menores que o átomo: os prótons e os nêutrons, que compõem o núcleo do átomo, e os elétrons, que giram em torno do núcleo. Essas partículas, chamadas de subatômicas, movimentam-se com altíssimas velocidades.


Quimica II 27

Descobriu-se também que os átomos não são todos iguais. O átomo de hidrogênio, por exemplo, o mais simples de todos, possui 1 próton e 1 elétron (e nenhum nêutron). já o átomo de urânio-235 conta com 92 prótons e 143 nêutrons.


Quimica II 28

Características das emissões 1) Alfa: As partículas Alfa, por terem massa e carga elétrica relativamente maior, podem ser facilmente detidas, até mesmo por uma folha de papel; elas em geral não conseguem ultrapassar as camadas externas de células mortas de 1 pessoa viva sendo assim praticamente inofensivas. Entretanto pode ocasionalmente, penetrar no organismo através de um ferimento ou por aspiração, provocando, nesse caso lesões grave. Tem baixa velocidade comparada a velocidade da luz(20 000 KM/s). 2) Beta: As partículas Betas são capazes de penetrar cerca de1 centímetro nos tecidos, ocasionando danos à pele mais não aos órgãos interno, a não ser que sejam engolidas ou aspiradas. Tem alta velocidade, aproximadamente 270 000KM/s. 3) Gama: Assim como os raios x, os raios gama são extremamente penetrantes, sendo detido somente por uma parede de concreto ou metal. T em altíssima velocidade que se iguala a velocidade da luz (300 000 KM/s). Para identificar cada uma das emissões radioativas, Rutherford usou uma tela fluorescente de acordo com o esquema: - A emissão que desviou para a placa negativa é positiva (partícula alfa). - A emissão que foi atraída pela placa positiva apresenta carga negativa (partícula beta). - A emissão que não sofreu alteração na sua trajetória não tem cargas (onda eletromagnética ). OBS: As emissões gama não apresentam massa (por isso não chamamos de partícula), sua velocidade é muito alta logo não interagem com a matéria, daí seu alto poder de penetração. A partícula α penetra na mão até 0,05 cm, a partícula β até 1,5 cm, já a emissão γ atravessa completamente. Leis da radioativiade 1ª Lei da Radioatividade – Frederick Soddy Quando um núcleo emite partícula alfa, seu número atômico diminui de duas unidades e seu número de massa diminui de 4 unidades. Z XA → 2α4 + Z-2YA-4 Ex.: 92 U 235 → 2α4 + 90Th231 2º Lei da Radioatividade- Soddy Fajans- Russel Quando um núcleo emite partícula β, seu número atômico aumenta de uma unidade e seu número de massa não se altera. 0 n1 → +1P1 + -1e0 + 0ν antineutrino

Ex.: 83 Bi 210 → -1β° + 84Po 210 Z RA → -1β0 + Z+1SA 210=0+210 83= -1+84 Transmutações Quando um elemento químico emite espontaneamente uma radiação e se transforma em outro elemento, dizemos que aconteceu uma transmutação natural . Quando as transmutações são obtidas por bombardeamento de núcleos estáveis com partículas α, prótons, nêutrons, etc., são chamadas transmutações artificiais . A primeira delas foi obtida por Rutherford: 7 N14 + 2α4 → 2O17 + +1p1 14+4=17+1 7+2=8+1 Outro exemplo de transmutação artificial foi a descoberta do nêutron por Chadwick (1932): 4 Be9+ 2α4 → 6C12 + 0n1 9+4 = 12+1 4+2 = 6+0 Exemplo: O elemento netúnio (93Np237), após a emissão de sete partículas alfa e quatro partículas beta transforma-se em bismuto. Equacione a reação nuclear mencionada. 93 Np237 → 7 2α4 + -1β0 + ZBi A 237= 7*4 + 4*0 + A A= 209 93= 7*2 + 4*(-1) + Z Z= 83


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Penge 1

Química 2 Professora: Vanessa

1- (UFRJ-1997) - As regiões mais favoráveis para a obtenção de cloreto de sódio a partir da água do mar são as que apresentam grande intensidade de insolação e ventos permanentes. Por esse motivo, a Região dos Lagos do Estado do Rio de Janeiro é uma grande produtora de sal de cozinha. Considerando que a concentração de NaCl na água do mar é 0,5M, determine quantos quilogramas de NaCl, no máximo, podem ser obtidos a partir de 6000L de água do mar.

2- (UFRJ-2008) - O gráfico a seguir representa a solubilidade de CO2 na água em diferentes temperaturas. Após a dissolução, o CO2 reage com a água segundo a equação:

Determine a molaridade de uma solução saturada de CO2 em água a 10oC. 3- (UFRJ- 2006)- Uma amostra de 10 L de um gás contendo N2, H2S, CH4 e CO2 foi borbulhada através de dois tubos, em seqüência, como ilustra a figura a seguir.O tubo 1 continha uma solução aquosa de nitrato de chumbo(II) e o tubo 2, uma solução aquosa de hidróxido de bário. Todo o H2S presente na amostra reagiu no tubo 1.

No tubo 1, ocorreu a formação de um precipitado, identificado como PbS, que, após ser lavado e secado, apresentou 2,39 g de massa. Determine a concentração de H 2S na amostra de gás, expressa em mol/L.

Penge 2 Química 2

Professora: Vanessa

1- (UFRJ)

O Grito de Satanás nas Melancias in “Zé Limeira, Poeta do Absurdo”

Orlando Tejo “Possantes candeeiros a carbureto iluminam a

sala espaçosa pintada a óleo, refletindo a luz forte nas lentes escuras que protegem os grandes olhos firmes do poeta, sob as grossas pestanas negras”.

Após o uso de uma lanterna a carbureto, removeram-se 7,4g da base resultante da reação do carbeto de cálcio com a água. Observe a equação: Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + 2 H2O Determine o volume de uma solução aquosa, que contém 1 mol/L de HCl, necessário para reagir totalmente com essa quantidade de base. 2- (UFRJ) Calcule o volume de água, em litros, que deve ser removido de 1000 L da solução de NaCl a 50 g/L para que ela atinja a concentração de 250 g/L e possa ser reaproveitada no processo. Para efeito de cálculo, despreze a variação de densidade das soluções salinas. 3- Uma massa de 64g de uma substância X foi dissolvida em 260g de benzeno, originando uma solução cuja pressão de vapor é igual a 80 mm Hg. Determine a massa molar de X, sabendo que na mesma temperatura a pressão de vapor do benzeno é igual a 88 mm Hg. (MM do benzeno = 78g/mol)


Quimica II 30

Penge 3 Química 2 (Físico-Química)

Professora: Vanessa

1- (UFRJ) A figura a seguir apresenta a variação da entalpia ao longo do caminho de uma reação.

a) Determine o valor da entalpia desta reação, classificando-a como endotérmica ou exotérmica. b) Explique qual o efeito de um catalisador sobre a energia de ativação e sobre a entalpia da reação. 2- (UFRJ)

3- (UFRJ)


Professora: Vanessa

1- A equação a seguir representa um processo de obtenção do antranilato de metila, largamente utilizado como flavorizante de uva em balas e chicletes.

Esse processo, realizado em condições adequadas, atinge o estado de equilíbrio após um determinado período de tempo. Com o objetivo de aumentar o rendimento na produção desse flavorizante, foram propostas as seguintes ações: I – aumento da temperatura II – aumento da pressão III – adição de água IV – retirada de água Quais são as duas ações mais adequadas para esse objetivo? Justifique: 2- Uma área agrícola, próxima a um lago, precisa ser adubada antes do início do plantio de hortaliças. - O esquema abaixo indica as medidas do terreno a ser plantado. Os dois lados paralelos distam 10 km e os três ângulos obtusos indicados são congruentes.

- Para corrigir a elevada acidez do solo, o produto recomendado foi o calcário (CaCO3), na dosagemde 5 g/m2 de solo. - Para a adubação do terreno, emprega-se um pulverizador com 40 m de comprimento, abastecido por um reservatório de volume igual a 2,16 m3, que libera o adubo à vazão constante de 1.200 cm3/s. Esse conjunto, rebocado por um trator que se desloca à velocidade constante de 1 m/s, está representado na figura abaixo. - A partir do início da adubação, a qualidade da água do lago passou a ser avaliada com regularidade.


Quimica II 31

Determine a quantidade de matéria necessária para corrigir a acidez do solo, em mol de CaCO3, por km2 de área a ser plantada: 3- Calcule a energia envolvida na reação:

2 HI(g) + Cl2(g) → I2(g) + 2 HCl(g) Expresse o resultado em kcal/mol de HI (g). Indique se a reação é exotérmica ou endotérmica. Dados:

Tipo de ligação

Energia de ligação (kcal/mol)

H-Cl 103 H-I 71

Cl-Cl 58 I-I 36

Penge 5

Química 2 (Físico-Química) Professora: Vanessa

1- No metabolismo das proteínas dos mamíferos, a uréia, representada pela fórmula (NH2)2CO, é o principal produto nitrogenado excretado pela urina. O teor de uréia na urina pode ser determinado por um método baseado na hidrólise da uréia, que forma amônia e dióxido de carbono. Na tabela abaixo são apresentadas as energias das ligações envolvidas nessa reação de hidrólise.

Através da equação a seguir determine a variação de entalpia correspondente a sua hidrólise, em kJ.mol–1.

(NH2) 2CO + H2O �2 NH3 + CO2 2- O trióxido de enxofre é um poluente secundário, formado a partir da oxidação do dióxido de enxofre, poluente primário, em presença do oxigênio atmosférico. Considere as seguintes entalpias-padrão de formação a 25 ºC e 1 atm: SO2 = – 296,8 kJ × mol -1 SO3 = – 394,6 kJ × mol -1

Determine a variação de entalpia da reação de oxidação do dióxido de enxofre, através da equação a seguir.

SO2 (g) + ½ O2 (g) →SO3 (g)

3- As reações de oxirredução I, II, III, descritas abaixo, compõem o processo de produção do gás metano a partir do carvão, que tem como subproduto o dióxido de carbono. Nessas reações, o carvão está representado por C(s) em sua forma alotrópica mais estável.

Entre as vantagens da utilização do metano como combustível estão a maior facilidade de distribuição, a queima com ausência de resíduos e o alto rendimento térmico. O alto rendimento térmico pode ser observado na seguinte equação termoquímica:

Considere as entalpias de formação das substâncias a seguir:

Escreva a equação termoquímica que representa a produção do metano a partir do carvão.


Professora: Vanessa

1- Aparelhos eletrônicos sem fio, tais como máquinas fotográficas digitais e telefones celulares, utilizam, como fonte de energia, baterias recarregáveis. Um tipo comum de bateria recarregável é a bateria de níquel-cádmio, que fornece uma d.d.p. padrão de 1,25 V e cujos componentes apresentam baixa solubilidade em água. A ilustração abaixo representa uma dessas baterias.


Quimica II 32

Admita que: - a reação global desta bateria seja representada pela equação

- a semi-reação de oxidação apresente um potencial igual a 0,76 V e que seja representada pela equação

Escreva a equação que representa a semi-reação de redução e seu respectivo potencial padrão. 2- O clássico processo Haber de produção de amônia, cujo rendimento é de 80% em condições ótimas, está representado na equação abaixo.

A equação a seguir representa um processo alternativo de produção de amônia, que tem como reagentes gás natural, vapor d’água e ar atmosférico. O rendimento deste processo é de 20% em condições ótimas.

Admita comportamento ideal dos gases e vapores envolvidos Os dois processos apresentam baixíssimas velocidades de conversão a 25ºC. Para aumentar essas velocidades, a temperatura deverá ser alterada. Indique o tipo de alteração necessário e seu efeito sobre o rendimento de ambos os processos. 3- O bócio é uma inchação provocada por uma disfunção tireoidiana decorrente da carência de iodo. A legislação atual exige que cada quilograma de sal comercializado contenha 0,01 g de iodeto (I-), geralmente na forma de iodeto de sódio (NaI). Calcule: A) a porcentagem da massa de sódio em 1 mol de iodeto de sódio; B) a massa de iodeto de sódio, em gramas, que deverá estar contida em 127 kg de sal, em cumprimento à legislação.

Penge 7

Química 2 (Físico-Química) Professora: Vanessa

1- Os quatro frascos apresentados a seguir contêm soluções salinas de mesma concentração molar, a 25°C. Em cada frasco, encontra-se uma placa metálica mergulhada na solução.

Identifique o frasco em que ocorre reação química espontânea e escreva a respectiva equação.

2- As manchas escuras que se foram sobre objetos de prata são, geralmente, películas de sulfeto de prata (Ag2S) formadas na reação da prata com compostos que contêm enxofre e que são encontrados em certos alimentos e no ar. Para limpar a prata, coloca-se o objeto escurecido em uma panela de alumínio com água e detergente. O detergente retira a gordura da mancha e do alumínio facilitando a reação do alumínio da panela com o sulfeto de prata, regenerando a prata, com o seu brilho característico. a) Escreva a equação de reação de “limpeza da prata” referida no texto. b)Com base no processo de “ limpeza da prata” descrito, podemos construir um pilha de alumínio e prata, de acordo com o esquema a seguir:

Escreva a semi-reação que ocorre no catodo 3- Na eletrólise de uma solução aquosa de sulfato cúprico, tem-se a seguinte redução catódica:

Cu2+ + 2e- → Cu

Quantos mol de íons de Cu2+são reduzidos por uma quantidade de eletricidade igual a 1,0 faraday?


Quimica II 33

Bibliografia

1- Química: Físico-Química – Feltre, Ricardo 2 série - 2 grau 2- Fundamentos da Química- Feltre, Ricardo Volume Único - 1 série - 2 grau 3- Química -volume único- Usberco e Salvador Autores: Usberco e Salvador 4- Fundamentos de Fisico-quimica - Castellan, Gilbert 5- Química geral e reações químicas- Kotz, John C. Volumes 1 e 2

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Apostila quimica2