70293422 Quimica Vestibular

QQQQQQQQuuuuuuuuIIIIIIIImmmmmmmmiiiiiiiiCCCCCCCCaaaaaaaa –– VVVVVVVVEEEEEEEESSSSSSSSTTTTTTTTIIIIIIIIBBBBBBBBUUUUUUUULLLLLLLLAAAAAAAARRRRRRRR 22222222000000001111111100000000

ww ww ww .. AA ll aa nn LL ee ii tt ee .. oo ii .. cc oo mm .. bb rr -- AA ll aa nn LL ee ii tt ee @@ oo ii .. cc oo mm .. bb rr 1111

PPPProfrofrofrofº Alan Leite Alan Leite Alan Leite Alan Leite

11 .. GG AA SS EE SS O estudo dos gases é de grande importância na

compreensão de fatos que ocorrem no nosso cotidiano, tais como: um balão subir, uma bexiga murchar com o tempo, a pressão interna de o pneu aumentar em dias mais quentes, etc.

1.1 TEORIA CINÉTICA Para explicar o comportamento ideal do estado físico

gasoso, bastante energético, devemos observar os preceitos de uma teoria: a "Teoria Cinética dos Gases".

Essa teoria baseia-se nos seguintes postulados: 1. As moléculas dos gases estão em movimento retilíneo (as forças de atração entre as moléculas dos gases é desprezível) e caótico, chocam-se entre si elasticamente (não perdem energia cinética devido aos choques): a pressão exercida pelo gás é conseqüência das colisões de suas moléculas contra as paredes do recipiente que o contém. 2. As moléculas dos gases estão muito separadas no espaço: o volume real das moléculas é desprezível quando comparado com o espaço vazio entre elas. 3. A temperatura é uma medida da energia cinética média de todas as moléculas do gás: numa dada temperatura as moléculas de todos os gases têm a mesma energia cinética média.

Entretanto, o gás real tem comportamento adverso do

gás ideal. As moléculas de um gás real apresentam volume característico e também interações entre uma molécula e outra. Mas há situações em que o gás real tem comportamento aproximado ao comportamento de um gás ideal: quando a temperatura for alta e a pressão for baixa. Significa que, tanto em altas temperaturas, quanto em baixas pressões teremos as moléculas as mais distantes possíveis umas das outras, com baixíssima interação, caracterizando pobreza nas interações entre uma molécula e outra. É esse gás ideal (ou o gás real em altas temperaturas e baixas pressões) que iremos enfatizar neste estudo.

1.2 VARIÁVEIS DE ESTADO Quando um sistema possui os valores de todas as suas

propriedades definidas, dizemos que este está numa condição ou estado definido.

Entretanto, para alcançar a precisão que desejamos, devemos conhecer apenas quatro propriedades: massa, pressão, volume e temperatura. Como estas propriedades são relacionadas entre si, conhecendo-se três, a quarta pode ser calculada e o estado do sistema é dito definido.

Conversões de Unidades Pressão Volume Temperatura

1atm = 760mmHg 1m3 = 1000L K = ºC + 273

1.3 PRINCÍPIO DE AVOGADRO “Volumes iguais de diferentes substâncias na fase

gasosa, nas mesmas condições de temperatura e pressão,

contêm o mesmo número de moléculas.”

1.4 EQUAÇÃO DE ESTADO Da teoria cinética dos gases, temos:

P ∝ n, P ∝ T e P ∝ 1/V Portanto,

P ∝ n.T.1/V Portanto, o físico Clapeyron estabeleceu uma

equação que relaciona as 3 variáveis de estado de um gás – pressão, volume e temperatura – para uma quantidade de matéria igual a n, descrevendo totalmente o comportamento de um gás ideal:

(Equação de Clapeyron)

Lembre-se que: sendo n = m / MM, podemos escrever a equação acima da seguinte maneira:

TRMM

mVP ... =

Obs.1: O valor de R utilizado na resolução de problemas dependerá da unidade de pressão e volume utilizada:

1.5 EQUAÇÃO GERAL Considere um sistema fechado formado por um gás

confinado em um cilindro de êmbolo móvel, sobre o qual é aplicada uma pressão externa.

1

111 .

.

TR

VPn =

2

222

.

RT

VPn =

Entretanto, como o sistema é fechado: n1 = n2,

logo:

⇒/

=/ 2

22

1

11

.

.

.

.

TR

VP

TR

VP

2

22

1

11 ..

T

VP

T

VP=

Obs.2: A equação acima é utilizada quando uma

transformação gasosa ocorrer simultaneamente com variação de pressão, volume e temperatura.




1.6 TRANSFORMAÇÕES

a) isobárica O pesquisador que verificou as

transformações isobáricas “instituiu” uma Lei que recebeu seu nome, a LEI DE CHARLES: Sob uma mesma pressão, uma

certa massa de gás ocupa um volume

diretamente proporcional à sua

temperatura termodinâmica (temperatura

kelvin).

2

2

1

1

T

V

T

V=

Gráfico do volume em função da temperatura:

Obs.3: Esse gráfico só é válido para os gases ideais e não para os reais, pois note que, quando chegamos ao zero absoluto (0K ou -273ºC), o volume tende a zero e isto não é possível, pois a matéria não desaparece!

b) isoVolumétrica (Isocórica ou Isométrica) Os pesquisadores que

verificaram as transformações isocóricas “instituíram” uma Lei que recebeu seus nomes, a LEI DE GAY-LUSSAC: A um

volume fixo, a pressão de uma certa

massa de gás é diretamente proporcional

à temperatura termodinâmica.

2

2

1

1

T

P

T

P=

Gráfico da Pressão em função da temperatura:

c) isoTérmica Os pesquisadores que

verificaram as transformações isotérmicas “instituíram” uma Lei que recebeu seus nomes, a LEI DE BOYLE-MARIOTE: Com temperatura constante,

o volume ocupado por uma certa massa

de gás é inversamente proporcional à

sua pressão.

2211 .. VPVP =

Gráfico da Pressão em função do volume (isotermas):

1.7 MISTURA GASOSA Muitos sistemas gasosos são misturas de gases, como,

por exemplo, o ar que respiramos. Toda mistura de gases é sempre um sistema homogêneo.

a) Lei de Dalton das Pressões Parciais “A pressão total exercida por uma mistura gasosa é igual à

soma das pressões parciais dos gases que compõem a

mistura”.

NBATOTAL P...PPP +++=

Onde,

TAA PXP .= TRnVP TT ... =

TOTAL

AA

n

nX =

Obs.4: A pressão parcial de um gás numa mistura gasosa é a pressão que ele exerceria se ocupasse sozinho todo o recipiente da mistura, à mesma temperatura da mistura. O mesmo vale para o volume parcial!

b) Lei de Amagat dos Volumes Parciais “O volume total de uma mistura gasosa é igual à soma dos

volumes parciais dos gases que compõem a mistura”.

NBATOTAL VVVV +++= ...

Onde,

TAA VXV .= TRnVP TT ... =

TOTAL

AA

n

nX =

c) Densidade

A densidade relativa (dA,B) do gás A em relação ao gás B é a relação entre as densidades absolutas desses gases, medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura.

Sendo a densidade relativa entre dois gases A e B:

B

ABA

d

dd =,

e as densidades absolutas de A e B,

TR

MMPd A

A .

.= e

TR

MMPd B

B .

.=

podemos escrever a densidade relativa entre dois gases como:

B

ABA

MM

MMd =,

d) Difusão e Efusão

Difusão: mistura espontânea de gases. Efusão: escape de um gás através de um pequeno orifício.

� Lei de Graham “As velocidades de difusão e efusão de dois gases que estejam

nas mesmas condições de pressão e temperatura são

inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas

densidades absolutas”.

Portanto, considerando dois gases A e B, na mesma temperatura, temos:

A

BBA

d

dV =, ou

A

BBA

MM

MMV =,

Obs.5: Quanto menor for a massa molar do gás, maior será sua velocidade de difusão e efusão.




QUESTÕES DE VESTIBULARES

1.1 Teoria Cinética, 1.2 Variáveis de Estado & 1.3 Princípio de Avogadro

1. (UNB-DF) O estudo das propriedades macroscópicas dos gases permitiu o desenvolvimento da teoria cinético-molecular, a qual explica, ao nível microscópico, o comportamento dos gases. A respeito dessa teoria, julgue os itens que se seguem: 01. O comportamento dos gases está relacionado ao movimento uniforme e ordenado de suas moléculas. 02. A temperatura de um gás é uma medida de energia cinética de suas moléculas. 04. Os gases ideais não existem, pois são apenas modelos teóricos em que o volume das moléculas e suas interações são considerados desprezíveis. 08. Um gás real tem comportamento mais próximo do de um gás ideal quando está sob temperatura alta e pressão alta. 16. A pressão de um gás dentro de um recipiente está associada às colisões das moléculas do gás com as paredes do recipiente. 32. Dois recipientes fechados e idênticos contendo hidrogênio e etano, a 25 ºC e 2 atm de pressão interna, possuem a mesma massa.

1.4 Equação de Estado

2. (UFC) A massa de gás hélio, necessária para inflar o pneu de 0,4 L de volume, com a pressão correspondente a 6,11 atm, a 25 ºC, seria: a) 0,4 g d) 3,2 g b) 0,1 g e) 4,0 g c) 2,4 g

1.5 Equação Geral

3. (UFPB-2007/Física) Numa indústria de engarrafamento e liquefação de gases, um engenheiro lida, freqüentemente, com variações na pressão e no volume de um gás devido a alterações de temperatura. Um gás ideal, sob pressão de 1atm e temperatura ambiente (27ºC), tem um volume V. Quando a temperatura é elevada para 327ºC, o seu volume aumenta em 100%. Nessa situação, a pressão do gás, em atm, é: a) 0,5 d) 2,0 b) 1,0 e) 2,5 c) 1,5

1.6 Transformações 4. (UFPB-2006/Física) Antes de iniciar uma viagem, um motorista cuidadoso calibra os pneus de seu carro, que estão à temperatura ambiente de 27 ºC, com uma pressão de 30 lb/pol

2. Ao final da viagem, para determinar a temperatura dos pneus, o motorista mede a pressão dos mesmos e descobre que esta aumentou para 32 lb/pol

2. Se o volume dos pneus permanece inalterado e se o gás no interior é ideal, o motorista determinou a temperatura dos pneus como sendo: a) 17 ºC d) 47 ºC b) 27 ºC e) 57 ºC c) 37 ºC

1.7 Mistura Gasosa

5. (UFPB-2003) Sabendo-se que um frasco de 1,0 L contém 10,0 g de gás O2 e 10,0 g de gás CO2, à 25 ºC, é correto afirmar: a) A pressão parcial do gás O2 é menor do que a pressão parcial do gás CO2.

b) A pressão parcial do gás O2 é maior do que a pressão parcial do gás CO2. c) As pressões parciais dos gases O2 e CO2 são iguais pois estes gases apresentam o mesmo número de moléculas. d) As pressões parciais dos gases O2 e CO2 são iguais pois estes gases apresentam massas iguais. e) O número de moléculas do gás O2 é menor do que o número de moléculas do gás CO2. 6. (UFPB-2001) Se um pneu é cheio com uma mistura dos gases ideais H2, N2 e He, nas condições normais de temperatura e pressão, CNTP, na proporção de 1,5 mol de H2, 42 g de N2 e 33,6 L de He, é INCORRETO afirmar que, no pneu, a) os gases H2, N2 e He exercem a mesma pressão parcial. b) o número de mols de cada um desses gases é o mesmo. c) os três gases ocupam idêntico volume. d) as massas de H2, N2 e He são iguais. e) a pressão total é a soma das pressões parciais de H2, N2 e He. 7. (UFPB-2005) Dois balões de borracha iguais, denominados A e B, são inflados com He e CO2, respectivamente, até adquirirem o mesmo volume, a mesma pressão interna e temperatura. Considerando-se estas informações e sabendo-se que a massa molar aparente do ar é 28,96 g/mol, é correto afirmar: a) Apenas o balão B subirá à atmosfera. b) A quantidade de átomos de hélio no balão A será igual a quantidade de moléculas de CO2 no balão B. c) A massa do balão A será maior do que a massa do balão B. d) O balão A subirá à atmosfera e seu volume diminuirá com o aumento da altitude. e) O balão B murchará antes do balão A. 8. (UFPB-2000) Em um recipiente fechado, contendo moléculas de O2, N2, H2 e CO2, nas mesmas condições de pressão e temperatura, é feito um minúsculo orifício, por onde os gases escapam. De acordo com a lei de efusão de gases, apresentam-se, em ordem crescente de suas velocidades de efusão, as moléculas: a) O2, N2, H2 e CO2 d) H2, O2, N2 e CO2

b) CO2, O2, N2 e H2 e) H2, N2, CO2 e O2

c) H2, N2, O2 e CO2

9. (UFPB-2004) Um determinado laboratório adquiriu os gases CH4, Cl2, C2H2, H2S e CO2, cada um armazenado em cilindros diferentes. Ocorre que, por descuido, os rótulos com o nome do gás, nos cilindros, foram danificados. Para resolver este problema, cada cilindro foi numerado. Sabendo-se que a velocidade de difusão do gás hidrogênio é igual a 27 km/min, em determinadas condições de pressão e temperatura, a velocidade de difusão de cada gás, nas mesmas condições, foi determinada e os seguintes valores foram obtidos:

cilindro 1 = 9,57 km/min





A partir dos valores de velocidade de difusão, os gases contidos nos cilindros 1, 2, 3, 4 e 5 são, respectivamente: a) CH4, Cl2 , C2H2, H2S, CO2 b) CH4, Cl2 , C2H2 , CO2, H2S c) C2H2, CH4, Cl2 , CO2, H2S d) Cl2, H2S, CO2, CH4, C2H2 e) Cl2, CH4, C2H2, H2S, CO2




22 .. SS OO LL UU ÇÇ ÕÕ EE SS Por que vamos estudar as soluções? Porque são muito

comuns e importantes em nosso cotidiano. O ar que respiramos é uma solução de vários gases, em que predominam N2 e O2. A água do mar (que cobre ¾ da superfície terrestre) é uma solução de vários sais. As águas dos mares, dos rios e dos lagos contêm ar dissolvido, sem o qual os peixes morreriam (veja que nos aquários existem borbulhadores, para manter a aeração da água). Muitos de nossos alimentos são soluções – o leite, o café, o chá, etc.; além disso, freqüentemente procuramos melhorar o sabor dos alimentos, dissolvendo açúcar no café, sal no molho das saladas, etc.

2.1 CONCEITOS Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais

substâncias e como tal apresentam um único aspecto (uma única fase).

Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto e o dispersante, de solvente. As partículas do soluto são menores que 1nm (10-9m).

Por exemplo, quando dissolvemos açúcar em água, o açúcar é o soluto, e a água, o solvente.

2.2 CLASSIFICAÇÃO

a) De acordo com os estados físicos Solução Soluto Solvente Exemplos

Sólida Sólido Sólido Liga metálica

(ou 18 quilates)

Líquida Líquido, sólido

ou gasoso (dissolvido)

Líquido Soro fisiológico

ou solução aquosa de etanol

Gasosa Gasoso Gasoso Mistura de oxigênio e nitrogênio

b) De acordo com a condutividade elétrica

� Soluções iônicas ou eletrolíticas: são soluções

condutoras de eletricidade. Para que uma solução seja condutora de eletricidade é necessário que apresente certa quantidade de íons dissociados, o que ocorre geralmente em meio aquoso quando o soluto é um ácido, um hidróxido ou um sal. Ex.1: Solução aquosa de KCl, solução aquosa de ácido sulfúrico etc.

� Soluções moleculares ou não-eletrolíticas: não são condutoras de eletricidade em função do soluto não se apresentar convertido em íons. Ex.2: Solução aquosa de etanol (álcool comum).

c) De acordo com o grau de saturação Para esta classificação devemos conhecer um limite

chamado de Coeficiente de Solubilidade (C.S.). O C.S. indica a cada temperatura, a quantidade máxima de soluto que pode ser totalmente dissolvida em certa quantidade de solvente, considerando-se uma determinada pressão. Ex.3: O C. S. do KNO3 a 20ºC e 1 atm é 31,6 g/100 g de H2O. Ou seja, nestas condições, 31,6 g de KNO3 é a massa máxima deste sal que pode permanecer totalmente dissolvida em 100g de H2O.

Levando-se em consideração um determinado C. S., as soluções podem ser classificadas como:

� Insaturada: Quando a quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente é inferior ao previsto pelo C.S.

� Saturada: Quando a relação soluto-solvente é igual ao previsto pelo C.S. A saturação corresponde ao limite para a precipitação.

� Supersaturada: Quando a quantidade de soluto dissolvido em relação à quantidade de solvente está além do C.S. Obs.1: As soluções supersaturadas são instáveis e, por exemplo, ao sofrerem um abalo mecânico transformam-se em soluções saturadas com corpo de fundo (precipitado). � Curva de Solubilidade: Mostram as variações da solubilidade em determinada pressão à medida que alteramos a temperatura. Ex.4: Para um soluto A qualquer, temos a C.S. a seguir:

Interpretação: A curva no gráfico representa a quantidade máxima de soluto que pode permanecer dissolvida em cada 100g de solvente a uma dada temperatura; isto é, o C.S. (Coeficiente de solubilidade). Ponto Y: O ponto Y sobre a curva indica que a 20ºC, 50g é a quantidade de soluto que satura 100g de água, portanto Y representa uma solução saturada. Ponto X: No ponto X representado no gráfico temos a 20ºC, 40g de soluto dissolvidos em cada 100g de água. Mas já sabemos que a 20ºC podem permanecer dissolvidos 50g de soluto, portanto temos uma quantidade de soluto inferior à prevista no C. S. Logo, X e qualquer outro ponto situado abaixo da curva de solubilidade representa uma solução insaturada. Ponto Z: Corresponde a uma solução supersaturada, pois temos dissolvido ainda a 20ºC, 55g de soluto em 100g de água; isto é, 5g de soluto a mais do que o previsto pelo C. S. Obs.4: Sendo a solução supersaturada instável, por algum desequilíbrio no sistema, seria precipitado a quantidade de soluto correspondente à diferença entre Z e Y (55 – 50), isto é, originaria uma solução saturada com 5g de A precipitado. Obs.5: Para a maioria dos solutos, um aumento de temperatura provoca um aumento na solubilidade (inflexão positiva da curva).




2.3 EXPRESSÕES DE CONCENTRAÇÃO Um aspecto muito importante em uma solução é a

proporção entre a quantidade da substância dissolvida (soluto) e a quantidade da que está dissolvendo (solvente). No dia-a-dia, você pode preparar um molho para salada “mais salgado” ou “menos salgado”; pode preparar um café “mais forte” ou “mais fraco” (na Química, um café mais forte seria chamado de mais concentrado).

De modo geral, usamos o termo concentração de uma solução para nos referirmos a qualquer relação estabelecida entre a quantidade do soluto e a quantidade do solvente.

Concentração = _quantidade do soluto_ quantidade do solvente

Essas “quantidades” podem ser dadas em massa (g, Kg, etc.), em volume (m3, L, mL, etc.) ou em mols, teremos então várias maneiras de expressão concentrações. É o que vamos estudar a seguir, adotando a seguinte convenção: � Índice 1, para as quantidades relativas ao soluto; � Índice 2, para as quantidades relativas ao solvente; � Sem índice, para as quantidades relativas à própria solução.

a) Concentração Comum É a quantidade, em gramas, de soluto existente em 1 litro de solução. Ou seja:

V

mC 1

=

Obs.6: Não confunda Concentração Comum com Densidade da solução:

V

mC 1

= ≠ V

md =

b) Título

É o quociente entre a massa do soluto e a massa total da solução (soluto + solvente). Ou seja:

)( 21

1

mm

mTm

+= ⇒ 100.% mm TT =

Obs.7: Relação entre Concentração e Título:

mTdC .=

c) Molaridade

É a quantidade, em mols, do soluto existente em 1 litro de solução. Ou seja:

V

nM 1

= ⇒ VMM

mM

.1

1=

Obs.8: Relação entre Concentração Comum e Molaridade:

1.MMMC =

d) Fração Molar

É o quociente entre a quantidade de mols do soluto e a quantidade total de mols na solução (soluto + solvente). Ou seja:

21

11

nn

nX

+= e

21

22

nn

nX

+= ⇒ 121 =+ XX

e) Molalidade

É a quantidade, em mols, de soluto existente em 1Kg de solvente. Ou seja:

)(2

1

Kgm

nW =

2.4 OPERAÇÕES No dia-a-dia de um químico é bastante comum tanto o

preparo como a manipulação de soluções já preparadas no sentido de aumentar ou de diminuir a quantidade de solvente (para obter uma concentração específica de solução).

Também é usual misturar soluções de concentrações diferentes de mesmo soluto para se chegar a uma solução final de concentração desejada. São essas operações e os conceitos relacionados a elas que veremos a seguir.

a) Diluição e Concentração de Soluções De um modo geral, podemos dizer:

� Diluir uma solução significa acrescentar solvente a essa solução de modo a diminuir sua concentração.

� Concentrar uma solução significa diminuir a quantidade de solvente da solução de modo a aumentar sua concentração.

Acompanhe: Solução inicial + Solvente = Solução Final Diluída

iii

i VCmV

mC .1

1=⇒= ff

f

f VCmV

mC .1

1=⇒=

Como m1 da solução inicial = m1 da solução final, temos:

ffii VCVC .. =

Obs.9: Diluindo: Vfinal = Vfinal + Vadicionado Concentrado: Vfinal = Vinicial - Vretirado

b) Mistura de Soluções Quando misturamos soluções feitas de mesmo soluto

e mesmo solvente, porém de concentrações diferentes, obtemos uma nova solução de concentração intermediária à das soluções misturadas. Acompanhe:

Solução 1 + Solução 2 = Solução Final

1

11

V

mC =

2

22

V

mC =

f

f

fV

mC =

111 .VCm = 222 .VCm = fff VCm .=

Como m1 + m2 = mf, temos:

ff VCVCVC ... 2211 =+

Obs.10: As relações que deduzimos para a concentração em grama por litro (C) são análogas às que podemos deduzir para as demais expressões de concentração.

� Casos particulares de mistura de soluções: � Solutos diferentes que não reagem entre si e que utilizam o

mesmo solvente.

Neste caso, teremos simplesmente uma diluição independente de cada soluto. Logo, para cada soluto teremos:

ffii VCVC .. =

� Solutos que reagem entre si e que utilizam o mesmo solvente.

Para resolvermos este tipo de problema, devemos construir a equação que representa a reação química citada e com base nas quantidades de soluto presentes nas soluções devemos resolver os problemas através do cálculo estequiométrico.





2.1 Conceitos & 2.2 Classificação 1. (UFPB-2009) O gráfico abaixo descreve a variação da solubilidade da sacarose em água em função da temperatura.

A partir das informações contidas no gráfico, identifique as afirmativas corretas: I. A dissolução da sacarose em água é favorecida pelo aumento da temperatura. II. Uma solução que contém 250 g de sacarose em 100mL de água a 20ºC é saturada com 25 g de precipitado. III. Uma solução que contém 200 g de sacarose em 100mL de água a 20ºC é saturada. IV. As soluções que contêm quantidades de sacarose inferiores a 150 g em 100mL de água, no intervalo de temperatura considerado, são supersaturadas. V. A solubilidade da sacarose em água duplica, quando se eleva a temperatura de 20ºC para 85ºC.

2.3 Expressões de Concentração 2. (Mackenzie-SP) Têm-se cinco recipientes contendo soluções aquosas de cloreto de sódio.

1 2 3 4 5

V = 2 L

msal=0,5g

V = 3 L

msal=0,75g

V = 5 L

msal=1,25g

V = 8 L

msal=2,0g

V = 10 L msal=2,5g

É correto afirmar que: a) o recipiente 5 contém a solução menos concentrada. b) o recipiente 1 contém a solução mais concentrada. c) somente os recipientes 3 e 4 contêm soluções de igual concentração. d) as cinco soluções têm a mesma concentração. e) o recipiente 5 contém a solução mais concentrada. 3. (FAFEOD-MG) Quantos gramas de H2O são necessários, a fim de se preparar uma solução, a 20% em peso, usando 80g do soluto? a) 400 d) 320 b) 500 e) 480 c) 180 4. (UFRJ) O carbonato de cálcio é usado na fabricação de vidros, adubos, cimentos e dentifrícios. Encontrando na natureza na forma de argonita, calcita, calcário, etc. A massa de carbonato de cálcio (CaCO3) que deve ser dissolvida em água (admitindo-se a solubilização total do sal) para obter 500mL de solução 0,2M é: a) 1 g c) 10 g b) 5 g d) 25 g

5. (UFF-RJ) Uma solução contém 18,0g de glicose (C6H12O6), 24,0g de ácido acético (C2H4O2) e 81,0g de água (H2O). Qual a fração molar de ácido acético na solução? a) 0,04 d) 0,80 b) 0,08 e) 1,00 c) 0,40

2.4 Operações 6. (UEG) Quanto maior for a quantidade de soluto presente num determinado volume de solução, mais concentrada será esta solução. E quanto menor for a quantidade de soluto presente num determinado volume de solução, mais diluída será essa solução. Observe atentamente a ilustração abaixo:

De acordo com a ilustração acima, assinale a alternativa correta: a) A concentração da solução inicial é igual a 53g/L. b) A concentração da solução final é igual a 0,4 mol/L. c) De acordo com a ilustração, o volume adicionado de água na solução inicial é igual a 500mL. d) A concentração da solução final é igual a 8,5 g/L. e) A concentração da solução inicial é igual 0,080 mol/L. 7. (UEPB-2004) Num laboratório de química, o estoque de reagentes disponível para uso, geralmente é composto de soluções bastante concentradas. Porém, em dosagens realizadas, as soluções utilizadas devem ser diluídas. Qual é o volume de água (destilada) que se deve adicionar a 1,5L de solução de ácido sulfúrico composta de 196g desse ácido para cada litro de solução, para reduzir a concentração pela metade? a) 3,0L d) 4,0L b) 1,5L e) 2,5L c) 2,0L 8. (UEPB) Uma solução aquosa de hidróxido de sódio foi preparada segundo o esquema abaixo:

Marque a alternativa que corresponde à molaridade da solução final: a) 1 d) 4 b) 2 e) 5 c) 3 9. (FESP-SP) Qual é o volume de uma solução de hidróxido de sódio 1,5M que deve ser misturado a 300 mL de uma solução 2M da mesma base, a fim de torná-la solução 1,8M? a) 200 mL b) 20 mL c) 2000 mL d) 400 mL e) 350 mL




33 .. RR EE AA ÇÇ ÕÕ EE SS QQ UU ÍÍ MM II CC AA SS Para desenvolver o estudo das reações químicas, devemos

relembrar que este conceito está associado à idéia de transformação (fenômeno químico), ou seja, à produção de novos materiais.

3.1 CONCEITOS Reação Química é todo fenômeno químico. A síntese

(formação) da água, por exemplo, pode ser descrita como:

Equação Química é a representação de uma reação

química. Representando por uma equação química a reação acima, temos:

2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2 H 2 O (l) Os números que precedem as fórmulas são chamados

de coeficientes e indicam a proporção entre as substâncias que participam da reação.

Então, a proporção da reação de síntese da água é 2:1:2, o que significa que, para cada 2 moléculas de H2O formadas, reagiram 2 moléculas de H2 e 1 molécula de O2.

3.2 CLASSIFICAÇÃO

a) Síntese ou Adição

As reações de síntese poderão se classificadas como totais ou parciais. � Síntese Total: todos os reagentes são substâncias simples. Ex.: S + O2 → SO2 � Síntese Parcial: pelo menos um reagente é uma substância

composta. Ex.: SO2 + 1/2O2 → SO3

b) Análise ou Decomposição

As decomposições podem ser classificadas como: � Decomposição Total: todos os produtos são substâncias simples. Ex.: 2H2O → 2H2 + O2 � Decomposição Parcial: Dentre os produtos encontramos

substâncias compostas. Ex.: 2H2O → 2H2O + O2 Obs.: As decomposições podem receber nomes especiais.

Pirólise: Decomposição pelo calor (∆) Fotólise: Decomposição pela luz (λ) Eletrólise: Decomposição pela eletricidade.

c) Simples-Troca ou Deslocamento

d) Dupla-Troca ou Permutação

3.3 LEIS PONDERAIS a) Lei de Lavoisier (Conservação das Massas)

“Os átomos que constituem as espécies químicas são indestrutíveis, havendo na formação de novas substâncias (reações) apenas um arranjo dos átomos. Portanto, a soma das massas dos reagentes deve ser igual à soma das massas dos produtos.” Ou seja:

∑ mreagentes = ∑ mprodutos

Ex.:

b) Lei de Proust (Proporções Definidas) “As moléculas de uma mesma substância são

formadas sempre pelo mesmo número de átomos de seus elementos constituintes. Logo, tomando-se uma massa qualquer de uma substância, existirá sempre uma razão constante e definida entre as massas de cada um de seus elementos.”

Ex.:

c) Lei de Dalton (Proporções Múltiplas) “Quando dois elementos se combinam para dar origem a diferentes substâncias, sendo fixa a massa de um deles, as massas do outro elemento guardam entre si um proporção de números inteiros e pequenos.” Ex.: Combinações entre carbonos e oxigênio:

Razão entre as massas de oxigênio:

Ou seja, na formação dos compostos de CO e CO2, as massas de oxigênio variam na proporção de 1:2.

3.4 REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO São reações que envolvem variações de Nox,

geralmente pela transferência (ganho e perda) de elétrons. Oxidação: aumento do Nox provocado pela perda de elétrons. Redução: diminuição do Nox provocado pelo ganho de elétrons. Agente oxidante: substância que provoca uma oxidação. Agente redutor: substância que provoca a redução. Ex.:




3.5 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES Para balancear uma equação, devemos lembrar que a

massa antes da reação é igual à massa depois da reação (Lei de Lavoisier), ou seja, apesar de ocorrer um novo arranjo dos átomos, a quantidade permanece a mesma. Então, balancear uma equação química, ou acertar seus coeficientes, é igualar a quantidade de átomos de cada elemento participante nos reagentes e nos produtos.

a) Método de Tentativas Pode ser utilizado para a maior parte das reações.

Instruções: 1º) Identifique na reação um elemento que apareça apenas uma vez de cada lado da seta. 2º) Escolha, entre esses, o que apresenta maior valor de índice. 3º) Coloque para este o coeficiente 1. Obtenha os outros coeficientes por tentativas e erro, de forma a obter a mesma quantidade de cada elemento nos dois lados da seta.

b) Método de Oxirredução Em algumas reações de oxirredução não é possível

aplicar o método de tentativas, devendo então ser aplicado o método REDOX. Instruções: 1º) Identifique os elementos que sofrem variação de Nox. 2º) Escolha para continuar o método o membro da equação onde as espécies identificadas acima apresentam maiores índices. 3º) Determinar o valor de ∆.

∆ = nº de e- perdidos ou recebidos x índice 4º) Inverter os valores de ∆ como coeficiente dessas espécies. 5º) Continuar o balanceamento por tentativas.

3.6 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Como conseqüência direta da Lei de Lavoisier

(conservação das massas) e Proust (proporções definidas), os coeficientes de balanceamento de uma reação indicam a proporção em número de mols de substâncias que reagem ou são produzidas.

a) Regras Gerais para Casos Simples 1º) Identificar na reação as espécies que realmente participam do cálculo (espécie que o problema informa algum dado, como massa ou volume, e a espécie sobre a qual se espera obter alguma informação). 2º) Criar uma relação, em número de mols, entre as espécies envolvidas através dos coeficientes de balanceamento. 3º) Transformar a unidade mol na relação criada acima para a unidade que o problema se refere (massa, volume etc.) 4º) Montar uma “regra de três”, colocando numa 3ª relação o dado informado pelo problema abaixo da espécie ao qual se refere e chamando de x, ou outra incógnita, a informação que deverá ser obtida. Obs1.: Certifique-se, antes de começar, que a reação está balanceada. Se não houver nenhum coeficiente, desconfie! Obs2.: No 3º passo, se for necessário, relacionar número de mols com massa, deve-se calcular a massa molar da substância, e sendo a transformação entre o número de mols e volume de um gás, deve-se utilizar o volume molar. Obs3.: É comum o problema informar as massas molares ou (e) o volume molar nas condições da reação, portanto, fique atento aos dados fornecidos.

b) Casos Especiais

� Grau de Pureza (% de pureza) O problema se refere a uma porcentagem de pureza de

um reagente. As impurezas associadas à massa total de regente não participam da reação esperada. Portanto, devemos inicialmente determinar a massa que efetivamente participará da reação.

� Rendimento (% de rendimento) No cálculo simples consideramos que as reações se

completam, ou seja, toda quantidade de reagente se transforma em produtos (100% de rendimentos).

Na prática, diversos fatores podem levar a reação a não se completar e teremos assim uma porcentagem de conversão de reagentes em produtos; isto é, um rendimento.

Nestes casos, devemos ao final do cálculo relacionar a quantidade de produto teoricamente obtida (100% de rendimento) ao rendimento real do processo.

� Reagente em excesso: Todos os casos estudados até agora relacionaram duas

espécies na reação. Sobre um era dada alguma informação e encontrava-se uma quantidade de outra.

Você identificará o caso de reagente em excesso

quando for informado de quantidades de dois reagentes e questionado sobre a quantidade de um produto. Para entender este caso, vamos estudar a reação de formação da água:

A proporção indicada pelos coeficientes informa que:

Cada 2 mols de H2 reagem com no máximo 1 mol de O2. Logo, se misturarmos 2 mols de H2

com 2 mols de O2:

2 mols de H2 irão reagir com 1 mol de O2 e sobrará ainda 1 mol de O2 sem reagir; o que indica que há excesso de 1 mol de O2 e este será chamado reagente em excesso.

Por outro lado, não haverá mais H2 no meio reacional e, portanto, a reação não poderá prosseguir. Dizemos então que H2 limitou a reação e este será chamado reagente limitante.

A quantidade de agua formada está relacionada portanto à quantidade de H2 (reagente limitante), pois acabando a quantidade inicial de H2, mesmo que ainda exista oxigênio, será impossível ocorrer a reação e obter outros produtos.

Logo, a quantidade de produto está ligada à quantidade de reagente limitante. Método para resolução de questões: 1º) Montar uma estequiometria entre os reagentes a fim de identificar o regente limitante. 2º) Montar uma segunda estequiometria entre o regente limitante e o produto mencionado.





3.2 CLASSIFICAÇÃO As equações, abaixo, representam transformações químicas, envolvendo dióxido de silício e aluminossilicatos: (I) 2KAlSi3O8 (s ) + 2H2O(l ) + CO2 (g ) K2CO3 (aq ) +

Al2Si2O5(OH)4 (s ) + 4SiO2 (s ) (II) SiCl4 (l ) + 2H2O(l )

SiO2 (s ) + 4HCl(aq ) (III) CaO(s ) + SiO2 (s )

CaSiO3 (l )

(IV) Si(s ) + 2H2O(l ) SiO2 (s ) + 2H2 (g )

1. (UFPB-2006) As reações representadas pelas equações II, III e IV são classificadas, respectivamente, como: a) Dupla substituição, adição e deslocamento. b) Dupla troca, deslocamento e síntese. c) Substituição, síntese e dupla troca. d) Substituição, síntese e adição. e) Simples troca, deslocamento e substituição.

3.4 REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 2. (UFPB-2006) Com respeito às reações I, II, III e IV é correto afirmar: a) Apenas as reações I e IV são de óxido-redução. b) Apenas as reações II, III e IV são de óxido-redução. c) Todas as reações são de óxido-redução. d) Na reação I, o KAlSi3O8 é o agente oxidante, e o CO2 é o agente redutor. e) Na reação IV, o Si é o agente redutor, e a H2O é o agente oxidante. 3. (UFPB-2005) O ferro é um metal de grande importância para a nossa civilização, uma vez que é muito usado na estrutura das edificações, na produção de máquinas e motores, etc. A produção deste metal em escala industrial é feita em altos fornos e ocorre de acordo com a equação:

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2

A respeito dessa reação, é correto afirmar: a) O carbono, no CO, sofre redução. b) O CO reduz o ferro, no Fe2O3, a Fe

3+. c) O ferro, no Fe2O3, sofre oxidação. d) O CO é o agente oxidante. e) O ferro metálico é produzido pela redução do Fe

3+.

3.5 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES 4. (PUC-MG) Dada a equação:

Fe3O4(s) + H2 (g) → Fe (s) + H2O(g) a soma total dos coeficientes mínimos e inteiros de todas as espécies químicas envolvidas, após o balanceamento da equação é: a) 8 b) 11 c) 12 d) 14 e) 16 5. (UFRS) Para a reação:

S2- + H+ + NO3- � S + NO + H2O,

os coeficientes estequiométricos ajustados, lidos da esquerda para a direita, são: a) 2- 4 - 2 - 2- 2- 2 b) 3 – 2 – 3 – 3 - 2 c) 3 – 8 – 2 – 3 – 2 – 4 d) 2 – 6 – 3 – 2 – 3 – 3 e) 2 – 8 – 3 – 2 – 3 – 4

6. (UFPB-2001) Para verificar se o motorista está alcoolizado, a Polícia Rodoviária usa o teste do bafômetro, que se baseia na reação redox abaixo. A amostra, introduzida através do sopro no bafômetro calibrado, é tratada com uma solução ácida de dicromato de potássio. O álcool presente é oxidado a ácido acético e o dicromato (laranja) é reduzido a íon crômico (verde), sendo o nível de álcool no sangue facilmente determinado por essa mudança de cor.

C2H6O + K2Cr2O7 + H2SO4 → C2H4O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Após ser balanceada, essa reação terá os seguintes coeficientes: a) 1, 2, 4, 1, 2, 3, 9 b) 3, 2, 8, 3, 2, 2, 11 c) 2, 1, 4, 2, 2, 1, 10 d) 1, 3, 5, 3, 1, 9, 1 e) 2, 2, 7, 2, 3, 2, 10

3.6 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

As bolsas de ar, air bags, existentes nos automóveis modernos, usadas para amortecer o impacto numa colisão, enchem-se rapidamente devido à expansão de um gás gerado a partir da azida de sódio (NaN3), segundo a equação NÃO-BALANCEADA abaixo:

NaN3(s) → Na(s) + N2(g) 7. (UFPB-2004) Considerando-se que a equação acima deverá ser balanceada para permitir a determinação das quantidades de reagentes e produtos, é INCORRETO afirmar que, para que sejam produzidos a) 3 mols de nitrogênio gasoso, são necessários 2 mols de azida de sódio. b) 2 mols de sódio metálico, são necessários 2 mols de azida de sódio. c) 42,0 g de nitrogênio gasoso, são necessários 65,0 g de azida de sódio. d) 23,0 g de sódio metálico, são necessários 65,0 g de azida de sódio. e) 42,0 g de nitrogênio gasoso, são necessários 130,0 g de azida de sódio. 8. (UFPB-2006) Na reação III, considere que 28 g de óxido de cálcio reagem com 20 g de óxido de silício, sendo produzidos 19,5 g de CaSiO3 . Nessas condições experimentais, é correto afirmar: a) O reagente limitante é o óxido de cálcio. b) O rendimento teórico da reação equivale a, aproximadamente, 49 g de CaSiO3 . c) O rendimento percentual da reação é de, aproximadamente, 60%. d) 30 g de óxido de silício são necessários para reagir, totalmente, com 28 g de óxido de cálcio. e) As quantidades fornecidas para os dois reagentes são suficientes, para formar 60 g de CaSiO3 . 9. (UFPB-2009) A produção de vinho resulta da fermentação do suco de uva (rico em glicose) pela ação de enzimas, que promovem uma série de reações que levam à formação de álcool e CO2, conforme a equação abaixo:

C6H12O6(aq) → 2CH3CH2OH(l) + 2CO2(g) Glicose Considerando-se uma amostra de suco de uva que contém 360 g de glicose, é correto afirmar que, nas CNTP, o volume de CO2 obtido é: a) 22,4L c) 88,0L e) 174,0L

b) 44,0L d) 89,6L




44 .. EE LL EE TT RR OO QQ UU ÍÍ MM II CC AA É a parte da Química que estuda as reações nas quais

ocorrem transferência de elétrons (reações de oxi-redução) e o seu aproveitamento prático para converter energia química em energia elétrica e vice-versa.

Energia Energia

Química Elétrica

4.1 POTENCIAIS DE ELETRODO Para analisarmos a espontaneidade de uma reação e

fazermos aplicabilidades, devemos ter conhecimento de uma grandeza chamada Potencial de Eletrodo (E), obtido experimentalmente, que mede a tendência que cada espécie possui para sofrer oxidação ou redução.

A determinação desses potenciais é feita numa pilha voltaica nas condições padrões (pressão=1atm; temperatura=25ºC; solução de concentração=1mol/L), tomando-se como referência o eletrodo de hidrogênio, a quem se atribuiu, arbitrariamente, o potencial de redução (e de oxidação) igual a zero. Esses potenciais estão relacionados numa tabela, juntamente com as semi-reações correspondentes:

Obs.: Para a mesma espécie, os potenciais de redução (ε°red) e de oxidação (ε°oxid) são simétricos. Por exemplo:

Ag+ + e- → Ag° ε°RED = + 0,80 V Ag°

→ Ag+ + e- ε°OXID = - 0,80 V

a) Espontaneidade de uma Reação Dadas duas semi-reações “análogas”, ambas de

redução ou de oxidação, com os respectivos potenciais (de redução ou de oxidação), espontaneamente, a de maior potencial se processa no sentido indicado, enquanto a de menor potencial se processa no sentido inverso.

Ex.1: Para sabermos se a reação 2 Al + 3 Cu2+ → 2 Al3+ + 3 Cu

é espontânea ou não-espontânea, lembremo-nos de que: Al3+ + 3e- → Al Eº = -1,66V

Cu2+ + 2e- → Cu Eº = +0,34V os potenciais nos mostram que espontaneamente ocorre

Cu2+ + 2e- → Cu Al → Al3+ + 3e-

e, portanto, a reação espontânea é: 2 Al + 3 Cu2+ → 2 Al3+ + 3 Cu

b) Proteção Catódica

Consiste em associar ao metal que deve ser protegido de uma possível corrosão uma barra de outro metal que se oxide mais facilmente que ele, ou seja, o metal de

sacrifício deverá ter menor potencial de redução.

4.2 CÉLULA VOLTAICA: PILHA É um dispositivo que aproveita a transferência de e-

em uma reação de oxirredução e propicia o aparecimento de uma corrente elétrica através de um condutor.

A Pilha de Daniell era formada por uma barra de zinco e outra de cobre, unidas por um fio metálico. Observe o esquema:

Analisando quimicamente as soluções, observa-se que:

Pilha: espontâneo

Eletrólise: não-espontâneo




a) Diferença de Potencial – ddp ou f.e.m. ou ∆Eº O funcionamento de uma pilha depende

principalmente de conectarmos metais com diferentes capacidades de sofrer oxidação, ou melhor, de diferentes potenciais de oxidação.

Quanto maior for a diferença de potencial (ddp) dos eletrodos de uma pilha, maior será a intensidade da corrente elétrica produzida e, portanto, maior a força eletromotriz (f.e.m.). Assim, calcula-se essa força por:

ddp = maior E°RED – menor E°RED

Valor (+) => Pilha => Espontâneo Cálculo da ddp Valor (-) => Eletrólise => Não-espontâneo Ex.2: Na Pilha de Daniell, construída com eletrodos de zinco e de cobre, verificamos que o cobre sofreu redução (Cu2+ + 2e- → Cu0), enquanto o zinco sofreu oxidação (Zn0 → 2e- + Zn2+). Sabendo-se que

εºRED Zn = - 0,76 V e εºRED Cu = + 0,34 V a diferença de potencial da pilha é ?

ddp = maior E°RED – menor E°RED

ddp = (+ 0,34 V) – (- 0,76 V) ddp = + 1,10 V

4.3 CÉLULA ELETROLÍTICA: ELETRÓLISE

Vamos estudar neste item o fenômeno inverso àquele que ocorre numa pilha, isto é, a corrente elétrica provocando uma reação de oxi-redução: a eletrólise.

Eletrólise é um processo não-espontâneo de descarga de íons, no qual, à custa de energia elétrica, se faz o cátion receber elétrons e o ânion doar elétrons, de modo que ambos fiquem com carga elétrica zero e com energia química acumulada.

Vejamos agora alguns exemplos de descargas: Descarga de Cátions:

Na+ + 1e- → Na / Al3+ + 3e- → Al Descarga de Ânions:

2 Cl- → Cl2 + 2e- / 2 Br- → Br2 + 2e-

Para que um sistema sofra eletrólise é necessária a presença de íons livres, os quais como já vimos serão descarregados durante o processo. Na eletrólise a corrente elétrica atravessa o sistema, descarrega os íons, e provoca uma reação química (não espontânea) de óxido-redução. Percebe-se que sem íons livres não irá ocorrer eletrólise.

Portanto, a obtenção de íons livres pode ser feita por: � Fusão de substâncias iônicas; � Dissociação ou ionização de substâncias em meio aquoso.

No processo de eletrólise, os elétrons emergem da pilha (gerador) pelo ânodo e entram na célula eletrolítica pelo cátodo, no qual produzem redução. Na célula eletrolítica, os elétrons emergem pelo ânodo, no qual ocorre oxidação, e chegam à pilha pelo seu cátodo. Observe o esquema abaixo:

Ânion migra para o Ânodo e Cátion migra para o Cátodo!

a) Eletrólise Ígnea A eletrólise ígnea é a eletrólise feita em ausência de

água, normalmente são compostos iônicos fundidos (no estado líquido). Para fazermos a eletrólise é necessário termos uma fonte de corrente contínua, uma cuba eletrolítica onde se encontra o sistema que sofrerá a eletrólise e eletrodos inertes que podem ser fios de platina ou barras de carbono grafite. Ex.3: Eletrólise Ígnea do NaCl, utilizando eletrodos de grafite. reação de dissociação: 2 NaCl(l) → 2 Na+

(l) + 2 Cl-(l)

reação catódica: 2 Na+(l) + 2e- → 2 Na(s)

reação anódica: 2 Cl-(l) → Cl2(g) + 2e- +

reação global: 2 NaCl(l) → 2 Na(s) + Cl2(g) Note que, pela eletrólise ígnea do cloreto de sódio

(NaCl), obtivemos sódio metálico (Na) e gás cloro (Cl2).

b) Eletrólise em Meio Aquoso Nesse tipo de eletrólise devemos considerar não só

os íons provenientes do soluto, mas também os da água, provenientes de sua ionização.

Genericamente, temos: CA → C+ + A-

H2O → H+ + OH- Dessa forma, ao adicionar o eletrólito CA à água,

produzindo os íons C+ e A-, teremos uma competição entre os íons C+ e H+ no cátodo e de A- e OH- no ânodo. Experimentalmente, verificou-se que somente um dos cátions e somente um dos ânions sofrem descarga nos eletrodos e que essa descarga segue a seguinte ordem de prioridade:

Ordem de Descarga Cátions Ânions

(Metais 1A)1+ F- (Metais 2A)2+ Oxigenados (NO3

-, SO42-)

Al3+ OH- H+ Não-oxigenados (Cl-, Br-)

Demais metais

HSO4-

Conhecendo a ordem de descarga dos íons podemos montar a eletrólise em meio aquoso, precisamos dos mesmos itens só que a cuba eletrolítica não precisa ter aquecedores, pois não iremos fundir o material. Ex.4: Eletrólise do NaCl em meio aquoso, utilizando eletrodos de platina. dissociação iônica: 2 NaCl → 2 Na+ + 2Cl-

ionização da água: 2 H2O → 2 H+ + 2 OH-

reação catódica: 2 H+ + 2 e- → H2 reação anódica: 2 Cl- → 2 e- + Cl2 + reação global: 2NaCl(aq) + 2H2O(l) → H2(g) + Cl2(g) + 2NaOH(l)

Note que, a eletrólise do NaCl(aq) é um processo que permite obter gás hidrogênio (H2), gás cloro (Cl2) e soda cáustica (NaOH(l)).

4.4 ESTEQUIOMETRIA NA ELETROQUÍMICA Os estudos de Michael Faraday permitiram concluir

que 1 mol de elétrons (=6,02x1023) transporta uma quantidade de carga equivalente a 96.500 C e essa quantidade é denominada constante de Faraday (=1F). Portanto:

1 mol de elétrons (=6,02.1023) → 96.500 C (=1 F) A corrente elétrica contínua (i) que circula durante o

tempo (t) corresponde à carga elétrica (Q), ou seja:

Q(C) = i(A) . t(s) Podemos, então, por meio de regras de três, calcular

as quantidades envolvidas numa pilha e numa eletrólise.





4.1 Potenciais de Eletrodo

O texto, a seguir, serve de suporte às questões 1 e 2. O potencial padrão de redução é uma das propriedades que determina a reatividade dos elementos químicos, em particular, dos metais. Nesse sentido, observe os potenciais padrão de redução dos seguintes metais:

Ni2+

(aq) + 2e– → Ni(s) ; E° = – 0,25 V

Fe2+

(aq) + 2e– → Fe(s) ; E° = – 0,44 V

Mg2+

(aq) + 2e– → Mg(s) ; E° = – 2,37 V

Cu2+

(aq) + 2e– → Cu(s) ; E° = +0,34 V

Zn2+

(aq) + 2e– → Zn(s) ; E° = – 0,76 V

1. (UFPB-2007) Os potenciais padrão de redução também são bastante úteis para se obter informações sobre o caminho de uma reação. Dentre as reações abaixo equacionadas, a que representa o sentido espontâneo da reação é: a) FeCl2(aq) + Ni(s) → NiCl2 (aq) + Fe(s) b) MgCl2(aq) + Cu(s) → Mg(s) + CuCl2(aq) c) Zn(NO3)2 (aq) + Fe(s) → Fe(NO3)2 (aq) + Z n(s) d) CuCl2(aq) + Ni(s) → C u(s) + NiCl2 (aq) e) Mg(NO3)2 (aq) + Zn(s) → Mg(s) + Zn(NO3)2(aq) 2. (UFPB-2007) A técnica de proteção catódica é um procedimento eletroquímico que atenua o processo de corrosão dos metais, sendo bastante usada na proteção de gasodutos e tanques de combustíveis. Nesse sentido, uma barra metálica que se oxida antes do metal de que é feito o tanque é a esse conectado, garantindo assim proteção catódica. A figura abaixo representa, esquematicamente, esse procedimento.

Com base nas informações sobre os potenciais padrão de redução, é correto afirmar que a combinação apropriada de metais, para a construção de um tanque de combustível com proteção catódica, corresponde a: a) Tanque de ferro e barra de cobre b) Tanque de ferro e barra de magnésio c) Tanque de magnésio e barra de ferro d) Tanque de zinco e barra de níquel e) Tanque de níquel e barra de cobre

4.2 Célula Voltaica: Pilha 3. Considere o esquema referente à pilha a seguir e responda:

a) O eletrodo B está sofrendo uma oxidação ou uma redução? b) O eletrodo B é denominado cátodo ou ânodo? c) O eletrodo B é o pólo positivo ou o negativo? d) Escreva a semi-reação que ocorre no eletrodo B. e) A concentração de íons B3+ aumenta ou diminui? f) Ocorre deposição sobre o eletrodo B ou sua corrosão? g) O eletrodo A está sofrendo uma oxidação ou uma redução? h) O eletrodo A é denominado cátodo ou ânodo? i) O eletrodo A é o pólo positivo ou o negativo? j) Escreva a semi-reação que ocorre no eletrodo A. k) A concentração de íons A2+ aumenta ou diminui? l) Ocorre deposição sobre o eletrodo A ou sua corrosão? m) Escreva a equação que representa a reação global da pilha. n) Escreva a notação oficial que representa a pilha. o) A pilha é um processo espontâneo ou não-espontâneo? 4. (FURRN) A figura dada representa uma pilha simples.

Com base nos conhecimentos sobre eletroquímica, é correto afirmar: a) Os elétrons do cobre se depositam na lâmina de zinco. b) O eletrodo Cu2+/Cu0 tem tendência à oxidação. c) O eletrodo positivo é o ânodo. d) O Cu2+ é o agente oxidante. e) A temperatura e a pressão não influenciam no potencial do eletrodo. 5. (UFPB-2000) Considere a pilha representada abaixo, com os respectivos potenciais-padrão dos eletrodos.

PILHA Zn/ Zn

2+(1 mol/L)//Ag

+(1 mol/L)/Ag;

POTENCIAIS-PADRÃO Zn

2++ 2e

-→ Zn

o; E

o= -0,76V

Ag+

+ e-→ Ag

o; E

o= +0,80V

Sobre essa pilha, é INCORRETO afirmar: a) O sentido do fluxo de elétrons, no circuito externo, é do eletrodo de zinco para o de prata. b) O eletrodo de zinco é o ânodo. c) A semi-reação que ocorre no cátodo é 2Ag

+ + 2e- → 2Ag

o. d) A reação global espontânea será Zn

2+ + 2Ago → Zn

o + Ag+.

e) A diferença de potencial (ddp) da pilha é +1,56V.




4.3 Célula Eletrolítica: Eletrólise 6. (UFPB UAB-2007) Um importante processo de obtenção industrial do cloro e do sódio consiste na decomposição do cloreto de sódio, que ocorre quando se passa uma corrente elétrica contínua através desse composto iônico fundido. Essa obtenção do Cl2 e do Na ocorre, segundo as semi-reações:

2Cl- → Cl2 + 2e

- Na

+ + e- → Na

Sobre o processo de decomposição do cloreto de sódio, é correto afirmar: a) A formação do Na ocorre devido ao ganho de e- do Cl2. b) Os íons Cl

-, nesse processo, ganham e- e passam para Cl2. c) Os íons Na

+ , nesse processo, perdem e- e passam para Na. d) A reação global da decomposição é representada por:

2Na+ + 2Cl

- → 2Na + Cl2.

e) A formação do Cl2 ocorre devido à perda de e- do Na. 7. (PUC-SP) Para obter potássio e cloro a partir de KCl sólido, deve-se fazer uma eletrólise com eletrodos inertes. Qual a alternativa incorreta? a) Para que a eletrólise ocorra, é preciso fundir a amostra de KCl. b) O ânion Cl- será oxidado no ânodo. c) O cátion K+ será reduzido no cátodo. d) A reação global da eletrólise é: 2KCl → K(s) + Cl2. e) A eletrólise envolve perda e ganho de 3 elétrons. 8. (PUC-SP) A produção industrial de gás cloro (Cl2) ocorre a partir da eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio. Sobre esse processo foram feitas algumas afirmações: I. O ânion cloreto é oxidado no ânodo (pólo positivo) da cuba eletrolítica. II. No cátodo, o cátion sódio é reduzido, produzindo sódio metálico. III. Nesse processo, também são produzidos gás hidrogênio (H2) e solução aquosa de soda cáustica (NaOH). As afirmações corretas são: a) apenas I. c) apenas II e III. e) todas. b) apenas I e III. d) apenas I e II. 9. (PUCPR/2001) Na eletrólise aquosa do Na2SO4(aq), com eletrodos inertes, obteremos no ânodo e no cátodo, respectivamente?

a) H2(g) e SO2(g) b) Na(s) e SO2(g) c) O2(g) e Na(s) d) Na(s) e O2(g) e) O2(g) e H2(g) 10. (UFPB-2004) O estanho, utilizado como revestimento interno em embalagens de produtos alimentícios e na fabricação de ligas metálicas, como a solda e o bronze, pode ser obtido a partir da eletrólise do cloreto de estanho (II) dissolvido em água, conforme a equação:

Sn2+

(aq) + 2 Cl–

(aq) → Sn(s) + Cl2(g)

A partir dessa equação, é correto afirmar que a) a redução do Cl

–(aq) a Cl2(g) ocorre no anodo.

b) a oxidação do Sn2+

(aq) a Sn(s) ocorre no catodo. c) o Cl

–(aq) é o agente redutor e o Sn

2+(aq) é o agente

oxidante. d) Sn

2+(aq) + 2e

– → Sn(s) corresponde à semi-reação de

oxidação. e) 2Cl

–(aq) → Cl2(g) + 2e

– corresponde à semi-reação de redução.

11. (UFPB-2006) Na produção de filmes finos, amplamente usados na fabricação de condutores, resistores, circuitos microeletrônicos, dispositivos fotovoltaicos, dentre outros, é conveniente empregar conhecimentos básicos a respeito de células eletroquímicas. Nesse contexto, com respeito às células voltaicas e às células eletrolíticas, é INCORRETO afirmar: a) O eletrodo no qual ocorre o processo de oxidação é denominado cátodo, tanto para as células voltaicas quanto para as células eletrolíticas. b) A ocorrência espontânea de uma reação de óxido-redução, na célula voltaica, promove a geração de corrente elétrica. c) Uma reação química, na célula eletrolítica, é provocada pela passagem de corrente elétrica. d) A eletrólise ígnea é o nome da reação química provocada pela passagem de corrente elétrica, através de um composto iônico fundido. e) A eletrólise aquosa é o nome da reação química provocada pela passagem de corrente elétrica, através da solução aquosa de um eletrólito.

4.4 Estequiometria na Eletroquímica 12. (EEM-SP) Um rádio de pilha ficou ligado durante a partida de futebol. Nesse período sua cápsula de zinco sofreu um desgaste de 0,3275g, tendo originado uma corrente elétrica de 0,3216A. Qual foi a duração do jogo, em minutos? a) 30 min b) 45 min c) 50 min d) 55 min e) 90 min 13. (UFPB-2005) A eletrodeposição ou galvanoplastia tem grande aplicação industrial como, por exemplo, na cromação de peças de automóveis, na douração de jóias e de certos componentes eletrônicos, dentre outros. Neste sentido, se uma indústria pretende depositar 295g de níquel em uma peça metálica, a carga elétrica que deve passar pela célula eletrolítica, a fim de que o cátodo constituído por esta peça imersa em solução aquosa de cloreto de níquel receba a cobertura, é: a) 5 F b) 1 F c) 96500 C d) 10 F e) 482500 C 14. (UFPB-2004) O cloro, Cl2, usado, por exemplo, no tratamento de águas e de esgotos, na obtenção de produtos orgânicos aplicados como pesticidas, dentre outros, pode ser obtido pela eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de

sódio, conforme a equação global representada abaixo: 2NaCl(aq) → 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)

Se, numa célula eletrolítica, que produz cloro, conforme a reação acima, faz-se passar uma corrente de 30 A durante 1 h, é correto afirmar que a) circula na célula eletrolítica uma carga de 10,8 × 10

3C.

b) são produzidos 39,7 g de cloro. c) são produzidos 3,97 g de cloro. d) são produzidos 79,4 g de cloro. e) circula na célula eletrolítica uma carga de 1,08 × 10

4C.

15. (UEPB-2005) A indústria eletroquímica moderna produz atualmente milhões de toneladas de substâncias químicas. A semi-reação abaixo mostra a formação de cada molécula quando elétrons passam pelo circuito, na eletrólise:

2Cl−(l) → Cl2 + 2e−

(pólo positivo) A partir dessas informações, calcule o volume (l) de gás cloro (CNTP) que se forma, após o tempo de 100s, com intensidade igual a 9,65A. a) 22,40 l b) 11,20 l c) 0,11 l d) 2,24 l e) 0,22 l

70293422 Quimica Vestibular

Documents

Transcript of 70293422 Quimica Vestibular