Elementos de quimica_geral_vol2

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Elementos de quimica_geral_vol2

  1. 1. Elementos de Química Geral Volume 2 - Aulas 15 a 22 Isabella Ribeiro Faria Apoio:
  2. 2. Fundação Cecierj / Consórcio Cederj Rua Visconde de Niterói, 1364 – Mangueira – Rio de Janeiro, RJ – CEP 20943-001 Tel.: (21) 2299-4565 Fax: (21) 2568-0725 Presidente Masako Oya Masuda Vice-presidente Mirian Crapez Coordenação do Curso de Biologia UENF - Milton Kanashiro UFRJ - Ricardo Iglesias Rios UERJ - Cibele SchwankeMaterial DidáticoELABORAÇÃO DE CONTEÚDO Departamento de ProduçãoIsabella Ribeiro Faria EDITORA PROGRAMAÇÃO VISUALCOORDENAÇÃO DE DESENVOLVIMENTO Tereza Queiroz Alexandre dOliveiraINSTRUCIONAL Bruno GomesCristine Costa Barreto COPIDESQUE Marcelo CarneiroDESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL Cristina Maria Freixinho Renata BorgesE REVISÃO REVISÃO TIPOGRÁFICA ILUSTRAÇÃORoberto Paes de Carvalho Elaine Bayma Fabiana RochaZulmira Speridião Patrícia Paula CAPACOORDENAÇÃO DE LINGUAGEM COORDENAÇÃO DE Fabiana RochaCyana Leahy-Dios PRODUÇÃOMaria Angélica Alves Jorge Moura PRODUÇÃO GRÁFICA Andréa Dias FiãesCOORDENAÇÃO DE AVALIAÇÃO Fábio Rapello AlencarDO MATERIAL DIDÁTICODébora BarreirosAVALIAÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICO Copyright © 2005, Fundação Cecierj / Consórcio CederjAna Paula Abreu Fialho Nenhuma parte deste material poderá ser reproduzida, transmitida e gravada, por qualquer meioAroaldo Veneu eletrônico, mecânico, por fotocópia e outros, sem a prévia autorização, por escrito, da Fundação. F224e Faria, Isabella Ribeiro Elementos de química geral. v. 2 / Edilson Clemente. – Rio de Janeiro: Fundação CECIERJ, 2008. 95 p.; 21 x 29,7 cm. ISBN: 85-7648-226-6 1. Química geral. 2. Reações químicas. 3. Pilhas. 4. Relações numéricas. 5. Cálculos esquiométricos. CDD: 5402008/1 Referências Bibliográficas e catalogação na fonte, de acordo com as normas da ABNT.
  3. 3. Governo do Estado do Rio de Janeiro Governador Sérgio Cabral Filho Secretário de Estado de Ciência e Tecnologia Alexandre CardosoUniversidades ConsorciadasUENF - UNIVERSIDADE ESTADUAL DO UFRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL DONORTE FLUMINENSE DARCY RIBEIRO RIO DE JANEIROReitor: Almy Junior Cordeiro de Carvalho Reitor: Aloísio TeixeiraUERJ - UNIVERSIDADE DO ESTADO DO UFRRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL RURALRIO DE JANEIRO DO RIO DE JANEIROReitor: Nival Nunes de Almeida Reitor: Ricardo Motta MirandaUFF - UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE UNIRIO - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADOReitor: Roberto de Souza Salles DO RIO DE JANEIRO Reitora: Malvina Tania Tuttman
  4. 4. Elementos de Química Geral Volume 2SUMÁRIO Aula 15 – Reações de óxido-redução______________________________ 7 Aula 16 – Pilhas ____________________________________________ 25 Aula 17 – Relações numéricas__________________________________ 43 Aula 18 – Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol ________ 53 Aula 19 – Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases _______ 63 Aula 20 – Cálculos estequiométricos – Parte lll: o rendimento real da reação ___________________________ 73 Aula 21 – Cálculos estequiométricos – Parte lV: trabalhando com impurezas ___________________________ 81 Aula 22 – Cálculos estequiométricos – Parte V: trabalhando com excessos_____________________________ 89
  5. 5. 15 AULA Reações de óxido-redução Meta da aula Conceituar os fenômenos de oxidação e redução.objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Calcular número de oxidação (nox). • Determinar semi-reação de oxidação e redução. • Determinar oxidante e redutor. • Balancear equação de óxido-redução.
  6. 6. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução Figura 15.1: Processo de oxidação em uma corrente de ferro.INTRODUÇÃO Você já deve ter observado que objetos de prata, como faqueiros e bandejas, escurecem após ficarem expostos à atmosfera. Os pregos e ferramentas também enferrujam, ao serem usados freqüentemente, com o decorrer do tempo. Estes fenômenos são exemplos de reações de óxido-redução. Estas reações OXIDAÇÃO são processos químicos muito importantes, remetendo a dois fenômenos Perda de elétrons. simultâneos: O X I D A Ç Ã O e REDUÇÃO. REDUÇÃO Ganho de elétrons. No passado, a palavra oxidação foi empregada para denominar a reação com oxigênio, como nas reações de metais com oxigênio e nas de queima de combustíveis. Atualmente este termo é empregado, de modo mais genérico, para caracterizar a perda de elétrons por uma espécie química (átomo, íon ou molécula). Entretanto, se uma espécie perde elétrons, outra terá de recebê-los. Este processo foi denominado redução. Reações que ocorrem com transferência de elétrons são chamadas óxido-redução. Para haver transferência de elétrons, tem de existir a espécie que perde elétrons, ou seja, a que sofre oxidação; e a que ganha elétrons, isto é, que sofre redução. Mas como é possível reconhecer essas reações? Vamos utilizar o exemplo da combustão do magnésio. Durante sua queima, produz uma intensa luz branca e brilhante, por isto é muito utilizado em fogos de artifício. O magnésio, quando reage com o oxigênio, transforma-se no íon Mg2+. Isto significa que os átomos de magnésio sofreram oxidação, ou seja, perderam elétrons. O oxigênio, por sua vez, ao receber os elétrons, transforma-se em íons O2–, reduzindo-se.8 CEDERJ
  7. 7. 15 AULA Figura 15.2: Fogos de artifício. 2 Mg + O2 à 2 MgO   Mg à 2 Mg2+ + 4 e– (semi-reação de oxidação) 2    2+4e à2O O (semi-reação de redução) – 2–  O oxigênio, substância que aceitou elétrons, é denominado agenteoxidante, pois facilitou a oxidação do magnésio e, assim, se reduziu. Jáo magnésio é o agente redutor, pois foi a substância que perdeu elétrons,propiciando a redução do oxigênio.! Lembre-se: Agente Oxidante é a espécie que se reduz e Agente Redutor é a espécie que se oxida. Mas como saber qual foi o elemento que perdeu e qual ganhouelétrons? Para resolver esse problema, os químicos atribuem aoselementos um número de oxidação (nox).NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) Número de oxidação é a carga que um átomo adquire quandoparticipa de uma ligação; representa o número de elétrons cedidos,recebidos e compartilhados. A partir de agora, você verá o número deoxidação referente aos compostos iônicos e aos covalentes. CEDERJ 9
  8. 8. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução Número de oxidação nos compostos iônicos Na maioria dos estudos de Química, quando queremos trabalhar com um composto iônico quase sempre exemplificamos com o NaCl (cloreto de sódio). Devido a sua aplicabilidade imediata no nosso cotidiano, este realmente é um excelente exemplo. Para enriquecer nossos conhecimentos, vamos definir número de oxidação nos compostos iônicos com um outro exemplo também interessante: o fluoreto de potássio, utilizado em alguns países na prevenção da cárie dental. Considerando uma ligação estabelecida entre o potássio (K) e o flúor (F), temos: • K, um metal alcalino (Grupo IA). Ele possui 1(um) elétron na camada de valência e apresenta baixa afinidade eletrônica. • F, um halogênio (Grupo VIIA). Ele possui 7 (sete) elétrons na camada de valência e apresenta alta afinidade eletrônica. doa 1 recebe elétron 1 elétron O potássio doa um elétron, originando um cátion potássio (K+); passa, desta forma, a apresentar uma carga +1. Então, diz-se que o número de oxidação (nox) do potássio é igual a +1. Por outro lado, o flúor recebe 1 elétron, originando o ânion fluoreto (F–), que apresenta uma carga –1. Logo, seu nox é igual a –1. Número de oxidação nos compostos covalentes Nos compostos covalentes, não ocorre transferência de elétrons, e sim compartilhamento. Dessa maneira, pode-se dizer que não há aparecimento de cargas. Porém, sabendo que o par eletrônico está mais deslocado para o elemento mais eletronegativo, admite-se que o par eletrônico “passa” a fazer parte da eletrosfera deste elemento mais eletronegativo. Sendo assim, adota-se como negativo o número de oxidação do elemento que “puxou” elétrons, e como positivo o elemento que “perdeu” elétrons.10 CEDERJ
  9. 9. 15 Considerando uma ligação estabelecida entre o hidrogênio (H) eo Bromo (Br), temos: AULA • o H, que possui 1 (um) elétron na camada de valência e tem, segundo a tabela de Linus Pauling, o valor de eletronegatividade igual a 2,1. • o Br, um halogênio (Grupo VII A). Ele possui 7 (sete) elétrons na camada de valência e seu valor de eletronegatividade é 2,8, segundo a mesma tabela de eletronegatividade. Na molécula de HBr, um par de elétrons é compartilhado pelosdois átomos. Sendo o átomo de bromo mais eletronegativo que o átomode hidrogênio, o par eletrônico se desloca no sentido do átomo de bromo.Assim, admitimos que o bromo adquire carga negativa –1, enquanto ohidrogênio apresenta carga positiva +1. Logo, o nox do bromo é –1, edo hidrogênio é +1.Regras práticas para determinação do número de oxidação Para facilitar seus cálculos, observe o conjunto de normas práticaspara a obtenção do nox. Preparamos “dez mandamentos” que serãoúteis a você:1º. O nox de cada átomo em uma substância simples é sempre iguala zero. Exemplo: Vejamos o acaso do O 2. Como os dois átomosapresentam a mesma eletronegatividade, não ocorre deslocamento dopar eletrônico e, conseqüentemente, não há formação de cargas. Então,o nox do oxigênio é zero.2º. O nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga. Exemplo: O2– nox = –2 CEDERJ 11
  10. 10. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução 3º. O somatório dos nox de todos os átomos constituintes de um composto é sempre igual a zero. Exemplo: Ca+2 F2-1 (+2 x 1) + (-1 x 2) = 0 4º. Nos íons formados por mais de um átomo, a soma algébrica dos nox é igual à carga do íon. Exemplo: MnO4– (+7 x 1) + (-2 x 4) = -1 5º. Os metais alcalinos(grupo 1 da tabela periódica) sempre apresentam nox = +1. 6º. Os metais alcalino-terrosos (grupo 2 da tabela periódica) sempre apresentam nox = +2. 7º. Metais que apresentam sempre o mesmo nox: Zn nox = +2, Al nox = +3, Ag nox= +1. 8º. O flúor, combinado com outro elemento, sempre apresenta nox = –1. 9º. O elemento hidrogênio pode assumir nox = +1 quando estiver ligado a um elemento mais eletronegativo; e nox = –1, quando ele for o elemento mais eletronegativo. 10º. O oxigênio tem, geralmente, nox = –2. Acompanhe o exemplo para entender melhor. Separamos alguns íons ou compostos e vamos mostrar, passo a passo, como determinar o nox desses elementos: a. SF6 S nox = x (?) F nox = –1 x 6 = –6 Como x –6 = 0, logo x = +6 b. H2AsO4– H nox = +1 x 2 = +2 As nox = x (?) O nox = –2 x 4 = –8 Como +2 +x –8 = –1, logo x = +512 CEDERJ
  11. 11. 15 c. C2H4O2 C nox = x (?) H nox = +1 x 4 = +4 AULA O nox = –2 x 2= –4 Como x + 4 – 4 = 0, logo x = 0 ATIVIDADE 1. Determine o número de oxidação de cada elemento nos seguintes íons ou compostos: a. BrO3- ( ) b. C2O42- ( ) c. F2 ( ) d. CaH2 ( )Agora podemos identificar uma reação de óxido-redução!Observe a reação do ataque do ácido clorídrico a uma placa de zinco: 2 HCl + Zn à ZnCl2 + H2 Para caracterizar essa reação como um processo de óxido-redução,é preciso primeiramente determinar o nox de todos os elementos presentesna equação. 2 H+1Cl–1 + Zn0 à Zn+2Cl2–1 + H2 0 Zn0 à Zn+2 zinco (Zn) é o elemento oxidado porque perdeu 2elétrons; H+1 à H2 0 hidrogênio (H) é o elemento reduzido porque ganhou1 elétron. Observe que nada ocorreu com o cloro que apresentava nox–1(no primeiro membro da equação), e continua com o mesmo nox,no segundo membro. Nessa reação, o Zn, por ter sofrido oxidação, é denominado agenteredutor, e o ácido clorídrico, por conter o elemento H que sofreu redução,é chamado agente oxidante. CEDERJ 13
  12. 12. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução ATIVIDADES 2. Com relação a reações de óxido-redução, podemos identificar cada afirmativa a seguir como verdadeira ou falsa. a. Oxidação significa ganhar elétrons. ( ) b. Oxidante é o elemento ou substância que se oxida. ( ) c. Oxidar-se acarreta aumento do NOX. ( ) d. Redução significa perder elétrons. ( ) e. Numa oxi-redução, o número de elétrons recebidos é igual ao número de elétrons cedidos. ( ) f. Redutor é o elemento ou substância que se reduz. ( ) 3. Quando um íon potássio passa a potássio metálico, podemos afirmar que ocorreu: a. Redução do íon potássio. ( ) b. Oxidação do íon potássio. ( ) c. Oxi-redução do íon potássio. ( ) d. Perda de um elétron no íon potássio. ( ) BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES REDOX Quando usamos talher de prata para comer alimentos que contêm cebola, ou outra fonte de enxofre, com o tempo vai se formar uma camada preta de sulfeto de prata sobre a superfície do talher. Um método simples de limpeza consiste em colocar o talher em uma panela de alumínio e cobri-lo com água e pequenos pedaços de sabão de coco, aquecendo esse sistema por alguns minutos. Ao final de um certo tempo, a prata metálica se deposita sobre o talher. O fenômeno que observamos é uma reação de óxido-redução e pode ser representado pela equação: Ag2S + Al à Ag + Al2S3 Observe que a equação, da maneira que foi escrita anteriormente, apresenta números diferentes de átomo de prata, de alumínio e de enxofre, nos dois membros da equação. Nós dizemos que essa equação não está balanceada. A utilização da semi-reação de oxidação e da semi-reação de redução permite escrever corretamente as equações de óxido-redução, e constitui-se em um ótimo método de balanceamento dos coeficientes da equação. Esse método baseia-se no princípio de conservação das massas e das cargas elétricas.14 CEDERJ
  13. 13. 15 Vamos exemplificar com a reação entre o sulfeto de prata e oalumínio, fazendo juntos o balanceamento dessa equação. Primeiramente AULAdevemos determinar o nox de cada espécie presente na equação:Ag+12S–2 + Al0 à Ag0 + Al+32S–23Observe que, na reação anterior,• cada Al perde 3 elétrons ∴ variação (∆) =3. O alumínio (Al) sofreoxidação, portanto é o agente redutor.• cada íon prata (Ag+1) recebe 1 elétron. Como estão presentes inicialmente2 íons Ag+1 ∴ variação (∆) =1 x 2 = 2 Ag+ sofre redução. Logo, Ag2S éo agente oxidante. Agora devemos igualar o número de elétrons perdidos com onúmero de elétrons ganhos. Para tal, devemos colocar um coeficiente 2no Al e um coeficiente 3 no Ag+1, ficando assim, 6 elétrons ganhos e 6elétrons perdidos. Os coeficientes utilizados no balanceamento de umaequação são chamados coeficientes estequiométricos. Finalmente temos nossa equação devidamente balanceada: 3 Ag2S + Al à Al2S3 + 6 AgNo estudo de reações de óxido-redução, é muito importante sabermosrepresentar as semi-reações envolvidas: a. semi-reação de oxidação: 2 Al(s) à 2 Al+3(aq) + 6 e- b. semi-reação de redução: 6 Ag+1 + 6 e- à 6 Ag Somando as duas semi-reações: 2 Al 2 Al+3 + 6 e- 6 Ag+1 + 6 e- 6 Ag 2 Al + 6 Ag+1 2 Al+3 + 6 Ag (equação na representaçãoiônica) CEDERJ 15
  14. 14. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução A perda total de elétrons iguala o ganho total destes, e o somatório das semi-reações de oxidação e redução, seguido do balanceamento do número de elétrons trocados, leva ao acerto da equação de óxido- redução. Esse método é chamado íon-elétron. Vamos fazer mais um balanceamento? Observe a equação a seguir: K2Cr2O7 + HCl à KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O Agora, colocaremos os nox das espécies: K+12Cr+62O–27 + H+1Cl–1 à K+1Cl–1+ Cr+3Cl–13 + Clo2 + H+12O–2 Observe que, no caso do cloro, uma certa quantidade reagiu sem sofrer variação de nox, enquanto uma outra quantidade sofreu oxidação. Cl–1 perde 1 elétron ao passar a Cl0 ∴ ∆ =1 Cada Cr+6 recebe 3 elétrons ao passar a Cr+3. Como o composto apresenta dois Cr+6, sua variação é ∆ = 2 x 3 = 6. Iniciando o balanceamento, vamos igualar o número de elétrons perdidos com o número de elétrons ganhos, multiplicando o Cl–1 por 6 e o Cr+6 por 1. Semi–reação de oxidação 6 Cl-1 à 3Cl2 + 6 e- Semi-reação de redução 2Cr+6 + 6 e- à 2 Cr+3 Colocando esses coeficientes na equação, temos: 1 K2Cr2O7 + 6 HCl à KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O Vamos agora igualar o número de átomos de cada espécie não envolvida na reação de óxido-redução. Observe que no primeiro membro da equação temos 2 K+1, logo precisamos igualar a quantidade de K+1 do segundo membro multiplicando-o por 2.16 CEDERJ
  15. 15. 151 K2Cr2O7 + 6 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2ONeste momento, devemos ajustar os cloros que não sofreram oxidação. No AULAsegundo membro da equação, temos 8 cloros que não perderam elétrons.Logo o total de cloros no primeiro membro é igual a 14 (6 que se oxidarame 8 que nada sofreram):1 K2Cr2O7 + 14 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2OAnalisando os hidrogênios, vemos que temos 14 no primeiro membro.Vamos então igualar essa quantidade no segundo membro:1 K2Cr2O7 + 14 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2OPor último, fazemos o mesmo com os oxigênios (7 em cada lado daequação). Temos, assim, nossa equação balanceada. ATIVIDADE 4. Para cada reação representada a seguir, indique a semi-reação de oxidação, a semi-reação de redução e faça seu balanceamento: a. HNO3 + Cu à Cu(NO3)2 + NO2 + H2O b. KMnO4 + FeCl2 + HCl à KCl + MnCl2 + FeCl3 + H2OVamos analisar mais alguns exemplos de reações de óxido-redução:K2 Cr2 O7 (aq) + C2H6O(g) + H2SO4(aq) à Cr2(SO4)3 + C2H4O(g) + K2SO4(aq)+ H2O(l)Semi-reação de oxidaçãoC–22H6O à C–12H4O + 2 e – + 2 H+Semi-reação de redução14 H+ + Cr+62O72– + 6 e – à 2Cr 3+ + 7H2OIgualando o número de elétrons, devemos multiplicar por 3 a primeiraequação:C2H6O à C2H4O + 2 e – + 2 H+ (x 3) CEDERJ 17
  16. 16. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução Cr2O72– + 14 H+ + 6 e – à 2 Cr 3+ + 7 H2O ________________________________________________ 3C2H6O + Cr2O7– – + 14 H+ à 3 C2H4O + 6 H+ + 2 Cr 3+ + 7 H2O (Equação balanceada na forma iônica) 3 C2H6O(g) + K2Cr2O7 (aq) + 4 H2SO4 (aq) 3 C2H4O(g) + Cr2 (SO4)3 (Aq) + K2SO4 (aq) + 7 H2O(l) (Equação balanceada na forma completa) Você agora poderia dizer quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor dessa reação? Agente oxidante: K2Cr2O7 Agente redutor: C2H6O Se você teve dúvidas para responder a essa pergunta, vale a pena dar uma olhada no início desta nossa aula, pois esses conceitos são importantes. Voltando a nossa equação, ela é utilizada, por exemplo, através do “bafômetro”, na medição do teor alcoólico dos motoristas. Quando uma pessoa ingere bebida alcoólica, o etanol passa rapidamente para a corrente sangüínea, sendo levado para todas as partes do corpo. A passagem do álcool do estômago para o sangue demora, aproximadamente, 20 a 30 minutos, dependendo de fatores como gradação alcoólica de bebida, peso corporal e capacidade de absorção do sistema digestivo. O etanol é metabolizado por enzimas produzidas pelo fígado. Pela legislação brasileira, uma pessoa está incapacitada para dirigir com segurança se tiver uma concentração de álcool no sangue superior a 0,8 g/L. Uma pessoa de porte médio tem um volume sangüíneo de aproximadamente 5L. Logo, para essa pessoa, o teor máximo de álcool no sangue é de 4g. A seguir, temos uma tabela relacionando algumas bebidas com a porcentagem de álcool nelas encontrado. Bebida Teor Alcoólico (%) Cerveja 5 Vinho 12 Whisky 45-55 Rum 45 Vodca 40-5018 CEDERJ
  17. 17. 15 Considerando as concentrações citadas, não se pode beber nemum copo de cerveja ou uma dose de Whisky antes de dirigir! Entretanto, AULAalgumas bebidas podem ser ingeridas. Estudos têm mostrado que umapessoa de porte médio pode beber, em um período de aproximadamenteduas horas, uma garrafa de cerveja ou uma dose de Whisky, porqueexistem mecanismos no sangue que eliminam a substância tóxica doorganismo. Exemplos de mecanismos que eliminam o álcool do organismo: 1. eliminação nos pulmões, pelo ar alveolar, onde o álcool é exalado (hálito ou “bafo” de bêbados); 2. eliminação pelo sistema urinário; 3. metabolização no fígado, que consiste em oxidação lenta do etanol. O bafômetro permite a identificação da presença do etanol, no“bafo” do motorista, pela visualização da mudança de coloração laranjapara verde (bafômetro tipo portátil). Este bafômetro pré-descartável contém uma mistura sólida desolução aquosa de dicromato de potássio de cor alaranjada, e sílicaumedecida com ácido sulfúrico. Após o sopro do motorista, ocorre areação redox formando a espécie Cr3+(aq), que se apresenta na coloraçãoverde. Assim, está identificada a oxidação do etanol a ácido etanóico ea redução do dicromato a cromo III, conforme vimos na equação quevocê acabou de ajustar.CONCLUSÃO Os processos de oxidação e redução, além de nos guiar nobalanceamento de equações, são de grande importância no nosso dia-a-dia, como o estudo de pilhas que faremos na próxima aula. CEDERJ 19
  18. 18. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução ATIVIDADES FINAIS 1. Representa-se a obtenção de ferro-gusa pela equação a seguir: 2 Fe2O3(s) + 6 C(s) + 3 O2(g) à 4 Fe(s) + 6 CO2(g) Identificando o estado de oxidação das substâncias envolvidas nessa reação, julgue os itens que se seguem como verdadeiro ou falso. a. Os átomos de ferro do Fe2O3 sofreram redução. b. Na reação, o gás oxigênio (O2 ) atua como redutor. c. O estado de oxidação +4 do átomo de carbono no CO2 indica que tal substância é iônica. d. Nesta reação, o número total de elétrons dos reagentes é igual ao número total de elétrons dos produtos. 2. Em 1856, Berthelot preparou metano segundo a reação representada pela equação não-balanceada a seguir: CS2 + H2S + Cu → Cu2S + CH4 a. Acerte os coeficientes estequiométricos. b. Indique o elemento que se oxida e o que se reduz, mostrando a variação dos números de oxidação. 3. A análise do ferro em um minério pode ser realizada por método volumétrico, utilizando-se dicromato de potássio. A reação envolvida nesse método, na sua forma iônica, pode ser expressa pela equação a seguir: ___Fe2+ + Cr2O72– + ____H+ →____Fe3+ + ____Cr3+ + ____H2O Faça o balanceamento correto da equação com os menores coeficientes inteiros. 4. Completa-se corretamente a reação de oxi-redução MnO2 + 4 H+ + X à Mn2+ + 2 H2O + I2, quando X for substituído por: a. I2O5. b. HIO3. c. 2 I–. d. 2 HI. e. 2 IO–3. 5. Determine os coeficientes de cada substância que tornam as reações de óxido- redução a seguir corretamente balanceadas.20 CEDERJ
  19. 19. 15 a. ____Bi2O3(s) + ____NaClO(aq) + ____NaOH(aq) à ____NaCl(aq) + ____H2O(l) + ____NaBiO3(aq) AULA b. ____HNO3(aq) + ____P4(s) + ____H2O(l) à ____H3PO4(aq) + ____NO(g) c. ____CaC2O4(aq) + ____KMnO4(aq) + ____H2SO4(aq) à ____CaSO4(ppt) + ____K2SO4(aq) + ____MnSO4(aq) + ____H2O(l) + ____CO2(g) d.____NaBr(aq) + ____MnO2(aq) + ____H2SO4(aq) à ____MnSO4(aq) + ____Br2 + ____H2O(l) + ____NaHSO4(aq)RESUMO • O processo de oxi-redução é uma reação de transferência de elétrons. • Espécie doadora de elétrons é um agente redutor; espécie receptora de elétrons, um agente oxidante. • O agente oxidante e/ou agente redutor são átomos íons ou moléculas que contêm em sua estrutura elementos que sofrem variação de número de oxidação. • Em uma reação em que há variação do número de oxidação, o aumento do nox de um átomo é contrabalançado pela diminuição do nox do outro átomo. Portanto, a variação do nox é constante. • Durante uma reação de óxido redução, há variação dos números de oxidação. A variação resultante é zero. • A combustão é uma reação de óxido-redução. • A reação que representa o processo de formação de compostos iônicos é uma reação redox( partindo das substâncias simples). • Em uma reação devidamente balanceada, o número de elétrons ganhos é igual ao número de elétrons perdidos. CEDERJ 21
  20. 20. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução RESPOSTAS Atividade 1 a. +5 ; –2 b. +3 ; –2 c. zero d. +2 ; –1 Atividade 2 a. F. A definição de oxidação é perda de elétrons em uma reação química. b. F. Oxidante é o elemento que irá proporcionar a oxidação de outro. Logo, oxidante é o elemento que se reduz. c. V d. F. A definição de redução é ganho de elétrons em uma reação química. e. V f. F. Redutor é o elemento que irá proporcionar a redução de outro. Logo, redutor é o elemento que se oxida. Atividade 3 a Atividade 4 a. 4HNO3 + Cu à Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O b. KMnO4 + 5 FeCl2 + 8 HCl à KCl + MnCl2 + 5 FeCl3 + 4 H2O Atividades Finais 1. a. V b. V c. F d. V22 CEDERJ
  21. 21. 152. a. CS2 + 2 H2S + 8Cu à 4 Cu2S + CH4 AULA b. Cuo à Cu+ (oxidação) C+4 à C–4 (redução)3. 6 Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ à 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O4. c5. a. Bi2O3(s) + 2 NaClO(aq) + 2 NaOH(aq) à 2NaCl(aq) + H2O(l) + 2 NaBiO3(aq) b. 20 HNO3(aq) + 3 P4(s) + 8 H2O(l) à 12 H3PO4(aq) + 20 NO(g) c. 5 CaC2O4(aq) + 2 KMnO4(aq) + 8 H2SO4(aq) à 5 CaSO4(ppt) + K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) +8 H2O(l) + 10 CO2(g) d. 2 NaBr(aq) + MnO2(aq) + 3 H2SO4(aq) à MnSO4(aq) + Br2 + 2 H2O(l) + 2 NaHSO4(aq) CEDERJ 23
  22. 22. 16 AULA Pilhas Metas da aula Conceituar pilhas ou células galvânicas. Reconhecer os componentes básicos de uma pilha.objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Determinar a espontaneidade de uma reação eletroquímica. • Calcular a diferença de potencial de uma pilha. Pré-requisito Para acompanhar melhor esta aula, você deverá rever os conceitos de oxidação e redução da Aula 15.
  23. 23. Elementos de Química Geral | PilhasINTRODUÇÃO Uma aplicação direta que encontramos para reações de óxido-redução é a construção de pilhas ou células galvânicas, cuja transferência de elétrons entre o redutor e o oxidante é aproveitada para diferentes fins. Em uma pilha, temos a conversão da energia química para energia elétrica, em um processo espontâneo. PILHA DE DANIELL Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell (1790-1845) construiu uma pilha, constituída por um metal imerso em solução aquosa de um sal formado por cátions desse mesmo metal. Este conecta-se a outro metal, imerso também em solução aquosa de um sal contendo seu cátion. Para entender o pensamento de Daniell, vamos estudar uma pilha formada por zinco e cobre (Zn-Cu). De início, vamos observar isoladamente o sistema formado por uma placa de zinco (eletrodo de Zn) e uma solução de Zn2+. oxidação Zno(s) Zn2+(aq) + 2e– redução Zn2+ Zn0 2e– 0 Zn Zn2+ SO2− 4 Figura 16.1: Placa de Zn imersa numa solução de ZnSO4. Observe agora o esquema para a placa de cobre (eletrodo de Cu) imersa em uma solução de Cu2+. oxidação Cuo(s) Cu2+(aq) + 2e– Cu0 Cu2+ redução 2e– Cu0 Cu2+ SO2− 4 Figura 16.2: Placa de Cu imersa numa solução de CuSO4.26 CEDERJ
  24. 24. 16 Daniell percebeu que, ao ligar os eletrodos por um fio condutor, o AULAzinco, sendo um metal mais reativo (ou seja, que se oxida mais facilmente),transferia seus elétrons para o cátion metálico menos reativo, no caso,o Cu2+. Deste modo, estabelece-se uma passagem de corrente elétricapelo fio condutor, como representada no desenho a seguir: Zn Cu Zn(2aq)SO2(−aq) + 4 Cu(2aq)SO2(−aq) + 4 Figura 16.3: Placas de Zn e Cu imersas em suas soluções unidas por um fio condutor.! Nessa parte do nosso estudo de conversão de energia química em energia elétrica (eletroquímica), alguns termos específicos são utilizados: Ânodo (pólo negativo da pilha): é o eletrodo de onde saem os elétrons, ou seja, onde ocorre a reação de oxidação. Na pilha de Daniell apresentada, o ânodo é o eletrodo de Zn. Cátodo (pólo positivo da pilha): é o eletrodo para onde vão os elétrons, ou seja, onde ocorre a reação de redução. Na pilha de Daniell apresentada, o cátodo é o eletrodo de Cu. A Figura 16.3 ainda não representa uma pilha pronta para fun-cionar. Se observarmos de novo a figura, podemos compreender que, como passar do tempo, a solução de Zn2+ ficaria mais concentrada, devido àprodução desse íon proveniente da oxidação do zinco. Por outro lado,a concentração de Cu2+ iria diminuir, pois esse íon estaria se reduzindoa Cuo. Como as concentrações do ânion são fixas, as soluções de ambosos eletrodos perderiam a neutralidade elétrica, e a pilha rapidamente iriaparar de funcionar. Para resolver esse problema, coloca-se na construçãode uma pilha um dispositivo denominado ponte salina. CEDERJ 27
  25. 25. Elementos de Química Geral | Pilhas A ponte salina é constituída de um tubo em forma de U, contendo uma solução aquosa concentrada de um sal bastante solúvel, como o cloreto de potássio (KCl). As extremidades do tubo são fechadas com um material poroso, como o algodão. Figura 16.4: K+(aq) Cl-(aq). Este tubo é colocado de forma invertida, com cada extremidade emborcada em uma das soluções da pilha. A função da ponte salina é permitir que os íons K+ e Cl– migrem para as soluções eletrolíticas da pilha, de modo que estas retornem à neutralidade de carga. Assim sendo, para o ânodo (no qual havia excesso de Zn2+) irão migrar os íons Cl–, e para o cátodo irão os íons K+ . Com isso, ocorrerá neutralização das duas soluções. O esquema completo da pilha de Daniell será, então: Figura 16.5: Esquema da pilha de Daniell.28 CEDERJ
  26. 26. 16NOTAÇÃO DE UMA CÉLULA GALVÂNICA AULA Para representar uma pilha como a descrita anteriormente,utilizamos uma notação resumida que nos informa a estrutura básicade uma célula. Os eletrodos da pilha de Daniell podem ser escritos daseguinte maneira: Zn(s) | Zn2+(aq) e Cu2+(aq) | Cu, em que cada barra verticalrepresenta uma interface entre as fases. Neste caso, o metal sólido e osíons em solução. Representamos a célula primeiro pelo ânodo, depois a pontesalina representada por duas barras paralelas (||) e, por último, o cátodo.A notação para a pilha de Daniell será: Zn⏐Zn2+(aq) || Cu2+(aq)⏐CuPOTENCIAL DE CÉLULA GALVÂNICA Se em vez de adaptarmos uma lâmpada ao circuito adaptarmos umaparelho chamado voltímetro, poderemos medir a diferença de voltagementre os dois eletrodos, chamada força eletromotriz (fem), ou variaçãode potencial da pilha (∆). No caso da pilha de Zn-Cu, observaríamoso valor 1,10 volts, nas CONDIÇÕES-PADRÃO. CONDIÇÕES-PADRÃO Uma pilha se encontra nas condições-padrão quando apresenta soluções de concentração inicial 1 mol/L, a uma temperatura de 298oK e pressão de 1 atm. O valor da fem pode ser previsto teoricamente por meio da consulta de uma tabela de potenciais-padrão. Esta tabela, apresentada a seguir, foi construída a partir do eletrodo padrão de hidrogênio, ao qual foi atribuído o valor 0,00 volt. Com o auxílio dessa tabela podemos prever a diferença de potencial entre os eletrodos, nas condições-padrão, para células de diversos metais. CEDERJ 29
  27. 27. Elementos de Química Geral | Pilhas Tabela 16.1: Potenciais-padrão de eletrodo (em Volts — 1 atm e 25 OC Potenciais Potenciais de redução de oxidação -3,045 Li Li1+ + 1 e– +3,045 1+ – -2,925 Rb Rb + 1e +2,925 -2,924 K K1+ + 1 e– +2,924 1+ – -2,923 Cs Cs + 2e +2,923 -2,92 Ra Ra2+ + 2 e– +2,92 2+ – -2,90 Ba Ba + 2e +2,90 -2,89 Sr Sr2+ + 2 e– +2,89 2+ – -2,87 Ca Ca + 2e +2,87 -2,71 Na Na1+ + 1 e– +2,71 aumenta o potencial de receber elétrons 2+ – -2,375 Mg Mg + 2e +2,375 -1,87 Be Be2+ + 2 e– +1,87 força redutora crescente 3+ – -1,66 Al Al + 3e +1,66 -1,18 Mn Mn2+ + 2 e– +1,18 2+ – -0,76 Zn Zn + 2e +0,76 -0,74 Cr Cr3+ + 3 e– +0,74 2- – -0,48 S S + 3e +0,48 -0,44 Fe Fe2+ + 2 e– +0,44 2+ – -0,403 Cd Cd + 2e +0,403 -0,28 Co Co2+ + 2 e– +0,28 2+ – -0,24 Ni Ni + 2e +0,24 -0,14 Sn Sn2+ + 2 e– +0,14 2+ – -0,13 Pb Pb + 2e +0,13 -0,036 Fe Fe3+ + 3 e– +0,036 -0,000 H2(g) + 2 H2O(1) 2 H3O1+ + 2 e– 0,000 +0,15 Cu Cu1+ + 1 e– -0,15 2+ 4+ +0,15 Sn Sn + 4 e– -0,15 aumenta o potencial de doar elétrons força oxidante crescente 2+ – +0,337 Cu Cu + 2e -0,337 +0,40 2 OH1- 1/2 O2 + H2O + 2 e– -0,40 1- – +0,54 2I I2 + 2e -0,54 +0,77 Fe 2+ Fe3+ + 1 e– -0,77 1+ – +0,80 Ag Ag + 1e -0,80 +0,85 Hg Hg2+ + 2 e– -0,85 1- – +0,88 2 OH H2O2 + 2e -0,88 +1,07 2 Br1- Br2 + 2 e– -1,07 1- – +1,36 2 Cl Cl2 + 2e -1,36 +1,41 Au1+ Au3+ + 2 e– -1,41 3+ – +1,50 Au Au + 3e -1,50 +1,84 Co2+ Co3+ + 1 e– -1,84 1- – +2,87 2F F2 + 2e -2,8730 CEDERJ
  28. 28. 16 Quanto menor o potencial-padrão de redução, menor a capacidade AULAda espécie de reduzir-se. Logo, maior será sua capacidade de oxidar-se(perder elétrons). Quanto menor o potencial-padrão de oxidação, menor acapacidade da espécie de oxidar-se, e maior será sua capacidade dereduzir-se (ganhar elétrons). No exemplo da pilha de Daniell, teremos: Zno Zn2+ + 2e– Eo oxidação = + 0,76 V Cu2+ + 2 e– Cuo Eo redução = + 0,34 V A soma do potencial de oxidação da espécie que se oxida com opotencial de redução da espécie que se reduz dará a voltagem da pilha(+ 0,76 + 0,34 = + 1,10 V). Logo, a equação global será: Zno + Cu2+ Zn2+ + Cuo Como prever a espécie que irá sofrer oxidação e a que irá sofrerredução em uma pilha? Vamos imaginar uma célula formada por alumínio e níquel.Consultando a Tabela 16.1, teremos: Eo redução Eo oxidação – 1,66 V Alo Al3+ + 3e– + 1,66V o 2+ – – 0,24 V Ni Ni + 2e + 0,24 V Observe que o potencial de oxidação do alumínio é maior, o queindica que este metal tem uma capacidade de oxidar-se maior que a doníquel. Então, na pilha, a reação de oxidação será Alo Al3+ + 3e–E oxidação = +1,66 V. Logo, o níquel irá reduzir-se e teremos a reação: Ni2+ + 2 e– Nio E redução = – 0,24 E redução A fem desta pilha será a soma destes dois valores +1,66 + (–0,24)= 1,42 V.! Toda pilha, por ser um processo espontâneo, apresenta ∆E positivo. CEDERJ 31
  29. 29. Elementos de Química Geral | Pilhas Figura 16.6: Pilha de Zn/Zn(NO3)2 // Ag/AgNO3 com lâmpada. Vejamos mais um exemplo. Qual seria a ∆Eo de uma pilha representada na figura a seguir? Primeiramente, iremos consultar a Tabela 16.1 de potenciais- padrão para descobrir qual espécie irá oxidar-se e qual irá reduzir-se. E redução E oxidação –0,76 V Zno Zn2+ + 2e– +0,76V +0,80 V Ago Ag+ + 1 e– –0,80 V Com esses valores, observamos que a prata, por ter um maior potencial de redução, irá reduzir-se. Logo, o cátodo desta pilha, é a prata, com a reação: Ag+ + e– Ag E redução = +0,80 V No ânodo desta pilha, teremos a oxidação do zinco: Zno Zn2+ + 2e– E oxidação = +0,76V A reação global da pilha, devidamente balanceada (na forma iônica), será : 2 Ag+ + Zno Zn2+ + 2 Ago E na forma completa: 2 AgNO3 + Zn Zn(NO3)2 + 2 Ag A fem (∆Eo) da pilha será +0,80+0,76 = + 1,56 V (medidos nas condições-padrão).32 CEDERJ
  30. 30. 16 Sabemos então que esta pilha terá uma corrente elétrica no sentido AULAdo eletrodo de Zn para o eletrodo de Ag, com voltagem de 1,56 V.Figura 16.7: Desenho da pilha da Figura 16.6 com indicação do sentido de elétrons. Que tal fazermos uma atividade para colocar o conhecimento emprática? Para a resolução das atividades a seguir, consulte a Tabela 16.1. ATIVIDADES 1. Considere uma pilha constituída pelas semipilhas Mg, Mg2+ e Au, Au3+, e indique: a. o pólo positivo e o negativo; b. o cátodo e o ânodo; c. o sentido do fluxo de elétrons no fio que liga os pólos; d. a fem da pilha em condições-padrão; e. a equação de oxidação, de redução e a equação global da pilha. 2. Consultando a Tabela 16.1, examine a possibilidade de serem espontâneos os processos abaixo equacionados. Caso sejam espontâneos, determine sua força eletromotriz (fem). Observação: processos espontâneos apresentam ∆Eo > 0. a. Ag2S + Al Ag+ Al2S3; b. I2 + Cl– I– + Cl2; c. H2O2 + H+ + Fe2+ H2O + Fe3+; d. Cd + Ni(OH)2 Ni + Cd(OH)2. CEDERJ 33
  31. 31. Elementos de Química Geral | Pilhas 3. A pilha utilizada nos marca-passos é constituída por um eletrodo de iodo e outro de lítio. Conhecidos os potenciais de redução-padrão para esses eletrodos, I2 + 2e– 2I– E° = + 0,536V + Li + e – Li E° = – 3,045V Pede-se: a. a equação da reação global da pilha; b. a força eletromotriz-padrão da mesma. PILHAS COMERCIAIS As pilhas em solução aquosa, como estudado anteriormente, não são cômodas e úteis para uso comercial. A pilha comum (usada em rádios, brinquedos etc.) é, em geral, conhecida como pilha seca, desenvolvida em 1866 pelo engenheiro francês Georges Leclanché (1839-1882). O esquema a seguir ilustra sua composição: Substâncias que participam Tampa de aço ativamente do fenômeno Disco de papelão Selador de plástico Barra de grafita: Piche Disco de papelão pólo positivo Envoltório de Zn(s): pólo negativo Envoltório de zinco Pasta externa Blindagem de aço ZnCl2(aq) + NH4Cl(aq) + H2O + amido Pasta interna MnO2(aq) + NH4Cl(aq) + H2O(l) + amido Papel poroso Disco de papelão Disco isolante de papelão Fundo de aço Figura 16.8: Pilha seca de Leclanché. As reações que ocorrem nesta pilha são bastante complexas, mas podemos simplificá-las da seguinte maneira: a) No ânodo (pólo negativo), ocorre a oxidação do zinco metálico contido no envoltório da pilha: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e–34 CEDERJ
  32. 32. 16 b) No cátodo (pólo positivo), ocorre a redução do manganês na AULApasta interna: 4+ 3+ 2 Mn O2(aq) + 2 NH4+ + 2e– Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O(l) Os elétrons transferidos do zinco para o manganês são conduzidosatravés da barra de grafite que, por isso, é considerada o pólo positivodo circuito. Após um tempo de uso contínuo, a amônia que se forma nocátodo envolve a barra de grafite, dificultando a passagem de elétrons, oque resulta na diminuição da voltagem da pilha. Se a pilha for deixadaem repouso por um certo tempo, voltará a funcionar com sua voltagemnormal, porque o Zn2+ formado no ânodo reage com a amônia, formandoum cátion complexo [Zn(NH3)4]2+ que deixará a barra livre para passagemde elétrons. Esta pilha não é recarregável, e quando todo o MnO2 forconvertido a Mn2O3, a pilha deixará de funcionar definitivamente.! Observe que a chamada pilha seca não é totalmente seca, pois os eletrodos estão envoltos em uma pasta úmida contendo íons. A pilha alcalina é semelhante à de Leclanché, porém com rendi-mento de cinco a oito vezes maior. A diferença principal é que sua misturaeletrolítica contém hidróxido de potássio (KOH), uma base fortementealcalina que substitui o cloreto de amônio (NH4Cl) das pilhas comuns.Portanto, não apresenta o problema de formação de amônia ao redorda barra de grafite.EQUAÇÃO DE NERST Você já sabe que a voltagem de uma pilha depende da natureza dosreagentes e produtos e de suas concentrações. Assim, se montarmos umapilha de Daniell (Zn, Zn2+//Cu2+, Cu) a 298°K (25°C), com concentraçãodas soluções igual a 1 mol/L, teremos uma voltagem de 1,10V. Entretanto,à medida que for sendo usada, haverá uma aumento da concentração deZn2+ e uma diminuição da concentração dos íons Cu2+. Logo, à medida quea pilha funciona, verifica-se uma queda de voltagem. Quando a diferençade potencial chega a 0, temos uma situação de equilíbrio e dizemos quea pilha está descarregada. A equação deduzida por Walther Hermann CEDERJ 35
  33. 33. Elementos de Química Geral | Pilhas Nernst (1864 -1941) nos permite calcular a variação do potencial de uma pilha em determinado instante a partir das concentrações molares das soluções eletrolíticas. Para a reação da pilha de Daniell, teremos: Zno + Cu2+ Zn2+ + Cuo E a equação de Nernst: 2+ ∆E = ∆Eo – 0,059 log [Zn ] n [Cu2+] onde, ∆E é a variação do potencial da pilha para determinada concentração; ∆Eo é a variação do potencial da pilha nas condições-padrão; n é o número de mols de elétrons transferidos (n = 2 na pilha de Daniell). Vamos então calcular a variação de potencial (∆E) de uma pilha de cobre e zinco após certo tempo de funcionamento, quando a concen- tração de Zn2+ medida for igual a 0,8 mol/L, e a concentração de Cu2+ for igual a 0,2 mol/L. ! 1 mol de elétrons corresponde a 6,02 x 1023 elétrons. Aplicando a equação de Nernst, teremos: 0,059 0,8 ∆E = 1,10 – log 2 0,2 ∆E = 1,10 – 0,0295 log 4 ∆E = 1,10 – 0,0295. 0,602 ∆E = 1,08 V Isso mostra que realmente há uma diminuição progressiva da voltagem da pilha com o passar do tempo, até a reação atingir o equilíbrio, ou seja, até a pilha se descarregar. Vamos praticar? Leia atentamente o enunciado das atividades.36 CEDERJ
  34. 34. ATIVIDADES 164. Determine o potencial da célula galvânica representada a seguir: AULAZn | Zn2+ (1,50mol/L) || Fe2+(0,10 mol/L) || Fe.5. Escreva as semi-reações que ocorrem no cátodo e no ânodo e a equaçãobalanceada para as reações representadas a seguir:a. Ni2+(aq) + Zn(s) Ni(s) + Zn2+(aq).b. Ce4+(aq) + I–(aq) I2(s) + Ce3+(aq).c. Cl2(g) + H2(g) HCl(aq).d. Au (aq)+ Au(s) + Au3+(aq).6. O potencial-padrão da célula Cu(s) | Cu2+(aq) || Pb2+(aq) | Pb é 0,47V. Seo potencial-padrão de redução do eletrodo de cobre é + 0,34V, determineo valor do potencial-padrão de redução do eletrodo de chumbo.7. A corrosão do ferro, processo que se inicia pela formação de íons Fe2+,pode ser evitada colocando-se o ferro em contato com um metal que seoxide mais facilmente. Dada a tabela abaixo de potenciais de redução,Semi-reação E° (V)Fe 2+ + 2e – Fe –0,44Mg2+ + 2e– Mg –2,37Zn 2+ + 2e – Zn –0,76Pb2+ + 2e– Pb –0,13Cu 2+ + 2e – Cu +0,15Pergunta-se:a. Quais dos metais acima protegem o ferro da corrosão?b. Escreva a reação do ferro e um dos outros metais mencionados, indicandoo potencial da célula formada.CONCLUSÃO Quando conhecemos os componentes de uma pilha, podemosprever sua voltagem e com isso utilizá-la de maneira mais racional. Oconhecimento dos potenciais de redução dos metais nos permite protegerdiversos objetos da corrosão. CEDERJ 37
  35. 35. Elementos de Química Geral | Pilhas ATIVIDADES FINAIS 1. A figura a seguir representa uma pilha de mercúrio usada em relógios e cronômetros. isolante zinco metálico pasta de KOH e água óxido de mercúrio (II) aço inox As reações que ocorrem nesta pilha são: Zn(s) = Zn2+(aq) + 2e– HgO(s) + H2O(l) + 2e– = Hg(l) + 20H–(aq) a. De qual eletrodo partem os elétrons quando a pilha está fornecendo energia? Justifique. b. Cite duas substâncias cujas quantidades diminuem com o funcionamento da pilha. Justifique. 2. A pilha de lítio-iodo é muito utilizada em marca-passo cardíaco devido a sua longa duração (de 5 a 8 anos) e por não apresentar nenhuma emissão de gás, o que permite fechá-la hermeticamente. A reação que ocorre nesta pilha está representada na equação a seguir: 2 Li + I2 2 LiI Consultando a tabela de potenciais, determine a voltagem dessa pilha. 3. As pilhas alcalinas entraram em moda recentemente e são usadas em quase tudo que exige trabalho contínuo e duradouro, desde relógios de pulso até calculadoras eletrônicas. Uma das pilhas mais usadas é a de níquel-cádmio, que chega a ter uma duração maior do que a da bateria de automóvel e ainda pode ser recarregada38 CEDERJ
  36. 36. 16 várias vezes. Ela é constituída pelo metal cádmio, por hidróxido de níquel III e AULA uma pasta de hidróxido de potássio. Considerando que os potenciais-padrão de redução são Cd2+ (s) + 2 e– Cd 0 (s) Eo = – 0,4V Ni3+ (s) + 1 e– Ni2+ (s) Eo = + 1,0V, Indique o sentido do fluxo de elétrons e a força eletromotriz da pilha níquel- cádmio.RESUMO Vamos relembrar as principais características de uma célula galvânica: 1. Célula galvânica ou pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de óxido- redução espontânea produz corrente elétrica. 2. Cátodo é o eletrodo no qual ocorre a reação de redução. É o pólo positivo da pilha. 3. Ânodo é o eletrodo no qual ocorre a reação de oxidação. É o pólo negativo da pilha. 4. Notação de uma pilha: ânodo/ solução anódica // solução catódica / cátodo. 5. Por convenção, o potencial-padrão de eletrodo de hidrogênio é igual a zero. 6. A voltagem de uma célula pode ser calculada pela soma do E°redução do cátodo com o E° oxidação de ânodo. 7. Quanto maior for o E°redução, mais fácil será a redução da espécie. CEDERJ 39
  37. 37. Elementos de Química Geral | Pilhas RESPOSTAS Atividade 1 a. pólo positivo = ouro, devido ao seu alto potencial de redução, esse metal irá sofrer redução frente ao magnésio, sendo assim o pólo positivo. pólo negativo = magnésio b. cátodo = ouro por sofrer redução ânodo = magnésio por sofrer oxidação c. do Mg para o Au ( o fluxo de elétronas é sempre do ânodo para o cátodo numa pilha) d. + 1,50 + 2,375 = + 3,875 V e. oxidação: Mgo Mg2+ + 2e– redução: Au3+ + 3 e– Auo global: 3 Mgo + 2 Au3+ 3 Mg2+ + 2 Auo Atividade 2 a. + 2,46 V b. não espontânea c. + 0,11 V d. + 0,163 V Atividade 3 a. I2 + 2 Li 2I– + 2 Li+ b. fem = + 3,581 V Atividade 4 0, 059 ⎡ Zn2 + ⎤ ⎣ ⎦ ∆E = ∆Eo – log n ⎡Fe2 + ⎤ ⎣ ⎦ 0, 059 01, 5 ∆E = 0,32 – log 2 0, 1 ∆E = 0,32 – 0,0295 log 15 ∆E = 0,32 – 0,0295. 1,176 ∆E = 0,285 V40 CEDERJ
  38. 38. 16Atividade 5 AULAa. Ni2+(aq) + 2e– Ni(s)Zn(s) Zn2+(aq) +2e–Ni2+(aq) + Zn(s) Ni(s) + Zn2+(aq)b. I–(aq) + 2e– I2(s)Ce4+(aq) Ce3+(aq) + e–2 Ce4+(aq) + I–(aq) I2(s) + 2 Ce3+(aq)c. Cl2(g) + + 2e– 2 Cl–(aq)H2(g) 2 H+(aq) +2e–Cl2(g) + H2(g) 2 HCl(aq)d. Au+(aq) + e– Au(s)Au+(aq) --> Au3+(aq) + 3 e–4 Au+(aq) --> 3 Au(s) + Au3+(aq)Atividade 6+0,81 VAtividade 7a. Mg e Zn por apresentarem menor potencial de redução que o ferro.b. Mgo + Fe2+ Mg2+ + Feo ∆E = + 1,93 VouZno + Fe2+ Zn2+ + Feo ∆E = +0,32 VAtividades Finais1. a. Do eletrodo de zinco para o de mercúrio, pois o zinco sofre oxidação. b. Zno e HgO, pois são reagentes da reação.2. + 3,581 V3. Cdo Ni3+ fem = 1,4 V CEDERJ 41
  39. 39. 17 AULA Relações numéricas Meta da aula Apresentar as grandezas químicas que permitem estabelecer relações numéricas necessárias ao cálculo estequiométrico.objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Calcular o número de mol, volume, massa, moléculas e átomos de substâncias diversas. • Converter unidades dos campos micro e macroscópicos.
  40. 40. Elementos de Química Geral | Relações numéricasINTRODUÇÃO Quando vamos a um supermercado comprar ovos, pegamos uma embalagem contendo 12 unidades. Mas, se quisermos comprar arroz, vamos pegar um saco com um quilograma. Deste modo, a escolha da maneira pela qual vamos medir o produto a ser adquirido vai depender de suas características, tornando mais fácil sua aquisição. Os químicos utilizam normalmente a massa para mensurar a quantidade de materiais que serão usados como reagentes. Entretanto, às vezes, é necessário determinar a quantidade de átomos ou moléculas em uma amostra. Nesta aula, desenvolveremos conceitos e relações numéricas que possibilitam estes cálculos. QUANTIDADE DE MATÉRIA – MOL No nosso dia-a-dia, quando vamos comprar ovos pedimos em “dúzias”; folhas de papel, pedimos em “resmas”. Essas são as quantidades de matéria úteis para seus fins. Em se tratando de átomos e moléculas, a quantidade de matéria útil que pode ser manipulada é o mol. Observe os desenhos a seguir: 1 mol de alúminio 1 mol de ferro 1 mol de cálcio 27g 56g 40g 6,0 x 1023 átomos 6,0 x 1023 átomos 6,0 x 1023 átomos Figura 17.1: Representação de 1 mol de substâncias, em gramas.44 CEDERJ
  41. 41. 17 Veja que as massas são diferentes, porém em cada porção AULAsempre encontramos 6,02 x 1023 átomos. Assim: 12 é uma dúzia 100 é um cento 500 é uma resma 6,02 x 1023 é um mol Qual é a massa de um mol? Esta pergunta só pode ter uma resposta se especificarmos asubstância à qual estamos nos referindo. A massa de um mol de átomosde alumínio é 27g, e a de um mol de moléculas de H2O é 18g. Estas massascorrespondem à MA (massa atômica), ou à MM (massa molecular),expressas em gramas. Outro exemplo: 1 mol de ácido acético (C2H4O2) é: MA do C = 12 , MA do H = 1 e MA do O = 16 MM = 2 x 12 + 4 x 1 + 2 x 16 = 60 Logo, 1 mol de ácido acético corresponde a 60 gramas. Podemosentão dizer que a massa molar do álcool etílico é 60g/mol. Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de uma substância, e corresponde a 6,02 x 10 23 unidades dessa substância. CEDERJ 45
  42. 42. Elementos de Química Geral | Relações numéricas Vamos determinar a massa de 2 mols de ácido sulfúrico (H2SO4): MA do H = 1; MA do S = 32 e MA do O = 16 MM = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16 = 98 1 mol de ácido sulfúrico = 98 gramas 2 mols de ácido sulfúrico = 196 gramas Vejamos agora o cálculo da massa de 0,25 mol de carbonato de cálcio (CaCO3): MA do Ca = 40; MA do C = 12 e MA do O = 16 MM = 1 x 40 + 1 x 12 + 3 x 16 = 100 1 mol de carbonato de cálcio = 100 gramas 0,25 mol de carbonato de cálcio = x gramas x = 0,25 x 100 = 25 gramas 1 Para determinar o número de moléculas existente em 0,5 mol de éter etílico (C4H10O), basta estabelecer a relação: 1 mol de éter etílico = 6,02 x 1023 moléculas 0,5 mol de éter etílico = x moléculas 23 x = 0,5 x 6,02 x 10 = 3,01 x 1023 moléculas 1 ATIVIDADES 1. Considere o óxido de cálcio (CaO) utilizado na caiação de muros. Para este óxido, determine: a. a quantidade de matéria presente em 0,25 mol de CaO; b. a massa, em gramas, correspondente a esta quantidade de matéria de CaO. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________46 CEDERJ
  43. 43. 17 AULA2. O ferro é essencial à vida do homem porque está presente, sob aforma iônica, no glóbulo vermelho do sangue que transporta oxigêniopara os tecidos. No sangue de Paulo, por exemplo, há 2,8 gramas deferro. Determine o número aproximado de átomos de ferro presente noseu sangue.Obs: Se você tiver alguma dúvida para resolver estas atividades, dê uma olhada nosexemplos anteriores._____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________3. O perigo oculto das embalagens “Alumínio, chumbo e materiais plásticos, como o polipropileno, são substâncias que estão sob suspeita de provocar intoxicações no organismo humano.”Determine o no de mol de átomos de chumbo presente em uma embalagemde creme dental que contenha 0,207g deste elemento:_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________4. A aspirina é amplamente usada na medicina como antipirético eanalgésico. Calcule o número de moléculas de ácido acetilsalicílico (C9H8O4)existente em uma dose oral de 0,60g:_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________5. Uma concentração de 0,9g de glicose por litro de sangue é consideradanormal em indivíduos adultos. A que valor corresponde esta concentraçãoquando expressa em mol por litro?Dado: massa molar da glicose = 180g/mol._____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ CEDERJ 47
  44. 44. Elementos de Química Geral | Relações numéricas VOLUME MOLAR Você já deve ter observado que um balão de aniversário cheio, colocado ao sol em um dia de verão, em pouco tempo irá estourar; pois, com o aumento da temperatura, o volume que o gás ocupa também irá aumentar. Como é possível então calcular o volume ocupado por um mol? Para respondermos a esta questão, precisamos agora conhecer a temperatura e a pressão em que será medido o volume, pois esses fatores influenciam em sua determinação. Utilizando uma norma, os cientistas definiram as Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) como aquelas em que a temperatura é fixada a 0°C (273K) e a pressão vale 1 atm (760mmHg). Vale lembrar que este valor corresponde à pressão atmosférica ao nível do mar. Nessas condições, o volume ocupado por um mol de qualquer gás, considerando seu comportamento ideal, é de 22,4 litros. Volume molar é o volume ocupado por um mol de gás ideal, que nas CNTP é de 22,4 litros. Vejamos como podemos calcular o volume, medido nas CNTP, de um balão que contém 220g de gás carbônico. Vamos inicialmente calcular o número total de mols contido no balão: 1 mol de CO2 = 44g (1x12 + 2x16 = 44), x mol = 220g 220 x 1 x= = 5 mols de CO2 4448 CEDERJ
  45. 45. 17 Como o volume não depende do tipo de substância, mas apenas da quantidade de matéria, AULApodemos relacionar diretamente: 1 mol de qualquer gás nas CNTP = 22,4 litros, logo 5 mols = x litros 5 x 22,4 x= = 112 1 Temos, então, que o volume do balão é 112 L. Em síntese: 1 mol – 6,02 x 1023 unidades – MA ou MM em gramas – 22,4 L nas CNTP ATIVIDADE 6. Em um laboratório, uma substância gasosa foi isolada e purificada. Verificou-se experimentalmente que 70g desta substância ocupam 56 L nas CNTP. Indique a alternativa que apresenta a massa molar desse composto: (a) 56g (b) 28g (c) 35g (d) 112gCONCLUSÃO Conhecendo algumas relações numéricas, podemos relacionaro nosso mundo macroscópico (massa e volume) com o mundomicroscópico (átomos e moléculas). Desta forma, na prática químicatorna-se essencial o domínio dos cálculos que são estabelecidos pelasrelações numéricas. CEDERJ 49
  46. 46. Elementos de Química Geral | Relações numéricas ATIVIDADES FINAIS 1. Quando bebemos água, normalmente a tomamos na forma de goles. Sabe-se que 1 gole de água ocupa em média o volume de 18 cm3, e que a densidade da água é de 1g/cm3. Qual é o número de moléculas de água ingeridas em cada gole? ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 2. O carbonato de sódio, Na2CO3, é um produto industrial muito importante e usado na manufatura do vidro. Quantos mols de Na2CO3 existem em 132 gramas de carbonato de sódio? ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ µ µ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 4. Um extintor de incêndio contém cerca de 4,4 kg de gás carbônico. Determine o volume de gás liberado na atmosfera, a 0oC de 1 atm: ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________50 CEDERJ
  47. 47. 17RESUMO AULA As relações numéricas mais importantes – portanto necessárias para o nosso próximo estudo de cálculo estequiométrico – são: • A unidade de massa atômica (u) corresponde a 1/12 da massa do carbono – 12. • A quantidade de substância que está relacionada ao número de partículas existente na amostra é o mol. • 1 mol de partículas possui 6,02 x 1023 partículas, e esse valor corresponde à constante de Avogadro. • Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de uma substância, e corresponde a 6,02 x 1023 unidades dessa substância. • 1 mol de qualquer gás, nas CNTP, ocupa o volume de 22,4 litros. RESPOSTAS Atividade 1 a. 1,505 x 1023 agregados iônicos b. 14 gramas Atividade 2 3,01 x 1022 átomos Atividade 3 0,001 mol CEDERJ 51
  48. 48. Elementos de Química Geral | Relações numéricas Atividade 4 2 x 1021 moléculas Atividade 5 5 x 10–3 mol/L Atividade 6 Para determinarmos a massa molar, precisamos relacioná-la ao volume molar nas CNTP, ou seja, 22,4 litros. Assim temos: 70 g -------- 56 L x g -------- 22,4 L x = 28 gramas Resposta: alternativa b Atividades Finais 1. 18 cm3 de água, com densidade 1g/cm3, correspondem a 18 gramas de água. Como a massa molar da água é exatamente 18 gramas, teremos então que, em cada gole uma pessoa ingere 1 mol de água. Portanto, são ingeridas 6,02 x 1023 moléculas de água por gole. 2. 1 mol de Na2CO3 apresenta massa molar de 106 gramas; então, 132 gramas corresponderão a 1,24 mol. 3. 1,64 x 10–3 mol 4. 2240 litros52 CEDERJ
  49. 49. 18 AULA Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol Meta da aula Aplicar as Leis Ponderais na solução dos problemas.objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Reconhecer a importância de uma equação química balanceada para a solução de problemas que envolvem cálculos. • Aplicar o conceito de mol, como princípio unificador, para resolução dos diferentes problemas que envolvem este- quiometria. • Resolver situações-problema envolvendo as relações mol- mol, mol-massa, massa-massa. Pré-requisito Para que você encontre mais facilidade na compreensão desta aula, recorde o conceito de mol visto na Aula 17.

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