Apostila de quimica inorganica

87 visualizações

Publicada em

Apostila de Química Inorgânica

Publicada em: Educação
0 comentários
0 gostaram
Estatísticas
Notas
  • Seja o primeiro a comentar

  • Seja a primeira pessoa a gostar disto

Sem downloads
Visualizações
Visualizações totais
87
No SlideShare
0
A partir de incorporações
0
Número de incorporações
5
Ações
Compartilhamentos
0
Downloads
2
Comentários
0
Gostaram
0
Incorporações 0
Nenhuma incorporação

Nenhuma nota no slide

Apostila de quimica inorganica

  1. 1. 1 QUÍMICA INORGÂNICA 1. SOLUÇÕES São misturas, em escala molecular ou atômica, de composição variável de duas ou mais substâncias, capazes de serem separadas por processos físicos. Resumindo, podemos dizer que soluções são misturas de duas ou mais substâncias que apresentam aspecto uniforme. As soluções podem ser apresentadas em qualquer um dos estados físicos. Os componentes básicos de uma solução, são: a. Soluto = é a substância que se dissolve b. Solvente = é a substância na qual o soluto se dissolve. Devemos lembrar que, solutos diferentes apresentam solubilidades diferentes. SOLUÇÃO SATURADA: É a que contém a máxima quantidade de soluto numa dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura; essa quantidade máxima é denominada coeficiente de solubilidade. Uma solução com quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade é denominada solução não- saturada ou insaturada. Se a uma solução saturada de um eletrólito se adiciona outro que não tenha um íon comum ao primeiro, o produto de solubilidade do último será sobrepassado e ele precipitará parcialmente da solução COLÓIDES Termo criado em 1861 por THOMAS GRAHAM para designar substâncias que, como a cola, não mostram os fenômenos de difusão e diálise senão em grau reduzidíssimo, distinguindo-se assim das outras substâncias que foram denominadas cristalóides e que difundem e dialisam regularmente. Vale a pena lembrar que diálise é o processo de filtração através de ,microporos das membranas semipermeáveis. Processo utilizado para purificar muitas proteínas e vacinas. Outras substâncias que se agrupam nos colóides são as gelatinas, a albumina e o amido. Pertencem aos colóides também substâncias minerais, como certas argilas e produtos químicos insolúveis em água, porém obtidos de forma particular. Os colóides podem ser divididos em emulsóides e suspensóides ou ainda em sol e gel. Temos portanto, as seguintes classificações: a) Emulsóides: são líquidos dispersos em outros líquidos; b) Suspensóides: dispersão de um sólido em um líquido; c) Sol: tem o aspecto fluido e a viscosidade baixa; d) Gel: tem características pastosas. É importante lembrar ainda que a transformação de um Sol em um Gel poderá ser reversível ou irreversível. Os colóides tem como características das suas partículas, moléculas grandes ou grupos de moléculas ou íons. a) Refletem a luz (efeito Tyndall). b) Não sedimentam e só são separáveis por membranas semipermeáveis.
  2. 2. 2 PROPRIEDADES COLIGATIVAS a) Número de Partículas Dispersas: I) Para o caso de soluções moleculares, onde basta descobrir o número de moléculas do sólido disseminado. O número de partículas dispersas (NP) será calculado entre o quociente da massa da substância e o mol da substância pelo número de Avogadro. 1002,6 23 M m NP II) Para as soluções iônicas, temos: O produto entre o resultado do cálculo acima (em moléculas), o grau de ionização () e o número de partículas ionizáveis, adicionado ao resultado do produto entre o cálculo acima (em moléculas) pelo restante de partículas não ionizadas. Ou seja: i M m np  1002,6 23 onde: i = 1 +  x (X + Y - 1) Sendo: 1 = fator de Van’t Hoff  = grau de ionização X = número de cátions produzidos por molécula Y = número de ânions produzidos por molécula CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES É a massa de soluto existente em um determinado volume ou massa. A notação das soluções pode ser feita por dentro ou por fora. Chamamos por dentro, quando consideramos a quantidade de soluto em relação ao volume ou massa da solução. E por fora, quando o consideramos em relação ao volume ou massa do solvente. Exemplo: Uma solução a 20% de glicose será considerada, em notação, por dentro de considerarmos 20 gramas de glicose em 100 de solução. A notação será por fora se considerarmos 20 gramas de glicose em 100 de solvente. Quanto a notação das soluções relacionadas com as concentrações, vamos considerar sempre como soluções percentuais. As soluções percentuais, são aquelas que possuem determinada massa de soluto em 100 partes da solução. Se expressarmos a relação para um volume de solução equivalente a 100 mililitros, teremos percentagem volumétrica, se for para 100 gramas teremos percentagem ponderal.
  3. 3. 3 Para calcular a % para volumes diversos, temos a fórmula: )( )( % vmililitrosemsoluçãodavolume pgramasemsolutodomassa  Exemplos: a) Dissolvendo-se 60 gramas de certa substância para 1 litro de solução, qual a sua concentração? % = 60/1000 = 0,06 = 6% b) Com 160 gramas de glicose, qual o volume de solução a 10% que podemos preparar? 10/100 = 160/v = 160/0,1 = 1.600 cm3 CONCENTRAÇÃO SIMPLES: É a relação entre a massa em gramas e o volume da solução em litros. É dada pela seguinte fórmula: )( )( V gm C  Exemplo: Determinar a massa de sal contida em 50 ml de solução de NaCl cuja concentração é de 400 g/. 1000 ml  400 g 50 ml  X 1000 40050  m = 20 gramas DENSIDADE: É a relação entre a massa e o volume de um determinado material. Não sendo necessariamente obrigatória a opção por uma unidade de massa ou de volume. O cálculo da densidade de um determinado material é dada por: V m d  Exemplo: Qual a concentração em gramas por litro de uma solução cuja densidade é 2,75 g/cm3 ? 1 75,2 d  1 cm3  2,75 g 1000 cm3 (1)  m m = 2.750 gramas TÍTULO: Podemos determinar o título de uma solução, de duas formas:
  4. 4. 4 a) EM RELAÇÃO A MASSA: é a relação entre a massa de soluto e a massa total da solução; b) EM RELAÇÃO AO VOLUME: é a relação entre o volume de soluto e o volume total da solução (só quando o soluto e o solvente são líquidos). São usadas as seguintes fórmulas: mm m T 0  e vv v Tv 0  onde: m = massa do soluto; (m + m0) = massa total da solução; v = volume do soluto; v0 = volume total da solução. Exemplo: Junta-se 54 gramas de AgNO3, a 100 gramas de H2O. Qual o título ? %3535,0 )10054( 54 0 ou g g mm m T      MOLARIDADE: É a relação entre o número de moles de soluto e o número de litros da solução. São utilizadas as seguintes fórmulas para o cálculo da molaridade: VMM m M MM m n V n M   onde: M = Molaridade n = número de moles V = volume m = massa da substância MM = massa molecular Exemplos:  Determinar a massa de soluto contida em 1 litro de solução 0,2 M de bicarbonato de cálcio Ca(HCO3)2 1162 2,0   m m = 0,2 x 162 = 32,4 gramas  Determinar a molaridade de uma solução de H2SO4 cuja densidade é 1,8 g/cm3 . OBS.: C (em gramas/litro) = d (em gramas/cm3 ) x 1000, porque 1 litro = 1000 cm3 Solução:
  5. 5. 5 C = 1,8 x 1000 g/ C = 1800 g/ Se VMM m M   e V m C  Temos que: MM C M  = 98 1800  18,37 molar OBS.: Podemos também fazer a seguinte relação: C = d x T Considerando: m1 = Massa do soluto V = Volume T = Título C = Concentração D = Densidade m = Massa da solução O desenvolvimento da relação será a seguinte: dTCtemosd V m do V mT CmTVC m m m T m V m C mT VC                   sen 1 1 1 1 Temos ainda a relação abaixo: C = Molaridade x Massa Molar do soluto Outra relação importante é a seguinte: Número de Equivalente  nEq = gramaeEquivalent dadaMassa Não devemos esquecer também que: Solução Normal é aquela que possui 1 Equivalente Grama em 1 litro de solução, ou seja: VEq dadaMassa N VEq m N V Eq m N V n N Eq   1 2. TERMOQUÍMICA Entende-se como sendo a parte da química que estuda os efeitos térmicos que acompanham as reações químicas. Do ponto de vista termoquímico, as reações classificam-se em endotérmicas e exotérmicas. A medida do calor absorvido ou desprendido numa reação é efetuada em calorias. Note-
  6. 6. 6 se que o calor de reação é a quantidade de calorias trocadas com o meio, quando tomam parte na reação quantidades molares dos reagentes, nas proporções expressas na equação da reação. Grandezas de importância na termoquímica são:  calores de formação  calores de combustão  calores de solução  calores de neutralização. CALORIA: Termo que indica a quantidade de energia fornecida por um alimento, se ele for totalmente aproveitado pelo organismo. Uma caloria (cal) é a quantidade de calor necessária para elevar em 1º C a temperatura de 1,0 grama de água. ( de 14,5 a 15,5º C, a uma pressão de 1 atmosfera). OBS.: Atualmente, existem duas maneiras de indicar as calorias: a científica e a utilizada na medicina, que está presente nas tabelas médicas usadas em dietas e nas embalagens de alimentos industrializados. Em medicina, o termo caloria deve ser escrito com a letra inicial maiúscula: Caloria, pois uma Caloria corresponde a 1.000 calorias ou 1 Kcal. Desta forma: temos: 1 caloria = 1 cal 1 Caloria = 1 Kcal PROCESSO EXOTÉRMICO: É aquele que ocorre com liberação de calor, ou seja: A  B + CALOR PROCESSO ENDOTÉRMICO: É aquele que ocorre com absorção de calor. A + CALOR  B ENTALPIA: É o conteúdo calorífico de um sistema. Representa-se por H. Exemplo: H2 (g) + O2 (g)  2 H2O () + 136,6 Kcal Sistema Inicial Sistema Final (25º C e 1 atm.) Entalpia = H1 Entalpia = H2 Neste caso: H1 > H2 Como houve libertação de calor na reação, conclui-se que o conteúdo calorífico do sistema inicial é maior que o do sistema final. VARIAÇÃO DE ENTALPIA (H): Também chamada de Calor de Reação, é a diferença entre a entalpia dos produtos (H2) e a entalpia dos reagentes (H1). Desta forma: H = H2 - H1
  7. 7. 7 No caso do exemplo anterior, H = 136,6 Kcal. É necessário lembrar que nas reações Exotérmicas, H é sempre negativo, pois H1 > H2. E nas reações Endotérmicas, H é sempre positivo, pois H1 < H2 TABELA DE ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO: SUBSTÂNCIA H em Kcal/mol SUBSTÂNCIA H em Kcal/mol CO (g) - 26,4 H2O () - 68,3 CO2 (g) - 94,1 HCl (g) - 22,1 CH4 (g) - 17,9 NH3 (g) - 11,0 C2H6 (g) - 20,2 NaCl (s) - 98,6 C2H2 (g) + 54,2 NaOH (s) - 102,0 O3 (g) + 34,1 H2SO4 () - 194,5 Ca(OH)2 (s) - 235,8 NaBr (s) - 86,0 ENTALPIA DE FORMAÇÃO: A entalpia de formação de uma substância é a variação de entalpia (H), (calor liberado ou absorvido) quando 1 mol da referida substância é sintetizado a partir de seus elementos químicos constituintes (substâncias simples, no estado padrão, com H = 0. Exemplo: C grafite + O2 (g)  CO2 (g) H = - 94,1 Kcal ENTALPIA DE COMBUSTÃO: É a variação de entalpia (H) (energia liberada) verificada na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão. Exemplo: 1 H2 (g) + ½ O2 (g)  1 H2O () H = - 68,3 Kcal ENTALPIA DE SOLUÇÃO: É a variação de entalpia (H) quando se dissolve 1 mol de uma substância numa dada quantidade de solvente. Exemplo: HCl (g) + 4 H2O ()  HCl (4 H2O) () H = - 14,6 Kcal
  8. 8. 8 ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO: É a variação de entalpia (H) na reação de um equivalente- grama de um ácido em solução aquosa diluída com um equivalente-grama de uma base nas mesmas condições. Exemplo: HCl (aq) + NaOH (aq)  NaCl (aq) + H2O () H = - 13,8 Kcal OBS.: Nas reações de neutralização sempre ocorrerá liberação de calor H neut < 0), porém, o valor do H neut só é constante para a reação entre ácidos e bases fortes. ENTALPIA DE ESTADO ALOTRÓPICO: É a variação entálpica (H) verificada quando um elemento químico muda de estado alotrópico. Exemplo: C grafite  C diamante H = + 0,453 Kcal ENTALPIA DE MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO: É a variação de entalpia (H), quando uma substância passa de um estado físico para outro. Exemplos:  H2O (s)  H2O () H = + 1,44 Kcal/mol  H2O ()  H2O (g) H = + 9,74 Kcal/mol LEI DE HESS Lei enunciada por GERMAIN HENRY HESS, também conhecida como Lei da constância do calor total ou ainda Lei dos estados inicial e final. O enunciado original é o seguinte: “ A quantidade de calor libertada ou absorvida, em uma reação química, depende unicamente dos estados inicial e final da reação, e não depende dos estados intermediários pelos quais passa a reação. “ A Lei de Hess é uma conseqüência direta da Lei de Conservação de Energia (1842). Exemplo: Podemos obter NH4Cl aquoso por 2 caminhos diferentes, partindo do mesmo estado inicial: 1º CAMINHO: NH3 (g) + HCl (g)  NH4Cl (s) H = - 41,9 Kcal NH4Cl (s) + aq.  NH4Cl (aq) H = + 3,9 Kcal NH3 (g) + HCl (g) + aq.  NH4Cl (aq.) H = - 38 Kcal 2º CAMINHO: NH3 (g) + aq.  NH3 (aq.) H = - 8,5 Kcal HCl (g) + aq.  HCl (aq.) H = - 17,3 Kcal NH3 (aq.) + HCl (aq.)  NH4Cl (aq.) H = - 12,2 Kcal
  9. 9. 9 NH3 (g) + HCl (g) + aq.  NH4Cl (aq.) H = - 38 Kcal Como conseqüência da Lei de Hess, podemos somar ou subtrair equações termoquímicas. O valor de H de uma reação é igual a diferença entre a soma dos calores de formação das substâncias do 2º membro da equação e a soma dos calores de formação das substâncias do 1º membro da equação. H = H2 - H1 O calor de formação de uma substância simples é nulo. 3. CINÉTICA QUÍMICA A Cinética Química estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. Estuda ainda a possibilidade de controlar essa velocidade, tornando as reações mais rápidas ou mais lentas. Do ponto de vista cinético são três os grupos das reações químicas: 1a . - As reações extremamente rápidas; 2a . - Reações extremamente lentas, em geral associadas com processos geológicos, tais como fossilização; 3a . - Reações de velocidade moderada, suscetível de medida na prática, tais como esterificações. Há duas condições que são fundamentais (embora não sejam suficientes) para que uma reação química possa ocorrer: 1a . - Os reagentes devem entrar em contato; 2a . - Deve haver afinidade química entre os reagentes. A realização ou não da reação química, se houver afinidade, passa a depender de duas outras condições ditas complementares: 1a . - As partículas (moléculas, íons) dos reagentes devem colidir entre si; 2a . - A colisão entre as partículas dos reagentes deve ocorrer numa orientação favorável com energia suficiente para romper as ligações existentes nos reagentes. VELOCIDADE DAS REAÇÕES: Considere a seguinte reação genérica corretamente balanceada: a A + b B  c C + dD Onde: A, B, C e D são substâncias quaisquer e a, b, c, d são seus coeficientes estequiométricos. A velocidade média (Vm) da reação em função de uma das substâncias participantes é a razão entre a quantidade consumida ou produzida da substância e o intervalo de tempo (t) em que isso ocorreu. Desse modo, a velocidade média da reação acima pode ser calculada por uma das expressões a seguir: t consumidoAdequantidade V m  
  10. 10. 10 t consumidoBdequantidade V m   t produzidoCdequantidade V m   t produzidoDdequantidade V m   Exemplo: Considere que durante a reação citada anteriormente tenha sido medida a concentração molar de A consumido e de C produzido, em intervalos de tempo regulares, de cinco em cinco minutos, obtendo- se o resultado descrito na tabela abaixo: TEMPO EM MINUTOS 0 5 10 15 20 25 [A] CONSUMIDO 6,0 4,5 3,0 2,5 1,5 1,0 [C] PRODUZIDO 0 0,5 2,0 4,5 6,5 8,0 Com base nestes resultados, podemos calcular a velocidade média da reação em função de A ou de C, no intervalo de tempo que quisermos: 1º) Velocidade Média em função de A consumido no intervalo de tempo entre 0 e 10 minutos: .min/3,0 010 0,60,3][][][           litromol tt AA V t A V inicialfinal inicialfinal mm 2º) Velocidade Média em função de A consumido no intervalo de tempo entre 5 e 20 minutos: .min/2,0 15 0,3 520 5,45,1][          litromol t A V m 3º) Velocidade Média em função de C produzido no intervalo de tempo entre 0 e 25 minutos: .min/32,0 025 00,8][][][           litromol tt CC V t C V inicialfinal inicialfinal mm
  11. 11. 11 4º) Velocidade Média em função de C produzido no intervalo de tempo entre 5 e 20 minutos: .min/4,0 15 0,6 520 5,05,6][        litromol t C Vm Observe que a velocidade média calculada em função dos reagentes (no caso A) tem valor negativo, pois, à medida que a reação se processa, a quantidade de reagentes vai diminuindo. Já a velocidade média calculada em função dos produtos (no caso C) tem valor positivo, pois, à medida que a reação se processa, a quantidade de produtos vai aumentando. Para que o cálculo da velocidade média da reação seja o mesmo em função de qualquer substância participante da reação, no mesmo intervalo de tempo, a IUPAC estabeleceu a seguinte convenção: A velocidade média da reação é o módulo da velocidade de consumo de um dos reagentes ou da velocidade de formação de um dos produtos, dividido pelo respectivo coeficiente da substância na equação da reação corretamente balanceada. FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES: São diversos os fatores que podem influir na velocidade de uma reação química tornando-a mais rápida ou mais lenta. São eles:  Natureza dos reagentes;  Superfície de contato;  Luz e eletricidade  Pressão  Temperatura  Concentração de reagentes  Catalisadores NATUREZA DOS REAGENTES: Para que uma reação química se realize, é necessário que as ligações existentes nos reagentes sejam rompidas, possibilitando a formação de novas ligações que darão origem aos produtos. Desse modo é fácil concluir que quanto maior for o número de ligações a serem rompidas nos reagentes e quanto mais forte forem essas ligações, mais lenta será a reação e vice-versa. SUPERFÍCIE DE CONTATO: Denomina-se superfície de contato a área de um determinado reagente efetivamente exposta aos demais reagentes. Como a realização de uma reação química depende fundamentalmente do contato entre as substâncias que irão reagir, concluímos que, mantendo os demais fatores constantes, quanto maior a superfície de contato dos reagentes envolvidos, maior a velocidade da reação e vice-versa. LUZ E ELETRICIDADE: Quando é necessária a presença de radiações luminosas para que uma reação se realize, dizemos que se trata de uma reação fotoquímica. Em reações fotoquímicas há sempre a presença de um reagente colorido, o qual denominamos reagentes fotoquimicamente ativos. As
  12. 12. 12 moléculas do reagente fotoquimicamente ativos são ativadas energeticamente quando absorvem energia luminosa, podendo desse modo dar início à reação. Da mesmo forma que muitas reações são ativadas pela luz, há reações que são ativadas pela eletricidade ou passagem de corrente elétrica. PRESSÃO: Um aumento de pressão num sistema em reação implica um contato maior entre os reagentes, pois o volume do sistema diminui. Desse modo, haverá um número maior de partículas reagentes por unidade de volume (a concentração aumenta), o que possibilita um maior número de colisões entre as partículas. Consequentemente a velocidade da reação se torna maior. O efeito da pressão é considerável apenas quando substâncias na fase de agregação gasosa participam da reação. TEMPERATURA: Sendo a temperatura uma medida de energia cinética média das partículas de uma substância, um aumento de temperatura representa diretamente um aumento de energia cinética ou um aumento do movimento das partículas. Movimentando-se mais rapidamente, as partículas irão colidir com maior freqüência e violência, o que acarretará um aumento na velocidade da reação. Um aumento de temperatura aumenta a velocidade de reações químicas exotérmicas e endotérmicas, embora favoreça mais intensamente as reações endotérmicas, pois estas ocorrem com absorção de energia. CONCENTRAÇÃO DE REAGENTES: Quanto maior o número de partículas de reagentes por unidade de volume, isto é, quanto maior a concentração, maior será a probabilidade de haver colisão efetiva entre essas partículas. Consequentemente, maior será a velocidade da reação. CATALISADORES: É uma substância que aumenta a velocidade da reação, diminuindo a energia de ativação necessária para os reagentes atingirem o complexo ativado. As características de um catalisador são as seguintes: I - O catalisador não sofre alteração permanente na sua massa ou na sua composição. Mesmo que participe do complexo ativado, é integralmente recuperado no final da reação; II - A ação catalítica só é possível quando existe afinidade química entre os reagentes. Isso significa que não há catalisador que faça, por exemplo, a água reagir com o monóxido de carbono; III - Se a reação for reversível (os produtos reagem entre si formando novamente os reagentes) até atingir um equilíbrio, a adição de um catalisador irá aumentar igualmente as velocidades das reações direta e inversa. O catalisador não desloca o equilíbrio. 4. POTENCIAL HIDROGENIÔNICO E POTENCIAL HIDROXILIÔNICO (pH e pOH) O potencial de hidrogênio e de hidroxíla, utilizado em toda a química para indicar o grau de concentração dos íons hidrogênio e hidroxíla numa solução, é o cologaritmo da concentração dos íons hidrogênio ou hidroxíla, ou seja, o expoente da potência 10-x com o sinal trocado, da concentração assinalada. Exemplo:
  13. 13. 13 colog. x = - log x = xlog 1 O químico Sorensen propôs que essa relação, referente ao número x, passasse a ser designada apenas por px. Assim: px = - log x Desta forma temos: pH = - log [H3O1+ ] e, portanto, [H3O1+ ] = 10-pH pOH = - log [OH1- ] e, portanto, [OH1- ] = 10-pOH TABELA DE pH e pOH Ph 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 [H+ ] 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 [OH- ] 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 1 ácidos neutra bases OBS.: Solução Tampão: é uma solução à qual pode ser adicionada uma grande quantidade de ácido ou base forte, acarretando isto somente uma pequena variação no seu pH. As soluções tampões são constituídas, geralmente, pela mistura de um ácido fraco com um de seus sais, derivado de uma base forte, por exemplo, ácido acético e acetato de sódio. Soluções tampões também podem ser feitas pela mistura de uma base fraca com um de seus sais, derivado de um ácido forte, como por exemplo hidróxido de amônio e cloreto de amônio. Elas servem para fixar o pH. EQUILÍBRIOS QUÍMICOS O equilíbrio químico é característico de reações reversíveis, nas quais os reagentes dão origem aos produtos (reação direta) e os produtos formados reagem entre si, reconstituindo os reagentes (reação inversa). Desta forma: produtosreagentes inversareação diretareação     As reações direta e inversa ocorrem contínua e ininterruptamente. Desse modo, podemos deduzir que o equilíbrio químico é dinâmico. Um sistema em reação atinge o equilíbrio químico quando a velocidade da reação direta for igual à velocidade da reação inversa. CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO QUÍMICO:
  14. 14. 14 I - O equilíbrio só pode ser atingido em sistemas fechados (onde não há troca de matéria com o meio ambiente); II - Em sistemas fechados, toda reação química é reversível, em maior ou menor grau; III - Num equilíbrio químico, as propriedades macroscópicas do sistema, como concentração, densidade, massa, cor, permanecem constantes; IV - Num equilíbrio químico, as propriedades microscópicas do sistema, como colisão entre partículas formação de complexo ativado, transformação de uma substância em outra, permanece em evolução, pois o equilíbrio é dinâmico V - O equilíbrio químico de uma reação só se manterá estável enquanto o sistema em reação for mantido isolado (sem trocar matéria ou energia com o meio ambiente). Se houver troca de energia (variação de temperatura), o sistema irá se ajustar a um novo estado de equilíbrio e as propriedades macroscópicas desse sistema sofrerão alguma variação até se estabilizarem novamente. No início da reação, a concentração molar de reagentes é máxima e a de produtos é zero. Com o passar do tempo, a concentração de reagentes vai diminuindo e a de produtos aumentando, até que no instante “ te “ , onde o equilíbrio é atingido, as concentrações de reagentes e produtos se estabilizam. DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIOS QUÍMICOS Quando um sistema em reação atinge o equilíbrio químico, ele tende a permanecer dessa maneira indefinidamente, desde que não seja perturbado por algum fator externo. Os fatores externos capazes de perturbar o equilíbrio de um sistema são: I - Concentração das substâncias participantes da reação; II - Pressão; III - Temperatura. Henri Louis Le Chatelier, um físico-químico e político francês, estudando o comportamento de sistemas em equilíbrio químico quando sujeito à variação de um desses três fatores, chegou à seguinte conclusão experimental: Quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação qualquer, ele se desloca espontaneamente no sentido que tende a anular esta perturbação, procurando se ajustar novamente ao equilíbrio. Esse enunciado denomina-se Princípio de Le Chatelier e é conhecido também por Princípio da Fuga ante a Força Para justificar os fatores externos capazes de perturbar o equilíbrio de um sistema temos: I - O aumento da concentração de uma substância desloca o equilíbrio no sentido de consumo desta substância e a diminuição da concentração de uma substância desloca o equilíbrio no sentido de sua formação II - O aumento da pressão de um sistema em reação desloca o equilíbrio no sentido de contração do volume e uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido de expansão do volume;
  15. 15. 15 III - O aumento da temperatura de um sistema em reação desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica e a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica. 5. EQUILÍBRIOS IÔNICOS Denominamos de equilíbrio iônico todo equilíbrio químico que envolve a participação de íons. O cálculo da constante de equilíbrio foi formulado pela primeira vez pelos noruegueses Guldberg e Waage em 1863 e enunciado como a Lei de Ação das Massas. Considere o equilíbrio homogêneo genérico a seguir. a A + b B   c C + d D A expressão da constante de equilíbrio (Kc) será a seguinte: ][][ ][][ BA DC K ba dc c  Exemplo: 2 SO3 (g)   2 SO2 (g) + O2 (g) ]3[ ]2[]2[ 2 12 SO OSO Kc  OBS.: Quanto maior for o valor de Kc, maior será a extensão da ocorrência da reação direta; Quanto menor for o valor do Kc, maior será a extensão da ocorrência da reação inversa.. GRAU DE EQUILÍBRIO: O grau de equilíbrio consiste da razão entre o número de mols consumidos de um certo reagente e o seu número de mols inicial: inicialmolsdenúmero consumidosmolsdenúmero 
  16. 16. 16 O valor do grau de equilíbrio pode variar de 0 a 1, ou seja ; 0 <  < 1. Desta forma, este valor pode ser expresso também em termos de porcentagem. Exemplo: Na precipitação de chuva ácida, um dos ácidos responsáveis pela acidez é o sulfúrico. Um equilíbrio envolvido na formação desse ácido na água da chuva está representado pela equação: 2 SO2 (g) + O2 (g)   2 SO3 (g) Calcule o valor da constante de equilíbrio nas condições em que reagindo-se 6 mols x litro -1 de SO2 com 5 mols x litro -1 de O2, obtêm-se 4 mols x litro -1 de SO3 quando o sistema atinge o equilíbrio. Determine também o grau de equilíbrio de SO2 consumido. Pelos dados temos que:  concentrações iniciais: [SO2] = 6 mols x  -1 e [O2] = 5 mols x  -1  concentração no equilíbrio: [SO3] = 4 mols x  -1 Para que possamos determinar o valor da constante de equilíbrio Kc, devemos conhecer as concentrações molares de todos os participantes no equilíbrio. Para isso, construímos a tabela: 2 SO2 (g) + O2 (g)   2 SO3 (g) Início 6 mols 5 mols 0 Proporção Gasta X mols Gasta Y mols Forma 4 mols Equilíbrio ? ? 4 mols
  17. 17. 17 Como no início, a quantidade de SO3 era igual a zero e, no equilíbrio, a sua quantidade é de 4 mols, isso significa que foram formados 4 mols de SO3. Para que isso aconteça, devem ser consumidos 4 mols de SO2 e 2 mols de O2 devido à proporção 2 : 1 : 2, dada pelos coeficientes da equação. Sendo assim, a tabela completa será: 2 SO2 (g) + O2 (g)   2 SO3 (g) Início 6 mols 5 mols 0 Proporção Gasta 4 mols Gasta 2 mols Forma 4 mols Equilíbrio 2 mols 3 mols 4 mols O número de mols determinado corresponde às concentrações molares dos componentes da reação, conforme dada no enunciado. Logo: 33,1 3 4 )3()2( )4( ]2[]2[ ]3[ 12 2 12 2  KK OSO SO K ccc O grau de equilíbrio de SO2 consumido será: %666666,0 6 4 ou HIDRÓLISE DE SAIS: Todos os sais, ao entrarem em contato com a água, se dissociam libertando íons em maior ou menor grau. Desta forma, denomina-se hidrólise de um sal a reação que ocorre entre a água e pelo menos um dos íons formados na dissociação do sal. Se levarmos em conta que os sais são formados originalmente de uma reação entre um ácido e uma base, iremos concluir que a reação de hidrólise de um sal (se houver) entrará em equilíbrio dinâmico com a reação de formação do sal (ácido + base). Y HxA + x C(OH)y  CxAy + (x . y) HOH
  18. 18. 18 Sendo que em CxAy    ácidodovemânionA basedavemcátionC y x CÁTION PROVENIENTE DE BASES FORTES: Se uma base é forte, ao entrar em contato com a água, ela se mantém predominantemente dissociada. Sendo assim, concluímos que os cátions que formam as bases fortes praticamente não têm afinidade por íons hidróxido, OH1- ; portanto não reagem com a água. Exemplo: Base forte NaOH (hidróxido de sódio) NaOH(s)    OH2 Na1+ (aq) + OH-1 (aq) O cátion Na1+ (aq) praticamente não tem afinidade por íons OH-1 (aq); logo, não reage com a água. Portanto não ocorre reação. CÁTIONS PROVENIENTES DE BASES FRACAS: Ao contrário do caso anterior, se uma base é fraca, ao entrar em contato com a água, ela se mantém predominantemente na forma agregada. Sendo assim, concluímos que os cátions que formam bases fracas possuem grande afinidade por íons hidróxido, OH-1 ; portanto reagem com a água. Exemplo: Base fraca NH4 OH (hidróxido de amônio). NH4 OH()    OH2 NH4 1+ (aq) + OH-1 (aq) O cátion NH4 1+ (aq) tem grande afinidade por íons OH-1 ; logo, reage com água. ÂNIONS PROVENIENTES DE ÁCIDOS FORTES: Se um ácido é forte, a ionização do composto ao entrar em contato com a água é muito grande. Sendo assim, concluímos que os ânions que formam os ácidos fortes praticamente não têm afinidade por prótons (H1+ ) e, portanto, não reagem com a água. Exemplo: Ácido forte HCl(aq) (ácido clorídrico) HCl (g) + H2O   H3O1+ + Cl1- (aq) O ânion Cl1- (aq) praticamente não tem afinidade por prótons (H1+ ); logo, não reage com a água. Cl1- (aq) + HOH  Não ocorre reação.
  19. 19. 19 ÂNIONS PROVENIENTES DE ÁCIDOS FORTES: Se um ácido é fraco, o composto se mantém predominantemente na forma molecular, isto é, a ionização em água é muito pequena. Sendo assim, concluímos que os ânions que formam ácidos possuem grande afinidade por prótons (H1+ ) e, portanto, reagem com a água. Exemplo: Ácido fraco HCN(Aq) (ácido cianídrico) HCN (g) + H2O   H3O1+ + CN1- (aq) O ânion CN1- possui grande afinidade por prótons (H1+ ); logo, reage com a água. CN1- (aq) + HOH  HCN + OH1- A partir das considerações feitas anteriormente, podemos concluir que: Somente sofrem hidrólise os sais solúveis (que liberam seus íons para reagir com a água), formados por um cátion proveniente de uma base fraca e/ou por um ânion proveniente de um ácido fraco. PRODUTOS DE SOLUBILIDADE Muitos processos naturais dependem da precipitação e da dissolução de sais pouco solúveis. Os rins, por exemplo, excretam continuamente substâncias pouco solúveis, tais como fosfato de cálcio e oxalato de cálcio. Quando a urina torna-se saturada por essas substâncias, elas se cristalizam, originando os cálculos renais. O tempo médio para a formação de um cálculo renal é de dois a três anos. Os urologistas recomendam às pessoas com propensão a apresentar cálculos renais a ingestão diária mínima de oito copos de água, para evitar a saturação da urina. Quimicamente, consideramos como produto de solubilidade, o produto que limita a solubilidade de sais pouco solúveis, dada pelo produto das concentrações dos íons que os compõem. Ou seja, é o produto das concentrações dos íon (g/), em uma solução saturada de um sal pouco solúvel. Havendo excesso do soluto se estabelecerá em equilíbrio entre o soluto em excesso (sólido) e os íons, a uma dada temperatura. Desta forma, podemos enunciar o princípio do produto de solubilidade: Em qualquer solução aquosa saturada de sal ou base (composto iônico) pouco solúvel, o produto das concentrações dos íons - cada um elevado a um expoente igual a seu coeficiente na equação devidamente balanceada - é uma constante representada por PS, Kps ou Ks. Vamos considerar um sistema contendo uma solução saturada de fosfato de cálcio (Ca3(PO4)2) e um corpo de fundo desse mesmo sal: Ca3(PO4)2 (s)     V V p d 3 Ca2+ (aq) + 2 PO3- 4 (aq) Em que: Vd = velocidade de dissolução Vp = velocidade de precipitação
  20. 20. 20 Na condição de equilíbrio, a velocidade de dissolução (reação direta) é igual à velocidade de precipitação (reação inversa) e, por isso, a quantidade de corpo de fundo não se altera. Como a concentração do sólido é constante, este não consta da expressão da constante de equilíbrio (Ks). Para o exemplo mencionado temos: Ks = [Ca2+ ]3 . [PO3- 4]2 Na solução saturada, a adição de qualquer um de seus íons (Ca2+ ou PO3- 4) irá produzir uma precipitação do sal (Ca3(PO4)2), pois o Ks nunca será ultrapassado. A tabela a seguir indica os valores do Ks de algumas substâncias, determinados experimentalmente, a 25 ºC. CONSTANTES DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE BROMETOS AgBr 5,0 x 10-13 PbBr2 5,0 x 10-6 CARBONATOS BaCO3 2,0 x 10-9 MgCO3 2,0 x 10-8 CaCO3 5,0 x 10-9 SrCO3 7,0 x 10-10 CLORETOS AgCl 1,6 x 10-10 PbCl2 1,7 x 10-5 HIDRÓXIDOS Al(OH)2 5,0 x 10-33 Fe(OH)3 5,0 x 10-38 Fe(OH)2 1,0 x 10-15 Mg(OH)2 1,0 x 10-11 IODETOS AgI 1,0 x 10-16 PbI2 1,0 x 10-8 FOSFATOS Ag3PO4 1,0 x 10-15 Ca3(PO4)2 1 x 10-28 SULFATOS BaSO4 1,0 x 10-10 PbSO4 1,0 x 10-8 CaSO4 3,0 x 10-5 SULFETOS Ag2S 1,0 x 10-49 HgS 1,0 x 10-52 CuS 1,0 x 10-35 PbS 1,0 x 10-27 OBS.: É muito comum dizer que, quanto menor o Ks, menos solúvel é o sal ou a base. No entanto, isso só será verdade se os íons presentes na solução estiverem numa mesma proporção quando da dissociação do sal ou da base, à mesma temperatura. Exemplo: Considere a solubilidade de 13 mg/ de CaCO3 em água a 25 ºC. O produto de solubilidade do CaCO3, a essa temperatura, é: (massa molar do CaCO3 = 100 g x mol-1 ). Inicialmente devemos determinar a solubilidade do CaCO3 em mols/: 13 mg/ = 13 x 10-3 g/    moln mol g g n 1013 100 1013 5 3      CaCO3   Ca2+ + CO2+ 3 13 x 10-5 13 x 10-5 13 x 10-5 (dissociação)
  21. 21. 21 Desta forma: Ks = [Ca2+ ] [CO2- 3] Ks = 13 x 10-5 x 13 x 10-5 Ks = 169 x 10-10 Ks = 1,69 x 10-8 6. ELETROQUÍMICA A eletroquímica estuda as relações entre a energia elétrica e a energia química. Certas reações espontâneas são capazes de gerar eletricidade, isto é, há processos em que a energia química é transformada em energia elétrica. Reciprocamente, certas reações são provocadas pela passagem da corrente elétrica, não sendo, portanto, espontâneas. O aparelho que permite aproveitar a energia elétrica liberada numa reação química chama-se pilha ou célula galvânica. A transformação química provocada pela eletricidade chama-se eletrólise e tem lugar na célula ou cuba eletrolítica. PILHAS Como definição podemos dizer que é um aparelho onde se produz eletricidade à custa de reações químicas. Nas pilhas chamamos de Anodo o eletrodo onde há a oxidação e Catodo o eletrodo onde há a redução. Nas pilhas, a corrente elétrica flui do anodo para o catodo. As condições normais de funcionamento de uma pilha é uma temperatura de 25o C, soluções de concentração de 1 MOL, geração de uma DDP de 1,1 volt. Se você mergulhar uma tira de zinco numa solução de sulfato de cobre, observará que, ao fim de algum tempo, a tira de zinco estará coberta por uma película avermelhada de cobre metálico. As reações que se passam podem ser representadas por: Zn0 + CuSO4  ZnSO4 + Cu0 O zinco se oxida enquanto o cobre se reduz, um processo que pode ser representado pelas duas semi-reações: Zn0 – 2e-  Zn++ Cu++ + 2e-  Cu0 O efeito final, portanto, é o da transferência direta de elétrons do zinco para o cobre. Se essa transferência for feita por meio de um condutor, a energia elétrica pode ser aproveitada e com ela, por exemplo, acionar-se um motor ou acender uma lâmpada. Para isso, é preciso impedir ou evitar o contato direto entre o oxidante e o redutor, ou seja, é preciso evitar o contato direto entre o recipiente onde está o cobre (semicélula de redução) e o recipiente onde está o zinco (semicélula de oxidação). Quimicamente, as duas semicélulas são ligadas por uma ponte salina. Trata-se de um tubo em U contendo um eletrólito forte em solução, como o KCl, cloreto de potássio, por exemplo. Esse tubo é fechado nas duas extremidades por lã de vidro e tem por função não só permitir a passagem lenta de
  22. 22. 22 íons de uma meia-célula para outra, como também impedir que as duas soluções entrem em contato rapidamente. PILHA SECA – A ELETRICIDADE PORTÁTIL: A rigor , pilha seca não é seca, porque o eletrólito é uma pasta úmida de NH4Cl e ZnCl2 e um material inerte, que pode ser o amido. As reações que se passam aí são, na verdade, complexas. Mas o fluxo da corrente é pequeno. O TRABALHO ELÉTRICO DA PILHA: A energia que é diretamente responsável pela realização de um trabalho químico recebe o nome de energia livre (G). A variação de energia livre (G) mede, portanto, o trabalho realizado pelo sistema. O trabalho elétrico realizado por uma pilha pode ser medido pela variação da energia livre ocorrida na pilha e é dado pela equação: G = -nF . E0 onde: G = Variação de energia livre n = Número de elétrons transferidos de uma semi-reação para a outra, por ocasião da determinação da equação global F = 96.500 coulombs (1 faraday) E0 = ddp normal da pilha A DESCARGA E A CARGA DE UMA PILHA: Quando uma pilha está funcionando normalmente, dizemos que ela está descarregando. Se a pilha for reversível, ela poderá ser carregada novamente, bastando para isso instalar um gerador externo com uma diferença de potencial superior à da pilha. O gerador externo deverá ser ligado de tal modo que o seu pólo negativo esteja em conexão com o pólo negativo da pilha. EXEMPLO: Calcular a variação de energia livre G para o processo que ocorre na pilha de Daniell. RESOLUÇÃO: Zn0  Zn2+ + 2e- E0 oxid = + 0,76 V Cu2+ + 2e-  Cu0 E0 red = + 0,34 V Zn0 + Cu2+  Zn2+ + Cu0  E0 = + 1,10 V +
  23. 23. 23 VEJA QUE: n = 2 e  E0 = + 1,10 DAÍ: G = -nF . E0  -2 . 96.500 . 1,10  G = -212300 J/mol Como cada quilocaloria equivale a aproximadamente 4.180 J, temos: G = - 4180 212300  G = - 50,7 kcal/mol Assim, se a energia gerada na pilha de Daniell fosse totalmente usada para aquecer água através de um resistor, haveria a liberação de 50,7 kcal/mol. BATERIA DE AUTOMÓVEL: Também chamada de acumulador de chumbo, a bateria é um conjunto de células galvânicas associadas em série, cada célula planejada para uma ddp de cerca de 2V. Como cada célula é também chamada de elemento, uma bateria de 6 elementos fornece 12 Volts. Trata-se de uma pilha secundária, isto é, que se baseia em reações de eletrodo facilmente reversíveis. REATIVIDADE QUÍMICA: A natureza impõe condições para que haja reação entre um determinado par metal/cátion. O cientista americano LINUS PAULING (1901) através de experiências conseguiu ordenar os metais de acordo com a sua reatividade química, ou seja, montou uma série de reatividade química. Nessa série, os elementos estão dispostos em ordem decrescente de reatividade. Assim o Césio (Cs) é o mais reativo, enquanto o ouro (Au) é o menos reativo. REATIVIDADE DECRESCENTE  Cs Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Pd Pt Au REATIVIDADE DECRESCENTE ELETRÓLISE: Já foi visto que a eletroquímica se ocupa essencialmente de dois tipos de fenômenos opostos: a) produção de eletricidade a partir de uma reação espontânea. (é o que ocorre nas pilhas); O sinal negativo do G indica que o processo é espontâneo, ou seja, a pilha está produzindo trabalho e perdendo energia.
  24. 24. 24 b) promoção de uma reação não-espontânea por meio da eletricidade. Numa reação desse tipo, a substância que produz a eletricidade sempre se decompõe, e daí o nome de eletrólise dado ao fenômeno. Desta forma, ELETRÓLISE é a decomposição de uma substância pela passagem da corrente elétrica. O aparelho onde se passa a eletrólise é a cela eletrolítica, célula eletrolítica ou cuba eletrolítica (são sinônimos que normalmente aparecem em vestibulares). O eletrólito é a substância condutora, que pode ser um composto iônico fundido ou em solução, ou ainda um composto molecular que se ionize quando em solução. (que é o caso dos ácidos). ELETRÓLISE E DDP Consultando a tabela de potenciais-padrão, você verá que a reação 2NaCl  2Na + Cl2 não é espontânea. Veja por que: Desdobrando a reação global nas duas semi-reações, tem-se: 2Na+ + 2e-  2Nao Eo = - 2,71 V (oxidante) 2Cl- - 2e-  Cl2 Eo = + 1,36 V (redutor) Desta forma  Eo = - 2,71 - 1,36 = - 4,07 V Ou seja  Eo < 0 e portanto a reação não é espontânea. Isso significa que, para ocorrer a reação de eletrólise, é preciso que a bateria externa forneça ao meio reacional uma corrente contínua de ddp = 4,07 V. Devemos observar que a transferência de cargas através do eletrólito resulta de uma migração iônica e não eletrônica. Esta transferência é feita pelo circuito externo, sempre do anodo para o catodo. Sendo assim, vamos considerar a seguinte conclusão: CÉLULA ANODO CATODO GALVÂNICA - + ELETROLÍTICA + - ELETRÓLISE DE SOLUÇÕES AQUOSAS: Na eletrólise de soluções aquosas, o problema se complica, porque é preciso considerar as possibilidades de ionização da própria água, e portanto o papel dos íons H+ e OH- proveniente dela. Nas eletrólises de solução aquosa surge um problema particular acarretado pela descarga do H+ . O H2 formado adere ao pólo e o recobre, dificultando a Lembrando que:  Eo = Eo (oxidante) - Eo (redutor)  Eo < 0 reação não espontânea;  Eo > 0 reação espontânea.
  25. 25. 25 passagem da corrente elétrica. Para contrabalançar essa dificuldade é exigida uma sobrevoltagem ou sobretensão para descarregá-lo, de modo que ele se comporta como se fosse um elemento situado, na tabela de potenciais de eletrodo, entre o alumínio e o manganês. A esse fenômeno chamamos de sobretensão e potencial-padrão do hidrogênio. ELETRICIDADE x ESTEQUIOMETRIA As relações entre a quantidade de matéria eletrolisada e a quantidade de cargas elétricas que atravessam um eletrólito estão baseadas nos trabalhos experimentais de MICHAEL FARADAY. A massa transformada na eletrólise é proporcional ao número de elétrons que atravessam o eletrólito. 1 equivalente-grama de qualquer substância é eletrolisado por 1 mol de elétrons, ou seja, por 1F, ou seja 1 Faraday de cargas elétricas = 96.500 C/mol. A massa eletrolisada pode ser expressa por qualquer uma das equações abaixo: m = e . Q m = e . i . t m = F EgQ . m = 500.96 . EgQ Onde: m = massa eletrolisada; e = equivalente eletroquímico i = intensidade de corrente (em Ampéres); Q = quantidade total de cargas (em Coulombs) Eg = Equivalente grama de eletrólito; t = tempo (em segundos) F = Faraday = 96.500 C
  26. 26. 26 DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE AVOGADRO POR MÉTODO ELETROQUÍMICO: Como sabemos o número de Avogadro representa o número de moléculas existentes em um mol de qualquer substância ou o número de átomos existentes em um átomo-grama de qualquer elemento. Consequentemente representará, também o número de íons existentes em um íon-grama. Para que se forme um íon de carga +1 ou -1, é necessário que o átomo correspondente perca ou ganhe, respectivamente, 1 elétron. Portanto, para que se forme um íon-grama de carga +1 ou -1, é necessário que o átomo-grama perca ou ganhe, respectivamente, N elétrons, onde N é o número de Avogadro. Podemos então escrever: 96.500 coulombs  N elétrons carga de 1 E, em coulombs  1 elétron OBS.: Chamamos de E de equivalente eletroquímico da substância, que é a razão entre o equivalente- grama e o Faraday. Desta forma: E1deaargc 1500.96 N   A carga de elétrons, em coulombs, foi determinada com grande precisão, por vários processos, destacando-se entre eles o de Millikan, e todos eles conduziram ao mesmo valor: 1,6 x 10-19 Coulombs Sendo assim: 106,1 1500.96 N 19   N = 6,03 x 1023 7. AS RADIAÇÕES Radiatividade é o fenômeno pelo qual um núcleo instável emite espontaneamente determinadas entidades (partículas e ondas), transformando-se em outro núcleo mais estável. As entidades emitidas pelo núcleo recebem genericamente o nome de radiações. O fenômeno da radiatividade é exclusivamente nuclear, isto é, se deve unicamente ao núcleo do átomo. Devemos observar que fatores químicos, estados físicos, pressão e temperatura não influem na radiatividade de um elemento. Isso porque a radiatividade não depende da nuvem eletrônica do átomo, mas apenas e tão-somente do fato de seu núcleo ser instável. TIPOS DE RADIAÇÕES: As três modalidades de radiações, denominadas, respectivamente, alfa (), beta () e gama ( ), podem ser separadas por um campo magnético ou por um campo elétrico.
  27. 27. 27 a) Radiação Alfa (): A radiação alfa, também denominada raios alfa ou partículas alfa, são partículas positivas iguais ao núcleo do átomo do elemento hélio, ou seja, cada partícula alfa é constituída por 2 prótons e 2 nêutrons. A partícula alfa apresenta, então, carga (+2) e massa (4). A representação dessa partícula é 4 2 . b) Radiação Beta (): A radiação beta, também chamada de raios beta ou partículas beta, são partículas negativas semelhantes aos elétrons, ou seja, cada partícula beta é um elétron. A partícula beta apresenta, então, carga (-1) e massa 0. Como não existem elétrons no núcleo de um átomo, admite-se que a partícula beta (que é um elétron) deve se formar pela desintegração de um nêutron, conforme o esquema a seguir: nêutron  próton + elétron + neutrino O elétron assim formado é imediatamente expulso pelo núcleo e recebe a denominação de partícula beta. A partícula beta pode atingir uma velocidade de até 95% da velocidade da luz. Entretanto, a partícula alfa é bem mais lenta, atingindo uma velocidade média de 20.000 Km/s. O neutrino que se forma na desintegração do nêutron é uma partícula sem carga e de massa muito pequena. A formação do neutrino tem em vista conservar a quantidade de movimento. A representação da partícula beta é:0 1 . c) Radiação Gama (): A radiação gama, também chamada de raios gama, são ondas eletromagnéticas cujo comprimento de onda varia de 0,5 Å a 0,005 Å. Esse tipo de radiação acompanha normalmente as radiações alfa e beta. Evidentemente, as radiações gama, por serem ondas eletromagnéticas, apresentam carga e massa nulas. São representadas por  ou 0 0 OBSERVAÇÕES:  Um núcleo radiativo emite ou radiação alfa, ou radiação beta, mas nunca as duas ao mesmo tempo. No entanto, a radiação gama quase sempre está presente;  As radiações alfa, beta e gama apresentam o seguinte comportamento frente a matéria: Alfa: apresenta uma velocidade em torno de 20.000 Km/s e percorre cerca de 2,5 cm no ar. Consegue atravessar lâminas de alumínio e ouro de 0,0001 mm, mas não conseguem atravessar uma simples folha de papel; Beta: apresenta uma velocidade próxima à da luz e percorre poucos metros no ar. Consegue atravessar lâminas de chumbo de até 2 mm ou de alumínio de até 5 mm, mas são barradas por uma placa de madeira de 2,5 cm de espessura; Gama: apresenta a velocidade de ondas eletromagnéticas (velocidade da luz = 300.000 Km/s) e percorrem milhares de metros no ar. Conseguem atravessar chapas de aço de até 15 cm de espessura, mas são barradas por grossas placas de chumbo ou paredes de concreto.
  28. 28. 28  Radionuclídeo ou radioisótopo é um nuclídeo emissor de radiação;  Quando um radionuclídeo emite uma partícula alfa, o seu número de massa diminui 4 unidades e seu número atômico diminui 2 unidades; (Lei de Soddy);  Quando um radionuclídeo emite uma partícula beta, seu número de massa permanece constante e seu número atômico aumenta de 1 unidade; (Lei de Soddy-Fajans);  Ondas mecânicas são aquelas que necessitam de um meio material para se propagar. Não se propagam no vácuo;  Ondas eletromagnéticas são as que não necessitam de um meio material para se propagar. Conseguem se propagar no vácuo. São também chamadas de radiações eletromagnéticas;  O poder de penetração das partículas é a seguinte:  >  >  CINÉTICA RADIATIVA: É a parte da Química nuclear que nos mostra que alguns materiais radiativos se desintegram rapidamente, enquanto outros se desintegram lentamente. Velocidade de desintegração: Também chamada de atividade radiativa de um material radiativo é o número de átomos que se desintegram na unidade de tempo. Desta forma, temos que: V = - t n   Onde: V = Velocidade de desintegração n = n - no < 0, pois n < no no = número de átomos radiativos iniciais n = número de átomos radiativos após o intervalo t t = t - to. A unidade usual da velocidade de desintegração é a dps (desintegração por segundo). Entretanto, por se tratar de uma unidade muito pequena, usamos também a unidade curie, que é a atividade correspondente a 3,7 x 1010 dps. Constante radiativa: Comprova-se, experimentalmente, que a velocidade de desintegração ou atividade radiativa (V) é proporcional ao número de átomos radiativos de um material radiativo. Desta forma, temos que: V = C.n Onde: V = velocidade de desintegração; C = Constante de proporcionalidade, chamada de constante radiativa; n = número de átomos radiativos presentes no material. Podemos observar ainda que:
  29. 29. 29 Se V = - t n   e V = C.n teremos: C . n = - t n   . Logo, para um intervalo de tempo unitário (t = 1s, 1 dia, 1 ano, etc.), temos: C = - tn n    C = - n n Exemplo: A constante radiativa do rádio 226 é de 2300 1 ano-1. Logo: C = 2300 1 ano-1. Isso nos mostra que, para cada 2300 átomos de rádio 226, provavelmente 1 átomo se desintegrará no intervalo de 1 ano. Intensidade radiativa: A intensidade radiativa corresponde ao número de radiações alfa e beta emitidas por um material radiativo na unidade de tempo. Essa grandeza depende do número de átomos radiativos existentes no material. Desta forma: i = C.n onde: i = intensidade radiativa; C = constante radiativa; n = número de átomos radiativos. Vida média: A vida média de um material radiativo é a média aritmética dos tempos de vida de todos os átomos radiativos desse material. Assim, de maneira bastante simples podemos dizer que vida-média é o tempo provável de duração de um átomo radiativo. Comprova-se matematicamente, que a vida-média é o inverso da constante radiativa: Vm = C 1 Onde: Vm = vida-média; C = constante radiativa
  30. 30. 30 Observe: Átomo radiativo Ra226 88 Constante radiativa Vida-média C = 2300 1 ano-1. Vm = 2300 anos Em cada 2300 átomos, um se desintegra em 1 ano Os átomos em média, devem durar 2300 anos antes de se desintegrarem Meia-Vida: Meia-vida, ou período de semidesintegração (p), é o intervalo de tempo em que se desintegram a metade dos átomos radiativos de um material. A meia-vida pode ser relacionada com uma certa massa ou com um certo número de átomos, e não depende nem da quantidade inicial nem de fatores externos, pois é um fenômeno nuclear. A tabela a seguir indica a meia-vida de alguns isótopos radioativos: Isótopos 13 O 99 Tc 90 Sr 239 Pu 238 U Meia-vida 8,7 . 10 -3 seg. 6,0 horas 28,1 anos 2,44 . 10 4 anos 4,5 . 10 9 anos Apenas por curiosidade, observe a equação da curva de decaimento radiativo: tC o enn . .   Onde: n = número de átomos radiativos após um tempo t; no = número inicial de átomos radiativos; e = base de logaritmos neperianos (2,718) C = constante radiativa; t = tempo.
  31. 31. 31 Admitindo o tempo (t) igual a um período de semidesintegração (p), temos: t = p  n = 2 no Então: tC o enn . .    pC o o en n . . 2    pC e . 2 1   pC e . 2   log 2 = C . p . log e  0,30 = C . p . 0,43 C . p = 43,0 30,0  C . p = 0,7 Como Vm = C 1 temos C = V m 1 , Logo C . p = 0,7  V m 1 . p = 0,7  p = 0,7 Vm. Como exemplo, já sabemos que a vida-média do rádio 226 é de 2300 anos. Então, sua meia-vida é dada por: p = 0,7 Vm  p = 0,7 . 2300  p = 1610 anos. Isso significa que a cada 1610 anos ocorre a desintegração da metade dos átomos radiativos presentes no material. A FÍSICA MODERNA: Mais de uma dúzia de novas partículas instáveis foram descobertas nos últimos anos. Não é possível fazer uma lista de todas as partículas já obtidas, mas eis algumas:  Antineutrinos;  Férmions;  Hyperons;  Mésons; (Pions - Kaons)  Neutrinos;  Pósitrons;  Positronium; (pósitron + elétron livre)  Fótons (raio gama)  Bárions (Núcleons - Lambdas - Sigmas - Xi)  Muons. A tendência atual, na física e na química das partículas elementares, é encarar essa proliferação de partículas (mais de 200 mésons e bárions conhecidos) como uma manifestação de uma dinâmica muito rica e complexa operando de maneira mais elementar. Essa dinâmica seria descrita por uma teoria de campos, para os constituintes fundamentais da matéria, que exibiria propriedades inusitadas, tal como o confinamento permanente desses constituintes no interior das partículas elementares (os bárions e
  32. 32. 32 mésons. Todavia, a mudança no conceito de realidade, que se manifesta da teoria quântica, não é uma simples continuação do passado; essa mudança parece representar um novo caminho no que diz respeito à estrutura da ciência moderna. QUESTÕES PARA REVISÃO 01) Em 1,0 litro de uma solução aquosa não tamponada, a 25 ºC, ocorre uma reação química que produz ânion OH- . Sabendo-se que ao se iniciar a reação a solução tinha pH = 6, após a produção de 1,0 x 10-3 mol de OH- , o pH da solução será: a) 3 b) 6 c) 7 d) 9 e) 11 RESOLUÇÃO: Situação inicial: pH = 6  [H+ ] = 1,0 . 10-6 M. Os íons OH- produzidos na reação citada neutralizam os íons H+ presentes: H+ + OH- H2O 1M 1M 1,0 . 10-6 1,0 . 10-6 Após a neutralização: [OH- ] = [OH- ] - [OH- ] final formado consumido na neutralização [OH- ] final = 1,0 . 10-3 - 1,0 . 10-6 (desprezível) [OH- ] final = 1,0 . 10-3 M pOH = 3  pH = 11 RESPOSTA: letra E OBS.: Solução tampão, é uma solução à qual pode ser adicionada uma grande quantidade de ácido ou base forte, acarretando isto somente uma pequena variação no seu pH.
  33. 33. 33 02) Dentro de um recipiente fechado, de volume V, se estabelece o seguinte equilíbrio: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g); Kc As quantidades (mol) de N2, H2 e NH3 no equilíbrio são respectivamente, nN2, nH2 e nNH3. Assinale a opção que contém a expressão que representa CORRETAMENTE a constante Kc para o equilíbrio equacionado acima: a) ).( 2 3 2 2 3 NnnH n HN b) ).( ).( 22 3 NnnH Vn HN c) 3 22 2 3 )(. . nHNn VnNH d) ).( ).( 22 3 2 3 2 VnNH HnnH e) )..27( )..4( 2 3 2 22 3 NnnH Vn HN RESOLUÇÃO: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) A expressão da constante de equilíbrio é: Kc = 3 22 2 3 ][.][ ][ HN NH Substituindo nessa expressão as concentrações molares em função do volume V e dos números de mols: Kc = 322 23 ][.][ ][ V Hn V Nn V nNH  Kc = 3 22 2 3 )(. . nHNn VnNH RESPOSTA: letra C
  34. 34. 34 03) Num copo se estabelece o seguinte equilíbrio heterogêneo: Ag+ (aq.) + Cl- (aq.)  AgCl(c) Com relação à possibilidade de se deslocar este equilíbrio para a direita, mantendo a temperatura constante, são feitas as seguintes sugestões: I - Acrescentar AgCl (c); II - Retirar uma parte do AgCl (c); III - Acrescentar um pouco de NaCl (c). IV - Acrescentar água; V - Evaporar parte da água. Das sugestões acima irá (irão) deslocar, efetivamente, o equilíbrio no sentido desejado apenas: a) III b) I e IV c) II e III d) III e V e) II, III e V RESOLUÇÃO: I - Acrescentando AgCl (c) só irá aumentar a quantidade de corpo de fundo (precipitado) não deslocando o equilíbrio; II - Retirando parte do AgCl (c) só irá diminuir a quantidade de corpo de fundo (precipitado) não deslocando o equilíbrio; III - Acrescentando um pouco de NaCl (c) iremos aumentar a concentração de íons Cl- (aq.) que, pelo efeito do íon comum, desloca o equilíbrio para a direita; IV - Acrescentando água iremos provocar somente uma diminuição nas concentrações molares de Ag+ (aq.) e Cl- (aq.), com isto o equilíbrio se desloca para a esquerda; V - Evaporando parte da água iremos provocar somente um aumento nas concentrações molares de Ag+ (aq.) e Cl- (aq.), com isto o equilíbrio se desloca para a direita RESPOSTA: letra D 04) Adicionando um pouco de indicador ácido/base a uma solução aquosa inicialmente incolor, a solução irá adquirir uma cor que depende da natureza do indicador e do pH da solução original, conforme esquema seguinte, válido para a temperatura ambiente: METIL ORANGE Vermelho vir Amarelo pH | | | | 0 3,1 4,4 14
  35. 35. 35 VERMELHO DE CLOROFENOL Amarelo vir Vermelho pH | | | | 0 4,8 6,4 14 AZUL DE BROMOTIMOL Amarelo vir Azul pH | | | | 0 6,0 7,6 14 Onde vir indica a faixa de pH em que a cor varia gradualmente entre as tonalidades extremas assinaladas. Utilizando estas informações, tentou-se descobrir o pH de uma solução problema, inicialmente incolor, a partir dos ensaios seguintes: I) ao primeiro terço da solução problema, foi adicionado um pouco de metil orange e a coloração ficou amarela; II) a outro terço da solução problema, foi adicionado um pouco de vermelho de clorofenol e a coloração ficou laranja; III) ao último terço da solução problema, foi adicionado um pouco de azul de bromotimol e a coloração ficou amarela. Com base nestas observações assinale, entre as opções abaixo, aquela que tenha o limite superior e o limite inferior mais próximos do pH da solução problema. a) 1,0 < pH < 6,0 b) 4,4 < pH < 6,0 c) 4,4 < pH < 14 d) 4,8 < pH < 6,0 e) 4,8 < pH < 6,4 RESOLUÇÃO: Solução Problema = SP SP + Metil Orange  coloração amarela Conclusão: pH de SP > 4,4 SP + Vermelho de Clorofenol  coloração alaranjada Conclusão: pH de SP está entre 4,8 e 6,4 SP + Azul de de Bromotimol  coloração amarela Conclusão: pH de SP < 6,0 Conclusão final: 4,8 < pH < 6,0 RESPOSTA: letra D
  36. 36. 36 OBS.: INDICADOR: Substância que por suas propriedades físico-químicas pode ser empregada para indicar o ponto de equivalência de uma reação químico-analítica ou simplesmente indicar o pH de uma solução, através da mudança de coloração. Dentre os indicadores mais usados, assinalam-se: Fenolftaleína - Incolor em meio ácido que se tinge de vermelho intenso em meio alcalino; Metil Orange - Corante vermelho abaixo de pH 3,7 e amarelado em pH superiores. 05) Uma solução 0,005 molar de Hidróxido de Bário em água à temperatura ambiente, terá pH aproximadamente igual a: a) 0,010 b) 2 c) 5 d) 9 e) 12 RESOLUÇÃO: Ba(OH)2 (aq)   Ba+2 (aq) + 2 OH- (aq) 0,005 mol/ 0,01 mol/ [OH- ] = 10 -2 mol/ pOH = -log. 10 -2 pOH = 2 Como o pH + pOH = 14 e sabemos que o pOH = 2, teremos o pH = 12. RESPOSTA: letra E OBS.: pH: Símbolo abreviado de Potencial Hidrogênio, utilizado em toda a Química para indicar o grau de concentração dos íons hidrogênio numa solução. É o cologaritmo da concentração dos íons hidrogênio, ou seja, o expoente da potência 10-x com o sinal trocado, da concentração assinalada. Por definição, a água neutra possui pH 7, considerando-se ácida quando o pH ficar inferior a este número e alcalina quando for superior ao mesmo. Os limites para o pH são 0 (zero) e 14 (quatorze). 06) Considerando o equilíbrio: 2HI(g)  H2 (g) + I2 (g) ; Kc. Sabe-se que a reação no sentido da esquerda para a direita é endotérmica na faixa de temperatura considerada. ual das opções abaixo contém a afirmação INCORRETA a respeito deste equilíbrio? a) O valor da constante de equilíbrio a 50 ºC será maior do que o valor a 25 ºC;
  37. 37. 37 b) Se [I2] for aumentada por acréscimo de iodo, [HI] também aumentará; c) O equilíbrio será deslocado para a direita se a pressão for aumentada; d) O equilíbrio não será efetuado pela adição de um catalisador; e) Das afirmações no enunciado também segue que: ½ H2 (g) + ½ I2 (g)  HI(g); K' c = Kc 1 RESOLUÇÃO: ALTERNATIVA (A) é correta porque, aumentando a temperatura de 25 ºC para 50 ºC, o equilíbrio, é deslocado para a direita, já que a reação direta é endotérmica. Por isso o valor da constante aumenta; ALTERNATIVA (B) é correta. Acrescentando iodo, o equilíbrio é deslocado para a esquerda, formando mais HI; ALTERNATIVA (C) é incorreta. Como a reação se passa sem variação de volume, o equilíbrio não é deslocado por aumento de pressão; ALTERNATIVA (D) é correta. O catalisador aumenta igualmente a velocidade das reações direta e inversa. Portanto não desloca o equilíbrio; ALTERNATIVA (E) é correta. Para a equação balanceada temos: 2HI(g)  H2 (g) + I2 (g) ; Kc = 2 22 ][ ][][ HI IH Se a equação for escrita: ½ H2 (g) + ½ I2 (g)  HI(g); K' c = ½ 2 ½ 2 ][][ ][ IH HI Portanto, K' c = Kc 1 RESPOSTA: letra C OBS.: CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: K É a relação que existe, numa determinada temperatura, nos equilíbrios químicos, entre o produto das concentrações molares das substâncias resultantes da reação e o produto das concentrações molares das substâncias que reagem, quando todas as concentrações são elevadas a potências iguais aos coeficientes das substâncias na equação da reação química. Por exemplo, na reação: AA + bB + cC + ...  mM + nN + pP + ... A constante de equilíbrio será: K = ...][.][.][ ...][.][.][ cba pnm CBA PNM
  38. 38. 38 07) 40,0 cm3 de solução aquosa de K2Cr2O7 0,100 molar são adicionados a 60,0 cm3 de solução aquosa de AgNO3 0,100 molar, formando-se um precipitado vermelho de Ag2Cr2O7. Admitindo que o volume final é igual a 100,0 cm3 , e que a solubilidade do Ag2Cr2O7. É desprezível, assinale a opção que contém a afirmação CERTA: a) A quantidade de Ag2Cr2O7 , é igual a: (432 . 40,0 . 10-3 . 0,100)g; b) A concentração final de ions K+ na fase líquida é igual a: {(40,0 . 10-3 . 0,100)/(100 . 10-3 )} molar; c) A quantidade de precipitado é limitada pela quantidade de ions Ag+ empregada; d) A concentração final de íons Cr2O7 -2 na fase líquida é igual a: (40,0 . 10-3 . 0,100) molar; e) A concentração final de ions NO3 - na fase líquida é igual a: {(40,0 . 10-3 . 0,100)/(100 . 10-3 )} molar. RESOLUÇÃO: Para o K2Cr2O7, temos: V = 40,0 cm3 = 0,040 ; m = 0,100 molar; N = K . m; N = 2 . 0,100 = 0,200 N. Para o AgNO3, temos: V = 60,0 cm3 = 0,060 ; m = 0,100 molar; N = K . m; N = 1 . 0,100 = 0,100 N. Fazendo os cálculos do número de equivalente-grama de cada composto, temos: K2Cr2O7, = N. V = 0,200 . 0,040 = 0,0080 AgNO3, = N . V = 0,100 . 0,060 = 0,0060. Como os valores encontrados foram: K2Cr2O7, = 0,0080 e AgNO3, = 0,0060, temos um excesso de 0,0020 para o K2Cr2O7.. Como existe excesso de K2Cr2O7, no sistema, teremos a quantidade de precipitado, no caso o Ag2Cr2O7 limitada pela quantidade de Ag+ proveniente da dissociação do AgNO3. RESPOSTA: letra C OBS.: NÚMERO DE EQUIVALENTE-GRAMA: É o produto entre a concentração normal (N) de uma solução e o seu volume (V) em litros de solução.Normalmente os problemas apresentam o volume das soluções em mililitros ou centímetros cúbicos, o que leva o aluno ao erro. A conversão das unidades deve sempre ser observada antes do início da resolução dos problemas envolvendo NORMALIDADE. NORMALIDADE Também conhecida como Concentração Normal, é a razão estabelecida entre o número de equivalente-grama do soluto e o volume, em litros, da solução. V º gramaesequivalentn N  
  39. 39. 39 08) Dentre as afirmações abaixo, todas relativas a ação de catalisadores, assinale a ERRADA: a) Um bom catalisador para uma certa polimerização também é bom catalisador par a respectiva despolimerização; b) Enzimas são catalisadores, via de regra, muito específicos; c) Às vezes, as próprias paredes de um recipiente podem catalisar uma reação numa solução contida no mesmo; d) A velocidade de uma reação catalisada depende da natureza do catalisador, mas não de sua concentração na fase reagente; e) Fixadas as quantidades iniciais dos reagentes postos em contato, as concentrações no equilíbrio final independem da concentração do catalisador adicionado. RESOLUÇÃO: A ação catalítica de uma substância depende de sua concentração até um certo limite, a partir do qual seu efeito permanecerá constante qualquer que seja a quantidade adicional do mesmo. RESPOSTA: letra D Observe que a questão é estritamente teórica e que vale muito a revisão periódica das teorias estudadas. Tenha sempre em mente que as práticas são na verdade a aplicação das teorias, e que estas nunca devem ser esquecidas. 09) A respeito da água são feitas as afirmações abaixo, assinale qual delas é FALSA. a) A 100 ºC e 1 atm., em 1 litro de vapor de água existem cerca de mil e setecentas vezes menos moléculas do que em 1 litro de água líquida nas mesmas condições de temperatura e pressão; b) Ao nível do mar, água em estado de vapor só pode existir em temperatura igual ou superior a 100 ºC; c) A 0 ºC e 1 atm., a distância média entre as moléculas de água é maior no estado sólido do que no líquido; d) No vapor de água a 100 ºC e 1 atm., o caminho livre médio das moléculas é muito maior do que a distância média entre as mesmas; e) O Número de coordenação das moléculas de água no estado líquido passa por um máximo a 4 ºC. RESOLUÇÃO: A água pode existir na forma de vapor em temperaturas inferiores a 100 ºC, desde que a pressão de vapor da água seja inferior à pressão de vapor da água líquida na temperatura considerada. Desta forma a alternativa B é falsa. RESPOSTA: letra B OBS.: Não esquecer também que a água pode ser chamada de Protóxido de Hidrogênio.
  40. 40. 40 10) Fazendo passar uma corrente de 1,93 A, durante 10 s, por uma solução aquosa de sal de ouro, qual será a massa de ouro depositada no catodo? Dados: massa atômica do ouro = 197; 1 faraday = 9,65 x 104 C. 11) Fazendo passar uma corrente de 5,79 A, durante 60s, por uma solução aquosa de sal de platina, qual será a massa de platina depositada no catodo? (massa igual a 195). 12) Uma célula eletrolítica industrial para produzir alumínio utiliza uma corrente de 6700. Calcule a quantidade de alumínio produzida por dia, em quilogramas, admitindo uma eficiência de 90% no processo. Massa igual a 27. 13) A medida da força eletromotriz (f.e.m.) de uma célula eletroquímica (pilha) NÃO se altera quando: a) se modifica a natureza dos materiais (eletrodos); b) se altera a temperatura da pilha; c) há mudança na concentração da solução eletrolítica; d) o eletrólito é substituído por água destilada; e) a massa do cátodo é aumentada. 14) Em uma bateria (acumulador) de automóvel: I - a energia elétrica é transformada em energia química; II - a energia química é transformada em energia dinâmica; III - a energia química é transformada em energia elétrica. Podemos afirmar que: a) I e III estão corretas; b) II e III estão corretas; c) Somente II é correta; d) Somente III é correta; e) São todas incorretas.
  41. 41. 41 15) Considere a eletrólise de 200 ml de solução 0,10 mol/ de solução de cobre II, numa cuba com eletrodos de platina, por uma corrente de 0,20 A. (faraday = 96.500 C/mol e- ). a) Escreva a equação da semi-reação catódica; b) Escreva a equação da semi-reação anódica; c) Calcule o tempo necessário para reduzir à metade a concentração dos íons Cu2+ Solução: Devemos inicialmente escrever a dissociação do CuSO4 e a ionização da água: CuSO4  Cu2+ + SO4 2- H2O  H+ + OH - a) Cu2+ + 2e-  Cu b) 2 OH -  H2O + ½ O2 + 2e- c) A solução inicial apresentava um volume de 200 ml (0,2) e concentração 0,10 molar de CuSO4 por litro: 0,10 mol de CuSO4 = 0,10 mol Cu2+  1 litro X  0,2 litro X =   .1 10,0..2,0 2 Cumol  X = 0,02 mols de Cu2+ (na solução inicial) Para que a concentração de íons Cu2+ se reduza à metade, devemos ter o consumo de 0,01 mol de Cu2+ Cu2+ + 2e-  Cu 1 mol 2 mols   1 mol  2 (96.500 C) 0,01 mol  X X = mol Cmol 1 500.96.2.01,0  X = 1.930 C Como: Q = i . t Sendo Q em Coulomb = 1.930 C I em Amper = 0,20 A t em segundos st A C t i Q t 650.9 20,0 930.1 
  42. 42. 42 16) Comparando-se os potenciais-padrão de redução (E0 Volts) a 25 ºC, 1 atm., e a molaridade dos íons iguais a 1 M, das semi-reações tem-se que: Semi-reações Potenciais-padrão de redução Ba2+ + 2e-  Ba - 2,90 Fe2+ + 2e-  Fe - 0,44 2H+ + 2e-  H2 0,00 I2 + 2e-  2I- + 0,53 a) a espécie mais redutora é o hidrogênio; b) a oxidação do íon Iodeto a iodo pode ocorrer somente em presença de uma espécie de maior potencial de redução que ele; c) o iodo (I2) tem maior tendência em se oxidar; d) o hidrogênio (H2) tem maior tendência em se reduzir; e) o bário (Ba) tem maior tendência em se reduzir. 17) A corrosão eletrolítica (enferrujamento) pode ocorrer quando dois metais diferentes são colocados em contato, como quando se une um cano de cobre com um de ferro galvanizado. Esse fato deve-se à diferença de potencial entre os dois metais e ocorre porque: a) o ferro tem menor potencial de redução que o cobre; b) o ferro tem maior potencial de redução que o cobre; c) o ferro tem maior capacidade de ganhar elétrons; d) o cobre tem maior capacidade de doar elétrons; e) o cobre é um agente redutor. 18) Dada a Tabela de Reatividade: Cu0 Mg0 Pb0 CuSO4 - Reage Reage MgCl2 Não Reage - Não Reage Pb(NO3)2 Não Reage Reage - a) disponha os metais em ordem crescente dos potenciais de redução; b) associe dois desses metais de modo a formar uma pilha. Indique os pólos positivo e negativo.
  43. 43. 43 19) Na célula eletroquímica, representada pela equação global: 2Ag+ + Ni0 Ni2+ + 2Ag0 é correto afirmar que: a) os elétrons fluem, pelo circuito externo, da prata para o níquel; b) a solução de níquel irá diluindo-se; c) há desgaste do eletrodo de prata; d) a prata sofre redução; e) o níquel é o cátodo. 20) 1000 cm3 de solução aquosa de HCl 5,0 N devem ser obtidos utilizando-se apenas duas soluções de HCl, respectivamente 3,0 N e 6,0 N. Admitindo-se que os volumes se somem, devem ser ministrados: a) 444 cm3 de HCl 3,0 N com 556 cm3 de HCl 6,0 N; b) 429 cm3 de HCl 3,0 N com 571 cm3 de HCl 6,0 N; c) 375 cm3 de HCl 3,0 N com 625 cm3 de HCl 6,0 N; d) 333 cm3 de HCl 3,0 N com 667 cm3 de HCl 6,0 N; e) 222 cm3 de HCl 3,0 N com 778 cm3 de HCl 6,0 N. RESOLUÇÃO: Misturas de soluções de mesmo soluto  a quantidade de soluto no final é a soma das quantidades iniciais. O número de equivalente-grama do soluto (final) = ao número de equivalente-grama do soluto (A) + o número de equivalente-grama do soluto (B). Nf x Vf = NA x VA + NB x VB 5,0 x 1,0 = 3,0 x VA + 6,0 x VB VA + VB = 1,0  Logo VA = 1,0 - VB Substituindo na equação acima, temos: 5,0 x 1,0 = 3,0 (1,0 - VB) + 6,0 x VB 5,0 = 3,0 - 3,0 x VB + 6,0 x VB 5,0 = 3,0 + 3,0 x VB 2,0 = 3,0 VB VB =       V V cmA cmB 3333333,0 3667667,0 0,3 0,2   Resposta letra D
  44. 44. 44 21) Em relação ao comportamento de gases supostos ideais, constituídos de moléculas de dimensões finitas, são feitas a seguintes afirmações: I - O aumento da temperatura, sob pressão constante, implica em decréscimo da densidade; II - O aumento da temperatura, sob volume constante, não afeta o caminho livre médio das moléculas; III - Mantendo o volume constante, a freqüência das colisões entre moléculas é proporcional à raiz quadrada da temperatura absoluta; IV - O coeficiente de dilatação volumétrico, para aquecimento sob pressão constante, independe da natureza química do gás; V - O total da energia interna de uma amostra gasosa, independe da pressão a que ela está sujeita; VI - Nas mesmas condições de temperatura e pressão, as densidades dos gases são diretamente proporcionais às suas massas molares. Em relação a estas afirmações, podemos dizer que: a) Todas são CERTAS; b) Só as de número par são CERTAS; c) Só as de número ímpar são CERTAS; d) Só V é ERRADA; e) Só I e II são ERRADAS. Resposta letra A 22) Em 1,0 litro de uma solução aquosa não tamponada, a 25º , ocorre uma reação química que produz ânion OH- . Sabendo-se que ao se iniciar a reação a solução tinha pH = 6, após a produção de 1,0 x 10 -3 mol de OH- , o pH da solução será: a) 3 b) 6 c) 7 d) 9 e) 11 RESOLUÇÃO: OBS.: Solução Tampão: é uma solução à qual pode ser adicionada uma grande quantidade de ácido ou base forte, acarretando isto somente uma pequena variação no seu pH. As soluções tampões são constituídas, geralmente, pela mistura de um ácido fraco com um de seus sais, derivado de uma base forte, por exemplo, ácido acético e acetato de sódio. Soluções tampões também podem ser feitas pela mistura de uma base fraca com um de seus sais, derivado de um ácido forte, como por exemplo hidróxido de amônio e cloreto de amônio. Elas servem para fixar o pH. Situação inicial: pH = 6  [ H+ ] = 1,0 x 10-6 M. Os íons OH- produzidos na reação citada neutralizam os íons H+ presentes:
  45. 45. 45 H+ + OH-  H2O 1M 1M 1,0 x 10-6 M. 1,0 x 10-6 M. Após a neutralização: [ OH- ] final = [ OH- ] formado - [ OH- ] consumido na neutralização [ OH- ] final = 1,0 x 10-3 -  despezível -6 10x1,0 [ OH- ] final = 1,0 x 10-3 M pOH = 3  pH = 11 Resposta letra E 23) O esquema a seguir representa uma pilha de Leclanchê, também denominada “pilha seca” . Considerando a chave S fechada (pilha em funcionamento), assinale a opção errada: a) O NH4Cl é um dos constituintes do eletrólito; b) O MnO2 atua como despolarizante; c) Os elétrons fluem do eletrodo de zinco para o de carbono; d) O zinco é o pólo negativo da pilha; e) A corrente elétrica no interior da pilha é de natureza eletrônica.
  46. 46. 46 24) Sabendo que as entalpias de formação, em Kcal/mol, do gás carbônico, da água e do propano são: -94, -68 e -34, respectivamente, a entalpia de combustão do propano, em Kcal/mol, é igual a: a) -196 b) -520 c) -162 d) -128 e) -102 RESOLUÇÃO: C3H8 + 5O2  3CO2 + 4H2O H = HP - HR  H = [-68 +(-94)] - (-34 + 0) H = -128 Kcal/mol Resposta letra D 25) Um determinado refrigerante contém em sua composição as seguintes substâncias: dióxido de carbono, açúcar, água, ácido fosfórico, corantes e conservantes. A respeito das ligações químicas encontradas nessas substâncias, julgue os itens a seguir. I - Os átomos presentes no açúcar do refrigerante estão unidos por ligações covalentes; II - O solvente utilizado no refrigerante é formado por moléculas apolares; III - As moléculas do gás do refrigerante apresentam quatro ligações simples; IV - A fórmula de Lewis do ácido do citado refrigerante é: Depois de julgados os itens acima, é correto afirmar que: a) Somente o item I é correto; b) Somente o item IV é incorreto; c) Os itens I e II são corretos; d) Os itens I, II e III são corretos; e) Todos os itens são incorretos. 26) O processo de irradiação pode ser utilizado para aumentar o tempo de conservação dos alimentos, por meio da eliminação de microorganismos patogênicos e de insetos. A irradiação geralmente é feita com raios gama originados do Cobalto - 60. A cerca da radiação, julgue os itens abaixo:
  47. 47. 47 I - A radiação gama é originada de uma transformação química; II - Se um átomo de Cobalto - 60 emite apenas radiação gama, isso significa que ele não sofre uma transmutação; III - Um alimento irradiado contém átomos de Cobalto - 60 que foram adicionados ao mesmo no processo de tratamento; IV - No processo de irradiação, o feixe de raios gama pode ser direcionado aos alimentos por meio de placas elétricas devidamente polarizadas que desviam tais raios. a) Somente o item I é correto; b) Somente o item II é correto; c) Os itens I e II são corretos; d) Os itens I, II e III são corretos; e) Todos os itens são incorretos. 27) A equação química não balanceada e incompleta abaixo, se completa quando: a Cr2O7 -2 + b Fe+2 + y Y  u Cr+3 + v Fe+3 + x X a) a = 1; b = 3; yY = 14 H2O; u = 2; v = 3; xX = 14 OH- b) a = 1; b = 6; yY = 14 OH- ; u = 2; v = 6; xX = 7 H2O c) a = 1; b = 6; yY = 14 H+ ; u = 2; v = 6; xX = 7 H2O d) a = 1; b = 6; yY = 14 H+ ; u = 2; v = 6; xX = 14 H2O e) a = 2; b = 3; yY = 14 H2O; u = 1; v = 2; xX = 7 H2O2 RESOLUÇÃO: O Cr passa de (+6) para (+3), realiza Redução; O Fe passa de (+2) para (+3), realiza Oxidação. Pelo método das semi-reações, temos: REDUÇÃO: { Cr2O7 -2 + 6e- + 14H+  2Cr+3 + 7H2O OXIDAÇÃO: { 6Fe2+  6Fe3+ + 6e- 1Cr2O7 -2 + 6 Fe+2 + 14H+  2 Cr+3 + 6 Fe+3 + 7H2O Resposta letra C

×