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Elementos de Química Geral
  Volume 2 - Aulas 15 a 22   Isabella Ribeiro Faria




         Apoio:
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 Schwanke




Material Didático
ELABORAÇÃO DE CONTEÚDO                                        Departamento de Produção
Isabella Ribeiro Faria
                                                        EDITORA                                      PROGRAMAÇÃO VISUAL
COORDENAÇÃO DE DESENVOLVIMENTO
                                                        Tereza Queiroz                               Alexandre d'Oliveira
INSTRUCIONAL
                                                                                                     Bruno Gomes
Cristine Costa Barreto                                  COPIDESQUE                                   Marcelo Carneiro
DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL                            Cristina Maria Freixinho                     Renata Borges
E REVISÃO                                               REVISÃO TIPOGRÁFICA                          ILUSTRAÇÃO
Roberto Paes de Carvalho                                Elaine Bayma                                 Fabiana Rocha
Zulmira Speridião                                       Patrícia Paula
                                                                                                     CAPA
COORDENAÇÃO DE LINGUAGEM                                COORDENAÇÃO DE                               Fabiana Rocha
Cyana Leahy-Dios                                        PRODUÇÃO
Maria Angélica Alves                                    Jorge Moura                                  PRODUÇÃO GRÁFICA
                                                                                                     Andréa Dias Fiães
COORDENAÇÃO DE AVALIAÇÃO
                                                                                                     Fábio Rapello Alencar
DO MATERIAL DIDÁTICO
Débora Barreiros
AVALIAÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICO                             Copyright © 2005, Fundação Cecierj / Consórcio Cederj
Ana Paula Abreu Fialho                 Nenhuma parte deste material poderá ser reproduzida, transmitida e gravada, por qualquer meio
Aroaldo 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: 540

2008/1                                       Referências Bibliográficas e catalogação na fonte, de acordo com as normas da ABNT.
Governo do Estado do Rio de Janeiro


                                                Governador
                                             Sérgio Cabral Filho


                                Secretário de Estado de Ciência e Tecnologia
                                             Alexandre Cardoso




Universidades Consorciadas
UENF - UNIVERSIDADE ESTADUAL DO                                    UFRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL DO
NORTE FLUMINENSE DARCY RIBEIRO                                     RIO DE JANEIRO
Reitor: Almy Junior Cordeiro de Carvalho                           Reitor: Aloísio Teixeira



UERJ - UNIVERSIDADE DO ESTADO DO                                   UFRRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL
RIO DE JANEIRO                                                     DO RIO DE JANEIRO
Reitor: Nival Nunes de Almeida                                     Reitor: Ricardo Motta Miranda


UFF - UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE                              UNIRIO - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO
Reitor: Roberto de Souza Salles                                    DO RIO DE JANEIRO
                                                                   Reitora: Malvina Tania Tuttman
Elementos
                           de Química Geral                               Volume 2


SUMÁRIO   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
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.
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
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 agente
oxidante, pois facilitou a oxidação do magnésio e, assim, se reduziu. Já
o 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 ganhou
elétrons? Para resolver esse problema, os químicos atribuem aos
elementos um número de oxidação (nox).


NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)

        Número de oxidação é a carga que um átomo adquire quando
participa de uma ligação; representa o número de elétrons cedidos,
recebidos e compartilhados. A partir de agora, você verá o número de
oxidação referente aos compostos iônicos e aos covalentes.



                                                                                           CEDERJ 9
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
15
      Considerando uma ligação estabelecida entre o hidrogênio (H) e
o 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 pelos
dois átomos. Sendo o átomo de bromo mais eletronegativo que o átomo
de hidrogênio, o par eletrônico se desloca no sentido do átomo de bromo.
Assim, admitimos que o bromo adquire carga negativa –1, enquanto o
hidrogênio apresenta carga positiva +1. Logo, o nox do bromo é –1, e
do hidrogênio é +1.



Regras práticas para determinação do número de oxidação

      Para facilitar seus cálculos, observe o conjunto de normas práticas
para a obtenção do nox. Preparamos “dez mandamentos” que serão
úteis a você:
1º. O nox de cada átomo em uma substância simples é sempre igual
a zero.
      Exemplo: Vejamos o acaso do O 2. Como os dois átomos
apresentam a mesma eletronegatividade, não ocorre deslocamento do
par 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
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 = +5



12 CEDERJ
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 presentes
na equação.


                    2 H+1Cl–1 + Zn0 à Zn+2Cl2–1 + H2 0


      Zn0 à Zn+2 zinco (Zn) é o elemento oxidado porque perdeu 2
elétrons;
      H+1 à H2 0 hidrogênio (H) é o elemento reduzido porque ganhou
1 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 agente
redutor, e o ácido clorídrico, por conter o elemento H que sofreu redução,
é chamado agente oxidante.




                                                                                         CEDERJ 13
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                       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
15
      Vamos exemplificar com a reação entre o sulfeto de prata e o
alumínio, fazendo juntos o balanceamento dessa equação. Primeiramente




                                                                                          AULA
devemos determinar o nox de cada espécie presente na equação:
Ag+12S–2 + Al0 à Ag0 + Al+32S–23


Observe que, na reação anterior,
• cada Al perde 3 elétrons ∴ variação (∆) =3. O alumínio (Al) sofre
oxidação, portanto é o agente redutor.
• cada íon prata (Ag+1) recebe 1 elétron. Como estão presentes inicialmente
2 íons Ag+1 ∴ variação (∆) =1 x 2 = 2 Ag+ sofre redução. Logo, Ag2S é
o agente oxidante.


      Agora devemos igualar o número de elétrons perdidos com o
número de elétrons ganhos. Para tal, devemos colocar um coeficiente 2
no Al e um coeficiente 3 no Ag+1, ficando assim, 6 elétrons ganhos e 6
elétrons perdidos. Os coeficientes utilizados no balanceamento de uma
equação são chamados coeficientes estequiométricos.


      Finalmente temos nossa equação devidamente balanceada:
      3 Ag2S + Al à Al2S3 + 6 Ag


No estudo de reações de óxido-redução, é muito importante sabermos
representar 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 representação
iônica)




                                                                              CEDERJ 15
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
1 K2Cr2O7 + 6 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
Neste momento, devemos ajustar os cloros que não sofreram oxidação. No




                                                                                                  AULA
segundo 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 oxidaram
e 8 que nada sofreram):


1 K2Cr2O7 + 14 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O


Analisando 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 H2O


Por último, fazemos o mesmo com os oxigênios (7 em cada lado da
equação). 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 + H2O




Vamos 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 oxidação


C–22H6O à C–12H4O + 2 e – + 2 H+


Semi-reação de redução


14 H+ + Cr+62O72– + 6 e – à 2Cr 3+ + 7H2O


Igualando o número de elétrons, devemos multiplicar por 3 a primeira
equação:
C2H6O à C2H4O + 2 e – + 2 H+ (x 3)
                                                                                      CEDERJ 17
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                               40-50




18 CEDERJ
15
      Considerando as concentrações citadas, não se pode beber nem
um copo de cerveja ou uma dose de Whisky antes de dirigir! Entretanto,




                                                                                                 AULA
algumas bebidas podem ser ingeridas. Estudos têm mostrado que uma
pessoa de porte médio pode beber, em um período de aproximadamente
duas horas, uma garrafa de cerveja ou uma dose de Whisky, porque
existem mecanismos no sangue que eliminam a substância tóxica do
organismo.


   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 laranja
para verde (bafômetro tipo portátil).


      Este bafômetro pré-descartável contém uma mistura sólida de
solução aquosa de dicromato de potássio de cor alaranjada, e sílica
umedecida com ácido sulfúrico. Após o sopro do motorista, ocorre a
reação redox formando a espécie Cr3+(aq), que se apresenta na coloração
verde. Assim, está identificada a oxidação do etanol a ácido etanóico e
a redução do dicromato a cromo III, conforme vimos na equação que
você acabou de ajustar.


CONCLUSÃO

      Os processos de oxidação e redução, além de nos guiar no
balanceamento de equações, são de grande importância no nosso dia-a-
dia, como o estudo de pilhas que faremos na próxima aula.




                                                                                     CEDERJ 19
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
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
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. V




22 CEDERJ
15
2. 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 H2O

4. c

5. 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
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.
Elementos de Química Geral | Pilhas



INTRODUÇÃO              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
16
       Daniell percebeu que, ao ligar os eletrodos por um fio condutor, o




                                                                                                     AULA
zinco, 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 elétrica
pelo 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, com
o passar do tempo, a solução de Zn2+ ficaria mais concentrada, devido à
produção desse íon proveniente da oxidação do zinco. Por outro lado,
a concentração de Cu2+ iria diminuir, pois esse íon estaria se reduzindo
a Cuo. Como as concentrações do ânion são fixas, as soluções de ambos
os eletrodos perderiam a neutralidade elétrica, e a pilha rapidamente iria
parar de funcionar. Para resolver esse problema, coloca-se na construção
de uma pilha um dispositivo denominado ponte salina.



                                                                                         CEDERJ 27
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
16
NOTAÇÃO DE UMA CÉLULA GALVÂNICA




                                                                                                   AULA
       Para representar uma pilha como a descrita anteriormente,
utilizamos uma notação resumida que nos informa a estrutura básica
de uma célula. Os eletrodos da pilha de Daniell podem ser escritos da
seguinte maneira:
       Zn(s) | Zn2+(aq) e Cu2+(aq) | Cu, em que cada barra vertical
representa uma interface entre as fases. Neste caso, o metal sólido e os
íons em solução.
       Representamos a célula primeiro pelo ânodo, depois a ponte
salina representada por duas barras paralelas (||) e, por último, o cátodo.
A notação para a pilha de Daniell será:


       Zn⏐Zn2+(aq) || Cu2+(aq)⏐Cu


POTENCIAL DE CÉLULA GALVÂNICA

       Se em vez de adaptarmos uma lâmpada ao circuito adaptarmos um
aparelho chamado voltímetro, poderemos medir a diferença de voltagem
entre os dois eletrodos, chamada força eletromotriz (fem), ou variação
de potencial da pilha (∆). No caso da pilha de Zn-Cu, observaríamos
o 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
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                                                    -2,87




30 CEDERJ
16
       Quanto menor o potencial-padrão de redução, menor a capacidade




                                                                                                  AULA
da espécie de reduzir-se. Logo, maior será sua capacidade de oxidar-se
(perder elétrons).
       Quanto menor o potencial-padrão de oxidação, menor a
capacidade da espécie de oxidar-se, e maior será sua capacidade de
reduzir-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 o
potencial 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 sofrer
redução 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 que
indica que este metal tem uma capacidade de oxidar-se maior que a do
níquel. 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
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                                  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
16
       Sabemos então que esta pilha terá uma corrente elétrica no sentido




                                                                                                         AULA
do 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 em
prática? 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
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
16
       b) No cátodo (pólo positivo), ocorre a redução do manganês na




                                                                                            AULA
pasta 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 conduzidos
através da barra de grafite que, por isso, é considerada o pólo positivo
do circuito. Após um tempo de uso contínuo, a amônia que se forma no
cátodo envolve a barra de grafite, dificultando a passagem de elétrons, o
que resulta na diminuição da voltagem da pilha. Se a pilha for deixada
em repouso por um certo tempo, voltará a funcionar com sua voltagem
normal, porque o Zn2+ formado no ânodo reage com a amônia, formando
um cátion complexo [Zn(NH3)4]2+ que deixará a barra livre para passagem
de elétrons. Esta pilha não é recarregável, e quando todo o MnO2 for
convertido 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 mistura
eletrolítica contém hidróxido de potássio (KOH), uma base fortemente
alcalina que substitui o cloreto de amônio (NH4Cl) das pilhas comuns.
Portanto, não apresenta o problema de formação de amônia ao redor
da barra de grafite.


EQUAÇÃO DE NERST

       Você já sabe que a voltagem de uma pilha depende da natureza dos
reagentes e produtos e de suas concentrações. Assim, se montarmos uma
pilha de Daniell (Zn, Zn2+//Cu2+, Cu) a 298°K (25°C), com concentração
das soluções igual a 1 mol/L, teremos uma voltagem de 1,10V. Entretanto,
à medida que for sendo usada, haverá uma aumento da concentração de
Zn2+ e uma diminuição da concentração dos íons Cu2+. Logo, à medida que
a pilha funciona, verifica-se uma queda de voltagem. Quando a diferença
de potencial chega a 0, temos uma situação de equilíbrio e dizemos que
a pilha está descarregada. A equação deduzida por Walther Hermann




                                                                                CEDERJ 35
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
ATIVIDADES




                                                                                 16
4. Determine o potencial da célula galvânica representada a seguir:




                                                                                 AULA
Zn | Zn2+ (1,50mol/L) || Fe2+(0,10 mol/L) || Fe.

5. Escreva as semi-reações que ocorrem no cátodo e no ânodo e a equação
balanceada 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. Se
o potencial-padrão de redução do eletrodo de cobre é + 0,34V, determine
o 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 se
oxide mais facilmente. Dada a tabela abaixo de potenciais de redução,

Semi-reação                                      E° (V)

Fe   2+
          + 2e   –
                     Fe                          –0,44

Mg2+ + 2e–           Mg                          –2,37

Zn   2+
          + 2e   –
                     Zn                          –0,76

Pb2+ + 2e–           Pb                          –0,13

Cu   2+
          + 2e   –
                     Cu                          +0,15

Pergunta-se:
a. Quais dos metais acima protegem o ferro da corrosão?
b. Escreva a reação do ferro e um dos outros metais mencionados, indicando
o potencial da célula formada.




CONCLUSÃO

              Quando conhecemos os componentes de uma pilha, podemos
prever sua voltagem e com isso utilizá-la de maneira mais racional. O
conhecimento dos potenciais de redução dos metais nos permite proteger
diversos objetos da corrosão.




                                                                     CEDERJ 37
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 recarregada



38 CEDERJ
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
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 V

40 CEDERJ
16
Atividade 5




                                                                                          AULA
a. 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 V


Atividade 7

a. Mg e Zn por apresentarem menor potencial de redução que o ferro.

b. Mgo + Fe2+       Mg2+ + Feo ∆E = + 1,93 V

ou

Zno + Fe2+     Zn2+ + Feo ∆E = +0,32 V


Atividades Finais

1. 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 V

3. Cdo      Ni3+ fem = 1,4 V




                                                                              CEDERJ 41
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.
Elementos de Química Geral | Relações numéricas



INTRODUÇÃO              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
17
      Veja que as massas são diferentes, porém em cada porção




                                                                                       AULA
sempre 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 a
substância à qual estamos nos referindo. A massa de um mol de átomos
de alumínio é 27g, e a de um mol de moléculas de H2O é 18g. Estas massas
correspondem 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. Podemos
então 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
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
17
                                                                                     AULA
2. O ferro é essencial à vida do homem porque está presente, sob a
forma iônica, no glóbulo vermelho do sangue que transporta oxigênio
para os tecidos. No sangue de Paulo, por exemplo, há 2,8 gramas de
ferro. Determine o número aproximado de átomos de ferro presente no
seu sangue.
Obs: Se você tiver alguma dúvida para resolver estas atividades, dê uma olhada nos
exemplos 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 embalagem
de creme dental que contenha 0,207g deste elemento:
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________


4. A aspirina é amplamente usada na medicina como antipirético e
analgésico. 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 considerada
normal em indivíduos adultos. A que valor corresponde esta concentração
quando expressa em mol por litro?
Dado: massa molar da glicose = 180g/mol.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________




                                                                         CEDERJ 47
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
                                                    44




48 CEDERJ
17
      Como o volume não depende do tipo de substância, mas apenas da quantidade de matéria,




                                                                                                    AULA
podemos 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) 112g




CONCLUSÃO

      Conhecendo algumas relações numéricas, podemos relacionar
o nosso mundo macroscópico (massa e volume) com o mundo
microscópico (átomos e moléculas). Desta forma, na prática química
torna-se essencial o domínio dos cálculos que são estabelecidos pelas
relações numéricas.


                                                                                        CEDERJ 49
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
17
RESUMO




                                                                                          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
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 litros




52 CEDERJ
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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  • 2.
  • 3. Elementos de Química Geral Volume 2 - Aulas 15 a 22 Isabella Ribeiro Faria Apoio:
  • 4. 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 Schwanke Material Didático ELABORAÇÃO DE CONTEÚDO Departamento de Produção Isabella Ribeiro Faria EDITORA PROGRAMAÇÃO VISUAL COORDENAÇÃO DE DESENVOLVIMENTO Tereza Queiroz Alexandre d'Oliveira INSTRUCIONAL Bruno Gomes Cristine Costa Barreto COPIDESQUE Marcelo Carneiro DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL Cristina Maria Freixinho Renata Borges E REVISÃO REVISÃO TIPOGRÁFICA ILUSTRAÇÃO Roberto Paes de Carvalho Elaine Bayma Fabiana Rocha Zulmira Speridião Patrícia Paula CAPA COORDENAÇÃO DE LINGUAGEM COORDENAÇÃO DE Fabiana Rocha Cyana Leahy-Dios PRODUÇÃO Maria Angélica Alves Jorge Moura PRODUÇÃO GRÁFICA Andréa Dias Fiães COORDENAÇÃO DE AVALIAÇÃO Fábio Rapello Alencar DO MATERIAL DIDÁTICO Débora Barreiros AVALIAÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICO Copyright © 2005, Fundação Cecierj / Consórcio Cederj Ana Paula Abreu Fialho Nenhuma parte deste material poderá ser reproduzida, transmitida e gravada, por qualquer meio Aroaldo 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: 540 2008/1 Referências Bibliográficas e catalogação na fonte, de acordo com as normas da ABNT.
  • 5. Governo do Estado do Rio de Janeiro Governador Sérgio Cabral Filho Secretário de Estado de Ciência e Tecnologia Alexandre Cardoso Universidades Consorciadas UENF - UNIVERSIDADE ESTADUAL DO UFRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL DO NORTE FLUMINENSE DARCY RIBEIRO RIO DE JANEIRO Reitor: Almy Junior Cordeiro de Carvalho Reitor: Aloísio Teixeira UERJ - UNIVERSIDADE DO ESTADO DO UFRRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL RIO DE JANEIRO DO RIO DE JANEIRO Reitor: Nival Nunes de Almeida Reitor: Ricardo Motta Miranda UFF - UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE UNIRIO - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO Reitor: Roberto de Souza Salles DO RIO DE JANEIRO Reitora: Malvina Tania Tuttman
  • 6.
  • 7. Elementos de Química Geral Volume 2 SUMÁRIO 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
  • 8.
  • 9. 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.
  • 10. 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
  • 11. 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 agente oxidante, pois facilitou a oxidação do magnésio e, assim, se reduziu. Já o 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 ganhou elétrons? Para resolver esse problema, os químicos atribuem aos elementos um número de oxidação (nox). NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) Número de oxidação é a carga que um átomo adquire quando participa de uma ligação; representa o número de elétrons cedidos, recebidos e compartilhados. A partir de agora, você verá o número de oxidação referente aos compostos iônicos e aos covalentes. CEDERJ 9
  • 12. 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
  • 13. 15 Considerando uma ligação estabelecida entre o hidrogênio (H) e o 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 pelos dois átomos. Sendo o átomo de bromo mais eletronegativo que o átomo de hidrogênio, o par eletrônico se desloca no sentido do átomo de bromo. Assim, admitimos que o bromo adquire carga negativa –1, enquanto o hidrogênio apresenta carga positiva +1. Logo, o nox do bromo é –1, e do hidrogênio é +1. Regras práticas para determinação do número de oxidação Para facilitar seus cálculos, observe o conjunto de normas práticas para a obtenção do nox. Preparamos “dez mandamentos” que serão úteis a você: 1º. O nox de cada átomo em uma substância simples é sempre igual a zero. Exemplo: Vejamos o acaso do O 2. Como os dois átomos apresentam a mesma eletronegatividade, não ocorre deslocamento do par 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
  • 14. 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 = +5 12 CEDERJ
  • 15. 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 presentes na equação. 2 H+1Cl–1 + Zn0 à Zn+2Cl2–1 + H2 0 Zn0 à Zn+2 zinco (Zn) é o elemento oxidado porque perdeu 2 elétrons; H+1 à H2 0 hidrogênio (H) é o elemento reduzido porque ganhou 1 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 agente redutor, e o ácido clorídrico, por conter o elemento H que sofreu redução, é chamado agente oxidante. CEDERJ 13
  • 16. 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
  • 17. 15 Vamos exemplificar com a reação entre o sulfeto de prata e o alumínio, fazendo juntos o balanceamento dessa equação. Primeiramente AULA devemos determinar o nox de cada espécie presente na equação: Ag+12S–2 + Al0 à Ag0 + Al+32S–23 Observe que, na reação anterior, • cada Al perde 3 elétrons ∴ variação (∆) =3. O alumínio (Al) sofre oxidação, portanto é o agente redutor. • cada íon prata (Ag+1) recebe 1 elétron. Como estão presentes inicialmente 2 íons Ag+1 ∴ variação (∆) =1 x 2 = 2 Ag+ sofre redução. Logo, Ag2S é o agente oxidante. Agora devemos igualar o número de elétrons perdidos com o número de elétrons ganhos. Para tal, devemos colocar um coeficiente 2 no Al e um coeficiente 3 no Ag+1, ficando assim, 6 elétrons ganhos e 6 elétrons perdidos. Os coeficientes utilizados no balanceamento de uma equação são chamados coeficientes estequiométricos. Finalmente temos nossa equação devidamente balanceada: 3 Ag2S + Al à Al2S3 + 6 Ag No estudo de reações de óxido-redução, é muito importante sabermos representar 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 representação iônica) CEDERJ 15
  • 18. 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
  • 19. 15 1 K2Cr2O7 + 6 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O Neste momento, devemos ajustar os cloros que não sofreram oxidação. No AULA segundo 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 oxidaram e 8 que nada sofreram): 1 K2Cr2O7 + 14 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O Analisando 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 H2O Por último, fazemos o mesmo com os oxigênios (7 em cada lado da equação). 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 + H2O Vamos 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 oxidação C–22H6O à C–12H4O + 2 e – + 2 H+ Semi-reação de redução 14 H+ + Cr+62O72– + 6 e – à 2Cr 3+ + 7H2O Igualando o número de elétrons, devemos multiplicar por 3 a primeira equação: C2H6O à C2H4O + 2 e – + 2 H+ (x 3) CEDERJ 17
  • 20. 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 40-50 18 CEDERJ
  • 21. 15 Considerando as concentrações citadas, não se pode beber nem um copo de cerveja ou uma dose de Whisky antes de dirigir! Entretanto, AULA algumas bebidas podem ser ingeridas. Estudos têm mostrado que uma pessoa de porte médio pode beber, em um período de aproximadamente duas horas, uma garrafa de cerveja ou uma dose de Whisky, porque existem mecanismos no sangue que eliminam a substância tóxica do organismo. 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 laranja para verde (bafômetro tipo portátil). Este bafômetro pré-descartável contém uma mistura sólida de solução aquosa de dicromato de potássio de cor alaranjada, e sílica umedecida com ácido sulfúrico. Após o sopro do motorista, ocorre a reação redox formando a espécie Cr3+(aq), que se apresenta na coloração verde. Assim, está identificada a oxidação do etanol a ácido etanóico e a redução do dicromato a cromo III, conforme vimos na equação que você acabou de ajustar. CONCLUSÃO Os processos de oxidação e redução, além de nos guiar no balanceamento de equações, são de grande importância no nosso dia-a- dia, como o estudo de pilhas que faremos na próxima aula. CEDERJ 19
  • 22. 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
  • 23. 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
  • 24. 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. V 22 CEDERJ
  • 25. 15 2. 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 H2O 4. c 5. 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
  • 26.
  • 27. 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.
  • 28. Elementos de Química Geral | Pilhas INTRODUÇÃO 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
  • 29. 16 Daniell percebeu que, ao ligar os eletrodos por um fio condutor, o AULA zinco, 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 elétrica pelo 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, com o passar do tempo, a solução de Zn2+ ficaria mais concentrada, devido à produção desse íon proveniente da oxidação do zinco. Por outro lado, a concentração de Cu2+ iria diminuir, pois esse íon estaria se reduzindo a Cuo. Como as concentrações do ânion são fixas, as soluções de ambos os eletrodos perderiam a neutralidade elétrica, e a pilha rapidamente iria parar de funcionar. Para resolver esse problema, coloca-se na construção de uma pilha um dispositivo denominado ponte salina. CEDERJ 27
  • 30. 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
  • 31. 16 NOTAÇÃO DE UMA CÉLULA GALVÂNICA AULA Para representar uma pilha como a descrita anteriormente, utilizamos uma notação resumida que nos informa a estrutura básica de uma célula. Os eletrodos da pilha de Daniell podem ser escritos da seguinte maneira: Zn(s) | Zn2+(aq) e Cu2+(aq) | Cu, em que cada barra vertical representa uma interface entre as fases. Neste caso, o metal sólido e os íons em solução. Representamos a célula primeiro pelo ânodo, depois a ponte salina representada por duas barras paralelas (||) e, por último, o cátodo. A notação para a pilha de Daniell será: Zn⏐Zn2+(aq) || Cu2+(aq)⏐Cu POTENCIAL DE CÉLULA GALVÂNICA Se em vez de adaptarmos uma lâmpada ao circuito adaptarmos um aparelho chamado voltímetro, poderemos medir a diferença de voltagem entre os dois eletrodos, chamada força eletromotriz (fem), ou variação de potencial da pilha (∆). No caso da pilha de Zn-Cu, observaríamos o 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
  • 32. 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 -2,87 30 CEDERJ
  • 33. 16 Quanto menor o potencial-padrão de redução, menor a capacidade AULA da espécie de reduzir-se. Logo, maior será sua capacidade de oxidar-se (perder elétrons). Quanto menor o potencial-padrão de oxidação, menor a capacidade da espécie de oxidar-se, e maior será sua capacidade de reduzir-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 o potencial 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 sofrer redução 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 que indica que este metal tem uma capacidade de oxidar-se maior que a do níquel. 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
  • 34. 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
  • 35. 16 Sabemos então que esta pilha terá uma corrente elétrica no sentido AULA do 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 em prática? 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
  • 36. 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
  • 37. 16 b) No cátodo (pólo positivo), ocorre a redução do manganês na AULA pasta 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 conduzidos através da barra de grafite que, por isso, é considerada o pólo positivo do circuito. Após um tempo de uso contínuo, a amônia que se forma no cátodo envolve a barra de grafite, dificultando a passagem de elétrons, o que resulta na diminuição da voltagem da pilha. Se a pilha for deixada em repouso por um certo tempo, voltará a funcionar com sua voltagem normal, porque o Zn2+ formado no ânodo reage com a amônia, formando um cátion complexo [Zn(NH3)4]2+ que deixará a barra livre para passagem de elétrons. Esta pilha não é recarregável, e quando todo o MnO2 for convertido 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 mistura eletrolítica contém hidróxido de potássio (KOH), uma base fortemente alcalina que substitui o cloreto de amônio (NH4Cl) das pilhas comuns. Portanto, não apresenta o problema de formação de amônia ao redor da barra de grafite. EQUAÇÃO DE NERST Você já sabe que a voltagem de uma pilha depende da natureza dos reagentes e produtos e de suas concentrações. Assim, se montarmos uma pilha de Daniell (Zn, Zn2+//Cu2+, Cu) a 298°K (25°C), com concentração das soluções igual a 1 mol/L, teremos uma voltagem de 1,10V. Entretanto, à medida que for sendo usada, haverá uma aumento da concentração de Zn2+ e uma diminuição da concentração dos íons Cu2+. Logo, à medida que a pilha funciona, verifica-se uma queda de voltagem. Quando a diferença de potencial chega a 0, temos uma situação de equilíbrio e dizemos que a pilha está descarregada. A equação deduzida por Walther Hermann CEDERJ 35
  • 38. 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
  • 39. ATIVIDADES 16 4. Determine o potencial da célula galvânica representada a seguir: AULA Zn | Zn2+ (1,50mol/L) || Fe2+(0,10 mol/L) || Fe. 5. Escreva as semi-reações que ocorrem no cátodo e no ânodo e a equação balanceada 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. Se o potencial-padrão de redução do eletrodo de cobre é + 0,34V, determine o 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 se oxide mais facilmente. Dada a tabela abaixo de potenciais de redução, Semi-reação E° (V) Fe 2+ + 2e – Fe –0,44 Mg2+ + 2e– Mg –2,37 Zn 2+ + 2e – Zn –0,76 Pb2+ + 2e– Pb –0,13 Cu 2+ + 2e – Cu +0,15 Pergunta-se: a. Quais dos metais acima protegem o ferro da corrosão? b. Escreva a reação do ferro e um dos outros metais mencionados, indicando o potencial da célula formada. CONCLUSÃO Quando conhecemos os componentes de uma pilha, podemos prever sua voltagem e com isso utilizá-la de maneira mais racional. O conhecimento dos potenciais de redução dos metais nos permite proteger diversos objetos da corrosão. CEDERJ 37
  • 40. 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 recarregada 38 CEDERJ
  • 41. 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
  • 42. 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 V 40 CEDERJ
  • 43. 16 Atividade 5 AULA a. 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 V Atividade 7 a. Mg e Zn por apresentarem menor potencial de redução que o ferro. b. Mgo + Fe2+ Mg2+ + Feo ∆E = + 1,93 V ou Zno + Fe2+ Zn2+ + Feo ∆E = +0,32 V Atividades Finais 1. 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 V 3. Cdo Ni3+ fem = 1,4 V CEDERJ 41
  • 44.
  • 45. 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.
  • 46. Elementos de Química Geral | Relações numéricas INTRODUÇÃO 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
  • 47. 17 Veja que as massas são diferentes, porém em cada porção AULA sempre 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 a substância à qual estamos nos referindo. A massa de um mol de átomos de alumínio é 27g, e a de um mol de moléculas de H2O é 18g. Estas massas correspondem 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. Podemos então 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
  • 48. 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
  • 49. 17 AULA 2. O ferro é essencial à vida do homem porque está presente, sob a forma iônica, no glóbulo vermelho do sangue que transporta oxigênio para os tecidos. No sangue de Paulo, por exemplo, há 2,8 gramas de ferro. Determine o número aproximado de átomos de ferro presente no seu sangue. Obs: Se você tiver alguma dúvida para resolver estas atividades, dê uma olhada nos exemplos 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 embalagem de creme dental que contenha 0,207g deste elemento: ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 4. A aspirina é amplamente usada na medicina como antipirético e analgésico. 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 considerada normal em indivíduos adultos. A que valor corresponde esta concentração quando expressa em mol por litro? Dado: massa molar da glicose = 180g/mol. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ CEDERJ 47
  • 50. 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 44 48 CEDERJ
  • 51. 17 Como o volume não depende do tipo de substância, mas apenas da quantidade de matéria, AULA podemos 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) 112g CONCLUSÃO Conhecendo algumas relações numéricas, podemos relacionar o nosso mundo macroscópico (massa e volume) com o mundo microscópico (átomos e moléculas). Desta forma, na prática química torna-se essencial o domínio dos cálculos que são estabelecidos pelas relações numéricas. CEDERJ 49
  • 52. 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
  • 53. 17 RESUMO 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
  • 54. 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 litros 52 CEDERJ
  • 55. 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.