2 ano quimica

QUÍMICA – 2º ANO DO ENSINO MÉDIO TÉCNICO - 2013 Página 0
APOSTILA 2015
QUÍMICA

Soluçoes
Soluções são misturas de duas ou mais substâncias que apresentam
aspecto uniforme, ou seja, são sistemas homogêneos formados por uma ou
mais substâncias dissolvidas (solutos) em outra substância presente em maior
proporção na mistura (solvente). Nesses tipos de soluções, a água é o solvente
mais utilizado, sendo conhecida por solvente universal. Essas soluções são
denominadas soluções aquosas.
Em uma mesma quantidade de solvente, se comparar dois solutos
diferentes pode se perceber que cada soluto terá um limite de solubilidade.
Portanto, diferentes solutos se dissolvem em diferentes proporções.
Existem três tipos de solução:
Solução saturada: contém a máxima quantidade de soluto numa dada
quantidade de solvente, a uma determinada temperatura.
Solução não-saturada ou insaturada: Uma solução com quantidade de
soluto inferior ao limite de solubilidade é denominada.
Solução supersaturada: Submetendo uma solução saturada a aquecimento,
ao adicionar maior quantidade de solvente (que a solução suportaria a
temperatura ambiente) aumenta-se a solubilidade do soluto, tornando a
solução supersaturada. Mas ao resfria-la ela volta a ser uma solução
saturada, agora com corpo de fundo.

Exercícios
1) O gráfico representa as curvas de
solubilidade das substâncias A, B e C:
Com base no diagrama, responda:
a) Qual das substâncias tem sua
solubilidade diminuída com a elevação da
temperatura?
b) Qual a máxima quantidade de A que
conseguimos dissolverem 100 g de H2O a
20°C?
c) Considerando apenas as substâncias B
e C, qual delasé a mais solúvel em água?
d) Considerando apenas as substâncias A
e B, qual delasé a mais solúvel em água?
e) Qual é a massa de C que satura 500 g
de água a100°C? Indique a massa da
solução obtida (massado soluto + massa
do solvente).
f) Uma solução saturada de B com 100 g
de água, preparadaa 60°C, é resfriada até
20°C. Determine a massade B que irá
precipitar, formando o corpo de fundo
a20°C.
2) O coeficiente de solubilidade de um sal
éde 60 g por 100 g de água a 80°C.
Determine a massa em gramas desse sal,
nessa temperatura, necessária para
satura 80 g de H2O.
3) O brometo de potássio apresenta a
seguinte tabela de solubilidade:
Qual a massa de brometo de
potássionecessária para saturar:
a) 100 g de água a 50 ºC;
b) 200 g de água a 70 ºC.
4) Usando as informações do exercício
anterior responda:
Uma solução foi preparada, a 30°C,
dissolvendo-se 40 g de brometo de
potássio em100 g de água. Essa solução é
saturada?
5) (Unicamp-SP) "Os peixes estão
morrendoporque a água do rio está
sem oxigênio, masnos trechos de
maior corredeira a quantidade de
oxigênio aumenta”.
Ao ouvir esta informaçãode um técnico
do meio ambiente, umestudante que
passava pela margem do rioficou confuso
e fez a seguinte reflexão:
"Estou vendo a água no rio e sei que a
águacontém, em suas moléculas,
oxigênio; entãocomo pode ter acabado o
oxigênio do rio?".
a) Escreva a fórmula das substâncias
mencionadaspelo técnico.
b) Qual a confusão cometida pelo
estudanteem sua reflexão?

Concentração das Soluções
Para facilitar o trabalho, adotaremos o índice 1 para indicarmos o soluto,
o índice 2 paraindicarmos o solvente, e os dados relacionados à solução não
conterão índices.
Assim:
Concentração comum (C)
É a relação entre a massa do soluto e o volume da solução:
Densidade da solução (d)
É a relação entre a massa da solução e o seu volume:
Concentração em mol/L ou concentração molar ou
molaridade

Observações:

Exercícios
• Concentração comum
1) Uma solução foi preparada
adicionando-se40 g de NaOH em água
suficiente para produzir400 mL de
solução. Calcule a concentraçãoda
solução em g/mL e g/L.
2) Considere o texto:
“Uma solução que apresenta
concentração60 g/L apresenta .... gramas
de soluto, porlitro de solução. Portanto,
em 10 litros dessasolução devem existir
.... gramas de soluto.”
Identifique as palavras que preenchem
aslacunas corretamente.
3) Ao chorar convulsivamente, uma
pessoa eliminou 5mL de lágrima.
Considerando que essa solução
apresenta concentração de sais iguala
6 g/L, determine a massa de sais
eliminadosna crise de choro.
4) Considere o esquema a seguir, do qual
foramretiradas três alíquotas A,B,C, a
partir de umamesma solução aquosa.
Responda às seguintes questões:
a) Qual a massa de soluto existente no
recipiente A?
b) Calcule a concentração em g/mL da
solução contida no recipiente B.
c) Forneça a concentração em mg/cm3 da
solução contida no recipiente C.
d) Se toda a água presente na solução
original, após a retirada das três
amostras, fosse evaporada, qual seria a
massa de soluto obtida?
• Densidade da solução
“Uma solução aquosa apresenta
densidadeigual a 1,2 g/mL. Logo, a massa
de cada mililitrodessa solução é igual a ....
. Assim, umlitro dessa solução apresenta
uma massade .... .”
Identifique as palavras que preenchem
corretamenteas lacunas.
6) Uma solução foi preparada
misturando-se 20 gde um sal em 200
g de água. Considerando-seque o
volume da solução é igual a 200
mL,determine sua densidade em g/mL
e g/L.
7) Uma solução cuja densidade é 1 150
g/L foipreparada dissolvendo-se 160 g
de NaOH em760 cm3
de água.
Determine a massa dasolução obtida
e seu volume.(Dado: densidade da
água = 1,0 g/cm3
)
• Concentração em mol/L
"Uma solução 2,0 mol/L, ou 2,0 M, de
NaOHapresenta .... mol de soluto para
cada litrode solução. Assim, em 10 L
dessa soluçãoencontramos .... mol de
soluto."
Identifique as quantidades que
preenchem corretamente as lacunas.

9) Calcule a concentração em mol/L ou
molaridadede uma solução que foi
preparada dissolvendo-se 18 gramasde
glicose em águasuficiente para
produzir 1 litro da solução.(Dado:
massa molar da glicose = 180 gmol–1
)
10) Observe o frasco abaixo que contém
uma solução aquosa de ácido sulfúrico
(H2SO4), utilizada em laboratório, e
responda às questões a seguir,
sabendo que o volume da solução
contida no frasco é 2,0 L.
I — Qual o número de mol do soluto
presente nessa solução?
II — Determine a massade
soluto presentenessa solução.
III — Qual é o volumedessa
solução que contém 0,01 molde
H2SO4?
IV — Calcule a massa de soluto presente
em500 mL dessa solução.(Dado:massa
molar do H2SO4 = 98 g mol–1
)
11) (Cesgranrio-RJ) O metal mercúrio (Hg)
é tóxico,pode ser absorvido, via
gastrintestinal,pelos animais e sua
excreção é lenta. Aanálise da água de
um rio contaminado revelouuma
concentração molar igual a 5,0x10–5
M
de mercúrio. Qual é a
massaaproximada, em mg, de
mercúrio ingerida porum garimpeiro,
ao beber um copo contendo250 mL
dessa água?
(Dado: massa molar do Hg = 200 g mol–1
)
12) (UFV-MG) Em 100 mL de um soro
sanguíneohumano, há 0,585 g de
cloreto de sódio(NaCl). A concentração
em quantidade dematéria deste sal no
sangue é, em mol/L:
(Dado: NaCl = 58,5 g/mol)
a) 0,5 b) 0,4 c) 0,3
d) 0,2 e) 0,1
13) Calcule as concentrações molares dos
íons presentes nas soluções 0,002
mol/L das seguintes substâncias:
HClO4, Ba(OH)2, Al(NO3)3.
• Relações entre os diferentes tipos de
concentração
14) (UFCE) Qual é a molaridade de uma
solução aquosa de etanol (C2H6O) de
concentração igual a 4,6 g/L? (massa
molar do etanol = 46 g mol–1
)
a) 4,6 b) 1,0 c) 0,50
d) 0,20. e) 0,10
15) (UFRS) O formol é uma solução
aquosa de metanal (HCHO) a 40%, em
massa, e possui densidade de 0,92
g/mL. Essa solução apresenta:
a) 920 g de metanal em 1 L de água.
b) 40 g de metanal em 100 mL de água.
c) 4 g de metanal em 920 g de solução.
d) 4 g de metanal em 10 g de solução.
e) 9,2 g de metanal em 100 mL de água.
16) (PUC-MG) Num refrigerante do tipo
"cola", a análise química determinou
uma concentração de ácido fosfórico
igual a 0,245 g/L. A concentração de
ácido fosfórico em mol/L, nesse
refrigerante, é igual a:
a) 2,5x10–3
b) 5,0x10–3
c) 2,5x10–2
d) 5,0x10–2
e) 2,5x10–1

Diluição de soluções
Uma solução pode ser preparada adicionando-se solvente a uma solução
inicialmente mais concentrada. Este processo é denominado diluição. A adição
de mais solvente provoca aumento no volume da solução; a quantidade de
soluto, porém, permanece constante.
Como:
Podemos ter as seguintes relações entre a solução inicial e a final:
Quantidade inicial de soluto = Quantidade final de soluto

Exercícios
1. (UFPI) A uma amostra de 100 mL de
NaOH de concentração 20 g/L foi
adicionada água suficiente para
completar 500 mL. A concentração, em
g/L, dessa nova solução é igual a:
a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 8
2. (Unicamp-SP) Um dos grandes
problemas das navegações do século
XVI referia-se à limitação de água
potável que era possível transportar
numa embarcação. Imagine uma
situação de emergência em que
restaram apenas 300 litros (L) de água
potável (considere-a completamente
isenta de eletrólitos). A água do mar
não é apropriada para o consumo
devido à grande concentração de
NaCl(25 g/L), porém o soro fisiológico
(10 g NaCl/L) é. Se os navegantes
tivessem conhecimento da
composição do soro fisiológico,
poderiam usar a água potável para
diluir água do mar de modo a obter
soro e assim teriam um volume maior
de líquido para beber.
a) Que volume total de soro seria obtido
com a diluição se todos os 300 litros de
água potável fossem usados para este
fim?
b) Considerando-se a presença de 50
pessoas na embarcação e admitindo-se
uma distribuição equitativa do soro,
quantos gramas de NaClteriam sido
ingeridos por cada pessoa?
c) Uma maneira que os navegadores
usavam para obter água potável adicional
era recolher água de chuva.
Considerando-se que a água da chuva é
originária, em grande parte, da água do
mar, como se explica que ela possa ser
usada como água potável?
3. (Fuvest-SP) Se adicionarmos 80 mL de
água a 20 mL de uma solução 0,1
molar de hidróxido de potássio,
obteremos uma solução de
concentração molar igual a:
a) 0,010 b) 0,020 c) 0,025
d) 0,040 e) 0,050.
4. (UERJ) Diluição é uma operação muito
empregada no nosso dia-a-dia,
quando, por exemplo, preparamos
um refresco a partir de um suco
concentrado. Considere 100 mL de
determinado suco em que a
concentração do soluto seja de
0,4 mol/L. O volume de água, em mL,
que deverá ser acrescentado para que
a concentração do soluto caia para
0,04 mol/L, será de:
a) 1 000 b) 900 c) 500.
d) 400

Termoquímica
Vamos estudar as trocas de energia, na forma de calor, envolvidas nas
reações químicas e nas mudanças de estado físico das substâncias. Esse estudo
é denominado termoquímica.
São dois os processos em que há troca de energia na forma de calor: o
processo exotérmico e o endotérmico.
Não se conhece nenhuma maneira de determinar o conteúdo de energia
térmica (entalpia = H) de uma substância. Na prática, o que conseguimos medir
é a variação da entalpia (∆H) de um processo. Essa variação corresponde à
quantidade de energia liberada ou absorvida durante o processo, realizado a
pressão constante.
O cálculo da variação da entalpia é dado pela expressão genérica:
Nas reações exotérmicas, como ocorre liberação de calor, a entalpia dos
produtos (HP) é menor do que a entalpia dos reagentes (HR).
Genericamente, temos:
Processo exotérmico é aquele que ocorre com liberação de calor.
Processo endotérmico é aquele que ocorre com absorção de calor.

Logo, a reação pode ser representada por:
Nas reações endotérmicas, como ocorre absorção de calor, a entalpia
dos produtos (HP) é maior do que a entalpia dos reagentes (HR).
Genericamente, temos:
Logo, a reação pode ser representada por:

Entalpia Padrão
A variação de entalpia de uma reação depende da temperatura, da
pressão, do estado físico, do número de mol e da variedade alotrópica das
substâncias envolvidas. Por esse motivo foi criado um referencial para fazermos
comparações: a entalpia padrão. Dessa maneira, as entalpias serão sempre
avaliadas em relação a uma mesma condição (condição padrão ou estado
padrão).
Por convenção foi estabelecido que:
As substâncias simples H2(g), O2(g), Fe(s), Hg(l), Cl2(g), no estado padrão
(25 ºC a 1atm), apresentam entalpia H° = 0.
Os gráficos a seguir nos mostram as diferenças de entalpia encontradas
em algumas variedades alotrópicas.
Equação termoquímica
A entalpia de um elemento ou de uma substância varia de acordo com o
estado físico, a pressão, a temperatura e a variedade alotrópica do elemento.
Logo, numa equação termoquímica, devemos indicar:
O estado padrão de uma substância corresponde à sua forma mais
estável, a 1atm, a 25°C. A entalpia padrão de uma substância é indicada
por H°.
Toda substância simples, no estado padrão e na sua forma alotrópica
mais estável (mais comum), tem entalpia (H) igual a zero.

• a variação de entalpia (H);
• os estados físicos de todos os participantes e, também, as variedades
alotrópicas, caso existam;
• a temperatura e a pressão nas quais a reação ocorreu;
• o número de mol dos elementos participantes.
Veja dois exemplos e suas respectivas interpretações:
1º exemplo:
A interpretação dessa equação termoquímica é dada por: a 25 ºC e
1 atm, 1 mol de carbono grafite (Cgraf) reage com 1 mol de gás oxigênio (O2),
produzindo 1 mol de gás carbônico (CO2) e liberando 394 kJ.
Normalmente, não são indicadas a pressão e a temperatura em que a
reação se realizou, pois se admite que ela ocorreu no estado padrão, ou seja, à
pressão constante de 1 atm e a 25 ºC.
2º exemplo:
A interpretação dessa equação é: a 25 ºC e 1 atm, 1 mol de gás amônia
(NH3) se decompõe, originando 1/2 mol de gás nitrogênio (N2) e 3/2 mol de gás
hidrogênio (H2) e absorvendo 46,1 kJ.
A quantidade de energia liberada ou consumida é proporcional à quantidade
das substânciasenvolvidas.
Na queima de 1 mol de C3H8, por exemplo, são liberados 2046 kJ:
Portanto, se efetuarmos a combustão de 10 mol de C3H8, ocorrerá a liberação
de 20460 kJ(10 · 2046 kJ).

Exercícios
Entalpia de formação
São denominadas reações de formação aquelas em que ocorre a
formação (síntese) de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples,
no estado padrão.
A variação de entalpia (H) nessas reações pode receber os seguintes
nomes: entalpia de formação, calor de formação, H de formação ou
entalpia padrão de formação.
Para estudarmos a entalpia dessas reações, convém lembrar que a 25 ºC
e 1 atm:
Entalpia de formação é o calor liberado ou absorvido na formação de
1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no estado
padrão, com H = 0.

Agora, vamos representar as equações termoquímicas que caracterizam
a formação de algumas substâncias bastante comuns, indicando os valores dos
H determinados experimentalmente:
• Água líquida — H2O(l)
• Ácido sulfúrico líquido — H2SO4(l)
Conhecendo a equação de formação de uma substância e o valor do H
dessa reação, podemos estabelecer um novo conceito. Para isso vamos analisar
a formação do gás carbônico [CO2(g)]:
Como já sabemos que tanto o Cgraf como o O2(g) apresentam no estado
padrão H0 = 0, podemos representar a reação de acordo com o gráfico abaixo.
Como a entalpia de formação do CO2(g) é –394 kJ/mol, a análise do gráfico
permite concluir que esse valor corresponde à entalpia do CO2:
Generalizando, temos:

1. O resultado negativo não significa que o CO2(g) tem “energia negativa”, mas
sim que seu conteúdoenergético (entalpia) é menor do que as entalpias do Cgraf e do
O2(g), as quais, por convenção,são iguais a zero.
2. Qualquer outra reação em que ocorra a formação de CO2(g), de modo
diferente do que foi apresentado,não indica a entalpia de formação do CO2(g). Veja,
por exemplo:
Note que o ΔH (395,9 kJ/mol) desta reação é diferente do ΔH de formação
(394 kJ/mol).
Os valores das entalpias de formação normalmente são apresentados em
tabelas:
Esse tipo de tabela é muito útil, pois permite calcular a entalpia de muitas
outras substâncias, assim como o ΔH de um grande número de reações. Para
efetuarmos corretamente esses cálculos, devemos lembrar que:
a) ΔH de formação = H da substância
b) ΔH = HP – HR
Vamos ver um exemplo de cálculo da entalpia de uma substância, ou
seja, da sua entalpia de formação, a partir de uma equação termoquímica.
A equação de decomposição do mármore pode ser representada por:

Na tabela, encontramos as entalpias:
HCaO(s) = –635,5 kJ/mol
HCO2(g) = –394 kJ/mol
No entanto, não encontramos a entalpia de HCaCO3(s), que pode ser
determinadada seguinte maneira:
Entalpia de combustão
São classificadas como reações de combustão aquelas em que uma
substância, denominada combustível, reage com o gás oxigênio (O2),
denominado comburente. Por serem sempre exotérmicas, as reações de
combustão apresentam ΔH < 0. Veja alguns exemplos:
• Combustão completa do gás hidrogênio (H2)
• Combustão completa do gás butano (C4H10)

Quando os combustíveis são formados por carbono, hidrogênio e
oxigênio, os produtos das reações (combustões completas) serão sempre CO2(g)
e H2O(l).
A variação de entalpia na combustão completa pode ser denominada
entalpia de combustão, H de combustão, calor de combustão ou entalpia
padrão de combustão.
Vejamos um exemplo:
Combustão completa do álcool etílico (C2H6O):
Pela equação, podemos concluir que na combustão completa de 1 mol de
C2H6O(l) ocorre a liberação de 1368 kJ:
Exercício Resolvido
(Fuvest-SP) Considere a reação de fotossíntese e a reação de combustão da glicose
representadas a seguir:
Sabendo que a energia envolvida na combustão de um mol de glicose é 2,8 · 10
6
J,
ao sintetizar meio mol de glicose, a planta irá liberar ou absorver energia? Determine o
calor envolvido nessa reação.
Solução:
A reação de combustão de um mol de glicose pode ser representada por:
Já a sua síntese (reação inversa) pode ser representada por:
Entalpia de combustão é a energia liberada na combustão completa de
1 mol de uma substância no estado padrão.
entalpia de combustão do C2H6O(l) = –1 368 kJ/mol

Podemos perceber que, para sintetizar 1 mol de C6H12O6, a planta absorve
2,8 · 10
6
J. Assim, temos:
Exercícios

LEI DE HESS
Para irmos do acampamento A ao
acampamento B, a distância a ser percorrida
depende do caminho escolhido, mas a
diferença de altitude depende, exclusivamente,
das altitudes dos dois acampamentos, ou seja,
dos estados inicial e final. Da mesma maneira, a
variação de entalpia (H) numa dada reação só
depende dos estados inicial e final e independe
dos estados intermediários.
A entalpia de muitas reações químicas não pode ser determinada
experimentalmente em laboratórios. Não é possível, por exemplo, determinar a
entalpia de formação do álcool comum (etanol ou álcool etílico — C2H6O), pois
não conseguimos sintetizá-lo a partir da combinação entre carbono, hidrogênio
e oxigênio. Assim, a entalpia desse tipo de reação pode ser calculada a partir da
entalpia de outras reações, utilizando-se uma lei estabelecida pelo químico
suíço G. H. Hess, em 1840:
Um exemplo simples da aplicação da lei de Hess consiste na passagem de
1 mol de H2O(l) para o estado gasoso nas condições do estado padrão. Isso pode
ser feito em uma única etapa:
Poderíamos também obter H2O(g) em duas etapas:
a) decomposição de 1 mol de H2O(l):
b) formação de 1 mol de H2O(g):
Como a reação global corresponde à soma dessas duas reações, o H da
reação globaltambém corresponde à soma dos H das reações envolvidas:
Lei de Hess: para uma dada reação, a variação de entalpia é sempre a
mesma, esteja essa reação ocorrendo em uma ou em várias etapas.

A lei de Hess permite concluir que o valor do H do processo direto é a
soma de todos os H intermediários.
Esse mesmo processo pode ser
representado das seguintes maneiras:
1. Quando uma equação termoquímica é multiplicada por um determinado valor, seu
ΔH tambémserá multiplicado pelo mesmo valor.
2. Quando uma equação termoquímica for invertida, o sinal de seu ΔH também será
invertido.
(Fuvest-SP) De acordo com os dados:
Qual é o calor em kcal envolvido na vaporização de 120 g de Cgraf?(massa molar
do C = 12 g mol–1
)
Solução:
A equação que representa a entalpia de vaporização do Cgraf é:
Para determinarmos o ΔH da reação devemos:
a) manter a equação I; b) inverter a equação II.
H = H1 + H2 + .....................

Exercícios

Eletroquímica
Eletroquímica é o estudo das reações químicas que produzem corrente
elétrica ou sãoproduzidas pela corrente elétrica.
Na formação de uma ligação iônica, um dos átomos cede
definitivamenteelétrons para o outro.
Por exemplo:
Dizemos, então, que o sódio sofreu oxidação(perda de elétrons) e o cloro
sofreu redução(ganhode elétrons). Evidentemente, os fenômenos de oxidação e
redução são sempre simultâneose constituema chamada reação de oxi-redução
ou redox. São exatamente essas trocas de elétrons que explicamos fenômenos
da Eletroquímica.
Assim, dizemos, resumidamente, que:
No exemplo dado (Na+
+Cl
-
→ NaCl), a oxidação do sódio foi provocada
pelo cloro, por isso chamamos o cloro de agente oxidante ou simplesmente
oxidante. A redução do cloro foicausada pelo sódio, que é denominado agente
redutor ou simplesmente redutor.
Oxidação é a perda de elétrons.
Redução é o ganho de elétrons.
Reação de oxi-redução é quando há transferência de elétrons.
Oxidante é o elemento ou substância que provoca oxidações (ele
próprio irá reduzir-se).

Número de oxidação (Nox)
O número de oxidação nos ajuda a entender como os elétrons estão
distribuídos entre os átomos que participam de um composto iônico ou de uma
molécula.
Nos compostos iônicos, o Nox corresponde à própria carga do íon. Essa
carga equivale ao número de elétrons perdidos ou recebidos na formação do
composto.
Nos compostos moleculares, não existe transferência definitiva de
elétrons. Assim,o Nox corresponde à carga elétrica que o átomo iria adquirir se
a ligação fosse rompida.
Números de oxidação usuais
a. o número de oxidação de um elemento ou substância simples é zero;
b. nos compostos, temos os seguintes valores usuais:
• o número de oxidação do hidrogênio é sempre +1 (exceto nos hidretos
metálicos, como NaH,CaH2, etc., nos quais é -1);
• o número de oxidação do oxigênio é sempre -2 (exceto nos peróxidos,
como H2O2, Na2O2,etc., nos quais é -1);
• o número de oxidação dos elementos das colunas A da classificação
periódica dos elementos pode ser deduzido do próprio número da
coluna, de acordo com o esquema a seguir:
Redutor é o elemento ou substância que provoca reduções (ele próprio
irá oxidar-se).

É fácil calcular o número de oxidação de um elemento que aparece numa
substância, lembrando que a soma dos números de oxidação de todos os
átomos, numa molécula, é zero.
Vamos, por exemplo, calcular o número de oxidação do fósforo, na
substância H3PO4. Lembre-se de que o Nox do hidrogênio é +1 e o Nox do
oxigênio é-2. Chamando de x o Nox do fósforo e considerando o número de
átomos de cada elemento, teremos a seguinte equação algébrica:
Para calcular o número de oxidação de um elemento formador de um íon
composto, devemos lembrar que a soma dos números de oxidação de todos os
átomos, num íon composto, é igual à própria carga elétrica do íon. Por exemplo:

Exercícios
1. O que é oxidação?
2. O que é redução?
3. O que é agente oxidante?
4. O que é agente redutor?
5. Quais são os números de oxidação
do cloro nas substâncias Cl2, NaCl,
KClO e HClO4?
6. (Ufac) O número de oxidação do
átomo de nitrogênionos compostos:
N2O5; NO; HNO3 e NaNO2 é,
respectivamente:
7. (Cesgranrio-RJ) Identifique, entre as
opções abaixo, a fórmulado composto
no qual o fósforo está no maior
estadovde oxidação.
a) H3PO3 b) H2PO3 c) H3PO2
d) H4P2O5 e) HPO3
8. (Unifor-CE) O átomo de cromo
apresenta número deoxidação +3 em
qual espécie?
a) Cr2O3 b) CrO c) Cr
d) CrO4
2-
e) Cr2O7
2-
9. O enxofre participa da constituição
de váriassubstâncias e íons, tais como:
S8, H2S, SO2,H2SO3, SO3, H2SO4, SO4
2–
,
Na2S2O3 eAl2(SO4)3. Determine o Nox
do enxofre em cadauma dessas
espécies químicas.
Variação do nox nas reações de óxi-redução
Tomando como exemplo a reação entre o cobre e a solução aquosa de
nitrato de prata e associando-o ao conceito de Nox, temos:
A semi-reação em que ocorre perda de elétrons é denominada reação de
oxidação. A semi-reação em que ocorre ganho de elétrons é denominada reação
de redução.
Neste exemplo, o cobre (Cu) sofre oxidação e é denominado agente
redutor, pois, ao ceder elétrons aos íons prata (Ag+
), provoca sua redução. Os
íons prata (Ag+
) sofrem redução e agem como agente oxidante, pois, ao
receberemelétrons do cobre (Cu), provocam sua oxidação.

Para esta reação, temos:
Exercícios
1. (Fuvest-SP) Na reação: H2S + I2 →S + 2
HI as variações dos números de
oxidação do enxofre e do iodo são,
respectivamente:
a) +2 para zero e zero para +1.
b) zero para +2 e +1 para zero.
c) zero para –2 e –1 para zero.
d) zero para –1 e –1 para zero.
e) –2 para zero e zero para –1.
2. (UFRS) Por efeito de descargas
elétricas, o ozônio pode ser formado,
na atmosfera, a partir da sequência de
reações representadas a seguir:
Considerando as reações no sentido
direto, pode-seafirmar que ocorre
oxidação do nitrogênio:
a) apenas em I.
b) apenas em II.
c) apenas em I e II.
d) apenas em I e III.
e) em I, II e III.
Balanceamento de reações redox
Como nas reações de óxido-redução ocorre transferência de elétrons,
para balanceá-las devemos igualar o número de elétrons perdidos e recebidos.
Para isso, devemos inicialmente determinar o número de elétrons perdidos ou
recebidos para cada espécie química, que corresponde à variação do Nox
(∆Nox).
A seguir devemos igualar o número de elétrons:

Esses números de átomos correspondem aos coeficientes dessas
espécies; a partir deles determinamos os coeficientes das outras espécies,
obtendo a equação balanceada:
Exercícios
1. (UFV-MG) No processo de obtenção do
aço, ocorre a reação representada por:
Fe2O3 + CO → CO2 + Fe
I - Qual elemento sofre redução?
II - Qual elemento sofre oxidação?
III - Qual substância é o agente redutor?
IV - Qual substância é o agente oxidante?
V - Acerte os coeficientes da equação.
2. (UC-GO) Dada a reação:
MnO2+ HCl→MnCl2 + H2O + Cl2
Após o balanceamento, qual será o
coeficiente do agente oxidante?
3. Dada a equaçãoresponda:
MnO–4
+ H+
+ C2O4
2
→ Mn2+
+ CO2 + H2O
I — Qual elemento se oxida?
II — Qual elemento se reduz?
III — Qual o agente oxidante?
IV — Qual o agente redutor?
V — Determine os menores
coeficientesinteiros para a reação
devidamentebalanceada.
Células eletroquímicas
Existem dois tipos de células eletroquímicas, as pilhas (ou células
galvânicas) e a eletrólise (ou células eletrolíticas). Ambas envolvem reações de
oxirredução, onde há produção ou consumo de energia elétrica.
Nestas células ocorrem diferentes transformações de energia:
As pilhas são dispositivos que produzem energia elétrica a partir de
reações químicas que liberam energia, também são chamadas de células
galvânicas. A pilha mais conhecida no meio da química é a pilha de Daniell que
está ilustrada abaixo.
Na pilha há transformação de energia química em energia elétrica.

Na pilha de Daniell os dois eletrodos metálicos são unidos externamente
por um fio condutor, e as duas semicelas unidas por uma ponte salina, contendo
uma solução saturada de K2SO4(aq). Os elétrons fluem, no circuito externo, do
eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre, ou seja, os elétrons, por
apresentarem carga negativa, migram para o eletrodo positivo (pólo positivo), que,
nesse caso, é a lâmina de cobre.
A equação global dos processos ocorridos nessa pilha pode ser obtida
pela soma das duas semi-reações:

Exercícios
Questões de 1 a 15: Considere o
esquema referente à pilha a seguir:
1. O eletrodo B está sofrendo uma
oxidação ouuma redução?
2. O eletrodo B é denominado cátodo ou
ânodo?
3. O eletrodo B é o pólo positivo ou o
negativo?
4. Escreva a semi-reação que ocorre no
eletrodo B.
5. A concentração (quantidade) de íons
B3+
aumentaou diminui?
6. Ocorre deposição sobre o eletrodo B
ou suacorrosão?
7. O eletrodo A está sofrendo uma
oxidação ouuma redução?
8. O eletrodo A é denominado cátodo ou
ânodo?
9. O eletrodo A é o pólo positivo ou o
negativo?
10. Escreva a semi-reação que ocorre no
eletrodoA.
11. A concentração (quantidade) de íons
A2+
aumenta ou diminui?
12. Ocorre deposição sobre o eletrodo A
ou suacorrosão?
13. Escreva a equação que representa a
reaçãoglobal da pilha.
14. Escreva a notação oficial que
representa apilha.
15. A pilha é um processo espontâneo ou
nãoespontâneo?
16. (EFOA-MG) Considere a pilha
esquematizadana figura a seguir,
montada com barrasmetálicas de
mesmas dimensões.
O interruptor I foi fechado e, após algum
tempo de funcionamento do circuito,
observou-se a diminuição da massa da
lâmina de zinco e o aumento da massa da
lâmina de cobre.
a) Explique, através de reações químicas,
por que ocorrem variações das massas
das duas lâminas.
b) Qual é o sentido do fluxo de elétrons
pelo circuito externo que liga as lâminas
de zinco e cobre? Justifique.
17. (Fuvest-SP) Deixando funcionar a
pilha esquematizadana figura a seguir, a
barra de zinco vaise desgastando e a de
chumbo fica maisespessa, em
conseqüência da deposição deátomos
neutros de Pb.No início do experimento,
as duas barras apresentavamas mesmas
dimensões. Represente,através de
equações, o desgaste da barra dezinco e
o espessamento da barra de
chumbo.Indique o sentido do fluxo de
elétrons no fiometálico.

Na eletrolise, uma reação química não espontânea é forçada a ocorrer
com introdução de energia elétrica. Uma fonte “arranca” elétrons do ânodo que
agora é o pólo positivo, e “introduz” no cátodo que agora é o pólo negativo.
Existem dois tipos de eletrólise, a primeira é a eletrólise ígnea, que
ocorre geralmente com sais fundidos como eletrólitos. A segunda é a eletrólise
aquosa, onde o eletrólito é uma solução aquosa de um sal.
Espontaneidade de uma reação
Nas pilhas, os elétrons fluem do eletrodo emque ocorre oxidação (ânodo)
para o eletrodo emque ocorre redução (cátodo), através do fioexterno. Se
colocarmos, nesse fio, um aparelhodenominado voltímetro, conseguiremos
medir aforça eletromotriz (femou E) da pilha.
O valor indicado pelo voltímetro, em volts(V), corresponde à força
eletromotriz da pilha.Nas pilhas comuns, este valor aparece indicadona
embalagem externa da pilha.
O ∆Ede uma pilha corresponde à diferença entre os potenciais de
redução ou de oxidação das espécies envolvidas, e seu cálculo pode ser feito
pelas equações a seguir:
Todas as pilhas são reações espontâneas, e seu ∆Esempre apresenta
valor positivo. No caso das reações com ∆E negativo as reações não são
espontâneas, e para que ocorram é necessário o uso de uma célula eletrolítica,
ou seja, o uso de uma eletrólise, que forneça uma energia superior ao potencial
negativo da reação, por exemplo uma reação que tem ∆E= -1,0V, para que ela
Na eletrólise ocorre transformação de energia elétrica em energia
química.
∆E = Ecátodo – Eânodo

ocorra é necessário fornecer um potencial superior a 1,0V, ou seja, 1,1V seria
suficiente.
Para calcular o ∆E de uma reação, é necessário conhecer o E das semi-
reações, para isso pode-se consultar a tabela de potenciais que está
apresentada a seguir.

Exercícios
1. (PUC-MG) Calcule o valor do ∆E para a
célula representada pela equação:
2 Ag+
(aq) + Mg(s)→2 Ag(s) + Mg2+
(aq)
conhecendo-se os potenciais-padrão de
redução:
Ag+
+ e–
→Ag(s)E = +0,80V
Mg+2
+ 2 e–
→Mg(s)E = –2,37V
2. (IME-RJ) Dadas as reações de meia
célula:
Cu2+
+ e–
→Cu+
E = + 0,153 V
I2 + 2 e–
→2 I–
E = + 0,536 V
pede-se:
a) escrever a equação que representa a
reação global da célula;
b) calcular o potencial de eletrodo global
(E).
3. Conhecidos os potenciais de redução:
Mn2+
+ 2 e–
→Mn°E = –1,18 V
Zn2+
+ 2 e–
→Zn° E = –0,76 V
Qual a reação global e a ddp da pilha?
Equilíbrio Químico
Muitas reações ocorrem completamente, ou seja, até que pelo menos
um dosreagentes seja totalmente consumido. Um exemplo desse tipo de reação
é a que acontecequando queimamos um palito de fósforo.
Existem sistemas, no entanto, em que as reações direta e inversa
ocorrem simultaneamente.Esses sistemas são denominados reversíveis e
representados por .
Essa situação acontece tanto em processos químicos como em processos
físicos.Um exemplo de processo reversível é o que ocorre com a água líquida
contida numfrasco fechado. Nesse sistema, temos moléculas de água passando
continuamente doestado líquido para o de vapor e do de vapor para o líquido.

Quando a velocidade de vaporização (vd) se iguala à de condensação (vi),
dizemos que o sistema atingiu o equilíbrio. Graficamente, podemos representar
esse e outros equilíbrios por:
Uma conseqüência importante do fato de as duas velocidades serem
iguais na situação de equilíbrio é que as quantidades dos participantes são
constantes, porém não obrigatoriamente iguais.
Nas reações químicas reversíveis, a velocidade inicial (t = 0) da reação
direta é máxima, pois a concentração em mol/L do reagente também é máxima.
Com o decorrer do tempo, a velocidade da reação direta diminui ao passo que a
velocidade da inversa aumenta.Ao atingir o equilíbrio, essas velocidades se
igualam.
Para um equilíbrio homogêneo genérico representado por:
a expressão da constante de equilíbrio (Kc) é dada por:
Em equilíbrios heterogêneos em que existam participantes sólidos, eles
não devem ser representados na expressão da constante de equilíbrio (Kc),
pois suas concentrações são sempre constantes. Logo, nos equilíbrios a seguir,
temos:

 Kc> 1 a concentração dos “produtos” (indicados no numerador) é maior
que a dos “reagentes” (indicados no denominador), informação que nos
permite observar que a reação direta prevalece sobre a inversa.
 Kc< 1 a concentração dos “reagentes”(denominador) é maior que a dos
“produtos”(numerador), o que nos indica que a reação inversa prevalece
sobre a direta.
O quociente de equilíbrio (Qc) é a relação entre as concentrações em mol/L
dos participantesem qualquer situação, mesmo que o equilíbrio ainda não
esteja estabelecido.É expresso da mesma maneira que a constante de equilíbrio
(Kc).
Se estabelecermos uma relação entre Qce Kc, podemos
ter:
Vamos considerar o equilíbrio a seguir, a 100 ºC e o valor da sua constante
igual a 0,2:
Considerando três experimentos realizados à temperatura de 100 ºC, temos:
Analisando os experimentos, vamos calcular o quociente de equilíbrioe
relacionar seus valores com Kc.

Podemos então concluir que:
• no experimento II, o sistemaestá em equilíbrio (Kc= Qc);
• no experimento I, o sistemanão está em equilíbrio; paraatingi-lo, o valor de
Qc= 2deve igualar-se ao do Kc; isso ocorrerá com a diminuição da [NO2] e o
aumento da [N2O4];
• no experimento III, o sistema também não está em equilíbrio; para este ser
atingido,o valor de Qc= 0,1 deve igualar-se ao do Kc= 0,2; isso ocorrerá com o
aumento da[NO2] e a diminuição da [N2O4].
Até agora, a expressão do equilíbrio foi dada em termos de concentração
em mol/L(Kc). No entanto, em equilíbrios nos quais pelo menos um dos
participantes é um gás,a constante de equilíbrio pode ser expressa em termos
de pressões parciais dos gasesenvolvidos e, nesse caso, será representada por
Kp.
Assim, as expressões de Kce Kppara os equilíbrios a seguir são dadas por:

Exercícios

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