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Elementos de quimica_geral_vol2

1) A aula conceitua os fenômenos de oxidação e redução, que envolvem a perda e ganho de elétrons respectivamente. 2) É introduzido o número de oxidação (nox) para determinar qual elemento sofreu oxidação ou redução em uma reação. 3) São apresentadas regras para calcular o nox em diferentes tipos de compostos e exemplos são fornecidos para ilustrar o conceito.

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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
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
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
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
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.
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol INTRODUÇÃO Na aula anterior, você foi apresentado às Relações Numéricas que o/a possi- bilitam dizer a quantidade de uma espécie química presente em determinada amostra. Utilizamos, para isso, diversas linguagens quantitativas aceitas pela Química, tais como massa, número de mol, número de moléculas e número de átomos. Nesta aula, trataremos das relações envolvendo DUAS OU MAIS espécies químicas que participam de uma mesma reação. Usaremos o exemplo de uma receita culinária para mostrar o que ocorre. AS LEIS PONDERAIS Uma receita completa informa os ingredientes necessários (as espécies químicas) e as quantidades que serão usadas (a quantidade de cada reagente), podendo fazê-lo de várias formas: número de colheres ou xícaras, pitadas e número de unidades ou múltiplos, como dúzias (as grandezas químicas de quantidade). A receita também apresenta o modo de preparo (o passo a passo). Termina, então, definindo o número de porções (a quantidade do que se quer produzir). Repare que há uma completa analogia entre os procedimentos efetuados em uma cozinha e os desenvolvidos em um laboratório. Este procedimento é fundamentado pela Lei da Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier, já descrita na unidade anterior, que ressalta a importância do balanceamento das equações químicas. Vale ressaltar, também, que uma receita pode ser aumentada ou diminuída no seu número de porções, bastando para isto que as quantidades dos ingredientes sejam proporcionalmente aumentadas ou diminuídas. O mesmo ocorre em uma reação química, quando mudamos as quantidades das espécies envolvidas, sempre em proporções idênticas; conseguimos, com isso, quantidades proporcionalmente iguais de produtos. A lei química que traduz tal proporcionalidade é a Lei das Propor- ções Fixas e Definidas ou Lei de Proust, enunciada a seguir: ! Os processos químicos ocorrem segundo proporções fixas e definidas de todos os seus componentes. 54 CEDERJ
18 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS AULA Procuraremos, com os exemplos a seguir, mostrar o passo a passo de vários procedimentos envolvendo Cálculos Estequiométricos. A inten- ção é ilustrar todas as possíveis situações nas quais estejam envolvidas as grandezas quantitativas da Química. Vejamos alguns exemplos: Estequiometria envolvendo mol-mol Exemplo 1 A água oxigenada (H2O2) é usada para a limpeza de ferimentos, pois sua decomposição produz gás oxigênio, um importante bactericida. Veja a equação balanceada que representa a decomposição da água oxigenada. 2 H2O2 2 H2O + O2 Qual seria o número de mol de gás oxigênio produzido quando 6 mols de água oxigenada são totalmente decompostos? Para chegarmos ao resultado, devemos, como 1o passo, obter a proporção molar entre as espécies O2 e H2O2, usando, para tal objetivo, os coeficientes das espécies anteriormente definidas. Temos então: 2 mol (H2O2) –––– 1 mol (O2) (proporção molar entre água oxigenada e gás oxigênio) O 2 o passo é completar a relação de proporcionalidade, posicionando sob cada espécie o valor dado no enunciado e a incógnita X, que representa o que se quer obter, como segue: 2 mol (H2O2) –––––––– 1 mol (O2) 6 mol (H2O2) –––––––– X mol (O2) Observe que as colunas do O2 e do H2O2 apresentam, cada uma, unidades compatíveis, permitindo, assim, que cheguemos à resposta: X = 6 x 1 / 2 = 3 mol de O2 CEDERJ 55
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol Você acabou de ver um cálculo básico cuja finalidade foi a de obter o número de mol de O2 produzido na reação de decomposição da água oxigenada. Para efetuar este cálculo, utilizamos a Lei de Proust, que nos diz que as substâncias, em uma reação química, mantêm uma relação de proporcionalidade. Isto é, triplicando a quantidade de água oxigenada (H2O2), vamos produzir o triplo de gás oxigênio (O2). Vamos ver se você entendeu. Agora, você irá percorrer o caminho contrário ao exemplo anterior para resolver a Atividade 1. Desta forma, você poderá ver se realmente compreendeu este caso. ATIVIDADE 1. Quando aquecemos carbonato de alumínio, presente na composição dos solos calcáreos e na areia, ocorre sua decomposição térmica, representada pela seguinte equação química: ∆ Al2(CO3)3 Al2O3 + 3 CO2 Determine o no de mol de carbonato de alumínio decomposto, de modo a obtermos 15 mol de gás carbônico. A seguir, explicaremos casos nos quais não ocorre coerência nas unidades usadas pelo enunciado das questões. Os casos a seguir mos- trarão algumas possíveis situações em que a conversão anteriormente citada é fundamental à solução das questões. Estequiometria envolvendo mol-massa Exemplo 2 Um químico junta, em um mesmo recipiente, 1 mol de alumínio em pó e ácido clorídrico suficiente para ocorrer uma reação completa. A seguinte equação representa a reação ocorrida: 2 Al + 6 HCl à 2 AlCl3 + 3 H2 Vejamos como isto ocorre, a partir da seguinte questão: qual é a massa, em gramas, de gás hidrogênio produzido? Para chegar ao resultado, temos de, como 1o passo, obter a proporção molar entre as espécies: 2 mol (Al) –––––––– 3 mol (H2) 56 CEDERJ
18 Completando a proporção (2º passo) com as informações do enunciado, temos: AULA 2 mol (Al) –––––––– 3 mol (H2) 1 mol (Al) –––––––– X g (H2) Repare que na coluna do gás hidrogênio há diferentes unidades (no de mol e massa em gramas), o que nos leva a converter 3 mol de H2 para o valor correspondente em massa, como se segue: 2 mol (Al) –––––––– 3 mol (H2) x 2g (massa molar do H2) 1 mol (Al) –––––––– X g (H2) X = 1 x 6 / 2 = 3g de H2 Este é um exemplo de casos em que as quantidades de reagentes e/ou produtos não são expressas nas mesmas unidades, no enunciado do problema. Que tal uma atividade para você verificar se entendeu como se desenvolvem questões destes tipos? ATIVIDADES 2. A equação balanceada da reação entre sulfato de amônio e hidróxido de níquel III está representada a seguir: 3 (NH4)2SO4 + 2 Ni(OH)3 à Ni2(SO4)3 + 6 NH3 + 6 H2O Com base nisto, determine a massa de NH 3 produzida quando são consumidos 6 mol de (NH4)2SO4. 3. Observe a equação da reação entre carbonato de amônio e cloreto de níquel III: 3 (NH4)2CO3 + 2NiCl3 à Ni2(CO3)3 + 6NH4Cl Calcule a massa de Ni2(CO3)3 produzida quando são consumidos 4 mol de NiCl3. CEDERJ 57
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol Estequiometria envolvendo massa-massa Exemplo 3 Metais fortemente eletropositivos têm a capacidade de deslocar os átomos de hidrogênio ionizáveis dos ácidos, como mostra o modelo: Me + HX à MX + 1⁄2 H2 O gás hidrogênio produzido se manifesta em forma de bolhas, que possibilitam confirmar a ocorrência da reação. Ao observarmos o magnésio, vemos que uma certa massa de magnésio consome completamente 24,5g de ácido sulfúrico(H2SO4), conforme a equação a seguir: Mg + H2SO4 à MgSO4 + H2 A partir do exemplo proposto, vejamos a solução, passo a passo, para cada caso apresentado: a. Determinação da massa do metal utilizado: SOLUÇÃO: 1o passo – 1 mol (Mg) ––––––– 1 mol (H2SO4) 2o passo – 1 mol (Mg) ––––––– 1 mol (H2SO4) Xg (Mg) ––––––– 24,5g (H2SO4) Convertendo as duas colunas, temos: (massa molar do Mg) 24g x 1mol (Mg) ––––––– 1 mol x 98g (massa molar do H2SO4) Xg (Mg) ––––––– 24,5g (H2SO4) X = 24 x 24,5 / 98 = 6g de Mg b. Cálculo do número de mol do produto iônico formado: SOLUÇÃO: 1o passo – 1 mol (H2SO4) ––––––– 1 mol (MgSO4) 2o passo – 1 mol (H2SO4) ––––––– 1 mol (MgSO4) 24,5g (H2SO4) ––––––– X mol (MgSO4) Convertendo apenas a coluna do H2SO4, vemos: (massa molar do H2SO4) 98g x 1mol (H2SO4) ––––––– 1 mol (MgSO4) 24,5g (H2SO4) ––––––– X mol (MgSO4) X = 1 x 24,5 / 98 = 0,25 mol (MgSO4) 58 CEDERJ
18 ATIVIDADES AULA 4. Analise a reação a seguir: H2SO4 + 2 NH3 à (NH4)2SO4 Calcule a massa de sulfato de amônio obtida quando reagimos 68g de amônia com excesso de ácido sulfúrico. 5. Amônia gasosa pode ser produzida pela seguinte reação: CaO + 2 NH4Cl à 2 NH3 + CaCl2 + H2O Se 168g de óxido de cálcio reagirem segundo a equação, determine a quantidade máxima de amônia produzida. ATIVIDADES FINAIS 1. Pelo processo de fotossíntese, as plantas convertem CO2 e H2O em açúcar, segundo a reação: 11 H2O + 12 CO2 à C12H22O11 + 12 O2 Quantos gramas, aproximadamente, de C12H22O11 serão produzidos pela conversão de 220g de CO2, em presença de suprimento adequado de água? 2. Na poluição atmosférica, um dos principais irritantes para os olhos é o formaldeído, CH2O, o qual é formado pela reação do ozônio (O3) com o etileno (C2H4) : O3(g) + C2H4(g) à 2 CH2O(g) + O(g) Num ambiente com excesso de ozônio, quantos mols de etileno são necessários para formar 10 mols de formaldeído? 3. Um ser humano adulto sedentário libera, ao respirar, em média, 0,880 mol de CO2 por hora. A massa de CO2 pode ser calculada, medindo-se a quantidade de BaCO3(s) produzida pela reação: Ba(OH)2(aq) + CO2(g) à BaCO3(s) + H2O(l) Suponha que a liberação de CO2 seja uniforme nos períodos de sono e de vigília, determine a massa de carbonato de bário que seria formada pela reação do hidróxido de bário com o CO2, produzido durante 30 minutos. CEDERJ 59
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol CONCLUSÃO Nesta aula, nós começamos a prever a quantidade de matéria neces- sária para que uma reação ocorra e também a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química. RESUMO • A quantidade de matéria se mantém constante em uma reação química. • As substâncias reagem sempre em uma mesma proporção. • A proporção em que as substâncias reagem é obtida pelos coeficientes numéricos expressos na equação química balanceada. • O estudo quantitativo das reações químicas pode envolver grandezas diferentes, sendo necessário o uso de fatores de conversão. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com substâncias em fase gasosa e seus respectivos volumes. RESPOSTAS Atividade 1 5 mols Atividade 2 Na resolução desta atividade é necessário fazer a conversão de número de mol de NH3 para massa. Resposta: 204 g Atividade 3 594,8 g 60 CEDERJ
18 Atividade 4 AULA Primeiro você deve calcular a massa molar do (NH4)2SO4 que corresponde a 132 gramas. Relacione a massa de 2 mol de NH3 (2x17g = 34g) com a massa molar do sulfato de amônio. 34 g –––– 132 g 68g –––– x x = 264 g Atividade 5 102 g Atividades Finais 1. 142,5g 2. 5 mols 3. Se a respiração libera 0,880 mol de CO2 por hora, irá liberar a metade (0,440 mol) em 30 minutos. Daí temos: 1mol de CO2 –––– 197g (MM do BaCO3) 0,440 mol –––– x x = 86,680 g CEDERJ 61
19 AULA Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases Metas da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução dos problemas. Reconhecer a importância de uma equação química balanceada para a solução de problemas que envolvem cálculos. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Aplicar a equação geral dos gases na resolução de situações-problema, utilizando as unidades: atmosfera, torr, litro, grau Celsius e Kelvin. • Resolver problemas simples de cálculos envolvendo as relações mol e volume, em diferentes temperaturas e pressões. • Resolver problemas simples de cálculos envolvendo as relações massa e volume, em diferentes temperaturas e pressões. Pré-requisitos Para você atingir todos os objetivos desta aula, é necessário que tenha dominado os conteúdos das Aulas 17 e 18.
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases INTRODUÇÃO Muitas reações ocorrem com formação de substâncias no estado gasoso. Portanto, precisamos abordar o cálculo estequiométrico envolvendo gases. Como o volume de um gás varia de forma significativa quando a temperatura e/ou a pressão são alteradas, é fundamental que saibamos a temperatura e a pressão em que os gases se encontram. ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MOL-VOLUME NAS CNTP Primeiramente vamos trabalhar com gases medidos a uma temperatura de 273 K e pressão de 1atm, ou seja, vamos trabalhar nas CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão). Como vimos na Aula 17, o volume molar de um gás, considerando seu comportamento ideal, é de 22,4 litros. Que tal começarmos a aula resolvendo um exercício? Exemplo 1 Em uma churrasqueira, são colocados 20 mols de carvão(C), que queimam segundo a reação representada: C + O2 → CO2 Considerando a combustão completa (queima total), determine o volume de CO2 produzido, consoante as CNTP. 1º passo – 1 mol (C) 1 mol (CO2) 2º passo – 1 mol (C) 1 mol (CO2) 20 mol (C) X litros(CO2) Repare que a segunda coluna apresenta uma unidade distinta. Por isso, é necessário convertê-la, ou seja, passar de n° de mol para volume em litros. Temos, então: 1 mol (C) 1 mol (CO2) x 22,4L (volume molar, nas CNTP) 20 mol (C) X litros (CO2) X = 20 x 22,4 = 448L de CO2. Verifique se você está compreendendo como converter as unidades, ao realizar a atividade a seguir. 64 CEDERJ
19 ATIVIDADES AULA 1. O gás cianídrico (HCN) é um gás tóxico que mata por asfixia. É conhecido o uso desta substância em câmara de gás. Uma reação de obtenção desse gás está representada a seguir: H2SO4 + 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN Partindo-se de 0,5 mol de ácido sulfúrico, calcule o volume obtido de gás cianídrico nas CNTP: ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ 2. Na reação de síntese da amônia, temos a seguinte equação: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) Que volume de gás hidrogênio, medido nas CNTP, é necessário para a produção de 0,25 mol de amônia, mantidas fixas a temperatura e a pressão? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ 3. Quando se explode o trinitrato de glicerina (dinamite), cuja fórmula molecular é C3H5(NO3)3, só resultam produtos gasosos, segundo a equação não balanceada a seguir: 2 C3H5(NO3)3(s) (g) + 3 N (g)+ 1/2 O2(g) + 5 H2O(g) Se explodíssemos 227g de dinamite, recolhêssemos os gases produzidos e medíssemos seus volumes, nas CNTP, qual seria o volume total encontrado, considerando a aditividade destes volumes? Dado: MM (dinamite) = 227u Obs.: Lembre-se de primeiro fazer a relação com número de mol e depois entrar com a variável volume. ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ CEDERJ 65
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MOL-VOLUME FORA DAS CNTP Para situações em que a temperatura é diferente de 273 K e/ ou a pressão é diferente de 1atm (ou 760 torr), iremos calcular o volume de uma gás baseado nas leis a seguir: Unidades utilizadas para temperatura: A unidade SI (Sistema Internacional) de temperatura é o Kelvin (K). Esta unidade deve ser utilizada sempre que tivermos expressões nas quais a temperatura entra diretamente nos cálculos. No caso da escala Kelvin, o zero é denominado zero absoluto e corresponde à temperatura mais baixa que poderia ser atingida. Ela equivale a –273,15°C (ou, com uma aproximação razoável, – 273 graus) na escala Celsius. Os termômetros nunca são graduados na escala Kelvin. Assim, quando queremos exprimir o resultado de uma medida de temperatura em Kelvin, temos de efetuar uma conversão simples entre a temperatura Kelvin K e a temperatura Celsius (°C): K = °C + 273. Unidades utilizadas para pressão: De acordo com o Sistema Internacional, a unidade de pressão é o pascal, cujo símbolo é Pa. A pressão correspondente a 1 Pa é muito pequena; equivale, aproximadamente, à pressão exercida pelo peso de um limão sobre uma área de 1 m2. A pressão atmosférica média ao nível do mar é chamada pressão atmosférica padrão, e é abreviada como atm. Relacionando essas duas unidades, temos que 1atm = 101325 Pa . Para trabalhar em laboratório, a unidade atm é muito alta e os químicos geralmente utilizam uma unidade menor, o torr. O torr (mmHg) é definido como 1/760 de 1atm: 1atm = 760 torr. a) Lei de Gay-Lussac: “Sob pressão constante, os volumes dos gases são diretamente proporcionais às temperaturas absolutas”. Vα T b) Lei de Boyle-Mariotte: “Sob temperatura constante, os volumes dos gases são inversamente proporcionais às pressões que suportam”. 1 Vα P Associando as Leis de Gay-Lussac e Boyle-Mariotte, temos a equação dos gases perfeitos, em que o volume do gás varia simultaneamente com a temperatura e a pressão. Lei do gás ideal PV = nRT P = pressão da experiência (atm ou Torr). V = volume em litros. n = número de mols do gás (massa do gás em gramas / massa molar do gás). 66 CEDERJ
19 R = constante dos gases que assume os valores de 0,082 atm.LK–1mol–1(quando trabalhamos com pressão em atm), ou 62,3 AULA torr.L K–1mol–1(quando trabalhamos com pressão em torr). T = temperatura em Kelvin (lembrando que a temperatura em Kelvin K = 273+°C). Vamos, primeiramente, aplicar a equação para gás ideal fora de uma reação química: Exemplo 2 Qual é a pressão dentro de um tubo de imagem de televisão, sabendo que esse tubo tem um volume de 5,0 litros e contém 0,001 mg de nitrogênio gasoso sob a temperatura de 23°C? Organizando os dados, teremos: V = 5,0 L A massa molar do N2 = 28g.mol–1 –5 Massa do gás = 0,01 mg ou 1x 10–5 gramas, logo n = 1 x 10 28 R = 0,082 (calcularemos a pressão em atm) T= 273 + 23 = 296 K Aplicando a equação para gás ideal PV = nRT, teremos: –5 P.5 = 1x10 0,082 . 296 ⇒ P = 1,7 x 10–6 atm 28 Vamos agora aplicar a equação em um exercício de cálculo estequiométrico: Exemplo 3 As máscaras de oxigênio utilizadas em aviões contêm superóxido de potássio que, em contato com o CO2 exalado pela pessoa, libera gás oxigênio, segundo a reação: 4 KO2(s) + 2 CO2(g) → 2 K2CO3(s) + 3 O2(g) Calcule o volume liberado de O2 a 27°C e 0,82 atm, quando 0,4 mol de KO2 reage com gás carbônico: 4 mol (KO2) 3 mol (O2) 0,4 mol (KO2) x mol x = 0,3 mol de O2 CEDERJ 67
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases Aplicando a equação para gás ideal PV = nRT, em que T = 27 + 273 = 300 K, chegamos a: 0,82 V = 0,3. 0,082. 300 ⇒ V = 9 litros. ATIVIDADES 4. Um metal reagiu com excesso de solução de ácido clorídrico em uma aparelhagem adequada, produzindo gás hidrogênio, segundo a reação descrita a seguir: Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) Este gás, depois de seco, ocupou um volume de 300 mL sob pressão de 0,9 atm e 300K. Determine o número de mols do metal consumido nessa reação: ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ 5. O ar atmosférico é uma mistura de gases contendo cerca de 20% em volume de O2. Qual o volume de ar, em litros, que deve ser utilizado para combustão completa de 10 mols de monóxido de carbono, a 25°C e 760 torr? Equação: CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MASSA-VOLUME Vejamos situações em que teremos de fazer conversões de mol para massa e mol para volume. Exemplo 4 Considerando a decomposição térmica de 604g de bromato de sódio, pede-se o volume de gás oxigênio liberado a 27ºC e 1,5 atm. 68 CEDERJ
2 NaBrO3 → 2 NaBr + 3 O2 19 1º passo – 2mol (NaBrO3) 3 mol (O2) AULA 2º passo – 2 mol (NaBrO3) 3 mol (O2) 604g (Mg) X mol (O2) Repare que a primeira coluna apresenta unidades distintas. Por isso, é necessário convertê-la, ou seja, passar de nº de mol para massa em gramas. Temos, então: (massa molar do NaBrO3) 151g x 2mol (NaBrO3) 3 mol (O2) 604 g (NaBrO3) X mol (O2) X = 3x 604 / 302 = 6 mol(O2) Aplicando a equação dos gases ideais, teremos PV = nRT, em que T = 27 + 273 = 300 K, 1,5 V = 6. 0,082. 300 ⇒ V = 98,4 litros. ATIVIDADE 6. A decomposição térmica do carbonato de amônio ocorre segundo a reação não balanceada a seguir: ∆ (NH4)2CO3(s) → NH3(g) + CO2(g) + H2O(g) Considerando 1 atm e 27ºC, determine o volume de amônia produzido durante a decomposição de 192g deste sal: ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ CONCLUSÃO Nesta aula, nós trabalhamos com substâncias em estado gasoso, calculando volumes em diversas condições de temperatura e pressão. CEDERJ 69
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases ATIVIDADES FINAIS 1. Determine a massa de ácido clorídrico necessário para produzir 82 litros, medidos a 10°C e 760 torr de pressão, ao reagir com magnésio em pó: Equação: Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 2. A produção de alumínio, a partir do Al2O3 presente na bauxita, pode ser descrita pela reação não balanceada: Al2O3 + C → Al + CO: a. Faça o balanceamento desta equação. b. Determine a massa de alumínio que será obtida a partir de 510 toneladas de Al2O3. Dado: 1 tonelada = 106 gramas. c. Determine o volume de CO, um gás muito tóxico, que será produzido a partir de 10 mols de Al2O3 nas CNTP: __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 70 CEDERJ
19 RESUMO AULA • O volume de 1 mol de qualquer substância nas CNTP corresponde a 22,4 litros. • Quando trabalhamos com temperatura e pressão fora das CNTP, faz-se necessário utilizar a Lei dos Gases Ideais: PV = nRT. • A proporção em que as substâncias reagem é obtida pelos coeficientes numéricos expressos na equação química balanceada. • O estudo quantitativo das reações químicas pode envolver grandezas diferentes, sendo necessário o uso de fatores de conversão. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com reações com rendimento diferente do ideal, ou seja, rendimentos diferentes de 100%. RESPOSTAS Atividade 1 A relação estequiométrica indica que para 1 mol de H2SO4 são obtidos 2 mols de HCN. Logo, para 0,5 mol de H2SO4, será produzido 1 mol de HCN. Nas CNTP, o volume de 1 mol corresponde a 22,4 litros. Resposta V = 22,4 litros. Atividade 2 8,4 litros Atividade 3 324,8 litros CEDERJ 71
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases Atividade 4 Vamos inicialmente determinar o número de mols de gás hidrogênio (H2) produzido na reação, aplicando para isso a equação para gás ideal PV = nRT. 0,9 x 0,3 = n 0,082 x 300, temos que n = 0,01 mol de H2. Como a relação estequiométrica entre o metal (Zn) e o gás H2 é de 1:1, o número de mols consumido de Zn será também igual a 0,01. Resposta 0,01 mol Atividade 5 610,8 litros Atividade 6 98,4 litros Atividades Finais 1. 257,69 gramas 2. a. Al2O3 + 3 C → 2 Al + 3CO b. 270 toneladas c. 672 L 72 CEDERJ
Cálculos estequiométricos – 20 AULA Parte III: o rendimento real da reação Meta da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução dos problemas de reações de diferentes rendimentos. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Balancear equações químicas para a solução de problemas que envolvem cálculos. • Resolver problemas de cálculos envolvendo reações de rendimento diferente de 100%. Pré-requisito Para você atingir todos os objetivos desta aula, é necessário que tenha dominado os conteúdos das Aulas 17, 18 e 19.
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte III: o rendimento real da reação INTRODUÇÃO Até este ponto, estamos encarando as reações químicas como processos em que as massas dos reagentes – desde que misturadas na proporção correta – transformam-se totalmente em produtos. Na prática, é muito pouco provável que isso ocorra, pois, muitas vezes, uma parte de um dos reagentes (ou de ambos os reagentes) é consumida em reações paralelas. Nesta aula, iremos trabalhar com situações em que o rendimento de uma reação não é total. RENDIMENTO Em toda operação química, há certa perda na separação e na purificação dos produtos. Quando a massa total dos reagentes, em quantidades estequiométricas, é convertida em produtos, dizemos que a reação teve 100% de rendimento. Este valor é o rendimento teórico, mas, em geral, o que observamos na prática é um rendimento menor que o teórico, chamado rendimento real da reação. Vamos estudar juntos alguns exemplos de reações com rendimento diferente de 100%: Exemplo 1 Uma usina termoelétrica queima 24 toneladas de carvão por dia. Considerando um rendimento de 80% para a reação C(s) + O2(g) → CO2(g), calcule o volume de CO2 produzido em litros nas CNTP: Obs.: Lembre-se de que 1 tonelada = 106 gramas. Logo 24 toneladas = 24x106 gramas. a) Primeiro vamos calcular o volume produzido se o rendimento fosse de 100%: 1 mol (C) 1 mol (CO2) 24x106 g X litros Convertendo as unidades para termos uma coerência no nosso cálculo, teremos: 74 CEDERJ
20 (massa molar do C) 12x1 mol (C) 1 mol (CO2)x 22,4 L (volume AULA molar nas CNTP) 6 24x10 g X litros Resolvendo, teremos 24x106 x 22,4 = 4,48 x 107 litros. 12 b) Este volume corresponde a um rendimento de 100%. Mas, pelo enunciado do problema, o rendimento alcançado foi de apenas 80%. Podemos calcular qual seria o volume para um rendimento de 80% da seguinte maneira: 4,48 x 107100% X 80% Logo, o volume obtido será 3,58 x 107 litros. Exemplo 2 O etanol (C2H5OH) pode ser produzido por fermentação da glicose(C6H12O6), conforme a reação FERMENTAÇÃO C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2 Se 360g de glicose produzem 92g de etanol, qual é o rendimento deste processo? a) Vamos primeiramente calcular a massa do produto (no caso, o etanol) para um rendimento de 100%. Assim sendo, teríamos: 1 mol (C6H12O6 ) 2 mol (C2H5OH) 360g (C6H12O6 ) X g (C2H5OH) Repare que as duas colunas apresentam unidades distintas. Por isso, é necessário convertê-las, ou seja, passar de nº de mol para massa em gramas. (massa molar C6H12O6)180g x 1 mol 2 mol x 46g (massa molar C2H5OH) 360g (C6H12O6) X g (C2H5OH) 360 x 92 X= = 184 gramas 180 CEDERJ 75
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte III: o rendimento real da reação b) Temos então que a massa de etanol produzida seria de 184 gramas para um rendimento de 100%. Como a massa real foi de 92 gramas, podemos calcular o rendimento desta reação: 184 g 100% 92g X% X = 50% ATIVIDADES 1. O sulfeto de cádmio (CdS) é um pigmento amarelo que pode ser obtido segundo a reação Na2S + Cd(NO3)2 → CdS + 2 NaNO3 Supondo um rendimento de 75%, calcule a massa de CdS obtida pela reação de 39g de Na2S. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 2. O tetracloreto de carbono (CCl4) foi, por algum tempo, usado em extintores de incêndio e como fluido de lavagem a seco. Entretanto, reage com o ar a altas temperaturas para formar fosgênio (COCl2), gás venenoso que já foi usado em tempos de guerra. Este gás é venenoso porque, quando inalado, reage com a água dos pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), que causa graves danos pulmonares, levando à morte. A equação química deste processo é COCl2 (g) + H2O(l) → CO2(g) + 2HCl(aq) Se uma pessoa inalar 0,990mg de fosgênio, determine: a. o nº de mol do composto inalado; b. a massa, em gramas, de ácido clorídrico formada nos pulmões, admitindo 50% de eficácia. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 76 CEDERJ
20 AULA ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 3. Qual a massa de gás carbônico obtida na decomposição térmica do CaCO3, sabendo que 90 gramas deste composto sofreram reação com um rendimento de 80%? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ CONCLUSÃO Nesta aula, pudemos prever a quantidade de matéria necessária para que uma reação ocorra. Ainda, a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química para casos de rendimento diferente de 100%. ATIVIDADES FINAIS 1. 65 kg de zinco em pó foram atacados por ácido clorídrico, produzindo cloreto de zinco e liberando gás hidrogênio, conforme a reação Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) Determine o rendimento desta reação, sabendo que a massa de hidrogênio obtida foi de 1,5 kg: ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ CEDERJ 77
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte III: o rendimento real da reação ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 2. A obtenção do mercúrio, cujo minério mais importante é o cinábrio (HgS), pode ser resumida pela equação HgS + O2 Hg + SO2. Determine a massa de HgS necessária para produção de 9,5 gramas de mercúrio em um processo de rendimento igual a 60%. ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ RESUMO • As reações, normalmente, não se processam com rendimento de 100%. • No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário aplicar o rendimento real para determinarmos a quantidade de produto formada. • A aplicação do rendimento real é feita através da correção do cálculo realizado para um rendimento teórico. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com reagentes que não se encontram 100% puros e veremos como eliminar as impurezas presentes. 78 CEDERJ
20 AULA RESPOSTAS Atividade 1 1. Calculando a massa de CdS para o rendimento teórico (100%), acharemos 72 gramas. Aplicando o rendimento de 75%, chegaremos à resposta do problema: 54 gramas de CdS. Atividade 2 a. 10–5 mol b. 0,365 mg Atividade 3 A equação que corresponde a esse processo é CaCO3 CaO + CO2. Calculando a massa de CO2 para o rendimento teórico (100%), acharemos 39,6 gramas. Aplicando o rendimento de 80%, chegaremos à resposta do problema: 31,68 gramas de CO2. Atividades Finais 1. 75% 2. Vamos calcular a massa de Hg que seria obtida se o rendimento fosse de 100%: 9,5 g ---- 60% X g ----- 100% X = 15,83 gramas Aplicando a relação estequiométrica, teremos: (HgS)232g x1 mol HgS -----1 mol x 200g (Hg) Xg de HgS------15,83 g(Hg) Resposta. massa de HgS = 18,36 gramas CEDERJ 79
Cálculos estequiométricos – 21 AULA Parte IV: trabalhando com impurezas Meta da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução de problemas envolvendo substâncias impuras. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Balancear equações químicas para a solução de problemas que envolvem cálculos. • Calcular porcentagem de impureza e pureza.
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte IV: trabalhando com impurezas INTRODUÇÃO Em todos os cálculos estequiométricos que fizemos até esta aula, trabalhamos admitindo que as substâncias fossem puras. Na prática, raramente isso acontece, apenas em alguns tipos de análises químicas ou em produção farmacêutica. Por isso, é importante sabermos trabalhar com substâncias que não se encontram 100% puras. PUREZA Em geral, trabalhamos com substâncias que apresentam uma certa porcentagem de impurezas. Tomemos como exemplo a pirita (FeS2), minério que permite a obtenção de ferro e de gás sulfídrico. A pirita usada em indústrias apresenta 92% de pureza. O restante (8%) é considerado impureza, como pequenas quantidades de níquel, cobalto, ouro e cobre. A pirita apresenta coloração amarelada. É conhecida como “ouro dos tolos”, devido à sua semelhança com o ouro que, por diversas vezes, enganou compradores inexperientes. Quando realizamos um cálculo estequiométrico envolvendo um material impuro, temos de descontar da massa fornecida no problema a parcela relativa às impurezas, antes de efetuarmos nosso cálculo. Isto porque a relação estequiométrica só é obedecida para um material puro. Vamos agora estudar um exemplo de reação envolvendo substâncias impuras. Exemplo 1 100g de carbonato de cálcio, com 80% de pureza, são tratados com ácido clorídrico. O gás obtido é recolhido e pesado. Admitindo que as impurezas não reajam com o ácido, determine a massa de gás carbônico produzido, com base na equação: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) a. Primeiramente, vamos calcular a massa real de carbonato de cálcio, descontando as impurezas. 100 gramas x 80% = 100 x 0,8 = 80 gramas. Isto significa que, dos 100 gramas originais, apenas 80 gramas são realmente de CaCO3. 82 CEDERJ
21 b. Agora podemos efetuar nosso cálculo: 1 mol (CaCO3) –––– 1 mol (CO2) AULA 80g (CaCO3) –––– X mol (CO2) Convertendo as unidades, teremos: (massa molar do CaCO3) 100g x 1 mol –––– 1 mol x 44g (massa molar do CO2) 80g –––– X gramas de CO2 80 x 44 X= = 35,2 gramas de CO2 100 Tente agora resolver as atividades propostas a seguir! ATIVIDADES 1. O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de cálcio (carbureto), de acordo com a equação: CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2 Utilizando-se 1 kg de carbureto com 64% de pureza, calcule o volume de acetileno obtido em litros, nas CNTP: ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 2. Qual é a porcentagem de impureza que existe em uma amostra de 150 gramas de soda cáustica, contendo 120 gramas de NaOH puro? Obs: Soda cáustica é o nome comercial do hidróxido de sódio. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ Exemplo 2 O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio (NH4NO3): ∆ NH NO4 3 NO+2HO2 2 Se de 4,0 g do sal obtivermos 2,0 g de gás hilariante, qual é a porcentagem de pureza do sal? CEDERJ 83
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte IV: trabalhando com impurezas A designação “gás hilariante” nos remete a um produto que pode fazer com que as pessoas se divirtam, sem riscos. Mas essa imagem é incorreta. O chamado gás hilariante é na verdade um composto químico que tem o nome técnico de óxido de dinitrogênio, cuja inalação provoca efeitos anestésicos e ainda um estado de euforia, em geral seguido de náuseas e perturbações motoras. a. Neste exemplo, nós temos de descobrir a massa de NH4NO3 que realmente reagiu para produzir 2,0 gramas de N2O: 1 mol (NH4NO3) –––– 1 mol (N2O) X g (NH4NO3) –––– 2,0 g (N2O) Convertendo as unidades, teremos: (massa molar do NH4NO3) 80g x 1 mol –––– 1 mol x 44g (massa molar do N2O) X gramas –––– 2,0 gramas de N2O 80x2, 0 X= = 3,636 gramas 44 Observe que essa massa de NH4NO3 calculada refere-se à massa do sal que efetivamente reagiu, ou seja, 3,636 gramas é a massa do NH4NO3 puro. b. Para calcularmos a porcentagem de pureza deste sal, faremos o seguinte cálculo: 4,0 g –––– 100% 3,636 g –––– x % x = 90,6 % CONCLUSÃO Nesta aula, nós pudemos prever a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química com reagentes contendo determinadas porcentagens de impurezas. 84 CEDERJ
21 ATIVIDADES FINAIS AULA Agora é a sua vez de tentar resolver as questões a seguir. Mãos à obra! 1. O Leite de Magnésia é uma suspensão de hidróxido de magnésio. Este medicamento é utilizado para combater a acidez estomacal, provocada pelo ácido clorídrico encontrado no estômago. Sabe-se que, quando utilizamos 12,2 gramas desse medicamento, neutraliza-se certa quantidade de ácido clorídrico, produzindo 16,0 gramas de cloreto de magnésio. Determine a porcentagem de pureza desse medicamento em relação ao hidróxido de magnésio: ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 2. Na reação de 5 g de sódio com 60% de pureza com água, houve desprendimento de gás hidrogênio, recolhido a 27oC e 1 atm. Determine o volume de H2 obtido nessas condições: Obs.: A reação descrita é Na(s) + H2O(l) NaOH(aq) + 1/2 H2(g) ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 3. O fósforo branco (P4), usado na produção dos ácidos fosfórico(H3PO4) e fosforoso(H3PO3), é muito tóxico e emite luz quando em contato com o ar ou atmosfera de oxigênio. Este fósforo é obtido em forno especial com eletrodos de grafite, segundo a equação não balanceada: Ca3(PO4)2 + SiO2 + C CaSiO3 + CO + P4 Faça o balanceamento dos coeficientes da equação química e calcule a quantidade, em gramas, de fosfato de cálcio 80% puro, necessária para obter-se 620 gramas de fósforo branco: CEDERJ 85
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte IV: trabalhando com impurezas O fósforo branco é constituído de agrupamentos P4 ligados por forças de Van Der Waals. Submetido à temperatura e pressão específicas, ele pode ser transformado em sua outra forma alotrópica, chamada fósforo vermelho. Este é formado por cadeias poliméricas Pn, e difere no aspecto e propriedades do anterior. O maior emprego do fósforo é nas indústrias de fósforos de segurança. O fósforo de segurança é feito a partir de um oxidante, tal como: clorato de potássio ou bióxido de manganês; fósforo vermelho ou sulfetos de fósforo (que iniciam a combustão); areia silícica (para aumentar o calor desenvolvido pelo atrito); e madeira (ou outro material combustível). Oxidante e fósforo podem estar juntos nos fósforos (aqueles que acendem esfregando-se sobre qualquer superfície rígida). Ou o oxidante pode encontrar-se sobre o palito de fósforo, e o fósforo sobre uma superfície separada (fósforos de segurança). RESUMO • Os reagentes normalmente utilizados não se apresentam 100% puros. • No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário determinar a massa do reagente, descontando todas as impurezas, para determinarmos a quantidade de produto formada. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com situações em que há excesso de um dos reagentes utilizados. RESPOSTAS Atividade 1 1.000 g x 0,64 = 640g de acetileno puro 64g x 1 mol (CaC2) –––– 1 mol x 22,4 L (C2H2) 640 g –––– X litros Resposta: 224 litros 86 CEDERJ
21 Atividade 2 AULA 150g –––– 100% 120g –––– X X = 80% de pureza Resposta : 20% de impureza Atividades Finais 1. A reação descrita no enunciado é: Mg(OH)2 + 2 HCl MgCl2 + 2 H2O. Como a proporção estequiométrica é de 1:1 entre o hidróxido de magnésio e o cloreto de magnésio, teremos: 58g de Mg(OH)2 –––– 95g de MgCl2 X g –––– 16,0g X = 9,77g de Mg(OH)2 puros Cálculo da porcentagem de pureza: 12,2g –––– 100% 9,77g –––– x Resposta: 80% 2. 1,6 litro 3. 3875 gramas CEDERJ 87
Cálculos estequiométricos – 22 AULA Parte V: trabalhando com excessos Meta da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução de problemas envolvendo reagentes em excesso. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Balancear uma equação química para a solução de problemas que envolvem cálculos. • Determinar o reagente em excesso de determinadas condições reacionais. • Resolver problemas que envolvem reagente limitante.
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte V: trabalhando com excessos INTRODUÇÃO Quando fazemos uma reação química, raramente usamos quantidades estequiométricas dos reagentes. Em geral, o reagente mais barato é usado em quantidade maior que aquela determinada pelos coeficientes da equação, para que se tenha melhor aproveitamento do outro reagente e maior velocidade de reação. REAGENTE LIMITANTE Para resolver problemas que envolvem reagentes em excesso, temos de, primeiramente, identificar o reagente limitante, ou seja, aquele que, por estar em menor quantidade, vai determinar a quantidade de produto formado. Suponha uma reação entre os reagentes A e B, que se passa segundo a equação balanceada: aA + bB à cC. O fator estequiométrico desta reação é dado pela razão molar a/b. Ao resolver um problema com reagente limitante, devemos calcular o número de mols disponíveis de cada um dos reagentes e comparar com o fator estequiométrico: • se a razão [número de mols de A (dado no problema) / número de mols de B (dado no problema)] for maior que o fator estequiométrico, então A está em excesso e B é o reagente limitante; • se a razão [número de mols de A (dado no problema) / número de mols de B (dado no problema)] for menor que o fator estequiométrico, então B está em excesso e A é o reagente limitante. Uma vez identificado o reagente limitante, continuamos o cálculo normalmente, lembrando sempre que a quantidade do produto depende apenas da quantidade do reagente limitante. Vamos resolver alguns exemplos para melhor ilustrar essa situação. Exemplo 1 Calcule a massa de água obtida quando 3 mol de Fe3O4 e 13 mol de H2 são colocados em condições de reagir, de acordo com a reação de rendimento 100%: Fe3O4 + 4 H2 → 3 Fe + 4 H2O 90 CEDERJ
22 1º passo: determinar o fator estequiométrico com base no ajuste da equação: AULA Fator estequiométrico = 1/4 = 0,25. 2º passo: calcular a razão molar dos reagentes Fe3O4 e H2: Razão molar = 3/13 = 0,23. Como essa razão molar é menor que o fator estequiométrico, temos que o H2 é o reagente em excesso. Logo, Fe3O4 é o nosso regente limitante, e é a partir dele que iremos prosseguir nosso cálculo. 1 mol de Fe3O4 4 mol de H2O x 18g (massa molar da água) 3 mol de Fe3O4 X gramas de H2O X = 4x 18 x 3 = 216 gramas. Exemplo 2 Amônia gasosa pode ser produzida pela seguinte reação: 2NH4Cl + CaO → 2NH3 + CaCl2 + H2O Se 112g de óxido de cálcio e 241g de cloreto de amônio forem misturados, qual é quantidade máxima de amônia produzida? 1º passo: determinar o fator estequiométrico com base no ajuste da equação: Fator estequiométrico = 2/1 = 2. 2º passo: calcular a razão molar dos reagentes CaO e NH4Cl: Como os dados do problema são referentes à massa dos reagentes, temos de calcular o número de mol de cada uma dessas substâncias. O cálculo de número de mol pode ser realizado através da expressão n = massa/ massa molar. Para o NH4Cl, temos n = 241/53,5 = 4,5. Para o CaO, temos n = 112/ 56 = 2 mols. Assim sendo, a razão molar será 4,5/2 = 2,25. Como esta razão é maior que o fator estequiométrico, temos que o NH4Cl é o reagente CEDERJ 91
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte V: trabalhando com excessos em excesso. Logo, CaO é o nosso reagente limitante, e é a partir dele que iremos prosseguir nosso cálculo: 1 mol CaO 2 mol x 17gramas (massa molar do NH3) 2 mol CaO X gramas de NH3 X = 2 x 2 x 17 = 68 gramas de NH3, Resolva agora as atividades propostas a seguir. ATIVIDADES 1. Nas indústrias petroquímicas, o enxofre pode ser obtido pela equação 2 H2S + SO2 à 3 S + 2 H2O Qual é a quantidade máxima de enxofre, em gramas, que pode ser obtida partindo-se de 5,0 mol de H2S e 2,0 mol de SO2 ? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 2. 400 gramas de NaOH são adicionados a 700 gramas de HNO3 para reagirem, segundo a equação NaOH + HNO3 à NaNO3 + H2O Calcule: a. A massa do sal obtida. b. A massa do reagente em excesso. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 92 CEDERJ
22 CONCLUSÃO AULA Nesta aula, nós pudemos prever a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química com reagentes em quantidades diferentes das estequiométricas. ATIVIDADES FINAIS 1. Duas soluções aquosas são misturadas conforme o esquema abaixo: 6,3g de HNO3 4,0g de Ca(OH)2 Analise a solução final e identifique a afirmativa correta: I– A solução final é neutra, pois não há reagente em excesso. II– A solução final é ácida, devido a um excesso de 0,6 g de HNO3. III– A solução final é ácida, devido a um excesso de 0,3 g de HNO3. IV– A solução final é básica, devido a um excesso de 0,3 g de Ca(OH)2. 2. O metanol, CH3OH, é um combustível utilizado em alguns tipos de carros de corrida e pode ser obtido pela reação entre o monóxido de carbono e o hidrogênio: CO(g) + 2 H2(g) à CH3OH (l) Suponhamos que se misturem 336g de CO com 64g de H2. Qual é o reagente limitante? CEDERJ 93
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte V: trabalhando com excessos Que massa máxima de metanol pode ser formada? ___________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ RESUMO • Os reagentes utilizados podem ser colocados em quantidades maiores que as quantidades estequiométricas, para melhor eficiência da reação. • No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário determinar a massa do reagente limitante, pois somente através dele podemos efetuar o cálculo estequiométrico. RESPOSTAS Atividade 1 1. Reagente em excesso: H2S. Logo, o cálculo deve ser feito pela reagente limitante SO2. 1 mol de SO2 --------3 mols de S x 32g 2 mols de SO2 -------x gramas de S Resposta: 192g Atividade 2 a) 850g NaNO3 b) 70g de HNO3 em excesso 94 CEDERJ
22 Respostas das Atividades Finais AULA 1) IV é a única afirmativa correta . 2) Reagente limitante é o CO, pois há excesso de 16 gramas de H2. A massa máxima de metanol que poderá ser obtida será 384 gramas. CEDERJ 95
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  • 3.
    Elementos de QuímicaGeral 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 Estadodo 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
  • 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
  • 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 QuímicaGeral | 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 QuímicaGeral | 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 QuímicaGeral | 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
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    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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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    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.
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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 QuímicaGeral | 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
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    16 NOTAÇÃO DE UMACÉLULA 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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    16 váriasvezes. 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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    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.
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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
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    Elementos de QuímicaGeral | 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
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    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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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol INTRODUÇÃO Na aula anterior, você foi apresentado às Relações Numéricas que o/a possi- bilitam dizer a quantidade de uma espécie química presente em determinada amostra. Utilizamos, para isso, diversas linguagens quantitativas aceitas pela Química, tais como massa, número de mol, número de moléculas e número de átomos. Nesta aula, trataremos das relações envolvendo DUAS OU MAIS espécies químicas que participam de uma mesma reação. Usaremos o exemplo de uma receita culinária para mostrar o que ocorre. AS LEIS PONDERAIS Uma receita completa informa os ingredientes necessários (as espécies químicas) e as quantidades que serão usadas (a quantidade de cada reagente), podendo fazê-lo de várias formas: número de colheres ou xícaras, pitadas e número de unidades ou múltiplos, como dúzias (as grandezas químicas de quantidade). A receita também apresenta o modo de preparo (o passo a passo). Termina, então, definindo o número de porções (a quantidade do que se quer produzir). Repare que há uma completa analogia entre os procedimentos efetuados em uma cozinha e os desenvolvidos em um laboratório. Este procedimento é fundamentado pela Lei da Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier, já descrita na unidade anterior, que ressalta a importância do balanceamento das equações químicas. Vale ressaltar, também, que uma receita pode ser aumentada ou diminuída no seu número de porções, bastando para isto que as quantidades dos ingredientes sejam proporcionalmente aumentadas ou diminuídas. O mesmo ocorre em uma reação química, quando mudamos as quantidades das espécies envolvidas, sempre em proporções idênticas; conseguimos, com isso, quantidades proporcionalmente iguais de produtos. A lei química que traduz tal proporcionalidade é a Lei das Propor- ções Fixas e Definidas ou Lei de Proust, enunciada a seguir: ! Os processos químicos ocorrem segundo proporções fixas e definidas de todos os seus componentes. 54 CEDERJ
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    18 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS AULA Procuraremos, com os exemplos a seguir, mostrar o passo a passo de vários procedimentos envolvendo Cálculos Estequiométricos. A inten- ção é ilustrar todas as possíveis situações nas quais estejam envolvidas as grandezas quantitativas da Química. Vejamos alguns exemplos: Estequiometria envolvendo mol-mol Exemplo 1 A água oxigenada (H2O2) é usada para a limpeza de ferimentos, pois sua decomposição produz gás oxigênio, um importante bactericida. Veja a equação balanceada que representa a decomposição da água oxigenada. 2 H2O2 2 H2O + O2 Qual seria o número de mol de gás oxigênio produzido quando 6 mols de água oxigenada são totalmente decompostos? Para chegarmos ao resultado, devemos, como 1o passo, obter a proporção molar entre as espécies O2 e H2O2, usando, para tal objetivo, os coeficientes das espécies anteriormente definidas. Temos então: 2 mol (H2O2) –––– 1 mol (O2) (proporção molar entre água oxigenada e gás oxigênio) O 2 o passo é completar a relação de proporcionalidade, posicionando sob cada espécie o valor dado no enunciado e a incógnita X, que representa o que se quer obter, como segue: 2 mol (H2O2) –––––––– 1 mol (O2) 6 mol (H2O2) –––––––– X mol (O2) Observe que as colunas do O2 e do H2O2 apresentam, cada uma, unidades compatíveis, permitindo, assim, que cheguemos à resposta: X = 6 x 1 / 2 = 3 mol de O2 CEDERJ 55
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol Você acabou de ver um cálculo básico cuja finalidade foi a de obter o número de mol de O2 produzido na reação de decomposição da água oxigenada. Para efetuar este cálculo, utilizamos a Lei de Proust, que nos diz que as substâncias, em uma reação química, mantêm uma relação de proporcionalidade. Isto é, triplicando a quantidade de água oxigenada (H2O2), vamos produzir o triplo de gás oxigênio (O2). Vamos ver se você entendeu. Agora, você irá percorrer o caminho contrário ao exemplo anterior para resolver a Atividade 1. Desta forma, você poderá ver se realmente compreendeu este caso. ATIVIDADE 1. Quando aquecemos carbonato de alumínio, presente na composição dos solos calcáreos e na areia, ocorre sua decomposição térmica, representada pela seguinte equação química: ∆ Al2(CO3)3 Al2O3 + 3 CO2 Determine o no de mol de carbonato de alumínio decomposto, de modo a obtermos 15 mol de gás carbônico. A seguir, explicaremos casos nos quais não ocorre coerência nas unidades usadas pelo enunciado das questões. Os casos a seguir mos- trarão algumas possíveis situações em que a conversão anteriormente citada é fundamental à solução das questões. Estequiometria envolvendo mol-massa Exemplo 2 Um químico junta, em um mesmo recipiente, 1 mol de alumínio em pó e ácido clorídrico suficiente para ocorrer uma reação completa. A seguinte equação representa a reação ocorrida: 2 Al + 6 HCl à 2 AlCl3 + 3 H2 Vejamos como isto ocorre, a partir da seguinte questão: qual é a massa, em gramas, de gás hidrogênio produzido? Para chegar ao resultado, temos de, como 1o passo, obter a proporção molar entre as espécies: 2 mol (Al) –––––––– 3 mol (H2) 56 CEDERJ
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    18 Completando a proporção (2º passo) com as informações do enunciado, temos: AULA 2 mol (Al) –––––––– 3 mol (H2) 1 mol (Al) –––––––– X g (H2) Repare que na coluna do gás hidrogênio há diferentes unidades (no de mol e massa em gramas), o que nos leva a converter 3 mol de H2 para o valor correspondente em massa, como se segue: 2 mol (Al) –––––––– 3 mol (H2) x 2g (massa molar do H2) 1 mol (Al) –––––––– X g (H2) X = 1 x 6 / 2 = 3g de H2 Este é um exemplo de casos em que as quantidades de reagentes e/ou produtos não são expressas nas mesmas unidades, no enunciado do problema. Que tal uma atividade para você verificar se entendeu como se desenvolvem questões destes tipos? ATIVIDADES 2. A equação balanceada da reação entre sulfato de amônio e hidróxido de níquel III está representada a seguir: 3 (NH4)2SO4 + 2 Ni(OH)3 à Ni2(SO4)3 + 6 NH3 + 6 H2O Com base nisto, determine a massa de NH 3 produzida quando são consumidos 6 mol de (NH4)2SO4. 3. Observe a equação da reação entre carbonato de amônio e cloreto de níquel III: 3 (NH4)2CO3 + 2NiCl3 à Ni2(CO3)3 + 6NH4Cl Calcule a massa de Ni2(CO3)3 produzida quando são consumidos 4 mol de NiCl3. CEDERJ 57
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol Estequiometria envolvendo massa-massa Exemplo 3 Metais fortemente eletropositivos têm a capacidade de deslocar os átomos de hidrogênio ionizáveis dos ácidos, como mostra o modelo: Me + HX à MX + 1⁄2 H2 O gás hidrogênio produzido se manifesta em forma de bolhas, que possibilitam confirmar a ocorrência da reação. Ao observarmos o magnésio, vemos que uma certa massa de magnésio consome completamente 24,5g de ácido sulfúrico(H2SO4), conforme a equação a seguir: Mg + H2SO4 à MgSO4 + H2 A partir do exemplo proposto, vejamos a solução, passo a passo, para cada caso apresentado: a. Determinação da massa do metal utilizado: SOLUÇÃO: 1o passo – 1 mol (Mg) ––––––– 1 mol (H2SO4) 2o passo – 1 mol (Mg) ––––––– 1 mol (H2SO4) Xg (Mg) ––––––– 24,5g (H2SO4) Convertendo as duas colunas, temos: (massa molar do Mg) 24g x 1mol (Mg) ––––––– 1 mol x 98g (massa molar do H2SO4) Xg (Mg) ––––––– 24,5g (H2SO4) X = 24 x 24,5 / 98 = 6g de Mg b. Cálculo do número de mol do produto iônico formado: SOLUÇÃO: 1o passo – 1 mol (H2SO4) ––––––– 1 mol (MgSO4) 2o passo – 1 mol (H2SO4) ––––––– 1 mol (MgSO4) 24,5g (H2SO4) ––––––– X mol (MgSO4) Convertendo apenas a coluna do H2SO4, vemos: (massa molar do H2SO4) 98g x 1mol (H2SO4) ––––––– 1 mol (MgSO4) 24,5g (H2SO4) ––––––– X mol (MgSO4) X = 1 x 24,5 / 98 = 0,25 mol (MgSO4) 58 CEDERJ
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    18 ATIVIDADES AULA 4. Analise a reação a seguir: H2SO4 + 2 NH3 à (NH4)2SO4 Calcule a massa de sulfato de amônio obtida quando reagimos 68g de amônia com excesso de ácido sulfúrico. 5. Amônia gasosa pode ser produzida pela seguinte reação: CaO + 2 NH4Cl à 2 NH3 + CaCl2 + H2O Se 168g de óxido de cálcio reagirem segundo a equação, determine a quantidade máxima de amônia produzida. ATIVIDADES FINAIS 1. Pelo processo de fotossíntese, as plantas convertem CO2 e H2O em açúcar, segundo a reação: 11 H2O + 12 CO2 à C12H22O11 + 12 O2 Quantos gramas, aproximadamente, de C12H22O11 serão produzidos pela conversão de 220g de CO2, em presença de suprimento adequado de água? 2. Na poluição atmosférica, um dos principais irritantes para os olhos é o formaldeído, CH2O, o qual é formado pela reação do ozônio (O3) com o etileno (C2H4) : O3(g) + C2H4(g) à 2 CH2O(g) + O(g) Num ambiente com excesso de ozônio, quantos mols de etileno são necessários para formar 10 mols de formaldeído? 3. Um ser humano adulto sedentário libera, ao respirar, em média, 0,880 mol de CO2 por hora. A massa de CO2 pode ser calculada, medindo-se a quantidade de BaCO3(s) produzida pela reação: Ba(OH)2(aq) + CO2(g) à BaCO3(s) + H2O(l) Suponha que a liberação de CO2 seja uniforme nos períodos de sono e de vigília, determine a massa de carbonato de bário que seria formada pela reação do hidróxido de bário com o CO2, produzido durante 30 minutos. CEDERJ 59
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol CONCLUSÃO Nesta aula, nós começamos a prever a quantidade de matéria neces- sária para que uma reação ocorra e também a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química. RESUMO • A quantidade de matéria se mantém constante em uma reação química. • As substâncias reagem sempre em uma mesma proporção. • A proporção em que as substâncias reagem é obtida pelos coeficientes numéricos expressos na equação química balanceada. • O estudo quantitativo das reações químicas pode envolver grandezas diferentes, sendo necessário o uso de fatores de conversão. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com substâncias em fase gasosa e seus respectivos volumes. RESPOSTAS Atividade 1 5 mols Atividade 2 Na resolução desta atividade é necessário fazer a conversão de número de mol de NH3 para massa. Resposta: 204 g Atividade 3 594,8 g 60 CEDERJ
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    18 Atividade 4 AULA Primeiro você deve calcular a massa molar do (NH4)2SO4 que corresponde a 132 gramas. Relacione a massa de 2 mol de NH3 (2x17g = 34g) com a massa molar do sulfato de amônio. 34 g –––– 132 g 68g –––– x x = 264 g Atividade 5 102 g Atividades Finais 1. 142,5g 2. 5 mols 3. Se a respiração libera 0,880 mol de CO2 por hora, irá liberar a metade (0,440 mol) em 30 minutos. Daí temos: 1mol de CO2 –––– 197g (MM do BaCO3) 0,440 mol –––– x x = 86,680 g CEDERJ 61
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    19 AULA Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases Metas da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução dos problemas. Reconhecer a importância de uma equação química balanceada para a solução de problemas que envolvem cálculos. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Aplicar a equação geral dos gases na resolução de situações-problema, utilizando as unidades: atmosfera, torr, litro, grau Celsius e Kelvin. • Resolver problemas simples de cálculos envolvendo as relações mol e volume, em diferentes temperaturas e pressões. • Resolver problemas simples de cálculos envolvendo as relações massa e volume, em diferentes temperaturas e pressões. Pré-requisitos Para você atingir todos os objetivos desta aula, é necessário que tenha dominado os conteúdos das Aulas 17 e 18.
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases INTRODUÇÃO Muitas reações ocorrem com formação de substâncias no estado gasoso. Portanto, precisamos abordar o cálculo estequiométrico envolvendo gases. Como o volume de um gás varia de forma significativa quando a temperatura e/ou a pressão são alteradas, é fundamental que saibamos a temperatura e a pressão em que os gases se encontram. ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MOL-VOLUME NAS CNTP Primeiramente vamos trabalhar com gases medidos a uma temperatura de 273 K e pressão de 1atm, ou seja, vamos trabalhar nas CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão). Como vimos na Aula 17, o volume molar de um gás, considerando seu comportamento ideal, é de 22,4 litros. Que tal começarmos a aula resolvendo um exercício? Exemplo 1 Em uma churrasqueira, são colocados 20 mols de carvão(C), que queimam segundo a reação representada: C + O2 → CO2 Considerando a combustão completa (queima total), determine o volume de CO2 produzido, consoante as CNTP. 1º passo – 1 mol (C) 1 mol (CO2) 2º passo – 1 mol (C) 1 mol (CO2) 20 mol (C) X litros(CO2) Repare que a segunda coluna apresenta uma unidade distinta. Por isso, é necessário convertê-la, ou seja, passar de n° de mol para volume em litros. Temos, então: 1 mol (C) 1 mol (CO2) x 22,4L (volume molar, nas CNTP) 20 mol (C) X litros (CO2) X = 20 x 22,4 = 448L de CO2. Verifique se você está compreendendo como converter as unidades, ao realizar a atividade a seguir. 64 CEDERJ
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    19 ATIVIDADES AULA 1. O gás cianídrico (HCN) é um gás tóxico que mata por asfixia. É conhecido o uso desta substância em câmara de gás. Uma reação de obtenção desse gás está representada a seguir: H2SO4 + 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN Partindo-se de 0,5 mol de ácido sulfúrico, calcule o volume obtido de gás cianídrico nas CNTP: ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ 2. Na reação de síntese da amônia, temos a seguinte equação: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) Que volume de gás hidrogênio, medido nas CNTP, é necessário para a produção de 0,25 mol de amônia, mantidas fixas a temperatura e a pressão? ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ 3. Quando se explode o trinitrato de glicerina (dinamite), cuja fórmula molecular é C3H5(NO3)3, só resultam produtos gasosos, segundo a equação não balanceada a seguir: 2 C3H5(NO3)3(s) (g) + 3 N (g)+ 1/2 O2(g) + 5 H2O(g) Se explodíssemos 227g de dinamite, recolhêssemos os gases produzidos e medíssemos seus volumes, nas CNTP, qual seria o volume total encontrado, considerando a aditividade destes volumes? Dado: MM (dinamite) = 227u Obs.: Lembre-se de primeiro fazer a relação com número de mol e depois entrar com a variável volume. ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ CEDERJ 65
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MOL-VOLUME FORA DAS CNTP Para situações em que a temperatura é diferente de 273 K e/ ou a pressão é diferente de 1atm (ou 760 torr), iremos calcular o volume de uma gás baseado nas leis a seguir: Unidades utilizadas para temperatura: A unidade SI (Sistema Internacional) de temperatura é o Kelvin (K). Esta unidade deve ser utilizada sempre que tivermos expressões nas quais a temperatura entra diretamente nos cálculos. No caso da escala Kelvin, o zero é denominado zero absoluto e corresponde à temperatura mais baixa que poderia ser atingida. Ela equivale a –273,15°C (ou, com uma aproximação razoável, – 273 graus) na escala Celsius. Os termômetros nunca são graduados na escala Kelvin. Assim, quando queremos exprimir o resultado de uma medida de temperatura em Kelvin, temos de efetuar uma conversão simples entre a temperatura Kelvin K e a temperatura Celsius (°C): K = °C + 273. Unidades utilizadas para pressão: De acordo com o Sistema Internacional, a unidade de pressão é o pascal, cujo símbolo é Pa. A pressão correspondente a 1 Pa é muito pequena; equivale, aproximadamente, à pressão exercida pelo peso de um limão sobre uma área de 1 m2. A pressão atmosférica média ao nível do mar é chamada pressão atmosférica padrão, e é abreviada como atm. Relacionando essas duas unidades, temos que 1atm = 101325 Pa . Para trabalhar em laboratório, a unidade atm é muito alta e os químicos geralmente utilizam uma unidade menor, o torr. O torr (mmHg) é definido como 1/760 de 1atm: 1atm = 760 torr. a) Lei de Gay-Lussac: “Sob pressão constante, os volumes dos gases são diretamente proporcionais às temperaturas absolutas”. Vα T b) Lei de Boyle-Mariotte: “Sob temperatura constante, os volumes dos gases são inversamente proporcionais às pressões que suportam”. 1 Vα P Associando as Leis de Gay-Lussac e Boyle-Mariotte, temos a equação dos gases perfeitos, em que o volume do gás varia simultaneamente com a temperatura e a pressão. Lei do gás ideal PV = nRT P = pressão da experiência (atm ou Torr). V = volume em litros. n = número de mols do gás (massa do gás em gramas / massa molar do gás). 66 CEDERJ
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    19 R = constante dos gases que assume os valores de 0,082 atm.LK–1mol–1(quando trabalhamos com pressão em atm), ou 62,3 AULA torr.L K–1mol–1(quando trabalhamos com pressão em torr). T = temperatura em Kelvin (lembrando que a temperatura em Kelvin K = 273+°C). Vamos, primeiramente, aplicar a equação para gás ideal fora de uma reação química: Exemplo 2 Qual é a pressão dentro de um tubo de imagem de televisão, sabendo que esse tubo tem um volume de 5,0 litros e contém 0,001 mg de nitrogênio gasoso sob a temperatura de 23°C? Organizando os dados, teremos: V = 5,0 L A massa molar do N2 = 28g.mol–1 –5 Massa do gás = 0,01 mg ou 1x 10–5 gramas, logo n = 1 x 10 28 R = 0,082 (calcularemos a pressão em atm) T= 273 + 23 = 296 K Aplicando a equação para gás ideal PV = nRT, teremos: –5 P.5 = 1x10 0,082 . 296 ⇒ P = 1,7 x 10–6 atm 28 Vamos agora aplicar a equação em um exercício de cálculo estequiométrico: Exemplo 3 As máscaras de oxigênio utilizadas em aviões contêm superóxido de potássio que, em contato com o CO2 exalado pela pessoa, libera gás oxigênio, segundo a reação: 4 KO2(s) + 2 CO2(g) → 2 K2CO3(s) + 3 O2(g) Calcule o volume liberado de O2 a 27°C e 0,82 atm, quando 0,4 mol de KO2 reage com gás carbônico: 4 mol (KO2) 3 mol (O2) 0,4 mol (KO2) x mol x = 0,3 mol de O2 CEDERJ 67
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases Aplicando a equação para gás ideal PV = nRT, em que T = 27 + 273 = 300 K, chegamos a: 0,82 V = 0,3. 0,082. 300 ⇒ V = 9 litros. ATIVIDADES 4. Um metal reagiu com excesso de solução de ácido clorídrico em uma aparelhagem adequada, produzindo gás hidrogênio, segundo a reação descrita a seguir: Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) Este gás, depois de seco, ocupou um volume de 300 mL sob pressão de 0,9 atm e 300K. Determine o número de mols do metal consumido nessa reação: ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ 5. O ar atmosférico é uma mistura de gases contendo cerca de 20% em volume de O2. Qual o volume de ar, em litros, que deve ser utilizado para combustão completa de 10 mols de monóxido de carbono, a 25°C e 760 torr? Equação: CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MASSA-VOLUME Vejamos situações em que teremos de fazer conversões de mol para massa e mol para volume. Exemplo 4 Considerando a decomposição térmica de 604g de bromato de sódio, pede-se o volume de gás oxigênio liberado a 27ºC e 1,5 atm. 68 CEDERJ
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    2 NaBrO3 →2 NaBr + 3 O2 19 1º passo – 2mol (NaBrO3) 3 mol (O2) AULA 2º passo – 2 mol (NaBrO3) 3 mol (O2) 604g (Mg) X mol (O2) Repare que a primeira coluna apresenta unidades distintas. Por isso, é necessário convertê-la, ou seja, passar de nº de mol para massa em gramas. Temos, então: (massa molar do NaBrO3) 151g x 2mol (NaBrO3) 3 mol (O2) 604 g (NaBrO3) X mol (O2) X = 3x 604 / 302 = 6 mol(O2) Aplicando a equação dos gases ideais, teremos PV = nRT, em que T = 27 + 273 = 300 K, 1,5 V = 6. 0,082. 300 ⇒ V = 98,4 litros. ATIVIDADE 6. A decomposição térmica do carbonato de amônio ocorre segundo a reação não balanceada a seguir: ∆ (NH4)2CO3(s) → NH3(g) + CO2(g) + H2O(g) Considerando 1 atm e 27ºC, determine o volume de amônia produzido durante a decomposição de 192g deste sal: ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ ________________________________________________________________ CONCLUSÃO Nesta aula, nós trabalhamos com substâncias em estado gasoso, calculando volumes em diversas condições de temperatura e pressão. CEDERJ 69
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases ATIVIDADES FINAIS 1. Determine a massa de ácido clorídrico necessário para produzir 82 litros, medidos a 10°C e 760 torr de pressão, ao reagir com magnésio em pó: Equação: Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 2. A produção de alumínio, a partir do Al2O3 presente na bauxita, pode ser descrita pela reação não balanceada: Al2O3 + C → Al + CO: a. Faça o balanceamento desta equação. b. Determine a massa de alumínio que será obtida a partir de 510 toneladas de Al2O3. Dado: 1 tonelada = 106 gramas. c. Determine o volume de CO, um gás muito tóxico, que será produzido a partir de 10 mols de Al2O3 nas CNTP: __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 70 CEDERJ
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    19 RESUMO AULA • O volume de 1 mol de qualquer substância nas CNTP corresponde a 22,4 litros. • Quando trabalhamos com temperatura e pressão fora das CNTP, faz-se necessário utilizar a Lei dos Gases Ideais: PV = nRT. • A proporção em que as substâncias reagem é obtida pelos coeficientes numéricos expressos na equação química balanceada. • O estudo quantitativo das reações químicas pode envolver grandezas diferentes, sendo necessário o uso de fatores de conversão. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com reações com rendimento diferente do ideal, ou seja, rendimentos diferentes de 100%. RESPOSTAS Atividade 1 A relação estequiométrica indica que para 1 mol de H2SO4 são obtidos 2 mols de HCN. Logo, para 0,5 mol de H2SO4, será produzido 1 mol de HCN. Nas CNTP, o volume de 1 mol corresponde a 22,4 litros. Resposta V = 22,4 litros. Atividade 2 8,4 litros Atividade 3 324,8 litros CEDERJ 71
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases Atividade 4 Vamos inicialmente determinar o número de mols de gás hidrogênio (H2) produzido na reação, aplicando para isso a equação para gás ideal PV = nRT. 0,9 x 0,3 = n 0,082 x 300, temos que n = 0,01 mol de H2. Como a relação estequiométrica entre o metal (Zn) e o gás H2 é de 1:1, o número de mols consumido de Zn será também igual a 0,01. Resposta 0,01 mol Atividade 5 610,8 litros Atividade 6 98,4 litros Atividades Finais 1. 257,69 gramas 2. a. Al2O3 + 3 C → 2 Al + 3CO b. 270 toneladas c. 672 L 72 CEDERJ
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    Cálculos estequiométricos – 20 AULA Parte III: o rendimento real da reação Meta da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução dos problemas de reações de diferentes rendimentos. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Balancear equações químicas para a solução de problemas que envolvem cálculos. • Resolver problemas de cálculos envolvendo reações de rendimento diferente de 100%. Pré-requisito Para você atingir todos os objetivos desta aula, é necessário que tenha dominado os conteúdos das Aulas 17, 18 e 19.
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte III: o rendimento real da reação INTRODUÇÃO Até este ponto, estamos encarando as reações químicas como processos em que as massas dos reagentes – desde que misturadas na proporção correta – transformam-se totalmente em produtos. Na prática, é muito pouco provável que isso ocorra, pois, muitas vezes, uma parte de um dos reagentes (ou de ambos os reagentes) é consumida em reações paralelas. Nesta aula, iremos trabalhar com situações em que o rendimento de uma reação não é total. RENDIMENTO Em toda operação química, há certa perda na separação e na purificação dos produtos. Quando a massa total dos reagentes, em quantidades estequiométricas, é convertida em produtos, dizemos que a reação teve 100% de rendimento. Este valor é o rendimento teórico, mas, em geral, o que observamos na prática é um rendimento menor que o teórico, chamado rendimento real da reação. Vamos estudar juntos alguns exemplos de reações com rendimento diferente de 100%: Exemplo 1 Uma usina termoelétrica queima 24 toneladas de carvão por dia. Considerando um rendimento de 80% para a reação C(s) + O2(g) → CO2(g), calcule o volume de CO2 produzido em litros nas CNTP: Obs.: Lembre-se de que 1 tonelada = 106 gramas. Logo 24 toneladas = 24x106 gramas. a) Primeiro vamos calcular o volume produzido se o rendimento fosse de 100%: 1 mol (C) 1 mol (CO2) 24x106 g X litros Convertendo as unidades para termos uma coerência no nosso cálculo, teremos: 74 CEDERJ
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    20 (massa molar doC) 12x1 mol (C) 1 mol (CO2)x 22,4 L (volume AULA molar nas CNTP) 6 24x10 g X litros Resolvendo, teremos 24x106 x 22,4 = 4,48 x 107 litros. 12 b) Este volume corresponde a um rendimento de 100%. Mas, pelo enunciado do problema, o rendimento alcançado foi de apenas 80%. Podemos calcular qual seria o volume para um rendimento de 80% da seguinte maneira: 4,48 x 107100% X 80% Logo, o volume obtido será 3,58 x 107 litros. Exemplo 2 O etanol (C2H5OH) pode ser produzido por fermentação da glicose(C6H12O6), conforme a reação FERMENTAÇÃO C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2 Se 360g de glicose produzem 92g de etanol, qual é o rendimento deste processo? a) Vamos primeiramente calcular a massa do produto (no caso, o etanol) para um rendimento de 100%. Assim sendo, teríamos: 1 mol (C6H12O6 ) 2 mol (C2H5OH) 360g (C6H12O6 ) X g (C2H5OH) Repare que as duas colunas apresentam unidades distintas. Por isso, é necessário convertê-las, ou seja, passar de nº de mol para massa em gramas. (massa molar C6H12O6)180g x 1 mol 2 mol x 46g (massa molar C2H5OH) 360g (C6H12O6) X g (C2H5OH) 360 x 92 X= = 184 gramas 180 CEDERJ 75
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte III: o rendimento real da reação b) Temos então que a massa de etanol produzida seria de 184 gramas para um rendimento de 100%. Como a massa real foi de 92 gramas, podemos calcular o rendimento desta reação: 184 g 100% 92g X% X = 50% ATIVIDADES 1. O sulfeto de cádmio (CdS) é um pigmento amarelo que pode ser obtido segundo a reação Na2S + Cd(NO3)2 → CdS + 2 NaNO3 Supondo um rendimento de 75%, calcule a massa de CdS obtida pela reação de 39g de Na2S. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 2. O tetracloreto de carbono (CCl4) foi, por algum tempo, usado em extintores de incêndio e como fluido de lavagem a seco. Entretanto, reage com o ar a altas temperaturas para formar fosgênio (COCl2), gás venenoso que já foi usado em tempos de guerra. Este gás é venenoso porque, quando inalado, reage com a água dos pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), que causa graves danos pulmonares, levando à morte. A equação química deste processo é COCl2 (g) + H2O(l) → CO2(g) + 2HCl(aq) Se uma pessoa inalar 0,990mg de fosgênio, determine: a. o nº de mol do composto inalado; b. a massa, em gramas, de ácido clorídrico formada nos pulmões, admitindo 50% de eficácia. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 76 CEDERJ
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    20 AULA ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 3. Qual a massa de gás carbônico obtida na decomposição térmica do CaCO3, sabendo que 90 gramas deste composto sofreram reação com um rendimento de 80%? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ CONCLUSÃO Nesta aula, pudemos prever a quantidade de matéria necessária para que uma reação ocorra. Ainda, a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química para casos de rendimento diferente de 100%. ATIVIDADES FINAIS 1. 65 kg de zinco em pó foram atacados por ácido clorídrico, produzindo cloreto de zinco e liberando gás hidrogênio, conforme a reação Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) Determine o rendimento desta reação, sabendo que a massa de hidrogênio obtida foi de 1,5 kg: ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ CEDERJ 77
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte III: o rendimento real da reação ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 2. A obtenção do mercúrio, cujo minério mais importante é o cinábrio (HgS), pode ser resumida pela equação HgS + O2 Hg + SO2. Determine a massa de HgS necessária para produção de 9,5 gramas de mercúrio em um processo de rendimento igual a 60%. ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ RESUMO • As reações, normalmente, não se processam com rendimento de 100%. • No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário aplicar o rendimento real para determinarmos a quantidade de produto formada. • A aplicação do rendimento real é feita através da correção do cálculo realizado para um rendimento teórico. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com reagentes que não se encontram 100% puros e veremos como eliminar as impurezas presentes. 78 CEDERJ
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    20 AULA RESPOSTAS Atividade 1 1. Calculando a massa de CdS para o rendimento teórico (100%), acharemos 72 gramas. Aplicando o rendimento de 75%, chegaremos à resposta do problema: 54 gramas de CdS. Atividade 2 a. 10–5 mol b. 0,365 mg Atividade 3 A equação que corresponde a esse processo é CaCO3 CaO + CO2. Calculando a massa de CO2 para o rendimento teórico (100%), acharemos 39,6 gramas. Aplicando o rendimento de 80%, chegaremos à resposta do problema: 31,68 gramas de CO2. Atividades Finais 1. 75% 2. Vamos calcular a massa de Hg que seria obtida se o rendimento fosse de 100%: 9,5 g ---- 60% X g ----- 100% X = 15,83 gramas Aplicando a relação estequiométrica, teremos: (HgS)232g x1 mol HgS -----1 mol x 200g (Hg) Xg de HgS------15,83 g(Hg) Resposta. massa de HgS = 18,36 gramas CEDERJ 79
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    Cálculos estequiométricos – 21 AULA Parte IV: trabalhando com impurezas Meta da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução de problemas envolvendo substâncias impuras. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Balancear equações químicas para a solução de problemas que envolvem cálculos. • Calcular porcentagem de impureza e pureza.
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte IV: trabalhando com impurezas INTRODUÇÃO Em todos os cálculos estequiométricos que fizemos até esta aula, trabalhamos admitindo que as substâncias fossem puras. Na prática, raramente isso acontece, apenas em alguns tipos de análises químicas ou em produção farmacêutica. Por isso, é importante sabermos trabalhar com substâncias que não se encontram 100% puras. PUREZA Em geral, trabalhamos com substâncias que apresentam uma certa porcentagem de impurezas. Tomemos como exemplo a pirita (FeS2), minério que permite a obtenção de ferro e de gás sulfídrico. A pirita usada em indústrias apresenta 92% de pureza. O restante (8%) é considerado impureza, como pequenas quantidades de níquel, cobalto, ouro e cobre. A pirita apresenta coloração amarelada. É conhecida como “ouro dos tolos”, devido à sua semelhança com o ouro que, por diversas vezes, enganou compradores inexperientes. Quando realizamos um cálculo estequiométrico envolvendo um material impuro, temos de descontar da massa fornecida no problema a parcela relativa às impurezas, antes de efetuarmos nosso cálculo. Isto porque a relação estequiométrica só é obedecida para um material puro. Vamos agora estudar um exemplo de reação envolvendo substâncias impuras. Exemplo 1 100g de carbonato de cálcio, com 80% de pureza, são tratados com ácido clorídrico. O gás obtido é recolhido e pesado. Admitindo que as impurezas não reajam com o ácido, determine a massa de gás carbônico produzido, com base na equação: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) a. Primeiramente, vamos calcular a massa real de carbonato de cálcio, descontando as impurezas. 100 gramas x 80% = 100 x 0,8 = 80 gramas. Isto significa que, dos 100 gramas originais, apenas 80 gramas são realmente de CaCO3. 82 CEDERJ
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    21 b. Agora podemosefetuar nosso cálculo: 1 mol (CaCO3) –––– 1 mol (CO2) AULA 80g (CaCO3) –––– X mol (CO2) Convertendo as unidades, teremos: (massa molar do CaCO3) 100g x 1 mol –––– 1 mol x 44g (massa molar do CO2) 80g –––– X gramas de CO2 80 x 44 X= = 35,2 gramas de CO2 100 Tente agora resolver as atividades propostas a seguir! ATIVIDADES 1. O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de cálcio (carbureto), de acordo com a equação: CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2 Utilizando-se 1 kg de carbureto com 64% de pureza, calcule o volume de acetileno obtido em litros, nas CNTP: ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 2. Qual é a porcentagem de impureza que existe em uma amostra de 150 gramas de soda cáustica, contendo 120 gramas de NaOH puro? Obs: Soda cáustica é o nome comercial do hidróxido de sódio. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ Exemplo 2 O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio (NH4NO3): ∆ NH NO4 3 NO+2HO2 2 Se de 4,0 g do sal obtivermos 2,0 g de gás hilariante, qual é a porcentagem de pureza do sal? CEDERJ 83
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte IV: trabalhando com impurezas A designação “gás hilariante” nos remete a um produto que pode fazer com que as pessoas se divirtam, sem riscos. Mas essa imagem é incorreta. O chamado gás hilariante é na verdade um composto químico que tem o nome técnico de óxido de dinitrogênio, cuja inalação provoca efeitos anestésicos e ainda um estado de euforia, em geral seguido de náuseas e perturbações motoras. a. Neste exemplo, nós temos de descobrir a massa de NH4NO3 que realmente reagiu para produzir 2,0 gramas de N2O: 1 mol (NH4NO3) –––– 1 mol (N2O) X g (NH4NO3) –––– 2,0 g (N2O) Convertendo as unidades, teremos: (massa molar do NH4NO3) 80g x 1 mol –––– 1 mol x 44g (massa molar do N2O) X gramas –––– 2,0 gramas de N2O 80x2, 0 X= = 3,636 gramas 44 Observe que essa massa de NH4NO3 calculada refere-se à massa do sal que efetivamente reagiu, ou seja, 3,636 gramas é a massa do NH4NO3 puro. b. Para calcularmos a porcentagem de pureza deste sal, faremos o seguinte cálculo: 4,0 g –––– 100% 3,636 g –––– x % x = 90,6 % CONCLUSÃO Nesta aula, nós pudemos prever a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química com reagentes contendo determinadas porcentagens de impurezas. 84 CEDERJ
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    21 ATIVIDADES FINAIS AULA Agora é a sua vez de tentar resolver as questões a seguir. Mãos à obra! 1. O Leite de Magnésia é uma suspensão de hidróxido de magnésio. Este medicamento é utilizado para combater a acidez estomacal, provocada pelo ácido clorídrico encontrado no estômago. Sabe-se que, quando utilizamos 12,2 gramas desse medicamento, neutraliza-se certa quantidade de ácido clorídrico, produzindo 16,0 gramas de cloreto de magnésio. Determine a porcentagem de pureza desse medicamento em relação ao hidróxido de magnésio: ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 2. Na reação de 5 g de sódio com 60% de pureza com água, houve desprendimento de gás hidrogênio, recolhido a 27oC e 1 atm. Determine o volume de H2 obtido nessas condições: Obs.: A reação descrita é Na(s) + H2O(l) NaOH(aq) + 1/2 H2(g) ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 3. O fósforo branco (P4), usado na produção dos ácidos fosfórico(H3PO4) e fosforoso(H3PO3), é muito tóxico e emite luz quando em contato com o ar ou atmosfera de oxigênio. Este fósforo é obtido em forno especial com eletrodos de grafite, segundo a equação não balanceada: Ca3(PO4)2 + SiO2 + C CaSiO3 + CO + P4 Faça o balanceamento dos coeficientes da equação química e calcule a quantidade, em gramas, de fosfato de cálcio 80% puro, necessária para obter-se 620 gramas de fósforo branco: CEDERJ 85
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte IV: trabalhando com impurezas O fósforo branco é constituído de agrupamentos P4 ligados por forças de Van Der Waals. Submetido à temperatura e pressão específicas, ele pode ser transformado em sua outra forma alotrópica, chamada fósforo vermelho. Este é formado por cadeias poliméricas Pn, e difere no aspecto e propriedades do anterior. O maior emprego do fósforo é nas indústrias de fósforos de segurança. O fósforo de segurança é feito a partir de um oxidante, tal como: clorato de potássio ou bióxido de manganês; fósforo vermelho ou sulfetos de fósforo (que iniciam a combustão); areia silícica (para aumentar o calor desenvolvido pelo atrito); e madeira (ou outro material combustível). Oxidante e fósforo podem estar juntos nos fósforos (aqueles que acendem esfregando-se sobre qualquer superfície rígida). Ou o oxidante pode encontrar-se sobre o palito de fósforo, e o fósforo sobre uma superfície separada (fósforos de segurança). RESUMO • Os reagentes normalmente utilizados não se apresentam 100% puros. • No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário determinar a massa do reagente, descontando todas as impurezas, para determinarmos a quantidade de produto formada. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com situações em que há excesso de um dos reagentes utilizados. RESPOSTAS Atividade 1 1.000 g x 0,64 = 640g de acetileno puro 64g x 1 mol (CaC2) –––– 1 mol x 22,4 L (C2H2) 640 g –––– X litros Resposta: 224 litros 86 CEDERJ
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    21 Atividade 2 AULA 150g –––– 100% 120g –––– X X = 80% de pureza Resposta : 20% de impureza Atividades Finais 1. A reação descrita no enunciado é: Mg(OH)2 + 2 HCl MgCl2 + 2 H2O. Como a proporção estequiométrica é de 1:1 entre o hidróxido de magnésio e o cloreto de magnésio, teremos: 58g de Mg(OH)2 –––– 95g de MgCl2 X g –––– 16,0g X = 9,77g de Mg(OH)2 puros Cálculo da porcentagem de pureza: 12,2g –––– 100% 9,77g –––– x Resposta: 80% 2. 1,6 litro 3. 3875 gramas CEDERJ 87
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    Cálculos estequiométricos – 22 AULA Parte V: trabalhando com excessos Meta da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução de problemas envolvendo reagentes em excesso. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: • Balancear uma equação química para a solução de problemas que envolvem cálculos. • Determinar o reagente em excesso de determinadas condições reacionais. • Resolver problemas que envolvem reagente limitante.
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte V: trabalhando com excessos INTRODUÇÃO Quando fazemos uma reação química, raramente usamos quantidades estequiométricas dos reagentes. Em geral, o reagente mais barato é usado em quantidade maior que aquela determinada pelos coeficientes da equação, para que se tenha melhor aproveitamento do outro reagente e maior velocidade de reação. REAGENTE LIMITANTE Para resolver problemas que envolvem reagentes em excesso, temos de, primeiramente, identificar o reagente limitante, ou seja, aquele que, por estar em menor quantidade, vai determinar a quantidade de produto formado. Suponha uma reação entre os reagentes A e B, que se passa segundo a equação balanceada: aA + bB à cC. O fator estequiométrico desta reação é dado pela razão molar a/b. Ao resolver um problema com reagente limitante, devemos calcular o número de mols disponíveis de cada um dos reagentes e comparar com o fator estequiométrico: • se a razão [número de mols de A (dado no problema) / número de mols de B (dado no problema)] for maior que o fator estequiométrico, então A está em excesso e B é o reagente limitante; • se a razão [número de mols de A (dado no problema) / número de mols de B (dado no problema)] for menor que o fator estequiométrico, então B está em excesso e A é o reagente limitante. Uma vez identificado o reagente limitante, continuamos o cálculo normalmente, lembrando sempre que a quantidade do produto depende apenas da quantidade do reagente limitante. Vamos resolver alguns exemplos para melhor ilustrar essa situação. Exemplo 1 Calcule a massa de água obtida quando 3 mol de Fe3O4 e 13 mol de H2 são colocados em condições de reagir, de acordo com a reação de rendimento 100%: Fe3O4 + 4 H2 → 3 Fe + 4 H2O 90 CEDERJ
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    22 1º passo: determinar o fator estequiométrico com base no ajuste da equação: AULA Fator estequiométrico = 1/4 = 0,25. 2º passo: calcular a razão molar dos reagentes Fe3O4 e H2: Razão molar = 3/13 = 0,23. Como essa razão molar é menor que o fator estequiométrico, temos que o H2 é o reagente em excesso. Logo, Fe3O4 é o nosso regente limitante, e é a partir dele que iremos prosseguir nosso cálculo. 1 mol de Fe3O4 4 mol de H2O x 18g (massa molar da água) 3 mol de Fe3O4 X gramas de H2O X = 4x 18 x 3 = 216 gramas. Exemplo 2 Amônia gasosa pode ser produzida pela seguinte reação: 2NH4Cl + CaO → 2NH3 + CaCl2 + H2O Se 112g de óxido de cálcio e 241g de cloreto de amônio forem misturados, qual é quantidade máxima de amônia produzida? 1º passo: determinar o fator estequiométrico com base no ajuste da equação: Fator estequiométrico = 2/1 = 2. 2º passo: calcular a razão molar dos reagentes CaO e NH4Cl: Como os dados do problema são referentes à massa dos reagentes, temos de calcular o número de mol de cada uma dessas substâncias. O cálculo de número de mol pode ser realizado através da expressão n = massa/ massa molar. Para o NH4Cl, temos n = 241/53,5 = 4,5. Para o CaO, temos n = 112/ 56 = 2 mols. Assim sendo, a razão molar será 4,5/2 = 2,25. Como esta razão é maior que o fator estequiométrico, temos que o NH4Cl é o reagente CEDERJ 91
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte V: trabalhando com excessos em excesso. Logo, CaO é o nosso reagente limitante, e é a partir dele que iremos prosseguir nosso cálculo: 1 mol CaO 2 mol x 17gramas (massa molar do NH3) 2 mol CaO X gramas de NH3 X = 2 x 2 x 17 = 68 gramas de NH3, Resolva agora as atividades propostas a seguir. ATIVIDADES 1. Nas indústrias petroquímicas, o enxofre pode ser obtido pela equação 2 H2S + SO2 à 3 S + 2 H2O Qual é a quantidade máxima de enxofre, em gramas, que pode ser obtida partindo-se de 5,0 mol de H2S e 2,0 mol de SO2 ? ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 2. 400 gramas de NaOH são adicionados a 700 gramas de HNO3 para reagirem, segundo a equação NaOH + HNO3 à NaNO3 + H2O Calcule: a. A massa do sal obtida. b. A massa do reagente em excesso. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 92 CEDERJ
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    22 CONCLUSÃO AULA Nesta aula, nós pudemos prever a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química com reagentes em quantidades diferentes das estequiométricas. ATIVIDADES FINAIS 1. Duas soluções aquosas são misturadas conforme o esquema abaixo: 6,3g de HNO3 4,0g de Ca(OH)2 Analise a solução final e identifique a afirmativa correta: I– A solução final é neutra, pois não há reagente em excesso. II– A solução final é ácida, devido a um excesso de 0,6 g de HNO3. III– A solução final é ácida, devido a um excesso de 0,3 g de HNO3. IV– A solução final é básica, devido a um excesso de 0,3 g de Ca(OH)2. 2. O metanol, CH3OH, é um combustível utilizado em alguns tipos de carros de corrida e pode ser obtido pela reação entre o monóxido de carbono e o hidrogênio: CO(g) + 2 H2(g) à CH3OH (l) Suponhamos que se misturem 336g de CO com 64g de H2. Qual é o reagente limitante? CEDERJ 93
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    Elementos de QuímicaGeral | Cálculos estequiométricos – Parte V: trabalhando com excessos Que massa máxima de metanol pode ser formada? ___________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ RESUMO • Os reagentes utilizados podem ser colocados em quantidades maiores que as quantidades estequiométricas, para melhor eficiência da reação. • No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário determinar a massa do reagente limitante, pois somente através dele podemos efetuar o cálculo estequiométrico. RESPOSTAS Atividade 1 1. Reagente em excesso: H2S. Logo, o cálculo deve ser feito pela reagente limitante SO2. 1 mol de SO2 --------3 mols de S x 32g 2 mols de SO2 -------x gramas de S Resposta: 192g Atividade 2 a) 850g NaNO3 b) 70g de HNO3 em excesso 94 CEDERJ
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    22 Respostas das AtividadesFinais AULA 1) IV é a única afirmativa correta . 2) Reagente limitante é o CO, pois há excesso de 16 gramas de H2. A massa máxima de metanol que poderá ser obtida será 384 gramas. CEDERJ 95