QUÍMICA. metal ligado a um ametal ou um radical. Ex: NaCl, CaSO 3, Fe 3(PO 4) 2 etc... Óxidos, Ácidos, Bases e Sais TREINAMENTO DE SALA: Módulo III

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1 Apresentação geral À medida que as substâncias químicas foram sendo obtidas e estudadas, os pesquisadores perceberam a existência de substâncias diferentes com propriedades químicas semelhantes denominadas propriedades funcionais. Estes grupos de substâncias são chamados de Funções Químicas, onde merecem um maior destaque o estudo das seguintes funções. Óxidos, Ácidos, Bases e Sais Óxidos: São compostos formados por dois elementos, de modo que o oxigênio é sempre o elemento mais eletronegativo. Podem ser iônicos ou moleculares. Fórmula Geral: E xo y; onde E Flúor O óxido é sempre formado por dois elementos com o oxigênio sempre na direita da fórmula. Ex: CaO, Fe 2O 3, H 2O etc... Ácidos: São compostos moleculares que em solução aquosa se ionizam, produzindo como íon positivo apenas o cátio H + ou H 3O +. Fórmula Geral: H xr; onde R pode ser um ametal ou radical. O hidrogênio aparece sempre na frente da fórmula, exceto H2O e H2O2 que são óxidos. Ex: H 2SO 4, HCl, H 3PO 4 etc... Bases: São compostos iônicos que por dissociação liberam OH - como único ânion. Fórmula Geral: M(OH) x; onde M pode ser um metal ou NH 4. OH (hidroxila) aparece sempre no final da fórmula. Ex: Fe(OH) 3, NaOH, Ca(OH) 2 etc... Sais: São compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente de H + e um ânion diferente de OH -. São formados juntamente com a água na reação de um ácido com uma base. Fórmula Geral: M xr y; onde M pode ser um metal ou NH 4 e R pode ser um ametal (exceto O) ou um radical. Ácido + Base Sal + H2O. Para identificar um sal pela fórmula, basta que não seja nenhuma das três funções apresentadas anteriormente e possua um metal ligado a um ametal ou um radical. Ex: NaCl, CaSO 3, Fe 3(PO 4) 2 etc... NOMENCLATURA Óxidos e Bases Com nox fixo (1A, 2A, Al, Ag, Zn e F) Óxido ou de Hidróxido (base) TREINAMENTO DE SALA: 01. Dê o nome das substâncias abaixo: a)naoh b)zn(oh) 2 c)ba(oh) 2 d)al(oh) 3 e)nh 4OH f)cao g)al 2O 3 h)k 2O i)ag 2O j)na 2O Com nox variável Óxido ou Hidróxido (base) Nox em de romanos ou ainda Óxido ou ico (maior nox) Hidróxido oso (menor nox) (base) 1

2 TREINAMENTO DE SALA: 01. Dê o nome das substâncias abaixo: a) Fe 2O 3 f) Monóxido de carbono g) Dióxido de enxofre h) Trióxido de dinitrogênio b) Cu 2O c) SO 3 d) P 2O 3 e) Pb(OH) 2 f) Sn(OH) 4 Bases: nox = número de hidroxilas. TREINAMENTO DE SALA: 01. Faça a fórmula das substâncias abaixo: a) Hidróxido de alumínio b) Hidróxido de estanho IV c) Hidróxido plumboso g) Fe(OH) 2 d) Hidróxido férrico h) Cu(OH) 2 e) Hidróxido de magnésio f) Hidróxido de cobre I FORMULAÇÃO Óxidos: A +a B -b A b B a basta inverter o nox de cada elemento. TREINAMENTO DE SALA: 01. Faça a fórmula das substâncias abaixo: NOMENCLATURA Ácidos e sais: sem oxigênio a) Óxido de sódio b) Óxido de ferro III c) Óxido cuproso Ácido: ácido elemento ídrico. Sal: ametal + eto de metal. Se o metal não tiver nox fixo deve-se utilizar a terminação igual ao dos óxidos e bases. Ou simplesmente d) Óxido sulfúrico e) Óxido de cálcio terminação ETO (sal) ÍDRICO (ácido) 2

3 TREINAMENTO DE SALA: 01. Dê o nome das substâncias abaixo: a) NaCl h) Ácido cianídrico i) Ácido fluorídrico j) Ácido telurídrico b) Fe 2S 3 c) NH 4Br d) Cu 3N e) PbF 4 f) HCl g) H 2S h) HCN i) HBr j) H 2Se NOMENCLATURA Ácidos e Sais com oxigênio: Para fazer as fórmulas dos ácidos e sais oxigenados podemos usar o quadro a seguir, que embora seja bastante genérico é de grande utilidade. Nox Prefixo Sufixo +1/+2 Hipo oso(ácido) ito(sal) +3/+4 - oso(ácido) ito(sal) +5/+6 - ico(ácido) ato(sal) +7 Per ico(ácido) ato(sal) EXCETO: Carbono e Boro TREINAMENTO DE SALA: 01. Dê o nome das substâncias abaixo: a) H 2 SO 4 b) HNO 2 c) HClO d) HIO 4 e) CaSO 3 f) KNO 3 FORMULAÇÃO Ácidos e Sais: A +a B -b A b B a g) Fe(ClO 4 ) 3 h) Pb(IO) 2 TREINAMENTO DE SALA: 01. Faça a fórmula das substâncias abaixo: a) Cloreto de sódio b) Sulfeto de ferro III c) Nitreto cúprico d) Brometo plumboso e) Fosfeto de estrôncio f) Ácido clorídrico g) Ácido sulfídrico FORMULAÇÃO DOS ÁCIDOS: Para formular os ácidos oxigenados deve-se somar a fórmula do óxido com a da água. óxido (anidrido) + H 2O. TREINAMENTO DE SALA: 01. Faça a fórmula das substâncias abaixo: a) Ácido Sulfúrico b) Ácido Perclórico c) Ácido Hipoiodoso d) Ácido Nitroso 3

4 FORMULAÇÃO dos Sais: Para formular os sais oxigenados deve-se formular o ácido e depois troca-se os hidrogênios do mesmo pelo metal ou radical positivo (Anidrido (óxido) + H 2O) Ácido Tira H Substitui pelo metal. TREINAMENTO DE SALA: 01. Faça a fórmula das substâncias abaixo: a) Sulfito de cálcio b) Nitrato de potássio c) Perclorato de ferro III d) Hipoiodito de chumbo II A depender do grau de hidratação, os óxidos de arsênio (As), antimônio (Sb), boro (B) e fósforo (P), podem gerar, cada um deles, três ácidos, sem alteração do nox do elemento. A nomenclatura destes ácidos á feita usando-se os prefixos: Meta: para hidratação com uma molécula de H 2O. Piro: para hidratação com duas moléculas de H 2O (2H 2O = H 4O 2). Orto: para hidratação com três moléculas de H 2O (3H 2O = H 6O 3). TREINAMENTO DE SALA: 01. Faça a fórmula das substâncias abaixo: a) Ácido pirofosforoso ÓXIDOS CLASSIFICAÇÃO Ácidos ou Anidridos: reagem com H 2O produzindo ácidos e reagem com bases produzindo sal e H 2O. São formados por ametais ou metais com nox > 4. Ex.: SO 3, N 2O 5, Mn 2O 7 Básicos: reagem com H 2O produzindo bases e reagem com ácidos produzindo sal e H 2O. São formados por metais com nox + 1 ou + 2. Ex.: Na 2O, CaO, K 2O, BaO. Anfóteros: possuem duplo comportamento, ora de óxido ácido ora de óxido básico. São formados por semi-metais ou metais com nox + 3 ou + 4. Ex: Al 2O 3, As 2O 5, Sb 2O 5 (inclusive ZnO, PbO, BeO e SnO). Neutros ou Indiferentes: não reagem nem com ácidos, nem bases e nem H 2O. São eles: CO, NO, N 2O e H 2O. Duplos, Mistos ou Salinos: comportam-se como se fossem formados por 2 outros óxidos do mesmo elemento. Possuem fórmula geral M3O4. Ex.: Fe 3O 4, Pb 3O 4. Peróxidos: óxidos onde oxigênio tem nox = - 1. Ex.: K 2O 2, H 2O 2, BaO 2 Superóxidos: óxidos onde oxigênio tem nox = - 1/2. Ex.: NaO 2, CaO 4, KO 2. TREINAMENTO DE SALA: 01. Classifique os óxidos abaixo: a) SO 2 b) Na 2O 2 c) Pb 3O 4 b) Ácido ortoarsênico d) SrO e) CO f) Cr 2O 3 4

5 g) BaO 4 h) N 2O i) Fe 3O 4 j) KO 2 k) N 2O 5 l) CaO 2 m) MgO n) MnO 2 TREINAMENTO DE SALA: 01. Classifique as bases abaixo segundo todos os critérios possíveis. a) KOH b) Mg(OH) 2 c) Ga(OH) 3 d) NH 4OH e) Sn(OH) 4 f) NaOH BASES Quanto ao número de hidroxilas OH - MONOBASES: apresentam 1 OH -. Ex.: NaOH, KOH, NH 4OH. DIBASES: apresentam 2 OH -. Ex.: Ca(OH) 2, Mg(OH) 2. TRIBASES: apresentam 3 OH -. Ex.: Fe(OH) 3, Al(OH) 3. TETRABASES: apresentam 4 OH -. Ex.: Pb(OH) 4, Sn(OH) 4. Quanto a solubilidade em água Solúveis: formadas pelos elementos da família 1A (metais alcalinos) e NH 4OH (amônio). Ex.: NaOH, LiOH e NH 4OH. Pouco solúveis: formadas pelos elementos da família 2A (metais alcalinos terrosos). Ex.: Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 Insolúveis: demais Ex.: Fe(OH) 3, Sn(OH) 2 Quanto a volatilidade Voláteis (baixo ponto de ebulição): NH 4OH. Fixas (altos pontos de ebulição): demais Quanto a força (facilidade em liberar OH - ) Fortes (1A e 2A). Ex: NaOH, Ca(OH) 2 g) Pb(OH) 2 h) Ca(OH) 2 ÁCIDOS Quanto a presença de oxigênio HIDRÁCIDOS: não possuem oxigênio na molécula. Ex.: HCl, H 2S, HI OXIÁCIDOS: possuem oxigênio na molécula. Ex.: H 2SO 4, HNO 3, H 4P 2O 7 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis (H + liberados em solução aquosa). : MONOÁCIDOS OU MONOPRÓTICOS: possuem 1 H +. Ex.: HCl, HBr, HCN, H 3PO 2 etc... DIÁCIDOS OU DIPRÓTICOS: possuem 2 H +. Ex.: H 2SO 4, H 2SeO 3, H 2Te, H 3PO 3 etc... TRIÁCIDOS OU TIPRÓTICOS: possuem 3 H +. Ex.: H 3PO 4, H 3BO 3 etc... TETRÁCIDOS OU TETRAPRÓTICOS: possuem 4H +. Ex.: H 4P 2O 7, H 4P 2O 5, H 4SiO 4 etc... Quanto a volatilidade VOLÁTEIS (BAIXO P.E.): número de átomos < 7. Ex.: HCl, HNO 3, H 2CO 3 etc... FIXOS (ALTO P.E.): número de átomos 7. Ex.: H 2SO 4, H 3PO 4, H 4P 2O 7 etc... Fracas (demais). Ex: Pb(OH) 4, NH 4OH 5

6 Quanto à força ou grau de ionização em liberar H + ) HIDRÁCIDOS: (facilidade Fortes ( > 50%): HCl, HBr, HI etc... Médio ou Moderado (5< <50%): apenas o HF Fracos ( < 5%): os demais. OXIÁCIDOS (HxAyOz) Utiliza-se a fórmula: Se n 2 ácido é forte Ex.: H 2SO 4. Calcula-se n = 4 2 / 1 = 2 Se 1 n < 2 médio Ex.: HNO 2 n = 2 1 / 1 = 1 Se n < 1 fraco Ex.: H 3BO 3, H 2CO 3 (exceção) n = 3 3 / 1 = 0 (zero) TREINAMENTO DE SALA: 01. Classifique os ácidos abaixo segundo todos os critérios possíveis. a) HI b) HClO c) H 2SO 3 d) H 4P 2O 7 e) HBrO 4 f) H 3BO 3 g) H 2Te h) HNO 2 i) HCl j) H 2SO 4 PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS Possuem sabor azedo e são bons condutores de eletricidade quando em solução aquosa. INDICADORES ÁCIDO/BASE Indicador Meio Ácido Meio Básico Fenolftaleína Incolor Rosa Tornassol Vermelho Azul Metilorange Vermelho Amarelo SAIS Quanto ao número de elementos na fórmula BINÁRIOS: possuem 2 elementos químicos. Ex.: NaCl, Ca 3N, KBr, BaS etc... TERNÁRIOS: possuem 3 elementos químicos. Ex.: CaSO 4, Na 2SO 4, AlPO 4, K 2CO 3 etc... QUATERNÁRIOS: possuem 4 elementos químicos. Ex.: K 3[Fe(CN) 6], NaHCO 3, LiKSO 4 etc... Quanto a presença de oxigênio HALÓIDES: não possuem oxigênio na molécula. Ex.: NaCl, FeS, LiF etc... OXISSAIS: possuem oxigênio na molécula. Ex.: CaSO 4, Na 2SO 4, FePO 4 etc... Quanto a natureza dos íons NORMAIS: São aqueles originados da neutralização total de um ácido e uma base. Não apresentam cátions H + nem ânions OH - (exceto XH2PO2 e MHPO3 que são sais normais). Ex.: NaCl, CaSO 4, KH 2PO 2, BaHPO 3 ÁCIDOS:São originados da neutralização parcial de um ácido. Apresentam hidrogênio na molécula. Ex.: NaHCO 3 (bicarbonato de sódio) é um sal ácido que em hidrólise (quebra da espécie em meio aquoso) torna-se básico. SAIS BÁSICOS: São originados da neutralização parcial de uma base. Apresentam hidroxila (OH) na molécula. Ex.: Mg(OH)Cl (cloreto básico de magnésio) SAIS DUPLOS: apresentam 2 cátions diferentes de H + ou 2 ânions diferentes de OH -. Normalmente aparecem com dois metais na fórmula. Ex.: NaKSO 4 (sulfato duplo de sódio e potássio) PROPRIEDADES DAS BASES Possuem sabor cáustico e são bons condutores de eletricidade quando em solução aquosa. 6

7 Quanto a hidratação ANIDROS: não apresentam H 2O na molécula. Ex.: Na 2SO 4, NaCl, CaBr 2, KNO 3 etc... HIDRATADOS: apresentam H 2O na molécula. Ex.: CaSO 4.2H 2O, CuSO 4.5H 2O etc... Solubilidade dos sais Será estudada com detalhes no próximo ano no assunto sistemas dispersos. O que nos interessa de fato é saber que Os sais insolúveis mais importantes são: CLORETOS BROMETOS de Ag +, Pb +2, Hg +2 IODETOS Além de CaSO 4, BaSO 4 e CaCO 3. Todos os sais formados por elementos da família 1A e NH4 + são solúveis. TREINAMENTO DE SALA: 01. Classifique os sais abaixo segundo todos os critérios possíveis a) SrI 2 b) BaSO 4 c) NaHCO 3 d) CuSO 4.5H 2O e) SrOHBr f) RbKSO 3 g) CaCO 3 h) NaCl i) NH 4Br j) NaNO 3 PROPRIEDADES DOS SAIS Sabor salgado. Bons condutores de eletricidade em solução aquosa. PRINCIPAIS COMPOSTOS SiO 2 (areia) CO 2 (gás carbônico) CaO (cal viva ou cal virgem) Ca(OH) 2 (cal extinta ou cal apagada) Mg(OH) 2 (leite de magnésia) Na(OH) (soda cáustica) CaSO 4 (giz) CaSO 4.2H 2O (gesso) HCl (ácido muriático) CaCO 3 (calcário ou mármore) Fe 2O 3 (hematita) Fe 3O 4 (magnetita) HIDRETOS: Composto binário onde um dos elementos é o oxigênio. Ex: HCl, CH 4, H 2O etc... DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA ELETRÓLITO: compostos formadores de soluções condutoras de eletricidade (ácidos, bases e sais) PRINCIPAIS ELETRÓLITOS IÔNICOS: se dissociam (bases e sais). H 2 O Ex.: Ca(OH) 2 Ca OH - MOLECULARES: se ionizam (ácidos) H 2 O Ex.: HF H + + F - NH 3 é um eletrólito NH 3 + H 2O NH 4OH NH 4 + OH - AGORA É A SUA VEZ: 01. Dê o nome das substâncias abaixo: a)koh b)ca(oh) 2 c)agoh d)bao e)li 2O f)feo g)cuo h)so 2 i)pb(oh) 4 j)sn(oh) 2 k)fe(oh) 3 l)kcl m)fes n)nh 4Cl 7

8 o)hf p)h 2Te q) H 2 SO 3 r) HNO 3 s) HClO 4 t) BaSO 4 u) NaNO 2 v) Fe(lO 4 ) 2 w) Sn(ClO) 4 l) HF m) H 3PO 3 n) HClO 3 o) H 2TeO 4 p) H 2S 02. Classifique as substâncias abaixo segundo todos os critérios possíveis q) CsCl a) SO 3 b) BaO r) CaSO 3 s) KaHCO 3 c) NO t) CaSO 4.2H 2O d) SnO 2 u) MgOHBr v) NaLiSO 4 e) K 2O 2 f) Mn 3O 4 g) SrO 4 h) NaOH i) Al(OH) 3 j) Ba(OH) 2 k) Fe(OH) 3 8

9 Principais ácidos, suas aplicações e características Ácido fluorídrico (HF) Nas condições ambientes, é um gás incolor que tem a característica de corroer o vidro, quando em solução aquosa. Por esse motivo, em laboratórios, deve ser guardado em frascos plásticos, sendo usado para fazer gravações em cristais e vidros. A reação pode ser representada por: SiO 2 + 4HF Vidro Ácido clorídrico (HCl) SiF 4 + 2H 2O O ácido clorídrico consiste no gás cloreto de hidrogênio, que é bastante solúvel, dissolvido em água. Quando impuro, é vendido no comércio com o nome de ácido muriático, sendo usado principalmente na limpeza de pisos e de superfícies metálicas antes do processo de soldagem. Na extração de petróleo, o ácido clorídrico é introduzido no bolsão rochoso, dissolvendo uma parte das rochas e facilitando o fluxo do petróleo até a superfície. Algumas vezes, esse procedimento pode ajudar a tornar o poço de petróleo mais rentável. Ácido sulfídrico (H 2S) É um gás venenoso, incolor, formado na putrefação de substâncias orgânicas naturais que contenham enxofre, sendo responsável em grande parte pelo cheiro de ovo podre. Queima no ar, com chama azul, produzindo SO 2 e H 2O. É encontrado em pequenas quantidades em algumas águas minerais (sulfurosas), e sua utilização é restrita a processos de análises químicas. Ácido cianídrico (HCN) É o nome com que se indica uma solução aquosa do gás cianídrico, que é incolor, com cheiro característico de amêndoas amargas. Por ser muito venenoso, esse gás é utilizado nas execuções em câmara de gás. Entre 1940 e 1967 foi utilizado para executar 521 pessoas nos Estados Unidos, e ainda é utilizado em alguns estados americanos para essa finalidade. A toxicidade é explicada pela presença do íon cianeto (CN - ). Ácido carbônico (H 2CO 3) É um ácido fraco, extremamente instável, que se forma somente em equilíbrio dinâmico entre a água e o gás carbônico. CO 2(g) + H 2O (l) H 2CO 3(aq) O gás carbônico presente no ar atmosférico combina-se com a água da chuva, formando o H 2CO 3, mesmo em ambientes não poluídos e na ausência de relâmpagos, o que nos leva a concluir que toda chuva é ácida. Ácido fosfórico (H 3PO 4) É um sólido incolor, que apresenta ponto de fusão igual a 42 C. No comércio, encontra-se geralmente na forma de um líquido viscoso (solução aquosa com cerca de 90% de ácido fosfórico). É usado na indústria de vidro, na tinturaria, nas indústrias de alimentos e na fabricação de fosfatos e superfosfatos usados como adubos (fertilizantes). O ácido fosfórico é utilizado na produção da Coca- Cola e de outros refrigerantes à base de cola (árvore da família das esterculiáceas, cuja semente contém alcalóides). Esse ácido é usado com 3 finalidades: atribuir à bebida um sabor ácido (acidulante); conservar o produto por mais tempo (conservante); aumentar a percepção do sabor doce. Ácido acético (H 3CCOOH) O ácido acético é um líquido incolor, de cheiro penetrante e característico, solúvel em água em todas as proporções, originando soluções ácidas fracas. É usado no dia-a-dia principalmente como condimento culinário. O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético de 3 a 7%. Ácido sulfúrico (H 2SO 4) É o ácido mais importante economicamente, conhecido como "burro de carga" da indústria química. Na década de 60, o grau de desenvolvimento industrial de um país era avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele produzia e consumia. O maior consumo de ácido sulfúrico se dá na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio. É, ainda, utilizado nas indústrias petroquímicas, de papel, de corantes etc. e nos acumuladores de chumbo (baterias de automóveis). Uma das principais propriedades do ácido sulfúrico é sua ação oxidante e, principalmente, desidratante, quando concentrado. Assim, ele carboniza os hidratos de carbono, como os açúcares, o amido e a celulose, o que ocorre devido à desidratação desses materiais. C 12H 22O 11 sacarose (açúcar comum) H 2SO4concentrado 12 C (s) + 11 H 2O (v) carvão Devido a essa sua ação desidratante, o ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos, produzindo sérias queimaduras na pele, com a formação de manchas 9

10 pretas ocasionadas pela carbonização. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido. Ele também faz parte da composição de um tipo de "chuva ácida" característica de ambientes poluídos. A soda cáustica não existe na natureza e a sua preparação é feita a partir do cloreto de sódio (NaCl), através da eletrólise, processo que veremos em Eletroquímica (volume 2). Ácido nítrico (HNO 3) Depois do ácido sulfúrico, o ácido nítrico é o mais fabricado e o mais consumido na indústria. Apresenta-se como um líquido incolor e fumegante no contato com o ar. Ataca com violência os tecidos animal e vegetal, produzindo manchas amareladas na pele. Seu manuseio, portanto, requer muito cuidado, pois seus vapores são muito tóxicos. O ácido nítrico tem ação oxidante mesmo quando diluído e a frio. Uma das suas mais importantes aplicações envolve a fabricação de explosivos, tais como nitroglicerina (dinamite); trinitrotolueno (TNT); e trinitrocelulose (algodão-pólvora). É, ainda, utilizado na fabricação de salitre, que é usado como fertilizante e na produção da pólvora negra, a qual, além dele, contém carvão e enxofre. Os salitres são representados pelas fórmulas: NaNO 3 e KNO 3. O ácido nítrico pode formar-se mesmo em ambientes não-poluídos, durante chuvas acompanhadas de relâmpagos. Nas metrópoles em que circulam muitos veículos com motor a explosão, o HNO 3 se forma em quantidades significativas, originando um tipo de "chuva ácida". Principais bases, suas aplicações e características Hidróxido de sódio NaOH O hidróxido de sódio é conhecido por soda cáustica, cujo termo cáustica significa que pode corroer ou, de qualquer modo, destruir os tecidos vivos. É um sólido branco, cristalino e higroscópico, ou seja, tem a propriedade de absorver água. Por isso, quando exposto ao meio ambiente, ele se transforma, após um certo tempo, em um líquido incolor. As substâncias que têm essa propriedade são denominadas deliquescentes. Quando preparamos soluções concentradas dessa base, elas devem ser conservadas em frascos plásticos, pois lentamente reagem com o vidro. Além disso, reagem também com óleos e gorduras e, por isso, uma das principais aplicações da soda cáustica é a produção de sabão e, também, a fabricação de produtos utilizados para desentupir pias e ralos. A soda cáustica converte as gorduras em uma substância solúvel e fluida, que é removida pela lavagem: óleo ou gordura + NaOH sabão + glicerina As outras aplicações do hidróxido de sódio estão relacionadas à indústria petroquímica, de fabricação de papel, de celulose, de corantes etc. Hidróxido de cálcio - Ca(OH) 2 O hidróxido de cálcio é conhecido por cal hidratada, cal extinta ou cal apagada. Nas condições ambientes, é um sólido branco, pouco solúvel em água. Sua solução aquosa é chamada água de cal e a suspensão de Ca(OH) 2 é chamada leite de cal. Essa base é consumida em grande quantidade nas pinturas a cal (caiação) e na preparação de argamassa (massa de assentamento de tijolos e recobrimento de paredes). Hidróxido de magnésio - Mg(OH) 2 O hidróxido de magnésio é um sólido branco, pouco solúvel em água. Quando disperso em água, a uma concentração de aproximadamente 7% em massa, o hidróxido de magnésio origina um líquido branco e espesso que contém partículas sólidas misturadas à água. A esse líquido damos o nome de suspensão, sendo conhecido também por leite de magnésia, cuja principal aplicação consiste no uso como antiácido e laxante. Hidróxido de amônio - NH 4OH O hidróxido de amônio não existe isolado, sendo obtido quando borbulhamos amônia (NH 3) em água, originando uma solução comercializada como amoníaco. NH 3(g) + H 2O (I) NH 4( aq ) + OH (aq) A amônia é um gás incolor, de cheiro irritante, presente numa mistura chamada inalador de amônia, usada para restabelecer pessoas desmaiadas. A amônia é utilizada na produção de ácido nítrico, o qual é aplicado na fabricação de fertilizantes e explosivos. ALGUNS SAIS IMPORTANTES Cloreto de sódio - NaC O cloreto de sódio é obtido pela evaporação da água do mar, na qual se encontra dissolvido em grande quantidade. Faz parte, também, do sal de cozinha, usado na nossa alimentação. Além do cloreto de sódio, há, no sal de cozinha, certa quantidade de iodetos ou iodatos de sódio (NaI, NaIO 3) e potássio (KI, KIO 3), cuja adição é obrigatória por lei, pois a falta de iodo no organismo pode provocar uma doença chamada bócio ("papo"). O sal de cozinha pode ser utilizado na conservação de carnes, de pescados e de peles. Na Medicina, é 10

11 utilizado na fabricação do soro fisiológico, que consiste numa solução aquosa com 0,92% de NaCl. No combate à desidratação, é usado como componente do soro caseiro: uma mistura de meio copo de água, uma colher de açúcar e duas colheres de sal de cozinha. O cloreto de sódio é a principal matéria prima usada na fabricação da soda cáustica (NaOH). Fluoreto de sódio NaF O fluoreto de sódio é usado como anticárie, pois inibe a desmineralização dos dentes tornando-os menos suscetíveis à cárie. Nitrato de sódio - NaNO 3 Esse sal é conhecido como salitre do Chile, sendo muito utilizado na fabricação de fertilizantes (adubos). A transformação do NaNO 3 em nitrato de potássio (KNO 3) permite a fabricação da pólvora negra, que é um dos explosivos mais comuns, e cuja composição, nas proporções adequadas, é: KNO 3 + carvão + enxofre Nitrato de amônio - NH 4NO 3 O nitrato de amônio pode ser utilizado como fertilizante e explosivo. Seu uso como explosivo era praticamente desconhecido pela maioria das pessoas até que uma mistura de NH 4NO 3 e óleo combustível foi usada em dois ataques terroristas nos Estados Unidos - o primeiro ao World Trade Center, em Nova Iorque (1993), e o segundo a um edifício da Receita Federal, em Oklahoma (1995). A partir desses atentados, várias medidas preventivas foram tomadas a fim de evitar que o nitrato de amônio - substância fundamental para a produção de fertilizantes fosse usado como explosivo. Uma dessas medidas obriga a adição de carbonato de cálcio ao nitrato de amônio comercializado, o que diminui o poder explosivo deste sal. Decomposição do nitrato de amônio: NH 4NO 3(s) Carbonato de sódio - Na 2CO 3 N 2O (g) + 2H 2O (g) O carbonato de sódio é conhecido por barrilha ou soda e comumente é utilizado no tratamento de água de piscina, na fabricação de sabões, remédios, corantes, papéis etc. Sua principal aplicação, no entanto, é na fabricação de vidro comum: fusão barrilha + calcário + areia vidro Ao aquecermos a mistura de barrilha, calcário e areia a 1500 C, obtemos uma mistura líquida de silicatos de sódio e cálcio. Quando essa mistura é resfriada rapidamente, produzimos uma estrutura amorfa. Essa estrutura amorfa é, na verdade, um líquido de alta viscosidade. Por não apresentar uma estrutura definida, costuma-se dizer que o vidro "escorre". Essa característica do vidro pode ser observada em alguns vitrais de igrejas e catedrais muito antigos. Bicarbonato de sódio - NaHCO 3 O bicarbonato de sódio é o nome comercial do carbonato ácido de sódio ou hidrogeno-carbonato de sódio. É um sólido de cor branca, sendo aplicado medicinalmente como antiácido estomacal, por ser capaz de neutralizar o excesso de ácido clorídrico (HCI) presente no suco gástrico. Nos principais antiácidos comerciais efervescentes, existem compostos, como o ácido tartárico, o ácido cítrico e outros que na presença do bicarbonato de sódio produzem efervescência. O bicarbonato de sódio é utilizado também como um dos componentes dos talcos desodorantes, pois reage com os ácidos liberados na transpiração, neutralizando-os. Carbonato de cálcio - CaCO 3 O carbonato de cálcio é encontrado em grande quantidade na natureza, constituindo o calcário e o mármore. A decomposição térmica do calcário irá produzir a cal viva e o gás carbônico: CaCO3 CaO + CO2 Além disso, o calcário é utilizado na fabricação do vidro comum e, também, na produção do cimento, quando misturado com argila e areia e submetendose essa mistura a aquecimento: calcário + argila + areia cimento (silicato de cálcio e alumínio) Uma aplicação da formação do carbonato de cálcio no nosso dia-a-dia ocorre quando pintamos paredes usando cal extinta Ca(OH) 2. Após a caiação, a cal extinta reage com o gás carbônico da atmosfera, originando uma película de carbonato de cálcio, insolúvel em água. Ca(OH) 2 + CO 2 CaCO 3 + H 2O O carbonato de cálcio também é usado na vinicultura, para diminuir a acidez do vinho, e na agricultura, para reduzir a acidez de solos (calagem). Quando adicionado a cremes dentais, age como abrasivo. Sulfato de cálcio - CaSO 4 Na 2CO 3 + CaCO 3 + SiO 2 cálcio silicatos de sódio e de Este sal pode ser encontrado na forma de sal anidro, ou seja, sem água (CaSO 4), ou de sal hidratado, isto é, com água (CaSO 4.2H 2O), sendo essa forma conhecida por gipsita. O aquecimento brando da 11

12 gipsita permite a obtenção do sulfato de cálcio semihidratado: CaSO 4.2H 2O CaSO 41/2H 2O + 3/2H 2O gesso Esse material, conhecido na Europa e nos Estados Unidos como plástico de Paris, é o gesso, utilizado na Medicina, na construção civil e na produção de moldes em Odontologia. Sulfato de magnésio - MgSO 4 Esse sal é encontrado dissolvido na água do mar, mas em quantidades menores que o cloreto de sódio e o cloreto de magnésio. Comercializado pelo nome de sal amargo é conhecido também por sal de Epsom, sua principal aplicação medicinal ocorre devido a sua ação laxativa. Fosfato de cálcio Ca 3(PO 4) 2 Encontrado na crosta da Terra, é um sal que constitui a matéria-prima utilizada na produção do elemento fósforo. Quando tratado com ácido sulfúrico, produz fertilizante fosfatado. A "farinha de osso" contém fosfato de cálcio obtido pela calcinação de ossos de animais. Hipoclorito de sódio NaClO Um dos usos industriais mais importantes desse sal é corno alvejante (branqueador). A sua solução aquosa tem a capacidade de remover a cor amarelada de tecidos e papéis, tornando-os brancos. No nosso dia-a-dia, é empregado na lavagem doméstica de roupas, com a mesma finalidade. Seu uso em quantidades excessivas altera as cores dos tecidos, tornando-os desbotados. Por ser um poderoso agente anti-séptico, é usado para a limpeza de residências hospitais etc. Essa propriedade é também responsável pelo seu uso no tratamento de água para consumo e de piscinas. Normalmente comercializado com o nome de cloro, de hipoclorito de sódio é um sólido branco. Durante as epidemias do cólera, recomendava-se sua adição em pequenas quantidades à água usada para beber ou lavar alimentos. Sua solução aquosa tem cheiro desagradável e provoca irritações na pele e nos olhos por esse motivo deve ser manuseada com cuidado. Alguns óxidos importantes Óxido de magnésio MgO Outro óxido básico que faz parte do nosso cotidiano é o óxido de magnésio ou magnésia (MgO). Ao ser misturado com água, o MgO forma o chamado leite de magnésia, que é um antiácido estomacal. A reação entre o óxido de magnésio e a água pode ser representada por: Óxido de magnésio hidróxido de magnésio MgO + H 2O Mg(OH) 2 Se considerarmos que o óxido de magnésio irá reagir com o ácido clorídrico presente no estômago, poderíamos representar a reação por: Óxido de Ácido cloreto de magnésio clorídrico magnésio MgO + 2HCl MgCl 2 + H 2O Dióxido de carbono - CO 2 A água mineral e os refrigerantes gaseificados contêm o gás carbônico que reage com a água, produzindo um meio ácido, de acordo com a equação: CO 2 + H 2O H 2CO 3 H + + HCO 3 O CO 2 é mais solúvel em água quando submetido a altas pressões. Por esse motivo, se deixarmos uma garrafa de refrigerante aberta, parte do CO 2 escapa, tornando o refrigerante "choco", ou seja, menos ácido. O CO 2 sólido é conhecido como gelo-seco e apresenta a propriedade da sublimação, sendo usado como recurso cênico em filmes de terror e shows de rock. Como o CO 2 é um óxido ácido e reage com bases, produzindo sal e água, podemos identificar sua presença no ar expirado borbulhando-o numa solução aquosa de Ca(OH) 2 (água de cal): CO 2 + Ca(OH) 2 CaCO 3 + H 2O A solução torna-se turva pela presença do sal insolúvel, o CaCO 3. Peróxido de hidrogênio - H 2O 2 O peróxido de hidrogênio, ou água oxigenada, é um líquido incolor, com viscosidade semelhante à de um xarope, que explode violentamente quando aquecido. As soluções aquosas diluídas de peróxido de hidrogênio são de uso comum. A solução aquosa a 3% de peróxido de hidrogênio é vendida em drogarias e utilizada como anti-séptico e alvejante. Os frascos de água oxigenada normalmente são escuros ou opacos, pois a luz provoca sua decomposição: 2H 2O 2(aq) LUZ 2H 2O (l) + O 2(g) Algumas pessoas utilizam a água oxigenada para clarear pêlos e cabelos. Soluções cuja concentração é superior a 30% de peróxido de hidrogênio são utilizadas industrialmente como alvejante de madeiras e fibras têxteis e, ainda, na propulsão de foguetes. 12

13 AGORA É A SUA VEZ: CONCEITO DE ARRHENIUS 01. Classifique as substâncias abaixo em ácido ou base segundo o conceito de Arrhenius. a) HClO 3 H (aq) + ClO 3 (aq) b) Mg(OH) 2 Mg 2 (aq) + 2OH (aq) c) HI + H 2O H 3O + + I - d) HNO 3 + H 2O H 3O + + NO 3 e) Al(OH) 3 Al 3 (aq) + 3OH (aq) O conceito de Arrhenius tem três limitações principais: Svante August Arrhenius ( ) ÁCIDOS são espécies que, em solução aquosa, liberam íons H + como único cátion. Ex: HBr (aq) H (aq) + Br (aq) H 2SO 4(aq) 2H (aq) + SO 2 4( aq ) É restrito a soluções aquosas. A água não é o único solvente a ionizar ácidos ou dissociar base. Não permite prever o caráter ácido de espécies químicas não hidrogenadas, bem como o caráter básico de espécies químicas que não contém hidroxila. Essas dificuldades começaram a ser sanadas quando Bronsted e Lowry propuseram a seguinte ampliação para o conceito de Arrhenius: CONCEITO DE BRONSTED-LOWRY BASES são espécies que, em solução aquosa, liberam íons OH - (hidroxila) como único ânion. Por isso são chamados também de hidróxidos. Ex: KOH (aq) K (aq) + OH (aq) Ba(OH) 2(aq) Ba 2 (aq) + 2OH (aq) Na verdade, os íons H + liberados pelos ácidos, se combinam com a água para formar íons H 3O +, chamados hidrônio ou hidroxônio: H + + H 2O H 3O +. Sendo assim, as equações de ionização dos ácidos dadas acima são mais completas se escritas em forma: Ex: HBr + H 2O H 3O + + Br - H 2SO 4 + H 2O 2H 3O + + SO 2 4 Johannes Nicolaus Bronsted Thomas Martin Lowry ( ) ( ) ACIDOS são espécies doadoras de prótons. BASES - são espécies receptoras de prótons. Note que o próton é apenas um átomo de hidrogênio sem o seu elétron. Ex: HCl + H 2O H 3O + + Cl - HIO + H 2O IO - + H 3O + Não existem dois ácidos ou duas bases no mesmo membro. 13

14 OBS: Certas substâncias, a depender do meio reacional, podem se comportar ora como ácidos, ora como base de Bronsted-Lowry são substâncias anfóteras ou anfipróticas. ÁCIDO BASE Cátion (+) Ânion ( ) Átomo central Átomo central pertence pertence à família 2A, à família 5A, 6A ou 7A 3A ou 4A Ex: HNO 3 + H 2O H 3O + + NO 3 HNO 3 + H 2SO 4 H 2NO 3 + HSO 4 AGORA É A SUA VEZ: 01. Classifique as substâncias abaixo em ácido ou base segundo o conceito de Lewis: a) Co +2 AGORA É A SUA VEZ: 01. Classifique as substâncias abaixo em ácido ou base segundo o conceito de Bronsted-Lowry. a) NH 3 + HSO 4 NH 4 + SO 4 b) PCl 3 c) MgCl 2 d) As -3 e) H 2O b) HCl + HF H 2F + + Cl - f) CO 2 c) HCN + H 2O H 3O + + CN - g) NH 4 h) O = CONCEITO DE LEWIS OBS: Os três conceitos vistos não são conflitantes. Na verdade um amplia o outro, de modo que podemos esquematizar: Lewis Bronsted-Lowry Arrhenius Gilbert Newton Lewis ( ) ÁCIDOS: são espécies capazes de receber um par de elétrons numa ligação covalente dativa. BASES: são espécies capazes de doar um par de elétrons numa ligação covalente dativa. Os ácidos ou bases de Arrhenius também serão ácidos ou bases de Bronsted e de Lewis. O inverso porém não é verdadeiro. Ex: NH 3; CH 4; S = ; K + ; 14

15 03. (UEFS) H 4Fe(CN) 6 Fe(OH) 3 Cu 2O Na 2SO 3 Segundo a IUPAC, a nomenclatura dos compostos acima é respectivamente: a) ácido ferricianídrico, hidróxido ferroso, óxido cúprico, sulfeto de sódio. b) ácido ferricianídrico, hidróxido férrico, óxido cúprico, sulfeto de sódio. c) ácido ferrocianídrico, hidróxido ferroso, óxido cuproso, sulfato de sódio. d) ácido ferricianídrico, hidróxido férrico, óxido cuproso, sulfito de sódio. e) ácido ferrocianídrico, hidróxido férrico, óxido cuproso, sulfito de sódio. 04. (UEFS) Ao contrário dos ácidos e das bases, vários sais podem ser encontrados em jazidas minerais, como por exemplo, o carbonato de cálcio, o nitrato de sódio, o fosfato de cálcio e o sulfeto ferroso, cujas fórmulas são respectivamente: a) Ca 2CO 3, NaNO 3, Ca 2(PO 4) 3, Fe 2S 3. b) Ca 2CO 3, NaNO 3, Ca 2(PO 4) 3, FeS 2. c) CaCO 3, NaNO 3, Ca 3(PO 4) 2, FeS. d) CaCO 3, Na 2NO 3, Ca 3(PO 4) 2, Fe 2S. e) CaCO 3, Na 2NO 3, Ca 3(PO 4) 2, FeS. 05. (UEFS) As fórmulas do ácido nítrico, do hidrogeno sulfato de potássio e do hidroxinitrato de magnésio são, respectivamente: VESTIBULARES DA BAHIA: 01. (UCSal) Os compostos do sódio NaH, NaOH, NaBr.2H 2O são, respectivamente, um a) ácido, uma base e um sal hidratado. b) hidreto, um hidróxido e um hidrato. c) hidrácido, um hidrato e um sal hidratado. d) ácido, um hidróxido e um sal anidro. e) hidreto, um hidrato e um hidróxido. 02. (UEFS) A nomenclatura dos compostos Fe 2O 3, HNC, Mn(OH) 2 e FeBr 3 é respectivamente: a) Óxido de ferro II, ácido cianídrico, hidróxido de manganês II, brometo de ferro III. b) Óxido de ferro III, ácido de isocianídrico, hidróxido de manganês II, brometo férrico. c) Óxido de ferro III, ácido cianídrico, hidróxido manganoso, brometo ferroso. d) Óxido ferroso, ácido isocianídrico, hidróxido mangânico, brometo férrico. e) Óxido férrico, ácido cianídrico, hidróxido de manganês II, brometo ferroso. a) KHSO 4, HNO 3, Mg(OH)NO 3. b) KHSO 4, Mg(OH)NO 3, HNO 3. c) HNO 3, Mg(OH)NO 3, KHSO 4. d) HNO 3, KHSO 4, Mg(OH)NO 3. e) Mg(OH)NO 3, HNO 3, KHSO (UNEB) Há correlação entre fórmula e nome da substância em Fórmula Nome a) HBr bromato de hidrogênio b) SiO 2 peróxido de silício c) KCl clorato de potássio d) NaH hidróxido de sódio e) PCl 3 tricloreto de fósforo Instruções: Para responder às questões de números 07 e 08, considere as substâncias químicas representadas pelas fórmulas: I. Mg(OH) 2 II. NaHCO 3 III. NaOH V. KCl IV. HCl 15

16 07. (UESB) São classificadas como sais SOMENTE as substâncias a) I e II b) II e III c) II e V d) III e IV e) IV e V 08. (UESB) São empregadas em medicamentos antiácidos estomacais as substâncias a) I e II b) I e IV c) II e V d) III e IV e) III e V 09. (Cairú) Algumas substâncias químicas estão presentes no cotidiano na forma de medicamentos mais simples, como Texto - KMnO 4, para problemas de pele; - NaHCO 3, antiácido; - H 2O 2, anti-séptico e desinfetante bactericida; - NaCI, soro fisiológico; - MgSO 4, laxante. Essas substâncias são, respectivamente, 01) permanganato de potássio, carbonato ácido de sódio, peróxido de hidrogênio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio. 02) manganato de potássio, carbonato de sódio, peróxido de hidrogênio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio. 03) permanganato de potássio, carbonato de sódio, óxido de hidrogênio, clorato de sódio e sulfito de magnésio. 04) manganato de potássio, carbonato ácido de sódio, peróxido de hidrogênio, clorato de sódio e sulfito de magnésio. 05) manganato de potássio, carbonato de sódio, óxido de hidrogênio, clorito de sódio e sulfeto de magnésio. O ácido nítrico comercial apresenta concentração 63% em peso e densidade 1,4g/ml, possui cor amarela devido à presença de NO 2 dissolvido. Esse ácido pode ser preparado pelo aquecimento, numa retorta, de uma mistura de ácido.e de sal, conforme a reação H 2SO 4 + NaNO 3 NaHSO 4 + HNO (São Camilo) Os sais envolvidos nessa reação são 01) nitrito de sódio e sulfito de sódio. 02) nitrito de sódio e sulfito ácido de sódio. 03) nitrito de sódio e bissulfito de sódio. 04) nitrato de sódio e sulfato ácido de sódio. 05) nitrato de sódio e sulfato de sódio. 11. (UNEB) As propriedades do famoso medicamento viagra estão associadas às descobertas dos recentes ganhadores do Premio Nobel de Medicina, relativas ao oxido nítrico, conhecido vasodilatador. É correto afirmar que o oxido nítrico 01) é o responsável pela destruição da camada de ozônio. 02) é o óxido de nitrogênio II. 03) é um óxido anfótero. 04) apresenta nitrogênio com nox igual a ) é um peróxido. 12. (UEFS) I. BaO 2 + H 2SO 4 afrio BaSO 4 + H 2O 2 II. CsO + HCl CsCl + H 2O III. N 2O 5 + H 2O 2HNO 3 Os óxidos das reações acima classificam-se, respectivamente, como: a) básico, básico e ácido. b) ácido, neutro e básico. c) peróxido, básico e ácido. d) salino, básico e ácido. e) neutro, ácido e básico. 13. (UEFS) Dos compostos abaixo, são, respectivamente, um óxido anfótero, um ácido diprótico, uma base forte e um sal halóide a) Na 2O, H 3PO 3, Zn(OH) 2, HCN. b) CO 2, H 3PO 4, NaOH, Al 2(SO 4) 3. c) SnO, H 2SO 4, Ba(OH) 2, KCN. d) ZnO, H 2S, NH 4OH, BaCl 2. e) CaO, HNO 3, Fe(OH) 3, Ba(ClO 4) 2. INSTRUÇÃO: Responda a questão 14 de acordo com o seguinte código: a) Apenas a afirmativa I é correta. b) Apenas a afirmativa II é correta. c) Apenas as afirmativas I e III são verdadeiras. d) Apenas as afirmativas II e III são verdadeiras. e) As afirmativas I, II e II são corretas. 14. (UEFS) I Os sais são compostos iônicos, sólidos a temperatura ambiente. II O hidróxido de amônio é base fraca, volátil e insolúvel em água. III O ácido permangânico é um oxiácido fraco e monoprótico. 16

17 15. (UEFS) O hidrogeno carbonato de potássio (bicarbonato de potássio) é utilizado na indústria farmacêutica, para produção de remédio antiácido, porque é um sal: a) duplo, quanto ao ânion. b) duplo, quanto ao cátion. c) de fórmula ácida e hidrólise básica. d) de fórmula ácida e hidrólise ácida. e) de fórmula básica e hidrólise básica. 16. (UEFS) 3H 2PO 3 + 2Al(OH) 3 Al 2(HPO 3) 3 + 6H 2O I II III IV Na reação representada acima, as substâncias I e II são, respectivamente: a) monoácido e dibase. b) monoácido e tribase. c) diácido e tribase. d) diácido e dibase. e) triácido e tribase. 17. (UEFS) O quadro abaixo apresenta o produto da reação dos óxidos X, Y e Z com água, ácido e base. ÓXIDO ÁGUA ÁCIDO BASE X Y Z Base + água Base - sal + H 2O 2 sal + H 2O sal + H 2O - - sal + H 2O Os óxidos X, Y e Z classificam-se, respectivamente, como: a) básico, neutro, ácido. b) peróxido, básico, anfótero. c) básico, básico, anfótero. d) peróxido, neutro, anfótero. e) peróxido, neutro, ácido. 18. (UEFS) O caráter, ácido base dos compostos, é um valor relativo, por isso é mais correto falar-se em caráter ácido mais acentuado ou caráter básico mais acentuado. Com base nesse critério, é correto afirmar-se: I. FeO é mais básico que Fe 2O 3 II. H 2SO 4 é ácido mais forte que H 2SO 3 III. Al 2O 3 é mais básico que Na 2O IV. CO 2 é menos ácido que N 2O 5 V. HClO 4 é ácido mais forte que H 2SO (UEFS) O cimento portland, utilizado na indústria da construção civil, é uma mistura complexa formada, principalmente, por silicatos. A análise do cimento revela a presença de diversos elementos, sob forma de óxidos, como CaO, MgO, SO 3, Al 2O 3 e Fe 2O 3. Em relação a esses óxidos, são classificados como anfóteros: 01) CaO e SiO 2. 02) Al 2O 3 e Fe 2O 3. 03) SO 3 e CaO. 04) MgO e SO 3. 05) SiO 2 e MgO. 20. (UCSal) A partir da água do mar (rica em íons Mg 2+ ) obtém-se o hidróxido de magnésio, constituinte do chamado "leite de magnésia", Mg(OH) 2. Para isso pode-se acrescentar, à água do mar, quantidades apropriadas de água de cal, que é solução. a) básica. b) ácida. c) neutra. d) oxidante. e) redutora. INSTRUÇÃO: Para responder a questão 18, identifique as afirmativas verdadeiras e marque, na folha de respostas, o número correspondente à alternativa correta, considerando o seguinte código: 01) Apenas as afirmativas I e III são verdadeiras. 02) Apenas as afirmativas II, III e V são verdadeiras. 03) Apenas as afirmativas II, IV e V são verdadeiras. 04) Apenas as afirmativas I, II, IV e V são verdadeiras. 05) Todas as afirmativas são verdadeiras. 21. (UEFS) Os óxidos estão presentes em muitos minerais existentes na crosta terrestre. Dentre estes, tem-se a pirolusita, MnO 2, a cassiterita SnO 2, a bauxita, Al 2O 3 hidratado e a hematita, Fe 2O 3. Em relação a esses óxidos, pode-se afirmar: a) Fe 2O 3 é classificado como óxido ácido. b) SnO 2 e Al 2O 3 são classificados como óxidos básicos. c) MnO 2, SnO 2 e Al 2O 3 reagem com ácidos e bases fortes. d) SnO 2 e Al 2O 3 são solúveis em água. e) MnO 2 e Fe 2O 3 reagem com água formando íons Mn 2+ e Fe

18 22. (UEFS) Uma determinada substância apresenta as seguintes propriedades: I. Reage com um ácido, produzindo sal e água. II. Em presença de água, reage e dissocia-se totalmente, formando uma solução iônica. III. Quando em solução aquosa, torna vermelha a solução de fenolftaleína. Essa substância é: a) base volátil. b) sal de reação ácida. c) sal predominantemente iônico. d) óxido de um elemento do grupo 1A. e) base de um elemento do grupo 2A. 23. (UEFS) São substâncias químicas comumente utilizadas para neutralizar solos de elevada acidez: a) CaCO 3, MgCO 3, CaO. b) CaCO 3, CO 2, BaO. c) Br 2O 3, Cl 2O 3, Al 2O 3. d) Na 2SO 4, FeCl 2, CaCO 3. e) KCl, Fe(NO 3) 2, ZnO. 24. (UEFS) Lâmpada Fonte O esquema apresentado na figura indica que para a lâmpada acender, é necessário que tenha eletrólitos nos recipientes I e II. As soluções ou substâncias que poderiam ser usadas para que a lâmpada acendesse são: 01) NaCl (aq) e C 6H 12O 6(aq) 02) C 6H 12O 6(aq) e HNO 3(aq) 03) NaCl (s) e C 6H 12O 6(aq) 04) NaCl e KCl 05) Na 2SO 4(aq) e CCl (UEFS) O sal marinho é o produto mais importante extraído da água do mar. A partir dele pode se obter, através de reações químicas outras substâncias utilizadas como matéria prima na indústria química tais como H 2, Cl 2, HCl, NaClO e NaOH. Em relação a essas substâncias e suas propriedades é correto afirmar: 01) O cloro é encontrado, a 25ºC e 1atm no estado líquido. 02) O HCl apresenta ligação iônica. 03) O NaClO é um composto iônico. 04) O NaOH é uma base fraca. 05) O hidrogênio é pouco reativo. 26. (UCSal) Um papel absorvente embebido com água torna-se bom condutor de corrente elétrica, desde que a água a) contenha açúcares dissolvidos. b) seja água pesada. c) seja água destilada. d) tenha sais precipitados. e) tenha sais dissolvidos. 27. (UCSal) Na água do mar, o elemento cloro encontra-se sob a forma de: I. íon de carga negativa II. gás III. perclorato Dessas afirmações, APENAS a) II e III são corretas. b) I é correta. c) II é correta. d) III é correta. e) I e II são corretas. 28. (UNEB) Dois fios de cobre imersos em uma solução aquosa contida em recipiente de vidro conforme figura abaixo, poderá funcionar como uma resistência variável (de um circuito elétrico), aproximando ou afastando um fio de cobre do outro. Fios de cobre solução aquosa recipiente de vidro Pra isto, a solução aquosa poderá ser de: I. açúcar comum II. soda cáustica III. ácido sulfúrico Dessas afirmações, APENAS a) I é correta. b) II é correta. c) III é correta. d) I e II são corretas. e) II e III são corretas. 18

19 29. (UEFS) Gás incolor, que reage violentamente com os elementos enxofre, fósforo e halogênio formando fluoretos e óxidos. Essa informação é sobre o composto químico de fórmula OF 2, que é: a) um ácido. b) um redutor. c) uma base. d) um óxido. e) um oxidante. 30. (UCSal) Em água, anilina (C 6H 5NH 2) é uma base fraca, portanto pouco ionizada: C 6H 5NH 2 + H 2O C 6H 5NH 3 + OH - Em qual dos líquidos apresentados abaixo, a ionização da anilina seria praticamente total? a) Benzeno. b) Etanol. c) Ácido acético. d) n-hexano. e) Água de cal. Instrução: Responda a questão 31 de acordo com o seguinte código: a) Apenas a afirmativa I é correta. b) Apenas a afirmativa II é correta. c) Apenas as afirmativas I e III são corretas. d) Apenas as afirmativas II e III são corretas. e) As afirmativas I, II e III são corretas. 31. (UEFS) I. Ácidos de Lewis é toda espécie química capaz de aceitar pares de elétrons. II. Base de Arrhenius é toda espécie química que sofre dissociação iônica e libera OH -. III. Ácido de Bronsted Lowry é toda espécie química capaz de doar H (UEFS) O conceito de ácido e base foram aperfeiçoados ao longo do tempo, principalmente a partir das contribuições expressivas de S. Arrhenius, J. N. Bronsted, T. M. Lowry e G. N. Lewis, pesquisadores contemporâneos. Em relação a esses conceitos, pode-se afirmar: 01) Na reação NH 3 + H 2O NH 4 + OH -, NH 3 é ácido, segundo S. Arrhenius. 02) Na reação HNO 3 + H 2SO 4 H 2ONO 2 + HSO 4, HNO 3 e HSO 4 são bases, segundo o conceito de J. N. Bronsted e T. M. Lowry. 03) Segundo G. N. Lewis, ácidos são espécies químicas que doam um par eletrônico, numa reação química. 04) Na reação Ag + + 2NH 3 Ag(NH 3) 2, NH 3 é ácido de G. N. Lewis. 05) Na reação AlCl 3 + Cl - AlCl 4, Cl - e AlCl 4 são bases conjugadas, segundo o conceito de G. N. Lewis. 33. (UEFS) I. HCl (aq) + NH 3(aq) NH + 4(aq) + Cl - (aq) II. NH 3(aq) + H 2O (l) NH + 4(aq) + OH - III. HCl (aq) + H 2O (l) H 3O + (aq) + Cl - (aq) Com base nas reações representadas pelas equações acima e nos conceitos de Bronsted- Lowry, é correto afirmar que a água comporta-se como: a) base em I e II. b) ácido em I e III. c) ácido em III e base em I. d) base conjugada em II. e) doador de prótons em II e receptor em III. 34. (UCSal) Para se obter uma base de Arrhenius, basta juntar a) amônia com cloreto de hidrogênio. b) cloreto de sódio com ácido clorídrico concentrado. c) amônia com água. d) hidrogênio com cloro. e) cloro com sódio metálico. 35. (Facs) A) NaOH + H 2O Na (aq) + OH (aq) B) NH 3(g) + H 2O (I) NH 4( aq ) + OH (aq) Considerando-se as reações A e B, assinale a alternativa correta. 01) A e B representam dissociação de bases. 02) NH 4 é o ácido conjugado da base OH -. 03) NH 3 é composto iônico, pois se dissocia. 04) NH 3 e NaOH são eletrólitos. 05) NH 3 possui ligações covalentes apolares. QUESTÓES 36 e 37 A fumaça do cigarro é uma mistura de gases e minúsculas partículas em suspensão produzidas pelo processo de combustão. Entre as substâncias presentes na fumaça do cigarro, tem-se CO 2, CO, NH 3, H 2S, HCN, hidrocarbonetos comuns, álcoois e fenóis. Destacam-se ainda como componentes dessa mistura alguns ácidos voláteis, como ácido fórmico, ácido acético e o ácido benzóico. 36. (Cairú) Considerando-se os componentes inorgânicos da fumaça do cigarro, pode-se afirmar: 01) O monóxido de carbono e o dióxido de carbono são compostos obtidos, respectivamente, pela combustão completa e incompleta do carbono. 02) A amônia pode ser classificada como um ácido de Lewis. 03) Os ácidos inorgânicos mencionados são ácidos fortes. 04) Os ácidos sulfídrico e cianídrico dissolvidos em água ionizam-se, formando, respectivamente, sulfato e cianeto. 05) Todos os compostos atados são moleculares. 19

20 37. (Cairú) Considerem-se as reações de equilíbrio I. HCl (g) + NH 3(g) NH 4 + (s) + Cl - (s) ll. NH 3(g) + - C CH (s) NH - 2(s) + HC CH (g) Sobre amônia, nos equilíbrios representados acima, marque a alternativa correta. 01) É uma base de Bronsted-Lowry, em II. 02) É uma substância anfiprótica. 03) É ácido de Arrhenius, em II. 04) É um ácido de Lewis, em I. 05) Os seus pares conjugados em I e II são, respectivamente, Cl - (s) e HC CH. GABARITO: B B E C D E C A C C A B B B A C E A E B E E 3 C E 02 E C (Facceba) NH 3(g) + H 2O (l) NH 4(aq) + + OH - (aq) Com relação às ligações químicas, às teorias ácido-base e com base na reação acima, pode-se afirmar: 01) De acordo com Bronsted-Lowry, a amônia é um ácido e a água é uma base. 02) A reação representa uma neutralização de Arrhenius. 03) O íon amônio está atuando como receptor de prótons. 04) As ligações químicas existentes nas moléculas da amônia e da água são covalentes simples. 05) As ligações químicas existentes nas moléculas da amônia e da água são apolares. 39. (Facceba) 1)Na + 2)ClO - 3)OH - 4)H + 5)NO 3 Dos íons acima, o número máximo de compostos pertencentes, respectivamente, às funções ácido, base e sal que se pode formar, combinando-se dois íons (um positivo e um negativo), é: 01) 3, 2 e 2. 02) 1, 1 e 1. 03) 1, 2 e 3. 04) 2, 3 e 1. 05) 2, 1 e 2. 20

21 Reação Química é o processo de transformação de uma substância em outra. Cada grupo de reação tem uma classificação, sendo as mais comuns as quatro que veremos a seguir: REAÇÕES DE ADIÇÃO OU SÍNTESE Quando duas ou mais substancias combinam-se para formar uma única nova substancia. AGORA É A SUA VEZ: 01. Complete as reações abaixo: a) Na + O 2 b) Zn + O 2 c) Li + O 2 d) CaO + H 2O e) K 2O + H 2O Exemplos: A + B AB H 2 + I 2 2HI Na 2O + SO 3 Na 2SO 4 NH 3 + HCl NH 4Cl Dentre as reações de adição, as mais importantes são Elemento + O 2 óxido do elemento Óxido básico + água base Óxido ácido + água ácido TREINAMENTO DE SALA: 01. Complete as reações abaixo: f) Cs 2O + H 2O g) SO 3 + H 2O h) N 2O 3 + H 2O i) P 2O 5 + H 2O j) I 2O 3 + H 2O REAÇÕES DE DECOMPOSIÇÃO OU ANÁLISE São aquelas em que uma única substância é decomposta em duas ou mais substâncias. Ela pode ser entendida como o inverso da adição, sendo representada genericamente pela equação. a) Mg + O 2 AB A + B b) K + O 2 c) Ag + O 2 d) Rb 2O + H 2O e) SrO + H 2O Obs.: Toda decomposição que estudaremos libera CO 2, H 2O ou substâncias simples. H, N, O e os halogêneos (7A), quando substâncias simples devem ser escritos sempre com dois átomos. TREINAMENTO DE SALA: 01. Complete as reações abaixo: a) CaCO 3 f) BaO + H 2O g) SO 2 + H 2O b) H 2SO 4 c) NH 3 d) H 2CO 3 h) N 2O 5 + H 2O i) P 2O 3 + H 2O j) Cl 2O 7 + H 2O e) H 2O 2 f) NaCl g) H 2O h) K 2CO 3 21

22 AGORA É A SUA VEZ: 01. Complete as reações abaixo: a) K 2CO 3 b) HCl c) NH 4OH d) NO e) H 2SO 3 f) BaCO 3 g) H 4P 2O 7 h) H 2S i) CCl 4 TREINAMENTO DE SALA: 01. Complete as reações abaixo: a) Zn + HCl b) Ni + CuBr 2 c) Na + H 2SO 4 d) Al + AgNO 3 e) Br 2 + HI f) S + HF g) Hg + NaCl h) Cl 2 + Ca 3N 2 j) KBrO 3 REAÇÕES DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA São aquelas nas quais uma substância simples reage com uma substância composta, originando uma nova substância simples e outra substância composta. Tais reações podem genericamente ser representadas pela equação: AB + C + B Para esse tipo de reação, devemos considerar: Metal desloca metal ou H. Ametal desloca ametal AC Obs.: Um elemento precisa ser mais reativo que o outro para poder deslocá-lo. Para sabermos, portanto, se uma reação de deslocamento ocorre ou não, é útil conhecer as filas de reatividades. AGORA É A SUA VEZ: 01. Complete as reações abaixo: a) Ca + Fe(ClO 3) 3 b) Au + H 2SO 4 c) I 2 + HCl d) F 2 + HBr e) K + Al 2(SO 4) 3 f) Na + H 2O g) Cl 2 + HI h) S + HF FILA GENÉRICA DE REATIVIDADE DOS METAIS (eletropositividade) Metais Nobres Alcalinos, Alc. Terrosos, Al, Zn,..., H,Bi,Cu,Hg,Ag,Pt,Au Eletropositividade decrescente Um caso particular importante, a ser considerado na fila de reatividade dos metais, é o caso do hidrogênio. Todos os metais que vêm antes do hidrogênio, nessa fila, conseguem deslocar o hidrogênio dos compostos onde ele se encontra. FILA GENÉRICA DE REATIVIDADE DOS NÃO-METAIS (eletronegatividade) F O N Cl Br I S P... Eletronegatividade decrescente 22

23 02. Escreva as equações de ionização ou dissociação abaixo: REAÇÕES DE DUPLA TROCA a) HCl (aq) b) NaOH (aq) c) NaCl (aq) d) H 2SO 4(aq) e) Ca(OH) 2(aq) f) Al 2(SO 4) 3(aq) g) H 3PO 4(aq) h) Pb(OH) 4(aq) São aquelas em que dois compostos reagem, permutando entre si dois elementos ou radicais, resultando desse modo dois novos compostos. Genericamente podem ser representados pela equação: AB + CD AD + CB A reação de dupla troca ocorre sempre que pelo menos um produto seja: menos solúvel que pelo menos um dos reagentes. mais volátil que pelo menos um dos reagentes. menos dissociado (ácido ou base mais fracos) que pelo menos um dos reagentes. i) AlPO 4(aq) j) H 4SiO 4(aq) AGORA É A SUA VEZ: 01. Escreva as equações de ionização ou dissociação abaixo: a) HNO 3(aq) TREINAMENTO DE SALA: 01. Complete as reações abaixo: a) NaCl + KOH b) NaOH + H 2SO 4 c) CaS + HCl b) Al(OH) 3(aq) d) H 3PO 4 + Na 2S c) Pb 3(PO 4) 4(aq) e) Al 2(SO 4) 3 + Sn(ClO) 4 d) H 2SO 3(aq) e) Mg(OH) 2(aq) f) CaCO 3(aq) f) Ca(OH) 2 + Fe 3(PO 4) 2 g) Pb(NO 3) 2 + NaI h) Na 2SO 4 + BaCl 2 g) H 4P 2O 7(aq) i) KOH + FeCl 3 h) Al(ClO 4) 3(aq) j) LiCN + HCl 23

24 AGORA É A SUA VEZ: 01. Complete as reações abaixo: VOCÊ SABIA? a) NaNO 3 + H 2SO 4 b) H 3PO 4 + KCN c) FeCl 3 + LiOH d) Al(IO 3) 3 + Cu(NO 2) 2 e) Pb(BrO 2) 2 + Na 2SO 4 f) NH 4Cl + LiOH g) NaCl + AgNO 3 h) NH 4Cl + KOH i) Pb(NO 3) 2 + CaI 2 j) Al 2(SO 4) 3 + Ba(NO 3) 2 A descoberta do O 2 deve-se a Joseph Priestley ( ) que, em1774, submeteu o óxido de mercúrio II, um sólido alaranjado, à calefação. Esse óxido se decompõe com facilidade (assim como todos os óxidos de metais mais nobres que o hidrogênio). calor 2HgO (s) 2Hg (l) + O 2(g) O oxigênio é extraído industrialmente a partir do ar atmosférico. Em laboratório é obtido pelo aquecimento de sais como o clorato ou nitrato de potássio. calor 2KClO 3(s) 2KCl (s) + 3O 2(g) 2KNO 3(s) calor 2KNO 2(s) + O 2(g) Para comprovar a existência de O 2 num recipiente, aproxima-se deste um palito em brasa. Se existir O 2, ocorrerá o avivamento da brasa e / ou um aumento de luminosidade. O hidrogênio é obtido em laboratório pela reação entre um metal e um ácido. O seu descobridor, em 1766, foi Henry Cavendish ( ) ao mostrar que o ar é inflamável, resultando da ação do ácido sulfúrico ou do ácido clorídrico (conhecido na época como espírito do sal) sobre zinco, estanho ou ferro, produzia a mesma substância. A acidez do solo é controlada pela adição de sais. Se o solo for ácido, adiciona-se um sal de caráter básico (por exemplo, NaHCO 3); se for básico, uma sal de caráter ácido (por exemplo, NH 4Cl). O NaHCO 3 apesar de ser um sal ácido tem caráter básico. Ele é usado como antiácido estomacal, pois reage com o ácido clorídrico existente no estômago: NaHCO 3(aq) + HCl (aq) NaCl (aq) + H 2O (l) + CO 2(g) produzindo um sal NaCl de caráter neutro, além de gás carbônico. É por isso que, após ingerir antiácido, se tem a sensação de estar com o estômago estufado e com necessidade de arrotar. Os extintores de incêndio à base de espuma contêm recipientes separados de ácido sulfúrico, bicarbonato de sódio e um agente espumante. Ao ser virado, o extintor permite o contato entre o ácido e o sal, produzindo CO 2, que sai com a mistura espumante que se expande e abafa a chama. As reações a frio, de ferro ou de alumínio com a água, apesar de se processarem em pequena extensão, são, em parte, responsáveis pelo enferrujamento do ferro e pela película escura que em uma caneca de alumínio adquire ao ser deixada com água. 24

25 Um vazamento de hidrogênio pode produzir problemas sérios. Isto porque o H 2 e o O 2, presentes no ar, não reagem à temperatura ambiente, mas próximos a uma fonte de calor a reação é imediata e explosiva. Foi assim que o dirigível Hindenburg explodiu no início do século XX. As amálgamas (ligas de mercúrio) são usadas em obturações dentárias, pois o mercúrio contido não reage com os ácidos presentes na saliva, nos líquidos e nos alimentos que levamos à boca. VESTIBULARES DA BAHIA: 01. (UEFS) A argamassa, mistura de cimento, areia e água, após moldada passa por um processo de endurecimento que pode ser representado pela reação CaO (s) + H 2O (l) Ca(OH) 2(s) Essa reação é classificada como de 01) hidrólise 02) deslocamento 03) decomposição 04) oxi-redução 05) hidratação 02. (UEFS) I. S + O 2 SO 2(g) II. SO 2(g) O2 SO 3 III. SO 3 + H 2O H 2SO 4 As reações I, II e III acima representam o processo de produção de: a) dióxido de enxofre. b) ácido sulfúrico. c) trióxido de enxofre. d) ácido sulfídrico. e) ácido sulfuroso. 03. (UEFS) O produto da neutralização total do ácido fosfórico pelo hidróxido ferroso é: a) FePO 4 + 3H 2O. b) Fe 3(PO 3) 2 + 6H 2O. c) Fe(PO 3) 2 + 2H 2O. d) Fe 3(PO 3) 2 + 6H 2O. e) Fe 3(PO 4) 2 + 3H 2O. INSTRUÇÃO: Responda a questão 04 de acordo com o seguinte código: a) Apenas a afirmativa I é correta. b) Apenas a afirmativa II é correta. c) Apenas as afirmativas I e III são verdadeiras. d) Apenas as afirmativas II e III são verdadeiras. e) As afirmativas I, II e II são corretas. 04. (UEFS) I A reação de ácido bórico com hidróxido férrico, na proporção de 1:1, é de neutralização parcial. II A síntese do carbonato de cálcio ocorre sem variação do número de oxidação. III O deslocamento do hidrogênio do ácido clorídrico pela prata é uma reação de simples troca. 05. (UEFS) Considerando-se as reações I. CaO + H 2O Ca(OH) 2. II. CO 2 + H 2O H 2CO 3. III. H 2SO 4 + NaOH NaHSO 4 + H 2O. É correto afirmar: 01) CaO é um óxido ácido. 02) NaHSO 4 é um sal neutro. 03) III é uma neutralização total. 04) I é uma reação de análise. 05) A reação de Ca(OH) 2 com H 2CO 3 forma um precipitado. INSTRUÇÃO: Para responder as questões 06 e 07, identifique as afirmativas verdadeiras e marque, na folha de respostas, o número correspondente à alternativa correta, considerando o seguinte código: 01) Apenas as afirmativas I e III são verdadeiras. 02) Apenas as afirmativas II, III e V são verdadeiras. 03) Apenas as afirmativas II, IV e V são verdadeiras. 04) Apenas as afirmativas I, II, IV e V são verdadeiras. 05) Todas as afirmativas são verdadeiras. 06. (UEFS) Um estudante de química realizou a seguinte seqüência de operações: a) dissolveu óxido de sódio sólido em água, obtendo solução A. b) sobre a solução A, adicionou solução de ácido sulfúrico em quantidade suficiente para completar a reação, obtendo uma solução B. c) a solução B, adicionou a solução de cloreto de bário, obtendo um precipitado branco, filtrandose o sistema final. d) o líquido resultante da filtração foi evaporado ate sobrar um resíduo branco. Desses experimentos, pode-se afirmar: I. O precipitado branco formado na operação c é BaSO 4. II. A operação a produz um ácido. III. O resíduo branco proveniente da etapa d é o NaCl. IV. O resíduo branco proveniente da etapa d é o Na 2SO 4. V. O precipitado branco formado na operação c é NaCl. 25

26 07. (UEFS) A análise de uma amálgama, usado na restauração de dentes, revelou a presença de 40% (em massa) de mercúrio, completando-se os 100% com prata e estanho. A partir dos dados acima, pode-se afirmar: I. O mercúrio é usado, porque não reage com o ácido da saliva. II. Uma obturação de 1g contém 0,4g de Hg. III. A prata é mais reativa que o hidrogênio, e sua presença nessa liga é apenas como estabilizante. IV. A prata é denominada metal nobre, porque é menos reativa que o hidrogênio. V. O ouro pode ser usado nas restaurações dentárias, pois é também um metal nobre. 08. (UCSal) A reação de sulfeto de sódio com água produz um hidróxido e desprendimento de: a) sulfeto de hidrogênio. b) trióxido de enxofre. c) dióxido de enxofre. d) enxofre. e) hidrogênio. 09. (UEFS) As obturações dentárias são feitas com um material denominado amálgama, que é uma mistura de mercúrio com outros metais. Com relação a constituição do amálgama é correto afirmar: 01) Pode-se usar qualquer metal duro, para resistir a mastigação. 02) Deve-se usar metais menos reativos que o hidrogênio. 03) O metal usado deve reagir com o Hg, para formar uma ligação resistente. 04) Pode-se adicionar um ametal, para evitar corrosão. 05) Os metais usados são, principalmente, Mg e Zn. 10. (UEFS) Com base nas reações e propriedades das substâncias inorgânicas, é correto afirmar: 01) 2Na (s) + 2H 2O (l) 2NaOH (aq) + H 2(g) é uma reação de oxi-redução. 02) O cobre é um metal que é corroído pelo HCl. 03) Reagindo-se FeCl 2(aq) + 2KOH (aq), obtêm-se dois precipitados. 04) AgNO 3(aq) + NaCl (aq) NaNO 3(aq) + AgCl (s) é de decomposição. 05) Todos os metais reagem com o hidrogênio. 11. (UCSal) Na reação de alumínio metálico com ácido clorídrico diluído, cada átomo de alumínio tem seu número de oxidação alterado de: a) 0 para +1. b) 0 para +3. c) +1 para 0. d) +3 para 0. e) +3 para (UCSal) Frascos contendo sais, óxidos ou hidróxidos, sólidos, não devem ser deixados abertos ao ar pois estes compostos podem ser impurificados pela poeira e alguns deles podem interagir com: I. dióxido de carbono II. água III. argônio IV. nitrogênio Dessas afirmações são corretas, SOMENTE: a) III e IV. b) II e IV. c) II e III. d) I e III. e) I e II. 13. (UCSal) A obtenção do mercúrio utilizado nos termômetros clínicos se dá pelo aquecimento do cinábrio (HgS) em presença de oxigênio (O 2). Para cada mol de cinábrio que reage formam-se: a) um mol de óxido de mercúrio e um mol de dióxido de enxofre. b) dois mols de mercúrio e dois mols de dióxido de enxofre. c) um mol de mercúrio e um mol de enxofre. d) dois mols de mercúrio e dois mols de enxofre. e) um mol de mercúrio e um mol de dióxido de enxofre. 14. (UCSal) A reação que completa o conjunto de reações que ocorrem no método de obtenção de ácido nítrico a partir de nitrogênio, hidrogênio e oxigênio é: a) 3NO 2 + H 2O 2HNO 3 + NO. b) 2NO 2 + 2H 2O 2HNO 3 + H 2. c) 2NO 2 + H 2 2HNO 2. d) 2NO + H 2 + O 2 2HNO 2. e) 2NO + 2H 2O 2H 2NO (UCSal) Dentre os compostos seguintes HCl, HNO 3, NaOH e Ca(OH) 2, pela ação de um ácido forte sobre o sal anidro podem ser obtidos, SOMENTE: a) HCl. b) NaOH e HCl. c) HCl e HNO 3. d) NaOH e Ca(OH) 2. e) (E) NaOH. 26

27 16. (UCSal) Dentre os gases NH 3, NO 2 e N 2O, quando borbulhados em água, o que apenas se dissolve, o que reage formando base e o que reage formando ácido são, respectivamente: a) NO 2, N 2O e NH 3. b) NH 3, NO 2 e N 2O. c) N 2O, NH 3 e NO 2. d) NH 3, N 2O e NO 2. e) NO 2, NH 3 e N 2O. Instrucões: Para responder a questão de número 17 considere as informações que seguem. Em uma drogaria foi adquirido um frasco de produto rotulado como "Amoníaco em pó". Na descrição do produto lê-se o seguinte: COMPOSIÇÃO: bicarbonato de amônio a 99,0% USO ALIMENTÍCIO: como fermento em pó. ARMAZENAMENTO: manter longe do calor e umidade. 17. (UCSal) A utilização de tal produto (NH 4HCO 3) como fermento em pó é possível porque em um forno doméstico ele se decompõe em três substâncias no estado gasoso que permitem a expansão da massa. Nessa decomposição, o reagente e os produtos estão todos em proporção estequiométrica, em mol, de 1:1. Portanto, os gases resultantes da decomposição do fermento são: Água do mar a) NH 3, CO 2 e H 2O. b) NH 3, CO e H 2. c) N 2, H 2 e CO. d) NH 3, CO e CO 2. e) H 2, O 2 e CO. Instruções: Para responder a questão de número 18 considere o seguinte esquema: + Água de cal filtração calcinação 18. (UCSal) Nesse esquema, X, Y e Z são, respectivamente: a) MgO, MgCl 2 e Cl 2. b) MgO, MgH 2 e H 2. c) CaO, CaCl 2 e Cl 2. d) Mg, MgO e O 2. e) Ca, CaO e CaCl 2. hidróxido de magnésio ácido clorídrco/ secagem magnésio X Y Eletrólise ígnea Z 19. (UESC) Os produtos químicos são transportados pelas fábricas com o máximo cuidado. No entanto, em caso de acidente com o ácido, por exemplo HCl, a área deve ser recoberta com cal (CaO). A respeito da reação química que ocorre, pode-se afirmar: 01) É uma reação de neutralização. 02) Há formação apenas de cloreto de cálcio. 03) Tem-se 2 moles de óxido de cálcio, para cada mol de ácido clorídrico. 04) É 1:1 a razão molar da reação. 05) Formam-se 2 moles de água para cada mol de ácido derramado. 20. (UCSal) Um exemplo de reação em cadeia é a transformação de H 2 e Cl 2 em HCl, que se dá pelo seguinte mecanismo: Iniciação: Cl 2 2Cl Propagação: Cl + H 2 HCl + H H + Cl 2 HCl + Cl Finalização:? Reação Global: H 2 + Cl 2 2 HCl Considerando que os reagentes são misturados em proporções estequiométricas, a finalização dessa reação deve ser: a) 2Cl Cl 2. b) Cl 2 2Cl. c) H + Cl HCl. d) H 2 + Cl 2 2HCl. e) 2H H 2. Instruções: Para responder a questão 21, considere o sistema em equilíbrio que representa o ácido bórico, H 3BO 3, reagindo com água. H 3BO 3(s)+H 2O (l) H + (aq)+b(oh) - 4(aq), Ka=6, (UEFS) Esse sistema representa uma reação química classificada como de: a) deslocamento. b) Substituição. c) dupla-substituição. d) Hidrólise. e) Oxirredução. 22. (UEFS) Das substâncias abaixo, a que produz solução ácida, quando dissolvida em água, é: a) CH 3COONa. b) KI. c) NH 4Cl. d) C 2H 5OH. e) NaCl. 27

28 Instruções: Para responder as questões de números 23 e 24 considere as informações abaixo. Em três tubos de ensaio (I, II e III) foram preparadas as seguintes misturas: GABARITO: I. vinagre (CH 3COOH) + bicarbonato de sódio. II. solução aquosa de sulfato de cobre + bolinhas de esponja de aço. III. detergente com amoníaco + fenolftaleína B E B A B E E B C C A A 01 2 A D C B C (UCSal) Observou-se efervescência APENAS: a) nos tubos II e III. b) no tubo I. c) no tubo II. d) no tubo III. e) nos tubos I e II. 24. (UCSal) Exemplifica reação de oxirredução a mudança de cor observada a) nos tubos II e III b) no tubo I, apenas c) no tubo II, apenas d) no tubo III, apenas e) nos tubos I e II. 28

29 Eletroquímica É a parte da química que estuda não só os fenômenos envolvidos na produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons ocorrida em reações de oxi-redução, mas também a utilização de corrente elétrica na produção de reações de oxi-redução. A eletroquímica é ser dividida em duas partes: Pilhas Eletrólise PILHAS Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz corrente elétrica. Quando introduzimos um fio de cobre em uma solução aquosa de nitrato de prata, observe o que acontece: Cu (s) Solução de AgNO 3 Ag depositada Ìons Cu +2 Nesse processo ocorre duas semi-reações: Cu (s) Cu +2 (aq) + 2e - (oxidação) Ag + (aq) + e - Ag (s) (redução) Os íons Ag + retiram elétrons dos átomos de cobre (Cu) e transformam-se em prata metálica (Ag), que se deposita sobre o fio. Os átomos de cobre (Cu), ao perderem elétrons, originam íons Cu +2, que passam para a solução, tornando-a azulada. Essa reação é um processo espontâneo e pode ser representada por: Cu (s) + 2Ag + (aq) Cu +2 (aq) + 2Ag (s) Se utilizarmos um condutor externo ligando a região onde ocorre a redução com a região onde ocorre a oxidação, pode-se produzir corrente elétrica pela passagem dos elétrons por um fio. Esse procedimento foi utilizado pela primeira vez por Alessandro Volta em Essa foi a primeira pilha elétrica. Zinco e - Cobre Algodão embebido em salmoura e - As duas placas metálicas (chamadas de eletrodos) e o algodão (embebido em uma solução eletrolítica, ou seja, que conduz corrente elétrica) formam uma célula ou cela eletrolítica. 29

30 Em 1836, John Frederick Daniell construiu uma pilha semelhante, porém com duas células eletrolíticas, aumentando a eficiência da pilha. Observe: Ânodo Zn Cu Cátodo Ponte Salina ZnSO 4 CuSO 4 Oxidação Zn Zn e - Fluxo de elétrons Redução Cu e - Cu A reação Global é a soma das semi-reações: Zn (s) + Cu +2 (aq) Zn +2 (aq) + Cu (s) Alguns conceitos importantes: Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha. Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha. Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha. Obs.: A ponte salina funciona para impedir que as soluções se misturem e, através de uma corrente iônica, mantê-las eletricamente neutras. Por ela passam cátions e ânions para as células eletrolíticas. A placa onde ocorre oxidação sofre um desgaste pela saída do metal para a solução. A placa onde ocorre redução sofre um aumento de seu volume pela deposição do metal reduzido. A IUPAC recomenda que seja utilizada a seguinte representação: Ânodo/Solução do ânodo//solução do cátodo/cátodo Exemplo: Pilha de Daniell Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu POTENCIAL DAS PILHAS: Apesar de qualquer íon ter a tendência de receber elétrons, ou seja, sofrer redução, observamos na pilha de Daniell que os íons Cu +2 são os que sofrem redução. Podemos concluir então que existem íons que possuem maior tendência de receber elétrons quando comparado com outros. 30

31 Essa tendência de receber elétrons é denominada de POTENCIAL DE REDUÇÃO (E red ). Se algum íon está recebendo elétrons em uma pilha, é porque outro íon está perdendo elétrons. A tendência de perder elétrons, ou seja, sofrer oxidação, é denominada de POTENCIAL DE OXIDAÇÃO (E oxi ). ELETRODO PADRÃO Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a zero e o seu potencial padrão de redução é igual a zero: 2H + + 2e - H 2 E 0 red = 0 (convenção) A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é feita medindo-se a ddp de uma pilha padrão na qual uma das semipilhas é um eletrodo padrão de hidrogênio e a outra é o eletrodo padrão cujo E 0 red se quer medir. A unidade de E é o Volt (V) ou o elétronvolt (ev). Potenciais de redução para alguns elementos metálicos e hidrogênio Al e - Al -1,71 V Zn e - Zn -0,76 V Fe e - Fe -0,41 V Pb e - Pb -0,13 V 2H + + 2e - H 2 0,00 V Cu e - Cu +0,34 V Ag + + e - Ag +0,80 V Na pilha, existirá sempre uma reação de oxidação e uma reação de redução. A semi-reação que possuir o maior potencial de redução é a que sofrerá a redução. Nesse caso, a outra reação deve ser invertida, e seu potencial de redução deve ter o seu sinal também invertido, já que essa sofrerá oxidação. Esse novo potencial é o potencial de oxidação Obs.: O potencial de redução é numericamente igual ao potencial de oxidação, com o sinal contrário. A reação global terá um valor de E, que é a soma dos E 0 de cada reação. E = E 0 red + E 0 oxi Se invertermos a reação mas considerarmos os potenciais normais de oxidação ou redução, teremos: E = (E 0 redmaior) (E 0 red menor) ou então E = (E 0 oximaior) (E 0 oxi menor) Uma pilha irá funcionar quando E > 0 reação espontânea 31

32 EXEMPLO: Na pilha de cobre e zinco, temos as possíveis semi-reações: Cu +2 (aq) + 2e - Cu (s) E 0 red = +0,34 V Zn +2 (aq) + 2e - Zn (s) E 0 red = -0,76 V Para que a pilha funcione, a reação deve ser espontânea. Para isso, E >0. Nesse caso, o cobre, que tem maior potencial de redução, terá maior tendência de sofrer redução. Devemos inverter a semi-reação do Zinco. Cu +2 (aq) + 2e - Cu (s) E 0 red = +0,34 V Zn (s) Zn +2 (aq) + 2e - E 0 oxi = +0,76 V E a reação global é: E = E 0 red + E 0 oxi Cu +2 (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn +2 (aq) E = +0,34 + (+0,76) 1,10 V Como o E > 0, a pilha irá funcionar. Agora, veja como essa pilha funciona: Ânodo Zn Cu Cátodo Ponte Salina Oxidação Zn Zn e - E oxi 0 = +0,76V 1,10 V Fluxo de elétrons E = + 0,34 + (+0,76) E = 1,10 V Redução Cu e - Cu E red 0 = +0,34V Obs.: Como foi descrito anteriormente, o E poderia ser calculado de outra maneira: E = (E 0 redmaior) (E 0 red menor) E = +0,34 (-0,76) E = +1,10 V EXERCÍCIO: Descreva as reações prováveis de uma pilha formada pela reação Al/Al 3+ //Ag + /Ag, calcule seu E utilizando a tabela de potenciais de redução e indique se a pilha é espontânea ou não. 32

33 Hoje, com o avanço tecnológico, existem vários tipos de pilhas e baterias. Exemplos Pilha seca comum (Leclanché) Pilha alcalina comum Pilha de mercúrio ou de óxido de prata Bateria de níquel-cádmio Bateria de chumbo Pilha de combustível PILHA SECA COMUM: As baterias comuns de 1,5 V atualmente usadas tem como base a célula desenvolvida por Leclanchè por volta do ano de O anodo é zinco, o catodo é dióxido de manganês e o eletrólito, uma solução aquosa de cloreto de zinco ou amônia. Nas células atuais, um óxido inerte é adicionado ao eletrólito para formar um gel e o catodo é carbono revestido com uma camada de dióxido de manganês. A reação global é dada abaixo: Zn(s) + 2 MnO 2 (s) + 2 NH 4 Cl(aq) ZnCl 2 (aq) + Mn 2 O 3 (s) + 2 NH 3 (aq) + H 2 O(l) Com o uso, a concentração de cloreto de amônia cai e, portanto, a tensão, o que é facilmente observado na prática. PILHA ALCALINA COMUM: As células alcalinas são similares às de Leclanchè, mas com uso de hidróxido de potássio (KOH) como eletrólito. A reação global passa a ser: 33

34 Zn(s) + 2 MnO 2 (s) + H 2 O(l) Zn(OH) 2 (s) + Mn 2 O 3 (s) Notar que, ao contrário da anterior, o eletrólito não é consumido na reação. Teoricamente, a tensão é constante até o esgotamento do anodo. Essa vantagem faz as alcalinas substituírem cada vez mais as tradicionais, apesar do custo maior. PILHA DE CHUMBO: O anodo é chumbo, o catodo é óxido de chumbo (PbO 2 ) e o eletrólito, solução de ácido sulfúrico. Na construção mais comum, anodo e catodo são placas retangulares planas, dispostas e interligadas alternadamente, com separadores de material poroso não condutor para evitar contato elétrico direto. O conjunto fica no interior de uma cuba, submerso no eletrólito. A tensão da célula é cerca de 2 V e é desnecessário dizer que sua maior aplicação é no ramo automotivo, normalmente agrupada em 6 para formar a bateria de 12 V. Embora seja uma tecnologia criada há cerca de 100 anos, até o momento não há alternativa melhor para esta aplicação. A reação global (para a descarga) é: Pb(s) + PbO 2 (s) + 2 H 2 SO 4 (aq) 2 PbSO 4 (s) + 2 H 2 O(l). Para entender melhor: Separando os íons do ácido, podemos escrever: Pb + PbO HSO H + 2 PbSO H 2 O 34

35 Para o eletrodo negativo (anodo) temos: E para o eletrodo positivo (catodo): Pb + HSO 4 - PbSO 4 + H e - PbO 2 + HSO H e - PbSO H 2 O A célula chumbo-ácida é recarregável. Uma vez descarregada, total ou parcialmente, uma fonte externa de energia elétrica, aplicada conforme figura abaixo, reverte as reações anteriores, regenerando o chumbo e o óxido de chumbo dos eletrodos e o ácido sulfúrico do eletrólito. PILHA DE NÍQUEL-CÁDMIO (NiCd): Bastante usada em aparelhos eletrônicos portáteis (telefones, computadores, etc), é composta por um anodo de cádmio, catodo de hidróxido de níquel (Ni(OH) 2 ) e eletrólito de hidróxido de potássio (KOH). Usada também em alguns veículos elétricos e artefatos espaciais. Para obter o máximo de capacidade no menor espaço possível, anodo e catodo são filmes flexíveis enrolados conforme esboço da figura acima. 35

36 É recarregável e, comparada com outras citadas, tem as vantagens como vida útil maior (suporta mais ciclos de carga-descarga) e maior tempo de conservação sem uso (vários meses, sem perda significativa da carga). Mas o custo é significativamente superior. Reação global (descarga): 2NiOOH + 2H 2 O + Cd 2Ni(OH) 2 + Cd(OH) 2 (1,30 V). Reação do anodo (negativo, descarga): Cd + 2OH - Cd(OH) 2 + 2e - Reação do catodo (positivo, descarga): NiOOH + H 2 O + e - Ni(OH) 2 + OH - No processo de carga, as reações se invertem. PILHA DE MERCÚRIO: Usada em pequenas baterias para pequenos aparelhos como relógios, calculadoras e outros. A construção básica dessas baterias, normalmente em forma de discos ou pastilhas, é dada de forma aproximada pelo corte da figura anterior. O anodo é zinco ou cádmio, o catodo é óxido de mercúrio e o eletrólito, hidróxido de potássio. Reação global para anodo de zinco: Zn(s) + HgO(s) + H 2 O (l) Zn(OH) 2 (s) + Hg(l) (1,35 V). Idem para anodo de cádmio: Cd(s) + HgO(s) + H 2 O(l) Cd(OH) 2 (s) + Hg(l) (0,91 V). Provavelmente, essas baterias não são mais fabricadas devido ao perigo de contaminação com mercúrio. PILHA DE ÓXIDO DE PRATA: Desenvolvida para substituir a célula de mercúrio usada em pequenos aparelhos. Tem, portanto, formato similar ao dado no tópico Célula de mercúrio. 36

37 O anodo é zinco, o catodo é óxido de prata com traços de dióxido de manganês e o eletrólito, hidróxido de sódio (NaOH) ou de potássio (KOH). Reação global: Zn + Ag 2 O ZnO + 2Ag (1,56 V) A tensão é superior à da célula de mercúrio mas pode substituí-la mesmo em aparelhos mais antigos, pois a maioria dos circuitos suporta essa variação. PILHA DE COMBUSTÍVEL: Considerado o pai da célula de combustível, o físico inglês Sir Willian Grove demonstrou em 1839 que era possível produzir eletricidade a partir da reação do hidrogênio com o oxigênio, tendo água como subproduto. O processo é na realidade o inverso da eletrólise da água. Nesta última, uma corrente elétrica aplicada por um par de eletrodos em um meio aquoso separa os componentes da água: 2 H 2 O 2 H 2 + O 2. E a reação inversa é: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O. A tensão de uma célula individual é cerca de 0,7 V, bastante inferior a dos demais tipos e, portanto, um grande número de células em série é necessário para resultar numa tensão de uso prático. A figura abaixo dá o esquema simplificado de uma célula de combustível. Para difundir o hidrogênio e o oxigênio pelo eletrólito, os eletrodos são condutores porosos. Note que, na realidade, o anodo e o catodo são respectivamente o hidrogênio e o oxigênio, os quais são continuamente alimentados e consumidos na reação. Assim, os condutores porosos são apenas elementos de condução da corrente e difusão dos gases, não participando da reação e não são consumidos teoricamente. Na prática, as células de combustível não são tão simples e nem fáceis de serem construídas. São usados materiais nobres nos eletrodos e no eletrólito e há necessidade de catalisadores não menos nobres como a platina. Também há necessidade de sistemas auxiliares que dependem do tipo. Tudo isso resulta num custo relativamente alto. 37

38 O fator custo provavelmente explica o fato de que, sendo uma invenção quase tão antiga quanto a célula de Volta, pouco se pesquisou durante muito tempo. Afinal, para a produção de energia elétrica a partir de combustíveis, caldeiras com máquinas a vapor e motores de combustão interna são alternativas muito mais baratas. Entretanto, a célula de combustível apresentam importantes vantagens se comparada com caldeiras e motores: Operação silenciosa e sem partes móveis. Se usado hidrogênio puro, o subproduto é apenas água, ou seja, não poluente. Menor perda de eficiência quando parcialmente carregada. Maior eficiência termodinâmica e relação potência/peso superior aos demais meios de geração. Esses fatores foram determinantes para o emprego em naves espaciais, ainda a sua principal utilização. PILHAS DE NÍQUEL-METAL-HIDRETO (NiMH) As baterias de níquel metal hidreto (NIMH) podem ser consideradas uma evolução das de níquel cádmio (NiCd). Apresentam maiores taxas de energia armazenada por unidade de massa ou de volume e são menos prejudiciais ao ambiente. A construção é similar à das células de NiCd. Anodo e catodo são filmes flexíveis enrolados e separados por filmes de material fibroso que retém o eletrólito. O conjunto é encapsulado e interligado com os bornes externos para formar o dispositivo prático. Há ainda um pequeno suspiro para liberar gases eventualmente formados. Também de forma similar às células de NiCd, o catodo é hidróxido de níquel (Ni(OH) 2 ) e eletrólito, hidróxido de potássio (KOH). A diferença está no anodo que, no lugar do cádmio, usa um "hidreto metálico". Reação global (descarga): NiOOH + MH ab Ni(OH) 2 + M (1,2 V). 38

39 Reação do anodo (negativo, descarga): MH ab + OH - M + H 2 O + e -. Reação do catodo (positivo, descarga): NiOOH + H 2 O + e - Ni(OH) 2 + OH -. Onde M é a liga absorvente e Hab, o hidrogênio absorvido. Na carga as reações se invertem. Podemos observar que, na carga, a liga M absorve hidrogênio e o libera na descarga. ELETRÓLISE Eletrólise é uma reação de oxi-redução não-espontânea produzida pela passagem da corrente elétrica. Observe: Ânodo + C + e- e- Cátodo + A - Gerador O eletrodo negativo irá atrair os cátions da solução e o eletrodo positivo irá atrair os ânions. Vai ocorrer então as reações de oxidação e redução. CONCEITOS E OBSERVAÇÕES IMPORTANTES: Célula Eletrolítica: onde ocorre a eletrólise. Cátodo da cela eletrolítica é o eletrodo negativo, isto é, ligado ao pólo negativo do gerador. Nele ocorre sempre uma reação de redução. Ânodo da cela eletrolítica é o eletrodo positivo, isto é, ligado ao pólo positivo do gerador. Nele sempre ocorre uma reação de oxidação. 39

40 CUIDADO!!! Pólo positivo Pólo negativo Pilha cátodo ânodo Célula eletrolítica ânodo cátodo O eletrólito, ou substância que conduz eletricidade, deve ser um composto iônico líquido (fundido), ou então em solução. Pode ser um composto molecular, desde que este se ionize quando em solução. ELETRÓLISE ÍGNEA: Um composto iônico, no estado sólido, não deve sofrer eletrólise, já que não possui íons livres. Uma forma de liberar os íons deste composto é aquecê-los até a fusão (fundir). A eletrólise que ocorre, nessas condições, é chamada eletrólise ígnea. EXEMPLO: Eletrólise ígnea do NaCl Semi-reações da eletrólise ígnea do NaCl: Observação Normalmente os eletrodos utilizados são de grafite. 40

41 O número de elétrons libertados no ânodo é sempre igual ao número de elétrons absorvidos no cátodo, em qualquer instante da eletrólise. ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA: Quando um eletrólito é dissolvido em água (havendo ionização ou dissociação do mesmo), além dos seus íons, devemos considerar a ionização da própria água: AB A + (aq) + B - (aq) H 2 O H + (aq) + OH - (aq) Nesse tipo de eletrólise, há uma competição dos cátions e ânions pela descarga (reação de oxidação ou redução) nos eletrodos correspondentes. A facilidade de descarga segue os esquemas abaixo: Cátions: IA + < IIA 2+ < Al 3+ < H + < cátions restantes Ânions: F < ânions oxigenados < OH < ânions orgânicos < ânions restantes EXEMPLO: Na eletrólise do NaCl, em meio aquoso, ocorre: NaCl + Na + + Cl- H 2 O H + + OH - 41

42 No cátodo, os cátions Na + e H + competem pela descarga: Como o H + tem mais facilidade, teremos: 2H + (aq) + 2e - H 2(g) e os íons Na + permanecem na solução. No ânodo, os ânions OH - e Cl - competem pela descarga: Como o Cl - tem mais facilidade, teremos: 2Cl - (aq) + 2e - Cl 2(g) e os íons OH - permanecem na solução. Somando as 4 equações, teremos: NaCl + Na + + Cl- H 2 O H + + OH - 2H + (aq) + 2e - H 2(g) (cátodo) 2Cl - (aq) + 2e - Cl 2(g) (ânodo) 2NaCl (aq) + 2H 2 O (l) 2 Na + (aq) + 2OH - (aq) + H 2(g) + Cl 2(g) (reação global) solução cátodo ânodo EXERCÍCIO: Representar a eletrólise do CuSO 4, em solução aquosa. Aplicações da eletrólise Obtenção de metais (Al, Na, Mg) Obtenção de NaOH, H 2 e Cl 2 Purificação eletrolítica de metais Galvanoplastia 42

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