mineral Química Funções químicas Teorias modernas ácido-base Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio

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1 Química mineral Funções químicas Teorias modernas ácido-base A teoria de Arrhenius restringe a definição de ácidos e bases ao meio aquoso. A evolução dos estudos sobre tais substâncias levou à formação de teorias mais modernas, como a protônica de Brönsted-Lowry e a eletrônica de Lewis, tornando a definição de ácidos e bases mais ampla. Funções químicas Johannes Nicolaus Brönsted ( ) Gilbert Newton Lewis ( ) Thomas Martin Lowry ( ) 1 TEORIA PROTÔNICA DE BRÖNSTED-LOWRY (192) Ácidos: substâncias que doam prótons H + na reação. Bases: substâncias que recebem prótons H + na reação. Exemplo: Doa próton HCl + NH NH Cl Doa próton: ácido de Brönsted- Lowry Recebe próton: base de Brönsted- Lowry HCl + H 2 O H O + + Cl Ácido, doa H + Base, recebe H + As estruturas formadas também reagem com transferência de prótons. Doa próton HCl + H 2 O H O + + Cl Ácido Base Desse modo, escreve-se a reação reversível: HCl + H 2 O H O + + Cl Ácido Base Ácido Base O HCl, ao ceder próton, transforma-se na base Cl ; enquanto a base H 2 O, ao receber o próton, transformase no ácido H O +. Formam-se, assim, os pares conjugados. HCl Cl Ácido Base H 2 O H O + Base Ácido Quanto mais forte é o ácido, mais fraca é a base conjugada, e quanto mais forte a base, mais fraco o ácido conjugado. HI + H 2 O H O + + I Ácido Base Ácido Base Par conjugado Par conjugado O ácido difere da sua base conjugada em um próton (H + ). TEORIA ELETRÔNICA DE LEWIS A teoria eletrônica de Lewis amplia as teorias anteriores, pois se baseia nos pares de elétrons relacionados nas ligações químicas. Assim, tem-se: Ácidos: espécies químicas capazes de receber um par de elétrons na ligação. Lewis foi o primeiro cientista a preparar a água pesada D 2 O e a estudar as propriedades dessa substância. Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio

2 Reações químicas I Bases: espécies químicas capazes de doar um par de elétrons na ligação. NH + H + NH 4 + Teoria Arrhenius Brönsted-Lowry Lewis Ácido Em água, libera H O + Doador de próton H + Receptor de par de elétrons H + H N H + [H + ] H N H Ácido H Base H Base Em água, libera OH Receptor de próton H + Doador de par de elétrons A teoria de Lewis é a mais abrangente, e a de Arrhenius, a menos abrangente. Desse modo, pode-se fazer a relação a seguir. Lewis Brönsted-Lowry Arrhenius Reações químicas I 2 Reações químicas são fenômenos em que os reagentes desmontam suas fórmulas, recombinando os átomos em novas substâncias, os produtos. Representam-se por equações químicas em que setas separam reagentes e produtos e indicam o sentido da reação. 1 N 2(g) + H 2(g) 2 NH (g) A queima da parafina (C 25 H 52 ) é exemplo de reação química com consumo de oxigênio e produção de gás carbônico e vapores de água. Tal reação denomina-se combustão e libera calor para o meio (exotérmica). No exemplo, os coeficientes 1 : : 2 indicam as proporções de moléculas que participam da reação. + REAÇÕES DE SÍNTESE OU ADIÇÃO Quando várias substâncias reagem para formar um só produto, tem-se reação de síntese ou adição. A + B AB Divide-se em síntese total e síntese parcial. Uma molécula de nitrogênio (N 2 ) Três moléculas de hidrogênio (H 2 ) Duas moléculas de amônia (NH ) Síntese t e total Ocorre síntese total quando os reagentes são substâncias simples. N 2 + H 2 2 NH C + O 2 CO 2 Em uma reação química, o número total de átomos permanece constante, ou seja, todos os átomos que constituem os reagentes constituem também os produtos. As reações químicas classificam-se em síntese, análise, deslocamento, dupla-troca e óxido-redução. Síntese t e parcial Quando pelo menos um dos reagentes é substância composta, ocorre síntese parcial. CaO + H 2 O Ca(OH) 2 NH + H 2 O NH 4 OH

3 REAÇÕES DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO Reações de análise ou decomposição acontecem quando um único reagente transforma-se em vários produtos. AB A + B CaCO CaO + CO 2 As reações de análise se classificam em fotólise, eletrólise e pirólise. Fotólise É a decomposição provocada pela luz. 2 H 2 O Luz 2 2 H 2 O + O 2 Eletróliset i e É a decomposição provocada por corrente elétrica. Corrente elétrica 2 NaCl 2 Na + Cl 2 Pirólisel É a decomposição provocada por aquecimento. 2 HI H 2 + I 2 H 2 SO Instável NH 4 OH Instável H 2 O + SO 2 NH + H 2 O REAÇÕES DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA Reações em que um elemento de uma substância simples substitui outro de uma substância composta são de deslocamento ou simples troca. A + BC AC + B A + BC BA + C F NaBr 2 NaF + Br 2 Zn 0 + CuSO 4 ZnSO 4 + Cu 0 Para haver deslocamento, o elemento da substância simples deve ser mais reativo que o elemento deslocado. Reatividade e dos metais t Metais mais reativos são mais eletropositivos; apresentam maior tendência em ceder elétrons. A fila de reatividade mostra que qualquer metal cede elétrons a outro localizado à sua direita. Reações químicas I F ila de reatividade ou tensões s eletrolíticas lít dos metais Cresce a reatividade Metais mais nobres do Metais menos nobres do que o hidrogênio que o hidrogênio Cs Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb As Bi Cu Hg Ag Pt Au Deslocam H da água fria, formando base. Deslocam H do vapor da água, formando óxido. Deslocam H de ácidos não-oxidantes, formando sal. Exemplo: Zn + CuSO 4 ZnSO 4 + Cu Al + NaCl não ocorre 2 Na + 2 H 2 O (fria) 2 NaOH + H 2 Cu + H 2 O (fria) não ocorre Fe + 4 H 2 O (g) Fe O H 2 Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 O ouro, metal nobre, não desloca hidrogênios de ácidos. Ao mergulhar a lâmina de zinco na solução ácida de HCl, desprendem-se bolhas de H 2. Reatividade e dos não- -metais i Quanto maior a eletronegatividade (tendência a ganhar elétrons), maior a reatividade dos não-metais. A fila de reatividade dos não-metais mostra que qualquer deles pode deslocar (receber) elétrons de outro que esteja à sua direita na fila. F ila de reatividade ou de tensões eletrolíticas t dos não -metais Cresce a reatividade F O N Cl Br I S C P Não -metal deslocando não-metal Cl 2 + Na 2 S 2 NaCl + S NaCl + I 2 não ocorre Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio

4 Reações químicas II Reações químicas II Ao reagir ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) com cianeto de potássio (KCN), ou cianureto, observa-se a formação de sulfato de potássio (K 2 SO 4 ) e de ácido cianídrico (HCN), produto volátil que pode matar o ser humano por asfixia. O gás HCN foi usado por muito tempo nas câmaras de gás nos Estados Unidos. H 2 SO KCN K 2 SO HCN Essa é uma reação de dupla-troca, na qual se observa apenas troca de posição dos cátions e ânions das fórmulas dos reagentes. 4 REAÇÕES DE DUPLA-TROCA Ocorrem entre substâncias compostas, com troca de cátions e ânions entre os reagentes AB + CD AD + CB NaCl + AgNO Na + + Cl Ag + NaNO + AgCl Condições de ocorrência c Para que haja reação de dupla-troca, é necessário que um dos produtos formados seja, em relação aos reagentes, menos solúvel ou mais volátil, ou menos ionizado (mais fraco). A neutralização de ácidos e bases é exemplo de duplatroca que forma água, um produto molecular. P roduto t menos solúvel 2 KCl + Pb(NO 2 ) 2 2 KNO 2 + PbCl 2 Sal insolúvel P roduto menos s ionizado (mais fraco) H 2 SO NaNO 2 Na 2 SO HNO 2 Ácido forte Ácido semiforte P roduto t mais volátil H 2 SO KCN Ácido fixo NO Na + K 2 SO HCN Ácido volátil Sal insolúvel precipitado Para previsão de ocorrência de reação de dupla-troca, de acordo com as condições necessárias, pode-se consultar as tabelas a seguir. Volatilidade H 2 SO 4 e H PO 4 são ácidos bastante fixos, e HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, HCN, H 2 CO, voláteis. AgCl NO Regra de solubilidade id (em água) Compostos Regra NH + 4 e metais alcalinos Solúveis Nitratos NO Nitritos NO Solúveis 2 Percloratos (ClO 4 ) Acetatos Haletos (Cl, Br, I ) Sulfatos (SO 2 4 ) Sulfetos (S 2 ) Carbonatos (CO 2 ) Fosfatos (PO 4 ) Oxalatos Hidróxidos (OH ) Óxidos Solúveis Solúveis Solúveis Solúveis Insolúveis Insolúveis Exceções Ag + (CH COO), CH COOHg Ag +, Pb ++, Hg ++ 2 Pb ++ e 2A NH + 4, alcalinos, alcalinoterrosos e (NH 4 ) 2 S NH 4 + e alcalinos Grau de ionização (força) Ácidos Fortes Semifortes Fracos HClO 4, HI, HBr, HCl, HNO, H 2 SO 4 HF, H PO 4, HNO 2, H 2 SO H C COOH, H 2 S, HCN, H 2 CO Bases Fortes Alcalinos e alcalino-terrosos Fracas NH 4 OH, aminas e demais metais Sais Fortes Praticamente todos, quando em solução Na 2 S + 2 HNO (aq) Iônico Ácido forte forte NH 4 Cl + KOH Iônico Base forte forte NH 4 Cl + KOH H 2 SO 4 + K 2 CO 2 NaNO + H 2 S (aq) Iônico Ácido forte fraco KCl + NH 4 OH Iônico Base fraca forte instável KCl + NH + H 2 O H 2 SO 4 + K 2 CO K 2 SO 4 + H 2 CO Ácido fraco instável K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

5 REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO, OXIRREDUÇÃO OU REDOX Em reações de óxido-redução, há transferência de elétrons entre as espécies reagentes e conseqüente variação do nox dessas espécies em relação aos produtos. A espécie química que cede elétrons, aumentando o nox, sofre oxidação, e a substância em que ela se encontra é o agente redutor. A espécie química que recebe elétrons, diminuindo o nox, sofre redução. A substância em que ela se encontra é o agente oxidante. Provoca redução ao se oxidar. Provoca oxidação ao reduzir. Oxidar: ceder elétrons, aumentar o nox; agente redutor. Reduzir: receber elétrons; diminuir o nox; agente oxidante. Zn Cu SO4(aq) Zn +2 SO 4 + Cu 0 Cinza metálico Azul Cinza Vermelho Nesse exemplo, o zinco cede dois elétrons ao íon cobre, sofrendo oxidação, logo, é agente redutor. Zn 0 Zn e O íon cobre, por sua vez, recebe dois elétrons, sofrendo redução. Então, o CuSO 4 constitui o agente oxidante. Cu e Cu 0 Para determinar a variação dos nox na reação, usase a tabela de nox. Elementos 1A, Ag 2A, Zn, Cd Al, Bi N, P O, S 7A O H Nox / Observações Nox fixo Nox fixo Nox fixo Sempre que forem os mais eletronegativos numa fórmula. Nos peróxidos Nos superóxidos Em hidretos metálicos Reações químicas III Reações químicas III Balanceamento de equações químicas de oxirredução Balancear uma reação de óxido-redução significa encontrar os coeficientes adequados para reagentes e produtos, de forma que o número total de átomos de cada elemento seja o mesmo nos dois membros da equação e, ainda, o total de elétrons cedidos pelo redutor seja igual ao total de elétrons recebidos pelo oxidante. O processo consiste na seqüência de passos a seguir. Determina-se o nox de cada elemento das substâncias da reação, destacando-se os que apresentam variação de nox Ag + HNO AgNO + NO + H 2 O Redução Oxidação Calcula-se a variação total do nox de cada elemento multiplicando-se a variação do nox de um átomo desse elemento pela sua atomicidade máxima (maior número de átomos do elemento entre as fórmulas reagente e produto). Ag + HNO AgNO + NO + H 2 O nox = x 1 = nox = 1 x 1 = 1 A variação total do nox do agente oxidante será o coeficiente do agente redutor; a variação total do nox do agente redutor será o coeficiente do agente oxidante. Oxidação Ag nox = 1 Redução N nox = Ag 1 N Simplificam-se os coeficientes obtidos quando admitem divisor comum, atribuídos às substâncias em que aparecem com maior atomicidade entre reagentes e produtos. Ag + HNO AgNO + 1 NO + H 2 O Acertam-se os demais coeficientes por tentativas. Há três átomos de prata (Ag) e quatro de nitrogênio nos produtos, logo, deve haver também três átomos de prata e quatro de nitrogênio nos reagentes. Ag + 4 HNO AgNO + 1 NO + H 2 O Por fim, acerta-se o coeficiente da água, contando o número de hidrogênios existentes nos reagentes. Ag + 4 HNO AgNO + 1 NO + 2 H 2 O Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio 5

6 Conceitos fundamentais EQUAÇÕES ENVOLVENDO ÍONS Em equações envolvendo íons, o processo para balanceamento é o mesmo adotado para reações de oxirredução comuns. Ao final do balanceamento, o total de carga dos reagentes deve ser igual ao total de carga dos produtos. MnO 4 + Cl + H + Mn +2 + H 2 O + Cl nox = 1 x 2 = 2 Oxidação nox = 5 x 1 = 5 Redução Mn nox = 5 2 Cl nox = 2 5 O comportamento da água oxigenada como oxidante ou redutor dependerá do comportamento da outra espécie química que apresentar variação de nox na equação. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O + O 2 +7 Redução Nesse caso, escolhe-se a oxidação da água oxigenada, já que o manganês está sendo reduzido. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O + O nox = 5 x 1 = 5 redução +2 nox = 1 x 2 = 2 oxidação MnO 4 + Cl + H + 2 Mn +2 + H 2 O + 5 Cl 2 Acertando-se os demais coeficientes por tentativas, tem-se: 2 MnO Cl + 16 H + 2 Mn H 2 O + 5 Cl 2 Conferindo as cargas: 2. ( 1) ( 1) (+1) = 2. (+2) = = +4 A igualdade das cargas mostra que o balanceamento está correto. Oxidação nox = 2 5 Redução nox = 5 2 KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 K 2 SO MnSO 4 + H 2 O + 5 O 2 Considerando-se que todos os oxigênios do H 2 O 2 sofreram oxidação transformando-se em O 2, tem-se: 6 REAÇÃO COM ÁGUA OXIGENADA (H 2 O 2 ) Observando a decomposição da água oxigenada, percebe-se que ela atua tanto como agente oxidante quanto como redutor. 2 KMnO H 2 O 2 + H 2 SO 4 K 2 SO MnSO 4 + H 2 O + 5 O 2 H 2 O 2 H 2 O + O Redução Oxidação Finalizando o balanceamento, tem-se: 2 KMnO H 2 O 2 + H 2 SO 4 1 K 2 SO MnSO H 2 O + 5 O 2 Conceitos fundamentais Em decorrência do estudo das reações químicas, criaram-se unidades de medidas comparativas, como massa atômica e massa molecular, que auxiliam na previsão das quantidades de reagentes consumidos ou produtos formados numa reação química. UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (U) Para determinar a massa de um átomo, estabeleceu-se uma unidade padrão comparativa unidade de massa atômica, representada por u. u Convenciona-se que uma unidade de massa atômica corresponde a da massa do carbono isótopo u = do C 12 1 u = 1, g Átomo de C 12

7 Desse modo, para medir a massa de um átomo, devese compará-la com a unidade estabelecida. Operação (imaginária) Átomo de cálcio Medida Unidade de medida Massa atômica ou massa de um átomo é o número que indica quantas vezes esse átomo é mais pesado que da massa do carbono isótopo 12. MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO Na natureza, os elementos químicos são formados por misturas de isótopos (átomos com diferentes números de massa e mesmo número atômico) em diferentes porcentagens de abundância. Calcula-se a massa atômica pela média ponderada entre as massas dos isótopos e as respectivas porcentagens de abundância. O elemento cloro, por exemplo, é formado por dois isótopos: Cl 5 com 75,4% de abundância e Cl 7, com 24,6%. Qual a massa atômica desse elemento? MASSA MOLECULAR Indicação Obtém-se a massa molecular somando as massas atômicas de todos os átomos da molécula. A massa molecular indica quantas vezes uma molécula é mais pesada que da massa do carbono isótopo 12. Determine a massa molecular do dióxido de carbono (CO 2 ). Dadas as massas atômicas: C = 12 u, O = 16 u Massa molecular = 44 u 40 unidades de massa atômica 40 u ou 40 x 1 u ÁTOMO-GRAMA Para efeito de cálculos, representa-se a massa atômica de um elemento em gramas. Átomo-grama é a massa em gramas de um elemento químico cujo valor numérico coincide com o de sua massa atômica. Átomo-grama é a massa atômica de um elemento expressa em gramas. Elemento Ferro (Fe) Sódio (Na) Massa atômica 56 u 2 u Átomo-grama 56 g 2 g Determine o número de átomos-grama de ferro existente em 28 g de ferro. Nº de átomo-grama Massa 1 56 g n 28 g MOLÉCULA-GRAMA É a massa em gramas de uma substância química cujo valor numérico coincide com o de sua massa molecular. Molécula-grama é a massa molecular expressa em gramas. Substância H 2 O CaCO H 2 Massa molecular Molécula-grama = 18 u 18 g = 100 u 100 g 2. 1 = 2 u 2 g Um carro gastou, para percorrer certo trajeto, 160 moléculas-grama de álcool etílico (C 2 H 6 O). Determine a massa de álcool, em gramas, consumida nesse trajeto. Dados: C = 12; H = 1; O = 16 Molécula-grama = 46 g Tem-se, então: 1 mol-g 46 g 160 mol-g m m = 7 60 g 46 u NÚMERO DE AVOGADRO Os cientistas, através de diferentes processos, tais como raios X, eletrólise, emissões radiotivas, chegaram à conclusão de que o número de átomos contidos em um átomo-grama é igual ao número de moléculas contidas em uma molécula-grama: 6, , valor que se convencionou chamar de número de Avogadro. Em um átomo-grama de qualquer elemento há sempre 6, átomos. Conceitos fundamentais Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio 7

8 8 Cálculos químicos I Vale a mesma relação para uma molécula-grama. Em uma molécula-grama de qualquer substância há sempre 6, moléculas. Determine o número de átomos contidos em 64 g de enxofre (S = 2). (O problema envolve uma relação entre número de átomos e massa de enxofre, sendo resolvido por regra de três.) Nº de átomos-grama Nº de átomos Massa 1 6, g x 64 g x = 12, átomos de S MOL Mol é a quantidade de matéria de um sistema, que contém tantas entidades elementares quantos átomos existentes em 0,012 kg (12 g) de carbono 12 (C 12 ), ou seja: 6, átomos de C 12. Quando se usa o mol, especifica-se o tipo de entidade elementar a que se refere (moléculas, átomos, íons). 1 mol = 6, unidades 1 mol de moléculas = 6, moléculas = número de Avogadro de moléculas 1 mol de átomos = 6, átomos = número de Avogadro de átomos De acordo com a hipótese de Avogadro, volumes iguais de gases quaisquer, quando medidos às mesmas condições de temperatura e pressão, encerram o mesmo número de moléculas. Experimentalmente, verifica-se que, em condições normais de temperatura e pressão, CNTP, ou seja, 1 atm e 0 C (27 K), um mol de qualquer gás ocupa um volume (volume molar) de 22,4 litros. Então: O volume ocupado por 1 mol de qualquer gás em CNTP vale 22,4 l. Para resolver problemas envolvendo número de mols, moléculas, massa, número de átomos e volume, contase com o auxílio da seguinte tabela: Nº de mols 1 mol de átomos 1 mol de moléculas Nº de moléculas 6, Nº de átomos 6, n. 6, Massa Massa atômica em gramas Massa molecular em gramas Volume (CNTP) 22,4 l Observação: n = número de átomos contidos em cada molécula. De acordo com a tabela, em 1 mol de moléculas de metano (CH 4 ), há 6, moléculas, 5. 6, átomos, 16 gramas e 22,4 litros desse gás medidos em CNTP. Cálculos químicos I LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS As leis das reações químicas são leis experimentais que auxiliam a interpretar e a fazer previsões da quantidade de reagentes e produtos que participam das reações. Dividem-se em leis ponderais (referentes às massas das reações) e leis volumétricas (referentes aos volumes gasosos que participam das reações). Lei da conser vação da massa a leil i de Lavoisier Numa reação química, a massa total dos produtos obtidos é igual à massa total dos reagentes que iniciaram o processo. Lavoisier enunciou a lei da conservação da massa. NaOH + HNO NaNO + H 2 O 40 g 6 g 85 g 18 g 10 g 10 g Todos os átomos que aparecem nos reagentes também estão nos produtos. N 2(g) + H 2(g) 2 NH (g) Popularmente, assim se enuncia a lei de Lavoisier: Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma. Lei i das proporções constantes t lei de Proust Uma substância, independentemente do método de obtenção, apresenta elementos combinados numa proporção em massa constante e definida. Analisando a reação de formação da água: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 2 mols 1 mol 2 mols 4 g 2 g 6 g 2 g 16 g 18 g 1 g 8 g 9 g Percebe-se que, na água, a razão entre as massas de hidrogênio e oxigênio que reagem é sempre 1 : 8.

9 Lei volumétrica de Gay-Lussac s Os volumes dos reagentes e produtos gasosos, quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, formam uma proporção constante de números inteiros e pequenos. Reação de formação de água gasosa: 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (g) 6 l l 6 l Simplificando os volumes dos reagentes e produtos, obtém-se a proporção 2 : 1 : 2, de números inteiros e pequenos. CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO Os cálculos das quantidades de reagentes e produtos envolvidos numa reação química denominam-se estequiométricos. Regras fundamentais n para resolução de problemas Escrever a equação química balanceada. Sublinhar as substâncias envolvidas no problema, indicando se há envolvimento de massa, número de mols, volume. Destacar os coeficientes das substâncias envolvidas, como número de mols. Transformar esses coeficientes em massa, volume, número de moléculas, de acordo com os dados do problema. Estabelecer uma regra de três entre os envolvidos. Determine o volume de NH gasoso, em CNTP, obtido na reação de 20 gramas de hidrogênio com nitrogênio suficiente para a completa reação. Dados: H = 1, N = 14 N 2(g) + H 2(g) 2 NH (g) Massa Volume mols 2 mols. 2 g 2. 22,4 l 20 g x x = 149, l Cálculos químicos II 1. Determine a massa de CaO obtida na decomposição de 00 g de CaCO, conforme a equação a seguir. Dados: Ca = 40, C = 12, O = 16 CaCO (s) CaO (s) + CO 2(g) 2. Determine a massa de cloreto de hidrogênio obtida pela reação de 10 mols de cloro com hidrogênio. 9 Cálculos químicos II Cálculo estequiométrico CASOS PARTICULARES Rendimento Na resolução de problemas envolvendo rendimento inferior a 100%, após calcular a quantidade esperada, procede-se a uma nova regra de três envolvendo o rendimento da reação para corrigir os valores realmente encontrados. Determine a massa de gás carbônico realmente obtida na combustão de 48 gramas de grafite, que ocorre com rendimento de 80%. Resolve-se o problema normalmente, determinando a massa esperada de gás carbônico. A seguir, calcula-se a massa realmente obtida por regra de três envolvendo a porcentagem de rendimento. Massa Rendimento 176 g 100% x 80% x = C (graf) + O 2(g) CO 2(g) Massa Massa 1 mol 1 mol 12 g 44 g 48 g x x = x = 140,8 g x = 176 g Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio

10 Cálculos químicos II Grau de pureza Muitos reagentes apresentam impurezas que não participam da reação. Nesse caso, descontam-se as impurezas para efetuar os cálculos. Determine a massa de sulfato de sódio produzida quando 400 gramas de soda cáustica com 90% de pureza reagem com ácido sulfúrico. Determina-se inicialmente a massa de soda cáustica pura que participará da reação. Massa Grau de pureza 400 g 100% x 90% x = 60 g de NaOH puro Em seguida, resolve-se o problema normalmente, usando a massa pura de NaOH. 2 NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO H 2 O Massa Massa 2 mols 1 mol g 142 g 60 g x x = 69 g de Na 2 SO 4 Juntam-se 12,6 gramas de ácido nítrico com 10 gramas de hidróxido de cálcio, ambos em solução aquosa. Determine a massa do reagente em excesso e a massa de nitrato de cálcio formada. Dados: H = 1, O = 16, Ca = 40, n = 14 2 HNO + Ca(OH) 2 Ca(NO ) H 2 O Massa Massa Massa 2 mols 1 mol 1 mol 126 g 74 g 164 g 12,6 g 10 g? Analisando os valores fornecidos, percebe-se que 12,6 g de HNO representam 0,2 mol, o que, de acordo com a lei de Proust, exige 0,1 mol de Ca(OH) 2, ou seja 7,4 g. Logo, há excesso de base. a) Cálculo do excesso de base: 2 HNO + Ca(OH) g 74 g 12,6 g x x = x = 7,4 g O excesso será 10,0 g 7,4 g = 2,6 g de Ca(OH) 2 10 REAGENTES EM EXCESSO De acordo com as leis das proporções definidas (Proust), as substâncias reagem segundo proporções constantes de suas massas. Algumas vezes se percebe que as quantidades de reagentes utilizadas em uma reação química não obedecem a essa proporção. Nesse caso haverá sobra de parte desses reagentes, que não irá reagir. Diz-se, então, que há reagentes em excesso. Quando o enunciado fornecer dados de dois reagentes, primeiro determinar se há reagentes em excesso. Se houver, determinar, então, a quantidade de reagente que estabelecerá de fato a regra de três do problema. b) Cálculo da massa de sal formado 2 HNO Ca(NO ) g 164 g 12,6 g x x = x = 16,4 g de Ca(NO ) 2 ou Ca(OH) 2 Ca(NO ) 2 74 g 164 g 7,4 g x x = 16,4 g de Ca(NO ) 2 1. Calcule a massa de metano (CH 4 ) obtido a partir de 60 g de carbeto de alumínio com 80% de pureza, sabendo que a reação tem um rendimento de 90%, segundo a reação: Al 4 C + 12 H 2 O 4 Al(OH) + CH 4 Dados: Al = 27, C = 12, O = 16, H = 1 2. No transcorrer de um dia, em Serra Pelada, um garimpeiro extraiu 1,200 kg de ouro com 82% de pureza. Determine o número de átomos de ouro que o garimpeiro encontrou nesse período. Dado: Au = 197. Um calcário de 80% de pureza, ao ser calcinado, forneceu 448 litros de dióxido de carbono medidos nas condições normais de temperatura e pressão. Calcule a massa, em gramas, de calcário calcinado. Dados: C = 12, O = 16, Ca = 40

11 Estado gasoso Os gases apresentam-se no estado de maior desorganização da matéria, com partículas bem-afastadas e movimentação constante, desordenada (movimento caótico). Ocupam todo o volume do recipiente que os contém. Facilmente comprimidos, misturam-se espontaneamente, expandem-se quando aquecidos e contraem-se quando resfriados. VARIÁVEIS DE ESTADO Condições em que se encontra um gás modificamse pelas variáveis de estado: alterações de pressão, volume e temperatura. Seja a figura: P V T T T P 1 = P P 2 = 2P P = 4P V 1 = V V T 1 = T 2 = V = T 2 = T T = T Dobrando a pressão, o volume tende a reduzir-se à metade. Graficamente: P (atm) P. V = K (constante) 4P 2P 4P Estado gasoso Pressão Pressão é o resultado das colisões das partículas gasosas contra as paredes do recipiente que as contém. Usualmente se mede em atmosferas (atm) ou em milímetros de mercúrio (mmhg). 1 atm = 760 mmhg = 1 kgf/cm 2 2P P Isoterma T emperaturae A temperatura é diretamente proporcional à energia cinética das moléculas de um gás. Para o estudo dos gases, adota-se a temperatura absoluta (escala Kelvin). Sua relação com a escala Celsius é: K = C + 27 Volume O volume ocupado por um gás é o volume do recipiente que o contém, medido em litros ou em metros cúbicos. 1 m = l 1 l = 1 dm = ml = cm LEIS DAS TRANSFORMAÇÕES GASOSAS Transformações gasosas significam qualquer mudança de pressão, volume, temperatura ou massa de amostra. Lei de Boyle-Mariotte i t ou das transformações f a isotérmicas Sob temperatura constante, o volume ocupado por determinada massa gasosa é inversamente proporcional à pressão por ela exercida. Robert Boyle ( ), cientista irlandês, publicou o livro The Sceptical Chymist. V 2V 4V Relação matemática: P 1 V 1 = P 2 V 2 Determinada massa gasosa exerce pressão de 2 atm num recipiente de 10 litros. Qual será o volume ocupado por essa amostra, se a pressão passar a 4 atm isotermicamente? P 1 = 2 atm V 1 = 10 l P 2 = 4 atm V 2 =? P 1 V 1 = P 2 V = 4V 2 V 2 = 5 l V (l) Lei i de Charles ou das transformações r isobáricasi s Sob pressão constante, o volume ocupado por determinada massa gasosa é diretamente proporcional à temperatura absoluta a que está submetida. Jacques A. Charles ( ), químico francês, foi o responsável pelo segundo vôo tripulado em balão de hidrogênio gasoso. P V P T P 1 = P T 1 = T V 1 = V 2V P 2T P 2 = P T 2 = 2T V 2 = 2V 4V 4T P = P T = 4T V = 4V Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio 11

12 Estado gasoso Graficamente: T (K) 4T = K (constante) P (atm) Dobrando a temperatura, a pressão também dobra. Graficamente: P (constante) 2 P 2T Isóbara P Isócora T T 2 T T T (K) V 2V 4V V (l) Relação matemática: 12 Relação matemática: Um sistema fechado, dotado de êmbolo que se pode deslocar sem atrito, contém 6 l de um gás, a 27 C e 1 atm. Calcule o novo volume que esse gás ocupará se aumentarmos a temperatura em 100 C, a fim de que a pressão não se altere. V 1 = 6 l T 1 = 27 C + 27 = 00 K (Com gases, a temperatura deve sempre ser absoluta.) P 1 = 1 atm V 2 =? T 2 = = 127 C (Aumentar em 100) T 2 = 127 C + 27 = 400 K P 2 = 1 atm V 2 = 8 l Determinada massa gasosa está acondicionada num recipiente de volume fixo a 4 atm de pressão e 27 C. Qual será a nova pressão quando a temperatura for elevada a 127 C? Resolução: P 1 = 4 atm T 1 = = 00 K P 2 =? T 2 = = 400 K EQUAÇÃO GERAL DOS GASES Numa evolução politrópica, há variação simultânea de todas as variáveis de estado, expressa pela equação geral dos gases. Lei de Gay-Lussac ou das transformações f a isocóricas, s i s isométricas ou isovolumétricas s l Sob volume constante, a pressão exercida por determinada massa gasosa é diretamente proporcional à temperatura absoluta a que ela está submetida. P 2P 4P Um recipiente, dotado de êmbolo móvel, apresenta certa massa de gás ocupando 40 l a 2 atm e 27 C. Determine o volume ocupado pelo gás, se a temperatura for elevada a 127 C e a pressão passar a 4 atm. 1 P 1 = 2 atm V 1 = 40 l T 1 = = 00 K P V 2P V 4P V 2 P 2 = 4 atm V 2 =? T 2 = = 400 K T P 1 = P T 1 = T V 1 = V 2T P 2 = 2P T 2 = 2T V 2 = V 4T P = 4P T = 4T V = V Joseph Louis Gay-Lussac ( ), cientista francês, atingiu a altitude de 7 km num balão, em V 2 26,7 l

13 Testes Funções químicas 1. Com relação às teorias de ácido-base, são feitas as afirmações: I. Ácidos doam prótons, segundo Brönsted Lowry. II. Bases de Lewis cedem par de elétrons em ligações. III. Lewis restringe sua teoria ao meio aquoso. IV. Se uma substância é ácido na teoria de Arrhenius, também o é na de Lewis. V. Ácidos de Lewis doam par de elétrons em ligações. São corretas: a) Apenas I, III e V b) Apenas I, II e IV c) Apenas II, IV e V d) Apenas II, III e V e) Apenas IV e V 2. (UEM PR Adaptado) Dada a seguinte reação: H C CO 2 H + H 2 O H O + + CH CO 2 (A) (B) (C) (D) Analise as afirmações e assinale a alternativa correta. I. A espécie C é um hidrônio. II. Sendo A um ácido fraco, sua base conjugada será fraca. III. A substância B é uma base de Lewis. IV. B e C formam par conjugado, pois diferem em um próton (H + ). V. C é um ácido de Brönsted Lowry. a) Somente I e V são corretas. b) Somente II é correta. c) Somente III e IV são incorretas. d) Somente a II é incorreta. e) Todas são corretas.. (Cefet PR Adaptado) De acordo com os conceitos modernos de ácido e base, e com relação à hidrólise do ânion cianeto, pode-se afirmar: CN + H 2 O HCN + OH a) H 2 O atua como base de Lewis. b) CN atua como ácido de Lewis. c) HCN, na reação inversa, atua como base de Brönsted Lowry. d) H 2 O atua como ácido de Brönsted Lowry. e) HCN é monoácido, hidrácido e forte. 4. (Acafe SC) Analise os equilíbrios abaixo. HPO H 2 O H 2 PO 4 + OH HS + H 2 O S 2 + H O + CH NH 2 + HCl CH NH Cl São ácidos: a) HS e CH NH 2 d) HPO 2 4, HS e HCl b) HPO 2 4 e HS e) HPO 2 4, HS e CH NH 2 c) HS e HCl 5. (UFSM RS) Na equação HCl + NH NH Cl, o HCl e o íon NH + 4 são considerados, respectivamente: a) ácido de Arrhenius e base de Arrhenius. b) ácido de Brönsted Lowry e ácido de Brönsted Lowry. c) base de Lewis e base de Lewis. d) base de Brönsted Lowry e ácido de Brönsted Lowry. e) ácido de Arrhenius e ácido de Arrhenius. 6. (UFSM RS) Observe as equações. I. H O + + CN HCN + H 2 O II. NH + CO 2 NH 2 + HCO III. C 2 H 5 O + NH C 2 H 5 OH + NH 2 De acordo com Brönsted Lowry, os compostos sublinhados são, respectivamente: a) base ácido ácido b) base base ácido c) ácido ácido base d) ácido base ácido e) base ácido base 7. (UFSC Adaptado) Nas reações: I. HCl + H 2 O H O + + Cl II. NH + H 2 O NH OH De acordo com a conceituação de Brönsted Lowry, a água é: I. um ácido na reação I e uma base na reação II. II. uma doadora de próton na reação II. III. a base conjugada do ácido H O + na reação I. IV. receptora de prótons na reação I. V. um ácido na reação II. São corretas as afirmações: a) I, II e V b) III, IV e V c) II, III, IV e V d) IV e V e) III e V 8. Dadas as equações: I. H 2 SO KOH K 2 SO H 2 O II. HNO + HF H 2 NO 1+ + F 1 III. H 2 SO 4 + HF HSO H 2 F 1+ IV. AuCl + Cl 1 AuCl 1 4 Com relação aos conceitos ácido-base, assinale a afirmação incorreta. a) Na equação IV, Cl 1 age como base de Lewis. b) Apenas as equações I, II e III são reações ácido-base, segundo Brönsted Lowry. c) Segundo Lewis, todas as equações representam reações ácido-base. d) Nas equações I e III, H 2 SO 4 age como ácido de Lewis. e) Na equação II, HF age como base de Brönsted Lowry. Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio 1

14 Testes 9. (PUC MG) Sejam dadas as seguintes equações: I. H 2 SO NaOH Na 2 SO H 2 O II. H 2 SO 4 + HNO H 2 NO + + HSO 4 III. HNO + HF H 2 NO + + F IV. AuCl + Cl AuCl 4 Com relação aos conceitos ácido-base, assinale a opção incorreta. a) A equação I é uma reação de ácido-base, segundo Arrhenius. b) Apenas as equações I, II e III são reações ácido-base, segundo Brönsted Lowry. c) Nas equações II e III, o HNO age como ácido de Brönsted Lowry. d) Na equação IV, o Cl age como base de Lewis. e) Nas equações I e II, o H 2 SO 4 age como ácido de Lewis. Reações químicas I 10. (Fempar PR) I. Cu NH [Cu(NH ) 4 ] 2+ II. HC 2 O 4 + SO 2 HSO + C 2 O 2 4 Aplicando-se os conceitos ácido-base nas equações I e II acima, temos que as espécies químicas mencionadas atuam como: a) NH base de Brönsted e SO 2 ácido de Lewis. b) Cu 2+ ácido de Lewis e HC 2 O 4 ácido de Brönsted. c) HC 2 O 4 base de Arrhenius e base de Brönsted. d) HSO e NH bases de Lewis. e) Cu 2+ e C 2 O 2 4 bases de Brönsted Sobre uma reação química, assinale a alternativa incorreta. a) As substâncias representadas no primeiro membro da equação química são os reagentes, e aquelas representadas no segundo membro são os produtos. b) As moléculas reagentes são desmontadas, dando origem a diferentes moléculas de produtos. c) Nem todos os átomos reagentes aparecem como produtos. d) Os coeficientes da equação química representam a proporção com que as moléculas participam da reação. e) O número de átomos de um determinado elemento deve ser o mesmo nos dois membros da equação. 2. Reação de decomposição ou análise é aquela cujas substâncias podem sofrer transformações por influência de agentes físicos externos. Pode receber nomes especiais, tais como: pirólise decomposição pelo calor; fotólise decomposição pela luz; eletrólise decomposição pela eletricidade. Com base no texto, assinale a alternativa incorreta. a) Deixando-se um frasco de água oxigenada (H 2 O 2 ) exposto à luz, ocorre a seguinte pirólise: H 2 O 2 H 2 O + O 2. b) Na eletrólise do cloreto de sódio, o agente externo é a eletricidade. c) O aquecimento do calcário (CaCO ) é uma pirólise e pode ser representado por: CaCO CaO + CO 2. d) Fotólise é a decomposição que ocorre com interferência da luz. e) Processando-se uma pirólise com hidróxido de cálcio obtém-se cal virgem de água.. (Unibem PR) A transformação de oxigênio comum em ozônio é representada pela reação química: O 2(g) Ultravioleta 2 O (g) Os números 2 e que aparecem no primeiro membro da equação química acima representam, respectivamente: a) o coeficiente estequiométrico e o número de átomos da molécula. b) o coeficiente estequiométrico e o número de moléculas. c) o número de moléculas e o coeficiente estequiométrico. d) o número de átomos da molécula e o coeficiente estequiométrico. e) o número de átomos da molécula e o número de moléculas. 4. A cal apagada é obtida da cal viva por tratamento com água, conforme a reação: CaO (s) + H 2 O (l) Ca(OH) 2 A reação acima é de: a) adição. b) deslocamento. c) dupla-troca. d) oxidação e redução. e) neutralização. 5. (Unicentro PR Adaptado) A pilha de Ruben-Mallory, usada em relógios digitais, calculadoras eletrônicas e outros aparelhos, é uma pilha de mercúrio-zinco envolta numa mistura pastosa de KOH e Zn(OH) 2, que funciona segundo a equação: HgO + Zn Pasta KOH Zn(OH) 2 ZnO + Hg Com base nessas informações e nos conhecimentos sobre eletroquímica, é correto afirmar, exceto: a) Se fosse utilizado ouro no lugar do zinco, a reação não aconteceria. b) O zinco é um metal mais reativo que o mercúrio. c) A reação é de simples troca. d) A reação é de dupla-troca. e) A pasta úmida da pilha apresenta uma base forte. 6. (Mack SP) K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > H > Cu > > Hg > Ag > Au. Consultando a fila de reatividade acima (dada em ordem decrescente), a alternativa que contém a equação de uma reação que não ocorre é: a) Cu + 2 AgNO 2 Ag + Cu(NO ) 2 b) 2 Al + 6 HCl 2 AlCl + H 2 c) Mg + FeSO 4 Fe + MgSO 4 d) Zn + 2 NaCl ZnCl Na e) 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 7. (UEPG PR Adaptado) Com relação aos halogênios, sabese que a eletronegatividade decresce do flúor para o iodo. Com base nisso, assinale a asserção que representa uma reação que não ocorre: a) Cl NaBr 2 NaCl + Br 2 b) I KBr 2 KI + Br 2 c) F 2 + CaCl 2 CaF 2 + Cl 2 d) Br KI 2 KBr + I 2 e) Cl Nal 2 NaCl + I 2

15 8. Quando um fragmento de potássio metálico é colocado em água, desprende-se um gás e forma-se um composto iônico em solução. Com base nessa informação, são feitas as afirmações abaixo. I. O gás formado é O 2. II. O composto iônico tem a fórmula KOH. III. A afirmação acima é falsa, pois essa reação não ocorre. IV. O gás formado é H 2. V. O composto iônico formado é K 2 O. VI. Essa reação é classificada como simples troca. São corretas: a) II, IV e VI d) II, IV e V b) I, III, IV e V e) I, III e V c) III, IV e V 10. (PUC PR) Quando é tirada uma foto em preto-e-branco, na película do filme há uma reação química. Sob a ação da luz, o brometo de prata transforma-se em prata metálica e bromo. Tal reação é enquadrada nos tipos: a) simples troca, pirólise. b) decomposição, pirólise. c) decomposição, fotólise. d) simples troca, fotólise. e) decomposição, hidrólise. 11. Quando um pedaço de sódio metálico entra em contato com água, ocorre uma reação violenta que, em presença de uma faísca elétrica, pode explodir. Escreva a equação que representa a reação química que ocorre e explique por que pode haver uma explosão. 9. (PUC PR) Pela queima do metal magnésio, obtém-se um composto que, ao ser tratado com água, forma: a) óxido de magnésio. d) hidróxido de magnésio. b) peróxido de magnésio. e) carbonato de cálcio. c) magnésio metálico. Reações químicas II 1. Dentre as condições citadas, qual não é suficiente para que ocorra reação de dupla-troca? a) Formação de produto menos solúvel que os reagentes. b) Formação de produto mais volátil que os reagentes. c) Formação de produto mais fraco que os reagentes. d) Formação de produto menos ionizado que os reagentes. e) Cátions e ânions trocarem de posição nas fórmulas. 2. Um estudante deve resolver uma questão que envolve classificação de reações químicas e, para isso, ele possui os seguintes dados: I. C + O 2 CO 2 (dióxido de carbono) II. 2 KBrO (s) 2 KBr (s) + O 2(g) III. Zn (s) + H 2 SO 4(aq) ZnSO 4(aq) + H 2(g) IV. Ácido + base sal + água Assinale a alternativa correta: a) síntese, deslocamento, dupla-troca e análise b) síntese, análise, deslocamento e dupla-troca c) deslocamento, análise, síntese, dupla-troca d) análise, deslocamento, dupla-troca e síntese e) dupla-troca, síntese, análise e deslocamento. (UFSM RS) Considere as seguintes reações não-balanceadas entre um sal e uma base. A I. Na PO 4 + Mg(OH) 2 + NaOH II. FeCl + KOH B + KCl Os produtos A e B, resultantes dessas equações, são, respectivamente: a) sal pouco solúvel base pouco solúvel b) sal pouco solúvel ácido volátil c) base pouco solúvel sal pouco solúvel d) base pouco solúvel ácido volátil e) ácido volátil base pouco solúvel 4. (UEPG PR) Podemos verificar a possibilidade da ocorrência de uma reação química de dupla-troca a partir da análise de equação química representativa e da observação de algumas características dos reagentes e dos prováveis produtos, tais como solubilidade e volatilidade. Com base em tais parâmetros, assinale a equação que não permite uma reação química de dupla-troca. a) HCl + AgNO b) HCl + Na 2 SO 4 c) FeCl + KOH d) NaCl +AgNO e) Ba(OH) 2 + K PO 4 5. (Unilasalle RS) Dadas as equações: 1. AgNO + I AgCl + NaNO 2. Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 II + 2 H 2 O. Fe + 2 HCl FeCl 2 + III As substâncias I, II e III são, respectivamente: a) clorato de sódio, sulfato de bário e água. b) cloreto de sódio, sulfeto de bário e água. c) cloreto de sódio, sulfato de bário e hidróxido de ferro. d) clorato de sódio, sulfito de bário e hidrogênio. e) cloreto de sódio, sulfato de bário e hidrogênio. 6. Uma das equações abaixo representa uma reação impossível. Marque-a. a) NaCl (aq) + AgNO (aq) b) HCl (aq) + AgNO (aq) c) Na 2 CO (aq) + HCl (aq) d) K 2 O (s) + SO (g) e) Ag (s) + H 2 SO 4(aq) 7. (UPF RS) A adição de cal virgem à água dá origem ao composto A. O composto A, então, reage com o gás carbônico, resultando em composto B e água. O composto B, através de decomposição térmica, gera gás carbônico e composto C. A afirmativa verdadeira que apresenta os compostos A, B e C é: a) NaOH, NaCO, Na. b) MgO, MgSO 4, MgCO. c) Ca(OH) 2, CaCO, CaO. d) CaSO 4, CaO, Ca(OH) 2. e) Ca(OH) 2, CaSO 4, CaCO. Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio

16 MENU PRINCIPAL 4 Testes 8. (UEL PR) Considere os seguintes dados. 12. (PUC MG) O sistema de segurança air bag usado em automóveis é acionado por um microprocessador em caso de acidente. Ocorre desencadeamento de reações liberando nitrogênio, que Substância Solubilidade em água Ag 2 SO 4 Muito solúvel infla prontamente o saco plástico. Considerando as reações: Na 2 SO 4 Muito solúvel 1) NaN Na (s) + N 2(g) BaCl 2 Muito solúvel 2) Na (s) + KNO (s) Na 2 O (s) + K 2 O (s) + N 2(g) AgCl BaSO 4 Pouco solúvel Pouco solúvel Observa-se que o nitrogênio apresenta, na seqüência das reações 1 e 2, os seguintes números de oxidação: a), 0, +, 0 Pode-se prever que haverá formação de precipitado quando forem misturadas soluções aquosas de: I. cloreto de bário e sulfato de prata. II. cloreto de bário e sulfato de sódio. III. sulfato de sódio e sulfato de prata. Dessas afirmativas, apenas: a) I é correta. d) I e II são corretas. b) II é correta. e) II e III são corretas. c) III é correta. 9. Pilhas e baterias funcionam à base de reações que ocorrem com trocas de elétrons em meios contendo íons. A corrente elétrica é produzida pela transferência de elétrons de um eletrodo a outro. Tais reações químicas são classificadas como óxido-redução ou redox. Sobre essas reações, é incorreto afirmar que: a) há átomos cujos nox variam do primeiro para o segundo membro da equação. b) oxidar é perder elétrons e sofrer aumento de nox. c) agente oxidante é a substância que contém o elemento que reduziu. d) o agente redutor tem o elemento que sofreu perda de elétrons. e) não há troca de elétrons entre átomos que se oxidam e se reduzem. 10. (UFPR Adaptado) No que concerne à reação de óxidoredução, são feitas as afirmações: I. Agente oxidante é uma substância que contém pelo menos uma espécie atômica que sofre redução na reação considerada. II. Oxidante é qualquer substância que contém um átomo que se oxida na reação considerada. III. Para que uma substância possa ser considerada como oxidante, deve conter pelo menos um átomo de oxigênio em sua constituição. IV. Redutora é uma substância que contém o átomo que cede elétrons. V. Existem reações nas quais um mesmo elemento químico sofre, ao mesmo tempo, oxidação e redução. Tratase de reações de auto-óxido-redução. São corretas apenas: a) I, II e IV d) I, IV e V b) I, II e V e) I, III e V c) III, IV e V 11. A equação a seguir representa o processo siderúrgico para obtenção de ferro da hematita em altos fornos. b), 0, +5, 0 c) +, 0,, 0 d) +, 0, +5, 0 e), +2, +, (UEM PR Adaptado) Analise as afirmações a seguir. I. No permanganato de potássio, o manganês tem o número de oxidação +7. II. Na reação SnCl FeCl SnCl FeCl 2, o estanho oxidou-se, pois seu número de oxidação passou de +2 para +4. III. CrO 2 4 é o íon cromato. IV. Na 2 S 2 O é o sulfato de sódio e possui enxofre com número de oxidação igual a +2. V. Al y (SO 4 ) x é o sulfato de alumínio; logo, x + y = 5. a) Somente I, II e III são corretas. b) Somente I, II, III e V são corretas. c) Somente II, III e V são corretas. d) Somente III, IV e V são corretas. e) Somente IV e V são corretas. 14. (ITA SP) Considere as reações representadas pelas seguintes equações balanceadas. I. CH 4(g) + H 2 O (g) CO (g) + H 2(g) II. AgCl (s) + 2 NH (aq) Ag(NH ) Cl III. Zn (s) + 2 H + (aq) Zn +2 (aq) + H 2(aq) IV. 2 H + (aq) + 2 CrO 2 4 (aq) Cr 2 O 2 7 (aq) + H 2 O (l) Qual das opções abaixo se refere às reações de óxidoredução? a) I e II b) I e III c) III e IV d) I, III e IV e) I, II, III, IV 15. (UFPR) Peróxidos são compostos que apresentam o grupo ( O O ), em que o estado de oxidação do elemento oxigênio é 1. O peróxido de hidrogênio (H 2 O 2 ), também conhecido como água oxigenada, é um agente oxidante poderoso daí sua utilização como anti-séptico ou alvejante. Com base nessas informações, responda por que, ao longo do tempo, a água oxigenada perde sua atividade. Explique o que ocorre e represente a equação do processo envolvido. Fe 2 O (s) + CO (g) 2 Fe (s) + CO 2(g) Com relação à equação acima, é incorreto afirmar: a) O ferro oxidou. b) O CO é o agente redutor. c) Houve redução do ferro. d) O carbono oxidou e o ferro reduziu. e) O ferro (Fe (s) ) tem nox zero.

17 Reações químicas III 1. No laboratório, um estudante realizou experimentos para verificar os fatores que afetam o estado de equilíbrio da reação: 6. (PUC PR) Calculados os valores dos coeficientes a, b, x, y e z da reação abaixo, verificamos que a soma desses coeficientes é: 2 NO 2(g) N 2 O 4(g) Castanho Incolor Para estudar o efeito da temperatura e da pressão, coletou-se, numa seringa de injeção, o gás NO 2 produzido de acordo com a reação: Cu (s) + HNO (aq) Cu(NO ) 2(aq) + H 2 O (l) + NO 2(g) Ao balancear a reação química com os menores números inteiros possíveis, o estudante determinou a soma dos coeficientes e o agente redutor da reação de obtenção do NO 2(g), que são os seguintes: a) 8, Cu d) 10, Cu b) 9, HNO e) 10, HNO c) 9, Cu 2. (UFPR Adaptado) Após o balanceamento da equação NaNO + Zn + NaOH NH + Na 2 ZnO 2 + H 2 O utilizando os menores números inteiros, é correto afirmar que: a) a espécie química NaNO é o agente redutor. b) o coeficiente da espécie química Na 2 ZnO 2 é igual a 4. c) o coeficiente da espécie química oxidante é igual a 4. d) a soma de todos os coeficientes é igual a 17. e) se o coeficiente da água fosse 4, o do oxidante seria 8.. (PUC PR) Dada a equação: Ca (PO 4 ) 2 + SiO 2 + C CaSiO + P + CO Após o equilíbrio, a soma dos coeficientes inteiros e menores possíveis dará como resultado: a) 8 d) 21 b) 19 e) 22 c) (UFPR Adaptado) Reações que envolvem óxidos de nitrogênio são muito estudadas por esses compostos serem produtos ou subprodutos de reações que ocorrem em motores à explosão. Se a reação abaixo (não-balanceada) ocorrer em um recipiente fechado, o equilíbrio químico é estabelecido. a N 2 O 5(gás) b NO 2(gás) + c O 2(gás) É correto afirmar: a) Os átomos de O e N não sofrem variações em seus estados de oxidação. b) Os menores coeficientes estequiométricos inteiros a, b e c para a reação acima são 2, 4, e 2, respectivamente. c) O coeficiente do redutor é o mesmo do oxidante. d) O nitrogênio sofre oxidação. e) O nitrogênio sofre oxidação e o oxigênio, redução. 5. (UEPG PR) Assinale a alternativa correta com respeito aos coeficientes da reação a seguir, após balanceada pelo método redox. a HIO + b H AsO + c HCl d ICl + e H AsO 4 + f H 2 O a) a + b + c > d + e + f b) a = c = d = e c) b 2 = 2e d) a + b + c = 5 e) b = c + d = f a MnO 2 + b HCl x MnCl 2 + y H 2 O + z Cl 2 a) 5 d) 15 b) 12 e) 9 c) 8 7. (UFPR) Balancear uma equação química é determinar os valores dos seus coeficientes de modo a satisfazer certas condições. Considere a equação química não-balanceada. Cr 2 O 7 2 (aq) + Fe +2 (aq) + H + Cr + (aq) + Fe + (aq) + H 2 O (líq) Com base no exposto, é correto afirmar que a equação acima, quando balanceada, deve satisfazer as condições, exceto: a) A soma das massas dos produtos deve ser igual à soma das massas dos reagentes. b) O número de átomos de um elemento químico deve ser conservado durante a reação química. c) O número total de íons entre os produtos deve ser igual ao número total de íons entre os reagentes. d) A soma das cargas elétricas dos produtos deve ser igual à soma das cargas elétricas dos reagentes. e) O total de elétrons cedidos pelo agente redutor deve ser igual ao total de elétrons recebidos pelo agente oxidante. 8. (UFPR Adaptado) A reação de decomposição de peróxido de hidrogênio em presença de permanganato ocorre em meio ácido, tendo iodeto como catalisador. A equação abaixo, nãobalanceada, representa esta reação. a MnO 4 + b H 2 O 2 + c H + d O 2 + e H 2 O + f Mn 2+ Com base nas informações, são feitas as afirmações: I. Os menores coeficientes estequiométricos a, b e c são iguais a 2, 5 e 6, respectivamente. II. O peróxido de hidrogênio (H 2 O 2 ) funciona como agente redutor. III. O MnO 4 é o redutor, pois o Mn sofre oxidação. IV. A soma dos menores coeficientes inteiros da equação é 28. V. O oxigênio do peróxido tem nox igual a 2. São corretas apenas as afirmações: a) I, III e IV d) I, III e V b) II, III e V e) I, II e IV c) II, III e IV 9. (UEM PR Adaptado) Sobre a reação K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl + H 2 O + Cl 2 assinale com V as alternativas verdadeiras, com F as falsas, em seguida assinale a alternativa que representa a seqüência correta. ( ) A soma dos coeficientes mínimos inteiros dessa equação, depois de balanceada, é 29. ( ) O gás Cl 2 tem nox zero por se tratar de uma substância simples. ( ) O reagente K 2 Cr 2 O 7 atua como agente redutor, e o HCl, como oxidante. ( ) A reação acima representada é uma reação de oxirredução e mostra que o agente redutor se oxida por perda de elétrons e o agente oxidante se reduz ganhando elétrons. Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio 5

18 Testes ( ) O número de oxidação do Cr sofre variação de unidades. ( ) Os compostos participantes da reação são, respectivamente, dicromato de potássio, ácido clorídrico, cloreto de potássio, cloreto de crômio III, água e gás cloro. a) V, V, F, V, V, V b) V, V, V, V, V, V c) F, V, V, F, V, V d) V, V, F, V, F, V e) F, V, V, F, F, F 10. (UFSC) Na equação química a seguir, determine os coeficientes estequiométricos, na proporção mínima: a MnO 2 + b HCl c MnCl 2 + d Cl 2 + e H 2 O Apresente a soma (a + b + c + d + e). 12. (UFPR Adaptado) Após o balanceamento da equação NaNO + Zn + NaOH NH + Na 2 ZnO 2 + H 2 O utilizando os menores números inteiros, qual a soma correta desses coeficientes? 1. (UFPR Adaptado) O Cr 2 O é utilizado como pigmento verde e pode ser preparado pela reação entre o Na 2 Cr 2 O 7 e o cloreto de amônio. Essa reação produz óxido de cromo III, cloreto de sódio, gás nitrogênio e água. A respeito dessa reação, responda: a) Qual a equação que representa esta reação corretamente balanceada? b) Qual o agente oxidante e o redutor? Acerte os coeficientes da equação a seguir usando os menores números inteiros e determine a soma destes. MnO 4 + Fe 2+ + H + Mn 2+ + Fe + + H 2 O 14. (UFPR) Dada a reação: a Al(OH) + b H 2 SO 4 c Al 2 (SO 4 ) + d H 2 O Calcular o produto abcd, após determiná-los, fazendo o equilíbrio da equação. Conceitos fundamentais 1. Relacionando as colunas a seguir, que representam fórmulas e massa molar, respectivamente, e lendo o numeral formado na coluna da direita, de baixo para cima, vamos encontrar: (1) Fe(OH) ( ) 42 g (2) Al 2 (SO 4 ) ( ) 2 g () C 6 H 12 O 6 ( ) 64 g (4) SO 2 ( ) 107 g (5) O 2 ( ) 180 g a) b) c) d) e) Examinando uma amostra de 48 g de gás metano (CH 4 ), são feitas as afirmações a seguir, das quais uma é incorreta. Assinale-a. a) Essa amostra possui 18, moléculas. b) Existem 24, átomos totais na amostra. c) O volume ocupado pelo metano em CNTP é 67,2 l. d) O número de átomos de hidrogênio encontrado corresponde a 72, e) A amostra encerra mols de moléculas de gás metano.. O termo molécula-grama pode ser utilizado para indicar a massa de uma molécula expressa em gramas. Sabe-se que nessa massa existem 6, moléculas, ou seja, o número de Avogadro de moléculas. Com relação à molécula-grama, são feitas as afirmações: I. Em uma molécula-grama de H 2 SO 4, há 98 g. II. Em uma molécula-grama de H 2 O, há átomos. III. Em uma molécula-grama de H 2 SO 4, há 7. 6, átomos. IV. Em uma molécula-grama de NaOH, há 6, moléculas. V. Uma molécula de HCl pesa 6,5 gramas. VI. Uma molécula-grama contém o número de Avogadro de moléculas. São corretas: a) Apenas I, II e IV b) Apenas I, III, IV e VI c) Apenas II, III e IV d) Apenas II e V e) Apenas II, V e VI