Elementos de Química Geral

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

4 Fundação Cecierj / Consórcio Cederj Rua Visconde de Niterói, 1364 Mangueira Rio de Janeiro, RJ CEP Tel.: (21) Fax: (21) Presidente Masako Oya Masuda Vice-presidente Mirian Crapez Coordenação do Curso de Biologia UENF - Milton Kanashiro UFRJ - Ricardo Iglesias Rios UERJ - Cibele Schwanke Material Didático ELABORAÇÃO DE CONTEÚDO Isabella Ribeiro Faria COORDENAÇÃO DE DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL Cristine Costa Barreto DESENVOLVIMENTO INSTRUCIONAL E REVISÃO Roberto Paes de Carvalho Zulmira Speridião COORDENAÇÃO DE LINGUAGEM Cyana Leahy-Dios Maria Angélica Alves COORDENAÇÃO DE AVALIAÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICO Débora Barreiros AVALIAÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICO Ana Paula Abreu Fialho Aroaldo Veneu Copyright 2005, Fundação Cecierj / Consórcio Cederj Nenhuma parte deste material poderá ser reproduzida, transmitida e gravada, por qualquer meio eletrônico, mecânico, por fotocópia e outros, sem a prévia autorização, por escrito, da Fundação. F224e Departamento de Produção EDITORA Tereza Queiroz COPIDESQUE Cristina Maria Freixinho REVISÃO TIPOGRÁFICA Elaine Bayma Patrícia Paula COORDENAÇÃO DE PRODUÇÃO Jorge Moura Faria, Isabella Ribeiro Elementos de química geral. v. 2 / Edilson Clemente. Rio de Janeiro: Fundação CECIERJ, p.; 21 x 29,7 cm. ISBN: PROGRAMAÇÃO VISUAL Alexandre d'oliveira Bruno Gomes Marcelo Carneiro Renata Borges ILUSTRAÇÃO Fabiana Rocha CAPA Fabiana Rocha PRODUÇÃO GRÁFICA Andréa Dias Fiães Fábio Rapello Alencar 1. Química geral. 2. Reações químicas. 3. Pilhas. 4. Relações numéricas. 5. Cálculos esquiométricos. CDD: /1 Referências Bibliográficas e catalogação na fonte, de acordo com as normas da ABNT.

5 Governo do Estado do Rio de Janeiro Governador Sérgio Cabral Filho Secretário de Estado de Ciência e Tecnologia Alexandre Cardoso Universidades Consorciadas UENF - UNIVERSIDADE ESTADUAL DO NORTE FLUMINENSE DARCY RIBEIRO Reitor: Almy Junior Cordeiro de Carvalho UFRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO Reitor: Aloísio Teixeira UERJ - UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO Reitor: Nival Nunes de Almeida UFRRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO Reitor: Ricardo Motta Miranda UFF - UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE Reitor: Roberto de Souza Salles UNIRIO - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO Reitora: Malvina Tania Tuttman

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7 Elementos de Química Geral Volume 2 SUMÁRIO Aula 15 Reações de óxido-redução 7 Aula 16 Pilhas 25 Aula 17 Relações numéricas 43 Aula 18 Cálculos estequiométricos Parte l: explorando o mol 53 Aula 19 Cálculos estequiométricos Parte ll: reação com gases 63 Aula 20 Cálculos estequiométricos Parte lll: o rendimento real da reação 73 Aula 21 Cálculos estequiométricos Parte lv: trabalhando com impurezas 81 Aula 22 Cálculos estequiométricos Parte V: trabalhando com excessos 89

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9 Reações de óxido-redução A U L A 15 Meta da aula Conceituar os fenômenos de oxidação e redução. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: Calcular número de oxidação (nox). Determinar semi-reação de oxidação e redução. Determinar oxidante e redutor. Balancear equação de óxido-redução.

10 Elementos de Química Geral Reações de óxido-redução Figura 15.1: Processo de oxidação em uma corrente de ferro. INTRODUÇÃO O X I D A Ç Ã O Perda de elétrons. R E D U Ç Ã O Ganho de elétrons. Você já deve ter observado que objetos de prata, como faqueiros e bandejas, escurecem após ficarem expostos à atmosfera. Os pregos e ferramentas também enferrujam, ao serem usados freqüentemente, com o decorrer do tempo. Estes fenômenos são exemplos de reações de óxido-redução. Estas reações são processos químicos muito importantes, remetendo a dois fenômenos simultâneos: O X I D A Ç Ã O e REDUÇÃO. No passado, a palavra oxidação foi empregada para denominar a reação com oxigênio, como nas reações de metais com oxigênio e nas de queima de combustíveis. Atualmente este termo é empregado, de modo mais genérico, para caracterizar a perda de elétrons por uma espécie química (átomo, íon ou molécula). Entretanto, se uma espécie perde elétrons, outra terá de recebê-los. Este processo foi denominado redução. Reações que ocorrem com transferência de elétrons são chamadas óxido-redução. Para haver transferência de elétrons, tem de existir a espécie que perde elétrons, ou seja, a que sofre oxidação; e a que ganha elétrons, isto é, que sofre redução. Mas como é possível reconhecer essas reações? Vamos utilizar o exemplo da combustão do magnésio. Durante sua queima, produz uma intensa luz branca e brilhante, por isto é muito utilizado em fogos de artifício. O magnésio, quando reage com o oxigênio, transforma-se no íon Mg 2+. Isto significa que os átomos de magnésio sofreram oxidação, ou seja, perderam elétrons. O oxigênio, por sua vez, ao receber os elétrons, transforma-se em íons O 2, reduzindo-se. 8 CEDERJ

11 AULA 15 Figura 15.2: Fogos de artifício. 2 Mg + O 2 à 2 MgO 2 Mg à 2 Mg e (semi-reação de oxidação) O e à 2 O 2 (semi-reação de redução) O oxigênio, substância que aceitou elétrons, é denominado agente oxidante, pois facilitou a oxidação do magnésio e, assim, se reduziu. Já o magnésio é o agente redutor, pois foi a substância que perdeu elétrons, propiciando a redução do oxigênio.! Lembre-se: Agente Oxidante é a espécie que se reduz e Agente Redutor é a espécie que se oxida. Mas como saber qual foi o elemento que perdeu e qual ganhou elétrons? Para resolver esse problema, os químicos atribuem aos elementos um número de oxidação (nox). NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) Número de oxidação é a carga que um átomo adquire quando participa de uma ligação; representa o número de elétrons cedidos, recebidos e compartilhados. A partir de agora, você verá o número de oxidação referente aos compostos iônicos e aos covalentes. CEDERJ 9

12 Elementos de Química Geral Reações de óxido-redução Número de oxidação nos compostos iônicos Na maioria dos estudos de Química, quando queremos trabalhar com um composto iônico quase sempre exemplificamos com o NaCl (cloreto de sódio). Devido a sua aplicabilidade imediata no nosso cotidiano, este realmente é um excelente exemplo. Para enriquecer nossos conhecimentos, vamos definir número de oxidação nos compostos iônicos com um outro exemplo também interessante: o fluoreto de potássio, utilizado em alguns países na prevenção da cárie dental. Considerando uma ligação estabelecida entre o potássio (K) e o flúor (F), temos: K, um metal alcalino (Grupo IA). Ele possui 1(um) elétron na camada de valência e apresenta baixa afinidade eletrônica. F, um halogênio (Grupo VIIA). Ele possui 7 (sete) elétrons na camada de valência e apresenta alta afinidade eletrônica. doa 1 elétron recebe 1 elétron O potássio doa um elétron, originando um cátion potássio (K + ); passa, desta forma, a apresentar uma carga +1. Então, diz-se que o número de oxidação (nox) do potássio é igual a +1. Por outro lado, o flúor recebe 1 elétron, originando o ânion fluoreto (F ), que apresenta uma carga 1. Logo, seu nox é igual a 1. Número de oxidação nos compostos covalentes Nos compostos covalentes, não ocorre transferência de elétrons, e sim compartilhamento. Dessa maneira, pode-se dizer que não há aparecimento de cargas. Porém, sabendo que o par eletrônico está mais deslocado para o elemento mais eletronegativo, admite-se que o par eletrônico passa a fazer parte da eletrosfera deste elemento mais eletronegativo. Sendo assim, adota-se como negativo o número de oxidação do elemento que puxou elétrons, e como positivo o elemento que perdeu elétrons. 10 CEDERJ

13 Considerando uma ligação estabelecida entre o hidrogênio (H) e o Bromo (Br), temos: AULA 15 o H, que possui 1 (um) elétron na camada de valência e tem, segundo a tabela de Linus Pauling, o valor de eletronegatividade igual a 2,1. o Br, um halogênio (Grupo VII A). Ele possui 7 (sete) elétrons na camada de valência e seu valor de eletronegatividade é 2,8, segundo a mesma tabela de eletronegatividade. Na molécula de HBr, um par de elétrons é compartilhado pelos dois átomos. Sendo o átomo de bromo mais eletronegativo que o átomo de hidrogênio, o par eletrônico se desloca no sentido do átomo de bromo. Assim, admitimos que o bromo adquire carga negativa 1, enquanto o hidrogênio apresenta carga positiva +1. Logo, o nox do bromo é 1, e do hidrogênio é +1. Regras práticas para determinação do número de oxidação Para facilitar seus cálculos, observe o conjunto de normas práticas para a obtenção do nox. Preparamos dez mandamentos que serão úteis a você: 1º. O nox de cada átomo em uma substância simples é sempre igual a zero. Exemplo: Vejamos o acaso do O 2. Como os dois átomos apresentam a mesma eletronegatividade, não ocorre deslocamento do par eletrônico e, conseqüentemente, não há formação de cargas. Então, o nox do oxigênio é zero. 2º. O nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga. Exemplo: O 2 nox = 2 CEDERJ 11

14 Elementos de Química Geral Reações de óxido-redução 3º. O somatório dos nox de todos os átomos constituintes de um composto é sempre igual a zero. Exemplo: Ca +2-1 F 2 (+2 x 1) + (-1 x 2) = 0 4º. Nos íons formados por mais de um átomo, a soma algébrica dos nox é igual à carga do íon. Exemplo: MnO 4 (+7 x 1) + (-2 x 4) = -1 5º. Os metais alcalinos(grupo 1 da tabela periódica) sempre apresentam nox = +1. 6º. Os metais alcalino-terrosos (grupo 2 da tabela periódica) sempre apresentam nox = +2. 7º. Metais que apresentam sempre o mesmo nox: Zn nox = +2, Al nox = +3, Ag nox= +1. 8º. O flúor, combinado com outro elemento, sempre apresenta nox = 1. 9º. O elemento hidrogênio pode assumir nox = +1 quando estiver ligado a um elemento mais eletronegativo; e nox = 1, quando ele for o elemento mais eletronegativo. 10º. O oxigênio tem, geralmente, nox = 2. Acompanhe o exemplo para entender melhor. Separamos alguns íons ou compostos e vamos mostrar, passo a passo, como determinar o nox desses elementos: a. SF 6 S nox = x (?) F nox = 1 x 6 = 6 Como x 6 = 0, logo x = +6 b. H 2 AsO 4 H nox = +1 x 2 = +2 As nox = x (?) O nox = 2 x 4 = 8 Como +2 +x 8 = 1, logo x = CEDERJ

15 c. C 2 H 4 O 2 C nox = x (?) H nox = +1 x 4 = +4 O nox = 2 x 2= 4 Como x = 0, logo x = 0 AULA 15 ATIVIDADE 1. Determine o número de oxidação de cada elemento nos seguintes íons ou compostos: - a. BrO 3 ( ) 2- b. C 2 O 4 ( ) c. F 2 ( ) d. CaH 2 ( ) Agora podemos identificar uma reação de óxido-redução! Observe a reação do ataque do ácido clorídrico a uma placa de zinco: 2 HCl + Zn à ZnCl 2 + H 2 Para caracterizar essa reação como um processo de óxido-redução, é preciso primeiramente determinar o nox de todos os elementos presentes na equação. 2 H +1 Cl 1 + Zn 0 à Zn +2 Cl H 2 0 Zn 0 à Zn +2 zinco (Zn) é o elemento oxidado porque perdeu 2 elétrons; H +1 0 à H 2 hidrogênio (H) é o elemento reduzido porque ganhou 1 elétron. Observe que nada ocorreu com o cloro que apresentava nox 1(no primeiro membro da equação), e continua com o mesmo nox, no segundo membro. Nessa reação, o Zn, por ter sofrido oxidação, é denominado agente redutor, e o ácido clorídrico, por conter o elemento H que sofreu redução, é chamado agente oxidante. CEDERJ 13

16 Elementos de Química Geral Reações de óxido-redução ATIVIDADES 2. Com relação a reações de óxido-redução, podemos identificar cada afirmativa a seguir como verdadeira ou falsa. a. Oxidação significa ganhar elétrons. ( ) b. Oxidante é o elemento ou substância que se oxida. ( ) c. Oxidar-se acarreta aumento do NOX. ( ) d. Redução significa perder elétrons. ( ) e. Numa oxi-redução, o número de elétrons recebidos é igual ao número de elétrons cedidos. ( ) f. Redutor é o elemento ou substância que se reduz. ( ) 3. Quando um íon potássio passa a potássio metálico, podemos afirmar que ocorreu: a. Redução do íon potássio. ( ) b. Oxidação do íon potássio. ( ) c. Oxi-redução do íon potássio. ( ) d. Perda de um elétron no íon potássio. ( ) BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES REDOX Quando usamos talher de prata para comer alimentos que contêm cebola, ou outra fonte de enxofre, com o tempo vai se formar uma camada preta de sulfeto de prata sobre a superfície do talher. Um método simples de limpeza consiste em colocar o talher em uma panela de alumínio e cobri-lo com água e pequenos pedaços de sabão de coco, aquecendo esse sistema por alguns minutos. Ao final de um certo tempo, a prata metálica se deposita sobre o talher. O fenômeno que observamos é uma reação de óxido-redução e pode ser representado pela equação: Ag 2 S + Al à Ag + Al 2 S 3 14 CEDERJ Observe que a equação, da maneira que foi escrita anteriormente, apresenta números diferentes de átomo de prata, de alumínio e de enxofre, nos dois membros da equação. Nós dizemos que essa equação não está balanceada. A utilização da semi-reação de oxidação e da semi-reação de redução permite escrever corretamente as equações de óxido-redução, e constitui-se em um ótimo método de balanceamento dos coeficientes da equação. Esse método baseia-se no princípio de conservação das massas e das cargas elétricas.

17 Vamos exemplificar com a reação entre o sulfeto de prata e o alumínio, fazendo juntos o balanceamento dessa equação. Primeiramente devemos determinar o nox de cada espécie presente na equação: AULA 15 Ag +1 2 S 2 + Al 0 à Ag 0 + Al +3 2 S 2 3 Observe que, na reação anterior, cada Al perde 3 elétrons variação ( ) =3. O alumínio (Al) sofre oxidação, portanto é o agente redutor. cada íon prata (Ag +1 ) recebe 1 elétron. Como estão presentes inicialmente 2 íons Ag +1 variação ( ) =1 x 2 = 2 Ag + sofre redução. Logo, Ag 2 S é o agente oxidante. Agora devemos igualar o número de elétrons perdidos com o número de elétrons ganhos. Para tal, devemos colocar um coeficiente 2 no Al e um coeficiente 3 no Ag +1, ficando assim, 6 elétrons ganhos e 6 elétrons perdidos. Os coeficientes utilizados no balanceamento de uma equação são chamados coeficientes estequiométricos. Finalmente temos nossa equação devidamente balanceada: 3 Ag 2 S + Al à Al 2 S Ag No estudo de reações de óxido-redução, é muito importante sabermos representar as semi-reações envolvidas: a. semi-reação de oxidação: 2 Al (s) à 2 Al (aq) e- b. semi-reação de redução: 6 Ag e - à 6 Ag Somando as duas semi-reações: 2 Al 2 Al e - 6 Ag e - 6 Ag iônica) 2 Al + 6 Ag +1 2 Al Ag (equação na representação CEDERJ 15

18 Elementos de Química Geral Reações de óxido-redução A perda total de elétrons iguala o ganho total destes, e o somatório das semi-reações de oxidação e redução, seguido do balanceamento do número de elétrons trocados, leva ao acerto da equação de óxidoredução. Esse método é chamado íon-elétron. Vamos fazer mais um balanceamento? Observe a equação a seguir: K 2 Cr 2 O 7 + HCl à KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O Agora, colocaremos os nox das espécies: K +1 2 Cr+6 2 O H+1 Cl 1 à K +1 Cl 1 + Cr +3 Cl Clo 2 + H+1 2 O 2 Observe que, no caso do cloro, uma certa quantidade reagiu sem sofrer variação de nox, enquanto uma outra quantidade sofreu oxidação. Cl 1 perde 1 elétron ao passar a Cl 0 =1 Cada Cr +6 recebe 3 elétrons ao passar a Cr +3. Como o composto apresenta dois Cr +6, sua variação é = 2 x 3 = 6. Iniciando o balanceamento, vamos igualar o número de elétrons perdidos com o número de elétrons ganhos, multiplicando o Cl 1 por 6 e o Cr +6 por 1. Semi reação de oxidação 6 Cl -1 à 3Cl e - Semi-reação de redução 2Cr e - à 2 Cr +3 Colocando esses coeficientes na equação, temos: 1 K 2 Cr 2 O HCl à KCl + 2 CrCl Cl 2 + H 2 O Vamos agora igualar o número de átomos de cada espécie não envolvida na reação de óxido-redução. Observe que no primeiro membro da equação temos 2 K +1, logo precisamos igualar a quantidade de K +1 do segundo membro multiplicando-o por CEDERJ

19 1 K 2 Cr 2 O HCl à 2 KCl + 2 CrCl Cl 2 + H 2 O Neste momento, devemos ajustar os cloros que não sofreram oxidação. No segundo membro da equação, temos 8 cloros que não perderam elétrons. Logo o total de cloros no primeiro membro é igual a 14 (6 que se oxidaram e 8 que nada sofreram): AULA 15 1 K 2 Cr 2 O HCl à 2 KCl + 2 CrCl Cl 2 + H 2 O Analisando os hidrogênios, vemos que temos 14 no primeiro membro. Vamos então igualar essa quantidade no segundo membro: 1 K 2 Cr 2 O HCl à 2 KCl + 2 CrCl Cl H 2 O Por último, fazemos o mesmo com os oxigênios (7 em cada lado da equação). Temos, assim, nossa equação balanceada. ATIVIDADE 4. Para cada reação representada a seguir, indique a semi-reação de oxidação, a semi-reação de redução e faça seu balanceamento: a. HNO 3 + Cu à Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O b. KMnO 4 + FeCl 2 + HCl à KCl + MnCl 2 + FeCl 3 + H 2 O Vamos analisar mais alguns exemplos de reações de óxido-redução: K 2 Cr 2 O 7 (aq) + C 2 H 6 O (g) + H 2 SO 4(aq) à Cr 2 (SO 4 ) 3 + C 2 H 4 O (g) + K 2 SO 4(aq) + H 2 O (l) Semi-reação de oxidação C 2 2 H 6 O à C 1 2 H 4 O + 2 e + 2 H + Semi-reação de redução 14 H + + Cr +6 2 O e à 2Cr H 2 O Igualando o número de elétrons, devemos multiplicar por 3 a primeira equação: C 2 H 6 O à C 2 H 4 O + 2 e + 2 H + (x 3) CEDERJ 17

20 Elementos de Química Geral Reações de óxido-redução Cr 2 O H e à 2 Cr H 2 O 3C 2 H 6 O + Cr 2 O H + à 3 C 2 H 4 O + 6 H Cr H 2 O (Equação balanceada na forma iônica) 3 C 2 H 6 O (g) + K 2 Cr 2 O 7 (aq) + 4 H 2 SO 4 (aq) 3 C 2 H 4 O (g) + Cr 2 (SO 4 ) 3 (Aq) + K 2 SO 4 (aq) + 7 H 2 O (l) (Equação balanceada na forma completa) Você agora poderia dizer quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor dessa reação? Agente oxidante: K 2 Cr 2 O 7 Agente redutor: C 2 H 6 O Se você teve dúvidas para responder a essa pergunta, vale a pena dar uma olhada no início desta nossa aula, pois esses conceitos são importantes. Voltando a nossa equação, ela é utilizada, por exemplo, através do bafômetro, na medição do teor alcoólico dos motoristas. Quando uma pessoa ingere bebida alcoólica, o etanol passa rapidamente para a corrente sangüínea, sendo levado para todas as partes do corpo. A passagem do álcool do estômago para o sangue demora, aproximadamente, 20 a 30 minutos, dependendo de fatores como gradação alcoólica de bebida, peso corporal e capacidade de absorção do sistema digestivo. O etanol é metabolizado por enzimas produzidas pelo fígado. Pela legislação brasileira, uma pessoa está incapacitada para dirigir com segurança se tiver uma concentração de álcool no sangue superior a 0,8 g/l. Uma pessoa de porte médio tem um volume sangüíneo de aproximadamente 5L. Logo, para essa pessoa, o teor máximo de álcool no sangue é de 4g. A seguir, temos uma tabela relacionando algumas bebidas com a porcentagem de álcool nelas encontrado. Bebida Teor Alcoólico (%) Cerveja 5 Vinho 12 Whisky Rum 45 Vodca CEDERJ

21 Considerando as concentrações citadas, não se pode beber nem um copo de cerveja ou uma dose de Whisky antes de dirigir! Entretanto, algumas bebidas podem ser ingeridas. Estudos têm mostrado que uma pessoa de porte médio pode beber, em um período de aproximadamente duas horas, uma garrafa de cerveja ou uma dose de Whisky, porque existem mecanismos no sangue que eliminam a substância tóxica do organismo. AULA 15 Exemplos de mecanismos que eliminam o álcool do organismo: 1. eliminação nos pulmões, pelo ar alveolar, onde o álcool é exalado (hálito ou bafo de bêbados); 2. eliminação pelo sistema urinário; 3. metabolização no fígado, que consiste em oxidação lenta do etanol. O bafômetro permite a identificação da presença do etanol, no bafo do motorista, pela visualização da mudança de coloração laranja para verde (bafômetro tipo portátil). Este bafômetro pré-descartável contém uma mistura sólida de solução aquosa de dicromato de potássio de cor alaranjada, e sílica umedecida com ácido sulfúrico. Após o sopro do motorista, ocorre a reação redox formando a espécie Cr 3+ que se apresenta na coloração (aq), verde. Assim, está identificada a oxidação do etanol a ácido etanóico e a redução do dicromato a cromo III, conforme vimos na equação que você acabou de ajustar. CONCLUSÃO Os processos de oxidação e redução, além de nos guiar no balanceamento de equações, são de grande importância no nosso dia-adia, como o estudo de pilhas que faremos na próxima aula. CEDERJ 19

22 Elementos de Química Geral Reações de óxido-redução ATIVIDADES FINAIS 1. Representa-se a obtenção de ferro-gusa pela equação a seguir: 2 Fe 2 O 3(s) + 6 C (s) + 3 O 2(g) à 4 Fe (s) + 6 CO 2(g) Identificando o estado de oxidação das substâncias envolvidas nessa reação, julgue os itens que se seguem como verdadeiro ou falso. a. Os átomos de ferro do Fe 2 O 3 sofreram redução. b. Na reação, o gás oxigênio (O 2 ) atua como redutor. c. O estado de oxidação +4 do átomo de carbono no CO 2 indica que tal substância é iônica. d. Nesta reação, o número total de elétrons dos reagentes é igual ao número total de elétrons dos produtos. 2. Em 1856, Berthelot preparou metano segundo a reação representada pela equação não-balanceada a seguir: CS 2 + H 2 S + Cu Cu 2 S + CH 4 a. Acerte os coeficientes estequiométricos. b. Indique o elemento que se oxida e o que se reduz, mostrando a variação dos números de oxidação. 3. A análise do ferro em um minério pode ser realizada por método volumétrico, utilizando-se dicromato de potássio. A reação envolvida nesse método, na sua forma iônica, pode ser expressa pela equação a seguir: Fe Cr 2 O 7 + H + Fe 3+ + Cr 3+ + H 2 O Faça o balanceamento correto da equação com os menores coeficientes inteiros. 4. Completa-se corretamente a reação de oxi-redução MnO H + + X à Mn H 2 O + I 2, quando X for substituído por: a. I 2 O 5. b. HIO 3. c. 2 I. d. 2 HI. e. 2 IO Determine os coeficientes de cada substância que tornam as reações de óxidoredução a seguir corretamente balanceadas. 20 CEDERJ

23 a. Bi 2 O 3(s) + NaClO (aq) + NaOH (aq) à NaCl (aq) + H 2 O (l) + NaBiO 3(aq) AULA 15 b. HNO 3(aq) + P 4(s) + H 2 O (l) à H 3 PO 4(aq) + NO (g) c. CaC 2 O 4(aq) + KMnO 4(aq) + H 2 SO 4(aq) à CaSO 4(ppt) + K 2 SO 4(aq) + MnSO 4(aq) + H 2 O (l) + CO 2(g) d. NaBr (aq) + MnO 2(aq) + H 2 SO 4(aq) à MnSO 4(aq) + Br 2 + H 2 O (l) + NaHSO 4(aq) R E S U M O O processo de oxi-redução é uma reação de transferência de elétrons. Espécie doadora de elétrons é um agente redutor; espécie receptora de elétrons, um agente oxidante. O agente oxidante e/ou agente redutor são átomos íons ou moléculas que contêm em sua estrutura elementos que sofrem variação de número de oxidação. Em uma reação em que há variação do número de oxidação, o aumento do nox de um átomo é contrabalançado pela diminuição do nox do outro átomo. Portanto, a variação do nox é constante. Durante uma reação de óxido redução, há variação dos números de oxidação. A variação resultante é zero. A combustão é uma reação de óxido-redução. A reação que representa o processo de formação de compostos iônicos é uma reação redox( partindo das substâncias simples). Em uma reação devidamente balanceada, o número de elétrons ganhos é igual ao número de elétrons perdidos. CEDERJ 21

24 Elementos de Química Geral Reações de óxido-redução RESPOSTAS Atividade 1 a. +5 ; 2 b. +3 ; 2 c. zero d. +2 ; 1 Atividade 2 a. F. A definição de oxidação é perda de elétrons em uma reação química. b. F. Oxidante é o elemento que irá proporcionar a oxidação de outro. Logo, oxidante é o elemento que se reduz. c. V d. F. A definição de redução é ganho de elétrons em uma reação química. e. V f. F. Redutor é o elemento que irá proporcionar a redução de outro. Logo, redutor é o elemento que se oxida. Atividade 3 a Atividade 4 a. 4HNO 3 + Cu à Cu(NO 3 ) NO H 2 O b. KMnO FeCl HCl à KCl + MnCl FeCl H 2 O Atividades Finais 1. a. V b. V c. F d. V 22 CEDERJ

25 2. a. CS H 2 S + 8Cu à 4 Cu 2 S + CH 4 b. Cu o à Cu + (oxidação) C +4 à C 4 (redução) AULA Fe 2+ + Cr 2 O H + à 6 Fe Cr H 2 O 4. c 5. a. Bi 2 O 3(s) + 2 NaClO (aq) + 2 NaOH (aq) à 2NaCl (aq) + H 2 O (l) + 2 NaBiO 3(aq) b. 20 HNO 3(aq) + 3 P 4(s) + 8 H 2 O (l) à 12 H 3 PO 4(aq) + 20 NO (g) c. 5 CaC 2 O 4(aq) + 2 KMnO 4(aq) + 8 H 2 SO 4(aq) à 5 CaSO 4(ppt) + K 2 SO 4(aq) + 2 MnSO 4(aq) + 8 H 2 O(l) + 10 CO 2 (g) d. 2 NaBr (aq) + MnO 2(aq) + 3 H 2 SO 4(aq) à MnSO 4(aq) + Br H 2 O (l) + 2 NaHSO 4(aq) CEDERJ 23

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27 Pilhas AULA 16 Metas da aula Conceituar pilhas ou células galvânicas. Reconhecer os componentes básicos de uma pilha. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: Determinar a espontaneidade de uma reação eletroquímica. Calcular a diferença de potencial de uma pilha. Pré-requisito Para acompanhar melhor esta aula, você deverá rever os conceitos de oxidação e redução da Aula 15.

28 Elementos de Química Geral Pilhas INTRODUÇÃO Uma aplicação direta que encontramos para reações de óxido-redução é a construção de pilhas ou células galvânicas, cuja transferência de elétrons entre o redutor e o oxidante é aproveitada para diferentes fins. Em uma pilha, temos a conversão da energia química para energia elétrica, em um processo espontâneo. PILHA DE DANIELL Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell ( ) construiu uma pilha, constituída por um metal imerso em solução aquosa de um sal formado por cátions desse mesmo metal. Este conecta-se a outro metal, imerso também em solução aquosa de um sal contendo seu cátion. Para entender o pensamento de Daniell, vamos estudar uma pilha formada por zinco e cobre (Zn-Cu). De início, vamos observar isoladamente o sistema formado por uma placa de zinco (eletrodo de Zn) e uma solução de Zn 2+. oxidação Zn o (s) Zn 2+ (aq) + 2e redução Zn 0 Zn 2+ Zn 0 2e Zn 2+ 2 SO 4 Figura 16.1: Placa de Zn imersa numa solução de ZnSO 4. Observe agora o esquema para a placa de cobre (eletrodo de Cu) imersa em uma solução de Cu 2+. Cu 0 Cu 0 2e Cu 2+ Cu 2+ 2 SO 4 oxidação Cu o (s) Cu 2+ (aq) + 2e redução Figura 16.2: Placa de Cu imersa numa solução de CuSO CEDERJ

29 Daniell percebeu que, ao ligar os eletrodos por um fio condutor, o zinco, sendo um metal mais reativo (ou seja, que se oxida mais facilmente), transferia seus elétrons para o cátion metálico menos reativo, no caso, o Cu 2+. Deste modo, estabelece-se uma passagem de corrente elétrica pelo fio condutor, como representada no desenho a seguir: AULA 16 Zn Cu Zn SO 2+ 2 ( aq) 4( aq) Cu SO 2+ 2 ( aq) 4( aq) Figura 16.3: Placas de Zn e Cu imersas em suas soluções unidas por um fio condutor.! Nessa parte do nosso estudo de conversão de energia química em energia elétrica (eletroquímica), alguns termos específicos são utilizados: Ânodo (pólo negativo da pilha): é o eletrodo de onde saem os elétrons, ou seja, onde ocorre a reação de oxidação. Na pilha de Daniell apresentada, o ânodo é o eletrodo de Zn. Cátodo (pólo positivo da pilha): é o eletrodo para onde vão os elétrons, ou seja, onde ocorre a reação de redução. Na pilha de Daniell apresentada, o cátodo é o eletrodo de Cu. A Figura 16.3 ainda não representa uma pilha pronta para funcionar. Se observarmos de novo a figura, podemos compreender que, com o passar do tempo, a solução de Zn 2+ ficaria mais concentrada, devido à produção desse íon proveniente da oxidação do zinco. Por outro lado, a concentração de Cu 2+ iria diminuir, pois esse íon estaria se reduzindo a Cu o. Como as concentrações do ânion são fixas, as soluções de ambos os eletrodos perderiam a neutralidade elétrica, e a pilha rapidamente iria parar de funcionar. Para resolver esse problema, coloca-se na construção de uma pilha um dispositivo denominado ponte salina. CEDERJ 27

30 Elementos de Química Geral Pilhas A ponte salina é constituída de um tubo em forma de U, contendo uma solução aquosa concentrada de um sal bastante solúvel, como o cloreto de potássio (KCl). As extremidades do tubo são fechadas com um material poroso, como o algodão. Figura 16.4: K + (aq) Cl - (aq). Este tubo é colocado de forma invertida, com cada extremidade emborcada em uma das soluções da pilha. A função da ponte salina é permitir que os íons K + e Cl migrem para as soluções eletrolíticas da pilha, de modo que estas retornem à neutralidade de carga. Assim sendo, para o ânodo (no qual havia excesso de Zn 2+ ) irão migrar os íons Cl, e para o cátodo irão os íons K +. Com isso, ocorrerá neutralização das duas soluções. O esquema completo da pilha de Daniell será, então: Figura 16.5: Esquema da pilha de Daniell. 28 CEDERJ

31 NOTAÇÃO DE UMA CÉLULA GALVÂNICA Para representar uma pilha como a descrita anteriormente, utilizamos uma notação resumida que nos informa a estrutura básica de uma célula. Os eletrodos da pilha de Daniell podem ser escritos da seguinte maneira: Zn(s) Zn 2+ (aq) e Cu 2+ (aq) Cu, em que cada barra vertical representa uma interface entre as fases. Neste caso, o metal sólido e os íons em solução. Representamos a célula primeiro pelo ânodo, depois a ponte salina representada por duas barras paralelas ( ) e, por último, o cátodo. A notação para a pilha de Daniell será: AULA 16 Zn Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu POTENCIAL DE CÉLULA GALVÂNICA Se em vez de adaptarmos uma lâmpada ao circuito adaptarmos um aparelho chamado voltímetro, poderemos medir a diferença de voltagem entre os dois eletrodos, chamada força eletromotriz (fem), ou variação de potencial da pilha ( ). No caso da pilha de Zn-Cu, observaríamos o valor 1,10 volts, nas CONDIÇÕES-PADRÃO. C ONDIÇÕES- PADRÃO Uma pilha se encontra nas condições-padrão quando apresenta soluções de concentração inicial 1 mol/l, a uma temperatura de 298 o K e pressão de 1 atm. O valor da fem pode ser previsto teoricamente por meio da consulta de uma tabela de potenciais-padrão. Esta tabela, apresentada a seguir, foi construída a partir do eletrodo padrão de hidrogênio, ao qual foi atribuído o valor 0,00 volt. Com o auxílio dessa tabela podemos prever a diferença de potencial entre os eletrodos, nas condições-padrão, para células de diversos metais. CEDERJ 29

32 Elementos de Química Geral Pilhas Tabela 16.1: Potenciais-padrão de eletrodo (em Volts 1 atm e 25 O C Potenciais de redução Potenciais de oxidação -3,045 Li Li e +3,045-2,925 Rb Rb e +2,925-2,924 K K e +2,924-2,923 Cs Cs e +2,923-2,92 Ra Ra e +2,92-2,90 Ba Ba e +2,90-2,89 Sr Sr e +2,89-2,87 Ca Ca e +2,87-2,71-2,375-1,87-1,66-1,18-0,76-0,74-0,48-0,44-0,403-0,28-0,24 aumenta o potencial de receber elétrons Na Mg Be Al Mn Zn Cr S 2- Fe Cd Co Ni Na e Mg e Be e Al e Mn e Zn e Cr e S + 3 e Fe e Cd e Co e Ni e força redutora crescente +2,71 +2,375 +1,87 +1,66 +1,18 +0,76 +0,74 +0,48 +0,44 +0,403 +0,28 +0,24-0,14 Sn Sn e +0,14-0,13 Pb Pb e +0,13-0,036 Fe Fe e +0,036-0,000 H 2(g) + 2 H2O (1) 2 H 3 O e 0,000 +0,15 Cu Cu e -0,15 +0,15 +0,337 +0,40 +0,54 +0,77 +0,80 +0,85 +0,88 +1,07 +1,36 +1,41 força oxidante crescente Sn 2+ Cu 2 OH 1-2 I 1- Fe 2+ Ag Hg 2 OH 1-2 Br 1-2 Cl 1- Au 1+ Sn e Cu e 1/2 O 2 + H 2 O + 2 e I e Fe e Ag e Hg e H 2 O e Br e Cl e Au e aumenta o potencial de doar elétrons -0,15-0,337-0,40-0,54-0,77-0,80-0,85-0,88-1,07-1,36-1,41 +1,50 Au Au e -1,50 +1,84 Co 2+ Co e -1,84 +2,87 2 F 1- F e -2,87 30 CEDERJ

33 Quanto menor o potencial-padrão de redução, menor a capacidade da espécie de reduzir-se. Logo, maior será sua capacidade de oxidar-se (perder elétrons). Quanto menor o potencial-padrão de oxidação, menor a capacidade da espécie de oxidar-se, e maior será sua capacidade de reduzir-se (ganhar elétrons). No exemplo da pilha de Daniell, teremos: AULA 16 Zn o Zn e E o oxidação = + 0,76 V Cu e Cu o E o redução = + 0,34 V A soma do potencial de oxidação da espécie que se oxida com o potencial de redução da espécie que se reduz dará a voltagem da pilha (+ 0,76 + 0,34 = + 1,10 V). Logo, a equação global será: Zn o + Cu 2+ Zn 2+ + Cu o Como prever a espécie que irá sofrer oxidação e a que irá sofrer redução em uma pilha? Vamos imaginar uma célula formada por alumínio e níquel. Consultando a Tabela 16.1, teremos: E o redução E o oxidação 1,66 V Al o Al e + 1,66V 0,24 V Ni o Ni e + 0,24 V Observe que o potencial de oxidação do alumínio é maior, o que indica que este metal tem uma capacidade de oxidar-se maior que a do níquel. Então, na pilha, a reação de oxidação será Al o Al e E oxidação = +1,66 V. Logo, o níquel irá reduzir-se e teremos a reação: Ni e Ni o E redução = 0,24 E redução A fem desta pilha será a soma destes dois valores +1,66 + ( 0,24) = 1,42 V.! Toda pilha, por ser um processo espontâneo, apresenta E positivo. CEDERJ 31

34 Elementos de Química Geral Pilhas Figura 16.6: Pilha de Zn/Zn(NO 3 ) 2 // Ag/AgNO 3 com lâmpada. Vejamos mais um exemplo. Qual seria a E o de uma pilha representada na figura a seguir? Primeiramente, iremos consultar a Tabela 16.1 de potenciaispadrão para descobrir qual espécie irá oxidar-se e qual irá reduzir-se. E redução E oxidação 0,76 V Zn o Zn e +0,76V +0,80 V Ag o Ag e 0,80 V Com esses valores, observamos que a prata, por ter um maior potencial de redução, irá reduzir-se. Logo, o cátodo desta pilha, é a prata, com a reação: Ag + + e Ag E redução = +0,80 V No ânodo desta pilha, teremos a oxidação do zinco: Zn o Zn e E oxidação = +0,76V A reação global da pilha, devidamente balanceada (na forma iônica), será : 2 Ag + + Zn o Zn Ag o E na forma completa: 2 AgNO 3 + Zn Zn(NO 3 ) Ag A fem ( E o ) da pilha será +0,80+0,76 = + 1,56 V (medidos nas condições-padrão). 32 CEDERJ

35 Sabemos então que esta pilha terá uma corrente elétrica no sentido do eletrodo de Zn para o eletrodo de Ag, com voltagem de 1,56 V. AULA 16 Figura 16.7: Desenho da pilha da Figura 16.6 com indicação do sentido de elétrons. Que tal fazermos uma atividade para colocar o conhecimento em prática? Para a resolução das atividades a seguir, consulte a Tabela ATIVIDADES 1. Considere uma pilha constituída pelas semipilhas Mg, Mg 2+ e Au, Au 3+, e indique: a. o pólo positivo e o negativo; b. o cátodo e o ânodo; c. o sentido do fluxo de elétrons no fio que liga os pólos; d. a fem da pilha em condições-padrão; e. a equação de oxidação, de redução e a equação global da pilha. 2. Consultando a Tabela 16.1, examine a possibilidade de serem espontâneos os processos abaixo equacionados. Caso sejam espontâneos, determine sua força eletromotriz (fem). Observação: processos espontâneos apresentam E o > 0. a. Ag 2 S + Al Ag+ Al 2 S 3 ; b. I 2 + Cl I + Cl 2 ; c. H 2 O 2 + H + + Fe 2+ H 2 O + Fe 3+ ; d. Cd + Ni(OH) 2 Ni + Cd(OH) 2. CEDERJ 33

36 Elementos de Química Geral Pilhas 3. A pilha utilizada nos marca-passos é constituída por um eletrodo de iodo e outro de lítio. Conhecidos os potenciais de redução-padrão para esses eletrodos, I 2 + 2e 2I E = + 0,536V Li + + e Li E = 3,045V Pede-se: a. a equação da reação global da pilha; b. a força eletromotriz-padrão da mesma. PILHAS COMERCIAIS As pilhas em solução aquosa, como estudado anteriormente, não são cômodas e úteis para uso comercial. A pilha comum (usada em rádios, brinquedos etc.) é, em geral, conhecida como pilha seca, desenvolvida em 1866 pelo engenheiro francês Georges Leclanché ( ). O esquema a seguir ilustra sua composição: Tampa de aço Disco de papelão Selador de plástico Piche Disco de papelão Substâncias que participam ativamente do fenômeno Barra de grafita: pólo positivo Envoltório de Zn(s): pólo negativo Envoltório de zinco Blindagem de aço Pasta externa ZnCl 2(aq) + NH 4 Cl (aq) + H 2 O + amido Papel poroso Disco isolante de papelão Fundo de aço Figura 16.8: Pilha seca de Leclanché. Pasta interna MnO 2(aq) + NH 4 Cl (aq) + H 2 O (l) + amido Disco de papelão As reações que ocorrem nesta pilha são bastante complexas, mas podemos simplificá-las da seguinte maneira: a) No ânodo (pólo negativo), ocorre a oxidação do zinco metálico contido no envoltório da pilha: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e 34 CEDERJ

37 b) No cátodo (pólo positivo), ocorre a redução do manganês na pasta interna: Mn O 2 (aq) + 2 NH e Mn 2 O 3 (s) + 2 NH 3 (g) + H 2 O(l) AULA 16 Os elétrons transferidos do zinco para o manganês são conduzidos através da barra de grafite que, por isso, é considerada o pólo positivo do circuito. Após um tempo de uso contínuo, a amônia que se forma no cátodo envolve a barra de grafite, dificultando a passagem de elétrons, o que resulta na diminuição da voltagem da pilha. Se a pilha for deixada em repouso por um certo tempo, voltará a funcionar com sua voltagem normal, porque o Zn 2+ formado no ânodo reage com a amônia, formando um cátion complexo [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ que deixará a barra livre para passagem de elétrons. Esta pilha não é recarregável, e quando todo o MnO 2 for convertido a Mn 2 O 3, a pilha deixará de funcionar definitivamente.! Observe que a chamada pilha seca não é totalmente seca, pois os eletrodos estão envoltos em uma pasta úmida contendo íons. A pilha alcalina é semelhante à de Leclanché, porém com rendimento de cinco a oito vezes maior. A diferença principal é que sua mistura eletrolítica contém hidróxido de potássio (KOH), uma base fortemente alcalina que substitui o cloreto de amônio (NH 4 Cl) das pilhas comuns. Portanto, não apresenta o problema de formação de amônia ao redor da barra de grafite. EQUAÇÃO DE NERST Você já sabe que a voltagem de uma pilha depende da natureza dos reagentes e produtos e de suas concentrações. Assim, se montarmos uma pilha de Daniell (Zn, Zn 2+ //Cu 2+, Cu) a 298 K (25 C), com concentração das soluções igual a 1 mol/l, teremos uma voltagem de 1,10V. Entretanto, à medida que for sendo usada, haverá uma aumento da concentração de Zn 2+ e uma diminuição da concentração dos íons Cu 2+. Logo, à medida que a pilha funciona, verifica-se uma queda de voltagem. Quando a diferença de potencial chega a 0, temos uma situação de equilíbrio e dizemos que a pilha está descarregada. A equação deduzida por Walther Hermann CEDERJ 35

38 Elementos de Química Geral Pilhas Nernst ( ) nos permite calcular a variação do potencial de uma pilha em determinado instante a partir das concentrações molares das soluções eletrolíticas. Para a reação da pilha de Daniell, teremos: Zn o + Cu 2+ Zn 2+ + Cu o E a equação de Nernst: E = E o 0,059 log [Zn2+ ] n [Cu 2+ ] onde, E é a variação do potencial da pilha para determinada concentração; E o é a variação do potencial da pilha nas condições-padrão; n é o número de mols de elétrons transferidos (n = 2 na pilha de Daniell). Vamos então calcular a variação de potencial ( E) de uma pilha de cobre e zinco após certo tempo de funcionamento, quando a concentração de Zn 2+ medida for igual a 0,8 mol/l, e a concentração de Cu 2+ for igual a 0,2 mol/l.! 1 mol de elétrons corresponde a 6,02 x elétrons. Aplicando a equação de Nernst, teremos: E = 1,10 0,059 0,8 log 2 0,2 E = 1,10 0,0295 log 4 E = 1,10 0, ,602 E = 1,08 V Isso mostra que realmente há uma diminuição progressiva da voltagem da pilha com o passar do tempo, até a reação atingir o equilíbrio, ou seja, até a pilha se descarregar. Vamos praticar? Leia atentamente o enunciado das atividades. 36 CEDERJ

39 ATIVIDADES 4. Determine o potencial da célula galvânica representada a seguir: Zn Zn2+ (1,50mol/L) Fe 2+ (0,10 mol/l) Fe. AULA Escreva as semi-reações que ocorrem no cátodo e no ânodo e a equação balanceada para as reações representadas a seguir: a. Ni 2+( aq) + Zn(s) Ni(s) + Zn 2+ (aq). b. Ce 4+ (aq) + I (aq) I 2 (s) + Ce 3+ (aq). c. Cl 2 (g) + H 2 (g) HCl(aq). d. Au + (aq) Au(s) + Au 3+ (aq). 6. O potencial-padrão da célula Cu(s) Cu 2+ (aq) Pb 2+ (aq) Pb é 0,47V. Se o potencial-padrão de redução do eletrodo de cobre é + 0,34V, determine o valor do potencial-padrão de redução do eletrodo de chumbo. 7. A corrosão do ferro, processo que se inicia pela formação de íons Fe 2+, pode ser evitada colocando-se o ferro em contato com um metal que se oxide mais facilmente. Dada a tabela abaixo de potenciais de redução, Semi-reação E (V) Fe e Fe 0,44 Mg e Mg 2,37 Zn e Zn 0,76 Pb e Pb 0,13 Cu e Cu +0,15 Pergunta-se: a. Quais dos metais acima protegem o ferro da corrosão? b. Escreva a reação do ferro e um dos outros metais mencionados, indicando o potencial da célula formada. CONCLUSÃO Quando conhecemos os componentes de uma pilha, podemos prever sua voltagem e com isso utilizá-la de maneira mais racional. O conhecimento dos potenciais de redução dos metais nos permite proteger diversos objetos da corrosão. CEDERJ 37

40 Elementos de Química Geral Pilhas ATIVIDADES FINAIS 1. A figura a seguir representa uma pilha de mercúrio usada em relógios e cronômetros. isolante zinco metálico pasta de KOH e água óxido de mercúrio (II) aço inox As reações que ocorrem nesta pilha são: Zn(s) = Zn 2+ (aq) + 2e HgO(s) + H 2 O(l) + 2e = Hg(l) + 20H (aq) a. De qual eletrodo partem os elétrons quando a pilha está fornecendo energia? Justifique. b. Cite duas substâncias cujas quantidades diminuem com o funcionamento da pilha. Justifique. 2. A pilha de lítio-iodo é muito utilizada em marca-passo cardíaco devido a sua longa duração (de 5 a 8 anos) e por não apresentar nenhuma emissão de gás, o que permite fechá-la hermeticamente. A reação que ocorre nesta pilha está representada na equação a seguir: 2 Li + I 2 2 LiI Consultando a tabela de potenciais, determine a voltagem dessa pilha. 3. As pilhas alcalinas entraram em moda recentemente e são usadas em quase tudo que exige trabalho contínuo e duradouro, desde relógios de pulso até calculadoras eletrônicas. Uma das pilhas mais usadas é a de níquel-cádmio, que chega a ter uma duração maior do que a da bateria de automóvel e ainda pode ser recarregada 38 CEDERJ

41 várias vezes. Ela é constituída pelo metal cádmio, por hidróxido de níquel III e uma pasta de hidróxido de potássio. Considerando que os potenciais-padrão de redução são AULA 16 Cd 2+ (s) + 2 e Cd 0 (s) E o = 0,4V Ni 3+ (s) + 1 e Ni 2+ (s) E o = + 1,0V, Indique o sentido do fluxo de elétrons e a força eletromotriz da pilha níquelcádmio. RESUMO Vamos relembrar as principais características de uma célula galvânica: 1. Célula galvânica ou pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de óxidoredução espontânea produz corrente elétrica. 2. Cátodo é o eletrodo no qual ocorre a reação de redução. É o pólo positivo da pilha. 3. Ânodo é o eletrodo no qual ocorre a reação de oxidação. É o pólo negativo da pilha. 4. Notação de uma pilha: ânodo/ solução anódica // solução catódica / cátodo. 5. Por convenção, o potencial-padrão de eletrodo de hidrogênio é igual a zero. 6. A voltagem de uma célula pode ser calculada pela soma do E redução do cátodo com o E oxidação de ânodo. 7. Quanto maior for o E redução, mais fácil será a redução da espécie. CEDERJ 39

42 Elementos de Química Geral Pilhas RESPOSTAS Atividade 1 a. pólo positivo = ouro, devido ao seu alto potencial de redução, esse metal irá sofrer redução frente ao magnésio, sendo assim o pólo positivo. pólo negativo = magnésio b. cátodo = ouro por sofrer redução ânodo = magnésio por sofrer oxidação c. do Mg para o Au ( o fluxo de elétronas é sempre do ânodo para o cátodo numa pilha) d. + 1,50 + 2,375 = + 3,875 V e. oxidação: Mg o Mg e redução: Au e Au o global: 3 Mg o + 2 Au 3+ 3 Mg Au o Atividade 2 a. + 2,46 V b. não espontânea c. + 0,11 V d. + 0,163 V Atividade 3 a. I Li 2I + 2 Li + b. fem = + 3,581 V Atividade 4 E = E o 0, Zn log 2+ n Fe E = 0,32 0, 059 log 01, , E = 0,32 0,0295 log 15 E = 0,32 0, ,176 E = 0,285 V 40 CEDERJ

43 Atividade 5 a. Ni 2+ (aq) + 2e Ni(s) AULA 16 Zn(s) Zn 2+ (aq) +2e Ni 2+ (aq) + Zn(s) Ni(s) + Zn 2+ (aq) b. I (aq) + 2e I 2 (s) Ce 4+ (aq) Ce 3+ (aq) + e 2 Ce 4+ (aq) + I (aq) I 2 (s) + 2 Ce 3+ (aq) c. Cl 2 (g) + + 2e 2 Cl (aq) H 2 (g) 2 H + (aq) +2e Cl 2 (g) + H 2 (g) 2 HCl(aq) d. Au + (aq) + e Au(s) Au + (aq) --> Au 3+ (aq) + 3 e 4 Au + (aq) --> 3 Au(s) + Au 3+ (aq) Atividade 6 +0,81 V Atividade 7 a. Mg e Zn por apresentarem menor potencial de redução que o ferro. b. Mg o + Fe 2+ Mg 2+ + Fe o E = + 1,93 V ou Zn o + Fe 2+ Zn 2+ + Fe o E = +0,32 V Atividades Finais 1. a. Do eletrodo de zinco para o de mercúrio, pois o zinco sofre oxidação. b. Zn o e HgO, pois são reagentes da reação ,581 V 3. Cd o Ni 3+ fem = 1,4 V CEDERJ 41

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45 Relações numéricas AULA 17 Meta da aula Apresentar as grandezas químicas que permitem estabelecer relações numéricas necessárias ao cálculo estequiométrico. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: Calcular o número de mol, volume, massa, moléculas e átomos de substâncias diversas. Converter unidades dos campos micro e macroscópicos.

46 Elementos de Química Geral Relações numéricas INTRODUÇÃO Quando vamos a um supermercado comprar ovos, pegamos uma embalagem contendo 12 unidades. Mas, se quisermos comprar arroz, vamos pegar um saco com um quilograma. Deste modo, a escolha da maneira pela qual vamos medir o produto a ser adquirido vai depender de suas características, tornando mais fácil sua aquisição. Os químicos utilizam normalmente a massa para mensurar a quantidade de materiais que serão usados como reagentes. Entretanto, às vezes, é necessário determinar a quantidade de átomos ou moléculas em uma amostra. Nesta aula, desenvolveremos conceitos e relações numéricas que possibilitam estes cálculos. QUANTIDADE DE MATÉRIA MOL No nosso dia-a-dia, quando vamos comprar ovos pedimos em dúzias ; folhas de papel, pedimos em resmas. Essas são as quantidades de matéria úteis para seus fins. Em se tratando de átomos e moléculas, a quantidade de matéria útil que pode ser manipulada é o mol. Observe os desenhos a seguir: 1 mol de alúminio 1 mol de ferro 1 mol de cálcio 27g 56g 40g 6,0 x átomos 6,0 x átomos 6,0 x átomos Figura 17.1: Representação de 1 mol de substâncias, em gramas. 44 CEDERJ

47 Veja que as massas são diferentes, porém em cada porção sempre encontramos 6,02 x átomos. AULA 17 Assim: 12 é uma dúzia 100 é um cento 500 é uma resma 6,02 x é um mol Qual é a massa de um mol? Esta pergunta só pode ter uma resposta se especificarmos a substância à qual estamos nos referindo. A massa de um mol de átomos de alumínio é 27g, e a de um mol de moléculas de H 2 O é 18g. Estas massas correspondem à MA (massa atômica), ou à MM (massa molecular), expressas em gramas. Outro exemplo: 1 mol de ácido acético (C 2 H 4 O 2 ) é: MA do C = 12, MA do H = 1 e MA do O = 16 MM = 2 x x x 16 = 60 Logo, 1 mol de ácido acético corresponde a 60 gramas. Podemos então dizer que a massa molar do álcool etílico é 60g/mol. Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de uma substância, e corresponde a 6,02 x unidades dessa substância. CEDERJ 45

48 Elementos de Química Geral Relações numéricas Vamos determinar a massa de 2 mols de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ): MA do H = 1; MA do S = 32 e MA do O = 16 MM = 2 x x x 16 = 98 1 mol de ácido sulfúrico = 98 gramas 2 mols de ácido sulfúrico = 196 gramas Vejamos agora o cálculo da massa de 0,25 mol de carbonato de cálcio (CaCO 3 ): MA do Ca = 40; MA do C = 12 e MA do O = 16 MM = 1 x x x 16 = mol de carbonato de cálcio = 100 gramas 0,25 mol de carbonato de cálcio = x gramas x = 0,25 x = 25 gramas Para determinar o número de moléculas existente em 0,5 mol de éter etílico (C 4 H 10 O), basta estabelecer a relação: 1 mol de éter etílico = 6,02 x moléculas 0,5 mol de éter etílico = x moléculas x = 0,5 x 6,02 x = 3,01 x moléculas ATIVIDADES 1. Considere o óxido de cálcio (CaO) utilizado na caiação de muros. Para este óxido, determine: a. a quantidade de matéria presente em 0,25 mol de CaO; b. a massa, em gramas, correspondente a esta quantidade de matéria de CaO. 46 CEDERJ

49 2. O ferro é essencial à vida do homem porque está presente, sob a forma iônica, no glóbulo vermelho do sangue que transporta oxigênio para os tecidos. No sangue de Paulo, por exemplo, há 2,8 gramas de ferro. Determine o número aproximado de átomos de ferro presente no seu sangue. Obs: Se você tiver alguma dúvida para resolver estas atividades, dê uma olhada nos exemplos anteriores. AULA O perigo oculto das embalagens Alumínio, chumbo e materiais plásticos, como o polipropileno, são substâncias que estão sob suspeita de provocar intoxicações no organismo humano. Determine o n o de mol de átomos de chumbo presente em uma embalagem de creme dental que contenha 0,207g deste elemento: 4. A aspirina é amplamente usada na medicina como antipirético e analgésico. Calcule o número de moléculas de ácido acetilsalicílico (C 9 H 8 O 4 ) existente em uma dose oral de 0,60g: 5. Uma concentração de 0,9g de glicose por litro de sangue é considerada normal em indivíduos adultos. A que valor corresponde esta concentração quando expressa em mol por litro? Dado: massa molar da glicose = 180g/mol. CEDERJ 47

50 Elementos de Química Geral Relações numéricas VOLUME MOLAR Você já deve ter observado que um balão de aniversário cheio, colocado ao sol em um dia de verão, em pouco tempo irá estourar; pois, com o aumento da temperatura, o volume que o gás ocupa também irá aumentar. Como é possível então calcular o volume ocupado por um mol? Para respondermos a esta questão, precisamos agora conhecer a temperatura e a pressão em que será medido o volume, pois esses fatores influenciam em sua determinação. Utilizando uma norma, os cientistas definiram as Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) como aquelas em que a temperatura é fixada a 0 C (273K) e a pressão vale 1 atm (760mmHg). Vale lembrar que este valor corresponde à pressão atmosférica ao nível do mar. Nessas condições, o volume ocupado por um mol de qualquer gás, considerando seu comportamento ideal, é de 22,4 litros. Volume molar é o volume ocupado por um mol de gás ideal, que nas CNTP é de 22,4 litros. Vejamos como podemos calcular o volume, medido nas CNTP, de um balão que contém 220g de gás carbônico. Vamos inicialmente calcular o número total de mols contido no balão: 1 mol de CO 2 = 44g (1x12 + 2x16 = 44), x mol = 220g x = 220 x 1 44 = 5 mols de CO 2 48 CEDERJ

51 Como o volume não depende do tipo de substância, mas apenas da quantidade de matéria, podemos relacionar diretamente: AULA 17 1 mol de qualquer gás nas CNTP = 22,4 litros, logo 5 mols = x litros x = 5 x 22,4 1 = 112 Temos, então, que o volume do balão é 112 L. Em síntese: 1 mol 6,02 x unidades MA ou MM em gramas 22,4 L nas CNTP ATIVIDADE 6. Em um laboratório, uma substância gasosa foi isolada e purificada. Verificou-se experimentalmente que 70g desta substância ocupam 56 L nas CNTP. Indique a alternativa que apresenta a massa molar desse composto: (a) 56g (b) 28g (c) 35g (d) 112g CONCLUSÃO Conhecendo algumas relações numéricas, podemos relacionar o nosso mundo macroscópico (massa e volume) com o mundo microscópico (átomos e moléculas). Desta forma, na prática química torna-se essencial o domínio dos cálculos que são estabelecidos pelas relações numéricas. CEDERJ 49

52 Elementos de Química Geral Relações numéricas ATIVIDADES FINAIS 1. Quando bebemos água, normalmente a tomamos na forma de goles. Sabe-se que 1 gole de água ocupa em média o volume de 18 cm 3, e que a densidade da água é de 1g/cm 3. Qual é o número de moléculas de água ingeridas em cada gole? 2. O carbonato de sódio, Na 2 CO 3, é um produto industrial muito importante e usado na manufatura do vidro. Quantos mols de Na 2 CO 3 existem em 132 gramas de carbonato de sódio? µ µ 4. Um extintor de incêndio contém cerca de 4,4 kg de gás carbônico. Determine o volume de gás liberado na atmosfera, a 0 o C de 1 atm: 50 CEDERJ

53 RESUMO AULA 17 As relações numéricas mais importantes portanto necessárias para o nosso próximo estudo de cálculo estequiométrico são: A unidade de massa atômica (u) corresponde a 1/12 da massa do carbono 12. A quantidade de substância que está relacionada ao número de partículas existente na amostra é o mol. 1 mol de partículas possui 6,02 x partículas, e esse valor corresponde à constante de Avogadro. Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de uma substância, e corresponde a 6,02 x unidades dessa substância. 1 mol de qualquer gás, nas CNTP, ocupa o volume de 22,4 litros. RESPOSTAS Atividade 1 a. 1,505 x agregados iônicos b. 14 gramas Atividade 2 3,01 x átomos Atividade 3 0,001 mol CEDERJ 51

54 Elementos de Química Geral Relações numéricas Atividade 4 2 x moléculas Atividade 5 5 x 10 3 mol/l Atividade 6 Para determinarmos a massa molar, precisamos relacioná-la ao volume molar nas CNTP, ou seja, 22,4 litros. Assim temos: 70 g L x g ,4 L x = 28 gramas Resposta: alternativa b Atividades Finais cm 3 de água, com densidade 1g/cm 3, correspondem a 18 gramas de água. Como a massa molar da água é exatamente 18 gramas, teremos então que, em cada gole uma pessoa ingere 1 mol de água. Portanto, são ingeridas 6,02 x moléculas de água por gole mol de Na 2 CO 3 apresenta massa molar de 106 gramas; então, 132 gramas corresponderão a 1,24 mol. 3. 1,64 x 10 3 mol litros 52 CEDERJ

55 Cálculos estequiométricos Parte l: explorando o mol A U L A 18 Meta da aula Aplicar as Leis Ponderais na solução dos problemas. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: Reconhecer a importância de uma equação química balanceada para a solução de problemas que envolvem cálculos. Aplicar o conceito de mol, como princípio unificador, para resolução dos diferentes problemas que envolvem estequiometria. Resolver situações-problema envolvendo as relações molmol, mol-massa, massa-massa. Pré-requisito Para que você encontre mais facilidade na compreensão desta aula, recorde o conceito de mol visto na Aula 17.

56 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte l: explorando o mol INTRODUÇÃO Na aula anterior, você foi apresentado às Relações Numéricas que o/a possibilitam dizer a quantidade de uma espécie química presente em determinada amostra. Utilizamos, para isso, diversas linguagens quantitativas aceitas pela Química, tais como massa, número de mol, número de moléculas e número de átomos. Nesta aula, trataremos das relações envolvendo DUAS OU MAIS espécies químicas que participam de uma mesma reação. Usaremos o exemplo de uma receita culinária para mostrar o que ocorre. AS LEIS PONDERAIS Uma receita completa informa os ingredientes necessários (as espécies químicas) e as quantidades que serão usadas (a quantidade de cada reagente), podendo fazê-lo de várias formas: número de colheres ou xícaras, pitadas e número de unidades ou múltiplos, como dúzias (as grandezas químicas de quantidade). A receita também apresenta o modo de preparo (o passo a passo). Termina, então, definindo o número de porções (a quantidade do que se quer produzir). Repare que há uma completa analogia entre os procedimentos efetuados em uma cozinha e os desenvolvidos em um laboratório. Este procedimento é fundamentado pela Lei da Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier, já descrita na unidade anterior, que ressalta a importância do balanceamento das equações químicas. Vale ressaltar, também, que uma receita pode ser aumentada ou diminuída no seu número de porções, bastando para isto que as quantidades dos ingredientes sejam proporcionalmente aumentadas ou diminuídas. O mesmo ocorre em uma reação química, quando mudamos as quantidades das espécies envolvidas, sempre em proporções idênticas; conseguimos, com isso, quantidades proporcionalmente iguais de produtos. A lei química que traduz tal proporcionalidade é a Lei das Proporções Fixas e Definidas ou Lei de Proust, enunciada a seguir:! Os processos químicos ocorrem segundo proporções fixas e definidas de todos os seus componentes. 54 CEDERJ

57 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Procuraremos, com os exemplos a seguir, mostrar o passo a passo de vários procedimentos envolvendo Cálculos Estequiométricos. A intenção é ilustrar todas as possíveis situações nas quais estejam envolvidas as grandezas quantitativas da Química. Vejamos alguns exemplos: AULA 18 Estequiometria envolvendo mol-mol Exemplo 1 A água oxigenada (H 2 O 2 ) é usada para a limpeza de ferimentos, pois sua decomposição produz gás oxigênio, um importante bactericida. Veja a equação balanceada que representa a decomposição da água oxigenada. 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 Qual seria o número de mol de gás oxigênio produzido quando 6 mols de água oxigenada são totalmente decompostos? Para chegarmos ao resultado, devemos, como 1 o passo, obter a proporção molar entre as espécies O 2 e H 2 O 2, usando, para tal objetivo, os coeficientes das espécies anteriormente definidas. Temos então: 2 mol (H 2 O 2 ) 1 mol (O 2 ) (proporção molar entre água oxigenada e gás oxigênio) O 2 o passo é completar a relação de proporcionalidade, posicionando sob cada espécie o valor dado no enunciado e a incógnita X, que representa o que se quer obter, como segue: 2 mol (H 2 O 2 ) 1 mol (O 2 ) 6 mol (H 2 O 2 ) X mol (O 2 ) Observe que as colunas do O 2 e do H 2 O 2 apresentam, cada uma, unidades compatíveis, permitindo, assim, que cheguemos à resposta: X = 6 x 1 / 2 = 3 mol de O 2 CEDERJ 55

58 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte l: explorando o mol Você acabou de ver um cálculo básico cuja finalidade foi a de obter o número de mol de O 2 produzido na reação de decomposição da água oxigenada. Para efetuar este cálculo, utilizamos a Lei de Proust, que nos diz que as substâncias, em uma reação química, mantêm uma relação de proporcionalidade. Isto é, triplicando a quantidade de água oxigenada (H 2 O 2 ), vamos produzir o triplo de gás oxigênio (O 2 ). Vamos ver se você entendeu. Agora, você irá percorrer o caminho contrário ao exemplo anterior para resolver a Atividade 1. Desta forma, você poderá ver se realmente compreendeu este caso. ATIVIDADE 1. Quando aquecemos carbonato de alumínio, presente na composição dos solos calcáreos e na areia, ocorre sua decomposição térmica, representada pela seguinte equação química: Al 2 (CO 3 ) 3 Al 2 O CO 2 Determine o n o de mol de carbonato de alumínio decomposto, de modo a obtermos 15 mol de gás carbônico. A seguir, explicaremos casos nos quais não ocorre coerência nas unidades usadas pelo enunciado das questões. Os casos a seguir mostrarão algumas possíveis situações em que a conversão anteriormente citada é fundamental à solução das questões. Estequiometria envolvendo mol-massa Exemplo 2 Um químico junta, em um mesmo recipiente, 1 mol de alumínio em pó e ácido clorídrico suficiente para ocorrer uma reação completa. A seguinte equação representa a reação ocorrida: 2 Al + 6 HCl à 2 AlCl H 2 Vejamos como isto ocorre, a partir da seguinte questão: qual é a massa, em gramas, de gás hidrogênio produzido? Para chegar ao resultado, temos de, como 1 o passo, obter a proporção molar entre as espécies: 2 mol (Al) 3 mol (H 2 ) 56 CEDERJ

59 Completando a proporção (2º passo) com as informações do enunciado, temos: 2 mol (Al) 3 mol (H 2 ) AULA 18 1 mol (Al) X g (H 2 ) Repare que na coluna do gás hidrogênio há diferentes unidades (n o de mol e massa em gramas), o que nos leva a converter 3 mol de H 2 para o valor correspondente em massa, como se segue: 2 mol (Al) 3 mol (H 2 ) x 2g (massa molar do H 2 ) 1 mol (Al) X g (H 2 ) X = 1 x 6 / 2 = 3g de H 2 Este é um exemplo de casos em que as quantidades de reagentes e/ou produtos não são expressas nas mesmas unidades, no enunciado do problema. Que tal uma atividade para você verificar se entendeu como se desenvolvem questões destes tipos? ATIVIDADES 2. A equação balanceada da reação entre sulfato de amônio e hidróxido de níquel III está representada a seguir: 3 (NH 4 ) 2 SO Ni(OH) 3 à Ni 2 (SO 4 ) NH H 2 O Com base nisto, determine a massa de NH 3 produzida quando são consumidos 6 mol de (NH 4 ) 2 SO Observe a equação da reação entre carbonato de amônio e cloreto de níquel III: 3 (NH 4 ) 2 CO 3 + 2NiCl 3 à Ni 2 (CO 3 ) 3 + 6NH 4 Cl Calcule a massa de Ni 2 (CO 3 ) 3 produzida quando são consumidos 4 mol de NiCl 3. CEDERJ 57

60 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte l: explorando o mol Estequiometria envolvendo massa-massa Exemplo 3 Metais fortemente eletropositivos têm a capacidade de deslocar os átomos de hidrogênio ionizáveis dos ácidos, como mostra o modelo: Me + HX à MX H 2 O gás hidrogênio produzido se manifesta em forma de bolhas, que possibilitam confirmar a ocorrência da reação. Ao observarmos o magnésio, vemos que uma certa massa de magnésio consome completamente 24,5g de ácido sulfúrico(h 2 SO 4 ), conforme a equação a seguir: Mg + H 2 SO 4 à MgSO 4 + H 2 A partir do exemplo proposto, vejamos a solução, passo a passo, para cada caso apresentado: a. Determinação da massa do metal utilizado: SOLUÇÃO: 1 o passo 1 mol (Mg) 1 mol (H 2 SO 4 ) 2 o passo 1 mol (Mg) 1 mol (H 2 SO 4 ) Xg (Mg) 24,5g (H 2 SO 4 ) Convertendo as duas colunas, temos: (massa molar do Mg) 24g x 1mol (Mg) 1 mol x 98g (massa molar do H 2 SO 4 ) Xg (Mg) 24,5g (H 2 SO 4 ) X = 24 x 24,5 / 98 = 6g de Mg b. Cálculo do número de mol do produto iônico formado: SOLUÇÃO: 1 o passo 1 mol (H 2 SO 4 ) 1 mol (MgSO 4 ) 2 o passo 1 mol (H 2 SO 4 ) 1 mol (MgSO 4 ) 24,5g (H 2 SO 4 ) X mol (MgSO 4 ) Convertendo apenas a coluna do H 2 SO 4, vemos: (massa molar do H 2 SO 4 ) 98g x 1mol (H 2 SO 4 ) 1 mol (MgSO 4 ) 24,5g (H 2 SO 4 ) X mol (MgSO 4 ) X = 1 x 24,5 / 98 = 0,25 mol (MgSO4) 58 CEDERJ

61 ATIVIDADES 4. Analise a reação a seguir: AULA 18 H 2 SO NH 3 à (NH 4 ) 2 SO 4 Calcule a massa de sulfato de amônio obtida quando reagimos 68g de amônia com excesso de ácido sulfúrico. 5. Amônia gasosa pode ser produzida pela seguinte reação: CaO + 2 NH 4 Cl à 2 NH 3 + CaCl 2 + H 2 O Se 168g de óxido de cálcio reagirem segundo a equação, determine a quantidade máxima de amônia produzida. ATIVIDADES FINAIS 1. Pelo processo de fotossíntese, as plantas convertem CO 2 e H 2 O em açúcar, segundo a reação: 11 H 2 O + 12 CO 2 à C 12 H 22 O O 2 Quantos gramas, aproximadamente, de C 12 H 22 O 11 serão produzidos pela conversão de 220g de CO 2, em presença de suprimento adequado de água? 2. Na poluição atmosférica, um dos principais irritantes para os olhos é o formaldeído, CH 2 O, o qual é formado pela reação do ozônio (O 3 ) com o etileno (C 2 H 4 ) : O 3 (g) + C 2 H 4 (g) à 2 CH 2 O(g) + O(g) Num ambiente com excesso de ozônio, quantos mols de etileno são necessários para formar 10 mols de formaldeído? 3. Um ser humano adulto sedentário libera, ao respirar, em média, 0,880 mol de CO 2 por hora. A massa de CO 2 pode ser calculada, medindo-se a quantidade de BaCO 3 (s) produzida pela reação: Ba(OH) 2 (aq) + CO 2 (g) à BaCO 3 (s) + H 2 O(l) Suponha que a liberação de CO 2 seja uniforme nos períodos de sono e de vigília, determine a massa de carbonato de bário que seria formada pela reação do hidróxido de bário com o CO 2, produzido durante 30 minutos. CEDERJ 59

62 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte l: explorando o mol CONCLUSÃO Nesta aula, nós começamos a prever a quantidade de matéria necessária para que uma reação ocorra e também a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química. R E S U M O A quantidade de matéria se mantém constante em uma reação química. As substâncias reagem sempre em uma mesma proporção. A proporção em que as substâncias reagem é obtida pelos coeficientes numéricos expressos na equação química balanceada. O estudo quantitativo das reações químicas pode envolver grandezas diferentes, sendo necessário o uso de fatores de conversão. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com substâncias em fase gasosa e seus respectivos volumes. RESPOSTAS Atividade 1 5 mols Atividade 2 Na resolução desta atividade é necessário fazer a conversão de número de mol de NH 3 para massa. Resposta: 204 g Atividade 3 594,8 g 60 CEDERJ

63 Atividade 4 Primeiro você deve calcular a massa molar do (NH 4 ) 2 SO 4 que corresponde a 132 gramas. Relacione a massa de 2 mol de NH 3 (2x17g = 34g) com a massa molar do sulfato de amônio. 34 g 132 g AULA 18 68g x x = 264 g Atividade g Atividades Finais ,5g 2. 5 mols 3. Se a respiração libera 0,880 mol de CO 2 por hora, irá liberar a metade (0,440 mol) em 30 minutos. Daí temos: 1mol de CO 2 197g (MM do BaCO 3 ) 0,440 mol x x = 86,680 g CEDERJ 61

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65 Cálculos estequiométricos Parte ll: reação com gases19 AULA Metas da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução dos problemas. Reconhecer a importância de uma equação química balanceada para a solução de problemas que envolvem cálculos. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: Aplicar a equação geral dos gases na resolução de situações-problema, utilizando as unidades: atmosfera, torr, litro, grau Celsius e Kelvin. Resolver problemas simples de cálculos envolvendo as relações mol e volume, em diferentes temperaturas e pressões. Resolver problemas simples de cálculos envolvendo as relações massa e volume, em diferentes temperaturas e pressões. Pré-requisitos Para você atingir todos os objetivos desta aula, é necessário que tenha dominado os conteúdos das Aulas 17 e 18.

66 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte ll: reação com gases INTRODUÇÃO Muitas reações ocorrem com formação de substâncias no estado gasoso. Portanto, precisamos abordar o cálculo estequiométrico envolvendo gases. Como o volume de um gás varia de forma significativa quando a temperatura e/ou a pressão são alteradas, é fundamental que saibamos a temperatura e a pressão em que os gases se encontram. ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MOL-VOLUME NAS CNTP Primeiramente vamos trabalhar com gases medidos a uma temperatura de 273 K e pressão de 1atm, ou seja, vamos trabalhar nas CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão). Como vimos na Aula 17, o volume molar de um gás, considerando seu comportamento ideal, é de 22,4 litros. Que tal começarmos a aula resolvendo um exercício? Exemplo 1 Em uma churrasqueira, são colocados 20 mols de carvão(c), que queimam segundo a reação representada: C + O 2 CO 2 Considerando a combustão completa (queima total), determine o volume de CO 2 produzido, consoante as CNTP. 1º passo 1 mol (C) 1 mol (CO 2 ) 2º passo 1 mol (C) 1 mol (CO 2 ) 20 mol (C) X litros(co 2 ) Repare que a segunda coluna apresenta uma unidade distinta. Por isso, é necessário convertê-la, ou seja, passar de n de mol para volume em litros. Temos, então: 1 mol (C) 1 mol (CO 2 ) x 22,4L (volume molar, nas CNTP) 20 mol (C) X litros (CO 2 ) X = 20 x 22,4 = 448L de CO 2. Verifique se você está compreendendo como converter as unidades, ao realizar a atividade a seguir. 64 CEDERJ

67 ATIVIDADES 1. O gás cianídrico (HCN) é um gás tóxico que mata por asfixia. É conhecido o uso desta substância em câmara de gás. Uma reação de obtenção desse gás está representada a seguir: AULA 19 H 2 SO KCN K 2 SO HCN Partindo-se de 0,5 mol de ácido sulfúrico, calcule o volume obtido de gás cianídrico nas CNTP: 2. Na reação de síntese da amônia, temos a seguinte equação: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Que volume de gás hidrogênio, medido nas CNTP, é necessário para a produção de 0,25 mol de amônia, mantidas fixas a temperatura e a pressão? 3. Quando se explode o trinitrato de glicerina (dinamite), cuja fórmula molecular é C 3 H 5 (NO 3 ) 3, só resultam produtos gasosos, segundo a equação não balanceada a seguir: 2 C 3 H 5 (NO 3 ) 3 (s) (g) + 3 N (g)+ 1/2 O 2 (g) + 5 H 2 O(g) Se explodíssemos 227g de dinamite, recolhêssemos os gases produzidos e medíssemos seus volumes, nas CNTP, qual seria o volume total encontrado, considerando a aditividade destes volumes? Dado: MM (dinamite) = 227u Obs.: Lembre-se de primeiro fazer a relação com número de mol e depois entrar com a variável volume. CEDERJ 65

68 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte ll: reação com gases ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MOL-VOLUME FORA DAS CNTP Para situações em que a temperatura é diferente de 273 K e/ ou a pressão é diferente de 1atm (ou 760 torr), iremos calcular o volume de uma gás baseado nas leis a seguir: Unidades utilizadas para temperatura: A unidade SI (Sistema Internacional) de temperatura é o Kelvin (K). Esta unidade deve ser utilizada sempre que tivermos expressões nas quais a temperatura entra diretamente nos cálculos. No caso da escala Kelvin, o zero é denominado zero absoluto e corresponde à temperatura mais baixa que poderia ser atingida. Ela equivale a 273,15 C (ou, com uma aproximação razoável, 273 graus) na escala Celsius. Os termômetros nunca são graduados na escala Kelvin. Assim, quando queremos exprimir o resultado de uma medida de temperatura em Kelvin, temos de efetuar uma conversão simples entre a temperatura Kelvin K e a temperatura Celsius ( C): K = C Unidades utilizadas para pressão: De acordo com o Sistema Internacional, a unidade de pressão é o pascal, cujo símbolo é Pa. A pressão correspondente a 1 Pa é muito pequena; equivale, aproximadamente, à pressão exercida pelo peso de um limão sobre uma área de 1 m2. A pressão atmosférica média ao nível do mar é chamada pressão atmosférica padrão, e é abreviada como atm. Relacionando essas duas unidades, temos que 1atm = Pa. Para trabalhar em laboratório, a unidade atm é muito alta e os químicos geralmente utilizam uma unidade menor, o torr. O torr (mmhg) é definido como 1/760 de 1atm: 1atm = 760 torr. a) Lei de Gay-Lussac: Sob pressão constante, os volumes dos gases são diretamente proporcionais às temperaturas absolutas. V α T b) Lei de Boyle-Mariotte: Sob temperatura constante, os volumes dos gases são inversamente proporcionais às pressões que suportam. V α 1 P Associando as Leis de Gay-Lussac e Boyle-Mariotte, temos a equação dos gases perfeitos, em que o volume do gás varia simultaneamente com a temperatura e a pressão. Lei do gás ideal PV = nrt P = pressão da experiência (atm ou Torr). V = volume em litros. n = número de mols do gás (massa do gás em gramas / massa molar do gás). 66 CEDERJ

69 R = constante dos gases que assume os valores de 0,082 atm.lk 1 mol 1 (quando trabalhamos com pressão em atm), ou 62,3 torr.l K 1 mol 1 (quando trabalhamos com pressão em torr). T = temperatura em Kelvin (lembrando que a temperatura em Kelvin K = 273+ C). Vamos, primeiramente, aplicar a equação para gás ideal fora de uma reação química: AULA 19 Exemplo 2 Qual é a pressão dentro de um tubo de imagem de televisão, sabendo que esse tubo tem um volume de 5,0 litros e contém 0,001 mg de nitrogênio gasoso sob a temperatura de 23 C? Organizando os dados, teremos: V = 5,0 L A massa molar do N 2 = 28g.mol 1 Massa do gás = 0,01 mg ou 1x 10 5 gramas, logo n = 1 x R = 0,082 (calcularemos a pressão em atm) T= = 296 K Aplicando a equação para gás ideal PV = nrt, teremos: P.5 = 1x10 5 0, P = 1,7 x 10 6 atm 28 Vamos agora aplicar a equação em um exercício de cálculo estequiométrico: Exemplo 3 As máscaras de oxigênio utilizadas em aviões contêm superóxido de potássio que, em contato com o CO 2 exalado pela pessoa, libera gás oxigênio, segundo a reação: 4 KO 2 (s) + 2 CO 2 (g) 2 K 2 CO 3 (s) + 3 O 2 (g) Calcule o volume liberado de O 2 a 27 C e 0,82 atm, quando 0,4 mol de KO 2 reage com gás carbônico: 4 mol (KO 2 ) 3 mol (O 2 ) 0,4 mol (KO 2 ) x mol x = 0,3 mol de O 2 CEDERJ 67

70 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte ll: reação com gases Aplicando a equação para gás ideal PV = nrt, em que T = = 300 K, chegamos a: 0,82 V = 0,3. 0, V = 9 litros. ATIVIDADES 4. Um metal reagiu com excesso de solução de ácido clorídrico em uma aparelhagem adequada, produzindo gás hidrogênio, segundo a reação descrita a seguir: Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) Este gás, depois de seco, ocupou um volume de 300 ml sob pressão de 0,9 atm e 300K. Determine o número de mols do metal consumido nessa reação: 5. O ar atmosférico é uma mistura de gases contendo cerca de 20% em volume de O 2. Qual o volume de ar, em litros, que deve ser utilizado para combustão completa de 10 mols de monóxido de carbono, a 25 C e 760 torr? Equação: CO(g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MASSA-VOLUME Vejamos situações em que teremos de fazer conversões de mol para massa e mol para volume. Exemplo 4 Considerando a decomposição térmica de 604g de bromato de sódio, pede-se o volume de gás oxigênio liberado a 27ºC e 1,5 atm. 68 CEDERJ

71 2 NaBrO 3 2 NaBr + 3 O 2 1º passo 2mol (NaBrO 3 ) 3 mol (O 2 ) 2º passo 2 mol (NaBrO 3 ) 3 mol (O 2 ) 604g (Mg) X mol (O 2 ) AULA 19 Repare que a primeira coluna apresenta unidades distintas. Por isso, é necessário convertê-la, ou seja, passar de nº de mol para massa em gramas. Temos, então: (massa molar do NaBrO 3 ) 151g x 2mol (NaBrO 3 ) 3 mol (O 2 ) 604 g (NaBrO 3 ) X mol (O 2 ) X = 3x 604 / 302 = 6 mol(o 2 ) Aplicando a equação dos gases ideais, teremos PV = nrt, em que T = = 300 K, 1,5 V = 6. 0, V = 98,4 litros. ATIVIDADE 6. A decomposição térmica do carbonato de amônio ocorre segundo a reação não balanceada a seguir: (NH 4 ) 2 CO 3 (s) NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O(g) Considerando 1 atm e 27ºC, determine o volume de amônia produzido durante a decomposição de 192g deste sal: CONCLUSÃO Nesta aula, nós trabalhamos com substâncias em estado gasoso, calculando volumes em diversas condições de temperatura e pressão. CEDERJ 69

72 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte ll: reação com gases ATIVIDADES FINAIS 1. Determine a massa de ácido clorídrico necessário para produzir 82 litros, medidos a 10 C e 760 torr de pressão, ao reagir com magnésio em pó: Equação: Mg(s) + 2 HCl(aq) MgCl 2 (aq) + H 2 (g) 2. A produção de alumínio, a partir do Al 2 O 3 presente na bauxita, pode ser descrita pela reação não balanceada: Al 2 O 3 + C Al + CO: a. Faça o balanceamento desta equação. b. Determine a massa de alumínio que será obtida a partir de 510 toneladas de Al 2 O 3. Dado: 1 tonelada = 10 6 gramas. c. Determine o volume de CO, um gás muito tóxico, que será produzido a partir de 10 mols de Al 2 O 3 nas CNTP: 70 CEDERJ

73 RESUMO AULA 19 O volume de 1 mol de qualquer substância nas CNTP corresponde a 22,4 litros. Quando trabalhamos com temperatura e pressão fora das CNTP, faz-se necessário utilizar a Lei dos Gases Ideais: PV = nrt. A proporção em que as substâncias reagem é obtida pelos coeficientes numéricos expressos na equação química balanceada. O estudo quantitativo das reações químicas pode envolver grandezas diferentes, sendo necessário o uso de fatores de conversão. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com reações com rendimento diferente do ideal, ou seja, rendimentos diferentes de 100%. RESPOSTAS Atividade 1 A relação estequiométrica indica que para 1 mol de H 2 SO 4 são obtidos 2 mols de HCN. Logo, para 0,5 mol de H 2 SO 4, será produzido 1 mol de HCN. Nas CNTP, o volume de 1 mol corresponde a 22,4 litros. Resposta V = 22,4 litros. Atividade 2 8,4 litros Atividade 3 324,8 litros CEDERJ 71

74 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte ll: reação com gases Atividade 4 Vamos inicialmente determinar o número de mols de gás hidrogênio (H 2 ) produzido na reação, aplicando para isso a equação para gás ideal PV = nrt. 0,9 x 0,3 = n 0,082 x 300, temos que n = 0,01 mol de H 2. Como a relação estequiométrica entre o metal (Zn) e o gás H 2 é de 1:1, o número de mols consumido de Zn será também igual a 0,01. Resposta 0,01 mol Atividade 5 610,8 litros Atividade 6 98,4 litros Atividades Finais ,69 gramas 2. a. Al 2 O C 2 Al + 3CO b. 270 toneladas c. 672 L 72 CEDERJ

75 Cálculos estequiométricos Parte III: o rendimento real da reação AULA 20 Meta da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução dos problemas de reações de diferentes rendimentos. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: Balancear equações químicas para a solução de problemas que envolvem cálculos. Resolver problemas de cálculos envolvendo reações de rendimento diferente de 100%. Pré-requisito Para você atingir todos os objetivos desta aula, é necessário que tenha dominado os conteúdos das Aulas 17, 18 e 19.

76 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte III: o rendimento real da reação INTRODUÇÃO Até este ponto, estamos encarando as reações químicas como processos em que as massas dos reagentes desde que misturadas na proporção correta transformam-se totalmente em produtos. Na prática, é muito pouco provável que isso ocorra, pois, muitas vezes, uma parte de um dos reagentes (ou de ambos os reagentes) é consumida em reações paralelas. Nesta aula, iremos trabalhar com situações em que o rendimento de uma reação não é total. RENDIMENTO Em toda operação química, há certa perda na separação e na purificação dos produtos. Quando a massa total dos reagentes, em quantidades estequiométricas, é convertida em produtos, dizemos que a reação teve 100% de rendimento. Este valor é o rendimento teórico, mas, em geral, o que observamos na prática é um rendimento menor que o teórico, chamado rendimento real da reação. Vamos estudar juntos alguns exemplos de reações com rendimento diferente de 100%: Exemplo 1 Uma usina termoelétrica queima 24 toneladas de carvão por dia. Considerando um rendimento de 80% para a reação C(s) + O2(g) CO2(g), calcule o volume de CO 2 produzido em litros nas CNTP: Obs.: Lembre-se de que 1 tonelada = 10 6 gramas. Logo 24 toneladas = 24x10 6 gramas. a) Primeiro vamos calcular o volume produzido se o rendimento fosse de 100%: 1 mol (C) 1 mol (CO 2 ) 24x10 6 g X litros Convertendo as unidades para termos uma coerência no nosso cálculo, teremos: 74 CEDERJ

77 (massa molar do C) 12x1 mol (C) 24x10 6 g 1 mol (CO 2 )x 22,4 L (volume molar nas CNTP) X litros AULA 20 Resolvendo, teremos 24x10 6 x 22,4 12 = 4,48 x 10 7 litros. b) Este volume corresponde a um rendimento de 100%. Mas, pelo enunciado do problema, o rendimento alcançado foi de apenas 80%. Podemos calcular qual seria o volume para um rendimento de 80% da seguinte maneira: 4,48 x % X 80% Logo, o volume obtido será 3,58 x 10 7 litros. Exemplo 2 O etanol (C 2 H 5 OH) pode ser produzido por fermentação da glicose(c 6 H 12 O 6 ), conforme a reação FERMENTAÇÃO C 6 H 12 O 6 2 C 2 H 5 OH + 2 CO 2 Se 360g de glicose produzem 92g de etanol, qual é o rendimento deste processo? a) Vamos primeiramente calcular a massa do produto (no caso, o etanol) para um rendimento de 100%. Assim sendo, teríamos: 1 mol (C 6 H 12 O 6 ) 2 mol (C 2 H 5 OH) 360g (C 6 H 12 O 6 ) X g (C 2 H 5 OH) Repare que as duas colunas apresentam unidades distintas. Por isso, é necessário convertê-las, ou seja, passar de n º de mol para massa em gramas. (massa molar C 6 H 12 O 6 )180g x 1 mol 360g (C 6 H 12 O 6 ) 2 mol x 46g (massa molar C 2 H 5 OH) X g (C 2 H 5 OH) X = 360 x = 184 gramas CEDERJ 75

78 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte III: o rendimento real da reação b) Temos então que a massa de etanol produzida seria de 184 gramas para um rendimento de 100%. Como a massa real foi de 92 gramas, podemos calcular o rendimento desta reação: 184 g 100% 92g X % X = 50% ATIVIDADES 1. O sulfeto de cádmio (CdS) é um pigmento amarelo que pode ser obtido segundo a reação Na 2 S + Cd(NO 3 ) 2 CdS + 2 NaNO 3 Supondo um rendimento de 75%, calcule a massa de CdS obtida pela reação de 39g de Na 2 S. 2. O tetracloreto de carbono (CCl 4 ) foi, por algum tempo, usado em extintores de incêndio e como fluido de lavagem a seco. Entretanto, reage com o ar a altas temperaturas para formar fosgênio (COCl 2 ), gás venenoso que já foi usado em tempos de guerra. Este gás é venenoso porque, quando inalado, reage com a água dos pulmões para produzir ácido clorídrico (HCl), que causa graves danos pulmonares, levando à morte. A equação química deste processo é COCl2 (g) + H2O(l) CO2(g) + 2HCl(aq) Se uma pessoa inalar 0,990mg de fosgênio, determine: a. o nº de mol do composto inalado; b. a massa, em gramas, de ácido clorídrico formada nos pulmões, admitindo 50% de eficácia. 76 CEDERJ

79 AULA Qual a massa de gás carbônico obtida na decomposição térmica do CaCO 3, sabendo que 90 gramas deste composto sofreram reação com um rendimento de 80%? CONCLUSÃO Nesta aula, pudemos prever a quantidade de matéria necessária para que uma reação ocorra. Ainda, a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química para casos de rendimento diferente de 100%. ATIVIDADES FINAIS kg de zinco em pó foram atacados por ácido clorídrico, produzindo cloreto de zinco e liberando gás hidrogênio, conforme a reação Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) Determine o rendimento desta reação, sabendo que a massa de hidrogênio obtida foi de 1,5 kg: CEDERJ 77

80 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte III: o rendimento real da reação 2. A obtenção do mercúrio, cujo minério mais importante é o cinábrio (HgS), pode ser resumida pela equação HgS + O2 Hg + SO2. Determine a massa de HgS necessária para produção de 9,5 gramas de mercúrio em um processo de rendimento igual a 60%. RESUMO As reações, normalmente, não se processam com rendimento de 100%. No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário aplicar o rendimento real para determinarmos a quantidade de produto formada. A aplicação do rendimento real é feita através da correção do cálculo realizado para um rendimento teórico. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com reagentes que não se encontram 100% puros e veremos como eliminar as impurezas presentes. 78 CEDERJ

81 RESPOSTAS AULA 20 Atividade 1 1. Calculando a massa de CdS para o rendimento teórico (100%), acharemos 72 gramas. Aplicando o rendimento de 75%, chegaremos à resposta do problema: 54 gramas de CdS. Atividade 2 a mol b. 0,365 mg Atividade 3 A equação que corresponde a esse processo é CaCO 3 CaO + CO 2. Calculando a massa de CO 2 para o rendimento teórico (100%), acharemos 39,6 gramas. Aplicando o rendimento de 80%, chegaremos à resposta do problema: 31,68 gramas de CO 2. Atividades Finais 1. 75% 2. Vamos calcular a massa de Hg que seria obtida se o rendimento fosse de 100%: 9,5 g % X g % X = 15,83 gramas Aplicando a relação estequiométrica, teremos: (HgS)232g x1 mol HgS mol x 200g (Hg) Xg de HgS ,83 g(hg) Resposta. massa de HgS = 18,36 gramas CEDERJ 79

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83 Cálculos estequiométricos Parte IV: trabalhando com impurezas AULA 21 Meta da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução de problemas envolvendo substâncias impuras. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: Balancear equações químicas para a solução de problemas que envolvem cálculos. Calcular porcentagem de impureza e pureza.

84 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte IV: trabalhando com impurezas INTRODUÇÃO Em todos os cálculos estequiométricos que fizemos até esta aula, trabalhamos admitindo que as substâncias fossem puras. Na prática, raramente isso acontece, apenas em alguns tipos de análises químicas ou em produção farmacêutica. Por isso, é importante sabermos trabalhar com substâncias que não se encontram 100% puras. PUREZA Em geral, trabalhamos com substâncias que apresentam uma certa porcentagem de impurezas. Tomemos como exemplo a pirita (FeS 2 ), minério que permite a obtenção de ferro e de gás sulfídrico. A pirita usada em indústrias apresenta 92% de pureza. O restante (8%) é considerado impureza, como pequenas quantidades de níquel, cobalto, ouro e cobre. A pirita apresenta coloração amarelada. É conhecida como ouro dos tolos, devido à sua semelhança com o ouro que, por diversas vezes, enganou compradores inexperientes. Quando realizamos um cálculo estequiométrico envolvendo um material impuro, temos de descontar da massa fornecida no problema a parcela relativa às impurezas, antes de efetuarmos nosso cálculo. Isto porque a relação estequiométrica só é obedecida para um material puro. Vamos agora estudar um exemplo de reação envolvendo substâncias impuras. Exemplo 1 100g de carbonato de cálcio, com 80% de pureza, são tratados com ácido clorídrico. O gás obtido é recolhido e pesado. Admitindo que as impurezas não reajam com o ácido, determine a massa de gás carbônico produzido, com base na equação: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) a. Primeiramente, vamos calcular a massa real de carbonato de cálcio, descontando as impurezas. 100 gramas x 80% = 100 x 0,8 = 80 gramas. Isto significa que, dos 100 gramas originais, apenas 80 gramas são realmente de CaCO CEDERJ

85 b. Agora podemos efetuar nosso cálculo: 1 mol (CaCO 3 ) 1 mol (CO 2 ) 80g (CaCO 3 ) X mol (CO 2 ) AULA 21 Convertendo as unidades, teremos: (massa molar do CaCO 3 ) 100g x 1 mol 1 mol x 44g (massa molar do CO 2 ) 80g X gramas de CO 2 X = 80 x = 35,2 gramas de CO 2 Tente agora resolver as atividades propostas a seguir! ATIVIDADES 1. O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de cálcio (carbureto), de acordo com a equação: CaC H 2 O Ca(OH) 2 + C 2 H 2 Utilizando-se 1 kg de carbureto com 64% de pureza, calcule o volume de acetileno obtido em litros, nas CNTP: 2. Qual é a porcentagem de impureza que existe em uma amostra de 150 gramas de soda cáustica, contendo 120 gramas de NaOH puro? Obs: Soda cáustica é o nome comercial do hidróxido de sódio. Exemplo 2 O gás hilariante (N 2 O) pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio (NH 4 NO 3 ): NH 4 NO 3 N 2 O + 2 H 2 O Se de 4,0 g do sal obtivermos 2,0 g de gás hilariante, qual é a porcentagem de pureza do sal? CEDERJ 83

86 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte IV: trabalhando com impurezas A designação gás hilariante nos remete a um produto que pode fazer com que as pessoas se divirtam, sem riscos. Mas essa imagem é incorreta. O chamado gás hilariante é na verdade um composto químico que tem o nome técnico de óxido de dinitrogênio, cuja inalação provoca efeitos anestésicos e ainda um estado de euforia, em geral seguido de náuseas e perturbações motoras. a. Neste exemplo, nós temos de descobrir a massa de NH 4 NO 3 que realmente reagiu para produzir 2,0 gramas de N 2 O: 1 mol (NH 4 NO 3 ) 1 mol (N 2 O) X g (NH 4 NO 3 ) 2,0 g (N 2 O) Convertendo as unidades, teremos: (massa molar do NH 4 NO 3 ) 80g x 1 mol 1 mol x 44g (massa molar do N 2 O) X gramas 2,0 gramas de N 2 O X = 80 x 2, 0 44 = 3,636 gramas Observe que essa massa de NH 4 NO 3 calculada refere-se à massa do sal que efetivamente reagiu, ou seja, 3,636 gramas é a massa do NH 4 NO 3 puro. b. Para calcularmos a porcentagem de pureza deste sal, faremos o seguinte cálculo: 4,0 g 100% 3,636 g x % x = 90,6 % CONCLUSÃO Nesta aula, nós pudemos prever a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química com reagentes contendo determinadas porcentagens de impurezas. 84 CEDERJ

87 ATIVIDADES FINAIS Agora é a sua vez de tentar resolver as questões a seguir. Mãos à obra! AULA O Leite de Magnésia é uma suspensão de hidróxido de magnésio. Este medicamento é utilizado para combater a acidez estomacal, provocada pelo ácido clorídrico encontrado no estômago. Sabe-se que, quando utilizamos 12,2 gramas desse medicamento, neutraliza-se certa quantidade de ácido clorídrico, produzindo 16,0 gramas de cloreto de magnésio. Determine a porcentagem de pureza desse medicamento em relação ao hidróxido de magnésio: 2. Na reação de 5 g de sódio com 60% de pureza com água, houve desprendimento de gás hidrogênio, recolhido a 27 o C e 1 atm. Determine o volume de H 2 obtido nessas condições: Obs.: A reação descrita é Na(s) + H 2 O(l) NaOH(aq) + 1/2 H 2 (g) 3. O fósforo branco (P 4 ), usado na produção dos ácidos fosfórico(h 3 PO 4 ) e fosforoso(h 3 PO 3 ), é muito tóxico e emite luz quando em contato com o ar ou atmosfera de oxigênio. Este fósforo é obtido em forno especial com eletrodos de grafite, segundo a equação não balanceada: Ca 3 (PO 4 ) 2 + SiO 2 + C CaSiO 3 + CO + P 4 Faça o balanceamento dos coeficientes da equação química e calcule a quantidade, em gramas, de fosfato de cálcio 80% puro, necessária para obter-se 620 gramas de fósforo branco: CEDERJ 85

88 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte IV: trabalhando com impurezas O fósforo branco é constituído de agrupamentos P 4 ligados por forças de Van Der Waals. Submetido à temperatura e pressão específicas, ele pode ser transformado em sua outra forma alotrópica, chamada fósforo vermelho. Este é formado por cadeias poliméricas P n, e difere no aspecto e propriedades do anterior. O maior emprego do fósforo é nas indústrias de fósforos de segurança. O fósforo de segurança é feito a partir de um oxidante, tal como: clorato de potássio ou bióxido de manganês; fósforo vermelho ou sulfetos de fósforo (que iniciam a combustão); areia silícica (para aumentar o calor desenvolvido pelo atrito); e madeira (ou outro material combustível). Oxidante e fósforo podem estar juntos nos fósforos (aqueles que acendem esfregando-se sobre qualquer superfície rígida). Ou o oxidante pode encontrar-se sobre o palito de fósforo, e o fósforo sobre uma superfície separada (fósforos de segurança). RESUMO Os reagentes normalmente utilizados não se apresentam 100% puros. No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário determinar a massa do reagente, descontando todas as impurezas, para determinarmos a quantidade de produto formada. INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com situações em que há excesso de um dos reagentes utilizados. RESPOSTAS Atividade g x 0,64 = 640g de acetileno puro 64g x 1 mol (CaC 2 ) 1 mol x 22,4 L (C 2 H 2 ) 640 g X litros Resposta: 224 litros 86 CEDERJ

89 Atividade 2 150g 100% AULA g X X = 80% de pureza Resposta : 20% de impureza Atividades Finais 1. A reação descrita no enunciado é: Mg(OH) HCl MgCl H 2 O. Como a proporção estequiométrica é de 1:1 entre o hidróxido de magnésio e o cloreto de magnésio, teremos: 58g de Mg(OH) 2 95g de MgCl 2 X g 16,0g X = 9,77g de Mg(OH) 2 puros Cálculo da porcentagem de pureza: 12,2g 100% 9,77g x Resposta: 80% 2. 1,6 litro gramas CEDERJ 87

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91 Cálculos estequiométricos Parte V: trabalhando com excessos A U L A 22 Meta da aula Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução de problemas envolvendo reagentes em excesso. objetivos Ao final desta aula, você deve ser capaz de: Balancear uma equação química para a solução de problemas que envolvem cálculos. Determinar o reagente em excesso de determinadas condições reacionais. Resolver problemas que envolvem reagente limitante.

92 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte V: trabalhando com excessos INTRODUÇÃO Quando fazemos uma reação química, raramente usamos quantidades estequiométricas dos reagentes. Em geral, o reagente mais barato é usado em quantidade maior que aquela determinada pelos coeficientes da equação, para que se tenha melhor aproveitamento do outro reagente e maior velocidade de reação. REAGENTE LIMITANTE Para resolver problemas que envolvem reagentes em excesso, temos de, primeiramente, identificar o reagente limitante, ou seja, aquele que, por estar em menor quantidade, vai determinar a quantidade de produto formado. Suponha uma reação entre os reagentes A e B, que se passa segundo a equação balanceada: aa + bb à cc. O fator estequiométrico desta reação é dado pela razão molar a/b. Ao resolver um problema com reagente limitante, devemos calcular o número de mols disponíveis de cada um dos reagentes e comparar com o fator estequiométrico: se a razão [número de mols de A (dado no problema) / número de mols de B (dado no problema)] for maior que o fator estequiométrico, então A está em excesso e B é o reagente limitante; se a razão [número de mols de A (dado no problema) / número de mols de B (dado no problema)] for menor que o fator estequiométrico, então B está em excesso e A é o reagente limitante. Uma vez identificado o reagente limitante, continuamos o cálculo normalmente, lembrando sempre que a quantidade do produto depende apenas da quantidade do reagente limitante. Vamos resolver alguns exemplos para melhor ilustrar essa situação. Exemplo 1 Calcule a massa de água obtida quando 3 mol de Fe 3 O 4 e 13 mol de H 2 são colocados em condições de reagir, de acordo com a reação de rendimento 100%: Fe 3 O H 2 3 Fe + 4 H 2 O 90 CEDERJ

93 1º passo: determinar o fator estequiométrico com base no ajuste da equação: Fator estequiométrico = 1/4 = 0,25. 2º passo: calcular a razão molar dos reagentes Fe 3 O 4 e H 2 : Razão molar = 3/13 = 0,23. Como essa razão molar é menor que o fator estequiométrico, temos que o H 2 é o reagente em excesso. Logo, Fe 3 O 4 é o nosso regente limitante, e é a partir dele que iremos prosseguir nosso cálculo. AULA 22 1 mol de Fe 3 O 4 4 mol de H 2 O x 18g (massa molar da água) 3 mol de Fe 3 O 4 X gramas de H 2 O X = 4x 18 x 3 = 216 gramas. Exemplo 2 Amônia gasosa pode ser produzida pela seguinte reação: 2NH 4 Cl + CaO 2NH 3 + CaCl 2 + H 2 O Se 112g de óxido de cálcio e 241g de cloreto de amônio forem misturados, qual é quantidade máxima de amônia produzida? 1º passo: determinar o fator estequiométrico com base no ajuste da equação: Fator estequiométrico = 2/1 = 2. 2º passo: calcular a razão molar dos reagentes CaO e NH 4 Cl: Como os dados do problema são referentes à massa dos reagentes, temos de calcular o número de mol de cada uma dessas substâncias. O cálculo de número de mol pode ser realizado através da expressão n = massa/ massa molar. Para o NH 4 Cl, temos n = 241/53,5 = 4,5. Para o CaO, temos n = 112/ 56 = 2 mols. Assim sendo, a razão molar será 4,5/2 = 2,25. Como esta razão é maior que o fator estequiométrico, temos que o NH 4 Cl é o reagente CEDERJ 91

94 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte V: trabalhando com excessos em excesso. Logo, CaO é o nosso reagente limitante, e é a partir dele que iremos prosseguir nosso cálculo: 1 mol CaO 2 mol x 17gramas (massa molar do NH 3 ) 2 mol CaO X gramas de NH 3 X = 2 x 2 x 17 = 68 gramas de NH 3, Resolva agora as atividades propostas a seguir. ATIVIDADES 1. Nas indústrias petroquímicas, o enxofre pode ser obtido pela equação 2 H 2 S + SO 2 à 3 S + 2 H 2 O Qual é a quantidade máxima de enxofre, em gramas, que pode ser obtida partindo-se de 5,0 mol de H2S e 2,0 mol de SO2? gramas de NaOH são adicionados a 700 gramas de HNO3 para reagirem, segundo a equação NaOH + HNO 3 à NaNO 3 + H 2 O Calcule: a. A massa do sal obtida. b. A massa do reagente em excesso. 92 CEDERJ

95 CONCLUSÃO Nesta aula, nós pudemos prever a quantidade de matéria que poderá ser produzida em uma reação química com reagentes em quantidades diferentes das estequiométricas. AULA 22 ATIVIDADES FINAIS 1. Duas soluções aquosas são misturadas conforme o esquema abaixo: 4,0g de Ca(OH) 2 6,3g de HNO 3 Analise a solução final e identifique a afirmativa correta: I A solução final é neutra, pois não há reagente em excesso. II A solução final é ácida, devido a um excesso de 0,6 g de HNO 3. III A solução final é ácida, devido a um excesso de 0,3 g de HNO 3. IV A solução final é básica, devido a um excesso de 0,3 g de Ca(OH) O metanol, CH 3 OH, é um combustível utilizado em alguns tipos de carros de corrida e pode ser obtido pela reação entre o monóxido de carbono e o hidrogênio: CO(g) + 2 H 2 (g) à CH 3 OH (l) Suponhamos que se misturem 336g de CO com 64g de H 2. Qual é o reagente limitante? CEDERJ 93

96 Elementos de Química Geral Cálculos estequiométricos Parte V: trabalhando com excessos Que massa máxima de metanol pode ser formada? R E S U M O Os reagentes utilizados podem ser colocados em quantidades maiores que as quantidades estequiométricas, para melhor eficiência da reação. No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário determinar a massa do reagente limitante, pois somente através dele podemos efetuar o cálculo estequiométrico. RESPOSTAS Atividade 1 1. Reagente em excesso: H 2 S. Logo, o cálculo deve ser feito pela reagente limitante SO 2. 1 mol de SO mols de S x 32g 2 mols de SO x gramas de S Resposta: 192g Atividade 2 a) 850g NaNO 3 b) 70g de HNO 3 em excesso 94 CEDERJ

97 Respostas das Atividades Finais 1) IV é a única afirmativa correta. AULA 22 2) Reagente limitante é o CO, pois há excesso de 16 gramas de H 2. A massa máxima de metanol que poderá ser obtida será 384 gramas. CEDERJ 95

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