Elementos de Química Geral

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Elementos de Química Geral

2 Volume

Isabella Ribeiro Faria

15 a 22

Aulas

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Isabella Ribeiro Faria

Elementos de Química Geral

Volume 2 - Aulas 15 a 22

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Material Didático

2008/1

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

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

Faria, Isabella Ribeiro

Elementos de química geral. v. 2 / Edilson Clemente. – Rio de Janeiro: Fundação CECIERJ, 2008.

95 p.; 21 x 29,7 cm. ISBN: 85-7648-226-6

1. Química geral. 2. Reações químicas. 3. Pilhas. 4. Relações numéricas. 5. Cálculos esquiométricos.

CDD: 540

EDITORA

Tereza Queiroz

COPIDESQUE

Cristina Maria Freixinho

REVISÃO TIPOGRÁFICA Elaine Bayma Patrícia Paula COORDENAÇÃO DE PRODUÇÃO Jorge Moura 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

Departamento de Produção

Fundação Cecierj / Consórcio Cederj

Rua Visconde de Niterói, 1364 – Mangueira – Rio de Janeiro, RJ – CEP 20943-001 Tel.: (21) 2299-4565 Fax: (21) 2568-0725

Presidente Masako Oya Masuda

Vice-presidente Mirian Crapez

Coordenação do Curso de Biologia UENF - Milton Kanashiro UFRJ - Ricardo Iglesias Rios

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Universidades Consorciadas

UENF - UNIVERSIDADE ESTADUAL DO NORTE FLUMINENSE DARCY RIBEIRO

Reitor: Almy Junior Cordeiro de Carvalho

UERJ - UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO

Reitor: Nival Nunes de Almeida

UNIRIO - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO

Reitora: Malvina Tania Tuttman

UFRRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO

Reitor: Ricardo Motta Miranda

UFRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO

Reitor: Aloísio Teixeira

UFF - UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE

Reitor: Roberto de Souza Salles

Governo do Estado do Rio de Janeiro

Secretário de Estado de Ciência e Tecnologia Governador

Alexandre Cardoso Sérgio Cabral Filho

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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 Elementos

de Química Geral

SUMÁRIO

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15

A

U

L

A

Meta da aula

Conceituar os fenômenos de oxidação e redução.

Reações de óxido-redução

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.

ob

jet

iv

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Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução

8 CEDERJ CEDERJ 9

INTRODUÇÃO

Figura 15.1: Processo de oxidação em uma corrente de ferro.

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 R E D U Ç Ã O.

No passado, a palavra oxidação foi empregada para denominar a reação com oxigênio, como nas reações de metais com oxigênio e nas de queima de combustíveis. Atualmente este termo é empregado, de modo mais genérico, para caracterizar a perda de elétrons por uma espécie química (átomo, íon ou molécula). Entretanto, se uma espécie perde elétrons, outra terá de recebê-los. Este processo foi denominado redução.

Reações que ocorrem com transferência de elétrons são chamadas óxido-redução. Para haver transferência de elétrons, tem de existir a espécie que perde elétrons, ou seja, a que sofre oxidação; e a que ganha elétrons, isto é, que sofre redução. Mas como é possível reconhecer essas

reações?

Vamos utilizar o exemplo da combustão do magnésio. Durante sua queima, produz uma intensa luz branca e brilhante, por isto é muito utilizado em fogos de artifício.

O magnésio, quando reage com o oxigênio, transforma-se no íon Mg2+_{. Isto significa que os átomos de magnésio sofreram oxidação, ou}

seja, perderam elétrons. O oxigênio, por sua vez, ao receber os elétrons, transforma-se em íons O2–_{, reduzindo-se.}

OX I D A Ç Ã O Perda de elétrons. RE D U Ç Ã O Ganho de elétrons. AULA

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5

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8 CEDERJ CEDERJ 9

Figura 15.2: Fogos de artifício. 2 Mg + O₂

_à

2 MgO

2 Mg

_à

2 Mg2+_{+ 4 e}–_{(semi-reação de oxidação)}

O₂ + 4 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.

AULA

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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.

AULA

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10 CEDERJ CEDERJ 11

Considerando uma ligação estabelecida entre o hidrogênio (H) e o Bromo (Br), temos:

• 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 O₂. Como os dois átomos apresentam a mesma eletronegatividade, não ocorre deslocamento do par eletrônico e, conseqüentemente, não há formação de cargas. Então, o nox do oxigênio é zero.

2º. O nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga. Exemplo: O2–_{nox = –2} AULA

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3º. O somatório dos nox de todos os átomos constituintes de um composto é sempre igual a zero.

Exemplo: Ca+2 _F

2-1

(+2 x 1) + (-1 x 2) = 0

4º. Nos íons formados por mais de um átomo, a soma algébrica dos nox é igual à carga do íon.

Exemplo: MnO₄–

(+7 x 1) + (-2 x 4) = -1

5º. Os metais alcalinos(grupo 1 da tabela periódica) sempre apresentam nox = +1.

6º. Os metais alcalino-terrosos (grupo 2 da tabela periódica) sempre apresentam nox = +2.

7º. Metais que apresentam sempre o mesmo nox: Zn nox = +2, Al nox = +3, Ag nox= +1.

8º. O flúor, combinado com outro elemento, sempre apresenta nox = –1.

9º. O elemento hidrogênio pode assumir nox = +1 quando estiver ligado a um elemento mais eletronegativo; e nox = –1, quando ele for o elemento mais eletronegativo.

10º. O oxigênio tem, geralmente, nox = –2.

Acompanhe o exemplo para entender melhor. Separamos alguns íons ou compostos e vamos mostrar, passo a passo, como determinar o nox desses elementos:

a. SF₆ S nox = x (?) F nox = –1 x 6 = –6 Como x –6 = 0, logo x = +6 b. H₂AsO₄–_{H nox = +1 x 2 = +2} As nox = x (?) O nox = –2 x 4 = –8 Como +2 +x –8 = –1, logo x = +5 AULA

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Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução 12 CEDERJ CEDERJ 13 c. C₂H₄O₂ C nox = x (?) H nox = +1 x 4 = +4 O nox = –2 x 2= –4 Como x + 4 – 4 = 0, logo x = 0

1. Determine o número de oxidação de cada elemento nos seguintes íons ou compostos: a. BrO₃- _{( )} b. C₂O₄2-_{( )} c. F₂ ( ) d. CaH₂ ( ) ATIVIDADE

Agora podemos identifi car uma reação de óxido-redução!

Observe a reação do ataque do ácido clorídrico a uma placa de zinco:

2 HCl + Zn à ZnCl₂ + H₂

Para caracterizar essa reação como um processo de óxido-redução, é preciso primeiramente determinar o nox de todos os elementos presentes na equação.

2 H+1_Cl–1_{+ Zn}0_{à Zn}+2_Cl

2–1 + H2 0

Zn0_{à Zn}+2 _{zinco (Zn) é o elemento oxidado porque perdeu 2}

elétrons; H+1_{à H}

2 0 hidrogênio (H) é o elemento reduzido porque ganhou

1 elétron.

Observe que nada ocorreu com o cloro que apresentava nox –1(no primeiro membro da equação), e continua com o mesmo nox, no segundo membro.

Nessa reação, o Zn, por ter sofrido oxidação, é denominado agente redutor, e o ácido clorídrico, por conter o elemento H que sofreu redução, é chamado agente oxidante.

AULA

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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 fi nal de um certo tempo, a prata metálica se deposita sobre o talher. O fenômeno que observamos é uma reação de óxido-redução e pode ser representado pela equação:

Ag₂S + Al à Ag + Al₂S₃

Observe que a equação, da maneira que foi escrita anteriormente, apresenta números diferentes de átomo de prata, de alumínio e de enxofre, nos dois membros da equação. Nós dizemos que essa equação não está balanceada.

A utilização da semi-reação de oxidação e da semi-reação de redução permite escrever corretamente as equações de óxido-redução, e constitui-se em um ótimo método de balanceamento dos coefi cientes da equação. Esse método baseia-se no princípio de conservação das

massas e das cargas elétricas.

2. Com relação a reações de óxido-redução, podemos identifi car cada afi rmativa a seguir como verdadeira ou falsa.

a. Oxidação signifi ca ganhar elétrons. ( )

b. Oxidante é o elemento ou substância que se oxida. ( ) c. Oxidar-se acarreta aumento do NOX. ( )

d. Redução signifi ca 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 afi rmar 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. ( )

ATIVIDADES AULA

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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: Ag+1

2S–2 + Al0 à Ag0 + Al+32S–23

Observe que, na reação anterior,

• cada Al perde 3 elétrons ∴ variação (∆) =3. O alumínio (Al) sofre oxidação, portanto é o agente redutor.

• cada íon prata (Ag+1_{) recebe 1 elétron. Como estão presentes inicialmente}

2 íons Ag+1_{∴ variação (∆) =1 x 2 = 2 Ag}+_{sofre redução. Logo, Ag}

2S é

o agente oxidante.

Agora devemos igualar o número de elétrons perdidos com o número de elétrons ganhos. Para tal, devemos colocar um coeficiente 2 no Al e um coeficiente 3 no Ag+1_{, ficando assim, 6 elétrons ganhos e 6}

elétrons perdidos. Os coeficientes utilizados no balanceamento de uma equação são chamados coeficientes estequiométricos.

Finalmente temos nossa equação devidamente balanceada: 3 Ag₂S + Al à Al₂S₃ + 6 Ag

No estudo de reações de óxido-redução, é muito importante sabermos representar as semi-reações envolvidas:

a. semi-reação de oxidação: 2 Al_(s) à 2 Al+3

(aq) + 6 e

-b. semi-reação de redução: 6 Ag+1_{+ 6 e}-_{à 6 Ag}

Somando as duas semi-reações: 2 Al 2 Al+3_{+ 6 e} -6 Ag+1_{+ 6 e}-_{6 Ag} 2 Al + 6 Ag+1_{2 Al}+3_{+ 6 Ag (equação na representação} iônica) AULA

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16 CEDERJ CEDERJ 17

A perda total de elétrons iguala o ganho total destes, e o somatório das semi-reações de oxidação e redução, seguido do balanceamento do número de elétrons trocados, leva ao acerto da equação de óxido-redução. Esse método é chamado íon-elétron.

Vamos fazer mais um balanceamento? Observe a equação a seguir:

K₂Cr₂O₇ + HCl à KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O

Agora, colocaremos os nox das espécies:

K+1

2Cr+62O–27 + H+1Cl–1 à K+1Cl–1+ Cr+3Cl–13 + Clo2 + H+12O–2

Observe que, no caso do cloro, uma certa quantidade reagiu sem sofrer variação de nox, enquanto uma outra quantidade sofreu oxidação. Cl–1_{perde 1 elétron ao passar a 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} 2 + 6 e -Semi-reação de redução 2Cr+6_{+ 6 e}-_{à 2 Cr}+3

Colocando esses coeficientes na equação, temos:

1 K₂Cr₂O₇ + 6 HCl à KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O

Vamos agora igualar o número de átomos de cada espécie não envolvida na reação de óxido-redução. Observe que no primeiro membro da equação temos 2 K+1_{, logo precisamos igualar a quantidade de K}+1_do

segundo membro multiplicando-o por 2. ∴ ∆ AULA

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16 CEDERJ CEDERJ 17

1 K₂Cr₂O₇ + 6 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O

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):

1 K₂Cr₂O₇ + 14 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O

Analisando os hidrogênios, vemos que temos 14 no primeiro membro. Vamos então igualar essa quantidade no segundo membro:

1 K₂Cr₂O₇ + 14 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O

Por último, fazemos o mesmo com os oxigênios (7 em cada lado da equação). Temos, assim, nossa equação balanceada.

4. Para cada reação representada a seguir, indique a semi-reação de oxidação, a semi-reação de redução e faça seu balanceamento:

a. HNO₃ + Cu à Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

b. KMnO₄ + FeCl₂ + HCl à KCl + MnCl₂ + FeCl₃ + H₂O

ATIVIDADE

Vamos analisar mais alguns exemplos de reações de óxido-redução:

K₂Cr₂ O_{7 (aq)} + C₂H₆O_(g) + H₂SO_4(aq) à Cr₂(SO₄)₃ + C₂H₄O_(g) + K₂SO_4(aq)

+ H₂O_(l) Semi-reação de oxidação C–2 2H6O à C–12H4O + 2 e – + 2 H+ Semi-reação de redução 14 H+_{+ Cr}+6 2O72– + 6 e – à 2Cr 3+ + 7H2O

Igualando o número de elétrons, devemos multiplicar por 3 a primeira equação: C₂H₆O à C₂H₄O + 2 e –_{+ 2 H}+_{(x 3)} AULA

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Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução 18 CEDERJ CEDERJ 19 Cr₂O₇2–_{+ 14 H}+_{+ 6 e}–_{à 2 Cr} 3+_{+ 7 H} 2O ________________________________________________ 3C₂H₆O + Cr₂O₇– –_{+ 14 H}+_{à 3 C} 2H4O + 6 H+ + 2 Cr 3+ + 7 H2O (Equação

balanceada na forma iônica)

3 C₂H₆O_(g) + K₂Cr₂O_{7 (aq)} + 4 H₂SO_{4 (aq)} 3 C2H4O(g) + Cr2 (SO4)3 (Aq)

+ K₂SO_{4 (aq)} + 7 H₂O_(l) (Equação balanceada na forma completa)

Você agora poderia dizer quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor dessa reação?

Agente oxidante: K₂Cr₂O₇ Agente redutor: C₂H₆O

Se você teve dúvidas para responder a essa pergunta, vale a pena dar uma olhada no início desta nossa aula, pois esses conceitos são importantes.

Voltando a nossa equação, ela é utilizada, por exemplo, através do “bafômetro”, na medição do teor alcoólico dos motoristas. Quando uma pessoa ingere bebida alcoólica, o etanol passa rapidamente para a corrente sangüínea, sendo levado para todas as partes do corpo. A passagem do álcool do estômago para o sangue demora, aproximadamente, 20 a 30 minutos, dependendo de fatores como gradação alcoólica de bebida, peso corporal e capacidade de absorção do sistema digestivo. O etanol é metabolizado por enzimas produzidas pelo fígado.

Pela legislação brasileira, uma pessoa está incapacitada para dirigir com segurança se tiver uma concentração de álcool no sangue superior a 0,8 g/L.

Uma pessoa de porte médio tem um volume sangüíneo de aproximadamente 5L. Logo, para essa pessoa, o teor máximo de álcool no sangue é de 4g. A seguir, temos uma tabela relacionando algumas bebidas com a porcentagem de álcool nelas encontrado.

Bebida Teor Alcoólico (%)

Cerveja 5 Vinho 12 Whisky 45-55 Rum 45 Vodca 40-50 AULA

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18 CEDERJ CEDERJ 19

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.

Exemplos de mecanismos que eliminam o álcool do organismo:

1. eliminação nos pulmões, pelo ar alveolar, onde o álcool é exalado (hálito ou “bafo” de bêbados);

2. eliminação pelo sistema urinário;

3. metabolização no fígado, que consiste em oxidação lenta do etanol.

O bafômetro permite a identificação da presença do etanol, no “bafo” do motorista, pela visualização da mudança de coloração laranja para verde (bafômetro tipo portátil).

Este bafômetro pré-descartável contém uma mistura sólida de solução aquosa de dicromato de potássio de cor alaranjada, e sílica umedecida com ácido sulfúrico. Após o sopro do motorista, ocorre a

reação redox formando a espécie Cr3+

(aq), que se apresenta na coloração

verde. Assim, está identificada a oxidação do etanol a ácido etanóico e a redução do dicromato a cromo III, conforme vimos na equação que você acabou de ajustar.

CONCLUSÃO

Os processos de oxidação e redução, além de nos guiar no balanceamento de equações, são de grande importância no nosso dia-a-dia, como o estudo de pilhas que faremos na próxima aula.

AULA

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ATIVIDADES FINAIS

1. Representa-se a obtenção de ferro-gusa pela equação a seguir:

2 Fe₂O_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 Fe₂O₃sofreram redução.

b. Na reação, o gás oxigênio (O₂) atua como redutor.

c. O estado de oxidação +4 do átomo de carbono no CO₂indica que tal

substância é iônica.

d. Nesta reação, o número total de elétrons dos reagentes é igual ao número total de elétrons dos produtos.

2. Em 1856, Berthelot preparou metano segundo a reação representada pela equação não-balanceada a seguir:

CS₂ + H₂S + Cu → Cu₂S + CH₄

a. Acerte os coeficientes estequiométricos.

b. Indique o elemento que se oxida e o que se reduz, mostrando a variação dos números de oxidação.

3. A análise do ferro em um minério pode ser realizada por método volumétrico, utilizando-se dicromato de potássio. A reação envolvida nesse método, na sua forma iônica, pode ser expressa pela equação a seguir:

___Fe2+_{+ Cr}

2O72– + ____H+ →____Fe3+ + ____Cr3+ + ____H2O

Faça o balanceamento correto da equação com os menores coeficientes inteiros.

4. Completa-se corretamente a reação de oxi-redução MnO₂ + 4 H+_{+ X}_à_Mn2+₊

2 H₂O + I₂, quando X for substituído por:

a. I₂O₅. b. HIO₃. c. 2 I–_{. d. 2 HI. e. 2 IO}–

3.

5. Determine os coeficientes de cada substância que tornam as reações de óxido-redução a seguir corretamente balanceadas.

AULA

1

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20 CEDERJ CEDERJ 21

a. ____Bi₂O_3(s)+ ____NaClO_(aq) + ____NaOH_(aq)à ____NaCl_(aq) + ____H₂O_(l) +

____NaBiO_3(aq)

b. ____HNO_3(aq) + ____P_4(s) + ____H₂O_(l)à ____H₃PO_4(aq) + ____NO_(g)

c. ____CaC₂O_4(aq)+ ____KMnO_4(aq)+ ____H₂SO_4(aq)à ____CaSO_4(ppt)+ ____K₂SO_4(aq)+

____MnSO_4(aq)+ ____H₂O_(l)+ ____CO_2(g)

d.____NaBr_(aq) + ____MnO_2(aq)+ ____H₂SO_4(aq)à ____MnSO_4(aq)+ ____Br₂ + ____H₂O_(l)

+ ____NaHSO_4(aq)

• 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.

R E S U M O AULA

1

5

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Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução 22 CEDERJ CEDERJ 23 Atividade 1 a. +5 ; –2 b. +3 ; –2 c. zero d. +2 ; –1 Atividade 2

a. F. A definição de oxidação é perda de elétrons em uma reação química. b. F. Oxidante é o elemento que irá proporcionar a oxidação de outro. Logo, oxidante é o elemento que se reduz.

c. V

d. F. A definição de redução é ganho de elétrons em uma reação química. e. V

f. F. Redutor é o elemento que irá proporcionar a redução de outro. Logo, redutor é o elemento que se oxida.

Atividade 3

a

Atividade 4

a. 4HNO₃ + Cu à Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

b. KMnO₄ + 5 FeCl₂ + 8 HCl à KCl + MnCl₂ + 5 FeCl₃ + 4 H₂O

Atividades Finais 1. a. V b. V c. F d. V RESPOSTAS _AULA

1

5

(25)

Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução 22 CEDERJ CEDERJ 23 2. a. CS₂ + 2 H₂S + 8Cu à 4 Cu₂S + CH₄ b. Cuo_à_Cu+_(oxidação) C+4_à_C–4_(redução) 3. 6 Fe2+_{+ Cr} 2O72- + 14H+ à 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O 4. c

5. a. Bi₂O_3(s) + 2 NaClO_(aq) + 2 NaOH_(aq)à 2NaCl_(aq) + H₂O_(l) + 2 NaBiO_3(aq)

b. 20 HNO_3(aq) + 3 P_4(s) + 8 H₂O_(l)à 12 H₃PO_4(aq) + 20 NO_(g)

c. 5 CaC₂O_4(aq) + 2 KMnO_4(aq) + 8 H₂SO_4(aq)à 5 CaSO_4(ppt)+ K₂SO_4(aq) + 2 MnSO_4(aq) +

8 H₂O(l) + 10 CO₂(g)

d. 2 NaBr_(aq) + MnO_2(aq) + 3 H₂SO_4(aq)à MnSO_4(aq) + Br₂ + 2 H₂O_(l) + 2 NaHSO_4(aq)

AULA

1

(26)

(27)

16

AULA

Metas da aula

Pilhas

Conceituar pilhas ou células galvânicas. Reconhecer os componentes básicos

de uma pilha.

Ao fi nal 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

26 CEDERJ

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 fi ns. Em uma pilha, temos a conversão da energia química para energia elétrica, em um processo espontâneo.

PILHA DE DANIELL

Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell (1790-1845) construiu uma pilha, constituída por um metal imerso em solução aquosa de um sal formado por cátions desse mesmo metal. Este conecta-se a outro metal, imerso também em solução aquosa de um sal contendo seu cátion. Para entender o pensamento de Daniell, vamos estudar uma pilha formada por zinco e cobre (Zn-Cu).

De início, vamos observar isoladamente o sistema formado por uma placa de zinco (eletrodo de Zn) e uma solução de Zn2+_.

Figura 16.1: Placa de Zn imersa

numa solução de ZnSO₄.

Figura 16.2: Placa de Cu imersa

numa solução de CuSO4.

Observe agora o esquema para a placa de cobre (eletrodo de Cu) imersa em uma solução de Cu2+_.

Zno_{(s) Zn}2+_{(aq) + 2e}– oxidação redução Cuo_{(s) Cu}2+_{(aq) + 2e}– oxidação redução Zn2+ Zn2+ Zn0 Zn0 Cu0 Cu0 Cu2+ Cu2+ 2e– 2e– SO4 2− SO4 2−

(29)

CEDERJ 27

Daniell percebeu que, ao ligar os eletrodos por um fi o 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 Cu2+_{. Deste modo, estabelece-se uma passagem de corrente elétrica}

pelo fi o condutor, como representada no desenho a seguir:

A Figura 16.3 ainda não representa uma pilha pronta para fun-cionar. Se observarmos de novo a fi gura, podemos compreender que, com o passar do tempo, a solução de Zn2+_{fi caria mais concentrada, devido à}

produção desse íon proveniente da oxidação do zinco. Por outro lado, a concentração de Cu2+_{iria diminuir, pois esse íon estaria se reduzindo}

a Cuo_{. Como as concentrações do ânion são fi xas, 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.

Nessa parte do nosso estudo de conversão de energia química em energia elétrica (eletroquímica), alguns termos específi cos 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.

!

Figura 16.3: Placas de Zn e Cu imersas em suas soluções unidas por um fi o condutor.

Cu Zn Zn(aq)SO(aq) 2 4 2 + − Cu(aq)SO (aq) 2 4 2 + − AULA

16

(30)

28 CEDERJ

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.

Este tubo é colocado de forma invertida, com cada extremidade emborcada em uma das soluções da pilha. A função da ponte salina é permitir que os íons K+ _e_Cl–_{migrem para as soluções eletrolíticas da pilha,}

de modo que estas retornem à neutralidade de carga. Assim sendo, para o ânodo (no qual havia excesso de Zn2+_{) irão migrar os íons Cl}–_{, e para}

o cátodo irão os íons K+_{. Com isso, ocorrerá neutralização das duas}

soluções. O esquema completo da pilha de Daniell será, então:

Figura 16.4: K+_{(aq) Cl}-_(aq).

(31)

CEDERJ 29

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) | Zn2+_{(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:

Zn⏐Zn2+_{(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.

CO N D I Ç Õ E S-P A D R Ã O

Uma pilha se encontra nas condições-padrão quando apresenta soluções de concentração inicial 1 mol/L, a uma temperatura de 298o_{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.

AULA

(32)

Elementos de Química Geral | Pilhas 30 CEDERJ Potenciais de redução -3,045 -2,925 -2,924 -2,923 -2,92 -2,90 -2,89 -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 -0,14 -0,13 -0,036 -0,000 +0,15 +0,15 +0,337 +0,40 +0,54 +0,77 +0,80 +0,85 +0,88 +1,07 +1,36 +1,41 +1,50 +1,84 +2,87 Li Rb K Cs Ra Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr S 2-Fe Cd Co Ni Sn Pb Fe Cu Sn2+ Cu 2 OH 1-2 I 1-Fe 2+ Ag Hg 2 OH 1-2 Br 1-2 Cl 1-Au1+ Au Co2+ 2 F 1-Li1+ _{+ 1 e}– Rb1+ _{+ 1 e}– K1+ _{+ 1 e}– Cs1+ _{+ 2 e}– Ra2+ _{+ 2 e}– Ba2+ _{+ 2 e}– Sr2+ _{+ 2 e}– Ca2+ _{+ 2 e}– Na1+ _{+ 1 e}– Mg2+ _{+ 2 e}– Be2+ _{+ 2 e}– Al3+ _{+ 3 e}– Mn2+ _{+ 2 e}– Zn2+ _{+ 2 e}– Cr3+ _{+ 3 e}– S + 3 e– Fe2+ _{+ 2 e}– Cd2+ _{+ 2 e}– Co2+ _{+ 2 e}– Ni2+ _{+ 2 e}– Sn2+ _{+ 2 e}– Pb2+ _{+ 2 e}– Fe3+ _{+ 3 e}– Cu1+ _{+ 1 e}– Sn4+ _{+ 4 e}– Cu2+ _{+ 2 e}– 1/2 O₂ + H₂O + 2 e– I₂ + 2 e– Fe3+ _{+ 1 e}– Ag1+ _{+ 1 e}– Hg2+ _{+ 2 e}– H₂O₂ + 2 e– Br₂ + 2 e– Cl₂ + 2 e– Au3+ _{+ 2 e}– Au3+ _{+ 3 e}– Co3+ _{+ 1 e}– F₂ + 2 e– +3,045 +2,925 +2,924 +2,923 +2,92 +2,90 +2,89 +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 +0,14 +0,13 +0,036 0,000 -0,15 -0,15 -0,337 -0,40 -0,54 -0,77 -0,80 -0,85 -0,88 -1,07 -1,36 -1,41 -1,50 -1,84 -2,87 Potenciais de oxidação

Potenciais-padrão de eletrodo (em Volts — 1 atm e 25 O_C

força oxidante cr

escente

aumenta o potencial de doar elétr

ons H_2(g) + 2 H2O₍₁₎2 H₃O1+ _{+ 2 e}– aumenta o potencial de r eceber elétr ons força r edutora cr escente Tabela 16.1:

(33)

CEDERJ 31

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: Zno_Zn2+_{+ 2e}–_Eo

oxidação = + 0,76 V

Cu2+_{+ 2 e}–_Cuo_Eo

redução = + 0,34 V

A soma do potencial de oxidação da espécie que se oxida com o potencial de redução da espécie que se reduz dará a voltagem da pilha (+ 0,76 + 0,34 = + 1,10 V). Logo, a equação global será:

Zno_{+ Cu}2+ _Æ _Zn2+_{+ 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:

Eo redução E o oxidação – 1,66 V Alo _Al3+_{+ 3e}–_{+ 1,66V} – 0,24 V Nio_Ni2+_{+ 2 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 Alo _Al3+_{+ 3e}–

E _oxidação = +1,66 V.

Logo, o níquel irá reduzir-se e teremos a reação: Ni2+_{+ 2 e}– _Nio_E

redução = – 0,24 E redução

A fem desta pilha será a soma destes dois valores +1,66 + (–0,24) = 1,42 V.

Toda pilha, por ser um processo espontâneo, apresenta ∆E positivo.

!

AULA

(34)

32 CEDERJ

Vejamos mais um exemplo. Qual seria a ∆Eo_{de uma pilha}

representada na fi gura a seguir?

Primeiramente, iremos consultar a Tabela 16.1 de potenciais-padrão para descobrir qual espécie irá oxidar-se e qual irá reduzir-se.

E _redução E _oxidação –0,76 V Zno _Zn2+_{+ 2e}–_+0,76V

+0,80 V Ago _Ag+_{+ 1 e}– _{–0,80 V}

Com esses valores, observamos que a prata, por ter um maior potencial de redução, irá reduzir-se. Logo, o cátodo desta pilha, é a prata, com a reação:

Ag+_{+ e}– _{Ag E}

redução = +0,80 V

No ânodo desta pilha, teremos a oxidação do zinco: Zno _Zn2+_{+ 2e}–_E

oxidação = +0,76V

A reação global da pilha, devidamente balanceada (na forma iônica), será :

2 Ag+_{+ Zn}o _Zn2+_{+ 2 Ag}o

E na forma completa:

2 AgNO₃ + Zn Zn(NO₃)₂ + 2 Ag

A fem (∆Eo_{) da pilha será +0,80+0,76 = + 1,56 V (medidos nas}

condições-padrão).

(35)

CEDERJ 33

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.

Que tal fazermos uma atividade para colocar o conhecimento em prática? Para a resolução das atividades a seguir, consulte a Tabela 16.1.

1. Considere uma pilha constituída pelas semipilhas Mg, Mg2+_{e Au, Au}3+_,

e indique:

a. o pólo positivo e o negativo; b. o cátodo e o ânodo;

c. o sentido do fl uxo de elétrons no fi o que liga os pólos; d. a fem da pilha em condições-padrão;

e. a equação de oxidação, de redução e a equação global da pilha.

2. Consultando a Tabela 16.1, examine a possibilidade de serem espontâneos os processos abaixo equacionados. Caso sejam espontâneos, determine sua força eletromotriz (fem). Observação: processos espontâneos apresentam ∆Eo_{> 0.} a. Ag₂S + Al Æ Ag+ Al₂S₃; b. I₂ + Cl–_{Æ I}–_{+ Cl} 2; c. H₂O₂ + H+_{+ Fe}2+_{Æ H} 2O + Fe 3+_; d. Cd + Ni(OH)₂ Æ Ni + Cd(OH)₂. ATIVIDADES

Figura 16.7: Desenho da pilha da Figura 16.6 com indicação do sentido de elétrons.

AULA

(36)

34 CEDERJ

PILHAS COMERCIAIS

As pilhas em solução aquosa, como estudado anteriormente, não são cômodas e úteis para uso comercial. A pilha comum (usada em rádios, brinquedos etc.) é, em geral, conhecida como pilha seca, desenvolvida em 1866 pelo engenheiro francês Georges Leclanché (1839-1882). O esquema a seguir ilustra sua composição:

3. A pilha utilizada nos marca-passos é constituída por um eletrodo de iodo e outro de lítio. Conhecidos os potenciais de redução-padrão para esses eletrodos,

I₂ + 2e– _2I–_{E° = + 0,536V}

Li+_{+ e}– _{Li E° = – 3,045V}

Pede-se:

a. a equação da reação global da pilha; b. a força eletromotriz-padrão da mesma.

As reações que ocorrem nesta pilha são bastante complexas, mas podemos simplifi cá-las da seguinte maneira:

a) No ânodo (pólo negativo), ocorre a oxidação do zinco metálico contido no envoltório da pilha:

Zn(s) Æ Zn2+_{(aq) + 2e}–

Figura 16.8: Pilha seca de Leclanché.

Tampa de aço Disco de papelão Selador de plástico Piche Disco de papelão Envoltório de zinco Blindagem de aço Papel poroso Disco isolante de papelão

Fundo de aço

Substâncias que participam ativamente do fenômeno

Barra de grafi ta: pólo positivo Envoltório de Zn(s): pólo negativo

Pasta externa

ZnCl_2(aq) + NH₄Cl_(aq)+ H₂O + amido Pasta interna

MnO2(aq) + NH4Cl(aq) + H2O(l) + amido Disco de papelão

(37)

CEDERJ 35

b) No cátodo (pólo positivo), ocorre a redução do manganês na pasta interna:

2 Mn O₂(aq) + 2 NH₄+_{+ 2e}–_{Æ Mn}

2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O(l)

Os elétrons transferidos do zinco para o manganês são conduzidos através da barra de grafi te 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 grafi te, difi cultando a passagem de elétrons, o que resulta na diminuição da voltagem da pilha. Se a pilha for deixada em repouso por um certo tempo, voltará a funcionar com sua voltagem normal, porque o Zn2+_{formado no ânodo reage com a amônia, formando}

um cátion complexo [Zn(NH₃)₄]2+ _{que deixará a barra livre para passagem}

de elétrons. Esta pilha não é recarregável, e quando todo o MnO₂ for convertido a Mn₂O_3, a pilha deixará de funcionar defi nitivamente.

A pilha alcalina é semelhante à de Leclanché, porém com rendi-mento de cinco a oito vezes maior. A diferença principal é que sua mistura eletrolítica contém hidróxido de potássio (KOH), uma base fortemente alcalina que substitui o cloreto de amônio (NH₄Cl) das pilhas comuns. Portanto, não apresenta o problema de formação de amônia ao redor da barra de grafi te.

EQUAÇÃO DE NERST

Você já sabe que a voltagem de uma pilha depende da natureza dos reagentes e produtos e de suas concentrações. Assim, se montarmos uma pilha de Daniell (Zn, Zn2+_//Cu2+_{, Cu) a 298°K (25°C), com concentração}

das soluções igual a 1 mol/L, teremos uma voltagem de 1,10V. Entretanto, à medida que for sendo usada, haverá uma aumento da concentração de Zn2+_{e uma diminuição da concentração dos íons Cu}2+_{. Logo, à medida que}

a pilha funciona, verifi ca-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

Observe que a chamada pilha seca não é totalmente seca, pois os eletrodos estão envoltos em uma pasta úmida contendo íons.

!

4+ 3+ _AULA

(38)

36 CEDERJ

Nernst (1864 -1941) nos permite calcular a variação do potencial de uma pilha em determinado instante a partir das concentrações molares das soluções eletrolíticas.

Para a reação da pilha de Daniell, teremos: Zno_{+ Cu}2+ _Æ_Zn2+_{+ Cu}o E a equação de Nernst: ∆E = ∆Eo _{– 0,059} n log [Zn 2+_] [Cu2+_] onde,

∆E é a variação do potencial da pilha para determinada concentração; ∆Eo _{é a variação do potencial da pilha nas condições-padrão;}

n é o número de mols de elétrons transferidos (n = 2 na pilha de Daniell).

Vamos então calcular a variação de potencial (∆E) de uma pilha de cobre e zinco após certo tempo de funcionamento, quando a concen-tração de Zn2+_{medida for igual a 0,8 mol/L, e a concentração de Cu}2+

for igual a 0,2 mol/L.

1 mol de elétrons corresponde a 6,02 x 1023_elétrons.

!

Aplicando a equação de Nernst, teremos: ∆E = 1,10 – 0,059 2 log 0,8 0,2 ∆E = 1,10 – 0,0295 log 4 ∆E = 1,10 – 0,0295. 0,602 ∆E = 1,08 V

Isso mostra que realmente há uma diminuição progressiva da voltagem da pilha com o passar do tempo, até a reação atingir o equilíbrio, ou seja, até a pilha se descarregar.

(39)

CEDERJ 37

4. Determine o potencial da célula galvânica representada a seguir: Zn | Zn2+ (1,50mol/L) || Fe2+_{(0,10 mol/L) || Fe.}

5. Escreva as semi-reações que ocorrem no cátodo e no ânodo e a equação balanceada para as reações representadas a seguir:

a. Ni2+(_{aq) + Zn(s)}Æ_{Ni(s) + Zn}2+_(aq).

b. Ce4+_{(aq) + I}–_(aq)Æ_I

2(s) + Ce 3+_(aq).

c. Cl₂(g) + H₂(g) Æ HCl(aq). d. Au+_(aq)Æ_{Au(s) + Au}3+_(aq).

6. O potencial-padrão da célula Cu(s) | Cu2+_{(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 Fe2+_,

pode ser evitada colocando-se o ferro em contato com um metal que se oxide mais facilmente. Dada a tabela abaixo de potenciais de redução,

Semi-reação E° (V) Fe2+_{+ 2e}–Æ_Fe _–0,44 Mg2+_{+ 2e}–Æ_Mg _–2,37 Zn2+_{+ 2e}–Æ_Zn _–0,76 Pb2+_{+ 2e}–Æ_Pb_–0,13 Cu2+_{+ 2e}–Æ_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.

ATIVIDADES

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.

AULA

(40)

38 CEDERJ

1. A fi gura a seguir representa uma pilha de mercúrio usada em relógios e cronômetros.

As reações que ocorrem nesta pilha são: Zn(s) = Zn2+_{(aq) + 2e}–

HgO(s) + H₂O(l) + 2e–_{= Hg(l) + 20H}–_(aq)

a. De qual eletrodo partem os elétrons quando a pilha está fornecendo energia? Justifi que.

b. Cite duas substâncias cujas quantidades diminuem com o funcionamento da pilha. Justifi que.

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 + I₂Æ 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

isolante

pasta de KOH e água

óxido de mercúrio (II)

aço inox zinco metálico

(41)

CEDERJ 39 Vamos relembrar as principais características de uma célula galvânica:

1. Célula galvânica ou pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de óxido-redução espontânea produz corrente elétrica.

2. Cátodo é o eletrodo no qual ocorre a reação de redução. É o pólo positivo da pilha.

3. Ânodo é o eletrodo no qual ocorre a reação de oxidação. É o pólo negativo da pilha.

4. Notação de uma pilha: ânodo/ solução anódica // solução catódica / cátodo. 5. Por convenção, o potencial-padrão de eletrodo de hidrogênio é igual a zero. 6. A voltagem de uma célula pode ser calculada pela soma do E°redução do cátodo com o E° oxidação de ânodo.

7. Quanto maior for o E°redução, mais fácil será a redução da espécie.

R E S U M O

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

Cd2+_{(s) + 2 e}–_{Æ Cd}0_{(s) E}o_{= – 0,4V}

Ni3+_{(s) + 1 e}–_{Æ Ni}2+_{(s) E}o_{= + 1,0V,}

Indique o sentido do fl uxo de elétrons e a força eletromotriz da pilha níquel-cádmio.

AULA

(42)

40 CEDERJ

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 fl uxo de elétronas é sempre do ânodo para o cátodo numa pilha) d. + 1,50 + 2,375 = + 3,875 V e. oxidação: Mgo_{Æ Mg}2+_{+ 2e}– redução: Au3+_{+ 3 e}–_{Æ Au}o global: 3 Mgo _{+ 2 Au}3+_{Æ 3 Mg}2+_{+ 2 Au}o Atividade 2 a. + 2,46 V b. não espontânea c. + 0,11 V d. + 0,163 V Atividade 3 a. I₂ + 2 Li Æ 2I–_{+ 2 Li}+ b. fem = + 3,581 V Atividade 4 ∆E = ∆Eo_–0 059, n log Zn Fe 2 2 + + ⎡⎣ ⎤⎦ ⎡⎣ ⎤⎦ ∆E = 0,32 – 0 059, 2 log 01 5 0 1 , , ∆E = 0,32 – 0,0295 log 15 ∆E = 0,32 – 0,0295. 1,176 ∆E = 0,285 V RESPOSTAS

(43)

CEDERJ 41

Atividade 5

a. Ni2+_{(aq) + 2e}–_{Æ Ni(s)}

Zn(s) Æ Zn2+_{(aq) +2e}–

Ni2+_{(aq) + Zn(s) Æ Ni(s) + Zn}2+_(aq)

b. I –_{(aq) + 2e}–_{Æ I} 2(s) Ce4+_{(aq) Æ Ce}3+_{(aq) + e}– 2 Ce4+_{(aq) + I}–_{(aq) Æ I} 2(s) + 2 Ce 3+_(aq) c. Cl₂(g) + + 2e–_{Æ 2 Cl}–_(aq) H₂(g) Æ 2 H+_{(aq) +2e}– Cl₂(g) + H₂(g) Æ 2 HCl(aq) d. Au+_{(aq) + e}–_{Æ 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. Mgo_{+ Fe}2+_{Æ Mg}2+_{+ Fe}o ∆E = + 1,93 V

ou

Zno_{+ Fe}2+_{Æ 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. Zno_{e HgO, pois são reagentes da reação.}

2. + 3,581 V

3. Cdo_{Æ Ni}3+_{fem = 1,4 V}

AULA

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AULA

Meta da aula

Relações numéricas

Apresentar as grandezas químicas que permitem estabelecer relações numéricas necessárias ao cálculo estequiométrico.

Ao fi nal desta aula, você deve ser capaz de: • Calcular o número de mol, volume, massa,

moléculas e átomos de substâncias diversas. • Converter unidades dos campos micro

e macroscópicos.

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Elementos de Química Geral | Relações numéricas

44 CEDERJ

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 fi ns. Em se tratando de átomos e moléculas, a quantidade de matéria útil que pode ser manipulada é o mol.

Observe os desenhos a seguir:

1 mol de alúminio 1 mol de ferro 1 mol de cálcio

27g 56g 40g

6,0 x 1023_átomos _{6,0 x 10}23_átomos _{6,0 x 10}23 átomos

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CEDERJ 45

Veja que as massas são diferentes, porém em cada porção sempre encontramos 6,02 x 1023_átomos.

Assim:

12 é uma dúzia 100 é um cento 500 é uma resma 6,02 x 1023_{é um mol}

Qual é a massa de um mol?

Esta pergunta só pode ter uma resposta se especifi carmos a substância à qual estamos nos referindo. A massa de um mol de átomos de alumínio é 27g, e a de um mol de moléculas de H₂O é 18g. Estas massas correspondem à MA (massa atômica), ou à MM (massa molecular), expressas em gramas.

Outro exemplo:

1 mol de ácido acético (C₂H₄O₂) é:

MA do C = 12 , MA do H = 1 e MA do O = 16

MM = 2 x 12 + 4 x 1 + 2 x 16 = 60

Logo, 1 mol de ácido acético corresponde a 60 gramas. Podemos então dizer que a massa molar do álcool etílico é 60g/mol.

Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de uma substância, e corresponde a 6,02 x 1023_unidades

dessa substância.

AULA

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46 CEDERJ

Vamos determinar a massa de 2 mols de ácido sulfúrico (H₂SO₄):

MA do H = 1; MA do S = 32 e MA do O = 16 MM = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16 = 98

1 mol de ácido sulfúrico = 98 gramas 2 mols de ácido sulfúrico = 196 gramas

Vejamos agora o cálculo da massa de 0,25 mol de carbonato de cálcio (CaCO₃):

MA do Ca = 40; MA do C = 12 e MA do O = 16 MM = 1 x 40 + 1 x 12 + 3 x 16 = 100

1 mol de carbonato de cálcio = 100 gramas 0,25 mol de carbonato de cálcio = x gramas

x = 0,25 x 100

1 = 25 gramas

Para determinar o número de moléculas existente em 0,5 mol de éter etílico (C₄H₁₀O), basta estabelecer a relação:

1 mol de éter etílico = 6,02 x 1023_moléculas

0,5 mol de éter etílico = x moléculas

x = 0,5 x 6,02 x 1023

1 = 3,01 x 10

23 _moléculas

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. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ ATIVIDADES

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CEDERJ 47

2. O ferro é essencial à vida do homem porque está presente, sob a forma iônica, no glóbulo vermelho do sangue que transporta oxigênio para os tecidos. No sangue de Paulo, por exemplo, há 2,8 gramas de ferro. Determine o número aproximado de átomos de ferro presente no seu sangue.

Obs: Se você tiver alguma dúvida para resolver estas atividades, dê uma olhada nos exemplos anteriores. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 3. O perigo oculto das embalagens

“Alumínio, chumbo e materiais plásticos, como o polipropileno, são substâncias que estão sob suspeita de provocar intoxicações no organismo humano.”

Determine o no_{de mol de átomos de chumbo presente em uma embalagem}

de creme dental que contenha 0,207g deste elemento:

___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________

4. A aspirina é amplamente usada na medicina como antipirético e analgésico. Calcule o número de moléculas de ácido acetilsalicílico (C₉H₈O₄) existente em uma dose oral de 0,60g:

___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ 5. Uma concentração de 0,9g de glicose por litro de sangue é considerada normal em indivíduos adultos. A que valor corresponde esta concentração quando expressa em mol por litro?

Dado: massa molar da glicose = 180g/mol.

___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ AULA

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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 infl uenciam em sua determinação.

Utilizando uma norma, os cientistas defi niram as Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) como aquelas em que a temperatura é fi xada a 0°C (273K) e a pressão vale 1 atm (760mmHg). Vale lembrar que este valor corresponde à pressão atmosférica ao nível do mar.

Nessas condições, o volume ocupado por um mol de qualquer gás, considerando seu comportamento ideal, é de 22,4 litros.

Volume molar é o volume ocupado por um mol de gás ideal, que nas CNTP é de 22,4 litros.

Vejamos como podemos calcular o volume, medido nas CNTP, de um balão que contém 220g de gás carbônico.

Vamos inicialmente calcular o número total de mols contido no balão:

1 mol de CO₂ = 44g (1x12 + 2x16 = 44),

x mol = 220g

x = 220 x 1

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CEDERJ 49

Como o volume não depende do tipo de substância, mas apenas da quantidade de matéria, podemos relacionar diretamente:

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 1023_{unidades – MA ou}

MM em gramas – 22,4 L nas CNTP

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 ATIVIDADE 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.

AULA

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50 CEDERJ

1. Quando bebemos água, normalmente a tomamos na forma de goles. Sabe-se que 1 gole de água ocupa em média o volume de 18 cm3_{, e que a densidade da água}

é de 1g/cm3_{. Qual é o número de moléculas de água ingeridas em cada gole?}

____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 2. O carbonato de sódio, Na₂CO₃, é um produto industrial muito importante e usado na manufatura do vidro. Quantos mols de Na₂CO₃ existem em 132 gramas de carbonato de sódio? ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ µ µ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ 4. Um extintor de incêndio contém cerca de 4,4 kg de gás carbônico. Determine o volume de gás liberado na atmosfera, a 0o_{C de 1 atm:}

____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________