RONILSON FREITAS DE SOUZA. Material didático: estudo experimental sobre energia e processos dinâmicos das reações químicas

Universidade do Estado do Pará

Centro de Ciências Sociais e Educação - CCSE

RONILSON FREITAS DE SOUZA

Material didático: estudo experimental sobre energia e processos

dinâmicos das reações químicas

Belém-Pará

2017

RONILSON FREITAS DE SOUZA

Material didático: estudo experimental sobre energia e processos

dinâmicos das reações químicas

1ª Edição

Belém-Pará

Edição do Autor

Catalogação na Publicação

Química, Ensino de Química e Meio Ambiente

S719m Souza, Ronilson Freitas de

Material didático: estudo experimental sobre energia e processos dinâmicos das reações químicas / Ronilson Freitas de Souza.– 1. ed.– Belém, PA: Ronilson Freitas de Souza, 2017.

56 f. : il. color.

Produto de Pesquisa em Ensino de Química-Projeto FAPESPA ISBN 978-65-901198-0-3

1. Química. 2. Ensino de Ciências. 3. Ensino de Química. I. Título.

Universidade do Estado do Pará

Juarez Antonio Simões Quaresma Vice-Reitor

Rubens Cardoso da Silva Pró-Reitoria de Graduação

Ana da Conceição Oliveira

Pró-Reitoria de Pesquisa e Pós-Graduação Hebe Morganne Campos Ribeiro

Pró-Reitoria de Extensão Mariane Cordeiro Alves Franco

Pró-Reitoria de Gestão Carlos José Capela Bispo

Diretor do Centro de Ciências Sociais e Educação Anderson Madson Oliveira Maia

Vice- Diretor

Jairo de Jesus Nascimento da Silva Coordenadora Geral do PARFOR-UEPA

Kátia Maria dos Santos Melo

Coordenador Adjunto do Parfor

Antônio Sérgio Silva de Carvalho

Coordenadora do Curso de Ciências Naturais João Paulo Rocha dos Passos

Assessoria Pedagógica Fátima Maria dos Santos

SUMÁRIO

UNIDADE I: DETERMINAÇÃO DE CALOR DE REAÇÃO... 7

1.1. CALOR DE REAÇÃO... 7

1.2. ESTADO PADRÃO... 8

1.3. ENTALPIA PADRÃO DE REAÇÃO (ΔH°R)... 8

1.4. ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO (ΔH°F)... 9

1.5. EXPERIMENTO: ESTUDANDO O CALOR DE UMA REAÇÃO... 9

1.6. ATIVIDADE PROPOSTA: FATORES QUE PODEM INTERFERIR NA VARIAÇÃO DE TEMPERATURA DAS REAÇÕES... 11 UNIDADE II: DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE TÉRMICA DO CALORÍMETRO... 13

UNIDADE III: LEI DE HESS... 14

3.1. VARIAÇÃO DA ENTALPIA PADRÃO DE REAÇÃO COM A TEMPERATURA... 15

3.2. EXPERIMENTO: CALOR DE REAÇÃO E LEI DE HESS... 18

3.3. ATIVIDADE PROPOSTA: CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO DE LEI DE HESS... 20

UNIDADE IV: ESTUDANDO OS FENÔMENOS ELETROQUÍMICOS DA CORROSÃO... 21

4.1. EXPERIMENTO: ESTUDANDO AS REAÇÕES ENTRE METAIS E ÁCIDOS... 22

4.2. EXPERIMENTO: ESTUDANDO A CORROSÃO EM PARES GALVÂNICOS... 24

4.3. ATIVIDADE PROPOSTA: COMPROVAÇÃO DA CORROSÃO EM PARES GALVÂNICOS... 25

UNIDADE V: CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA DE SOLUÇÕES AQUOSAS... 26

5.1. EXPERIMENTO... 26

5.2. ATIVIDADE PROPOSTA: FATORES QUE INFLUEM NA CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA DE SUBSTÂNCIAS IÔNICAS EM UMA SOLUÇÃO AQUOSA... 29

UNIDADE VI: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO... 31

6.1. REAÇÕES ESPONTÂNEAS E A CÉLULA GALVÂNICA... 31

6.2. DIAGRAMAS DE CÉLULA ... 35

6.3. ELETRODOS NAS CÉLULAS GALVÂNICAS... 36

6.4. TENSÃO DE CÉLULA E ESPONTANEIDADE... 36

UNIDADE VII: DETERMINAÇÃO DO POTENCIAL PADRÃO DE UMA CÉLULA ELETROQUÍMICA... 38

7.1. EXPERIMENTO... 38

UNIDADE VIII: AVALIAÇÃO DO PRINCIPIO DE LE CHATELIER... 39

8.1. EXPERIMENTO: EFEITO DA CONCENTRAÇÃO-EQUILÍBRIO DE HIDRÓLISE DO ÍON BICARBONATO... 39

8.2. EXPERIMENTO: EFEITO DO ÍON COMUM-EQUILÍBRIO DE IONIZAÇÃO DA AMÔNIA... 41

UNIDADE IX: CINÉTICA QUÍMICA... 42

9.1. AS VELOCIDADES DAS REAÇÕES QUÍMICAS E OS CATALISADORES... 42

9.2. ATIVIDADE PROPOSTA: A INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA LIBERAÇÃO DE OXIGÊNIO... 44

9.3. EXPERIMENTO: DETERMINAÇÃO DE ORDEM DA REAÇÃO... 46

9.4. EXPERIMENTO: LEI DE ARRHENIUS... 49

9.5. EXPERIMENTO: ESTUDO DA CINÉTICA DA HIDRÓLISE ÁCIDA DO ACETATO DE ETILA... 52

APRESENTAÇÃO

Prezado aluno (a),

Este material textual de apoio foi preparado com base nos autores Robaina (2001), Miranda-Pinto; Souza (2006), Russel (1992), além de outros autores com o objetivo aumentar os seus conhecimentos sobre energia e processos dinâmicos das reações químicas.

Este material didático está dividido em nove unidades para melhor compreensão dos temas abordados: Na primeira unidade será estudado que fatores podem interferir na variação de temperatura das reações e como medir o calor de uma reação; na segunda unidade será discutida a determinação da capacidade térmica do calorímetro; na terceira unidade será estudada a lei que permiti o cálculo das entalpias de reação em situações nas quais a determinação calorimétrica seria difícil ou impossível (Lei de Hess); a quarta unidade abordará os fenômenos eletroquímicos da corrosão; na quinta unidade se propõe ao estudo da condutividade elétrica em diversas soluções; na sexta unidade serão estudadas reações de oxidação e redução; na sétima unidade será discutida determinação do potencial padrão de uma célula eletroquímica; na oitava unidade avaliação do principio de Le Chatelier e na nona unidade será estudado como calcular a velocidade das reações químicas, bem como a determinação de ordem da reação e determinar a energia de ativação de uma reação química iônica em meio aquoso.

PLANO DE ENSINO

I – IDENTIFICAÇÃO

Tema: Estudo experimental sobre energia e processos dinâmicos das reações químicas Professor: Ronilson Freitas de Souza e outros

Semestre: Período: Turma: Química

II- EMENTA: Determinação de calor de reação; Determinação da capacidade térmica do calorímetro; Lei de Hess; Estudando os fenômenos eletroquímicos da corrosão; Condutibilidade elétrica de soluções aquosas; Reações de oxidação e redução; Determinação do potencial padrão de uma célula eletroquímica; Avaliação do principio de Le

Chatelier; Fatores determinantes da velocidade da reação; Determinação de ordem da

reação, Lei de Arrhenius.

III- OBJETIVO: Assimilar os conhecimentos sobre energia e processos dinâmicos das reações químicas através de prática experimental para um melhor desempenho profissional. IV – CONTEÚDOS

UNIDADE I: DETERMINAÇÃO DE CALOR DE REAÇÃO

UNIDADE II: DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE TÉRMICA DO CALORÍMETRO UNIDADE III: LEI DE HESS

UNIDADE IV: ESTUDANDO OS FENÔMENOS ELETROQUÍMICOS DA CORROSÃO UNIDADE V: CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA DE SOLUÇÕES AQUOSAS

UNIDADE VI: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

UNIDADE VII: DETERMINAÇÃO DO POTENCIAL PADRÃO DE UMA CÉLULA ELETROQUÍMICA

UNIDADE VIII: AVALIAÇÃO DO PRINCIPIO DE LE CHATELIER UNIDADE IX: CINÉTICA QUÍMICA

V- METODOLOGIA: A disciplina será desenvolvida levando-se em consideração os conteúdos ministrados em sala de aula seguidos de práticas experimentais, bem como a realização de atividades propostas de investigação científica.

VI- RECURSOS: Textos impressos, Data Show, Notebook, Equipamentos, Reagentes e vidrarias.

VII – AVALIAÇÃO

O professor pode avaliar seus alunos através dos seguintes itens: - Observação do aluno durante o experimento.

- Relatório, descrevendo o que foi realizado na prática.

- Auto avaliação feita pelos alunos, podendo esta ser realizada oralmente ou por escrito. VIII-BIBLIOGRAFIA

1-Miranda-Pinto, C. O. B.; Souza, E. Manual de trabalhos práticos de físico-química. Editota UFMG, Belo Horizonte, 2006.

2-Robaina, J. V. l.; Unidades Experimentais de Química-Cotidiano físico químico-Vol. 2, Editora ULBRA, Canoas, 2001.

UNIDADE I: DETERMINAÇÃO DE CALOR DE REAÇÃO

Diariamente, podemos observar que as reações químicas causam variações de energia ou vice-versa.

É interessante notar que nossa própria vida depende de transformações energéticas. De fato, os alimentos que ingerimos são “queimados” em nosso organismo, resultando daí o calor de nosso corpo, nosso movimento e, enfim, todas as nossas manifestações em vida.

O calor é, sem dúvida, a forma mais freqüente das variações de energia que decorrem das reações químicas. Notamos que:

 Na queima de carvão nós jogamos fora os produtos químicos da reação (CO e CO2) e aproveitamos apenas o calor.

 A vela foi inventada para produzir luz, mas produz também calor.

Enfim, toda vez que transformamos uma forma de energia em outra, a natureza nos cobra “juros” que são representados por certa quantidade de calor.

Durante uma reação química ocorre variação de temperatura. Assim, essa reação pode ser classificada como exotérmica ou endotérmica em função do sentido do escoamento de calor.

 Exotérmica

Quando o sistema aquece durante a reação química, é necessário escoar calor para as vizinhanças a fim de restaurar a sua temperatura inicial.

Ex:

 Endotérmica

Quando o sistema resfria durante uma reação química, é necessário escoar calor a partir das vizinhanças a fim de restaurar a sua temperatura inicial.

Ex:

1.1. CALOR DE REAÇÃO

É o calor trocado com as vizinhanças durante uma reação química em condições de igualdade de pressão e temperatura quando todas as espécies químicas (reagentes e produtos) envolvidas apresentam as mesmas condições de pressão e temperatura.

É medido em função da variação de temperatura apresentada por um calorímetro de capacidade calorífica conhecida.

Calorímetro: é um aparelho cuja função é isolar o sistema das suas vizinhanças a fim de determinar com precisão as variações que ocorrem no seu interior.

Como qualquer outra transferência de calor, o calor de reação depende das condições existentes durante a realização do processo.

Existem duas condições particulares que relacionam os calores de reação às variações de funções termodinâmicas:

(1ª) Pressão constante → QP = ΔH (2ª) Volume constante → QV = ΔE

1.2. ESTADO PADRÃO

É o estado mais estável do elemento, sob pressão igual a 1 atm e temperatura igual a 25 °C. A fim de se possam comparar os calores de reação de diferentes reações químicas, foram necessários estabelecer arbitrariamente um estado padrão de referência.

1.3. ENTALPIA PADRÃO DE REAÇÃO (ΔH°R)

É a diferença de entalpia entre produtos e reagentes por unidade de reação. Considerando os produtos e os reagentes em condições padronizadas (estado padrão de referência).

As entalpias absolutas (H) das substâncias são desconhecidas, mas sendo ΔHºr. uma diferença, elas podem ser substituídas pelas entalpias relativas (entalpias padrão de formação → ΔH°f), desde que sejam consideradas nulas as entalpias dos elementos puros nos seus estados padrão de referência (T = 25 °C e P = 1 atm).

1.4. ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO (ΔH°F)

É a diferença entre a entalpia do composto e dos elementos puros que o constituem em condições de estado padrão de referência (P = 1 atm e T = 25 °C).

Ex:

Condições: P = 1 atm e T = 25 °C.

ΔH°r =?

Quanto aos calores de formação (ΔH°f) deve-se observar que:

 Em algumas reações é muito difícil determinar os calores de formação (entalpias de formação) diretamente no calorímetro. Ex: óxidos.

 Em situações nas quais os compostos são formados muito lentamente, além de gerar um grande número de produtos intermediários, o calor de formação é determinado indiretamente com o auxílio da Lei de Hess.

1.5. EXPERIMENTO: ESTUDANDO O CALOR DE UMA REAÇÃO

Habilidades

- Construir: os alunos deverão construir equipamentos (montagem do calorímetro). - Analisar dados: procurando relações entre os resultados do experimento.

Questão para discussão inicial

- Que fatores podem interferir na variação de temperatura das reações? - Como medir o calor de uma reação?

Material

- Separação do material para montagem do calorímetro:

- Uma garrafa de plástico de aproximadamente 250 mL (pode ser de mamadeira); - Cordão, algodão, Uma rolha;

- Um funil de aproximadamente 5 cm; - Um termômetro de álcool comum; - Um agitador (arame de inox enrolado). - Solução de HCl 1 mol/L;

- Solução de NaOH 4 mol/L;

- Garrafa de plástico de aproximadamente 250 mL (podem ser mamadeiras); - Rolo de cordão;

- 1 pacote de algodão por grupo; - Rolhas (podem ser de isopor); - Funil analítico 5 cm;

- Termômetro de álcool comum; - Arame de inox;

- Provetas (também aqui pode ser utilizadas mamadeiras).

Procedimento

1- Separar a garrafa de plástico do restante do material;

2- Enrolar externamente toda garrafa com 2 camadas de algodão fixando-as através de cordão;

3- Colocar uma rolha na garrafa (pode ser uma de isopor);

4- Acrescentar nessa tampa um furo para o termômetro, um para o funil e um para o agitador, segundo o desenho;

5- Dividir os alunos em grupos;

6- Colocar, através do funil, 150 mL de ácido clorídrico 1 mol/L no calorímetro caseiro. Agitar e ler a temperatura:

T1 = _________

- Adicionar com o auxílio do funil, 50 mL de hidróxido de sódio 4 mol/L no calorímetro caseiro. Sempre agitando, ler a temperatura final:

T2 = _________

- Calcular ∆t (variação de temperatura): ∆t = T2 - T1 = _________

Questões para análise

- Que tipo de variação de temperatura foi observado? - Que tipo de reação indica esta variação?

- O que provocou a variação de temperatura?

Recomendações

- Os alunos deverão ser comunicados que é preciso ter cuidado ao trabalhar com ácido e base, pois são corrosivos.

1.6. ATIVIDADE PROPOSTA: FATORES QUE PODEM INTERFERIR NA VARIAÇÃO DE TEMPERATURA DAS REAÇÕES

Muitos fatores podem fazer variar a temperatura das reações, como: a concentração dos reagentes, o volume dos reagentes, a pressão na qual é realizada a reação, etc.

Habilidades

Elaborar: os alunos deverão elaborar hipótese propondo alternativas de solução para o problema.

Roteiro

a) Apresentação do problema:

- relembrar a atividade anterior, destacando o princípio descoberto. b) Acompanhamento do professor:

- Verificar se o problema está claro a todos os alunos;

- Solicitar aos alunos que apresentem algumas possíveis soluções ao problema proposto (levantamento de variáveis);

- Registrar no quadro de giz, as possíveis variáveis que vão sendo apresentadas pelos alunos;

- No caso de surgir dificuldades neste trabalho, fazer algumas perguntas ao grupo no sentido de auxiliar os alunos a pensar em soluções, sem no entanto fornecer variáveis; - Distribuir uma variável para cada grupo;

- Solicitar que redijam o problema e as hipóteses correspondentes às variáveis escolhidas pelo grupo;

- Permitir que cada grupo planeje e colete os dados para o teste de suas hipóteses, tendo o cuidado de isolar as demais variáveis;

- Solicitar o planejamento por escrito;

c) Orientação para o preparo do relatório:

- Decidir com os alunos sobre o tipo de relatório que deverão apresentar. d) Organização do fechamento:

- Cada grupo deverá apresentar seus resultados e estabelecer uma discussão no sentido de verificar criticamente os resultados e conclusões a que cada grupo chegou no trabalho.

Previsão de hipóteses

- Concentração dos reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes maior será a variação de temperatura.

- Volume dos reagentes: se variarmos o volume de ambos reagentes em proporções iguais, a variação de temperatura não sofrerá alteração. Porém, se apenas um reagente tiver mudança de volume, a variação de temperatura será alterada.

- Pressão da reação: se a reação for realizada a pressão constante, não haverá interferência na variação de temperatura, porém, se não for realizada a pressão constante, a variação de temperatura será alterada.

- Agitação da garrafa: não irá interferir na variação da temperatura, somente aumentará a velocidade da reação.

- Contaminação dos reagentes: se houver contaminação em algum dos reagentes a variação de temperatura sofrerá influência maior ou menor conforme o tipo de contaminação.

Outras hipóteses poderão ser apresentadas pelos alunos. Havendo condições e interesse por parte dos mesmos, poderão ser testadas.

Material

- Solução de ácido clorídrico em diferentes concentrações; - Solução de hidróxido de sódio em diferentes concentrações; - Calorímetro caseiro;

- Provetas (podem ser mamadeiras);

- Outras soluções de ácidos e bases para serem usadas como contaminantes.

Notas

- Não há necessidade de testar todas as hipóteses. Procurar testar as mais importantes ou aquelas pelas quais os alunos demostraram mais interesse e curiosidade.

- Havendo interesse, algumas destas hipóteses podem originar projetos que os alunos poderão realizar aula ou como atividade extra classe.

Resumo de conhecimento

Baseado nas atividades dos itens 1.6 e 1.7 realizados anteriormente pode-se fazer um resumo dos conhecimentos adquiridos ao longo desta unidade. Para isso, colocam-se algumas questões cujas respostas os alunos poderão buscar nos resultados das atividades, ou pesquisando em livros, enciclopédia, revistas, na internet, etc.

Sugestões para avaliação

O professor pode avaliar seus alunos através dos seguintes itens: - Observação do aluno durante o experimento.

- Relatório, descrevendo o que foi realizado na prática.

- Auto avaliação feita pelos alunos, podendo esta ser realizada oralmente ou por escrito.

UNIDADE II: DETERMINAÇÃO DA CAPACIDADE TÉRMICA DO CALORÍMETRO

Objetivos

Determinar a capacidade térmica do calorímetro;

Material

Calorímetro, termômetro, Becker, água, aquecedor e balança;

Procedimento:

1) Coloque uma quantidade de água à temperatura ambiente num beker e anote a temperatura Tinicial dessa água na tabela abaixo;

2) Coloque outra quantidade de água a uma determinada temperatura inicial (~50 0_{C) no} calorímetro e aguarde até que a temperatura se estabilize, agitando levemente a água de vez em quando. Registre a temperatura em intervalos de um minuto durante 5 minutos; 3) Adicione a água guardada no becker à água do calorímetro, tendo o cuidado de agir com rapidez sem, contudo, derramar. Agite a mistura, e aguarde até a temperatura estabilizar. Novamente registre a temperatura de minuto em minuto. Anote a temperatura de equilíbrio na tabela.

m (g) Tinicial (o_{C) Tequilíbrio (}o_C) Água fria

4) A quantidade de calor trocado entre corpos de um sistema, termicamente isolado, é medido pela calorimetria com o auxílio de calorímetros. Esta garrafinha, portanto, pode ser considerado um calorímetro. Se os corpos formarem um sistema termicamente isolado, a quantidade de calor perdida por um deles é igual à quantidade de calor ganha pelo outro. Assim,

qganho = Qperdido

Qcalorímetro + Qágua fria = Qágua quente C T + m c T = m c T

Desta maneira, substitua os valores na equação e calcule a capacidade térmica do calorímetro.

Obs.: Numa discussão de prováveis fontes de erro desta experiência, devemos levar em consideração que a capacidade térmica do termômetro não é desprezível!

UNIDADE III: LEI DE HESS

Muitas reações químicas absorvem ou liberam calor e, este calor absorvido, ou liberado, é energia que passa a ser armazenada sob forma de energia calórica. Quando falamos que absorve calor, dizemos que a reação é endotérmica. Quando libera calor, dizemos que a reação é exotérmica.

Lei da soma constante dos calores de reação.

“O calor desprendido numa reação química não depende das etapas em que ela se efetua e é igual à soma algébrica dos calores (entalpias) das diversas etapas”.

É uma consequência da 1ª Lei da Termodinâmica apesar de ter sido estabelecida antes. Como a entalpia (calor) é uma função de estado, ela independe do caminho (etapas), apenas dos estados iniciais (reagentes) e dos finais (produtos).

Se considerarmos os reagentes: aA + bB, sendo convertidos diretamente nos produtos: cC + dD ou indiretamente, através dos intermediários xX + yY.

A grande utilidade prática da Lei de Hess é permitir o cálculo das entalpias de reação em situações nas quais a determinação calorimétrica seria difícil ou impossível.

3.1. VARIAÇÃO DA ENTALPIA PADRÃO DE REAÇÃO COM A TEMPERATURA

Conhecendo-se o valor de ΔH°r em uma dada temperatura (T = 25 °C), é possível calcular o ΔHºr em qualquer outra temperatura caso se conheça as capacidades caloríficas de todas as substâncias envolvidas na reação.

De modo geral:

Para encontrar a relação entre entalpia de reação e temperatura, deriva-se a entalpia de reação relativamente à temperatura mantendo-se a pressão constante.

Como a entalpia padrão de reação é função apenas da temperatura, as derivadas são comuns e não parciais.

Considerações sobre o intervalo T-T0:

 Se pequeno, as capacidades caloríficas padrão (C°p) de todas as substâncias podem ser consideradas constantes.

 Se muito grande, as capacidades caloríficas padrão precisam ser tomadas em função da temperatura.

Para muitas funções, Cp assume a forma de potências crescentes em T:

A, B, C, D são constantes.

Portanto, algumas vezes, apesar dos cálculos serem fáceis, é mais conveniente usar as capacidades caloríficas médias: <Cp>, tomando por base a temperatura de 25°C (298,15 K).

Ex:

Determinar ΔH°, a temperatura de 85 °C (385 K) para a reação abaixo:

3.2. EXPERIMENTO: CALOR DE REAÇÃO E LEI DE HESS

Variação da entalpia que acompanha as reações químicas.

Habilidades

Calcular: os alunos deverão fazer diversos tipos de cálculos a partir dos dados coletados.

Questão para discussão

Qual será o calor da reação que acompanha o HCl 0,25 mol/L e o NaOH em reação?

Material - Erlenmeyer 250 mL; - Proveta 100 mL; - Bastão de vidro; - Termômetro; - Frasco lavador; - Vidro de relógio; - Solução de HCl 0,25 mol/L; - Solução de NaOH. Procedimento

- Determinar, pesando, a massa de um erlenmeyer limpo e seco, de capacidade de 250 mL;

- Adicionar a este 100 mL de HCl 0,25 mol/L. Agitar a fim de uniformizar a temperatura, do sistema e anotar na tabela 1 o valor da temperatura (temperatura inicial);

- Adicionar, ao erlenmeyer, a massa de NaOH pesada, agitando sempre;

- Com auxílio de um termômetro observe a elevação da temperatura, registrando na tabela 1, o valor máximo atingido.

Tabela 1: Coleta de dados

Temperatura Inicial Temperatura Final Variação da Temperatura

Questões para análise

- Que tipo de reação é, endotérmica ou exotérmica?

- Se fosse uma reação de condensação da água seria endotérmica ou exotérmica?

Observações

- O calor específico da água é igual a 1 cal/gºC; - O calor específico do vidro é igual a 0,22 cal/gºC.

3.3. ATIVIDADE PROPOSTA: CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO DE LEI DE HESS

Numa determinação de calor de neutralização a Lei de Hess também se manifestará.

Habilidade

Calcular: os alunos deverão fazer diversos tipos de cálculos a partir de dados coletados.

∆H = H produtos – H reagentes Problema

Que fatores podem influir na variação da entalpia, de reações de neutralização?

Roteiro

a) Apresentar o problema:

- Recordar com os alunos a atividade realizada na redescoberta; - Propor o problema, anotando as hipóteses sugeridas pelos alunos. b) Debate final:

- O professor poderá promover um debate com a participação de todos os alunos, apresentando as conclusões do trabalho feito. Após, o professor poderá solicitar que os alunos façam a sua auto avaliação.

A auto avaliação poderá ser feita oralmente, ou por escrito no próprio relatório do trabalho.

Previsão de hipóteses

- A agitação feita no sistema: Quanto mais uniforme estiver a temperatura do sistema menor o erro para o cálculo da variação da entalpia.

- Impurezas no Erlenmeyer: Quanto mais limpo o Erlenmeyer, menor o erro para o cálculo da variação de entalpia.

- Erro de observação: Se erramos na observação das temperaturas no termômetro, os cálculos da variação da entalpia ficarão errados.

- Tempo de observação: Se demorarmos em fazermos a observação do termômetro, a tendência da medição é aproximar-se da temperatura ambiente, ocasionando erro nos cálculos. Material - Erlenmeyer 250 mL; - Proveta 100 mL; - Bastão de vidro; - Termômetro; - Frasco lavador; - Vidro de relógio; - Solução de HCl 0,25 mol/L; - Solução de NaOH 0,50 mol/L.

Resumo de conhecimentos

Baseados nas atividades dos itens 3.2 e 3.3 realizados anteriormente, vamos fazer um resumo dos acontecimentos adquiridos ao longo desta unidade. Para isso, colocam-se algumas questões cujas respostas o aluno poderá buscar nos resultados das atividades, ou pesquisando em livros, enciclopédia, revistas, na internet, etc.

Questões

- Numa reação endotérmica, a entalpia dos produtos é: a) menor que a dos reagentes.

b) maior que a dos reagentes. c) igual à dos reagentes. d) depende da reação.

- Numa reação exotérmica, a entalpia dos produtos é: a) menor que a dos reagentes.

b) maior que a dos reagentes. c) igual à dos reagentes. d) depende da reação.

- A reação da evaporação da água, é um fenômeno: a) endotérmico? Justifique.

b) exotérmico? Justifique.

- São processos endotérmicos e exotérmicos, respectivamente, as mudanças de estado: a) fusão e ebulição b) solidificação e liquefação c) condensação e sublimação d) sublimação e fusão e) vaporização e solidificação.

Sugestões para avaliação

A avaliação dos alunos poderá ser feita em duas etapas: - Observação do aluno durante o experimento;

- Através do relatório, que deverá ser entregue na aula seguinte ao experimento.

UNIDADE IV: ESTUDANDO OS FENÔMENOS ELETROQUÍMICOS DA CORROSÃO

A eletroquímica é o estudo das relações existentes entre os fenômenos elétricos e as reações químicas.

Esta unidade se propõe a estudar o fenômeno eletroquímico da corrosão. A corrosão é deterioração de um material, geralmente metálico, por ação química ou eletroquímica do meio, aliado ou não aos esforços mecânicos.

- O que ocorre em uma reação entre ácido sulfúrico e ferro? E se utilizarmos ácido sulfúrico diluído, o que ocorre?

- Misturando-se zinco e ácido clorídrico diluído o que ocorre? E se o ácido for concentrado? - O que ocorre na mistura de alumínio e hidróxido de sódio diluído? E se utilizarmos hidróxido

- O que ocorre na reação do chumbo e do ácido sulfúrico diluído? E se utilizarmos o ácido sulfúrico concentrado?

- O que ocorre quando imergimos uma tira de Ferro em uma solução de CuSO4 a 10%? - E quando imergimos uma tira de cobre em uma solução de FeSO4 a 20%?

Esta unidade tentará responder a estas e a outras questões que porventura surgirem durante a sua execução.

4.1. EXPERIMENTO: ESTUDANDO AS REAÇÕES ENTRE METAIS E ÁCIDOS

Algumas reações entre metais e ácidos ocorrem e outras não, comprovando o fenômeno de corrosão.

Habilidades

- Preparar soluções: os alunos deverão preparar as soluções que serão utilizadas nesta unidade.

- Realizar reações de oxidação-redução: os alunos deverão realizar as reações de oxi-redução desta unidade.

- Saber interpretar resultados: os alunos deverão interpretar e analisar os resultados deste experimento.

Questões para discussão

- Um banho de anodização (H2SO4 a 30%) você armazenaria em um tanque revestido com chapas de:

1) Ferro 2) Alumínio 3) Aço

- Um banho de desengraxe (NaOH a 10%) você armazenaria em um tanque de: 1) Ferro 2) Alumínio 3) Aço

Material

1) Oito tubos de ensaio;

2) Reagentes P.A.: HCl, H2SO4, NaOH, CuSO4 e FeSO4; 3) limalhas de Fe, Cu, Al e Pb;

4) Pipetas e provetas; 5) Balão volumétrico; 6) Copos de béquer; 7) Bastão de vidro.

Procedimento

- Solicitar aos alunos que formem grupos de no máximo três alunos.

- Distribuir para os grupos limalhas, de ferro, cobre, chumbo, alumínio. Reagentes P.A.: HCl, H2SO4, NaOH, CuSO4 e FeSO4.

- Solicitar aos alunos que preparem frascos contendo soluções diluídas a 10% de HCl, H2SO4, NaOH e CuSO4.

- Preparar 8 tubos de ensaio.

 Ao primeiro tubo adicionar 5 mL de H2SO4 concentrado e 1 limalha de ferro. Observar e equacionar.

 Ao segundo tudo adicionar 5 mL de H2SO4 diluído e uma limalha de ferro. Observar e equacionar.

 Ao terceiro tubo adicionar 5 mL de NaOH concentrado e uma limalha de ferro. Observar e equacionar.

 Ao quarto tubo adicionar 5 mL de NaOH diluído e uma limalha de ferro. Observar e equacionar.

 Ao quinto tudo adicionar 5 mL de H2SO4 concentrado e chumbo. Observar e equacionar.

 Ao sexto tudo adicionar 5 mL de H2SO4 diluído e chumbo. Observar e equacionar.

 Ao sétimo tudo adicionar 5 mL de HCl concentrado e zinco. Observar e equacionar.

 Ao oitavo tudo adicionar 5 mL de HCl diluído e zinco. Observar e equacionar. -Após realizados os experimentos preencher a tabela a seguir:

Tabela 2: Reações de diferentes metais com ácidos e bases fortes.

Reage Não reage Equação química Observações H2SO4con+ Fe H2SO4dil+ Fe NaOHcon+ Al NaOHdil+ Al H2SO4con+ Pb H2SO4dil+ Pb HCl com + Zn HCldil+ Zn

4.2. EXPERIMENTO: ESTUDANDO A CORROSÃO EM PARES GALVÂNICOS

Os metais se comportam diferentemente quando em contato com outros metais mais nobres ou menos nobres.

Habilidades

- Observar com atenção o experimento; - Realizar reações químicas;

- Interpretar dados.

Questões para discussão

- Por que uma película de cobre sobre o ferro acelera a corrosão do mesmo? Material

- 250 mL NaCl a 3%; - 3 g de ágar-ágar;

- Ferracianeto de potássio 0,1 mol/L; - Fenolftaleína a 1% m/v; - 4 pregos; - 2 placas de Petry; - Copos de béquer; - Bastão de vidro; - Fonte de aquecimento. Procedimentos

- Solicitar aos alunos que se reúnam ao mesmo grupo de trabalho da atividade anterior e proceder conforme a seguinte técnica:

- Preparar 250 mL de ágar-ágar.

a) Aquecer até quase a ebulição 250 mL de NaCl a 3% e adicionar 3 g de ágar-ágar, mexer até que se disperse.

b) Ao gel adicionar 2 mL de ferracianeto de potássio 0,1 mol/L e 20 gotas de fenolftaleína a 1%, agitar.

- Preparar 4 pregos bem limpos.

- Colocar a solução de ágar-ágar na placa de Petry, previamente resfriado, até que os pregos estejam encobertos.

- Observar durante algum tempo e colocar as placas em armário. Observar as placas diariamente durante 4 dias. Anotar as observações e realizar as equações químicas.

4.3. ATIVIDADE PROPOSTA: COMPROVAÇÃO DA CORROSÃO EM PARES GALVÂNICOS

Alguns materiais sofrem corrosão quando em contato com outros tipos de materiais mais nobres.

Habilidades

Interpretar os resultados obtidos nas redescobertas.

Problema

- Por que uma película de Mg ou Zn sobre o ferro protege o mesmo da corrosão? - Por que uma película de Al não protege o ferro por muito tempo?

Roteiro

- Recordar com os alunos as atividades realizadas nas redescobertas.

- Pedir para que cada aluno responda às questões-problema, com suas palavras e entregue ao professor, dando assim incentivo para que os alunos pensem e elaborem suas próprias conclusões.

- Debater em grupo os resultados obtidos nas redescobertas e explicar os fenômenos necessários.

Previsão de hipótese

Tamanho da película protetora formada: uma película de proteção com espessura maior ou menor protege o metal de forma diferente.

Tempo para formação da película protetora: quanto maior o tempo necessário para a formação da película protetora, mais eficiente esta será.

Uniformidade da película protetora: quanto maior a uniformidade da película protetora formada, mais eficiente esta será.

Previsão de material - Copos de béquer; - Bastão de vidro; - Diferentes metais; - NaCl a 3%; - Agar-ágar;

- Ferracianeto de potássio 0,1 mol/L; - Fenolftaleína a 1%;

Resumo de conhecimento

Propor algumas questões a serem respondidas pelos alunos, tendo como base a explicação do professor, as atividades realizadas nas redescobertas e alguns livros de corrosão, se necessário.

- É possível remover revestimentos de Cu sobre peças de aço com HCl? - É possível desoxidar peças de aço com HCl?

- É possível desoxidar peças de cobre com HCl? - Para preparar sabão você escolheria:

a- uma panela de alumínio; b- um tacho de cobre; c- uma panela de ferro.

- Qual a influência da concentração de eletrólito no fenômeno da corrosão? - O que é ânodo de sacrifício?

- Por que a corrosão do prego C foi mais intensa na cabeça e nas pontas? - O que é película protetora?

- Explique o fenômeno da corrosão em pares galvânicos.

Sugestões de avaliação

O professor pode avaliar o aluno através: - do nível de conhecimento adquirido; - participação em aula; - auto-avaliação.

UNIDADE V: CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA DE SOLUÇÕES AQUOSAS

5.1. EXPERIMENTO

Esta unidade se propõe ao estudo da condutividade elétrica em diversas soluções. Sabe-se que existem soluções que conduzem a corrente elétrica e outras que não conduzem a corrente elétrica.

Soluções que conduzem a corrente elétrica são chamadas de soluções iônicas e soluções que não conduzem a corrente elétrica são chamadas de não-iônicas.

Uma solução de açúcar conduz a corrente elétrica? E uma solução de sal? Existe relação com a estrutura atômica e com o tipo de ligação existente entre os átomos, para que os mesmos, quando em solução, conduzam a corrente elétrica?

Será que os incêndios provocados por eletricidade têm algo a ver com o que estamos estudando?

Será que uma solução de limão conduz a corrente elétrica?

Habilidade

Comparar: com o auxílio de um aparelho, os alunos vão comparar a condutibilidade elétrica de diferentes substâncias em solução aquosa.

Questão para discussão

Por que em incêndios provenientes de corrente elétrica não se utiliza extintor comum? Material - Béquer de 50 mL; - Pipetas de 50 ou 25 mL; - Lâmpada de 40 W, 25 W, etc; - Soquete de lâmpada; - Fio; - Eletrodos de grafite; - Suco de laranja; - Suco de limão; - Vinagre; - Água destilada; - Água mineral; - Solução de detergente; - Água com pó de giz; - NaCl 1 mol/L; - NaOH 1 mol/L; - HCl 1 mol/L; - Solução de bateria; - Outras soluções. Procedimento

- Colocar cada uma das soluções listadas no quadro 1, em copos de béquer ou copos comuns até a metade de sua capacidade.

- Introduzir em cada béquer os eletrodos.

- Observar a condutibilidade elétrica destas soluções, através da luz, se esta acender ou não.

- Escrever no quadro 1 “A” para acende e “NA” para não acende. - Separar em 2 grupos as soluções testadas (quadro 2).

Quadro 1: Coleta de dados

Soluções Acende a lâmpada

Suco de laranja Suco de limão Água destilada Água mineral

Solução de detergente Água com pó de giz NaCl aquoso NaOH aquoso HCl aquoso Água com açúcar

Quadro 2: Soluções testadas

Grupo A (acenderam a lâmpada) Grupo B (não acenderam a lâmpada)

Questões

a) Tentar explicar o que ocorreu com as soluções do grupo A. b) Tentar explicar o que ocorreu com as soluções do grupo B.

Observações e notas

- Além dessas soluções podem ser utilizadas outras quaisquer.

- Na extinção de incêndio: o CO2 não é comburente nem combustível, sendo mais denso que o ar. Se o ar apresentar 5 a 10% de CO2, ele deixa de alimentar as combustões. É por este motivo que os extintores de incêndio (vistos comumente nas paredes dos grandes estabelecimentos) contêm duas soluções: uma de ácido sulfúrico e outra de bicarbonato de sódio. Quando invertemos o extintor, as soluções entram em contato e, como resultado da reação sai um jato espumoso de gás carbônico e solução.

2NaHCO3 + H2SO4 → Na2SO4 +2CO2 +2H2O

A solução resfria o combustível e o gás carbônico, acumulando-se o combustível, anula a ação comburente do ar (forma-se um manto de gás carbônico).

5.2. ATIVIDADE PROPOSTA: FATORES QUE INFLUEM NA CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA DE SUBSTÂNCIAS IÔNICAS EM UMA SOLUÇÃO AQUOSA.

Em uma solução aquosa, aumentando ou diminuindo a concentração, varia a intensidade luminosa da lâmpada.

Habilidade

Formular hipótese; os alunos deverão formular hipóteses a partir do problema proposto pelo professor.

Problema

Que fatores podem facilitar ou dificultar a passagem de corrente elétrica em soluções aquosas?

Roteiro

- Apresentação do problema:

-Recordar com os alunos a atividade realizada na redescoberta.

- Propor o problema, anotando no quadro as hipóteses sugeridas pelos alunos.

- Debate final: o professor poderá promover um debate com a participação de todos os alunos, apresentando as conclusões do trabalho feito. Após, o professor poderá solicitar que os alunos façam a sua auto-avaliação, esta poderá ser feita oralmente ou por escrito no próprio relatório do trabalho.

Previsão de hipóteses

- Potência das lâmpadas: quanto maior a potência das lâmpadas, maior a intensidade luminosa da lâmpada.

- Aquecimento da solução: aquecendo a solução, aumenta a intensidade luminosa da lâmpada.

- Concentração da solução: quanto mais concentrada for à solução, maior a condutibilidade elétrica da solução.

- Distância dos fios mergulhados na solução: quanto mais afastado um fio do outro, menor é a condutibilidade elétrica da solução.

- Espessura do fio: quanto maior a espessura do fio, maior é a intensidade luminosa da lâmpada.

Material

- Lâmpadas de várias potências; - Lâmpadas transparentes e leitosas;

- Aparelho para medir a condutibilidade elétrica; - Soluções;

- Soluções com diferentes concentrações; - Lamparina;

- Termômetro;

- Recipientes (vidros de conservar de boca larga); - Fios de diferentes formatos e diferentes espessuras.

Notas

- As soluções a serem testadas podem ser sugeridas pelos próprios alunos. Improvisações de materiais devem ser feitas de acordo com a realidade da escola.

- As soluções de laranja e limão devem ser preparadas poucas horas antes do experimento. Resumo de conhecimentos

Baseados nas atividades realizados anteriormente nesta unidade, vamos fazer um resumo dos conhecimentos adquirido ao longo desta unidade. Para isso, colocam-se algumas questões cujas respostas os alunos poderão buscar nos resultados das atividades, ou pesquisando em livros, enciclopédias, revistas, etc.

Questões

- Por que algumas soluções acendem a lâmpada e outras não? - Há relação entre a resistência da lâmpada e a corrente elétrica?

- Há relação entre corrente elétrica e a intensidade luminosa da lâmpada? - De que maneira podemos aumentar a intensidade luminosa de uma lâmpada?

Sugestões para avaliação

O professor pode avaliar seus alunos através dos seguintes itens:

- Observação do aluno durante o experimento: para isso, o professor poderá elaborar algumas fichas de avaliação que poderão ser preenchidas no decorrer do trabalho.

- Relatório: ao final da unidade, o professor pode solicitar um relatório e, através deste, atribuir uma nota.

- Auto-avaliação: o professor deve levar em consideração a auto-avaliação dos alunos, que poderá ser oral ou por escrito.

UNIDADE VI: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

Uma célula eletroquímica é um dispositivo que utiliza reações de óxido-redução para produzir a interconversão de energia química e elétrica. Existem dois tipos de células eletroquímicas: as células galvânicas, nas quais energia química é convertida em energia elétrica, e as células eletrolíticas, nas quais energia elétrica é convertida em energia química. Primeiro consideraremos a operação das células galvânicas.

6.1. REAÇÕES ESPONTÂNEAS E A CÉLULA GALVÂNICA

Consideremos a reação de óxido-redução simples:

Zn(s) +Cu2+_{(aq) Zn}2+_{(aq) + Cu(s)}

Que ocorre espontaneamente quando mergulhamos uma barra de zinco metálico em uma solução aquosa de sulfato de cobre (II) ou sulfato cúprico, CuSO4, como é mostrado na Figura 1 Imediatamente após a imersão notamos um depósito escuro sobre a superfície do zinco. Este depósito consiste em partículas finamente divididas de, cobre metálico e cresce formando uma camada grossa e esponjosa; ao mesmo tempo a cor azul característica da solução de CUSO4 descora gradualmente, indicando que os íons de cobre (II) hidratados, Cu(H2O)42+_{, são consumidos na reação. Além disto, o zinco metálico corrói lentamente,} provocando o destacamento do depósito de cobre metálico que acaba se depositando no fundo do recipiente.

A reação entre zinco e íons de cobre (II) é espontânea; o zinco é oxidado e os íons cúpricos são reduzidos:

Zn(s) Zn2+_{(aq) + 2e}– _(oxidação) 2e– + Cu2+_{(aq) Cu(s) (redução)}

Zn(s) + Cu2+_{(aq) Zn}2+_{(aq) + Cu(s)}

(equação completa)

Figura 1: Reação espontânea: Zn(s) + Cu2+_{(aq) Zn}2+_{(aq) + Cu(s).}

Fonte: Russell (1992)

Para esta reação, G° é igual a -212 kJ.mol–1. Este grande valor negativo indica uma forte tendência dos elétrons em se transferirem do Zn metálico para os íons de Cu2+_{, pelo} menos quando reagentes e produtos se encontram em seus estados padrões (metais puros e concentrações iônicas 1,0 mol.L–1). É importante verificar que essa tendência mostrada pela reação depende apenas da natureza, estados e concentrações dos reagentes e produtos, e não de como ocorre à reação. Em outras palavras, para a reação anterior, enquanto fornecemos condições para os elétrons se transferirem do Zn(s) ao Cu2+

(aq), esta transferência irá ocorrer. Suponhamos, por exemplo, que separemos fisicamente a barra de zinco de solução da solução de sulfato de cobre (II), como é ilustrado na Figura 2. A barra de zinco é imersa numa solução de sulfato de zinco, a barra de cobre encontra-se imersa em uma solução de sulfato cúprico e as duas encontram-se interligadas eletricamente mediante um fio. Este dispositivo forma uma célula galvânica, também conhecida como célula voltaica. As duas metades da célula são chamadas compartimentos e são separadas por um material poroso, por exemplo, uma peça de argila não vitrificada ou de porcelana. As barras de zinco e de cobre são denominadas eletrodos e fornecem a superfície na qual ocorrem as reações de oxidação e de redução. Cada eletrodo e o meio onde está imerso forma uma semipilha. O circuito elétrico que conecta os dois eletrodos fora da célula é denominado circuito externo.

Figura 2: Célula galvânica: duas versões. (a) Com separação porosa. (b) Com ponte salina

Fonte: Russell (1992)

Se os eletrodos de zinco e de cobre da Figura 2a forem ligados entre si por meio de um circuito externo, haverá um escoamento de elétrons através deste circuito, do eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre em cuja superfície serão recebidos pelos íons de Cu2+_. Estes íons são reduzidos e os átomos de cobre resultantes se depositam sobre a superfície do eletrodo de cobre, em um processo denominado eletrodeposição. O eletrodo de cobre é denominado cátodo, ou seja, é o eletrodo onde ocorre a redução. A semi-reação no cátodo é:

Nesta célula, os átomos da superfície do zinco perdem elétrons (são oxidados) e se tomam íons. À medida que os elétrons deixam o metal saindo pelo circuito externo, os íons se dissolvem na solução aquosa. O eletrodo de zinco é denominado ânodo, isto é, o eletrodo onde ocorre a oxidação. A semi-reação de oxidação é:

Comentários adicionais

Na realidade, não é necessário que o cátodo da célula galvânica mostrada na Figura 2a seja de cobre. O cátodo pode ser qualquer material inerte que conduza eletricidade, tal como platina ou grafite. Este eletrodo será de qualquer forma um eletrodo de cobre, pois uma vez iniciada a reação ele é recoberto com cobre, passando a ser um eletrodo de cobre. Da mesma foram à solução do compartimento anódico (onde a chapa de zinco se encontra imersa) não precisa conter íons zinco no início. Estes íons serão fornecidos ao iniciar a reação.

Truque para lembrar: oxidação ocorre no ânodo (ambas as palavras começam com vogal), e redução ocorre no cátodo (ambas as palavras começam com consoantes).

A separação mediante o material poroso tem por finalidade manter os íons cúpricos afastados do ânodo de zinco. Isto evita a transferência direta de elétrons do zinco para o cobre, e conseqüentemente permite o escoamento de elétrons pelo circuito externo. O material poroso também permite a migração de íons entre os dois compartimentos. (Esta migração constitui uma corrente elétrica e é necessária para completar o circuito elétrico dentro da célula).

À medida que se vai realizando a reação da célula, os íons de zinco migram afastando-se do ânodo de zinco na direção do eletrodo de cobre, à semelhança do que ocorre com os íons cúpricos. Os íons positivos são chamados cátions porque migram em direção ao cátodo. Da mesma maneira, os íons sulfato migram em direção ao ânodo e por isso são denominados ânions.

Se um voltímetro é colocado no lugar do circuito externo, como na Figura 2a, e se este voltímetro tiver uma alta resistência elétrica interna (alta resistência ao fluxo de elétrons), a passagem de elétrons pelo circuito externo essencialmente pára, acontecendo o mesmo com as semi-reações no cátodo e no ânodo. (A reação espontânea não pode ocorrer se não há circulação dos elétrons entre o ânodo e o cátodo através do circuito externo.) O voltímetro lê a diferença de potencial elétrico ou tensão, entre os dois eletrodos, usualmente expressa em volts (V). (A diferença de potencial em um circuito elétrico é de alguma forma semelhante à diferença de pressão em uma coluna de água. Um voltímetro mede a tendência dos elétrons em fluírem através de um circuito da mesma forma que um medidor depressão mede a tendência de fluxo de água. O potencial elétrico pode ser imaginado como uma “pressão de elétrons”.) Isto nos dá uma medida da tendência dos elétrons em fluírem do ânodo para o cátodo através do circuito externo e esta tendência depende por sua vez da tendência das reações anódicas e catódicas ocorrerem.

Se no lugar do voltímetro na célula da Figura 2a colocássemos uma lâmpada, as semi-reações ocorreriam havendo aquecimento do filamento até a incandescência devido à passagem dos elétrons no circuito externo. Por outro lado, se fosse colocado no circuito externo um pequeno motor elétrico, obteríamos um trabalho elétrico como resultado das semi-reações.

A Figura 2b mostra uma maneira alternativa de se construir uma pilha. Nesta versão, a divisão porosa da Figura 2a foi substituída por uma ponte salina, que consiste em um tubo em U cheio e uma solução de cloreto de potássio. Na ponte salina os íons Cl– migram em direção ao ânodo e os íons K+ _{em direção ao cátodo, à medida que a célula se descarrega.} A ponte salina preenche três funções: separa fisicamente os compartimentos eletródicos, provê a continuidade elétrica (um caminho contínuo para a migração dos ânions e dos cátions) na célula e reduz o potencial de junção líquida, uma diferença de potencial produzida quando duas soluções diferentes são postas em contato entre si. Esta diferença se origina pelo fato do ânion e do cátion migrarem através da região de contato ou junção líquida, com velocidades diferentes. Se o ânion e o cátion na ponte salina migrarem com velocidades praticamente iguais, o potencial de junção líquida é minimizado, e isto simplifica a interpretação da medida de tensão de uma pulha.

Em ambas as versões da pilha da Figura 2 as semi-reações de eletrodo e a reação da célula são as mesmas:

6.2. DIAGRAMAS DE CÉLULA

As células galvânicas são comumente representadas mediante uma notação simplificada chamada diagrama de célula. O diagrama da pilha de Daniell da Figura 2a é:

Onde cada símbolo e fórmula representa a fase em que a substância ou espécie se encontra e as linhas verticais representam interfases ou junções. A convenção geralmente seguida apresenta o ânodo na esquerda do diagrama. Isto significa que os elétrons deixam a célula para entrar no circuito externo, partindo do eletrodo que está escrito à esquerda.

Quando uma ponte salina está presente para minimizar o potencial de junção líquida, como na Figura 2b, escreve-se uma linha dupla vertical para dizer que a junção foi eliminada (na medida do possível):

Um diagrama de célula é muitas vezes escrito para mostrar a fórmula completa do soluto em cada compartimento da célula. Para a pilha de Daniell podemos escrever então:

6.3. ELETRODOS NAS CÉLULAS GALVÂNICAS

Os eletrodos em uma célula servem como dispositivos de remoção de elétrons do agente redutor no ânodo e fonte de elétrons para o agente oxidante no cátodo. Qualquer eletrodo pode funcionar como cátodo ou como ânodo. Os cinco tipos importantes de eletrodos são:

Eletrodo metal-íon metálico Eletrodo gás-íon

Eletrodo metal-ânion de sal insolúvel Eletrodos de "óxido-redução" inertes Eletrodos de membrana

Eletrodos metal-Íon metálico. O eletrodo metal-íon metálico consiste em um metal em contato com seus íons presentes na solução. Um exemplo é uma peça de prata imersa em solução de nitrato de prata. O diagrama para este tipo de eletrodo, empregado como cátodo (aparecerá do lado direito no diagrama de célula), é:

6.4. TENSÃO DE CÉLULA E ESPONTANEIDADE

Quando um voltímetro ou outro dispositivo de medida de tensão é ligado a uma célula galvânica, ele indica uma diferença de potencial elétrico. Chamamos esta diferença tensão ou potencial produzido pela célula e atribuímos-lhe o sinal algébrico positivo. O sinal mais indica que a reação de célula se desenrola espontaneamente, mas a questão

permanece: em qual direção? Em outras palavras, como podemos dizer quem é o cátodo e quem é o ânodo?

Para ilustrar este problema, imaginemos uma célula formada pelo eletrodo A–A+ _e pelo eletrodo B–B+ _{ligados mediante uma ponte salina. Como não fizemos distinção entre} ânodo e cátodo, não sabemos se devemos escrever a célula:

Para a qual as reações são:

Ou como:

Para a qual as reações são:

Para determinar qual dos eletrodos é o ânodo, ligamos o borne “–” do voltímetro ao eletrodo A e o “+” ao eletrodo B, e observamos a tensão indicada. A leitura positiva do voltímetro significa que ligamos o voltímetro corretamente; o eletrodo A é carregado com carga negativa e o B com carga positiva. Se um eletrodo aparece (em relação ao voltímetro como carregado negativamente, significa que os elétrons tenderão a emergir da célula (para entrar no circuito externo). Assim, concluímos: (1) que o eletrodo A da nossa célula imaginária é o ânodo, (2) que o diagrama de célula é:

E (3) que o potencial medido (positivo) está associado com a reação de célula (espontânea):

A reação da célula de Daniell:

Ocorre espontaneamente e, se as concentrações dos íons cúpricos e de zinco forem ambas iguais a 1,0 mol.L–1 e a temperatura for 25°C, a tensão medida é +1,10 V. Como ressaltamos anteriormente, a tendência que uma reação tem de ocorrer depende apenas da natureza, estados e concentrações de seus reagentes e produtos e não de "como" ocorre. Não depende, por exemplo, das quantidades de reagentes sólidos que possam estar presentes nem das quantidades de solução ou do tamanho e forma dos béqueres, tubos U, eletrodos etc. Além disso, não depende se a reação produz ou não uma quantidade útil de energia elétrica. Como a tensão de célula mede a "força motriz" de transferência de elétrons do Zn(s) para Cu2+_{(aq), esta tensão é uma medida direta da tendência de uma reação ocorrer,} independente do fato de que ela realmente ocorra ou não numa célula. Assim, a "reação de célula de Daniell" é espontânea mesmo que não tenhamos uma célula real.

Uma tensão positiva é associada a uma reação espontânea, e uma tensão negativa, a uma reação não espontânea. Assim, a tensão no caso de:

Que é a da célula de Daniell invertida, é –1,10 V (às concentrações iônicas 1,0 mol.L–1 e 25°C). Isto significa que o metal cobre não é oxidado pelos íons zinco.

UNIDADE VII: DETERMINAÇÃO DO POTENCIAL PADRÃO DE UMA CÉLULA ELETROQUÍMICA

7.1. EXPERIMENTO Objetivos

Determinar o potencial padrão, Е°, da célula de cobre e zinco,

Material

Voltímetro, eletrodo de cobre, eletrodo de zinco, conector, frasco de vidro (45mL), tubo em U, garra, suporte metálico, soluções de sulfato de cobre, solução de sulfato de zinco, solução de cloreto de potássio.

Dado:

Cu2+ _{(aq) + 2e}- _{ Cu(s) E°= +0,34V} Zn2+ _{(aq) + 2e}- _{ Cu(s) E°= -0,76V}

Procedimento

01 – Montar a célula de cobre-zinco com as duas soluções eletrolíticas com a mesma concentração, 1,0 x 10-5 _{, de modo que a corrente elétrica flua a partir do eletrodo da direita.} 02 – Ler e anotar o potencial da célula.

Resultados a apresentar 01 – A reação Global da célula.

02 – Comparação do potencial padrão encontrado com o valor tabelado.

UNIDADE VIII: AVALIAÇÃO DO PRINCIPIO DE LE CHATELIER

8.1. EXPERIMENTO: EFEITO DA CONCENTRAÇÃO-EQUILÍBRIO DE HIDRÓLISE DO ÍON BICARBONATO

Neste experimento, o equilíbrio de hidrólise do íon bicarbonato: +

H₂O_(l)

HCO

_H

_CO

_OH

(aq)

é deslocado por um aumento da concentração do ácido carbônico (H2CO3) obtido pelo borbulhamento de gás carbônico na solução:

CO_2(aq) + H₂O_{(l) H}

2CO3(aq)

Os dois equilíbrios interligados podem ser assim representados:

+ H₂O_(l)

HCO

_H

_CO

_OH

(aq)

CO_{2(aq) + H}

Material

• Béquer de 200 mL (ou copo transparente) • Uma garrafa de vidro de 500 mL (água mineral)

• 0,5 m de tubo de borracha flexível de 0,5 polegada de diâmetro interno (do tipo usado em jardim)

• Fita crepe

• Uma colher (tamanho de café) • Bicarbonato de sódio

• Vinagre

• Solução de fenolftaleína

Procedimento

- Inicialmente, enrole a fita crepe em torno de uma das pontas do pedaço de borracha flexível; enrole o suficiente para que ela encaixe na boca da garrafa.

- Adicione uma pitada de bicarbonato de sódio a cerca de 100 mL de água contidos em um béquer (ou copo).

- A seguir, adicione algumas gotas da solução alcoólica de fenolftaleína e observe a cor rosa indicativa de pH básico.

- Coloque cerca de 100 mL de vinagre na garrafa. Estando preparado para rapidamente encaixar o pedaço de borracha flexível na boca da garrafa, adicione a ela uma colher (tamanho de café) de bicarbonato de sódio;

- Encaixe rapidamente o pedaço de borracha, mantendo a outra extremidade dentro da solução à medida que o gás carbônico borbulha na solução.

Questões

1) Você observou que, a solução de bicarbonato de sódio fica rosa na presença do indicador fenolftaleina. Esta coloração é devido a que?

2) Complete o texto com as sentenças adequadas:

O borbulhamento de gás carbônico na solução leva à formação de ____________________, aumentando sua __________________. Esse aumento de concentração faz com que o equilíbrio de hidrólise se desloque no sentido dos ________________, consumindo íons OH– e, consequentemente, tornando________________ a solução.

3) O equilíbrio gás carbônico/ácido carbônico pode também ser escrito como:

Nesta forma fica mais fácil visualizar como o equilíbrio funciona no sangue. Pessoas que respiram em excesso (sofrem de hiperventilação, por exemplo, por ansiedade) causam diminuição da quantidade de CO2 no sangue. Por outro lado, insuficiência respiratória (devido a algumas formas de pneumonia, por exemplo), leva a um aumento da

quantidade de CO2 no sangue. No caso da hiperventilação e da insuficiência respiratória, para qual lado o equilíbrio é deslocado?

4) Essas disfunções respiratórias levam a variações do pH do sangue. Com base na resposta à questão anterior, decida qual disfunção causa acidose (diminuição do pH sanguíneo) e qual causa alcalose (aumento do pH sanguíneo).

5) Qual o nome segundo a IUPAC do íon bicarbonato?

8.2. EXPERIMENTO: EFEITO DO ÍON COMUM-EQUILÍBRIO DE IONIZAÇÃO DA AMÔNIA

Numa reação em equilíbrio químico, as concentrações de todas as espécies envolvidas são constantes (todavia, deve-se lembrar de que o equilíbrio é dinâmico, isto é, as reações diretas e inversas ocorrem com a mesma velocidade). Em geral, o equilíbrio químico é função da temperatura, já que a maior parte das reações químicas ocorre liberando calor (exotérmicas) ou absorvendo calor (endotérmicas); para algumas reações, o equilíbrio também depende da pressão. O princípio de Le Chatelier estabelece que qualquer alteração em uma (ou mais) das concentrações das espécies envolvidas no equilíbrio, ou na temperatura ou na pressão (no caso de haver reagentes gasosos), provocará uma reação do sistema de maneira a restabelecer o equilíbrio. Isso ocorre com a minimização da alteração provocada por meio de deslocamento do equilíbrio no sentido dos reagentes (as concentrações dos reagentes aumentam enquanto as dos produtos diminuem) ou dos produtos (as concentrações dos produtos aumentam e as dos reagentes diminuem).

Material

• Solução amoniacal para limpeza (Vim®, Fort®, Ajax® etc.) • Bicarbonato de amônio (sal amoníaco)

• Béquer de 250 mL (ou copo de vidro)

• Uma espátula ou Uma colher (tamanho de café) • Um conta-gotas de 3 mL

• Solução de fenolftaleína

• 50 mL de álcool hidratado (álcool etílico 95 ºGL, para limpeza) • Béquer de 100 mL (ou copinho plástico descartável)

Procedimento

- Adicione 10 gotas da solução amoniacal a cerca de 200 mL de água contida em um béquer (ou copo).

- A seguir, adicione algumas gotas da solução de fenolftaleína e observe a cor rosa, indicativa de solução básica.

- Em seguida, adicione uma pitada de bicarbonato de amônio (sal amoníaco), e agite e observe o que ocorre.

Questões:

1) Mostre a equação de equilíbrio de ionização da amônia (contida em uma solução amoniacal para limpeza) e escreve sua constante em termos de concentração (Kc)?

2) Como você explicaria a passagem da cor da solução de rosa para incolor ao adicionar bicarbonato de amônio?.

3) Como você poderia fazer com que a cor rosa da solução retornasse?

UNIDADE IX: CINÉTICA QUÍMICA

9.1. AS VELOCIDADES DAS REAÇÕES QUÍMICAS E OS CATALISADORES

A velocidade média (VM) de uma reação em função de uma das substâncias participantes é a razão entre a quantidade consumida ou produzida da substância e o intervalo de tempo (∆t) em que isso ocorreu.

As quantidades das substâncias consumidas ou produzidas são normalmente expressas em variação de concentração molar. Podem ser expressas também em variação de massa, variação do número de mols, ou em variação de expressão parcial, no caso de substâncias gasosas.

O intervalo de tempo deve ser expresso numa unidade que se ajuste ao tipo de reação, segundo, minutos, horas ou dias.

A velocidade da reação é o módulo da velocidade de consumo de um dos reagentes ou da velocidade de formação de um dos produtos, dividido pelo respectivo coeficiente da substância na equação da reação corretamente balanceada.

Aceitando que o peróxido se decomponha mesmo em ausência de dicromato, podemos arriscar a seguinte hipótese:

Segundo essa reação o gás formado seria o oxigênio (02).

Como podemos provar? Pela propriedade do oxigênio de favorecer a combustão. Se colocarmos um palito em brasa dentro do tubo e o gás for oxigênio, ele deve acender vivamente.

Para fazermos o teste, a produção de O2 no tubo deve ser abundante. Se não for assim, é preciso acrescentar mais peróxido e aquecer bem o tudo, colocando-o em água quente.

Se o caminho da decomposição espontânea (sem catalisador) do peróxido é muito lento quanto comparado com a decomposição na presença de dicromato, é lógico supor que este composto fornece outro caminho diferente no qual, seguramente, deve estar envolvido o composto marrom.

O dicromato “pega” oxigênio do peróxido, transformando-se no composto marrom. Este numa segunda etapa, poderá liberar o oxigênio, passando de novo a dicromato, como mostra o seguinte esquema:

K2Cr2O7 + 2H2O2 2H2O +K2Cr2O9 K2Cr2O9  O2+ K2Cr2O7

Assim, o K2Cr2O7 liberado reagiria com mais peróxido. Até quando? Até que o peróxido fosse gasto, ou seja, cessar o desprendimento de 02, quando K2Cr2O7 ficaria como tal, o que justificaria a cor laranja, observada no fim da experiência.

Habilidade

Calcular: os alunos deverão calcular a velocidade da reação, expressá-la em bolhas por minutos.

Questões para discussão

O que aconteceria com a velocidade da reação ao aumentar a concentração do catalizador?

Material

- Tubos de ensaio ou frascos de penicilina;

- Bacia de plástico de aproximadamente 25 cm de diâmetro; - Termômetro;

- Recipiente pequeno de vidro, por exemplo, xícara de café; - Seringa de 10 mL, sem agulha;

- Cronômetro;

- Água oxigenada 10 vol;

- Dicromato de potássio, aproximadamente 5 g/L; - Papel quadriculado.

Procedimento

- Na xícara de café, previamente colocada na bacia com água, misture bem: 2 mL dicromato (5 g/L)

2 mL peróxido (10 vol.) 6 mL de H2O

-Com ajuda da seringa, recolha 2 mL da mistura de reação, deixe entrar 6 mL de ar e coloque a seringa deitada no fundo da bacia.

-Deixe borbulhar 5 minutos; anote a temperatura da bacia.

- Com a ajuda do cronômetro, meça os tempos correspondentes a 5 10, 15, 20 e 25 bolhas e preencha a planilha.

Tabela 3: velocidade da reação (bolhas p/min)

Nº bolhas 5 10 15 20 25

Tempo

No papel quadriculado, represente o nº de bolhas x tempo. A velocidade da reação vale:_________ bolhas/minutos.

Repetir a experiência e os valores obtidos com a seguinte mistura: ajustamento da temperatura da água da bacia ao valor anterior;

4 mL dicromato 2 mL peróxido 4 mL H2O

No mesmo papel represente os novos valores obtidos (nº bolhas x tempo) A velocidade da reação vale__________ bolhas/minutos.

9.2. ATIVIDADE PROPOSTA: A INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA LIBERAÇÃO DE OXIGÊNIO.

Com temperatura mais elevadas a liberação de oxigênio aumenta, tornando o experimento ineficaz.

Habilidade

Elaborar hipóteses: os alunos deverão formular hipóteses a partir do problema proposto pelo professor.

Problema

A partir de que temperatura o experimento perde a sua validade? Roteiro

a) Apresentação do problema:

- Relembrar com os alunos a tarefa realizada na redescoberta. - Anotar as hipóteses sugeridas pelos alunos.

- Cada grupo deverá elaborar um roteiro para testar a hipótese escolhida.

b) Debate:

- O professor poderá fazer um debate com a turma, apresentando as conclusões do experimento e tirando alguma dúvida que tenha permanecido.

- O professor poderá solicitar um relatório por escrito com todas as observações e hipóteses levantadas, testadas e concluídas.

Previsão de hipóteses

- Não ajustar a temperatura na segunda corrida ao valor da primeira

- Quando a temperatura for superior a 16,5 ºC, é conveniente diminuir algum reagente à metade. Caso contrário, a liberação de oxigênio será muito grande, a metade dos 2 mL de solução na seringa, completamente errada.

Material

- Tubos de ensaio ou frascos de penicilina;

- Bacia de plástico de aproximadamente 25 cm de diâmetro; - Termômetro;

- Recipiente pequeno de vidro, por exemplo, xícara de café; - Seringa de 10 mL, sem agulha;

- Seringas de plástico 5 mL; - Cronômetro;

- Água oxigenada 10 vol;

- Dicromato de potássio, aproximadamente 5 g/L; - Papel quadriculado.