PRÉ ENEM 2019 QUÍMICA

2019

QUÍMICA

Eletroquímica

Resumo

A Eletroquímica é a parte da química que estuda a produção de energia elétrica a partir de reações que ocorrem com transferência de elétrons: as reações de oxirredução, que já conhecemos. Na eletroquímica estudaremos dois processos, as pilhas e a eletrólise.

Pilha

O primeiro processo eletroquímico é a pilha (esse processo ocorre tanto nas conhecidas pilhas como nas baterias). Ela se caracteriza pela formação de corrente elétrica a partir de uma reação espontânea de

oxirredução. Nesta reação, uma das espécies químicas utilizadas sofre redução – isto é, recebe elétrons – e

a outra sofre oxidação – isto é, perde elétrons. O que se faz é forçar esses elétrons transferidos a transitarem por um fio, um circuito externo.

• Cada espécie possui um potencial de oxidação (Eoxi), que é a sua tendência em perder elétrons (oxidar) e um potencial de redução (Ered), que é a sua tendência em ganhar elétrons (reduzir).

• O potencial de oxidação de uma espécie tem sempre o mesmo módulo (valor) do seu potencial de redução, mas com sinal oposto. Sendo assim, se o Eoxi de X é n, seu Ered é –n.

• A espécie que possuir maior potencial de redução (ou seja, menor potencial de oxidação) será a que

sofrerá redução, ou seja, ganhará elétrons. A que possuir menor potencial de redução (ou seja, maior

potencial de oxidação) será a que sofrerá oxidação, ou seja, perderá elétrons.

• O somátorio do potencial de quem sofre a redução somado ao potencial de quem sofre a oxidação em uma pilha forma o que chamamos de diferença de potencial(DDP) ou ΔE°. Sua unidade é o volt (V). Se liga só nas duas maneiras com que podemos calculá-la:

i) ΔE° = E°

red

+ E°

oxi ou

ii) ΔE° = (E°

red maior

) – (E°

red menor

)

Onde:

E°red = potencial de redução de quem se reduz; E°oxi = potencial de oxidação de quem se oxida;

E°red maior = maior potencial de redução, entre as espécies envolvidas; E°red menor = menor potencial de redução, entre as espécies envolvidas;

A pilha mais importante para o estudo da eletroquímica é a Pilha de Daniell, composta por:

• Duas placas metálicas, uma de cobre (Cu) e uma de zinco (Zn), as quais chamamos de eletrodos; • Um recipiente com solução de Cu(NO3)2, contendo a placa de cobre;

• Um recipiente com solução de Zn(NO3)2, contendo a placa de zinco;

• Um fio condutor unindo externamente os eletrodos, no qual um voltímetro era conectado; • Uma ponte salina – conexão entre os dois recipientes – contendo uma solução saturada de KCl. Se liga no esquema dessa pilha:

Disponível em: http://www.aulasdequimica.com.br/infografico-pilha-de-daniell/

O que ocorre:

• Analisamos os potenciais de cada espécie para sabermos quem oxida e quem reduz:

Zn

2+

(aq)

+ 2 e

-

→ Zn°

(s)

E°

red

= – 0,76 V

Cu

2+

(aq)

+ 2 e

-

→ Cu°

(s)

E°

red

= + 0,34 V

• Como o cobre possui maior potencial de redução, é ele quem reduz. O zinco possui menor potencial de

redução, portanto, oxida, motivo pelo qual devemos inverter sua reação. Se invertemos o E° também, ele deixa de ser de redução e passa a ser de oxidação, por isso, invertemos seu sinal:

Semirreação de oxidação:

Zn°

(s)

→ Zn

2+ (aq)

+ 2 e

-

E°

oxi

= + 0,76 V

Semirreação de redução:

Cu

2+

(aq)

+ 2 e

-

→ Cu°

(s)

E°

red

= + 0,34 V

---

Reação global:

Zn°

(s)

+ Cu

2+ (aq)

→ Cu°

(s)

+ Zn

2+ (aq)

ΔE° =

+ 0,76 + 0,34 =

1,10 V

• Perceba que cada átomo de zinco transfere 2 elétrons para um átomo de cobre, através do fio externo que conecta esses eletrodos. Como uma placa metálica contém muitos átomos, o fluxo de elétrons pelo fio é considerável e, portanto, capaz de fazer funcionar um aparelho eletrônico.

• A forma oxidada (iônica) de cada um desses metais é a que fica dissolvida nas soluções. Já a forma

reduzida (neutra) é a que compõe a placa metálica sólida.

• Sendo assim, uma vez que o zinco está passando da sua forma reduzida para a sua forma oxidada, a

placa de zinco está sofrendo corrosão(diminuindo a massa da placa), isto é, está perdendo

átomos/matéria sólida para a solução de Zn(NO3)2, a qual, por isso, fica mais concentrada, com o tempo. • O cobre, em contrapartida, está passando da sua forma oxidada para a sua forma reduzida, ou seja, a

placa de cobre está ganhando átomos(aumentando a massa da placa) da solução de Cu(NO3)2, a qual, por isso, fica mais diluída, com o tempo.

• Como os elétrons são negativos, eles migram para o polo positivo, que, no caso apresentado aqui, é o eletrodo de cobre. Logo, é fácil entender que o eletrodo de zinco será o polo negativo, de onde os elétrons partem.

• Então, o eletrodo onde ocorre oxidação é o ânodo (polo negativo) e o eletrodo onde ocorre redução é o

cátodo (polo positivo).

Macete

• As soluções, tanto de Cu(NO3)2 como de Zn(NO3)2, no início do processo possuem iguais quantidades de ânions e cátions (já que só possuem os sais dissolvidos). Durante o processo, no entanto, ambas as

soluções tendem a perder sua neutralidade, já que: a solução de Cu2+ _{vai perdendo cátions para a placa} metálica, o que faz com que a concentração de ânions (carga negativa) supere a de cátions (carga positiva); a solução de Zn2+ _{vai ganhando cátions da placa metálica, o que faz com que a concentração} de cátions (carga positiva) supere a de ânions (carga negativa). A ponte salina serve para compensar esses desequilíbrios de carga, enviando ânions para a solução de Zn2+ _{e cátions para a de Cu}2+_.

• A todo o sistema da pilha, os químicos deram o nome de cela ou célula eletrolítica. John Freferick Daniell, particularmente, chamou cada lado da célula (um contendo placa de cobre com solução de sal de cobre e outro contendo placa de zinco com solução de sal de zinco) de semicélula.

Nunca se multiplica o valor do E° de uma espécie, ainda que multipliquemos sua semirreação por

algum fator(na maioria das vezes para igualar as quantidades de elétrons entre as reações) a fim de balancear a reação global.

A IUPAC (União Internacional da Química Pura e Aplicada) estabelece um padrão para representarmos uma

pilha. Vamos vê-lo com o exemplo da Pilha de Daniell:

Corrosão de metais

É evidente que os processos de oxidação de certas espécies, nas reações de oxirredução que estudamos, são muito importantes para nós. Mas como quase tudo na vida tem seu lado negativo, alguns desses processos nos prejudicam no dia a dia. Ninguém deseja que seus talheres de ferro sofram corrosão, por exemplo. No entanto, é muito comum vermos a formação de ferrugem neles, devido à reação do ferro com a umidade do

ar. Vamos entender como isso funciona?

• No sistema ferro + ar úmido, ocorrem as seguintes semirreações:

Oxidação do ferro

2 Fe

0

→ 2 Fe

2+

+ 4 e

– Redução do oxigênio

O

2

+ 2 H

2

O + 4 e

–

→ 4 OH

–

Global

2 Fe + O

2

+ 2 H

2

O → 2 Fe(OH)

2

• O hidróxido de ferro II é oxidado novamente pelo ar, formando a ferrugem, da seguinte forma:

4 Fe(OH)

2

+ O

2

+ 2 H

2

O → 4 Fe(OH)

3

Proteção dos metais contra a oxidação

Existem basicamente três formas de proteger um metal contra a corrosão. São elas:

• Revestimento: consiste em revestir a superfície metálica com tinta, óleos, graxa, entre outros produtos

isolantes, que evitem o contato do metal com o ar atmosférico (que contém oxigênio, altamente oxidante),

com a umidade e outros agentes oxidantes;

• Galvanização: é um tipo de revestimento, mas mais específico. Consiste em revestir a superfície metálica com um outro metal, que, ao sofrer oxidação, não perca massa, mas forme produtos (óxidos) que continuem a isolar o metal protegido do ambiente externo. Muitos materiais de ferro como pregos, por exemplo, são recobertos com zinco. Também é muito utilizado o estanho para revestir latas de ferro, ao que se nomeou “folhas de flandres”;

• Metais de sacrifício: consiste em colocar em contato com o metal que se deseja proteger um outro metal,

com maior potencial de oxidação. Esse metal, por ser mais redutor, sempre oxida no lugar do outro, não

permitindo que seja corroído, ou seja, “sacrifica-se” pelo metal protegido. Em muitos cascos de navios, feitos de ferro, coloca-se magnésio, mais redutor que o ferro, que é oxidado, evitando a corrosão deste último.

Eletrolise

Eletrólise, em primeira análise, é o processo que decompõe um eletrólito através da eletricidade. O sufixo

“lise” significa “quebra”, “decomposição”, “ruptura”, assim como em hidrólise (decomposição de um composto químico pela água), em pirólise (decomposição de um composto químico pelo fogo ou altas temperaturas), em hemólise (quebra ou ruptura da hemácia), etc.

A eletrólise consiste no processo eletroquímico que, ao contrário da pilha, converte energia elétrica em

energia química. Como assim? Simples, usa-se a eletricidade – corrente elétrica – para promover uma reação

de oxirredução, por meio da qual se produzem substâncias químicas a partir de outras. Vejamos suas principais características:

• Ocorre em sistemas líquidos: eletrólitos fundidos, quando for eletrólise ígnea, ou em solução aquosa, quando for eletrólise aquosa.

• Ao contrário da pilha novamente, ocorre de maneira não espontânea, ou seja, é necessário um gerador (pilha) para forçar a reação redox a ocorrer, forçar as espécies envolvidas a reduzirem ou oxidarem. Isso já nos diz algo muito importante: se a espécie que se reduz não o faz naturalmente, é porque seu potencial de redução não é superior ao da outra; da mesma maneira, se a espécie que se oxida não o faz naturalmente, é porque seu potencial de oxidação não é superior ao da outra. Logo, na eletrólise:

ΔE° = E°

red

+ E°

oxi

Resulta em

ΔE° = E°

red menor

– E°

red maior

Onde:

E°red = potencial de redução de quem reduziu; E°oxi = potencial de oxidação de quem oxidou;

E°red menor = potencial de redução de quem reduziu, pois, na eletrólise, quem reduz é quem tem menor potencial de redução;

E°red maior = potencial de redução de quem oxidou, pois, na eletrólise, quem oxida é quem tem maior potencial de redução.

• Sendo assim, o fluxo de elétrons é inverso na eletrólise, isto é, vai do polo positivo para o polo negativo, também ao contrário do que ocorre na pilha.

• Os eletrodos são inertes, isto é, não reagem, não fazem parte da reação redox, não oxidam nem reduzem. Estão ali apenas para fazerem a transferência de elétrons do agente redutor para o agente oxidante. Geralmente as substâncias usadas como eletrodos são platina e grafita (tipo de carvão).

• O cátodo é onde ocorre a redução dos cátions, ou seja, os cátions recebem elétrons e ficam neutros (NOX = 0); o ânodo é onde ocorre a oxidação dos ânions, ou seja, os ânions perdem elétrons e ficam neutros (NOX = 0). Sendo assim, vemos que o fluxo de elétrons, também na eletrólise, vai do que oxida para o que reduz, do ânodo para o cátodo. Então, como vimos que também ocorre do polo positivo para o negativo, concluímos que o ânodo será o polo positivo (de onde os elétrons partem) e o cátodo será o polo negativo (para onde os elétrons vão), o que é oposto à pilha. Olha só:

Disponível em: http://www.profpc.com.br/eletroquímica.htm

Eletrólise ígnea

O esquema exposto acima representa com perfeição uma eletrólise ígnea, em que sempre o ânion do

eletrólito (B–_{) sofre oxidação e o cátion do eletrólito (A}+_{) sofre redução. Mas por quê? Porque nesse tipo de} eletrólise o eletrólito se encontra fundido e não dissolvido em água; o sistema é um líquido puro. Assim, os únicos íons possíveis nesse tipo de sistema são os que compõem a molécula do eletrólito.

Exemplo: eletrólise ígnea do cloreto de sódio (NaCl).

• Ao fundir-se o eletrólito, os íons se dissociam, segundo a reação:

NaCl

(l)

→ Na

+(l)

+ Cl

–(l)

• Ao ligarmos um gerador associado ao fio externo que conecta os eletrodos inertes, o fluxo de elétrons se inicia, do polo positivo ao polo negativo, oxidando o ânion Cl– _{e reduzindo o cátion Na}+_{, o que produz as} formas neutras de cada um desses íons (Cl2° (g) e Na° (s)), seguindo as equações:

(Polo +) (Polo –)

(Ânion )

(Cátion)

Caminho dos elétrons

• Com isso, vê-se a borbulhação desse sistema nas proximidades do ânodo inerte, porquanto há gás cloro sendo formado, ao mesmo tempo em que o sódio metálico vai ficando aderido ao cátodo inerte.

Eletrólise aquosa

Aqui, nem sempre os íons do eletrólito sofrem a reação redox, uma vez que ele está dissolvido em água –

solução aquosa –, a qual sofre autoionização, gerando cátions H+ _{e ânions OH}–_{, lembra? Dessa forma, a} solução conterá os cátions H+ _{e os do soluto (A}+_{) e os ânions OH}– _{e os do soluto (B}–_{). Então, quem sofre} oxidação e redução?

Experimentos mostraram aos químicos que, na concorrência entre os cátions pela redução, há uma

prioridade de descarga entre eles. Mostraram também que o mesmo ocorre com os ânions, na concorrência

pela oxidação, e mostraram, ainda, que as prioridades são de acordo com a seta:

Exemplo: eletrólise aquosa do cloreto de sódio (NaCl).

• Ao dissolvermos o NaCl em água, ocorrem a dissociação do eletrólito e a autoionização da água, segundo as reações:

NaCl

(aq)

→ Na

+(aq)

+ Cl

–(aq)

H

2

O

(l)

→ H

+(aq)

+ OH

–(aq)

• Ao ligarmos o gerador, o fluxo de elétrons se inicia, mais uma vez do polo positivo ao polo negativo, induzindo a reação redox.

• Entre os cátions dissolvidos, é o H+ _{que ganha a competição pela redução, já que tem prioridade de} descarga sobre o Na+_{, que pertence à família IA da tabela periódica e, portanto, está “abaixo” na pirâmide.} Sua semirreação de redução ocorre assim:

2 H

+ _(aq)

_{+ 2 e}

–

_{→ H}

₂

_°

_(g) Demais

metais

H

+

Metais alcalinos (IA+_),

metais alcalinos terrosos (IIA2+_{) e Al}3+ Demais ânions

OH

-Oxigenados e F -P riorida de cr es cen te de des ca rg a

MENOR

PRIORIDADE

Cátion

s

Ânions

MAIOR

PRIORIDADE

• Entre os ânions dissolvidos, é o Cl– _{que ganha a competição pela oxidação, já que tem prioridade de} descarga sobre o OH–_{, pois, por ser não oxigenado, está “acima” na pirâmide. Sua reação de oxidação já} conhecemos, pelos exemplos anteriores.

• Assim, somamos todas as equações químicas para chegarmos à global:

• Com isso, vê-se o borbulhamento desse sistema nas proximidades do ânodo inerte, porquanto há gás cloro sendo formado, e também nas proximidades do cátodo inerte, porquanto há gás oxigênio sendo formado.

Exemplo 2: eletrólise aquosa do sulfato de cobre (CuSO4).

• Ao dissolvermos o NaCl em água, ocorrem a dissociação do eletrólito e a autoionização da água, segundo as reações:

CuSO

4(aq)

→ Cu

2+(aq)

+ SO

42–(aq)

H

2

O

(l)

→ H

+(aq)

+ OH

–(aq)

• Ao ligarmos o gerador, o fluxo de elétrons se inicia, mais uma vez do polo positivo ao polo negativo, induzindo a reação redox.

• Entre os cátions dissolvidos, é o Cu+ _{que ganha a competição pela redução, já que tem prioridade de} descarga sobre o H+_{, pois, por não pertencer às famílias IA e IIA está “acima” na pirâmide. Sua} semirreação de redução ocorre assim:

Cu

2+

(aq)

+ 2 e

–

→ Cu°

(s)

• Entre os ânions dissolvidos, é o OH– _{que ganha a competição pela oxidação, já que tem prioridade de} descarga sobre o SO42–, que, por ser oxigenado, está “abaixo” na pirâmide. Sua semirreação de oxidação ocorre assim:

2 OH

–

• Assim, somamos todas as equações químicas para chegarmos à global:

• Com isso, vê-se o borbulhamento desse sistema nas proximidades do ânodo inerte, porquanto há gás oxigênio sendo formado, ao mesmo tempo em que o cobre metálico vai ficando aderido ao cátodo inerte.

Aspectos quantitativos

Dentro de uma eletrólise é possível calcular a quantidade de matéria das espécies oxidadas e reduzidas em uma célula eletrolítica a partir da quantidade de elétrons que são transferidos, e vice-versa. É possível também, calcular o tempo de funcionamento do processo, a quantidade de carga envolvida e a quantidade

de corrente elétrica envolvida, tudo isso em relação à transferência de elétrons na reação redox.

Sabemos que a quantidade de elétrons sendo transferida do ânodo para o cátodo, pelo fio externo, é somente a necessária para tornar os ânions e cátions do sistema em espécies neutras.

Exemplo: na eletrólise de solução de nitrato de prata (AgNO3), o cátion Ag+ sofre redução, havendo deposição de Ag° metálico (prata), segundo a semirreação de redução seguinte.

1

Ag

+_(aq)

₊

₁

_e

–

_→

₁

_Ag°

_{(s), então:} 1 mol Ag+ _{--- 1 mol e}–_{--- 1 mol Ag°}

• Aqui, 1 mol de elétrons provoca a deposição de 1 mol de prata (Ag°). Pela tabela periódica e usando a estequiometria, sabemos que 1 mol de Ag corresponde a 108 gramas do metal, ou seja, é depositado 108g de prata metálica.

Como aprendemos em física, um elétron possui uma carga de 1,6.10–19 _{C (coulombs), e, havendo vários} elétrons, a carga total (Q) é a carga de um elétron (e) multiplicada pela quantidade de elétrons (n).

Q = n . e

• Dessa forma, se um mol de elétrons corresponde a 6,02.1023 elétrons, a quantidade de carga transportada pela transferência de um mol de elétrons será

1,6.10

–19

_C

_x

_6,02.10

23

_{= 9,65.10}

4

_C

_ou

_{96500 C}

• A este valor, foi dado o nome de constante de Faraday (uma vez que esses estudos foram realizados por Michael Faraday), e simplificado pela unidade faraday (1 F).

1 F = 96500 C = carga transferida por 1 mol de elétrons

• Como a carga de um circuito elétrico (Q) está relacionada com a intensidade da corrente (i) contendo espécies carregadas durante o tempo (t) em que o tal circuito fica ligado, utilizamos a fórmula:

Q = i . t

Onde:

Q = carga expressa em coulomb (C)

i = intensidade de corrente expressa em ampère (A) t = tempo expresso em segundos (s)

Exemplo: Eletrodeposição de cobre em um fio metálico a partir de solução de sulfato de cobre (CuSO4). A intensidade de corrente envolvida no processo foi de 0,536 A. Calcular a massa de cobre depositada sobre a placa em 30min do processo.

(Massa atômica do cobre = 63,5 g/mol)

1 min --- 60 s 30 min --- 1800 s

Q = i x t

Q = 0,536 A x 1800 s

Q = 965 C

*repare que o tempo utilizado foi em segundos.

CuSO4 (aq) → Cu2+ (aq) + SO42– (aq) (reação de dissolução)

Cu2+ _{+ 2 e}– _{→ Cu° (semirreação de redução)} 2 mols e– _{--- 1 mol Cu°}

2 x (96500 C) --- 63,5 g Cu° 965 C --- X

X = 965 x 63,5 / 2 x 96500

Exercícios

1.

(Enem 2018) Em 1938 o arqueólogo alemão Wilhelm König, diretor do Museu Nacional do Iraque, encontrou um objeto estranho na coleção da instituição, que poderia ter sido usado como uma pilha, similar às utilizadas em nossos dias. A suposta pilha, datada de cerca de 200 a.C., é constituída de um pequeno vaso de barro (argila) no qual foram instalados um tubo de cobre, uma barra de ferro (aparentemente corroída por ácido) e uma tampa de betume (asfalto), conforme ilustrado. Considere os potenciais-padrão de redução:

E



red

(Fe

2+

| Fe)

= −

0,44 V;

E



red

(H | H ) 0,00 V;

+ 2

=

e

2 red

E



(Cu

+

| Cu)

= +

0,34 V.

Nessa suposta pilha, qual dos componentes atuaria como cátodo?

a) A tampa de betume. b) O vestígio de ácido. c) A barra de ferro. d) O tubo de cobre. e) O vaso de barro.

2.

(Enem 2017) A eletrólise é um processo não espontâneo de grande importância para a indústria química. Uma de suas aplicações é a obtenção do gás cloro e do hidróxido de sódio, a partir de uma solução aquosa de cloreto de sódio. Nesse procedimento, utiliza-se uma célula eletroquímica, como ilustrado.

No processo eletrolítico ilustrado, o produto secundário obtido é o

a) vapor de água. b) oxigênio molecular. c) hipoclorito de sódio. d) hidrogênio molecular. e) cloreto de hidrogênio.

3.

(Enem 2017) A invenção do LED azul, que permite a geração de outras cores para compor a luz branca, permitiu a construção de lâmpadas energeticamente mais eficientes e mais duráveis do que as incandescentes e fluorescentes. Em um experimento de laboratório, pretende-se associar duas pilhas em série para acender um LED azul que requer 3,6 volts para o seu funcionamento.

Considere as semirreações de redução e seus respectivos potenciais mostrados no quadro.

Semirreação de redução

E (V)

0

4 3

(aq) (aq)

Ce

+

+

e

−

→

Ce

+ +1,61

2 3

2 7(aq) (aq) (aq) 2 ( )

Cr O

−

+

14 H

+

+

6 e

−

→

2 Cr

+

+

7 H O

+1,33 2 (aq) (s)

Ni

+

+

2 e

−

→

Ni

−0,25 2 (aq) (s)

Zn

+

+

2 e

−

→

Zn

−0,76

Qual associação em série de pilhas fornece diferença de potencial, nas condições-padrão, suficiente para acender o LED azul?

a) c)

b)

d)

4.

(Enem 2016) texto I

Biocélulas combustíveis são uma alternativa tecnológica para substituição das baterias convencionais. Em uma biocélula microbiológica, bactérias catalisam reações de oxidação de substratos orgânicos. Liberam elétrons produzidos na respiração celular para um eletrodo, onde fluem por um circuito externo até o cátodo do sistema, produzindo corrente elétrica. Uma reação típica que ocorre em biocélulas microbiológicas utiliza o acetato como substrato.

AQUINO NETO. S. Preparação e caracterização de bioanodos para biocélula e combustível etanol/O .₂ Disponível em: www.teses.usp.br. Acesso em: 23 jun. 2015 (adaptado).

Texto II

Em sistemas bioeletroquímicos, os potenciais padrão (E ') apresentam valores característicos. Para as biocélulas de acetato, considere as seguintes semirreações de redução e seus respectivos potenciais: 2 3 2 2 2 2 CO 7 H 8e CH OO 2 H O E ' 0,3 V O 4 H 4e 2 H O E ' 0,8 V + − − + − + + → +  = − + + →  = +

SCOTT, K.; YU, E. H. Microbial electrochemical and fuel cells: fundamentals and applications. Woodhead Publishing Series in

Energy. n. 88, 2016 (adaptado).

Nessas condições, qual é o número mínimo de biocélulas de acetato, ligadas em série, necessárias para se obter uma diferença de potencial de 4,4 V ?

a)

3

b)

4

c)

6

d)

9

e)

15

5.

(Enem 2015) A calda bordalesa é uma alternativa empregada no combate a doenças que afetam folhas de plantas. Sua produção consiste na mistura de uma solução aquosa de sulfato de cobre(II), CuSO ,₄ com óxido de cálcio, CaO, e sua aplicação só deve ser realizada se estiver levemente básica. A

avaliação rudimentar da basicidade dessa solução é realizada pela adição de três gotas sobre uma faca de ferro limpa. Após três minutos, caso surja uma mancha avermelhada no local da aplicação, afirma-se que a calda bordalesa ainda não está com a basicidade necessária. O quadro apresenta os valores de potenciais padrão de redução

(E )

0 para algumas semirreações de redução.

Semirreação de redução

_{E (V)}

0 2

Ca

+

+

2 e

−

→

Ca

−2,87 3

Fe

+

+

3 e

−

→

Fe

−0,04 2

Cu

+

+

2 e

−

→

Cu

+0,34

Cu

+

+

e

−

→

Cu

+0,52 3 2 Fe + +e− →Fe + +0,77

MOTTA, I. S. Calda bordalesa: utilidades e preparo. Dourados: Embrapa, 2008 (adaptado).

A equação química que representa a reação de formação da mancha avermelhada é:

a)

2 2

(aq) (aq) (s) (aq)

Ca

+

+

2 Cu

+

→

Ca

+

2 Cu

+

.

b)

2 2 3

(aq) (aq) (s) (aq)

Ca

+

+

2 Fe

+

→

Ca

+

2 Fe

+

.

c)

2 2 3

(aq) (aq) (s) (aq)

Cu

+

+

2 Fe

+

→

Cu

+

2 Fe

+

.

d) 2 3 (aq) (s) (s) (aq)

3 Ca

+

+

2 Fe

→

3 Ca

+

2 Fe

+

.

e) 2 3 (aq) (s) (s) (aq)

3 Cu

+

+

2 Fe

→

3 Cu

+

2 Fe

+

.

6.

(Enem 2014) A revelação das chapas de raios X gera uma solução que contém íons prata na forma de

𝐴𝑔(𝑆

2

𝑂

3

)

23−

.

Para evitar a descarga desse metal no ambiente, a recuperação de prata metálica pode ser feita tratando eletroquimicamente essa solução com uma espécie adequada. O quadro apresenta semirreações de redução de alguns íons metálicos.

Semirreação de redução

E (V)

0

3 2

2 3 2 2 3

Ag(S O )

−

(aq) e

+

−

Ag(s) 2S O

+

−

(aq)

+0,02

2

Cu (aq) 2e

+

+

−

Cu(s)

+0,34 2

Pt (aq) 2e

+

+

−

Pt(s)

+1,20 3

A

+

(aq) 3e

+

−

A (s)

−1,66 2

Sn (aq) 2e

+

+

−

Sn(s)

−0,14 2

Zn (aq) 2e

+

+

−

Zn(s)

−0,76

BENDASSOLLI, J. A. et al. “Procedimentos para a recuperação de Ag de resíduos líquidos e sólidos”. Química Nova, v. 26, n. 4, 2003 (adaptado).

Das espécies apresentadas, a adequada para essa recuperação é

a) Cu(s). b) Pt(s). c)

𝐴

ℓ

3+

(𝑎𝑞).

d) Sn(s). e)

𝑍𝑛

2+

(𝑎𝑞).

7.

(Enem 2013) Músculos artificiais são dispositivos feitos com plásticos inteligentes que respondem a uma corrente elétrica com um movimento mecânico. A oxidação e redução de um polímero condutor criam cargas positivas e/ou negativas no material, que são compensadas com a inserção ou expulsão de cátions ou ânions. Por exemplo, na figura os filmes escuros são de polipirrol e o filme branco é de um eletrólito polimérico contendo um sal inorgânico. Quando o polipirrol sofre oxidação, há a inserção de ânions para compensar a carga positiva no polímero e o filme se expande. Na outra face do dispositivo o filme de polipirrol sofre redução, expulsando ânions, e o filme se contrai. Pela montagem, em sanduíche, o sistema todo se movimenta de forma harmônica, conforme mostrado na figura.

A camada central de eletrólito polimérico é importante porque

a) absorve a irradiação de partículas carregadas, emitidas pelo aquecimento elétrico dos filmes de

polipirrol.

b) permite a difusão dos íons promovida pela aplicação de diferença de potencial, fechando o circuito

elétrico.

c) mantém um gradiente térmico no material para promover a dilatação/contração térmica de cada

filme de polipirrol.

d) permite a condução de elétrons livres, promovida pela aplicação de diferença de potencial, gerando

corrente elétrica.

e) promove a polarização das moléculas poliméricas, o que resulta no movimento gerado pela

aplicação de diferença de potencial.

8.

(Enem 2013) Eu também podia decompor a água, se fosse salgada ou acidulada, usando a pilha de Daniell como fonte de força. Lembro o prazer extraordinário que sentia ao decompor um pouco de água em uma taça para ovos quentes, vendo-a separar-se em seus elementos, o oxigênio em um eletrodo, o hidrogênio no outro. A eletricidade de uma pilha de 1 volt parecia tão fraca, e, no entanto podia ser suficiente para desfazer um composto químico, a água…

SACKS, O. Tio Tungstênio: memórias de uma infância química. São Paulo: Cia. das Letras, 2002.

O fragmento do romance de Oliver Sacks relata a separação dos elementos que compõem a água. O princípio do método apresentado é utilizado industrialmente na

a) obtenção de ouro a partir de pepitas. b) obtenção de calcário a partir de rochas. c) obtenção de alumínio a partir da bauxita. d) obtenção de ferro a partir de seus óxidos.

e) obtenção de amônia a partir de hidrogênio e nitrogênio.

9.

(Enem 2012) O boato de que os lacres das latas de alumínio teriam um alto valor comercial levou muitas pessoas a juntarem esse material na expectativa de ganhar dinheiro com sua venda. As empresas fabricantes de alumínio esclarecem que isso não passa de uma “lenda urbana”, pois ao retirar o anel da lata, dificulta-se a reciclagem do alumínio. Como a liga do qual é feito o anel contém alto teor de magnésio, se ele não estiver junto com a lata, fica mais fácil ocorrer a oxidação do alumínio no forno. A tabela apresenta as semirreações e os valores de potencial padrão de redução de alguns metais:

Semirreação Potencial Padrão de Redução (V) – Li++e →Li –3,05 – K++e →K –2,93 2 –

Mg

+

+

2 e

→

Mg

–2,36 3 –

A

+

+

3 e

→

A

–1,66 2 –

Zn

+

+

2 e

→

Zn

–0,76 2 –

Cu

+

+

2 e

→

Cu

+0,34

Disponível em: www.sucatas.com. Acesso em: 28 fev. 2012 (adaptado).

Com base no texto e na tabela, que metais poderiam entrar na composição do anel das latas com a mesma função do magnésio, ou seja, proteger o alumínio da oxidação nos fornos e não deixar diminuir o rendimento da sua reciclagem?

a) Somente o lítio, pois ele possui o menor potencial de redução. b) Somente o cobre, pois ele possui o maior potencial de redução.

c) Somente o potássio, pois ele possui potencial de redução mais próximo do magnésio. d) Somente o cobre e o zinco, pois eles sofrem oxidação mais facilmente que o alumínio.

10.

Um estudante cravou uma lâmina de magnésio e uma lâmina de cobre em uma maçã, tendo o cuidado para que não encostassem uma na outra. A seguir, mediu a diferença de potencial entre as lâminas por meio de um voltímetro. Os potenciais de redução padrão do magnésio e do cobre são, respectivamente, –2,37V e +0,34V.

Pela análise do texto, é correto afirmar que

a) o cobre se oxida, produzindo íons Cu2+_(aq).

b) o valor da diferença de potencial entre magnésio e cobre é, aproximadamente, +2,71 V. c) o magnésio é um agente oxidante, pois força o cobre a sofrer a redução.

d) o experimento descrito resulta em uma reação não espontânea, pois o potencial é negativo. e) com o tempo, há tendência de a lâmina de cobre desaparecer.

Gabarito

1. D

O cátodo deve apresentar o maior potencial de redução.

2 2

red red

red 2 2 red

2 2

red red

Eº (Fe | Fe) 0,44 V Fe 2 e Fe E 0,44 V Eº (H | H ) 0,00 V 2 H 2 e H E 0,00 V Eº (Cu | Cu) 0,34 V Cu 2 e Cu E 0,34 V

0,34 V 0,00 V 0,44 V + + − + + − + + −   = − + → = −     = _  _ + → =   = + _{ } + → = + +   −

Como a barra de ferro (menor potencial de redução) foi, aparentemente, corroída pelo ácido

(H ),

+ conclui-se que esta atuou como ânodo e que o tubo de cobre atuou como cátodo.

2. D

Eletrólise de uma solução aquosa de

NaC :

2

2 2

Global

2 2 2

Ânodo ( ) : 2C C (g) 2e

Cátodo ( ) : 2H O( ) 2e H (g) 2OH (aq) 2H O( ) 2C H (g) C (g) 2OH (aq) − − − − − − + → + − + → + + ⎯⎯⎯⎯→ + + Produto secundário: H (g).₂ 3. C

Considerando as semirreações de redução e seus respectivos potenciais mostrados no quadro deve-se procurar a maior diferença de potencial.

maior menor E E E E 1,61 ( 0,76) 2,37 V  = −  = + − − = + Pilha 1:

Agora, considerando as semirreações de redução e seus respectivos potenciais mostrados no quadro Semirreação de redução

_{E (V)}

0 4 3 (aq) (aq)

Ce

+

+

e

−

→

Ce

+ +1,61 2 (aq) (s)

Zn

+

+

2 e

−

→

Zn

−0,76 (inverte)

maior menor E E E E 1,33 ( 0,25) 1,58 V  = −  = + − − = + Pilha 2:

Na associação em série teremos:

em série E 2,37 V 1,58 V 3,95 V 3,95 V 3,60 V (O LED acende).  = + + =  Então, vem: Ou seja, Semirreação de redução

_{E (V)}

0 2 3

2 7(aq) (aq) (aq) 2 ( )

Cr O − +14 H+ +6 e−→2 Cr + +7 H O +1,33

2

(aq) (s)

Ni

+

+

2 e

−

→

Ni

−0,25

4. B

2 3 2

2 CO

+

7 H

+

+

8e

−

→

CH OO

−

+

2 H O

E '

 = −

0,3 V

(inverter)

2 2

O

+

4 H

+

+

4e

−

→

2 H O

E '

 = +

0,8 V

(manter e multiplicar por 2)

3 2 0,8 V 0,3 V CH COO− 2 H O +  − + →2 CO₂+ 7 H+ + 8 e− 2 2 O + 8 H++ 8 e− → 4 ₂ Global 3 2 2 2 maior menor total (2)H O CH COO 2 O 2 CO 2 H O E E E 0,8 ( 0,3) 1,1 V E 4,4 V 1,1 n 4,4 n 4 −_{+ ⎯⎯⎯⎯→ +}  = − = − − =  =  = = 5. E

Tem-se a aplicação de uma solução de

CuSO (Cu (SO ) )

4 2 4 2

+ −

em uma placa de ferro

(Fe ),

0 concluí-se que _Cu2+ _{e Fe}0 _{estão envolvidos no processo. A partir do quadro selecionamos as equações}

envolvidas, ou seja, aquelas que apresentam _Cu2+ _{e Fe :}0

Semirreação de redução

_{E (V)}

0 +₊ −_→ 3 Fe 3e Fe −0,04 +₊ −_→ 2 Cu 2e Cu +0,34 + − + − + − + − + + +  − + →  + →  → + + → + ⎯⎯⎯⎯→ + 3 2 3 2 Global 2 3 0,34 V 0,04 V Fe 3e Fe ( 2; inverter) Cu 2e Cu ( 3; manter) 2Fe 2Fe 6e 3Cu 6e 3Cu

2Fe 3Cu 2Fe 3Cu

Global

2 3

(aq) (s) (s) (aq)

6. D

Neste caso a espécie adequada para essa recuperação deve apresentar o potencial de redução menor do que os íons prata na forma de

Ag(S O )

2 3 23

( 0,02 V).

−

₊

Logo, temos três opções:

3

A

+

(aq) 3e

+

−

A (s)

−1,66 2

Sn (aq) 2e

+

+

−

Sn(s)

−0,14 2

Zn (aq) 2e

+

+

−

Zn(s)

−0,76 ou seja, 3 2 2 3 2 2 3 3 2 2 3 2 2 3 2

Ag(S O ) (aq) e Ag(s) 2S O (aq) (redução) X(s) X (aq) e (oxidação)

Então,

2Ag(S O ) (aq) 2 e 2 Ag(s) 4 S O (aq) (redução) Sn(s) Sn (aq) 2 e (oxidação) − − − + − − − − + − + → + → + + → + → +

Conclusão: das espécies apresentadas, a adequada para essa recuperação é Sn(s).

7. B

A camada central de eletrólito polimérico é importante porque permite a difusão dos íons promovida pela aplicação de diferença de potencial, fechando o circuito elétrico:

Polipirrol Pp

Ânion proveniente do sal A Pp Pp e (oxidação) Pp A Pp A Pp A e Pp A (redução) − + − + − + − + − − − = = → + + → + → + 8. C

O texto refere-se a uma eletrólise (decompor a água se fosse salgada ou acidulada, usando a pilha de Daniell como fonte de força). Este método é utilizado industrialmente na obtenção de alumínio a partir da bauxita.

A alumina (A ₂O )₃ é obtida a partir da bauxita:

A O .5H O(s)

_{2 3 2}

⎯⎯→

Δ

A O (s) 5H O(v).

_{2 3}

+

₂

Equacionamento da eletrólise ígnea da alumina (A ₂O )₃ que faz parte do processo de obtenção do alumínio na indústria: 3+ 2-2 3 2- -2 3+ -Global 2 3 2 2A O (s) 4A ( ) + 6O ( )

6O ( ) 3O (g) + 12e (Ânodo; oxidação) (-) 4A ( ) + 12e 4A ( ) (Cátodo; redução) (+)

2A O (s) 3O (g) + 4A ( ) Δ ⎯⎯→ → → ⎯⎯⎯⎯→

9. E

Os metais que poderiam entrar na composição do anel das latas com a mesma função do magnésio (ou seja, proteger o alumínio da oxidação) devem apresentar menores potenciais de redução do que o do alumínio e neste caso o lítio e o potássio se encaixam.

– Li++e →Li –3,05 – K+ +e →K –2,93 3 –

A

+

+

3 e

→

A

–1,66 10. B

Nesse sistema é formada a seguinte pilha:

Portanto:

a) Incorreta. O cobre reduz, formando Cu0.

b) Correta. A d.d.p. formada entre os eletrodos é de + 2,71V. c) Incorreta. O magnésio oxida, portanto, é o agente redutor.

d) Incorreta. O experimento resulta em uma reação espontânea, pois a d.d.p é positiva.

Estequiometria

Resumo

Cálculo estequiométrico ou estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas baseados nas leis ponderais e proporções químicas.

Na estequiometria temos que estar cientes das informações quantitativas que uma reação química pode representar, por exemplo:

De acordo com as leis das reações, as proporções acima são constantes, e isso permite que eu monte uma regra de três para calcular as quantidades envolvidas numa reação genérica. Por exemplo:

N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

1 mol de N2 reage com 3 mol de H2 produzindo 2 mol de NH3

Sendo assim, caso eu queira saber quantos mol de amônia eu produzo com 10 mol de N2 basta eu montar uma regra de simples partindo da reação dada e relacionando o dado da questão(10 mol) com o X.

Portanto, se eu sei que 1 mol de N2 produzem 2 mol de NH3 eu posso chegar a conclusão que com 10 mol de

N2 eu produzo 20 mol de NH3 .

Analogamente podemos utilizar qualquer uma das unidades apresentadas como dados ta questão, por exemplo usando a massa:

Como 1 mol de N2 equivale a 28g e produzem 34g de NH3, com uma regra de três simples consigo descobrir

quanto de NH3 eu consigo produzir utilizando apensas 10g de N2.

Resumindo:

1. Escrever a equação química mencionada no problema.

2. Balancear ou acertar os coeficientes dessa equação (lembre-se de que os coeficientes indicam a proporção

em mols existente entre os participantes da reação).

3. Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da

equação, que poderá ser escrita em massa, ou em volume, ou em mols, conforme as conveniências do problema.

Casos gerais

Quando o dado e a pergunta são expressos em massa

Calcular a massa de amônia (NH3) obtida a partir de 3,5 g de nitrogênio gasoso(N2) (massas atômicas: N = 14; H = 1). Resolução: 1 N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 1 mol de N2 = 28g 2 mol de NH3 = 2x17g(14+3) = 34g , logo... 28g de N2 _________ 34g de NH3 3,5g de N2 ______ X de NH3 X = 4,25g de NH3

Neste exemplo, a regra de três obtida da equação foi montada em massa (gramas), pois tanto o dado como a pergunta do problema estão expressos em massa.

Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em volume(ou vice-versa)

Calcular o volume de gás carbônico obtido, nas condições normais de pressão e temperatura, utilizando de 290 g de gás butano (massas atômicas: C = 12; O = 16; H = 1).

Resolução:

C4H10(g) + 13 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g) 2

58g de C4H10 __________ 4 x 22,4L de CO2

290g de C4H10 _______ X

X = 448L de CO2 (Nas CNTP)

Agora a regra de três é, “de um lado”, em massa (porque o dado foi fornecido em massa) e, “do outro lado”, em volume (porque a pergunta foi feita em volume).

Quando o dado e a pergunta são expressos em volume

Um volume de 15 L de hidrogênio(H2), medido a 15 ° C e 720 mmHg, reage completamente com cloro. Qual é

o volume de gás clorídrico(HCl) produzido na mesma temperatura e pressão?

Resolução:

H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)

1 volume de H2 ____produz____ 2 volumes de HCl

1L de H2 ________ 2L de HCl 15 de H2 ________ V de HCl

V = 30L de HCl (a 15 ° C e 720 mmHg, ou seja, fora das CNTP)

O cálculo estequiométrico entre volumes de gases é um cálculo simples e direto, desde que os gases(reagente e produto) estejam nas mesmas condições de pressão e temperatura.

Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em mols (ou vice-versa)

Quantos mols de gás oxigênio são necessários para produzir 0,45 gramas de água? (Massas atômicas: H = 1; O = 16) Resolução: H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) 1 mol de O2 ________2 x 18g de H2O X mol de O2 ________ 0,45g de H2O X = 0,0125 mol de O2 ou 1,25 x 10

²

mol de O2

Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em número de partículas(ou vice-versa)

Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela queima completa de 4,8 g de carbono puro? (Massa atômica: C = 12) Resolução: C + O2 → CO2 12g de C _______ _{6,02 x 10}

_²³

_{moléculas de CO2} 4,8g de C _______ _{X moléculas de CO2} X = 2,4 x 10

²³

moléculas de CO2

Havendo duas ou mais perguntas

(Neste caso, teremos uma resolução para cada uma das perguntas feitas)

Quais são as massas de ácido sulfúrico e hidróxido de sódio necessárias para preparar 28,4 g de sulfato de sódio? (Massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32)

Para a massa do ácido sulfúrico(H2SO4):

H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) +2 H2O(liq)

98g de H2SO4 _____ 142g de Na2SO4

X de H2SO4 _____ 28,4g de Na2SO4

X = 196g de de H2SO4

Para a massa do Hidróxido de sódio(NaOH): 2 x 40g de NaOH ______ 142g de Na2SO4

Y de NaOH ______ 28,4g de Na2SO4

Pureza

Em alguns casos na estequiometria os reagentes da reação apresentam em sua composição impurezas, principalmente em reações industriais, ou porque são mais baratos ou porque já são encontrados na natureza acompanhados de impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os minérios). Consideremos o caso do calcário, que é um mineral formado principalmente por CaCO3 (substância principal), porém acompanhado de várias outras substâncias (impurezas). Digamos que tenhamos 100kg do mineral calcário, porém, 90kg são compostos por CaCO3, que é o componente principal desse minério e o que necessariamente vai reagir numa

reação química qualquer. Sendo assim, dizemos que 90% de todo minério recolhido é CaCO3, logo, 10kg são

apenas impurezas, que, geralmente, não reagem e não entram no cálculo estequiométrico. Com essa análise chegamos a conclusão que essa amostra de minério tem 90% de pureza, ou seja, dos 100kg que nós recolhemos 90kg serão utilizados.

Sendo assim, define-se:

Porcentagem ou grau de pureza é a porcentagem da massa da substância pura em relação à massa total da amostra.

Vejamos um exemplo:

Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, segundo a equação abaixo:

CaCO3 → CaO + CO2

Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800 g de calcita? Resolução:

O enunciado nos diz que a calcita contém apenas 80% de CaCO3 . Temos então o seguinte cálculo de

porcentagem:

1ª linha) 800 g de calcita _________ _100%

2ª linha) x g de CaCO3_________ 80% de → Grau de pureza

X = 640 g de CaCO3 puro

Note que é apenas essa massa (640g de CaCO3 puro)que irá participar da reação. Assim, teremos o seguinte

2º exemplo

Deseja-se obter 180 L de dióxido de carbono, medidos nas condições normais de temperatura e pressão, pela calcinação de um calcário com 90% de pureza de CaCO3 (massas atômicas: C = 12; O = 16; Ca = 40). Qual é a

massa de calcário necessária?

CaCO3 → CaO + CO2

Resolução:

Esta questão é do “tipo inverso” da anterior. Na anterior era dada a quantidade do reagente impuro e pedida a quantidade do produto obtido, agora é dada a quantidade do produto que se deseja obter e pedida a quantidade do reagente impuro que será necessária. Pelo cálculo estequiométrico normal, teremos sempre quantidades de substâncias puras:

CaCO3 → CaO + CO2

100 g ____ _{22,4 L (CNTP)} x ____ _{180 L (CNTP)} x = 803,57 g de CaCO3 puro

A seguir, um cálculo de porcentagem nos dará a massa de calcário impuro que foi pedida no problema: 803,57g CaCO3 puro ________ 90%

X g ________ _100%

x = 892,85 g de calcário impuro

Note que a massa obtida (892,85g) é forçosamente maior que a massa de CaCO3 puro (803,57g) obtida no

cálculo estequiométrico, pois na massa do minério encontrada está contida as impurezas.

Rendimento

Vamos considerar a reação C + O2 →CO2 , supondo que deveriam ser produzidos 100 litros de CO2 (CNPT);

vamos admitir também que, devido a perdas, foram produzidos apenas 90 litros de CO2 (CNPT), logo o

rendimento foi de 90%.

100L _______ 100% 90L _______ x

X= 90%

Em casos assim, dizemos que:

Rendimento é o quociente entre a quantidade de produto realmente obtida em uma reação e a quantidade que teoricamente seria obtida, de acordo com a equação química correspondente.

Exemplo:

Num processo de obtenção de ferro a partir da hematita (Fe2O3), considere a equação balanceada:

Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO

(Massas atômicas: C = 12; O = 16; Fe = 56)

Utilizando-se 4,8 toneladas (t) de minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro produzida será de:

a) 2.688 kg b) 3.360 kg c) 1.344 t d) 2.688 t e) 3.360 t

Resolução: Após o balanceamento da equação, efetuamos o cálculo estequiométrico da forma usual MMFe

2

O

3

= (56x2) + (16x3) = 160g 160g de Fe2O3 ________ 112g de Fe 4,8 x106 g de Fe2O3 ________

x

X = 3,36 x106 g 3,36 x106 g ______ 100% Y ______ 80% Y = 2,688 x106 g ou 2688 Kg

Gases fora das CNTP

Definimos a equação geral dos gases de Clapeyron como:

PV = nRT

Podemos expressar o número de mol (n) da seguinte maneira também:

PV =

𝒎 𝑴.𝑴

RT

Onde: P = Pressão do gás (atm) V = Volume do gás (L) n = Quantidade do gás (mol) m = Massa do gás (g) M.M = Massa molar do gás(g)

R = Constante universal dos gases perfeitos (L.atm.mol-1.K-1) T = Temperatura do gás (medida em Kelvin)

Volume molar fora das CNTP(Condições Normais de Temperatura e Pressão)

Definimos que uma substância está fora das CNTP se as condições de temperatura e pressão são diferentes de 0ºC e 1 atm. Quando são usados valores randômicos para esses parâmetros calculamos seu volume a partir da equação de Clapeyron.

Exemplo:

Dada a reação: Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3 CO2(g)

Sabendo que a massa de um mol de ferro é de 56g, calcule a massa de ferro produzida quando 8,2L de CO2

são formados a 2 atm e 127ºC.

Primeiramente amos calcular quantos litros de CO2 são produzidos quando, nas mesmas condições de

temperatura e pressão dadas no texto, temos 3 mol do mesmo(quantidade estequiométrica de mol de gás CO2 PV =nRT

2.V = 3 . 0,082 . 400 V = 49,2L

Assim, quando se produz 2 mol de ferro nas condições dadas eu produzo 49,2L de CO2 , com uma regrade três,

consigo estabelecer quantas gramas de ferro eu produziria com 8,2L de CO2.

2x56 gramas de ferro ______ _{49,2L deCO2} Y gramas de ferro ______ _{8,2L de CO}

2

Y = 18,7g de ferro (aproximadamente)

Reação com reagente em excesso ou limitante

Toda reação química ocorre de acordo com a proporção estequiométrica constante, indicada pelos seus coeficientes.

Porém, em alguns casos, teremos um dos reagentes sendo totalmente consumidos e outro com excesso(sobra) no final da reação.

O reagente totalmente consumido neste tipo de reação é chamado reagente limitante. E o reagente com “sobra” será chamado reagente em excesso.

Exemplo 1:

Possui proporção estequiométrica de: 3 mols H2 + 1 mol de N2 ⇌ 2 mols de NH3 Proporção: 3 : 1 : 2

Se quiser produzir o triplo de NH3, precisamos manter a proporção: 9 mols H2 + 3 mols de N2 ⇌ 6 mols de NH3

Proporção: 9 : 3 : 6

No entanto, se estiver reagindo:

6 mols H2 + 4 mols de N2 ⇌ 4 mols de NH3

Proporção dada: 6 : 4 : 4 - A reação possui mais N2 do que o necessário.

Proporção correta: 6 : 2 : 4

O N2 está em excesso: 2 mols de excesso

O H2 é o reagente limitante, pois é totalmente consumido.

Exemplo 2:

Qual o reagente em excesso e qual o reagente limitante quando reagimos 128g de SO2 com 48g de O2. Massa molar: S = 32g/mol, O = 16g/mol.

Possui proporção estequiométrica de: 1 mol SO2 + ½ mol de O2 ⇌ 1 mol de SO3 Proporção em mol: 1 : ½ : 1

Proporção em massa: 64g : 16g : 80g

Se quiser reagir 128g de SO2 com 48g de O2, precisamos manter a proporção: 64g de SO2 reage com 16g de O2

128g (2 x 64) de SO2 reagiria também com o dobro de O2, 32g.

Como se pode observar os 128g de SO2 reagem, portanto ele é o reagente limitante.

E somente 32g de O2 precisam reagir para consumir toda a massa de SO2 e como temos 48g de O2, 16g do mesmo estão em excesso, ou seja, 16g de O2 não reagem (sobram).

Reações consecutivas

Para que seja possível relacionar substâncias que dão sequência a reações consecutivas, é preciso que haja uma substância comum entre elas. Sendo assim, será possível determinar coeficientes comum entre essas equações.

São reações consecutivas, por exemplo: S8 + O2 → SO2

SO2 + ½ O2 → SO3 SO3 + H2O → H2SO4

Nota-se que o SO2 é comum a equação 1 e 2, e o SO3 é comum a equação 2 e 3. Sendo possível criar uma relação entre as três equações.

Sendo assim, para cada 8 mols de S8 pode-se produzir quantos mols de H2SO4?

Pode-se produzir 8 mols de H2SO4 a partir de 1 mol de S8 Exemplo:

Qual a massa de CO2 produzida pela queima de 36g de C com excesso de O2.

C + ½ O2 → CO CO + ½ O2 → CO2

Pela estequiometria da reação sabemos que:

12g de C produz 28g de CO, e 28g de CO produz 44g de CO2.

Logo,

36g (3 x 12g) de C produz 84g (3 x 28g) de CO, e 84g de CO produz 144g (3 x 44g) de CO2. Mantendo assim a proporção existente entre as equações intermediadas pelo CO.

Exercícios

1.

(Enem 2017) O ácido acetilsalicílico, AAS (massa molar igual a 180 g mol), é sintetizado a partir da

reação do ácido salicílico (massa molar igual a 138 g mol) com anidrido acético, usando-se ácido

sulfúrico como catalisador, conforme a equação química:

Após a síntese, o AAS é purificado e o rendimento final é de aproximadamente 50%. Devido às suas propriedades farmacológicas (antitérmico, analgésico, anti-inflamatório, antitrombótico), o AAS é utilizado como medicamento na forma de comprimidos, nos quais se emprega tipicamente uma massa de 500 mg dessa substância.

Uma indústria farmacêutica pretende fabricar um lote de 900 mil comprimidos, de acordo com as especificações do texto. Qual é a massa de ácido salicílico, em kg, que deve ser empregada para esse

fim? a) 293 b) 345 c) 414 d) 690 e) 828

2.

(Enem 2016) A minimização do tempo e custo de uma reação química, bem como o aumento na sua taxa de conversão, caracteriza a eficiência de um processo químico. Como consequência, produtos podem chegar ao consumidor mais baratos. Um dos parâmetros que mede a eficiência de uma reação química é o seu rendimento molar (R, em %), definido como

produto reagente limitante n R 100 n = 

em que n corresponde ao número de mols. O metanol pode ser obtido pela reação entre brometo de metila e hidróxido de sódio, conforme a equação química:

3 3

CH Br+NaOH→CH OH NaBr+

As massas molares (em g mol) desses alimentos são: H=1; C=12; O=16; Na=23; Br=80.

O rendimento molar da reação, em que 32 g de metanol foram obtidos a partir de 142,5 g de brometo

de metila e 80 g de hidróxido de sódio, é mais próximo de a) 22%. b) 40%. c) 50%. d) 67%. e) 75%.

3.

(Enem 2015) Para proteger estruturas de aço da corrosão, a indústria utiliza uma técnica chamada galvanização. Um metal bastante utilizado nesse processo é o zinco, que pode ser obtido a partir de um minério denominado esfalerita (ZnS), de pureza 75%. Considere que a conversão do minério em zinco

metálico tem rendimento de 80% nesta sequência de equações químicas:

2 2 2 2 ZnS 3 O 2 ZnO 2 SO ZnO CO Zn CO + → + + → +

Considere as massas molares: ZnS (97 g mol); O₂ (32 g mol); ZnO (81 g mol); SO₂ (64 g mol);

CO (28 g mol); CO₂ (44 g mol); e Zn (65 g mol).

Que valor mais próximo de massa de zinco metálico, em quilogramas, será produzido a partir de 100 kg

de esfalerita? a) 25 b) 33 c) 40 d) 50 e) 54

4.

(Enem 2014) Grandes fontes de emissão do gás dióxido de enxofre são as indústrias de extração de cobre e níquel, em decorrência da oxidação dos minérios sulfurados. Para evitar a liberação desses óxidos na atmosfera e a consequente formação da chuva ácida, o gás pode ser lavado, em um processo conhecido como dessulfurização, conforme mostrado na equação (1).

3(s) 2(g) 3(s) 2(g)

CaCO +SO →CaSO +CO (1)

Por sua vez, o sulfito de cálcio formado pode ser oxidado, com o auxílio do ar atmosférico, para a obtenção do sulfato de cálcio, como mostrado na equação (2). Essa etapa é de grande interesse porque

o produto da reação, popularmente conhecido como gesso, é utilizado para fins agrícolas.

3(s) 2(g) 4(s)

2 CaSO +O →2 CaSO (2)

As massas molares dos elementos carbono, oxigênio, enxofre e cálcio são iguais a 12g / mol, 16g / mol, 32g / mol e 40g / mol, respectivamente.

BAIRD, C. Química ambiental. Porto Alegre: Bookman. 2002 (adaptado).

Considerando um rendimento de 90% no processo, a massa de gesso obtida, em gramas, por mol de gás retido é mais próxima de

a) 64 b) 108 c) 122 d) 136 e) 245

5.

(Enem 2013) A produção de aço envolve o aquecimento do minério de ferro, junto com carvão (carbono) e ar atmosférico em uma série de reações de oxirredução. O produto é chamado de ferro-gusa e contém cerca de 3,3% de carbono. Uma forma de eliminar o excesso de carbono é a oxidação a partir do aquecimento do ferro-gusa com gás oxigênio puro. Os dois principais produtos formados são aço doce (liga de ferro com teor de 0,3% de carbono restante) e gás carbônico. As massas molares aproximadas dos elementos carbono e oxigênio são, respectivamente, 12 g/mol e 16 g/mol.

LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. São Paulo: Edgard Blücher, 1999 (adaptado).

Considerando que um forno foi alimentado com 2,5 toneladas de ferro-gusa, a massa de gás carbônico formada, em quilogramas, na produção de aço doce, é mais próxima de

a) 28. b) 75. c) 175. d) 275. e) 303.

6.

(Enem 2012) No Japão, um movimento nacional para a promoção da luta contra o aquecimento global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO2 a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade de CO2 emitida todo dia, por meio de pequenos gestos ecológicos, como diminuir a queima de gás de cozinha.

Um hambúrguer ecológico? É pra já! Disponível em: http://lqes.iqm.unicamp.br. Acesso em: 24 fev. 2012 (adaptado).

Considerando um processo de combustão completa de um gás de cozinha composto exclusivamente por butano (C4H10), a mínima quantidade desse gás que um japonês deve deixar de queimar para atender à meta diária, apenas com esse gesto, é de

Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol)

a) 0,25 kg. b) 0,33 kg. c) 1,0 kg. d) 1,3 kg. e) 3,0 kg.

7.

(Enem 2012) Aspartame é um edulcorante artificial (adoçante dietético) que apresenta potencial adoçante 200 vezes maior que o açúcar comum, permitindo seu uso em pequenas quantidades. Muito usado pela indústria alimentícia, principalmente nos refrigerantes diet, tem valor energético que corresponde a 4 calorias/grama. É contraindicado a portadores de fenilcetonúria, uma doença genética rara que provoca o acúmulo da fenilalanina no organismo, causando retardo mental. O IDA (índice diário aceitável) desse adoçante é 40 mg/kg de massa corpórea.

Disponível em: http://boaspraticasfarmaceuticas.blogspot.com. Acesso em: 27 fev. 2012.

Com base nas informações do texto, a quantidade máxima recomendada de aspartame, em mol, que uma pessoa de 70 kg de massa corporal pode ingerir por dia é mais próxima de

Dado: massa molar do aspartame = 294g/mol a) 1,3  10–4_. b) 9,5  10–3_. c) 4  10–2_. d) 2,6. e) 823.

8.

(Enem 2011) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. Também pode ser empregado em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. Na presença de soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a equação a seguir:

2 2 4 2 4 2 4 2 4 2

5 H O (aq) 2 KMnO (aq) 3 H SO (aq)+ + →5 O (g) 2 MnSO (aq) K SO (aq) 8 H O ( )+ + +

ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química. São Paulo: McGraw-Hill, 1992.

De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio necessária para reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a a) 2,0 10 mol 0 b) 2,0 10 −3mol c) 8,0 10 mol −1 d) 8,0 10 −4mol e) 5,0 10 −3mol

9.

(Enem 2010) As mobilizações para promover um planeta melhor para as futuras gerações são cada vez mais frequentes. A maior parte dos meios de transporte de massa é atualmente movida pela queima de um combustível fóssil. A título de exemplificação do ônus causado por essa prática, basta saber que um carro produz, em média, cerca de 200g de dióxido de carbono por km percorrido.

Revista Aquecimento Global. Ano 2, nº 8. Publicação do Instituto Brasileiro de Cultura Ltda.

Um dos principais constituintes da gasolina é o octano (C8H18). Por meio da combustão do octano é possível a liberação de energia, permitindo que o carro entre em movimento. A equação que representa a reação química desse processo demonstra que

a) no processo há liberaçao de oxigênio, sob a forma de O2.

b) o coeficiente estequiométrico para a água é de 8 para 1 do octano. c) no processo há consumo de água, para que haja liberação de energia. d) o coeficiente estequiométrico para o oxigênio é de 12,5 para 1 do octano. e) o coeficiente estequiométrico para o gás carbônico é de 9 para 1 do octano.

10.

(Enem 2ª aplicação 2010) O flúor é usado de forma ampla na prevenção de cáries. Por reagir com a hidroxiapatita [Ca (PO ) (OH) ]_{10 4 6 2} presente nos esmaltes dos dentes, o flúor forma a fluorapatita

10 4 6 2

[Ca (PO ) F ], um mineral mais resistente ao ataque ácido decorrente da ação de bactérias

específicas presentes nos açúcares das placas que aderem aos dentes.

Disponível em: http://www.odontologia.com.br. Acesso em: 27 jul. 2010 (adaptado).

A reação de dissolução da hidroxiapatita é:

2 2

10 4 6 2 (s) (aq) (aq) 4 (aq) 2 ( )

[Ca (PO ) (OH) ] +8H+ →10Ca + +6HPO − +2H O

Dados: Massas molares em g mol− [Ca (PO ) (OH) ]_{10 4 6 2} =1.004; HPO₄2− =96; Ca 40.=

Supondo-se que o esmalte dentário seja constituído exclusivamente por hidroxiapatita, o ataque ácido que dissolve completamente 1mg desse material ocasiona a formação de, aproximadamente, a) 0,14 mg de íons totais.

b) 0,40 mg de íons totais. c) 0,58 mg de íons totais. d) 0,97 mg de íons totais. e) 1,01mg de íons totais.

Gabarito

1. D 3 Ácido salicílico 3 3 M 138 g 138 10 kg 500 mg 500 10 g

Ácido salicílico Anidrido acético AAS Ácido acético 138 10 kg − − − = =  =  + ⎯⎯→ +  (kg) 180 g 0,50 m  3 3 3 (kg) 5 3 3 5 Ácido salicílico 5 6 Ácido salicílico Ácido salicílico 500 10 g 138 10 kg 500 10 g m 180 g 0,50 Para 900.000 (9 10 ) comprimidos : 138 10 kg 500 10 g m 9 10 180 g 0,50 m 6.900 10 10 kg m 690 kg − − − − − −     =      =    =   = 2. D 3 3 CH OH=32; CH Br=95; NaOH=40. 3 3 CH Br NaOH CH OH NaBr 95 g + → + 40 g 32 g 142,5 g 80 g 32 g 95 80 7.600 142,5 40 5.700 7.600 5.700  =  =  3 3 CH Br NaOH CH OH NaBr 95 g + → + 40 g 32 g 142,5 g Excesso de reagente 80 g 3 CH OH m 3 CH OH m 48 g 48 g =

100% de ren dim ento

32 g r

r=66,666%67%

3. C Teremos: 2 2ZnS + 3O → 2ZnO + 2SO₂ 2ZnO ₂ Global 2 2 2 + 2CO 2Zn + 2CO

2ZnS + 3O + 2CO 2SO 2Zn + 2CO 2 97 g → ⎯⎯⎯⎯→ +  2 65 g 0,80 0,75 100 kg    _Zn Zn m m =40,206 kg40 kg 4. C Teremos: 3(s) 2(g) 3(s)

2CaCO +2SO → 2CaSO _2(g)

3(s) 2CO (1) 2 CaSO + 2(g) 4(s) Global 3(s) 2(g) 2(g) 4(s) O 2 CaSO (2)

2CaCO 2SO O 2 CaSO

+ → + + ⎯⎯⎯⎯→ gás retido " gesso " Global 3(s) 2(g) 2(g) 4(s)

2CaCO 2SO O 2 CaSO

2 mol + + ⎯⎯⎯⎯→ 2 136 g 0,90 1 mol   4 (s) 4 (s) CaSO CaSO m m =122,4 g 5. D

O ferro gusa tem 3,3 % de carbono e de acordo com o enunciado, o excesso de carbono é retirado formando uma liga (aço doce) com 0,3 % de carbono, ou seja, 3,0 % de carbono (3,3 % - 0,3 %) é retirado. Então:

2

2,5 t 2500 kg de ferro gusa (total); C 12; CO 44. 2500 kg = = = carbono retirado 100 % m carbono retirado 2 2 3,0% m 75 kg C O CO 12 g = + → 44 g 75 kg 2 2 CO CO m m =275 kg 6. B

A partir da equação da combustão completa do butano, vem:

4 10 2 2 2 C H (g) 6,5O (g) 4CO (g) 5H O( ) 58 g + → + 4 10 C H 4 44 g m  4 10 C H 1 kg m =0,3295=0,33 kg 7. B

De acordo com o enunciado o IDA (índice diário aceitável) desse adoçante é 40 mg/kg de massa corpórea: 1 kg (massa corporal) 40 mg (aspartame)

70 kg (massa corporal) _aspartame

aspartame m m 2800 mg 2,8 g 294 g = = 1 mol (aspartame) 2,8 g _aspartame 3 aspartame n n =9,5 10 − mol 8. D

Temos 20 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio, ou seja:

= 2 2 1 L 1000 mL 0,1 mol(H O ) 2 2 1000 mL n mol(H O ) = 2 2 H O 20 mL n 0,002 mol 2 2 4 2 4 2 4 2 4 2

5 H O (aq) 2 KMnO (aq) 3 H SO (aq) 5 O (g) 2 MnSO (aq) K SO (aq) 8 H O ( ) 5 mol + + → + + + 2 mol 0,002 mol 4 n' mol n'=0,0008 mol=8,0 10 − mol 9. D

Combustão completa de 1 mol octano (C8H18):

1C8H18 + 12,5O2 → 8CO2 + 9H2O 10. D Teremos:

(

) ( )

_{( )} +( ) + ( )− ( ) − −   + → + +   − − − − − − − − − −  +  − − − − − − − − − − =  = 2 2 10 4 6 2 s aq (aq) 4 aq 2 I 3 (íons totais) 4 (íons totais) Ca PO OH 8H 10Ca 6HPO 2H O 1004 g (10 40 g 6 96 g) 10 g m m 9,7 10 g 0,97 mg

Funções Orgânicas – Feijão com Arroz

Resumo

Funções Oxigênadas

Funções hidroxiladas: álcool, enol e fenol

Para identificá-las, você precisa apenas analisar o carbono ao qual a hidroxila se liga. Se for um carbono que só faz ligações simples (“saturado”), identificamos a função como álcool. Se o grupo ‘OH’ se liga a um carbono pertencente a um anel benzênico (benzeno), dizemos que a função é fenol. Se o carbono ao qual a hidroxila se liga for um carbono insaturado e não é de um anel aromatico, a função será enol.

Analise as imagens para entender:

Figura 1. Exemplo de álcool – hidroxila em carbono saturado

Figura 2. Exemplo de fenol – hidroxila em anel aromático

Figura 3. Exemplo de enol – hidroxila em carbono insaturado.

Nomenclatura dos álcoois

O nome de um álcool deriva da regra de nomenclatura dos hidrocarbonetos com a ressalva de que o sufixo, o que indica a função da molécula, deve ser “ol”.

No exemplo, temos o seguinte nome:

propan-2-ol ou álcool iso-propílico

Antes de ver abaixo a explicação, tente analisar o nome e entender, por você mesmo, a nomenclatura IUPAC. Depois leia as regras abaixo como uma espécie de feedback.