Química. Física e Química. Ensino Profissional Q3 Q4 Q5. Módulos Extensões. Teresa Sobrinho Simões Maria Alexandra Queirós Maria Otilde Simões

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Ensino Profissional

Teresa Sobrinho Simões

Maria Alexandra Queirós Maria Otilde Simões

Módulos Q3 · Q4 · Q5

Extensões E.Q3 · E.Q4 · E.Q5

Química

Física e Química

O

o

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CPQ345 © Porto Editora

1. REAÇÕES QUÍMICAS 8

1.1. Aspetos qualitativos de uma reação química 8

1.2. Aspetos quantitativos de uma reação química 18

2. ASPETOS ENERGÉTICOS DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 25

2.1. Energia envolvida numa reação química 25

2.2. Reações endotérmicas e exotérmicas 29

3. REAÇÕES INCOMPLETAS E EQUILÍBRIO QUÍMICO 32

3.1. Reversibilidade das reações químicas 32

3.2. Aspetos quantitativos do equilíbrio químico 34

3.3. Equilíbrios e desequilíbrios de um sistema reacional 42

Atividade experimental 1 50

1. EQUILÍBRIO QUÍMICO HETEROGÉNEO 55

1.1. Equilíbrio de solubilidade 55

1.2. Alguns fatores que alteram o equilíbrio de solubilidade 60

1.3. A importância do equilíbrio de solubilidade 62

1. ÁCIDOS E BASES NA NATUREZA: A CHUVA E A CHUVA ÁCIDA 66

1.1. A água da chuva e a água da chuva ácida: composição química e pH 66

1.2. A água destilada e a água pura 67

2. ÁCIDOS E BASES DE ACORDO COM A TEORIA PROTÓNICA DE BRÖNSTED-LOWRY 68

2.1. Perspetiva histórica dos conceitos ácido e base 68

2.2. Produtos do quotidiano e os ácidos e bases segundo a teoria protónica (Brönsted-Lowry) 69

3. IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO 70

3.1. Reações de ionização/dissociação 70

4. AUTOIONIZAÇÃO DA ÁGUA 72

4.1. Constante de equilíbrio para a reação de ionização da água: produto iónico da água – Kw 72

4.2. Relação entre as concentrações de ião hidrónio e de ião hidroxilo: o pH e o pOH 74

5. EQUILÍBRIO DE ÁCIDO-BASE 76

5.1. Constante de acidez, Ka, e constante de basicidade, Kb 76

5.2. Força relativa de ácidos e de bases 77

6. COMPORTAMENTO ÁCIDO, BÁSICO OU NEUTRO DE ALGUMAS SOLUÇÕES DE SAIS 81

6.1. Formação de sais por meio de reações ácido-base; reações de neutralização 81

6.2. Comportamento ácido-base de aniões e de catiões em solução aquosa 82

7. INDICADORES DE ÁCIDO-BASE E MEDIÇÃO DE pH 85

7.1. Indicadores colorimétricos de ácido-base 85

7.2. Aparelho medidor de pH; sensor de pH 86

MÓDULO Q4 – EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

EXTENSÃO E.Q3 – EQUILÍBRIO QUÍMICO HETEROGÉNEO

MÓDULO Q3 – REAÇÕES QUÍMICAS. EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO

ÍNDICE

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1. TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE 92

1.1. Caracterização das volumetrias de ácido-base 92

1.2. Carácter ácido, básico ou neutro da solução titulada no ponto de equivalência 92

1.3. Indicadores ácido-base 93

1. REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 104

1.1. Perspetiva histórica dos conceitos de oxidação e redução 104

1.2. Estados de oxidação e Tabela Periódica 105

1.3. Regras para a determinação dos números de oxidação 106

1.4. Espécie oxidada ou redutor e espécie reduzida ou oxidante 108

1.5. Semirreação de oxidação e semirreação de redução 108

1.6. Escrita e acerto de equações de oxidação-redução 109

1.7. Pares conjugados de oxidação-redução 112

1.8. Reação de dismutação 112

2. A COMPETIÇÃO PELA TRANSFERÊNCIA DE ELETRÕES 113

2.1. Forças relativas de oxidantes e de redutores: poder oxidante e poder redutor 113

2.2. Série eletroquímica 114

2.3. Constante de equilíbrio de reações de oxidação-redução: extensão da reação 117

3. AS REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO NA NATUREZA, NO QUOTIDIANO E NA INDÚSTRIA 117

3.1. O metabolismo, a fotossíntese e a respiração como processos biológicos naturais de oxidação-redução 117

3.2. A importância das reações de oxidação-redução em situações do quotidiano 118

3.3. Extração de metais a partir dos respetivos minérios 118

1. CÉLULAS ELETROQUÍMICAS 124

1.1. Perspetiva histórica 124

1.2. Constituição de um elemento de pilha 125

1.3. Reações de elétrodo e representação esquemática do elemento de pilha 125

1.4. Elétrodo-padrão de hidrogénio 126

1.5. Potencial-padrão de elétrodo 127

1.6. Força eletromotriz de um elemento de pilha 128

1.7. Tabela de potenciais-padrão de elétrodo 129

1.8. Células de combustível 130

1.9. Corrosão e sua prevenção 131

2. ELETRÓLISE 132

2.1. Reações de oxidação-redução provocadas por uma corrente elétrica 132

2.2. Eletrólise de sais em fusão 133

2.3. Eletrólise de soluções aquosas 134

2.4. Aplicações industriais da eletrólise 134

2.5. Lei de Faraday para a eletrólise 135

SOLUÇÕES 139

ANEXOS 142

EXTENSÃO E.Q4 – TITULAÇÕES ÁCIDO-BASE

EXTENSÃO E.Q5 – ELETROQUÍMICA

MÓDULO Q5 – EQUILÍBRIO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

(4)

1.2.3. Rendimento de uma reação

Mesmo que todos os reagentes, numa reação química, estejam nas proporções estequiométricas (proporção indicada pelos coeficientes da equação química respetiva), a reação pode não ser completa2_.

A extensão de uma reação pode avaliar-se através do cálculo do rendimento da reação que se costuma designar por h (letra grega “eta”).

O rendimento de uma reação química obtém-se a partir da relação de dois valores obtidos de produto (valor real e valor teórico):

• Valor real – a quantidade química, o volume (gases) ou a massa real que se obtém, em determinadas condições, que têm de ser explicitadas;

• Valor teórico – a quantidade química, o volume (gases) ou massa teórica obtida de acordo com a estequiometria da reação, a partir do reagente limi-tante (se o houver).

ou ou h(%) = n (real) n (teórica) * 100 h(%) = m (real) m (teórica) * 100 h(%) = V (real) V (teórico) * 100 22| Módulo Q3 CPQ345 © Porto Editora

•Uma reação diz-se completa se, pelo menos, um dos reagentes se transforma quase integralmente nos pro-dutos de reação, ou seja, se o seu rendimento se aproxima muito de 100% (ou 1).

•Uma reação diz-se incompleta se nenhum deles se esgota, sendo neste caso o rendimento inferior a 100% (ou 1).

Porque será possível expressar-se o rendimento de uma reação química em função de diferentes grandezas?

Exercício resolvido

O metanol (álcool metílico) pode ser produzido a altas pressões, segundo a seguinte equação química:

CO(g) + 2 H2(g) " CH3OH(L)

Estime qual o rendimento da reação quando se obtêm 6,1 t (6,1 * 106_{g) de}

metanol a partir de 1,2 t (1,2 * 106_{g) de di-hidrogénio com excesso de CO.}

CO(g) + 2 H2(g) " CH3OH(L) 28,0 4,0 32,0 " (massas estequiométricas em g) g de metanol h =6,1 * 10 6 9,6 * 106* 100 § h ) 64% 1,2 * 106 4,0 = x 32,0 § x = 1,2 * 106_{* 32,0} 4,0 § x = 9,6 * 10 6 § § § § h(%) = m (real) m (teórica) * 100 h(%) = n (real) * MN n (teórica) * MN * 100 h(%) = n (real) n (teórica) * 100 h(%) = V (real) V (teórico) * 100 h(%) = n (real) * V~m n (teórica) * V~m * 100 h(%) = n (real) n (teórica) * 100 ALERTA

Algumas possíveis causas para uma reação não ser completa:

• Condições de operação não favorá-veis.

• Paragem da reação.

• Existência de reações laterais (rea-ções que ocorrem simultaneamente com a reação principal).

• Ocorrência da reação inversa (o que pode conduzir ao equilíbrio químico).

2

As reações de combustão, em sistema aberto, são exemplos de reações que mais se aproximam das reações ditas completas.

h(%) = quantidade, massa ou volume (gases) real de produto

quantidade, massa ou volume (gases) teórico de produto * 100

(5)

REAÇÕES QUÍMICAS. EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO | 23

21. A equação química que traduz a combustão do octano (C8H18) (composto que entra na composição de todas as gasolinas) é a seguinte:

2 C8H18(L) + 25 O2(g) " 16 CO2(g) + 18 H2O(g)

21.1. Calcule a massa de CO2formada num ambiente muito rico em oxigénio quando se queimam 100 g de octano.

21.2. Numa outra situação, a combustão de 100 g de octano originou 92 g de CO2. Calcule o rendimento da reação nesta situação.

22. A benzamida (2) pode ser preparada pela reação de amoníaco concentrado com cloreto de benzoílo (1), segundo a equação química:

C6H5COCL + 2 NH3" C6H5CONH2+ NH4CL

(1) (2)

Numa determinada situação laboratorial, para se obter 11,1 g de benzamida pura, utilizou-se 65 cm3_{de amoníaco}

concentrado (em excesso) e 15,0 g de cloreto de benzoílo.

22.1. Indique uma razão para ser necessário utilizar amoníaco em excesso.

22.2. Selecione, das hipóteses A, B, C ou D, aquela que representa a expressão que permite o cálculo do rendi-mento da reação.

(A) (B) (C) (D)

23. Um dos processos de obtenção de éter hospitalar (C4H10O) consiste na desidratação de álcool etílico (C2H5OH), que se pode traduzir pela seguinte equação química:

2 C2H5OH " C4H10O + H2O

Determine o rendimento deste processo, quando se desidratam 184 g de álcool e se obtêm 111 g de éter.

24. O salitre do Chile (NaNO3) é utilizado como conservante no presunto, na mortadela, etc. Este composto pode ser obtido pela reação entre o ácido nítrico e o hidróxido de sódio segundo a seguinte equação química:

HNO3+ NaHO " NaNO3+ H2O

Se o rendimento da reação for 95%, determine a massa de salitre do Chile que se obtém quando se utilizam 126 g de ácido nítrico.

25. A preparação de silício puro, usado em microchips, envolve a reação entre tetracloreto de silício e magnésio, segundo a seguinte equação química:

SiCL4(L) + 2 Mg(s) " Si(s) + 2 MgCL2(s)

A reação entre 1,70 g de tetracloreto de silício com 9,72 g de magnésio produziu 0,150 g de silício. Determine o rendimento desta reação.

11,1 * 141 121 * 15,0 * 100 (15,0 - 11,1) 15,0 * 100 121 141 * 100 11,1 15,0 * 100

Desafios

1.2.4. Grau de pureza de um reagente

A existência de materiais com impurezas não é novidade, pois é sabido que os químicos lidam com materiais e não com substâncias – 100% de pureza é, na prática, uma percentagem ideal. Basta olhar para um rótulo de um reagente – nem os de mais elevado grau de pureza são 100% puros!

Pode definir-se grau de pureza como:

ALERTA

O grau de pureza de um reagente varia de acordo com o fim a que esse rea-gente se destina e quanto maior for o seu grau de pureza maior será o seu preço.

Grau de pureza (%) = massa da substância pura

massa do material (substância pura mais impurezas) * 100

(6)

138| Extensão E.Q5

ATIVIDADE EXPERIMENTAL 2

Eletrólise da água

Ligam-se dois tubos contendo uma solução aquosa de ácido sulfúrico (1). Quando a corrente elétrica passa através do sistema, ocorre uma oxidação num elétrodo e uma redução no outro. A eletrólise da água acidulada gera dois pro-dutos gasosos, hidrogénio e oxigénio, nos elétrodos. O papel do ácido sulfúrico é o de permitir a passagem de carga elétrica de um elétrodo de platina para o outro elétrodo. À medida que o tempo passa o volume em cada um dos tubos é diferente (2 e 3). Pode ler-se o volume de gás produzido em cada um dos tubos graduados. Quando se reco-lhe o gás do tubo da esquerda e se aproxima um fósforo aceso ouve-se uma detonação que indica a presença de hidrogénio (4 e 5). Quando se aproxima outro fósforo aceso da boca do tubo da direita, o fósforo arde mais intensa-mente indicando a presença de oxigénio (6 e 7).

Se ao aproximar um fósforo aceso do gás do tubo da esquerda provocar uma detonação " é hidrogénio. 30 min depois.

No início. O equipamento.

Se ao aproximar um fósforo aceso do gás do tubo da direita, ele arder mais intensamente " é oxigénio.

1 2

4 5

6 7

3

(7)

MÓDULO Q3 – REAÇÕES

QUÍMICAS. EQUILÍBRIO

QUÍMICO HOMOGÉNEO

Página 13 1. 1.1. Fe(HO)3 1.2. Na2SO4 1.3. BaO2 1.4. Cu2O 1.5. CaF2 1.6. Mg(HO)2 1.7. H2SO3 1.8. HCL 1.9. AL2O3 1.10. CuCl2.2 H2O 1.11. NH3 1.12. N2O4 1.13. HNO3 1.14. Cu(HO)2 1.15. Li2O2 1.16. (NH4)3PO4 1.17. Fe(NO3)2 1.18. CuSO4.5 H2O 1.19. Cu2S 1.20. SO3 2. 2.1. Amoníaco 2.2. Fosfato de prata 2.3. Hidrogenocarbonato de alumínio 2.4. Nitrato de hidrogénio/Ácido nítrico 2.5. Tetróxido de diazoto

2.6. Hipoclorito de sódio 2.7. Hidróxido de cálcio 2.8. Peróxido de bário

2.9. Sulfato de hidrogénio/Ácido sulfúrico 2.10. Sulfato de amónio

2.11. Fluoreto de magnésio 2.12. Hidrogenossulfito de lítio 2.13. Fluoreto de cálcio 2.14. Óxido de alumínio

2.15. Sulfureto de hidrogénio/Ácido sulfídrico 2.16. Peróxido de sódio

2.17. Cloreto de zinco

2.18. Nitrito de cobalto(II) hexa-hidratado 2.19. Carbonato de bário 2.20. Óxido de sódio Página 14 3. (A) 2 H2(g) + O2(g) " 2 H2O(g) (B) CaCO3(s) " CO2(g) + CaO(s) (C) 2 FeO(s) + C(s) " " 2 Fe(s) + CO2(g)

4. (A) Uma mole de cloreto de sódio aquoso reage com uma mole de nitrato de prata aquoso dando origem a uma mole de nitrato de sódio aquoso e uma mole de clo-reto de prata sólido.

(B) Duas moles de octano líquido reagem com 25 moles de oxigé-nio gasoso dando origem a dezasseis moles de dióxido de carbono gasoso e dezoito moles de vapor de água.

(C) Duas moles de amoníaco gasoso reagem com uma mole de ácido sul-fúrico aquoso e dão origem a duas moles de sulfato de amónio aquoso.

5.

5.1. Reagentes: nitrato de prata e iodeto de sódio.

Produtos: iodeto de prata e nitrato de sódio.

5.2. AgN03(aq) + NaI(aq) "

" AgI(s) + NaNO₃(aq) 6. (A) Zn(s) + H2SO4(aq) "

" H2(g) + ZnSO4(aq)

(B) CaCO3(s) + 2 HCL(aq) "

" CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(L)

7. (A) Óxido de sódio. (B) Potássio. (C) Carbono. (D) Enxofre/oxigénio. Página 16

8. (A) Dissolução do comprimido tritu-rado.

(B) Queima de serrim. (C) Etanol gasoso. Página 17

9.

9.1. (A) Síntese. (B) Dupla troca. (C) Síntese. (D) Simples troca. (E) Dupla troca.

9.2. (A) Duas moles de magnésio sólido reagem com uma mole de dioxi-génio para formar duas moles de óxido de magnésio sólido. (B) Em solução aquosa duas moles

de brometo de sódio reagem com uma mole de hidróxido de cálcio, dando origem a uma mole de brometo de sódio e duas moles de hidróxido de sódio. (C) Duas moles de amoníaco gasoso

reagem com uma mole de ácido sulfúrico em solução aquosa, dando origem a uma mole de sul-fato de amónio em solução aquosa.

(D) Três moles de chumbo sólido reagem com duas moles de ácido fosfórico, em solução aquosa, dando origem a uma mole de fosfato de chumbo em solução aquosa e a três moles de hidrogénio gasoso.

(E) Em solução aquosa, três moles de ácido bromídrico reagem com uma mole de hidróxido de alumí-nio dando origem a uma mole de brometo de alumínio e três moles de água líquida.

Página 19

10. Corretas: (A) e (D). Incorretas: (B) e (C).

11.

11.1. (A) II (B) IV (C) III (D) I 11.2. (A) cloreto de bário, fosfato de bário;

(B) nitrato de chumbo, cromato de potássio;

(C) sulfureto de hidrogénio, cloreto de hidrogénio;

(D) clorato de potássio, cloreto de potássio; 12. 2 Al(L) + 3 BaO(s) " " 3 Ba(L) + Al2O3(s) 13. 2 Na(s) + 2 H2O(L) " " 2 NaHO(aq) + H2(g) Mg(s) + 2 H2O(L) " " Mg(HO)2(s) + H2(g)

14. I – Duas moles de carbono sólido reagem com uma mole de dioxigé-nio originando duas moles de monó-xido de carbono gasoso.

II – Uma mole de monóxido de car-bono gasoso reage com três moles de óxido de ferro(III) (Fe2O3) sólido e

formam-se duas moles de óxido salino de ferro (Fe3O4) sólido e uma

mole de dióxido de carbono gasoso. III – Uma mole de óxido salino de

ferro (Fe3O4) sólido reage com

qua-tro moles de monóxido de carbono gasoso formando-se quatro moles de dióxido de carbono gasoso e três moles de ferro líquido.

15. (A) C3H8(g) + 5 O2(g) " " 4 H2O(g) + 3 CO2(g) (B) CH3OH(L) + O2(g) " " 2 H₂O(g) + CO2(g) (C) CaCO3(s) " CaO(s) + CO2(g) Página 21 16. Falsas: (A) e (B). Verdadeiras: (C) e (D). 17. 17.1. 2 Mg(s) + O2(g) " 2 MgO(s) 17.2. Mg. n (Mg) = 8,2 * 10- 2mol; V (O2) = 1000 cm3 Apenas é necessário V (O2) = 920 cm3.

O magnésio está em menor quanti-dade relativamente à estequiometria; é o reagente limitante. 17.3. 8,2 * 10- 2mol de MgO. 18. Verdadeiras: (E), (G) e (H). Falsas: (A), (B), (C), (D) e (F). 19. 18 728 chips. 20. 20.1. Água. 20.2. 9,47 g de H2S. 20.3. 1,10 g de AL2S3. Página 23 21. 21.1. m (CO2) = 309 g. 21.2. O rendimento seria 29,8%. 3 2 SOLUÇÕES | 139