15 a 22 - Teca CECIERJ

Aulas 15
a 22
Volume
Isabella Ribeiro Faria
Elementos de Química Geral
2
Elementos de Química Geral
Volume 2 - Aulas 15 a 22
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Isabella Ribeiro Faria
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F224e
Faria, Isabella Ribeiro
Elementos de química geral. v. 2 / Edilson Clemente. –
Rio de Janeiro: Fundação CECIERJ, 2008.
95 p.; 21 x 29,7 cm.
ISBN: 85-7648-226-6
1. Química geral. 2. Reações químicas. 3. Pilhas.
4. Relações numéricas. 5. Cálculos esquiométricos.
CDD: 540
2008/1
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Elementos
de Química Geral
SUMÁRIO
Volume 2
Aula 15 – Reações de óxido-redução______________________________ 7
Aula 16 – Pilhas ____________________________________________ 25
Aula 17 – Relações numéricas__________________________________ 43
Aula 18 – Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol ________ 53
Aula 19 – Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases _______ 63
Aula 20 – Cálculos estequiométricos – Parte lll:
o rendimento real da reação ___________________________
73
Aula 21 – Cálculos estequiométricos – Parte lV:
trabalhando com impurezas ___________________________
81
Aula 22 – Cálculos estequiométricos – Parte V:
trabalhando com excessos_____________________________
89
objetivos
AULA
Reações de óxido-redução
15
Meta da aula
Conceituar os fenômenos de oxidação e redução.
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Calcular número de oxidação (nox).
• Determinar semi-reação de oxidação e redução.
• Determinar oxidante e redutor.
• Balancear equação de óxido-redução.
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
Figura 15.1: Processo de oxidação em uma corrente de ferro.
INTRODUÇÃO
Você já deve ter observado que objetos de prata, como faqueiros e bandejas,
escurecem após ficarem expostos à atmosfera. Os pregos e ferramentas também
enferrujam, ao serem usados freqüentemente, com o decorrer do tempo.
OXIDAÇÃO
Perda de elétrons.
REDUÇÃO
Ganho de elétrons.
Estes fenômenos são exemplos de reações de óxido-redução. Estas reações
são processos químicos muito importantes, remetendo a dois fenômenos
simultâneos: O X I D A Ç Ã O e
REDUÇÃO.
No passado, a palavra oxidação foi empregada para denominar
a reação com oxigênio, como nas reações de metais com oxigênio e
nas de queima de combustíveis. Atualmente este termo é empregado,
de modo mais genérico, para caracterizar a perda de elétrons por uma
espécie química (átomo, íon ou molécula). Entretanto, se uma espécie
perde elétrons, outra terá de recebê-los. Este processo foi denominado
redução.
Reações que ocorrem com transferência de elétrons são chamadas
óxido-redução. Para haver transferência de elétrons, tem de existir a
espécie que perde elétrons, ou seja, a que sofre oxidação; e a que ganha
elétrons, isto é, que sofre redução. Mas como é possível reconhecer essas
reações?
Vamos utilizar o exemplo da combustão do magnésio. Durante
sua queima, produz uma intensa luz branca e brilhante, por isto é muito
utilizado em fogos de artifício.
O magnésio, quando reage com o oxigênio, transforma-se no íon
Mg2+. Isto significa que os átomos de magnésio sofreram oxidação, ou
seja, perderam elétrons. O oxigênio, por sua vez, ao receber os elétrons,
transforma-se em íons O2–, reduzindo-se.
8 CEDERJ
15
AULA
Figura 15.2: Fogos de artifício.
2 Mg + O2 à 2 MgO



2 Mg à 2 Mg2+ + 4 e– (semi-reação de oxidação)

–
2–
(semi-reação de redução)
O2 + 4 e à 2 O
O oxigênio, substância que aceitou elétrons, é denominado agente
oxidante, pois facilitou a oxidação do magnésio e, assim, se reduziu. Já
o magnésio é o agente redutor, pois foi a substância que perdeu elétrons,
propiciando a redução do oxigênio.
!
Lembre-se: Agente Oxidante é a espécie que se reduz e Agente Redutor é a espécie que
se oxida.
Mas como saber qual foi o elemento que perdeu e qual ganhou
elétrons? Para resolver esse problema, os químicos atribuem aos
elementos um número de oxidação (nox).
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
Número de oxidação é a carga que um átomo adquire quando
participa de uma ligação; representa o número de elétrons cedidos,
recebidos e compartilhados. A partir de agora, você verá o número de
oxidação referente aos compostos iônicos e aos covalentes.
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Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
Número de oxidação nos compostos iônicos
Na maioria dos estudos de Química, quando queremos trabalhar
com um composto iônico quase sempre exemplificamos com o NaCl
(cloreto de sódio). Devido a sua aplicabilidade imediata no nosso
cotidiano, este realmente é um excelente exemplo. Para enriquecer nossos
conhecimentos, vamos definir número de oxidação nos compostos iônicos
com um outro exemplo também interessante: o fluoreto de potássio,
utilizado em alguns países na prevenção da cárie dental.
Considerando uma ligação estabelecida entre o potássio (K) e o
flúor (F), temos:
• K, um metal alcalino (Grupo IA). Ele possui 1(um) elétron na
camada de valência e apresenta baixa afinidade eletrônica.
• F, um halogênio (Grupo VIIA). Ele possui 7 (sete) elétrons na
camada de valência e apresenta alta afinidade eletrônica.
doa 1
elétron
recebe
1 elétron
O potássio doa um elétron, originando um cátion potássio (K+);
passa, desta forma, a apresentar uma carga +1. Então, diz-se que o
número de oxidação (nox) do potássio é igual a +1. Por outro lado, o
flúor recebe 1 elétron, originando o ânion fluoreto (F–), que apresenta
uma carga –1. Logo, seu nox é igual a –1.
Número de oxidação nos compostos covalentes
Nos compostos covalentes, não ocorre transferência de elétrons,
e sim compartilhamento. Dessa maneira, pode-se dizer que não há
aparecimento de cargas. Porém, sabendo que o par eletrônico está
mais deslocado para o elemento mais eletronegativo, admite-se que
o par eletrônico “passa” a fazer parte da eletrosfera deste elemento
mais eletronegativo. Sendo assim, adota-se como negativo o número de
oxidação do elemento que “puxou” elétrons, e como positivo o elemento
que “perdeu” elétrons.
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15
Considerando uma ligação estabelecida entre o hidrogênio (H) e
AULA
o Bromo (Br), temos:
• o H, que possui 1 (um) elétron na camada de valência e tem,
segundo a tabela de Linus Pauling, o valor de eletronegatividade
igual a 2,1.
• o Br, um halogênio (Grupo VII A). Ele possui 7 (sete) elétrons
na camada de valência e seu valor de eletronegatividade é 2,8,
segundo a mesma tabela de eletronegatividade.
Na molécula de HBr, um par de elétrons é compartilhado pelos
dois átomos. Sendo o átomo de bromo mais eletronegativo que o átomo
de hidrogênio, o par eletrônico se desloca no sentido do átomo de bromo.
Assim, admitimos que o bromo adquire carga negativa –1, enquanto o
hidrogênio apresenta carga positiva +1. Logo, o nox do bromo é –1, e
do hidrogênio é +1.
Regras práticas para determinação do número de oxidação
Para facilitar seus cálculos, observe o conjunto de normas práticas
para a obtenção do nox. Preparamos “dez mandamentos” que serão
úteis a você:
1º. O nox de cada átomo em uma substância simples é sempre igual
a zero.
Exemplo: Vejamos o acaso do O 2. Como os dois átomos
apresentam a mesma eletronegatividade, não ocorre deslocamento do
par eletrônico e, conseqüentemente, não há formação de cargas. Então,
o nox do oxigênio é zero.
2º. O nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.
Exemplo: O2– nox = –2
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Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
3º. O somatório dos nox de todos os átomos constituintes de um
composto é sempre igual a zero.
Exemplo: Ca+2 F2-1
(+2 x 1) + (-1 x 2) = 0
4º. Nos íons formados por mais de um átomo, a soma algébrica dos nox
é igual à carga do íon.
Exemplo: MnO4–
(+7 x 1) + (-2 x 4) = -1
5º. Os metais alcalinos(grupo 1 da tabela periódica) sempre apresentam
nox = +1.
6º. Os metais alcalino-terrosos (grupo 2 da tabela periódica) sempre
apresentam nox = +2.
7º. Metais que apresentam sempre o mesmo nox: Zn nox = +2, Al nox
= +3, Ag nox= +1.
8º. O flúor, combinado com outro elemento, sempre apresenta nox = –1.
9º. O elemento hidrogênio pode assumir nox = +1 quando estiver ligado a
um elemento mais eletronegativo; e nox = –1, quando ele for o elemento
mais eletronegativo.
10º. O oxigênio tem, geralmente, nox = –2.
Acompanhe o exemplo para entender melhor. Separamos alguns
íons ou compostos e vamos mostrar, passo a passo, como determinar o
nox desses elementos:
a. SF6 S nox = x (?)
F nox = –1 x 6 = –6
Como x –6 = 0, logo x = +6
b. H2AsO4– H nox = +1 x 2 = +2
As nox = x (?)
O nox = –2 x 4 = –8
Como +2 +x –8 = –1, logo x = +5
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c. C2H4O2 C nox = x (?)
AULA
H nox = +1 x 4 = +4
O nox = –2 x 2= –4
Como x + 4 – 4 = 0, logo x = 0
ATIVIDADE
1. Determine o número de oxidação de cada elemento nos seguintes íons
ou compostos:
a. BrO3b. C2O42c. F2
d. CaH2
(
(
(
(
)
)
)
)
Agora podemos identificar uma reação de óxido-redução!
Observe a reação do ataque do ácido clorídrico a uma placa de zinco:
2 HCl + Zn à ZnCl2 + H2
Para caracterizar essa reação como um processo de óxido-redução,
é preciso primeiramente determinar o nox de todos os elementos presentes
na equação.
2 H+1Cl–1 + Zn0 à Zn+2Cl2–1 + H2 0
Zn0 à Zn+2 zinco (Zn) é o elemento oxidado porque perdeu 2
elétrons;
H+1 à H2 0 hidrogênio (H) é o elemento reduzido porque ganhou
1 elétron.
Observe que nada ocorreu com o cloro que apresentava nox
–1(no primeiro membro da equação), e continua com o mesmo nox,
no segundo membro.
Nessa reação, o Zn, por ter sofrido oxidação, é denominado agente
redutor, e o ácido clorídrico, por conter o elemento H que sofreu redução,
é chamado agente oxidante.
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Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
ATIVIDADES
2. Com relação a reações de óxido-redução, podemos identificar cada
afirmativa a seguir como verdadeira ou falsa.
a. Oxidação significa ganhar elétrons. ( )
b. Oxidante é o elemento ou substância que se oxida. ( )
c. Oxidar-se acarreta aumento do NOX. ( )
d. Redução significa perder elétrons. ( )
e. Numa oxi-redução, o número de elétrons recebidos é igual ao
número de elétrons cedidos. ( )
f. Redutor é o elemento ou substância que se reduz. ( )
3. Quando um íon potássio passa a potássio metálico, podemos afirmar
que ocorreu:
a. Redução do íon potássio. ( )
b. Oxidação do íon potássio. ( )
c. Oxi-redução do íon potássio. ( )
d. Perda de um elétron no íon potássio. ( )
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES REDOX
Quando usamos talher de prata para comer alimentos que
contêm cebola, ou outra fonte de enxofre, com o tempo vai se formar
uma camada preta de sulfeto de prata sobre a superfície do talher. Um
método simples de limpeza consiste em colocar o talher em uma panela
de alumínio e cobri-lo com água e pequenos pedaços de sabão de coco,
aquecendo esse sistema por alguns minutos. Ao final de um certo tempo,
a prata metálica se deposita sobre o talher. O fenômeno que observamos
é uma reação de óxido-redução e pode ser representado pela equação:
Ag2S + Al à Ag + Al2S3
Observe que a equação, da maneira que foi escrita anteriormente,
apresenta números diferentes de átomo de prata, de alumínio e de
enxofre, nos dois membros da equação. Nós dizemos que essa equação
não está balanceada.
A utilização da semi-reação de oxidação e da semi-reação de
redução permite escrever corretamente as equações de óxido-redução,
e constitui-se em um ótimo método de balanceamento dos coeficientes
da equação. Esse método baseia-se no princípio de conservação das
massas e das cargas elétricas.
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15
Vamos exemplificar com a reação entre o sulfeto de prata e o
AULA
alumínio, fazendo juntos o balanceamento dessa equação. Primeiramente
devemos determinar o nox de cada espécie presente na equação:
Ag+12S–2 + Al0 à Ag0 + Al+32S–23
Observe que, na reação anterior,
• cada Al perde 3 elétrons ∴ variação (∆) =3. O alumínio (Al) sofre
oxidação, portanto é o agente redutor.
• cada íon prata (Ag+1) recebe 1 elétron. Como estão presentes inicialmente
2 íons Ag+1 ∴ variação (∆) =1 x 2 = 2 Ag+ sofre redução. Logo, Ag2S é
o agente oxidante.
Agora devemos igualar o número de elétrons perdidos com o
número de elétrons ganhos. Para tal, devemos colocar um coeficiente 2
no Al e um coeficiente 3 no Ag+1, ficando assim, 6 elétrons ganhos e 6
elétrons perdidos. Os coeficientes utilizados no balanceamento de uma
equação são chamados coeficientes estequiométricos.
Finalmente temos nossa equação devidamente balanceada:
3 Ag2S + Al à Al2S3 + 6 Ag
No estudo de reações de óxido-redução, é muito importante sabermos
representar as semi-reações envolvidas:
a. semi-reação de oxidação:
2 Al(s) à 2 Al+3(aq) + 6 eb. semi-reação de redução:
6 Ag+1 + 6 e- à 6 Ag
Somando as duas semi-reações:
2 Al
6 Ag+1 + 6 e2 Al + 6 Ag+1
2 Al+3 + 6 e6 Ag
2 Al+3 + 6 Ag (equação na representação
iônica)
CEDERJ 15
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
A perda total de elétrons iguala o ganho total destes, e o somatório
das semi-reações de oxidação e redução, seguido do balanceamento do
número de elétrons trocados, leva ao acerto da equação de óxidoredução. Esse método é chamado íon-elétron.
Vamos fazer mais um balanceamento? Observe a equação a seguir:
K2Cr2O7 + HCl à KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
Agora, colocaremos os nox das espécies:
K+12Cr+62O–27 + H+1Cl–1 à K+1Cl–1+ Cr+3Cl–13 + Clo2 + H+12O–2
Observe que, no caso do cloro, uma certa quantidade reagiu sem sofrer
variação de nox, enquanto uma outra quantidade sofreu oxidação.
Cl–1 perde 1 elétron ao passar a Cl0 ∴ ∆ =1
Cada Cr+6 recebe 3 elétrons ao passar a Cr+3. Como o composto apresenta
dois Cr+6, sua variação é ∆ = 2 x 3 = 6.
Iniciando o balanceamento, vamos igualar o número de elétrons perdidos
com o número de elétrons ganhos, multiplicando o Cl–1 por 6 e o Cr+6
por 1.
Semi–reação de oxidação
6 Cl-1 à 3Cl2 + 6 eSemi-reação de redução
2Cr+6 + 6 e- à 2 Cr+3
Colocando esses coeficientes na equação, temos:
1 K2Cr2O7 + 6 HCl à KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
Vamos agora igualar o número de átomos de cada espécie não envolvida
na reação de óxido-redução. Observe que no primeiro membro da
equação temos 2 K+1, logo precisamos igualar a quantidade de K+1 do
segundo membro multiplicando-o por 2.
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1 K2Cr2O7 + 6 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
AULA
Neste momento, devemos ajustar os cloros que não sofreram oxidação. No
segundo membro da equação, temos 8 cloros que não perderam elétrons.
Logo o total de cloros no primeiro membro é igual a 14 (6 que se oxidaram
e 8 que nada sofreram):
1 K2Cr2O7 + 14 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
Analisando os hidrogênios, vemos que temos 14 no primeiro membro.
Vamos então igualar essa quantidade no segundo membro:
1 K2Cr2O7 + 14 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O
Por último, fazemos o mesmo com os oxigênios (7 em cada lado da
equação). Temos, assim, nossa equação balanceada.
ATIVIDADE
4. Para cada reação representada a seguir, indique a semi-reação de
oxidação, a semi-reação de redução e faça seu balanceamento:
a. HNO3 + Cu à Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
b. KMnO4 + FeCl2 + HCl à KCl + MnCl2 + FeCl3 + H2O
Vamos analisar mais alguns exemplos de reações de óxido-redução:
K2 Cr2 O7 (aq) + C2H6O(g) + H2SO4(aq) à Cr2(SO4)3 + C2H4O(g) + K2SO4(aq)
+ H2O(l)
Semi-reação de oxidação
C–22H6O à C–12H4O + 2 e – + 2 H+
Semi-reação de redução
14 H+ + Cr+62O72– + 6 e – à 2Cr 3+ + 7H2O
Igualando o número de elétrons, devemos multiplicar por 3 a primeira
equação:
C2H6O à C2H4O + 2 e – + 2 H+ (x 3)
CEDERJ 17
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
Cr2O72– + 14 H+ + 6 e – à 2 Cr 3+ + 7 H2O
________________________________________________
3C2H6O + Cr2O7– – + 14 H+ à 3 C2H4O + 6 H+ + 2 Cr 3+ + 7 H2O (Equação
balanceada na forma iônica)
3 C2H6O(g) + K2Cr2O7 (aq) + 4 H2SO4 (aq)
3 C2H4O(g) + Cr2 (SO4)3 (Aq)
+ K2SO4 (aq) + 7 H2O(l) (Equação balanceada na forma completa)
Você agora poderia dizer quem é o agente oxidante e quem é o agente
redutor dessa reação?
Agente oxidante: K2Cr2O7 Agente redutor: C2H6O
Se você teve dúvidas para responder a essa pergunta, vale a pena
dar uma olhada no início desta nossa aula, pois esses conceitos são
importantes.
Voltando a nossa equação, ela é utilizada, por exemplo, através do
“bafômetro”, na medição do teor alcoólico dos motoristas. Quando uma
pessoa ingere bebida alcoólica, o etanol passa rapidamente para a corrente
sangüínea, sendo levado para todas as partes do corpo. A passagem do
álcool do estômago para o sangue demora, aproximadamente, 20 a 30
minutos, dependendo de fatores como gradação alcoólica de bebida,
peso corporal e capacidade de absorção do sistema digestivo. O etanol
é metabolizado por enzimas produzidas pelo fígado.
Pela legislação brasileira, uma pessoa está incapacitada para dirigir
com segurança se tiver uma concentração de álcool no sangue superior
a 0,8 g/L.
Uma pessoa de porte médio tem um volume sangüíneo de
aproximadamente 5L. Logo, para essa pessoa, o teor máximo de álcool
no sangue é de 4g. A seguir, temos uma tabela relacionando algumas
bebidas com a porcentagem de álcool nelas encontrado.
18 CEDERJ
Bebida
Teor Alcoólico (%)
Cerveja
5
Vinho
12
Whisky
45-55
Rum
45
Vodca
40-50
15
Considerando as concentrações citadas, não se pode beber nem
AULA
um copo de cerveja ou uma dose de Whisky antes de dirigir! Entretanto,
algumas bebidas podem ser ingeridas. Estudos têm mostrado que uma
pessoa de porte médio pode beber, em um período de aproximadamente
duas horas, uma garrafa de cerveja ou uma dose de Whisky, porque
existem mecanismos no sangue que eliminam a substância tóxica do
organismo.
Exemplos de mecanismos que eliminam o álcool do organismo:
1. eliminação nos pulmões, pelo ar alveolar, onde o álcool é exalado (hálito ou
“bafo” de bêbados);
2. eliminação pelo sistema urinário;
3. metabolização no fígado, que consiste em oxidação lenta do etanol.
O bafômetro permite a identificação da presença do etanol, no
“bafo” do motorista, pela visualização da mudança de coloração laranja
para verde (bafômetro tipo portátil).
Este bafômetro pré-descartável contém uma mistura sólida de
solução aquosa de dicromato de potássio de cor alaranjada, e sílica
umedecida com ácido sulfúrico. Após o sopro do motorista, ocorre a
reação redox formando a espécie Cr3+(aq), que se apresenta na coloração
verde. Assim, está identificada a oxidação do etanol a ácido etanóico e
a redução do dicromato a cromo III, conforme vimos na equação que
você acabou de ajustar.
CONCLUSÃO
Os processos de oxidação e redução, além de nos guiar no
balanceamento de equações, são de grande importância no nosso dia-adia, como o estudo de pilhas que faremos na próxima aula.
CEDERJ 19
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
ATIVIDADES FINAIS
1. Representa-se a obtenção de ferro-gusa pela equação a seguir:
2 Fe2O3(s) + 6 C(s) + 3 O2(g) à 4 Fe(s) + 6 CO2(g)
Identificando o estado de oxidação das substâncias envolvidas nessa reação, julgue
os itens que se seguem como verdadeiro ou falso.
a. Os átomos de ferro do Fe2O3 sofreram redução.
b. Na reação, o gás oxigênio (O2 ) atua como redutor.
c. O estado de oxidação +4 do átomo de carbono no CO2 indica que tal
substância é iônica.
d. Nesta reação, o número total de elétrons dos reagentes é igual ao
número total de elétrons dos produtos.
2. Em 1856, Berthelot preparou metano segundo a reação representada pela
equação não-balanceada a seguir:
CS2 + H2S + Cu → Cu2S + CH4
a. Acerte os coeficientes estequiométricos.
b. Indique o elemento que se oxida e o que se reduz, mostrando a
variação dos números de oxidação.
3. A análise do ferro em um minério pode ser realizada por método volumétrico,
utilizando-se dicromato de potássio. A reação envolvida nesse método, na sua
forma iônica, pode ser expressa pela equação a seguir:
___Fe2+ + Cr2O72– + ____H+ →____Fe3+ + ____Cr3+ + ____H2O
Faça o balanceamento correto da equação com os menores coeficientes
inteiros.
4. Completa-se corretamente a reação de oxi-redução MnO2 + 4 H+ + X à Mn2+ +
2 H2O + I2, quando X for substituído por:
a. I2O5. b. HIO3. c. 2 I–. d. 2 HI. e. 2 IO–3.
5. Determine os coeficientes de cada substância que tornam as reações de óxidoredução a seguir corretamente balanceadas.
20 CEDERJ
15
a. ____Bi2O3(s) + ____NaClO(aq) + ____NaOH(aq) à ____NaCl(aq) + ____H2O(l) +
AULA
____NaBiO3(aq)
b. ____HNO3(aq) + ____P4(s) + ____H2O(l) à ____H3PO4(aq) + ____NO(g)
c. ____CaC2O4(aq) + ____KMnO4(aq) + ____H2SO4(aq) à ____CaSO4(ppt) + ____K2SO4(aq) +
____MnSO4(aq) + ____H2O(l) + ____CO2(g)
d.____NaBr(aq) + ____MnO2(aq) + ____H2SO4(aq) à ____MnSO4(aq) + ____Br2 + ____H2O(l)
+ ____NaHSO4(aq)
RESUMO
• O processo de oxi-redução é uma reação de transferência de elétrons.
• Espécie doadora de elétrons é um agente redutor; espécie receptora de elétrons,
um agente oxidante.
• O agente oxidante e/ou agente redutor são átomos íons ou moléculas que contêm
em sua estrutura elementos que sofrem variação de número de oxidação.
• Em uma reação em que há variação do número de oxidação, o aumento do
nox de um átomo é contrabalançado pela diminuição do nox do outro átomo.
Portanto, a variação do nox é constante.
• Durante uma reação de óxido redução, há variação dos números de oxidação.
A variação resultante é zero.
• A combustão é uma reação de óxido-redução.
• A reação que representa o processo de formação de compostos iônicos é uma
reação redox( partindo das substâncias simples).
• Em uma reação devidamente balanceada, o número de elétrons ganhos é igual
ao número de elétrons perdidos.
CEDERJ 21
Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
RESPOSTAS
Atividade 1
a. +5 ; –2
b. +3 ; –2
c. zero
d. +2 ; –1
Atividade 2
a. F. A definição de oxidação é perda de elétrons em uma reação química.
b. F. Oxidante é o elemento que irá proporcionar a oxidação de outro. Logo,
oxidante é o elemento que se reduz.
c. V
d. F. A definição de redução é ganho de elétrons em uma reação química.
e. V
f. F. Redutor é o elemento que irá proporcionar a redução de outro. Logo, redutor
é o elemento que se oxida.
Atividade 3
a
Atividade 4
a. 4HNO3 + Cu à Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
b. KMnO4 + 5 FeCl2 + 8 HCl à KCl + MnCl2 + 5 FeCl3 + 4 H2O
Atividades Finais
1. a. V
b. V
c. F
d. V
22 CEDERJ
15
AULA
2. a. CS2 + 2 H2S + 8Cu à 4 Cu2S + CH4
b. Cuo à Cu+ (oxidação)
C+4 à C–4 (redução)
3. 6 Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ à 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
4. c
5. a. Bi2O3(s) + 2 NaClO(aq) + 2 NaOH(aq) à 2NaCl(aq) + H2O(l) + 2 NaBiO3(aq)
b. 20 HNO3(aq) + 3 P4(s) + 8 H2O(l) à 12 H3PO4(aq) + 20 NO(g)
c. 5 CaC2O4(aq) + 2 KMnO4(aq) + 8 H2SO4(aq) à 5 CaSO4(ppt) + K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) +
8 H2O(l) + 10 CO2(g)
d. 2 NaBr(aq) + MnO2(aq) + 3 H2SO4(aq) à MnSO4(aq) + Br2 + 2 H2O(l) + 2 NaHSO4(aq)
CEDERJ 23
AULA
Pilhas
16
Metas da aula
objetivos
Conceituar pilhas ou células galvânicas.
Reconhecer os componentes básicos
de uma pilha.
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Determinar a espontaneidade de uma reação
eletroquímica.
• Calcular a diferença de potencial de uma pilha.
Pré-requisito
Para acompanhar melhor esta aula, você deverá
rever os conceitos de oxidação e redução da Aula 15.
Elementos de Química Geral | Pilhas
INTRODUÇÃO
Uma aplicação direta que encontramos para reações de óxido-redução é
a construção de pilhas ou células galvânicas, cuja transferência de elétrons
entre o redutor e o oxidante é aproveitada para diferentes fins. Em uma pilha,
temos a conversão da energia química para energia elétrica, em um processo
espontâneo.
PILHA DE DANIELL
Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell (1790-1845)
construiu uma pilha, constituída por um metal imerso em solução aquosa
de um sal formado por cátions desse mesmo metal. Este conecta-se a
outro metal, imerso também em solução aquosa de um sal contendo seu
cátion. Para entender o pensamento de Daniell, vamos estudar uma pilha
formada por zinco e cobre (Zn-Cu).
De início, vamos observar isoladamente o sistema formado por
uma placa de zinco (eletrodo de Zn) e uma solução de Zn2+.
oxidação
Zno(s)
Zn2+(aq) + 2e–
redução
Zn0
Zn2+
2e–
0
Zn
Zn2+
SO2−
4
Figura 16.1: Placa de Zn imersa
numa solução de ZnSO4.
Observe agora o esquema para a placa de cobre (eletrodo de Cu)
imersa em uma solução de Cu2+.
oxidação
Cu0
Cu2+
Cuo(s)
Cu2+(aq) + 2e–
redução
2e–
Cu0
Cu2+
SO2−
4
26 CEDERJ
Figura 16.2: Placa de Cu imersa
numa solução de CuSO4.
16
AULA
Daniell percebeu que, ao ligar os eletrodos por um fio condutor, o
zinco, sendo um metal mais reativo (ou seja, que se oxida mais facilmente),
transferia seus elétrons para o cátion metálico menos reativo, no caso,
o Cu2+. Deste modo, estabelece-se uma passagem de corrente elétrica
pelo fio condutor, como representada no desenho a seguir:
Zn
Zn(2aq+ )SO24(−aq)
Cu
Cu(2aq+ )SO24(−aq)
Figura 16.3: Placas de Zn e Cu imersas em suas soluções unidas por um fio condutor.
!
Nessa parte do nosso estudo de conversão de energia química em energia
elétrica (eletroquímica), alguns termos específicos são utilizados:
Ânodo (pólo negativo da pilha): é o eletrodo de onde saem os elétrons, ou
seja, onde ocorre a reação de oxidação. Na pilha de Daniell apresentada, o
ânodo é o eletrodo de Zn.
Cátodo (pólo positivo da pilha): é o eletrodo para onde vão os elétrons, ou
seja, onde ocorre a reação de redução. Na pilha de Daniell apresentada, o
cátodo é o eletrodo de Cu.
A Figura 16.3 ainda não representa uma pilha pronta para funcionar. Se observarmos de novo a figura, podemos compreender que, com
o passar do tempo, a solução de Zn2+ ficaria mais concentrada, devido à
produção desse íon proveniente da oxidação do zinco. Por outro lado,
a concentração de Cu2+ iria diminuir, pois esse íon estaria se reduzindo
a Cuo. Como as concentrações do ânion são fixas, as soluções de ambos
os eletrodos perderiam a neutralidade elétrica, e a pilha rapidamente iria
parar de funcionar. Para resolver esse problema, coloca-se na construção
de uma pilha um dispositivo denominado ponte salina.
CEDERJ 27
Elementos de Química Geral | Pilhas
A ponte salina é constituída de um tubo em forma de U, contendo
uma solução aquosa concentrada de um sal bastante solúvel, como o
cloreto de potássio (KCl). As extremidades do tubo são fechadas com
um material poroso, como o algodão.
Figura 16.4: K+(aq) Cl-(aq).
Este tubo é colocado de forma invertida, com cada extremidade
emborcada em uma das soluções da pilha. A função da ponte salina é
permitir que os íons K+ e Cl– migrem para as soluções eletrolíticas da pilha,
de modo que estas retornem à neutralidade de carga. Assim sendo, para
o ânodo (no qual havia excesso de Zn2+) irão migrar os íons Cl–, e para
o cátodo irão os íons K+ . Com isso, ocorrerá neutralização das duas
soluções. O esquema completo da pilha de Daniell será, então:
Figura 16.5: Esquema da pilha de Daniell.
28 CEDERJ
16
AULA
NOTAÇÃO DE UMA CÉLULA GALVÂNICA
Para representar uma pilha como a descrita anteriormente,
utilizamos uma notação resumida que nos informa a estrutura básica
de uma célula. Os eletrodos da pilha de Daniell podem ser escritos da
seguinte maneira:
Zn(s) | Zn2+(aq) e Cu2+(aq) | Cu, em que cada barra vertical
representa uma interface entre as fases. Neste caso, o metal sólido e os
íons em solução.
Representamos a célula primeiro pelo ânodo, depois a ponte
salina representada por duas barras paralelas (||) e, por último, o cátodo.
A notação para a pilha de Daniell será:
Zn⏐Zn2+(aq) || Cu2+(aq)⏐Cu
POTENCIAL DE CÉLULA GALVÂNICA
Se em vez de adaptarmos uma lâmpada ao circuito adaptarmos um
aparelho chamado voltímetro, poderemos medir a diferença de voltagem
entre os dois eletrodos, chamada força eletromotriz (fem), ou variação
de potencial da pilha (∆). No caso da pilha de Zn-Cu, observaríamos
o valor 1,10 volts, nas CONDIÇÕES-PADRÃO.
CONDIÇÕES-PADRÃO
Uma pilha se encontra nas condições-padrão quando apresenta soluções de
concentração inicial 1 mol/L, a uma temperatura de 298oK e pressão de 1 atm.
O valor da fem pode ser previsto teoricamente por meio da consulta de uma
tabela de potenciais-padrão. Esta tabela, apresentada a seguir, foi construída a
partir do eletrodo padrão de hidrogênio, ao qual foi atribuído o valor 0,00 volt.
Com o auxílio dessa tabela podemos prever a diferença de potencial entre os
eletrodos, nas condições-padrão, para células de diversos metais.
CEDERJ 29
Elementos de Química Geral | Pilhas
Tabela 16.1: Potenciais-padrão de eletrodo (em Volts — 1 atm e 25 OC
Potenciais
de redução
Li1+
Li
-3,045
1+
+
1 e–
+3,045
–
+2,925
-2,925
Rb
Rb
+
1e
-2,924
K
K1+
+
1 e–
+2,924
1+
–
+2,923
-2,923
Cs
Cs
+
2e
-2,92
Ra
Ra2+
+
2 e–
+2,92
-2,90
Ba
2+
Ba
+
2e
–
+2,90
-2,89
Sr
Sr2+
+
2 e–
+2,89
2+
–
+2,87
+2,71
Ca
+
2e
Na
Na1+
+
1 e–
–
-1,87
-1,66
-1,18
-0,76
-0,74
-0,48
-0,44
-0,403
-0,28
2+
Mg
Mg
+
2e
Be
Be2+
+
2 e–
Al
3+
Al
+
3e
–
Mn
Mn2+ +
2 e–
Zn
2+
Zn
+
2e
Cr
Cr3+
+
3 e–
–
S
2-
–
+2,375
força redutora crescente
Ca
-2,71
aumenta o potencial de receber elétrons
-2,87
-2,375
+1,87
+1,66
+1,18
+0,76
+0,74
S
+
3e
Fe
Fe2+
+
2 e–
+0,48
Cd
2+
Cd
+
2e
–
Co
Co2+
+
2 e–
+0,28
2+
–
+0,24
+0,44
+0,403
-0,24
Ni
Ni
+
2e
-0,14
Sn
Sn2+
+
2 e–
+0,14
-0,13
Pb
2+
Pb
+
2e
–
+0,13
-0,036
Fe
Fe3+
+
3 e–
H2(g) + 2 H2O(1)
Cu
+0,15
+0,337
+0,40
+0,54
+0,77
+0,80
+0,85
+0,88
força oxidante crescente
+0,15
2+
Sn
2 H3O1+ + 2 e–
0,000
Cu1+
+
1 e–
-0,15
4+
+
4 e–
-0,15
+
–
Sn
2+
Cu
Cu
2 OH1-
1/2 O2 + H2O + 2 e–
2I
1-
2e
–
I2
+
2e
Fe3+
+
1 e–
Ag
1+
Ag
+
1e
–
Hg
Hg2+
+
2 e–
–
Fe 2+
1-
+0,036
aumenta o potencial de doar elétrons
-0,000
30 CEDERJ
Potenciais
de oxidação
-0,337
-0,40
-0,54
-0,77
-0,80
-0,85
2 OH
H2O2 +
2e
+1,07
2 Br1-
Br2
+
2 e–
-0,88
+1,36
2 Cl
1-
Cl2
+
2e
–
+1,41
Au1+
Au3+
+
2 e–
3+
–
-1,50
-1,07
-1,36
-1,41
+1,50
Au
Au
+
3e
+1,84
Co2+
Co3+
+
1 e–
-1,84
+2,87
1-
+
–
-2,87
2F
F2
2e
16
AULA
Quanto menor o potencial-padrão de redução, menor a capacidade
da espécie de reduzir-se. Logo, maior será sua capacidade de oxidar-se
(perder elétrons).
Quanto menor o potencial-padrão de oxidação, menor a
capacidade da espécie de oxidar-se, e maior será sua capacidade de
reduzir-se (ganhar elétrons).
No exemplo da pilha de Daniell, teremos:
Zno
Zn2+ + 2e–
Cu2+ + 2 e–
Cuo
Eo oxidação = + 0,76 V
Eo redução = + 0,34 V
A soma do potencial de oxidação da espécie que se oxida com o
potencial de redução da espécie que se reduz dará a voltagem da pilha
(+ 0,76 + 0,34 = + 1,10 V). Logo, a equação global será:
Zno + Cu2+ Æ Zn2+ + Cuo
Como prever a espécie que irá sofrer oxidação e a que irá sofrer
redução em uma pilha?
Vamos imaginar uma célula formada por alumínio e níquel.
Consultando a Tabela 16.1, teremos:
Eo redução
Eo oxidação
– 1,66 V
Alo
– 0,24 V
o
Al3+ + 3e–
2+
Ni
Ni
+ 2e
–
+ 1,66V
+ 0,24 V
Observe que o potencial de oxidação do alumínio é maior, o que
indica que este metal tem uma capacidade de oxidar-se maior que a do
níquel. Então, na pilha, a reação de oxidação será Alo
Al3+ + 3e–
E oxidação = +1,66 V.
Logo, o níquel irá reduzir-se e teremos a reação:
Ni2+ + 2 e–
Nio
E redução = – 0,24 E redução
A fem desta pilha será a soma destes dois valores +1,66 + (–0,24)
= 1,42 V.
!
Toda pilha, por ser um processo espontâneo, apresenta ∆E positivo.
CEDERJ 31
Elementos de Química Geral | Pilhas
Figura 16.6: Pilha de Zn/Zn(NO3)2 // Ag/AgNO3 com lâmpada.
Vejamos mais um exemplo. Qual seria a ∆Eo de uma pilha
representada na figura a seguir?
Primeiramente, iremos consultar a Tabela 16.1 de potenciaispadrão para descobrir qual espécie irá oxidar-se e qual irá reduzir-se.
E redução
E oxidação
–0,76 V
Zno
Zn2+ + 2e–
+0,76V
+0,80 V
Ago
Ag+ + 1 e–
–0,80 V
Com esses valores, observamos que a prata, por ter um maior
potencial de redução, irá reduzir-se. Logo, o cátodo desta pilha, é a
prata, com a reação:
Ag+ + e–
Ag
E redução = +0,80 V
No ânodo desta pilha, teremos a oxidação do zinco:
Zno
Zn2+ + 2e–
E oxidação = +0,76V
A reação global da pilha, devidamente balanceada (na forma
iônica), será :
2 Ag+ + Zno
Zn2+ + 2 Ago
E na forma completa:
2 AgNO3 + Zn
Zn(NO3)2 + 2 Ag
A fem (∆Eo) da pilha será +0,80+0,76 = + 1,56 V (medidos nas
condições-padrão).
32 CEDERJ
16
AULA
Sabemos então que esta pilha terá uma corrente elétrica no sentido
do eletrodo de Zn para o eletrodo de Ag, com voltagem de 1,56 V.
Figura 16.7: Desenho da pilha da Figura 16.6 com indicação do sentido de elétrons.
Que tal fazermos uma atividade para colocar o conhecimento em
prática? Para a resolução das atividades a seguir, consulte a Tabela 16.1.
ATIVIDADES
1. Considere uma pilha constituída pelas semipilhas Mg, Mg2+ e Au, Au3+,
e indique:
a. o pólo positivo e o negativo;
b. o cátodo e o ânodo;
c. o sentido do fluxo de elétrons no fio que liga os pólos;
d. a fem da pilha em condições-padrão;
e. a equação de oxidação, de redução e a equação global da pilha.
2. Consultando a Tabela 16.1, examine a possibilidade de serem espontâneos
os processos abaixo equacionados. Caso sejam espontâneos, determine sua
força eletromotriz (fem). Observação: processos espontâneos apresentam
∆Eo > 0.
a. Ag2S + Al Æ Ag+ Al2S3;
b. I2 + Cl– Æ I– + Cl2;
c. H2O2 + H+ + Fe2+ Æ H2O + Fe3+;
d. Cd + Ni(OH)2 Æ Ni + Cd(OH)2.
CEDERJ 33
Elementos de Química Geral | Pilhas
3. A pilha utilizada nos marca-passos é constituída por um eletrodo de
iodo e outro de lítio. Conhecidos os potenciais de redução-padrão para
esses eletrodos,
I2 + 2e–
2I– E° = + 0,536V
+
–
Li + e
Li
E° = – 3,045V
Pede-se:
a. a equação da reação global da pilha;
b. a força eletromotriz-padrão da mesma.
PILHAS COMERCIAIS
As pilhas em solução aquosa, como estudado anteriormente, não
são cômodas e úteis para uso comercial. A pilha comum (usada em rádios,
brinquedos etc.) é, em geral, conhecida como pilha seca, desenvolvida
em 1866 pelo engenheiro francês Georges Leclanché (1839-1882).
O esquema a seguir ilustra sua composição:
Substâncias que participam
ativamente do fenômeno
Tampa de aço
Disco de papelão
Selador de plástico
Piche
Disco de papelão
Barra de grafita:
pólo positivo
Envoltório de Zn(s):
pólo negativo
Envoltório de zinco
Pasta externa
ZnCl2(aq) + NH4Cl(aq) + H2O + amido
Blindagem de aço
Pasta interna
MnO2(aq) + NH4Cl(aq) + H2O(l) + amido
Papel poroso
Disco de papelão
Disco isolante de papelão
Fundo de aço
Figura 16.8: Pilha seca de Leclanché.
As reações que ocorrem nesta pilha são bastante complexas, mas
podemos simplificá-las da seguinte maneira:
a) No ânodo (pólo negativo), ocorre a oxidação do zinco metálico
contido no envoltório da pilha:
Zn(s) Æ Zn2+(aq) + 2e–
34 CEDERJ
pasta interna:
4+
16
AULA
b) No cátodo (pólo positivo), ocorre a redução do manganês na
3+
2 Mn O2(aq) + 2 NH4+ + 2e– Æ Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O(l)
Os elétrons transferidos do zinco para o manganês são conduzidos
através da barra de grafite que, por isso, é considerada o pólo positivo
do circuito. Após um tempo de uso contínuo, a amônia que se forma no
cátodo envolve a barra de grafite, dificultando a passagem de elétrons, o
que resulta na diminuição da voltagem da pilha. Se a pilha for deixada
em repouso por um certo tempo, voltará a funcionar com sua voltagem
normal, porque o Zn2+ formado no ânodo reage com a amônia, formando
um cátion complexo [Zn(NH3)4]2+ que deixará a barra livre para passagem
de elétrons. Esta pilha não é recarregável, e quando todo o MnO2 for
convertido a Mn2O3, a pilha deixará de funcionar definitivamente.
!
Observe que a chamada pilha seca não é totalmente seca, pois os eletrodos
estão envoltos em uma pasta úmida contendo íons.
A pilha alcalina é semelhante à de Leclanché, porém com rendimento de cinco a oito vezes maior. A diferença principal é que sua mistura
eletrolítica contém hidróxido de potássio (KOH), uma base fortemente
alcalina que substitui o cloreto de amônio (NH4Cl) das pilhas comuns.
Portanto, não apresenta o problema de formação de amônia ao redor
da barra de grafite.
EQUAÇÃO DE NERST
Você já sabe que a voltagem de uma pilha depende da natureza dos
reagentes e produtos e de suas concentrações. Assim, se montarmos uma
pilha de Daniell (Zn, Zn2+//Cu2+, Cu) a 298°K (25°C), com concentração
das soluções igual a 1 mol/L, teremos uma voltagem de 1,10V. Entretanto,
à medida que for sendo usada, haverá uma aumento da concentração de
Zn2+ e uma diminuição da concentração dos íons Cu2+. Logo, à medida que
a pilha funciona, verifica-se uma queda de voltagem. Quando a diferença
de potencial chega a 0, temos uma situação de equilíbrio e dizemos que
a pilha está descarregada. A equação deduzida por Walther Hermann
CEDERJ 35
Elementos de Química Geral | Pilhas
Nernst (1864 -1941) nos permite calcular a variação do potencial de
uma pilha em determinado instante a partir das concentrações molares
das soluções eletrolíticas.
Para a reação da pilha de Daniell, teremos:
Zno + Cu2+ Æ Zn2+ + Cuo
E a equação de Nernst:
2+
∆E = ∆Eo – 0,059 log [Zn ]
n
[Cu2+]
onde,
∆E é a variação do potencial da pilha para determinada concentração;
∆Eo é a variação do potencial da pilha nas condições-padrão;
n é o número de mols de elétrons transferidos (n = 2 na pilha de
Daniell).
Vamos então calcular a variação de potencial (∆E) de uma pilha
de cobre e zinco após certo tempo de funcionamento, quando a concentração de Zn2+ medida for igual a 0,8 mol/L, e a concentração de Cu2+
for igual a 0,2 mol/L.
!
1 mol de elétrons corresponde a 6,02 x 1023 elétrons.
Aplicando a equação de Nernst, teremos:
0,8
0,059
log
2
0,2
∆E = 1,10 – 0,0295 log 4
∆E = 1,10 –
∆E = 1,10 – 0,0295. 0,602
∆E = 1,08 V
Isso mostra que realmente há uma diminuição progressiva
da voltagem da pilha com o passar do tempo, até a reação atingir o
equilíbrio, ou seja, até a pilha se descarregar.
Vamos praticar? Leia atentamente o enunciado das atividades.
36 CEDERJ
5. Escreva as semi-reações que ocorrem no cátodo e no ânodo e a equação
balanceada para as reações representadas a seguir:
a. Ni2+(aq) + Zn(s) Æ Ni(s) + Zn2+(aq).
b. Ce4+(aq) + I–(aq) Æ I2(s) + Ce3+(aq).
c. Cl2(g) + H2(g) Æ HCl(aq).
d. Au+(aq) Æ Au(s) + Au3+(aq).
6. O potencial-padrão da célula Cu(s) | Cu2+(aq) || Pb2+(aq) | Pb é 0,47V. Se
o potencial-padrão de redução do eletrodo de cobre é + 0,34V, determine
o valor do potencial-padrão de redução do eletrodo de chumbo.
7. A corrosão do ferro, processo que se inicia pela formação de íons Fe2+,
pode ser evitada colocando-se o ferro em contato com um metal que se
oxide mais facilmente. Dada a tabela abaixo de potenciais de redução,
Semi-reação
Fe
2+
+ 2e Æ Fe
–
Mg2+ + 2e– Æ Mg
E° (V)
–0,44
–2,37
+ 2e Æ Zn
–0,76
Pb2+ + 2e– Æ Pb
–0,13
+ 2e Æ Cu
+0,15
Zn
2+
Cu
2+
–
–
Pergunta-se:
a. Quais dos metais acima protegem o ferro da corrosão?
b. Escreva a reação do ferro e um dos outros metais mencionados, indicando
o potencial da célula formada.
CONCLUSÃO
Quando conhecemos os componentes de uma pilha, podemos
prever sua voltagem e com isso utilizá-la de maneira mais racional. O
conhecimento dos potenciais de redução dos metais nos permite proteger
diversos objetos da corrosão.
CEDERJ 37
AULA
4. Determine o potencial da célula galvânica representada a seguir:
Zn | Zn2+ (1,50mol/L) || Fe2+(0,10 mol/L) || Fe.
16
ATIVIDADES
Elementos de Química Geral | Pilhas
ATIVIDADES FINAIS
1. A figura a seguir representa uma pilha de mercúrio usada em relógios e
cronômetros.
isolante
zinco
metálico
pasta de KOH e água
óxido de mercúrio (II)
aço inox
As reações que ocorrem nesta pilha são:
Zn(s) = Zn2+(aq) + 2e–
HgO(s) + H2O(l) + 2e– = Hg(l) + 20H–(aq)
a. De qual eletrodo partem os elétrons quando a pilha está fornecendo energia?
Justifique.
b. Cite duas substâncias cujas quantidades diminuem com o funcionamento da
pilha. Justifique.
2. A pilha de lítio-iodo é muito utilizada em marca-passo cardíaco devido a sua
longa duração (de 5 a 8 anos) e por não apresentar nenhuma emissão de gás,
o que permite fechá-la hermeticamente. A reação que ocorre nesta pilha está
representada na equação a seguir:
2 Li + I2 Æ 2 LiI
Consultando a tabela de potenciais, determine a voltagem dessa pilha.
3. As pilhas alcalinas entraram em moda recentemente e são usadas em quase tudo
que exige trabalho contínuo e duradouro, desde relógios de pulso até calculadoras
eletrônicas. Uma das pilhas mais usadas é a de níquel-cádmio, que chega a ter uma
duração maior do que a da bateria de automóvel e ainda pode ser recarregada
38 CEDERJ
várias vezes. Ela é constituída pelo metal cádmio, por hidróxido de níquel III e
16
uma pasta de hidróxido de potássio. Considerando que os potenciais-padrão de
AULA
redução são
Cd2+ (s) + 2 e– Æ Cd 0 (s)
Eo = – 0,4V
Ni3+ (s) + 1 e– Æ Ni2+ (s)
Eo = + 1,0V,
Indique o sentido do fluxo de elétrons e a força eletromotriz da pilha níquelcádmio.
RESUMO
Vamos relembrar as principais características de uma célula galvânica:
1. Célula galvânica ou pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de óxidoredução espontânea produz corrente elétrica.
2. Cátodo é o eletrodo no qual ocorre a reação de redução. É o pólo positivo da
pilha.
3. Ânodo é o eletrodo no qual ocorre a reação de oxidação. É o pólo negativo
da pilha.
4. Notação de uma pilha: ânodo/ solução anódica // solução catódica / cátodo.
5. Por convenção, o potencial-padrão de eletrodo de hidrogênio é igual a zero.
6. A voltagem de uma célula pode ser calculada pela soma do E°redução do cátodo
com o E° oxidação de ânodo.
7. Quanto maior for o E°redução, mais fácil será a redução da espécie.
CEDERJ 39
Elementos de Química Geral | Pilhas
RESPOSTAS
Atividade 1
a. pólo positivo = ouro, devido ao seu alto potencial de redução, esse metal irá
sofrer redução frente ao magnésio, sendo assim o pólo positivo.
pólo negativo = magnésio
b. cátodo = ouro por sofrer redução
ânodo = magnésio por sofrer oxidação
c. do Mg para o Au ( o fluxo de elétronas é sempre do ânodo para o cátodo numa
pilha)
d. + 1,50 + 2,375 = + 3,875 V
e. oxidação: Mgo Æ Mg2+ + 2e–
redução: Au3+ + 3 e– Æ Auo
global: 3 Mgo + 2 Au3+ Æ 3 Mg2+ + 2 Auo
Atividade 2
a. + 2,46 V
b. não espontânea
c. + 0,11 V
d. + 0,163 V
Atividade 3
a. I2 + 2 Li Æ 2I– + 2 Li+
b. fem = + 3,581 V
Atividade 4
∆E = ∆Eo –
⎡⎣ Zn2 + ⎤⎦
0, 059
log
⎡⎣Fe2 + ⎤⎦
n
∆E = 0,32 –
01, 5
0, 059
log
0, 1
2
∆E = 0,32 – 0,0295 log 15
∆E = 0,32 – 0,0295. 1,176
∆E = 0,285 V
40 CEDERJ
16
AULA
Atividade 5
a. Ni2+(aq) + 2e– Æ Ni(s)
Zn(s) Æ Zn2+(aq) +2e–
Ni2+(aq) + Zn(s) Æ Ni(s) + Zn2+(aq)
b. I–(aq) + 2e– Æ I2(s)
Ce4+(aq) Æ Ce3+(aq) + e–
2 Ce4+(aq) + I–(aq) Æ I2(s) + 2 Ce3+(aq)
c. Cl2(g) + + 2e– Æ 2 Cl–(aq)
H2(g) Æ 2 H+(aq) +2e–
Cl2(g) + H2(g) Æ 2 HCl(aq)
d. Au+(aq) + e– Æ Au(s)
Au+(aq) --> Au3+(aq) + 3 e–
4 Au+(aq) --> 3 Au(s) + Au3+(aq)
Atividade 6
+0,81 V
Atividade 7
a. Mg e Zn por apresentarem menor potencial de redução que o ferro.
b. Mgo + Fe2+ Æ Mg2+ + Feo ∆E = + 1,93 V
ou
Zno + Fe2+ Æ Zn2+ + Feo ∆E = +0,32 V
Atividades Finais
1. a. Do eletrodo de zinco para o de mercúrio, pois o zinco sofre oxidação.
b. Zno e HgO, pois são reagentes da reação.
2. + 3,581 V
3. Cdo Æ Ni3+ fem = 1,4 V
CEDERJ 41
AULA
Relações numéricas
17
Meta da aula
objetivos
Apresentar as grandezas químicas que permitem
estabelecer relações numéricas necessárias
ao cálculo estequiométrico.
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Calcular o número de mol, volume, massa,
moléculas e átomos de substâncias diversas.
• Converter unidades dos campos micro
e macroscópicos.
Elementos de Química Geral | Relações numéricas
INTRODUÇÃO
Quando vamos a um supermercado comprar ovos, pegamos uma embalagem
contendo 12 unidades. Mas, se quisermos comprar arroz, vamos pegar um
saco com um quilograma. Deste modo, a escolha da maneira pela qual vamos
medir o produto a ser adquirido vai depender de suas características, tornando
mais fácil sua aquisição.
Os químicos utilizam normalmente a massa para mensurar a quantidade
de materiais que serão usados como reagentes. Entretanto, às vezes, é
necessário determinar a quantidade de átomos ou moléculas em uma
amostra. Nesta aula, desenvolveremos conceitos e relações numéricas que
possibilitam estes cálculos.
QUANTIDADE DE MATÉRIA – MOL
No nosso dia-a-dia, quando vamos comprar ovos pedimos em
“dúzias”; folhas de papel, pedimos em “resmas”. Essas são as quantidades
de matéria úteis para seus fins. Em se tratando de átomos e moléculas,
a quantidade de matéria útil que pode ser manipulada é o mol.
Observe os desenhos a seguir:
1 mol de alúminio
27g
6,0 x 1023 átomos
1 mol de ferro
1 mol de cálcio
56g
6,0 x 1023 átomos
40g
6,0 x 1023
átomos
Figura 17.1: Representação de 1 mol de substâncias, em gramas.
44 CEDERJ
17
AULA
Veja que as massas são diferentes, porém em cada porção
sempre encontramos 6,02 x 1023 átomos.
Assim:
12 é uma dúzia
100 é um cento
500 é uma resma
6,02 x 1023 é um mol
Qual é a massa de um mol?
Esta pergunta só pode ter uma resposta se especificarmos a
substância à qual estamos nos referindo. A massa de um mol de átomos
de alumínio é 27g, e a de um mol de moléculas de H2O é 18g. Estas massas
correspondem à MA (massa atômica), ou à MM (massa molecular),
expressas em gramas.
Outro exemplo:
1 mol de ácido acético (C2H4O2) é:
MA do C = 12 , MA do H = 1 e MA do O = 16
MM = 2 x 12 + 4 x 1 + 2 x 16 = 60
Logo, 1 mol de ácido acético corresponde a 60 gramas. Podemos
então dizer que a massa molar do álcool etílico é 60g/mol.
Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de
uma substância, e corresponde a 6,02 x 10 23 unidades
dessa substância.
CEDERJ 45
Elementos de Química Geral | Relações numéricas
Vamos determinar a massa de 2 mols de ácido sulfúrico (H2SO4):
MA do H = 1; MA do S = 32 e MA do O = 16
MM = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16 = 98
1 mol de ácido sulfúrico = 98 gramas
2 mols de ácido sulfúrico = 196 gramas
Vejamos agora o cálculo da massa de 0,25 mol de carbonato de
cálcio (CaCO3):
MA do Ca = 40; MA do C = 12 e MA do O = 16
MM = 1 x 40 + 1 x 12 + 3 x 16 = 100
1 mol de carbonato de cálcio = 100 gramas
0,25 mol de carbonato de cálcio = x gramas
x = 0,25 x 100 = 25 gramas
1
Para determinar o número de moléculas existente em 0,5 mol de
éter etílico (C4H10O), basta estabelecer a relação:
1 mol de éter etílico = 6,02 x 1023 moléculas
0,5 mol de éter etílico = x moléculas
23
x = 0,5 x 6,02 x 10 = 3,01 x 1023 moléculas
1
ATIVIDADES
1. Considere o óxido de cálcio (CaO) utilizado na caiação de muros. Para
este óxido, determine:
a. a quantidade de matéria presente em 0,25 mol de CaO;
b. a massa, em gramas, correspondente a esta quantidade de matéria de
CaO.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
46 CEDERJ
17
Obs: Se você tiver alguma dúvida para resolver estas atividades, dê uma olhada nos
exemplos anteriores.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
3. O perigo oculto das embalagens
“Alumínio, chumbo e materiais plásticos, como o polipropileno, são
substâncias que estão sob suspeita de provocar intoxicações no
organismo humano.”
Determine o no de mol de átomos de chumbo presente em uma embalagem
de creme dental que contenha 0,207g deste elemento:
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
4. A aspirina é amplamente usada na medicina como antipirético e
analgésico. Calcule o número de moléculas de ácido acetilsalicílico (C9H8O4)
existente em uma dose oral de 0,60g:
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
5. Uma concentração de 0,9g de glicose por litro de sangue é considerada
normal em indivíduos adultos. A que valor corresponde esta concentração
quando expressa em mol por litro?
Dado: massa molar da glicose = 180g/mol.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
CEDERJ 47
AULA
2. O ferro é essencial à vida do homem porque está presente, sob a
forma iônica, no glóbulo vermelho do sangue que transporta oxigênio
para os tecidos. No sangue de Paulo, por exemplo, há 2,8 gramas de
ferro. Determine o número aproximado de átomos de ferro presente no
seu sangue.
Elementos de Química Geral | Relações numéricas
VOLUME MOLAR
Você já deve ter observado que um balão de aniversário cheio,
colocado ao sol em um dia de verão, em pouco tempo irá estourar; pois,
com o aumento da temperatura, o volume que o gás ocupa também
irá aumentar. Como é possível então calcular o volume ocupado por
um mol?
Para respondermos a esta questão, precisamos agora conhecer a
temperatura e a pressão em que será medido o volume, pois esses fatores
influenciam em sua determinação.
Utilizando uma norma, os cientistas definiram as Condições
Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) como aquelas em que a
temperatura é fixada a 0°C (273K) e a pressão vale 1 atm (760mmHg).
Vale lembrar que este valor corresponde à pressão atmosférica ao nível
do mar.
Nessas condições, o volume ocupado por um mol de qualquer gás,
considerando seu comportamento ideal, é de 22,4 litros.
Volume molar é o volume ocupado por um mol de gás
ideal, que nas CNTP é de 22,4 litros.
Vejamos como podemos calcular o volume, medido nas CNTP,
de um balão que contém 220g de gás carbônico.
Vamos inicialmente calcular o número total de mols contido
no balão:
1 mol de CO2 = 44g
x mol =
220g
x=
48 CEDERJ
(1x12 + 2x16 = 44),
220 x 1
= 5 mols de CO2
44
17
AULA
Como o volume não depende do tipo de substância, mas apenas da quantidade de matéria,
podemos relacionar diretamente:
1 mol de qualquer gás nas CNTP = 22,4 litros, logo
5 mols = x litros
x=
5 x 22,4
= 112
1
Temos, então, que o volume do balão é 112 L.
Em síntese:
1 mol – 6,02 x 1023 unidades – MA ou
MM em gramas – 22,4 L nas CNTP
ATIVIDADE
6. Em um laboratório, uma substância gasosa foi isolada e purificada.
Verificou-se experimentalmente que 70g desta substância ocupam
56 L nas CNTP. Indique a alternativa que apresenta a massa molar
desse composto:
(a) 56g
(b) 28g
(c) 35g
(d) 112g
CONCLUSÃO
Conhecendo algumas relações numéricas, podemos relacionar
o nosso mundo macroscópico (massa e volume) com o mundo
microscópico (átomos e moléculas). Desta forma, na prática química
torna-se essencial o domínio dos cálculos que são estabelecidos pelas
relações numéricas.
CEDERJ 49
Elementos de Química Geral | Relações numéricas
ATIVIDADES FINAIS
1. Quando bebemos água, normalmente a tomamos na forma de goles. Sabe-se que
1 gole de água ocupa em média o volume de 18 cm3, e que a densidade da água
é de 1g/cm3. Qual é o número de moléculas de água ingeridas em cada gole?
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
2. O carbonato de sódio, Na2CO3, é um produto industrial muito importante e
usado na manufatura do vidro. Quantos mols de Na2CO3 existem em 132 gramas
de carbonato de sódio?
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
µ
µ
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
4. Um extintor de incêndio contém cerca de 4,4 kg de gás carbônico. Determine
o volume de gás liberado na atmosfera, a 0oC de 1 atm:
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
50 CEDERJ
17
AULA
RESUMO
As relações numéricas mais importantes – portanto necessárias para o nosso
próximo estudo de cálculo estequiométrico – são:
• A unidade de massa atômica (u) corresponde a 1/12 da massa do carbono – 12.
• A quantidade de substância que está relacionada ao número de partículas
existente na amostra é o mol.
• 1 mol de partículas possui 6,02 x 1023 partículas, e esse valor corresponde à
constante de Avogadro.
• Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de uma substância, e corresponde
a 6,02 x 1023 unidades dessa substância.
• 1 mol de qualquer gás, nas CNTP, ocupa o volume de 22,4 litros.
RESPOSTAS
Atividade 1
a. 1,505 x 1023 agregados iônicos
b. 14 gramas
Atividade 2
3,01 x 1022 átomos
Atividade 3
0,001 mol
CEDERJ 51
Elementos de Química Geral | Relações numéricas
Atividade 4
2 x 1021 moléculas
Atividade 5
5 x 10–3 mol/L
Atividade 6
Para determinarmos a massa molar, precisamos relacioná-la ao volume molar nas
CNTP, ou seja, 22,4 litros. Assim temos:
70 g -------- 56 L
x g -------- 22,4 L
x = 28 gramas
Resposta: alternativa b
Atividades Finais
1. 18 cm3 de água, com densidade 1g/cm3, correspondem a 18 gramas de água.
Como a massa molar da água é exatamente 18 gramas, teremos então que, em
cada gole uma pessoa ingere 1 mol de água. Portanto, são ingeridas 6,02 x 1023
moléculas de água por gole.
2. 1 mol de Na2CO3 apresenta massa molar de 106 gramas; então, 132 gramas
corresponderão a 1,24 mol.
3. 1,64 x 10–3 mol
4. 2240 litros
52 CEDERJ
objetivos
AULA
Cálculos estequiométricos –
Parte l: explorando o mol
18
Meta da aula
Aplicar as Leis Ponderais na solução
dos problemas.
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Reconhecer a importância de uma equação química
balanceada para a solução de problemas que envolvem
cálculos.
• Aplicar o conceito de mol, como princípio unificador, para
resolução dos diferentes problemas que envolvem estequiometria.
• Resolver situações-problema envolvendo as relações molmol, mol-massa, massa-massa.
Pré-requisito
Para que você encontre mais facilidade na
compreensão desta aula, recorde o conceito de
mol visto na Aula 17.
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol
INTRODUÇÃO
Na aula anterior, você foi apresentado às Relações Numéricas que o/a possibilitam dizer a quantidade de uma espécie química presente em determinada
amostra. Utilizamos, para isso, diversas linguagens quantitativas aceitas pela
Química, tais como massa, número de mol, número de moléculas e número
de átomos. Nesta aula, trataremos das relações envolvendo DUAS OU MAIS
espécies químicas que participam de uma mesma reação. Usaremos o exemplo
de uma receita culinária para mostrar o que ocorre.
AS LEIS PONDERAIS
Uma receita completa informa os ingredientes necessários
(as espécies químicas) e as quantidades que serão usadas (a quantidade
de cada reagente), podendo fazê-lo de várias formas: número de colheres
ou xícaras, pitadas e número de unidades ou múltiplos, como dúzias
(as grandezas químicas de quantidade). A receita também apresenta o
modo de preparo (o passo a passo). Termina, então, definindo o número
de porções (a quantidade do que se quer produzir). Repare que há uma
completa analogia entre os procedimentos efetuados em uma cozinha e
os desenvolvidos em um laboratório.
Este procedimento é fundamentado pela Lei da Conservação da
Massa ou Lei de Lavoisier, já descrita na unidade anterior, que ressalta
a importância do balanceamento das equações químicas.
Vale ressaltar, também, que uma receita pode ser aumentada
ou diminuída no seu número de porções, bastando para isto que as
quantidades dos ingredientes sejam proporcionalmente aumentadas
ou diminuídas. O mesmo ocorre em uma reação química, quando
mudamos as quantidades das espécies envolvidas, sempre em proporções
idênticas; conseguimos, com isso, quantidades proporcionalmente iguais
de produtos.
A lei química que traduz tal proporcionalidade é a Lei das Proporções Fixas e Definidas ou Lei de Proust, enunciada a seguir:
!
54 CEDERJ
Os processos químicos ocorrem segundo proporções fixas e definidas de todos os seus
componentes.
18
AULA
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Procuraremos, com os exemplos a seguir, mostrar o passo a passo
de vários procedimentos envolvendo Cálculos Estequiométricos. A intenção é ilustrar todas as possíveis situações nas quais estejam envolvidas as
grandezas quantitativas da Química. Vejamos alguns exemplos:
Estequiometria envolvendo mol-mol
Exemplo 1
A água oxigenada (H2O2) é usada para a limpeza de ferimentos,
pois sua decomposição produz gás oxigênio, um importante bactericida.
Veja a equação balanceada que representa a decomposição da água
oxigenada.
2 H2O2
2 H2O + O2
Qual seria o número de mol de gás oxigênio produzido quando
6 mols de água oxigenada são totalmente decompostos?
Para chegarmos ao resultado, devemos, como 1o passo, obter a
proporção molar entre as espécies O2 e H2O2, usando, para tal objetivo,
os coeficientes das espécies anteriormente definidas. Temos então:
2 mol (H2O2) –––– 1 mol (O2) (proporção molar entre água
oxigenada e gás oxigênio)
O 2 o passo é completar a relação de proporcionalidade,
posicionando sob cada espécie o valor dado no enunciado e a incógnita
X, que representa o que se quer obter, como segue:
2 mol (H2O2) –––––––– 1 mol (O2)
6 mol (H2O2) –––––––– X mol (O2)
Observe que as colunas do O2 e do H2O2 apresentam, cada uma,
unidades compatíveis, permitindo, assim, que cheguemos à resposta:
X = 6 x 1 / 2 = 3 mol de O2
CEDERJ 55
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol
Você acabou de ver um cálculo básico cuja finalidade foi a de obter
o número de mol de O2 produzido na reação de decomposição da água
oxigenada. Para efetuar este cálculo, utilizamos a Lei de Proust, que nos
diz que as substâncias, em uma reação química, mantêm uma relação de
proporcionalidade. Isto é, triplicando a quantidade de água oxigenada
(H2O2), vamos produzir o triplo de gás oxigênio (O2).
Vamos ver se você entendeu. Agora, você irá percorrer o caminho
contrário ao exemplo anterior para resolver a Atividade 1. Desta forma,
você poderá ver se realmente compreendeu este caso.
ATIVIDADE
1. Quando aquecemos carbonato de alumínio, presente na composição dos
solos calcáreos e na areia, ocorre sua decomposição térmica, representada
pela seguinte equação química:
∆
Al2(CO3)3
Al2O3 + 3 CO2
Determine o no de mol de carbonato de alumínio decomposto, de modo
a obtermos 15 mol de gás carbônico.
A seguir, explicaremos casos nos quais não ocorre coerência nas
unidades usadas pelo enunciado das questões. Os casos a seguir mostrarão algumas possíveis situações em que a conversão anteriormente
citada é fundamental à solução das questões.
Estequiometria envolvendo mol-massa
Exemplo 2
Um químico junta, em um mesmo recipiente, 1 mol de alumínio
em pó e ácido clorídrico suficiente para ocorrer uma reação completa.
A seguinte equação representa a reação ocorrida:
2 Al + 6 HCl à 2 AlCl3 + 3 H2
Vejamos como isto ocorre, a partir da seguinte questão: qual é a
massa, em gramas, de gás hidrogênio produzido?
Para chegar ao resultado, temos de, como 1o passo, obter a
proporção molar entre as espécies:
2 mol (Al) –––––––– 3 mol (H2)
56 CEDERJ
18
Completando a proporção (2º passo) com as informações do
AULA
enunciado, temos:
2 mol (Al) –––––––– 3 mol (H2)
1 mol (Al) –––––––– X g (H2)
Repare que na coluna do gás hidrogênio há diferentes unidades
(no de mol e massa em gramas), o que nos leva a converter 3 mol de H2
para o valor correspondente em massa, como se segue:
2 mol (Al) –––––––– 3 mol (H2) x 2g (massa molar do H2)
1 mol (Al) –––––––– X g (H2)
X = 1 x 6 / 2 = 3g de H2
Este é um exemplo de casos em que as quantidades de reagentes
e/ou produtos não são expressas nas mesmas unidades, no enunciado do
problema. Que tal uma atividade para você verificar se entendeu como
se desenvolvem questões destes tipos?
ATIVIDADES
2. A equação balanceada da reação entre sulfato de amônio e hidróxido
de níquel III está representada a seguir:
3 (NH4)2SO4 + 2 Ni(OH)3 à Ni2(SO4)3 + 6 NH3 + 6 H2O
Com base nisto, determine a massa de NH 3 produzida quando são
consumidos 6 mol de (NH4)2SO4.
3. Observe a equação da reação entre carbonato de amônio e cloreto de
níquel III:
3 (NH4)2CO3 + 2NiCl3 à Ni2(CO3)3 + 6NH4Cl
Calcule a massa de Ni2(CO3)3 produzida quando são consumidos 4 mol
de NiCl3.
CEDERJ 57
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol
Estequiometria envolvendo massa-massa
Exemplo 3
Metais fortemente eletropositivos têm a capacidade de deslocar os
átomos de hidrogênio ionizáveis dos ácidos, como mostra o modelo:
Me + HX à MX + 1⁄2 H2
O gás hidrogênio produzido se manifesta em forma de bolhas,
que possibilitam confirmar a ocorrência da reação. Ao observarmos
o magnésio, vemos que uma certa massa de magnésio consome
completamente 24,5g de ácido sulfúrico(H2SO4), conforme a equação
a seguir:
Mg + H2SO4 à MgSO4 + H2
A partir do exemplo proposto, vejamos a solução, passo a passo,
para cada caso apresentado:
a. Determinação da massa do metal utilizado:
SOLUÇÃO: 1o passo – 1 mol (Mg) ––––––– 1 mol (H2SO4)
2o passo – 1 mol (Mg) ––––––– 1 mol (H2SO4)
Xg (Mg) ––––––– 24,5g (H2SO4)
Convertendo as duas colunas, temos:
(massa molar do Mg) 24g x 1mol (Mg) ––––––– 1 mol x 98g (massa
molar do H2SO4)
Xg (Mg) ––––––– 24,5g (H2SO4)
X = 24 x 24,5 / 98 = 6g de Mg
b. Cálculo do número de mol do produto iônico formado:
SOLUÇÃO: 1o passo – 1 mol (H2SO4) ––––––– 1 mol (MgSO4)
2o passo – 1 mol (H2SO4) ––––––– 1 mol (MgSO4)
24,5g (H2SO4) ––––––– X mol (MgSO4)
Convertendo apenas a coluna do H2SO4, vemos:
(massa molar do H2SO4) 98g x 1mol (H2SO4) ––––––– 1 mol (MgSO4)
24,5g (H2SO4) ––––––– X mol (MgSO4)
X = 1 x 24,5 / 98 = 0,25 mol (MgSO4)
58 CEDERJ
18
AULA
ATIVIDADES
4. Analise a reação a seguir:
H2SO4 + 2 NH3 à (NH4)2SO4
Calcule a massa de sulfato de amônio obtida quando reagimos 68g de
amônia com excesso de ácido sulfúrico.
5. Amônia gasosa pode ser produzida pela seguinte reação:
CaO + 2 NH4Cl à 2 NH3 + CaCl2 + H2O
Se 168g de óxido de cálcio reagirem segundo a equação, determine a
quantidade máxima de amônia produzida.
ATIVIDADES FINAIS
1. Pelo processo de fotossíntese, as plantas convertem CO2 e H2O em açúcar,
segundo a reação:
11 H2O + 12 CO2 à C12H22O11 + 12 O2
Quantos gramas, aproximadamente, de C12H22O11 serão produzidos pela conversão
de 220g de CO2, em presença de suprimento adequado de água?
2. Na poluição atmosférica, um dos principais irritantes para os olhos é o
formaldeído, CH2O, o qual é formado pela reação do ozônio (O3) com o etileno
(C2H4) :
O3(g) + C2H4(g) à 2 CH2O(g) + O(g)
Num ambiente com excesso de ozônio, quantos mols de etileno são necessários
para formar 10 mols de formaldeído?
3. Um ser humano adulto sedentário libera, ao respirar, em média, 0,880 mol de
CO2 por hora. A massa de CO2 pode ser calculada, medindo-se a quantidade de
BaCO3(s) produzida pela reação:
Ba(OH)2(aq) + CO2(g) à BaCO3(s) + H2O(l)
Suponha que a liberação de CO2 seja uniforme nos períodos de sono e de vigília,
determine a massa de carbonato de bário que seria formada pela reação do
hidróxido de bário com o CO2, produzido durante 30 minutos.
CEDERJ 59
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol
CONCLUSÃO
Nesta aula, nós começamos a prever a quantidade de matéria necessária para que uma reação ocorra e também a quantidade de matéria que
poderá ser produzida em uma reação química.
RESUMO
• A quantidade de matéria se mantém constante em uma reação química.
• As substâncias reagem sempre em uma mesma proporção.
• A proporção em que as substâncias reagem é obtida pelos coeficientes numéricos
expressos na equação química balanceada.
• O estudo quantitativo das reações químicas pode envolver grandezas diferentes,
sendo necessário o uso de fatores de conversão.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com substâncias em fase gasosa e seus
respectivos volumes.
RESPOSTAS
Atividade 1
5 mols
Atividade 2
Na resolução desta atividade é necessário fazer a conversão de número de mol
de NH3 para massa. Resposta: 204 g
Atividade 3
594,8 g
60 CEDERJ
18
Primeiro você deve calcular a massa molar do (NH4)2SO4 que corresponde a 132
gramas. Relacione a massa de 2 mol de NH3 (2x17g = 34g) com a massa molar do
sulfato de amônio. 34 g –––– 132 g
68g –––– x
x = 264 g
Atividade 5
102 g
Atividades Finais
1. 142,5g
2. 5 mols
3. Se a respiração libera 0,880 mol de CO2 por hora, irá liberar a metade (0,440
mol) em 30 minutos. Daí temos:
1mol de CO2 –––– 197g (MM do BaCO3)
0,440 mol
–––– x
x = 86,680 g
CEDERJ 61
AULA
Atividade 4
19
AULA
Cálculos estequiométricos –
Parte ll: reação com gases
Metas da aula
objetivos
Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas
na solução dos problemas.
Reconhecer a importância de uma equação
química balanceada para a solução de
problemas que envolvem cálculos.
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Aplicar a equação geral dos gases na resolução
de situações-problema, utilizando as unidades:
atmosfera, torr, litro, grau Celsius e Kelvin.
• Resolver problemas simples de cálculos
envolvendo as relações mol e volume,
em diferentes temperaturas e pressões.
• Resolver problemas simples de cálculos
envolvendo as relações massa e volume,
em diferentes temperaturas e pressões.
Pré-requisitos
Para você atingir todos os objetivos desta
aula, é necessário que tenha dominado os
conteúdos das Aulas 17 e 18.
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases
INTRODUÇÃO
Muitas reações ocorrem com formação de substâncias no estado gasoso.
Portanto, precisamos abordar o cálculo estequiométrico envolvendo gases.
Como o volume de um gás varia de forma significativa quando a temperatura
e/ou a pressão são alteradas, é fundamental que saibamos a temperatura e a
pressão em que os gases se encontram.
ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MOL-VOLUME NAS CNTP
Primeiramente vamos trabalhar com gases medidos a uma
temperatura de 273 K e pressão de 1atm, ou seja, vamos trabalhar nas
CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão). Como vimos na Aula
17, o volume molar de um gás, considerando seu comportamento ideal, é
de 22,4 litros. Que tal começarmos a aula resolvendo um exercício?
Exemplo 1
Em uma churrasqueira, são colocados 20 mols de carvão(C), que
queimam segundo a reação representada:
C + O2 → CO2
Considerando a combustão completa (queima total), determine
o volume de CO2 produzido, consoante as CNTP.
1º passo – 1 mol (C)
1 mol (CO2)
2º passo – 1 mol (C)
1 mol (CO2)
20 mol (C)
X litros(CO2)
Repare que a segunda coluna apresenta uma unidade distinta. Por
isso, é necessário convertê-la, ou seja, passar de n° de mol para volume
em litros. Temos, então:
1 mol (C)
20 mol (C)
1 mol (CO2) x 22,4L (volume molar, nas CNTP)
X litros (CO2)
X = 20 x 22,4 = 448L de CO2.
Verifique se você está compreendendo como converter as unidades,
ao realizar a atividade a seguir.
64
CEDERJ
19
AULA
ATIVIDADES
1. O gás cianídrico (HCN) é um gás tóxico que mata por asfixia. É conhecido
o uso desta substância em câmara de gás. Uma reação de obtenção desse
gás está representada a seguir:
H2SO4 + 2 KCN → K2SO4 + 2 HCN
Partindo-se de 0,5 mol de ácido sulfúrico, calcule o volume obtido de gás
cianídrico nas CNTP:
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
2. Na reação de síntese da amônia, temos a seguinte equação:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Que volume de gás hidrogênio, medido nas CNTP, é necessário para a produção
de 0,25 mol de amônia, mantidas fixas a temperatura e a pressão?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
3. Quando se explode o trinitrato de glicerina (dinamite), cuja fórmula
molecular é C3H5(NO3)3, só resultam produtos gasosos, segundo a equação
não balanceada a seguir:
2 C3H5(NO3)3(s)
(g) + 3 N (g)+ 1/2 O2(g) + 5 H2O(g)
Se explodíssemos 227g de dinamite, recolhêssemos os gases produzidos e
medíssemos seus volumes, nas CNTP, qual seria o volume total encontrado,
considerando a aditividade destes volumes? Dado: MM (dinamite) = 227u
Obs.: Lembre-se de primeiro fazer a relação com número de mol e depois
entrar com a variável volume.
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
CEDERJ
65
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases
ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MOL-VOLUME FORA
DAS CNTP
Para situações em que a temperatura é diferente de 273 K e/ ou a
pressão é diferente de 1atm (ou 760 torr), iremos calcular o volume de
uma gás baseado nas leis a seguir:
Unidades utilizadas para temperatura: A unidade SI (Sistema Internacional)
de temperatura é o Kelvin (K). Esta unidade deve ser utilizada sempre
que tivermos expressões nas quais a temperatura entra diretamente nos
cálculos. No caso da escala Kelvin, o zero é denominado zero absoluto
e corresponde à temperatura mais baixa que poderia ser atingida. Ela
equivale a –273,15°C (ou, com uma aproximação razoável, – 273 graus) na
escala Celsius. Os termômetros nunca são graduados na escala Kelvin. Assim,
quando queremos exprimir o resultado de uma medida de temperatura
em Kelvin, temos de efetuar uma conversão simples entre a temperatura
Kelvin K e a temperatura Celsius (°C): K = °C + 273.
Unidades utilizadas para pressão: De acordo com o Sistema Internacional, a
unidade de pressão é o pascal, cujo símbolo é Pa. A pressão correspondente a
1 Pa é muito pequena; equivale, aproximadamente, à pressão exercida pelo
peso de um limão sobre uma área de 1 m2. A pressão atmosférica média
ao nível do mar é chamada pressão atmosférica padrão, e é abreviada como
atm. Relacionando essas duas unidades, temos que 1atm = 101325 Pa .
Para trabalhar em laboratório, a unidade atm é muito alta e os químicos
geralmente utilizam uma unidade menor, o torr. O torr (mmHg) é definido
como 1/760 de 1atm: 1atm = 760 torr.
a) Lei de Gay-Lussac: “Sob pressão constante, os volumes dos
gases são diretamente proporcionais às temperaturas absolutas”.
Vα T
b) Lei de Boyle-Mariotte: “Sob temperatura constante, os volumes
dos gases são inversamente proporcionais às pressões que suportam”.
Vα
1
P
Associando as Leis de Gay-Lussac e Boyle-Mariotte, temos
a equação dos gases perfeitos, em que o volume do gás varia
simultaneamente com a temperatura e a pressão.
Lei do gás ideal
PV = nRT
P = pressão da experiência (atm ou Torr).
V = volume em litros.
n = número de mols do gás (massa do gás em gramas / massa
molar do gás).
66
CEDERJ
19
R = constante dos gases que assume os valores de 0,082
AULA
atm.LK–1mol–1(quando trabalhamos com pressão em atm), ou 62,3
torr.L K–1mol–1(quando trabalhamos com pressão em torr).
T = temperatura em Kelvin (lembrando que a temperatura em
Kelvin K = 273+°C).
Vamos, primeiramente, aplicar a equação para gás ideal fora de
uma reação química:
Exemplo 2
Qual é a pressão dentro de um tubo de imagem de televisão,
sabendo que esse tubo tem um volume de 5,0 litros e contém 0,001 mg
de nitrogênio gasoso sob a temperatura de 23°C?
Organizando os dados, teremos:
V = 5,0 L
A massa molar do N2 = 28g.mol–1
–5
Massa do gás = 0,01 mg ou 1x 10–5 gramas, logo n = 1 x 10
28
R = 0,082 (calcularemos a pressão em atm)
T= 273 + 23 = 296 K
Aplicando a equação para gás ideal PV = nRT, teremos:
–5
P.5 = 1x10 0,082 . 296 ⇒ P = 1,7 x 10–6 atm
28
Vamos agora aplicar a equação em um exercício de cálculo
estequiométrico:
Exemplo 3
As máscaras de oxigênio utilizadas em aviões contêm superóxido
de potássio que, em contato com o CO2 exalado pela pessoa, libera gás
oxigênio, segundo a reação:
4 KO2(s) + 2 CO2(g) → 2 K2CO3(s) + 3 O2(g)
Calcule o volume liberado de O2 a 27°C e 0,82 atm, quando 0,4
mol de KO2 reage com gás carbônico:
4 mol (KO2)
0,4 mol (KO2)
3 mol (O2)
x mol
x = 0,3 mol de O2
CEDERJ
67
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases
Aplicando a equação para gás ideal PV = nRT, em que T = 27 +
273 = 300 K, chegamos a:
0,82 V = 0,3. 0,082. 300 ⇒ V = 9 litros.
ATIVIDADES
4. Um metal reagiu com excesso de solução de ácido clorídrico em uma
aparelhagem adequada, produzindo gás hidrogênio, segundo a reação
descrita a seguir:
Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
Este gás, depois de seco, ocupou um volume de 300 mL sob pressão de 0,9 atm
e 300K. Determine o número de mols do metal consumido nessa reação:
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
5. O ar atmosférico é uma mistura de gases contendo cerca de 20% em volume
de O2. Qual o volume de ar, em litros, que deve ser utilizado para combustão
completa de 10 mols de monóxido de carbono, a 25°C e 760 torr?
Equação: CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g)
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
ESTEQUIOMETRIA ENVOLVENDO MASSA-VOLUME
Vejamos situações em que teremos de fazer conversões de mol
para massa e mol para volume.
Exemplo 4
Considerando a decomposição térmica de 604g de bromato de
sódio, pede-se o volume de gás oxigênio liberado a 27ºC e 1,5 atm.
68
CEDERJ
1º passo – 2mol (NaBrO3)
3 mol (O2)
2º passo – 2 mol (NaBrO3)
3 mol (O2)
604g (Mg)
AULA
19
2 NaBrO3 → 2 NaBr + 3 O2
X mol (O2)
Repare que a primeira coluna apresenta unidades distintas. Por
isso, é necessário convertê-la, ou seja, passar de nº de mol para massa
em gramas. Temos, então:
(massa molar do NaBrO3) 151g x 2mol (NaBrO3)
604 g (NaBrO3)
3 mol (O2)
X mol (O2)
X = 3x 604 / 302 = 6 mol(O2)
Aplicando a equação dos gases ideais, teremos PV = nRT, em que
T = 27 + 273 = 300 K, 1,5 V = 6. 0,082. 300 ⇒ V = 98,4 litros.
ATIVIDADE
6. A decomposição térmica do carbonato de amônio ocorre segundo a
reação não balanceada a seguir:
∆
(NH4)2CO3(s) → NH3(g) + CO2(g) + H2O(g)
Considerando 1 atm e 27ºC, determine o volume de amônia produzido
durante a decomposição de 192g deste sal:
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
CONCLUSÃO
Nesta aula, nós trabalhamos com substâncias em estado gasoso,
calculando volumes em diversas condições de temperatura e pressão.
CEDERJ
69
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases
ATIVIDADES FINAIS
1. Determine a massa de ácido clorídrico necessário para produzir 82 litros, medidos
a 10°C e 760 torr de pressão, ao reagir com magnésio em pó:
Equação: Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
2. A produção de alumínio, a partir do Al2O3 presente na bauxita, pode ser descrita
pela reação não balanceada: Al2O3 + C → Al + CO:
a. Faça o balanceamento desta equação.
b. Determine a massa de alumínio que será obtida a partir de 510 toneladas de
Al2O3. Dado: 1 tonelada = 106 gramas.
c. Determine o volume de CO, um gás muito tóxico, que será produzido a partir
de 10 mols de Al2O3 nas CNTP:
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
70
CEDERJ
19
AULA
RESUMO
• O volume de 1 mol de qualquer substância nas CNTP corresponde a 22,4 litros.
• Quando trabalhamos com temperatura e pressão fora das CNTP, faz-se necessário
utilizar a Lei dos Gases Ideais: PV = nRT.
• A proporção em que as substâncias reagem é obtida pelos coeficientes numéricos
expressos na equação química balanceada.
• O estudo quantitativo das reações químicas pode envolver grandezas diferentes,
sendo necessário o uso de fatores de conversão.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com reações com rendimento diferente
do ideal, ou seja, rendimentos diferentes de 100%.
RESPOSTAS
Atividade 1
A relação estequiométrica indica que para 1 mol de H2SO4 são obtidos 2 mols de
HCN. Logo, para 0,5 mol de H2SO4, será produzido 1 mol de HCN. Nas CNTP, o
volume de 1 mol corresponde a 22,4 litros. Resposta V = 22,4 litros.
Atividade 2
8,4 litros
Atividade 3
324,8 litros
CEDERJ
71
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases
Atividade 4
Vamos inicialmente determinar o número de mols de gás hidrogênio (H2) produzido
na reação, aplicando para isso a equação para gás ideal PV = nRT.
0,9 x 0,3 = n 0,082 x 300, temos que n = 0,01 mol de H2. Como a relação
estequiométrica entre o metal (Zn) e o gás H2 é de 1:1, o número de mols consumido
de Zn será também igual a 0,01.
Resposta 0,01 mol
Atividade 5
610,8 litros
Atividade 6
98,4 litros
Atividades Finais
1. 257,69 gramas
2. a. Al2O3 + 3 C → 2 Al + 3CO
b. 270 toneladas
c. 672 L
72
CEDERJ
AULA
Cálculos estequiométricos –
Parte III: o rendimento
real da reação
20
Meta da aula
objetivos
Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas
na solução dos problemas de reações
de diferentes rendimentos.
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Balancear equações químicas para a solução
de problemas que envolvem cálculos.
• Resolver problemas de cálculos envolvendo
reações de rendimento diferente de 100%.
Pré-requisito
Para você atingir todos os objetivos desta aula,
é necessário que tenha dominado os conteúdos
das Aulas 17, 18 e 19.
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte III: o rendimento real da reação
INTRODUÇÃO
Até este ponto, estamos encarando as reações químicas como processos em
que as massas dos reagentes – desde que misturadas na proporção correta
– transformam-se totalmente em produtos. Na prática, é muito pouco provável
que isso ocorra, pois, muitas vezes, uma parte de um dos reagentes (ou de
ambos os reagentes) é consumida em reações paralelas. Nesta aula, iremos
trabalhar com situações em que o rendimento de uma reação não é total.
RENDIMENTO
Em toda operação química, há certa perda na separação e na
purificação dos produtos. Quando a massa total dos reagentes, em
quantidades estequiométricas, é convertida em produtos, dizemos que
a reação teve 100% de rendimento. Este valor é o rendimento teórico,
mas, em geral, o que observamos na prática é um rendimento menor
que o teórico, chamado rendimento real da reação.
Vamos estudar juntos alguns exemplos de reações com rendimento
diferente de 100%:
Exemplo 1
Uma usina termoelétrica queima 24 toneladas de carvão por dia.
Considerando um rendimento de 80% para a reação
C(s) + O2(g) → CO2(g),
calcule o volume de CO2 produzido em litros nas CNTP:
Obs.: Lembre-se de que 1 tonelada = 106 gramas. Logo 24 toneladas = 24x106
gramas.
a) Primeiro vamos calcular o volume produzido se o rendimento
fosse de 100%:
1 mol (C)
1 mol (CO2)
24x106 g
X litros
Convertendo as unidades para termos uma coerência no nosso
cálculo, teremos:
74 CEDERJ
20
1 mol (CO2)x 22,4 L (volume
AULA
(massa molar do C) 12x1 mol (C)
molar nas CNTP)
6
24x10 g
X litros
24x106 x 22,4
= 4,48 x 107 litros.
12
Resolvendo, teremos
b) Este volume corresponde a um rendimento de 100%. Mas, pelo
enunciado do problema, o rendimento alcançado foi de apenas 80%.
Podemos calcular qual seria o volume para um rendimento de 80% da
seguinte maneira:
4,48 x
107100%
X
80%
Logo, o volume obtido será 3,58 x 107 litros.
Exemplo 2
O etanol (C2H5OH) pode ser produzido por fermentação da
glicose(C6H12O6), conforme a reação
C6H12O6
FERMENTAÇÃO
2 C2H5OH + 2 CO2
Se 360g de glicose produzem 92g de etanol, qual é o rendimento
deste processo?
a) Vamos primeiramente calcular a massa do produto (no caso,
o etanol) para um rendimento de 100%. Assim sendo, teríamos:
1 mol (C6H12O6 )
2 mol (C2H5OH)
360g (C6H12O6 )
X g (C2H5OH)
Repare que as duas colunas apresentam unidades distintas.
Por isso, é necessário convertê-las, ou seja, passar de nº de mol para
massa em gramas.
(massa molar C6H12O6)180g x 1 mol
2 mol x 46g (massa
molar C2H5OH)
360g (C6H12O6)
X=
X g (C2H5OH)
360 x 92
= 184 gramas
180
CEDERJ 75
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte III: o rendimento real da reação
b) Temos então que a massa de etanol produzida seria de 184
gramas para um rendimento de 100%. Como a massa real foi de 92
gramas, podemos calcular o rendimento desta reação:
184 g
100%
92g
X%
X = 50%
ATIVIDADES
1. O sulfeto de cádmio (CdS) é um pigmento amarelo que pode ser obtido
segundo a reação
Na2S + Cd(NO3)2 → CdS + 2 NaNO3
Supondo um rendimento de 75%, calcule a massa de CdS obtida pela
reação de 39g de Na2S.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
2. O tetracloreto de carbono (CCl4) foi, por algum tempo, usado em
extintores de incêndio e como fluido de lavagem a seco. Entretanto, reage
com o ar a altas temperaturas para formar fosgênio (COCl2), gás venenoso
que já foi usado em tempos de guerra. Este gás é venenoso porque, quando
inalado, reage com a água dos pulmões para produzir ácido clorídrico
(HCl), que causa graves danos pulmonares, levando à morte. A equação
química deste processo é
COCl2 (g) + H2O(l) → CO2(g) + 2HCl(aq)
Se uma pessoa inalar 0,990mg de fosgênio, determine:
a. o nº de mol do composto inalado;
b. a massa, em gramas, de ácido clorídrico formada nos pulmões, admitindo
50% de eficácia.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
76 CEDERJ
20
3. Qual a massa de gás carbônico obtida na decomposição térmica do
CaCO3, sabendo que 90 gramas deste composto sofreram reação com
um rendimento de 80%?
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
CONCLUSÃO
Nesta aula, pudemos prever a quantidade de matéria necessária
para que uma reação ocorra. Ainda, a quantidade de matéria que poderá
ser produzida em uma reação química para casos de rendimento diferente
de 100%.
ATIVIDADES FINAIS
1. 65 kg de zinco em pó foram atacados por ácido clorídrico, produzindo cloreto
de zinco e liberando gás hidrogênio, conforme a reação
Zn(s) + 2 HCl(aq)
ZnCl2(aq) + H2(g)
Determine o rendimento desta reação, sabendo que a massa de hidrogênio obtida
foi de 1,5 kg:
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
CEDERJ 77
AULA
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte III: o rendimento real da reação
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
2. A obtenção do mercúrio, cujo minério mais importante é o cinábrio (HgS),
pode ser resumida pela equação HgS + O2
Hg + SO2. Determine a massa de
HgS necessária para produção de 9,5 gramas de mercúrio em um processo de
rendimento igual a 60%.
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
RESUMO
• As reações, normalmente, não se processam com rendimento de 100%.
• No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário aplicar o rendimento real
para determinarmos a quantidade de produto formada.
• A aplicação do rendimento real é feita através da correção do cálculo realizado
para um rendimento teórico.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com reagentes que não se encontram
100% puros e veremos como eliminar as impurezas presentes.
78 CEDERJ
20
AULA
RESPOSTAS
Atividade 1
1. Calculando a massa de CdS para o rendimento teórico (100%), acharemos 72
gramas. Aplicando o rendimento de 75%, chegaremos à resposta do problema:
54 gramas de CdS.
Atividade 2
a. 10–5 mol
b. 0,365 mg
Atividade 3
A equação que corresponde a esse processo é CaCO3
CaO + CO2. Calculando
a massa de CO2 para o rendimento teórico (100%), acharemos 39,6 gramas.
Aplicando o rendimento de 80%, chegaremos à resposta do problema: 31,68
gramas de CO2.
Atividades Finais
1. 75%
2. Vamos calcular a massa de Hg que seria obtida se o rendimento fosse de 100%:
9,5 g ---- 60%
X g ----- 100%
X = 15,83 gramas
Aplicando a relação estequiométrica, teremos:
(HgS)232g x1 mol HgS -----1 mol x 200g (Hg)
Xg de HgS------15,83 g(Hg)
Resposta. massa de HgS = 18,36 gramas
CEDERJ 79
AULA
Cálculos estequiométricos –
Parte IV: trabalhando
com impurezas
21
Meta da aula
objetivos
Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas na solução de
problemas envolvendo substâncias impuras.
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Balancear equações químicas para a solução
de problemas que envolvem cálculos.
• Calcular porcentagem de impureza e pureza.
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte IV: trabalhando com impurezas
INTRODUÇÃO
Em todos os cálculos estequiométricos que fizemos até esta aula, trabalhamos
admitindo que as substâncias fossem puras. Na prática, raramente isso acontece,
apenas em alguns tipos de análises químicas ou em produção farmacêutica. Por
isso, é importante sabermos trabalhar com substâncias que não se encontram
100% puras.
PUREZA
Em geral, trabalhamos com substâncias que apresentam uma
certa porcentagem de impurezas. Tomemos como exemplo a pirita
(FeS2), minério que permite a obtenção de ferro e de gás sulfídrico.
A pirita usada em indústrias apresenta 92% de pureza. O restante (8%)
é considerado impureza, como pequenas quantidades de níquel, cobalto,
ouro e cobre.
A pirita apresenta coloração amarelada. É conhecida como “ouro dos tolos”,
devido à sua semelhança com o ouro que, por diversas vezes, enganou
compradores inexperientes.
Quando realizamos um cálculo estequiométrico envolvendo um
material impuro, temos de descontar da massa fornecida no problema
a parcela relativa às impurezas, antes de efetuarmos nosso cálculo. Isto
porque a relação estequiométrica só é obedecida para um material puro.
Vamos agora estudar um exemplo de reação envolvendo substâncias
impuras.
Exemplo 1
100g de carbonato de cálcio, com 80% de pureza, são tratados
com ácido clorídrico. O gás obtido é recolhido e pesado. Admitindo
que as impurezas não reajam com o ácido, determine a massa de gás
carbônico produzido, com base na equação:
CaCO3(s) Æ CaO(s) + CO2(g)
a. Primeiramente, vamos calcular a massa real de carbonato de cálcio,
descontando as impurezas.
100 gramas x 80% = 100 x 0,8 = 80 gramas. Isto significa que, dos 100
gramas originais, apenas 80 gramas são realmente de CaCO3.
82 CEDERJ
21
AULA
b. Agora podemos efetuar nosso cálculo: 1 mol (CaCO3) –––– 1 mol (CO2)
80g (CaCO3) –––– X mol (CO2)
Convertendo as unidades, teremos:
(massa molar do CaCO3) 100g x 1 mol –––– 1 mol x 44g (massa molar
do CO2)
80g
–––– X gramas de CO2
80 x 44
= 35,2 gramas de CO2
100
X=
Tente agora resolver as atividades propostas a seguir!
ATIVIDADES
1. O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do
carbeto de cálcio (carbureto), de acordo com a equação:
CaC2 + 2 H2O Æ Ca(OH)2 + C2H2
Utilizando-se 1 kg de carbureto com 64% de pureza, calcule o volume de
acetileno obtido em litros, nas CNTP:
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
2. Qual é a porcentagem de impureza que existe em uma amostra de 150
gramas de soda cáustica, contendo 120 gramas de NaOH puro?
Obs: Soda cáustica é o nome comercial do hidróxido de sódio.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
_________________________________________________________________
Exemplo 2
O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição térmica
do nitrato de amônio (NH4NO3):
∆
NH NO
NO+2HO
4
3
2
2
Se de 4,0 g do sal obtivermos 2,0 g de gás hilariante, qual é a porcentagem
de pureza do sal?
CEDERJ 83
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte IV: trabalhando com impurezas
A designação “gás hilariante” nos remete a um produto que pode
fazer com que as pessoas se divirtam, sem riscos. Mas essa imagem
é incorreta. O chamado gás hilariante é na verdade um composto
químico que tem o nome técnico de óxido de dinitrogênio, cuja
inalação provoca efeitos anestésicos e ainda um estado de euforia,
em geral seguido de náuseas e perturbações motoras.
a. Neste exemplo, nós temos de descobrir a massa de NH4NO3 que
realmente reagiu para produzir 2,0 gramas de N2O:
1 mol (NH4NO3) –––– 1 mol (N2O)
X g (NH4NO3)
–––– 2,0 g (N2O)
Convertendo as unidades, teremos:
(massa molar do NH4NO3) 80g x 1 mol –––– 1 mol x 44g (massa molar
do N2O)
X gramas –––– 2,0 gramas de N2O
X=
80x2, 0
= 3,636 gramas
44
Observe que essa massa de NH4NO3 calculada refere-se à massa do sal que
efetivamente reagiu, ou seja, 3,636 gramas é a massa do NH4NO3 puro.
b. Para calcularmos a porcentagem de pureza deste sal, faremos o
seguinte cálculo:
4,0 g –––– 100%
3,636 g –––– x %
x = 90,6 %
CONCLUSÃO
Nesta aula, nós pudemos prever a quantidade de matéria que
poderá ser produzida em uma reação química com reagentes contendo
determinadas porcentagens de impurezas.
84 CEDERJ
21
AULA
ATIVIDADES FINAIS
Agora é a sua vez de tentar resolver as questões a seguir. Mãos à obra!
1. O Leite de Magnésia é uma suspensão de hidróxido de magnésio. Este
medicamento é utilizado para combater a acidez estomacal, provocada pelo
ácido clorídrico encontrado no estômago. Sabe-se que, quando utilizamos 12,2
gramas desse medicamento, neutraliza-se certa quantidade de ácido clorídrico,
produzindo 16,0 gramas de cloreto de magnésio.
Determine a porcentagem de pureza desse medicamento em relação ao hidróxido
de magnésio:
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
2. Na reação de 5 g de sódio com 60% de pureza com água, houve desprendimento
de gás hidrogênio, recolhido a 27oC e 1 atm. Determine o volume de H2 obtido
nessas condições:
Obs.: A reação descrita é Na(s) + H2O(l) Æ NaOH(aq) + 1/2 H2(g)
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
3. O fósforo branco (P4), usado na produção dos ácidos fosfórico(H3PO4) e
fosforoso(H3PO3), é muito tóxico e emite luz quando em contato com o ar ou
atmosfera de oxigênio. Este fósforo é obtido em forno especial com eletrodos de
grafite, segundo a equação não balanceada:
Ca3(PO4)2 + SiO2 + C Æ CaSiO3 + CO + P4
Faça o balanceamento dos coeficientes da equação química e calcule a quantidade,
em gramas, de fosfato de cálcio 80% puro, necessária para obter-se 620 gramas
de fósforo branco:
CEDERJ 85
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte IV: trabalhando com impurezas
O fósforo branco é constituído de agrupamentos P4 ligados por forças de Van Der Waals.
Submetido à temperatura e pressão específicas, ele pode ser transformado em sua outra forma
alotrópica, chamada fósforo vermelho. Este é formado por cadeias poliméricas Pn, e difere no
aspecto e propriedades do anterior. O maior emprego do fósforo é nas indústrias de fósforos
de segurança. O fósforo de segurança é feito a partir de um oxidante, tal como: clorato de
potássio ou bióxido de manganês; fósforo vermelho ou sulfetos de fósforo (que iniciam a
combustão); areia silícica (para aumentar o calor desenvolvido pelo atrito); e madeira (ou
outro material combustível). Oxidante e fósforo podem estar juntos nos fósforos (aqueles que
acendem esfregando-se sobre qualquer superfície rígida). Ou o oxidante pode encontrar-se
sobre o palito de fósforo, e o fósforo sobre uma superfície separada (fósforos de segurança).
RESUMO
• Os reagentes normalmente utilizados não se apresentam 100% puros.
• No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário determinar a massa do
reagente, descontando todas as impurezas, para determinarmos a quantidade
de produto formada.
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na nossa próxima aula, vamos trabalhar com situações em que há excesso de um
dos reagentes utilizados.
RESPOSTAS
Atividade 1
1.000 g x 0,64 = 640g de acetileno puro
64g x 1 mol (CaC2) –––– 1 mol x 22,4 L (C2H2)
640 g –––– X litros
86 CEDERJ
Resposta: 224 litros
21
AULA
Atividade 2
150g –––– 100%
120g –––– X
X = 80% de pureza Resposta : 20% de impureza
Atividades Finais
1. A reação descrita no enunciado é: Mg(OH)2 + 2 HCl Æ MgCl2 + 2 H2O. Como a
proporção estequiométrica é de 1:1 entre o hidróxido de magnésio e o cloreto
de magnésio, teremos: 58g de Mg(OH)2 –––– 95g de MgCl2
X g –––– 16,0g
Cálculo da porcentagem de pureza:
X = 9,77g de Mg(OH)2 puros
12,2g –––– 100%
9,77g –––– x
Resposta: 80%
2. 1,6 litro
3. 3875 gramas
CEDERJ 87
objetivos
AULA
Cálculos estequiométricos –
Parte V: trabalhando
com excessos
22
Meta da aula
Aplicar as Leis Ponderais e Volumétricas
na solução de problemas envolvendo
reagentes em excesso.
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Balancear uma equação química para a
solução de problemas que envolvem cálculos.
• Determinar o reagente em excesso de
determinadas condições reacionais.
• Resolver problemas que envolvem
reagente limitante.
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte V: trabalhando com excessos
INTRODUÇÃO
Quando fazemos uma reação química, raramente usamos quantidades
estequiométricas dos reagentes. Em geral, o reagente mais barato é usado
em quantidade maior que aquela determinada pelos coeficientes da equação,
para que se tenha melhor aproveitamento do outro reagente e maior velocidade
de reação.
REAGENTE LIMITANTE
Para resolver problemas que envolvem reagentes em excesso,
temos de, primeiramente, identificar o reagente limitante, ou seja, aquele
que, por estar em menor quantidade, vai determinar a quantidade de
produto formado.
Suponha uma reação entre os reagentes A e B, que se passa segundo
a equação balanceada:
aA + bB à cC.
O fator estequiométrico desta reação é dado pela razão molar a/b.
Ao resolver um problema com reagente limitante, devemos calcular o
número de mols disponíveis de cada um dos reagentes e comparar com
o fator estequiométrico:
• se a razão [número de mols de A (dado no problema) / número
de mols de B (dado no problema)] for maior que o fator estequiométrico,
então A está em excesso e B é o reagente limitante;
• se a razão [número de mols de A (dado no problema) / número
de mols de B (dado no problema)] for menor que o fator estequiométrico,
então B está em excesso e A é o reagente limitante.
Uma vez identificado o reagente limitante, continuamos o cálculo
normalmente, lembrando sempre que a quantidade do produto depende
apenas da quantidade do reagente limitante. Vamos resolver alguns
exemplos para melhor ilustrar essa situação.
Exemplo 1
Calcule a massa de água obtida quando 3 mol de Fe3O4 e 13 mol
de H2 são colocados em condições de reagir, de acordo com a reação de
rendimento 100%:
Fe3O4 + 4 H2 → 3 Fe + 4 H2O
90 CEDERJ
22
1º passo: determinar o fator estequiométrico com base no ajuste
AULA
da equação:
Fator estequiométrico = 1/4 = 0,25.
2º passo: calcular a razão molar dos reagentes Fe3O4 e H2:
Razão molar = 3/13 = 0,23. Como essa razão molar é menor que
o fator estequiométrico, temos que o H2 é o reagente em excesso. Logo,
Fe3O4 é o nosso regente limitante, e é a partir dele que iremos prosseguir
nosso cálculo.
1 mol de Fe3O4
4 mol de H2O x 18g (massa molar da água)
3 mol de Fe3O4
X gramas de H2O
X = 4x 18 x 3 = 216 gramas.
Exemplo 2
Amônia gasosa pode ser produzida pela seguinte reação:
2NH4Cl + CaO → 2NH3 + CaCl2 + H2O
Se 112g de óxido de cálcio e 241g de cloreto de amônio forem
misturados, qual é quantidade máxima de amônia produzida?
1º passo: determinar o fator estequiométrico com base no ajuste
da equação:
Fator estequiométrico = 2/1 = 2.
2º passo: calcular a razão molar dos reagentes CaO e NH4Cl:
Como os dados do problema são referentes à massa dos reagentes,
temos de calcular o número de mol de cada uma dessas substâncias.
O cálculo de número de mol pode ser realizado através da expressão
n = massa/ massa molar.
Para o NH4Cl, temos n = 241/53,5 = 4,5.
Para o CaO, temos n = 112/ 56 = 2 mols.
Assim sendo, a razão molar será 4,5/2 = 2,25. Como esta razão
é maior que o fator estequiométrico, temos que o NH4Cl é o reagente
CEDERJ 91
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte V: trabalhando com excessos
em excesso. Logo, CaO é o nosso reagente limitante, e é a partir dele
que iremos prosseguir nosso cálculo:
1 mol CaO
2 mol CaO
2 mol x 17gramas (massa molar do NH3)
X gramas de NH3
X = 2 x 2 x 17 = 68 gramas de NH3,
Resolva agora as atividades propostas a seguir.
ATIVIDADES
1. Nas indústrias petroquímicas, o enxofre pode ser obtido pela equação
2 H2S + SO2 à 3 S + 2 H2O
Qual é a quantidade máxima de enxofre, em gramas, que pode ser obtida
partindo-se de 5,0 mol de H2S e 2,0 mol de SO2 ?
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
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_________________________________________________________________
2. 400 gramas de NaOH são adicionados a 700 gramas de HNO3 para
reagirem, segundo a equação
NaOH + HNO3 à NaNO3 + H2O
Calcule:
a. A massa do sal obtida.
b. A massa do reagente em excesso.
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___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
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_________________________________________________________________
92 CEDERJ
22
AULA
CONCLUSÃO
Nesta aula, nós pudemos prever a quantidade de matéria que
poderá ser produzida em uma reação química com reagentes em
quantidades diferentes das estequiométricas.
ATIVIDADES FINAIS
1. Duas soluções aquosas são misturadas conforme o esquema abaixo:
4,0g de Ca(OH)2
6,3g de HNO3
Analise a solução final e identifique a afirmativa correta:
I– A solução final é neutra, pois não há reagente em excesso.
II– A solução final é ácida, devido a um excesso de 0,6 g de HNO3.
III– A solução final é ácida, devido a um excesso de 0,3 g de HNO3.
IV– A solução final é básica, devido a um excesso de 0,3 g de Ca(OH)2.
2. O metanol, CH3OH, é um combustível utilizado em alguns tipos de carros
de corrida e pode ser obtido pela reação entre o monóxido de carbono e o
hidrogênio:
CO(g) + 2 H2(g) à CH3OH (l)
Suponhamos que se misturem 336g de CO com 64g de H2. Qual é o reagente
limitante?
CEDERJ 93
Elementos de Química Geral | Cálculos estequiométricos – Parte V: trabalhando com excessos
Que massa máxima de metanol pode ser formada?
___________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
RESUMO
• Os reagentes utilizados podem ser colocados em quantidades maiores que as
quantidades estequiométricas, para melhor eficiência da reação.
• No estudo quantitativo das reações, faz-se necessário determinar a massa do reagente
limitante, pois somente através dele podemos efetuar o cálculo estequiométrico.
RESPOSTAS
Atividade 1
1. Reagente em excesso: H2S. Logo, o cálculo deve ser feito pela reagente limitante
SO2.
1 mol de SO2 --------3 mols de S x 32g
2 mols de SO2 -------x gramas de S
Resposta: 192g
Atividade 2
a) 850g NaNO3
b) 70g de HNO3 em excesso
94 CEDERJ
22
AULA
Respostas das Atividades Finais
1) IV é a única afirmativa correta .
2) Reagente limitante é o CO, pois há excesso de 16 gramas de H2.
A massa máxima de metanol que poderá ser obtida será 384 gramas.
CEDERJ 95
I SBN 85 - 7648 - 226 - 6
9 788576 482260