Gabarito Lista-5 - Aqui Tem Química

Centro Universitário Anchieta
Química Inorgânica I- 2014 – Adaptação/Dependência
Prof. Vanderlei I. Paula
5a lista de exercícios
1) a) O que significa o termo oxidação? b) Em qual lado de uma semi-reação de oxidação
os elétrons aparecem? c) O que significa o termo oxidante? (Atkins&Loretta, 1°Ed. pg.
604)
a) O termo oxidação significa que uma espécie química está transferindo ou transferiu
elétrons para espécie química. No exemplo a seguir temos uma reação de óxido-redução:
Cu+2 + Fe°  Cu° + Fe+2. Nesta reação o átomo de Fe° perdeu elétrons originando o íon
de Fe+2 e assim ocorrendo a redução de Cu+2 para Cu°.
b) Fe°  Fe+2 + 2e- Essa reação representa a oxidação, pois a carga do átomo de ferro
sai de zero e vai para +2 (indicativo de deficiência de elétrons). Os elétrons devem
aparecer nos produtos em uma semi-reação de oxidação.
c) O termo oxidante é dado a uma espécie química que possa atuar como agente causador
de oxidação. Para a oxidação acontecer é necessário uma espécie avida por elétrons, assim
na reação de óxido-redução descrita acima o ion Cu+2 é o agente oxidante, pois causa
oxidação do ferro e sofre consequentemente a redução.
2) Em cada uma das seguintes equações de oxirredução balanceadas, identifique os
elementos que sofrem variações no número de oxidação e indique o valor da variação em
cada caso. (Brown. pg.724)
a) I2O5 (s) + 5CO (g)  I2 (s) + 5CO2 (g)
I2O5  I2
reação de redução (iodo: +5 0 // variação de 5 unidades)
CO  CO2
reação de oxidação (carbono: +2  +4 // variação de 2 unidades)
b) 2Hg+2 (aq) + N2H4 (aq)  2Hg (l) + N2 (g) + 4H+(aq)
Hg+2  Hg° reação de redução (mercúrio: +2 0 // variação de 2 unidades)
N2H4  N2
reação de oxidação (nitrogênio: -2  0 // variação de 2 unidades)
c) 3H2S (aq) + 2H+ (aq) + 2NO3- (aq)  3S (s) + 2NO (g) + 4H2O (l)
H2S  S
reação de redução (enxofre: -2 0 // variação de 2 unidades)
NO3-  NO reação de oxidação (nitrogênio: +5  +2 // variação de 3 unidades)
d) Ba+2 (aq) + 2OH- (aq) + H2O2 (aq) + 2ClO2 (aq)  Ba(ClO2)2 (s) + 2H2O (l) + O2 (g)
H2O2  H2O reação de redução (oxigênio: -1 -2 // variação de 1 unidades)
H2O2  O2
reação de oxidação (oxigênio: -1  0 // variação de 1 unidades)
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5a lista de exercícios
3) A 900°C o vapor de tetracloreto de titânio reage com magnésio fundido para formar
titânio metálico sólido e cloreto de magnésio fundido.a) Escreva uma equação balanceada
para essa reação. b) Qual substância é o redutor e qual é oxidante?
a) 1 TiCl4 (g) + 2 Mg°(l)  1 Ti°(s) + 2 MgCl2(l)
b) Substância que atua como agente redutora é o Mg°, pois proporciona a redução do Ti+4
em Ti° através da oxidação em Mg+2. A substância que atua como agente oxidante é o
cloreto de titânio(IV), TiCl4.
4) A hidrazina (N2H4) e o tetróxido de dinitrogênio (N2O4) formam uma mistura autoignitora que tem sido utilizada como propulsor de foguetes. Os produtos da reação são N2
e H2O. a) Escreva uma equação química balanceada para essa reação. b) Qual a substância
funciona como agente redutor e qual funciona como agente oxidante?
a) 2 N2H4 + 1 N2O4  3 N2 + 4 H2O
b) N2H4  N2
N2O4  N2
reação de oxidação (nitrogênio: -2  0 // agente redutor)
reação de redução (nitrogênio: +4 0 // agente oxidante)
5) Balanceie as seguintes equações químicas, todas as reações ocorrem em solução ácida.
Identifique o agente oxidante e o agente redutor em cada reação. (Atkins&Loretta, 1°Ed.
pg. 604)
a) Reação do íon tiossulfato com gás cloro:
Cl2 (g) + S2O3-2 (aq)  Cl- (aq) + SO4-2 (g)
Cl2 (g)  Cl- (aq) reação de redução (Agente Oxidante)
Cl2 (g) + 2e-  2 Cl- (aq)
S2O3-2 (aq)  SO4-2 (g) + 4e- reação de oxidação (Agente Redutor)
S2O3-2 (aq) + 5 H2O  2 SO4-2 (g) + 10 H+ + 4e-
S2O3-2 (aq) + 4 Cl2 (g) + 5 H2O(aq)  2 SO4-2 (g) + 10 H+ + 8 Cl- (aq)
b) Ação do íon permanganato sobre ácido sulfuroso:
MnO4- (aq) + H2SO3 (aq)  Mn+2 (aq) + HSO4- (aq)
MnO4- (aq)  Mn+2 (aq) reação de redução (Agente Oxidante)
MnO4- (aq) + 8 H+ + 5e-  Mn+2 (aq) + 4 H2O(aq)
H2SO3 (aq)  HSO4- (aq) reação de oxidação (Agente Redutor)
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H2SO3 (aq) + H2O  HSO4- + 3 H+ + 2 e-
2 MnO4- (aq) + 5 H2SO3 (aq) + H+  2 Mn+2 (aq) + 5 HSO4- (aq) + 3 H2O
c) Reação do ácido sulfídrico com cloro:
H2S (aq) + Cl2 (g)  S (s) + Cl- (aq)
Cl2 (g)  Cl- (aq) reação de redução (Agente Oxidante)
Cl2 (g) + 2e-  2 Cl-(aq)
H2S (aq)  S (s) reação de oxidação (Agente Redutor)
H2S (aq)  S (s) + 2 H+
H2S (aq) + Cl2 (g)  S (s) + 2 Cl-(aq) + 2 H+
d) Reação do cloro em água:
Cl2 (g)  HClO (aq) + Cl- (aq)
Cl2 (g)  Cl- (aq) reação de redução (Agente Oxidante)
Cl2 (g) + 2e-  2 Cl-(aq)
Cl2 (g)  HClO (aq) reação de oxidação (Agente Redutor)
2 H2O + Cl2 (g)  2 HClO (aq) + 2 H+
2 H2O + Cl2 (g)  2 HClO (aq) + 2 Cl-(aq) + 2 H+
6) Balanceie as reações químicas abaixo:
a) 2 KMnO4 + 10 KCl + 8 H2SO4  2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O + 5 Cl2
b) 2 HNO3 + 3 H2S  2 NO + 3 S + 4 H2O
c) 1 K2Cr2O7 + 14 HCl  2 KCl + 2 CrCl3 + 7 H2O + 3 Cl2
d) 4 Zn + 1 NaNO3 + 7 NaOH  4 Na2ZnO2 + 1 NH3 + 2 H2O
e) 3 HgS + 12 HCl + 2 HNO3  3 H2HgCl4 + 2 NO + 3 S + 4 H2O
f) 3 CuO + 2 NH3  1 N2 + 3 H2O + 3 Cu
g) 1 Sn + 4 HNO3  1 SnO2 + 4 NO2 + 2 H2O
7) “O ferro galvanizado” é uma folha de aço revestida com zinco; as latas de conservas
são feitas de folhas de aço revestidas com estanho. Discuta as funções desses
revestimentos e sobre os potenciais de oxirredução.
O ferro sofre oxidação exposto ao meio devido a reação de ferro metálico e oxigênio
gasoso, no entanto, a reação entre sólido é gás é lenta, mas com ação de líquidos como
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5a lista de exercícios
eletrólitos como a água a oxidação é extremanente acelerada. O uso de zinco e estanho
está associado a proteção via processo de óxido-redução, veja os potenciais de oxidação
abaixo:
Fe°  Fe+2 + 2e-
E° = + 0,44V
Zn°  Zn+2 + 2e
E° = + 0,76V
Sn°  Sn+2 + 2e-
E° = + 0,13V
As três equações acima mostram potenciais de oxidação, o zinco possui maior potencial
de oxidação em relação ao ferro, dessa maneira o ferro em contato com o zinco não irá
sofrer oxidação, pois o zinco sofrerá primeiramente. O processo de proteção envolvendo
o zinco é conhecido como metal de sacrifício, pois o zinco será oxidado em vez do ferro.
No caso das folhas revestidas com estanho o processo é o inverso ao descrito acima, pois
o estanho tem menor potencial de oxidação em relação ao ferro, no entanto, o baixo
potencial permite não sofrer oxidação vigorosa e assim faz uma barreira contra oxidação
na superficie de ferro metálico. O processo é bem semelhante a uma tinta, sendo utilizado
em sistemas que necesitam de materiais com propriedades metálicas.
8) Preveja se as seguintes reações ocorreriam espontaneamente em solução aquosa a
25°C. Considere que as concentrações iniciais de todas as espécies dissolvidas são 1,0
mol/L. Sugestão: veja as tabelas de potencial de oxirredução no final dos livros, ou tabela
de oxirredução anexo a lista. (Koltz, v2. 6°Ed. 847).
a) Ca (s) + Cd+2 (aq)  Ca+2 (aq) + Cd (s)
Ca+2 + 2e-  Ca°
E° = -2,868V
Cd+2 + 2e-  Cd°
E° = -0,403V
Na reação:
Ca°  Ca+2
E°= +2,868V
Cd+2  Cd°
E°= -0,403V +
ΔE = + 2,465V  valor positivo processo espontâneo (ocorre naturalmente).
b) 2Br
-
(aq)
+ Sn
+2
Br2 + 2e-  2 BrSn+2 + 2e-  Sn°
(aq)
 Br2 (l) + Sn (s)
E° = +1,066V
E° = -0,137V
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Na reação:
2Br-  Br2
E°= -1,066V
Sn+2  Sn°
E°= -0,137V +
ΔE = - 1,203V  valor negativo processo NÃO-espontâneo.
c) 2Ag (s) + Ni+2 (aq)  2Ag+ (aq) + Ni (s)
Ag+ + 1e-  Ag°
E° = + 0,799V
Ni+2 + 2e-  Ni°
E° = - 0,257V
Na reação:
Ag°  Ag+
E°= -0,799V
Ni+2  Ni°
E°= -0,257V +
ΔE = - 1,056V  valor negativo processo NÃO-espontâneo.
d) Cu+ (aq) + Fe+3 (aq)  Cu+2 (aq) + Fe+2 (aq)
Cu+2 + 1e-  Cu+1
Fe+3 + 1e-  Fe+2
E° = + 0,153V
E° = + 0,771V
Na reação:
Cu+1  Cu+2
E°= -0,153V
Fe+3  Fe+2
E°= +0,771 +
ΔE = + 0,618V  valor positivo processo espontâneo (ocorre naturalmente).
9) Resuma os conceitos de ligação química (Teoria de Lewis, Teoria de Ligação de
Valência e Teoria do Orbital Molecular), citando as diferenças e dando exemplos.
Resumo no caderno
10) Resuma os conceitos envolvidos nas teorias de ácido-base estudados neste semestre
(Teoria de Arrhenius, Teoria de Bronsted-Lowry, Teoria de Lewis), citando as diferenças
e dando exemplos.
Resumo no caderno
11) Observando a tira, responda:
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a) Após inúmeras chuvas, os cavaleiros ingleses terão dificuldade para abrir seus elmos
de ferro. Utilizando equações químicas, explique por quê.
Os elmos são de ferro assim é natural que ocorra oxidação e o processo é agravado na
presença de água, o que permite melhor superfície de contato para a reação ocorrer
(oxidação). A formação de óxidos de ferro favorece o aumento da superfície o que pode
promover maior dificuldade em aberturas de sistemas deslizantes visto que o atrito poderá
se tornar bem acentuado.
2 Fe° + O2  2 FeO ou 4 Fe° + 3 O2  2 Fe2O3
b) Suponha a seguinte situação: o elmo de um dos cavaleiros, o suserano, é adornado com
rebites de ouro, enquanto o do outro, seu vassalo, com rebites de zinco. Curiosamente,
após inúmeras chuvas, um dos elmos emperra mais que o outro. Explique o porquê.
O elmo que possui adornos de zinco terá menor problemas no quesito de oxidação e
emperramento do equipamento, tal fato se deve aos potenciais apontados acima. Os
potencias apresentados são de redução, assim o menor valor para redução significa que
possui maior valor para oxidação. O zinco possui o menor valor entre os metais,
consequentemente é o metal mais favoravél a sofrer oxidação. Se o zinco estiver em
contato com o ferro o zinco oxidará antes do ferro, o que é conhecido como metal de
sacrifício.
Os adornos de ouro devem ser bem bonitos, mas nem um pouco funcionais,
primeiramente pela alta massa, pois a densidade do ouro é 18kg/L. Em segundo caso o
adorno não favorece em proteção a oxidação, visto que o potencial é o maior de todos
para redução, assim possui o menor potencial de oxidação, não protejendo o ferro
metálico.
Potencial Padrão de Eletrodo
Zn+2 + 2e-  Zn°
E = -0,76 V
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Fe+2 + 2 e-  Fe°
E = -0,44 V
Au+3 + 3e-  Au°
E = +1,50 V
12) Descreva como se realiza o cálculo de carga formal. Dê exemplos.
Descrição e exemplos no caderno
13) Descreva o significado dos termos: oxidação, redução, agente oxidante e agente
redutor.
Descrição e exemplos no caderno
14) Descreva um procedimento simples para o cálculo do número de oxidação e da
identicação das espécies que sofrem oxidação e reduação. Dê exemplos utilizando o item
a e b abaixo.
a) I2O5 (s) + 5CO (g)  I2 (s) + 5CO2 (g)
I2O5 (s)  I2 (s)
I2O5 (s)
 NOX = +5
I2 (s)
 NOX = zero
 = +5 0 (reduziu)
5CO (g)  5CO2 (g)
CO
 NOX = +2
CO2
 NOX = +4
 = +2 +4 (oxidou)
b) 2Hg+2 (aq) + N2H4 (aq)  2Hg (l) + N2 (g) + 4H+ (aq)
2Hg+2(aq)  2Hg (l)
Hg+2
 NOX = +4
Hg
 NOX = zero
 = +2 0 (reduziu)
N2H4 (aq)  N2 (g)
N2H4
 NOX = -2
N2
 NOX = zero
 = -2 0 (oxidou)
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Descrição detalhada no caderno.
15) Descreva um procedimento simples para transformação de frequência (υ) em
comprimento de onda (). Dê um exemplo para ilustrar o procedimento e aproveite para
descrever como é realizado a medida da energia (E) da frequência utilizada no exemplo.
Caso esteja sem criatividade calcule para frequência de 5.1014 Hz.
Descrição detalhada no caderno.
16) Calcule o número de coordenação e o número de oxidação dos seguintes complexos:
Ligante: NH3 CN-
Cl-
a) NC = 4
NOX = +2
b) NC = 6
NOX = +3
c) NC = 4
NOX = +2
d) NC = 4
NOX = +2
17) Descreva o procedimento que deve ser realizado para o cálculo de pH, pOH, [H 3O+]
e [OH-] de um ácido fraco com Ka em 1.10-3 de concentração 0,1 mol/L.
Descrição detalhada no caderno.
pH = 2
pOH= 12
[H3O+] = 1. 10-2 mol/L
[OH-] = 1. 10-12 mol/L
18) Discuta a diferença entre um ácido fraco (item 17) e um ácido forte. Mostre pelos
cálculos quais seriam os valores para pH, pOH, [H3O+] e [OH-] caso a solução do item 17
fosse ácido clorídrico (ácido forte) com concentração 0,1 mol/L.
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Descrição detalhada no caderno.
pH = 1
pOH= 13
[H3O+] = 1. 10-1 mol/L
[OH-] = 1. 10-13 mol/L
19) Em relação ao gráfico abaixo de energia de ligações
químicas sigma () e pi () para compostos da família 4A
com o óxigênio, ou seja, C=O e Si=O, comente sobre o
motivo de menor energia para ligação pi () em Si=O.
Gráfico retirado do artigo: Paula, V. I.; Tendências das Energias das Ligações
Pi em sistemas Homo e Heteronucleares, Revista Engenho; vol 1;
UniAnchieta; Jundiaí; 2009.
A menor energia associada a energia pi da ligação Si=O em
relação a ligação de C=O está relacionada ao tamanho dos
orbitais. O fato do silício possuir maiores orbitais em relação ao carbono
faz com que seja dificil um acoplamento (sobreposição) entre os orbitais
que sejam efetivos.
20) O que é HOMO e LUMO?
HOMO é o significado de orbital molecular de alta energia ocupado e
LUMO é o significado de orbital molecular de baixa energia desocupado. A
figura ao lado representa a ordem de energia dos orbitais e a indicação de
HOMO e LUMO conforme conceitos apresentados.
21) Qual parte do perfil de energia de uma reação é afetada por um catalisador?
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O catalisador não altera a energia relacionada a entalpia de reação,
pois essa depende exclusivamente dos produtos e reagentes
envolvidos (H = Hprodutos-Hreagentes), no entanto a energia associada
a formação da espécia ativada é chamada de energia de ativação,
essa sim é afetada por um catalisador. O catalisador cria uma nova
via reacional que favorece a reação inicializar com energia de
ativação baixa e como consequencia se tem maior velocidade de
reação. A princípio o catalisador não é consumido durante o
processo reacional. A figura ao lado ilustra a energia de ativação (lombo) sendo menor
para reação catalisada.
22) Qual é a diferença entre um catalisador homogêneo e um heterogêneo? Discuta as
vantagens e desvantagens.
A catálise é a mudança de velocidade de uma reação química devido à adição de uma
substância (catalisador) que praticamente não é consumido no final da reação, em geral
os catalisadores provocam um novo caminho reacional, no qual tem uma menor energia
de ativação. Existem dois tipos de catálise: homogênea, na qual o catalisador se dissolve
no meio em que ocorre a reação, e neste caso forma uma espécie intermediária, que se
rompe; e heterogênea, em que se produz adsorção dos reagentes na superfície do
catalisador. A consequência da diminuição da energia de ativação é o aumentando da
velocidade da reação, assim têm amplo emprego na indústria química, por exemplo no
processo de fabricação de ácidos (como ácido sulfúrico e ácido nítrico), hidrogenação de
óleos e de derivados do petróleo.
Na catálise homogênea:





Os reagentes e o catalisador encontram-se na mesma fase, geralmente é líquida;
Acelera o processo de reação;
A reação evolui através de espécies intermédios com menor energia de ativação;
A reação tem mais do que uma etapa;
Os metais de transição estão normalmente empregados.
Na catalise heterogênea:


O catalisador e os reagentes/produtos encontra-se em fases diferentes;
Acontece a formação de espécies ativas na superfície do catalisador;
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
Os gases são adsorvidos na superfície do catalisador, formando ligações fracas com
os átomos metálicos do catalisador.
23) Muitos catalisadores heterogêneos importantes são materiais sólidos bem finamente
divididos. Por que o tamanho da partícula é importante? Qual o papel da adsorção na ação
de um catalisador heterogêneo?
Quanto menor o tamanho de partícula maior área supercial. Como o processo de adsorção
em supercifie é o mecanismo majoritário para a catálise heterogênea, a maior área
supercifial é sinonimo de maior taxa (rendimento) reacional.