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APOSTILA TURMA DE MEDICINA VESPERTINO QUÍMICA - MÓDULO II EDUCANDO PARA SEMPRE 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II Prof. Alexandre Borges CINÉTICA QUÍMICA: 1. A reação de combustão do NH3 pode ser representada abaixo: 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O a) Qual a relação entre a velocidade média da reação e as velocidades médias de consumo de cada reagente e de formação de cada produto? b) Se a produção de NO estivesse acontecendo na velocidade de 0,8mol/min., qual seria a velocidade de consumo de O2 e qual seria a velocidade média da reação? a) Se 34g de NH3 fossem consumidos em 5minutos, qual seria a velocidade de produção de NO nas CNTP, em Litros/h? (dado: NH3 = 17g/mol) 2. A tabela abaixo, relaciona perfeitamente a concentração do reagente da reação, em função do tempo. 2NH3 N2 + 3H2 [NH3] 10mol/L 6mols/L 3mols/L [N2] [H2] Minutos 0 2 4 a) Complete a tabela e faça um gráfico mol/L x minuto para todos os participantes da reação. b) Calcule a velocidade média de consumo de NH3 de 0 a 2minutos e depois calcule a velocidade média de consumo de NH3 de 2 a 4minutos. A velocidade da reação é constante? c) Calcule a velocidade média de produção de H2 de 0 a 2 minutos. d) A utilização de um catalisador aumentaria o rendimento de produção de N2? Mostre com um gráfico como seria. 1 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 3. A reação abaixo ocorre em duas etapas, como segue o esquema. a) A reação é elementar? Justifique. b) A reação é endotérmica ou exotérmica? Justifique. c) Qual é mais rápida, a reação direta ou a reação inversa? Justifique. d) Qual o catalisador e qual o intermediário reativo. e) Complete a tabela abaixo com valores de entalpia. Reação direta Reação inversa Energia de ativação sem catalisador Variação de entalpia sem catalisador Complexo ativado sem catalisador Energia de ativação com catalisador Variação de entalpia com catalisador Complexo ativado (mais instável) com catalisador 4. O esquema abaixo mostra a energia de ativação de uma reação reversível com e sem catalisador. 2 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II Baseado no gráfico abaixo, responda as perguntas. a) b) c) d) e) f) g) Qual a energia de ativação da reação direta? Qual a energia de ativação da reação inversa? Qual a energia de ativação da reação direta com catalisador? Qual a energia de ativação da reação inversa com catalisador? Qual a variação de entalpia da reação direta? Qual a variação de entalpia da reação inversa? Qual o valor do complexo ativado mais estável? 5. Considere os experimentos abaixo: o I. reação de 12g de magnésio metálico em fios com HCl suficiente, a 25 C. o II. reação de 12g de magnésio metálico em fios com HCl suficiente, a 50 C. o III. reação de 12g de magnésio metálico em pó com HCl suficiente, a 25 C. o IV. reação de 12g de magnésio metálico em pó com HCl suficiente, a 50 C. o V. reação de 12g de magnésio metálico em pó com HCl suficiente, a 50 C e com catalisador. a) Coloque as reações I, II, III, IV e V em ordem decrescente de velocidade de reação. b) O rendimento das reações é o mesmo? c) Como a temperatura influencia na velocidade de uma reação? d) Equacione a reação que ocorre entre o magnésio e o HCl e calcule o volume de H2 produzido nas CNTP. 6. A velocidade de uma reação é proporcional a concentração dos reagentes da reação. Pode-se escrever a lei . x da velocidade como V = k [Reagentes] . Significa dizer que quanto maior a constante de velocidade (K), maior será a velocidade da reação. A equação de ARRHENIUS, abaixo, mostra a relação entre a constante de velocidade (K), a temperatura (T) e a energia de ativação (Eat). Considerando “A”, “e” e “R” constantes, e baseado na equação de ARRHENIUS, responda. a) Se aumentarmos a temperatura da reação, o que ocorre com a velocidade da reação? 3 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II b) Se utilizarmos um catalisador, o que ocorre com a velocidade da reação? 7. A reação 2A + 3B produtos é relatada nos experimentos abaixo. [A] em mol/L 0,2 0,1 0,1 . . -1 [B] em mol/L 0,2 0,2 0,4 Velocidade (mol L s ) 0,8 0,4 1,6 a) Qual seria a lei da velocidade se a reação fosse elementar? b) Qual a lei da velocidade baseada na tabela de experimentos? c) Qual a ordem da reação em relação a cada reagente? d) Qual a ordem global da reação? e) Qual o valor e a unidade da constante de velocidade? f) Qual a velocidade da reação se as concentrações de A e B forem respectivamente 2mols/L e 4mols/L? 8. Considere a reação elementar abaixo. Al(s) + O2(g) Al2O3(s) a) Qual a lei da velocidade? b) O que ocorre com a velocidade se triplicarmos a concentração de O 2? c) O que ocorre com a velocidade da reação se aumentarmos a quantidade de Al(s)? 4 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II d) Se tivéssemos a equação global 4Al + 3O2 + 12HCl 4AlCl3 + 6H2O dada pelas etapas abaixo, qual seria a lei da velocidade? 1ª etapa: 2Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s) etapa lenta 2ª etapa: 2Al2O3(s) + 12HCl(aq) 4AlCl3(aq) + 6H2O(l) etapa rápida 9. Considere as curvas abaixo e indique a de maior velocidade em cada gráfico. 10. Calcule a velocidade de decomposição de NH 3 no instante(t) igual a 2minutos, ou seja, calcule o limite ou velocidade instantânea. o 11. Pela regra de Van´t Hoff, um aumento de 10 C na temperatura de uma reação faz com que a velocidade da mesma, na maioria das vezes, duplique. Em algumas reações a velocidade pode triplicar. o a) Se uma reação a 20 C ocorre com velocidade igual a 3mol/min, qual será a nova velocidade da reação a o 50 C? b) Um aumento de temperatura na reação não altera a energia de ativação. O aumento da temperatura, aumenta a energia cinética média das moléculas, ou seja, aumenta o número de moléculas em condição de reagir(com energia maior que a energia de ativação). b.1 - Qual a energia cinética média das moléculas na reação I? b.2 - Qual a energia cinética média das moléculas na reação II? b.3 - Qual das reações, I ou II, encontra-se em uma maior temperatura? b.4 - Trace no gráfico a fração de moléculas em condição de reagir, sabendo que a energia de ativação é de 70KJ. 5 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 12. Pelos gráficos abaixo, dê a ordem de cada reação: 5) Como seria um gráfico de LnK em função de 1/T baseado na equação de Arrhenius abaixo? GABARITO: 1)a) Vm(reação) = Vm(NH3)/4 = Vm(O2)/5 = Vm(NO)/4 = Vm(H2O)/6, em módulo. b) Vm(O2) = 1mol/min e Vm(reação) = 0,2mol/min c) 537,6L de NO/hora 2) a) [NH3] 10mol/L 6mols/L 3mols/L [N2] 0 2mol/L 3,5mol/L [H2] 0 6mol/L 10,5mol/L Minutos 0 2 4 Gráfico em sala b) Vm(NH3) = 4mols/2min = 2mols/min e Vm(NH3) = 3mols/2min = 1,5mo/min logo, a velocidade da reação diminui com o tempo. c) Vm(H2) = 3mols/min. d) O catalisador não altera o rendimento de uma reação. A quantidade final produzida será a mesma, apenas em um tempo menor. 3) a) A reação é não elementar pois ocorre em mais de uma etapa. b) A reação é exotérmica pois a energia dos produtos é menor que a dos reagentes, ou seja, libera energia. c) A reação direta é mais rápida pois possui menor energia de ativação. d) Catalisador: “C” e intermediário reativo: “AC”. Reação direta Reação inversa (Kj/mol) (Kj/mol) Energia de ativação sem catalisador 30 50 Variação de entalpia sem catalisador -20 +20 Complexo ativado sem catalisador 60 60 Energia de ativação com catalisador 15 35 Variação de entalpia com catalisador -20 +20 Complexo ativado(mais instável) com 45 45 catalisador 6 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 4) a) 110Kj b) 80Kj c) 50Kj d) 20KJ e) +30Kj f) -30Kj g) 60Kj 5) a) V>IV>III>II>I b) Sim, pois se a massa de magnésio é a mesma, a quantidade de produto formada também será a mesma. c) O aumento da temperatura aumenta a energia cinética das moléculas, aumentando a freqüência de colisões efetivas e o número de moléculas em condições de reagir, ou seja, aumenta a velocidade da reação. d) Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g) 24g de Mg ___ 22,4L de H2 12g de Mg ___ x X = 11,2L de H2 6) a) Pela equação de ARRHENIUS, verifica-se que um aumento na temperatura da reação faz com que aumente o valor da constante de velocidade (K), aumentando assim, a velocidade da reação. b) O uso de catalisador diminui a energia de ativação. Pela equação de ARRHENIUS, verifica-se que a diminuição na energia de ativação faz com que aumente o valor da constante de velocidade (K), aumentando assim, a velocidade da reação. 7) 2 3 a) V = K[A] [B] 1 2 b) V = k[A] [B] c) 1ª ordem em relação a “A” e 2ª ordem em relação a “B” d) reação de 3ª ordem -2 . 2 . -1 e) K = 100 mol L s . . -1 f) V = 3200 mol L s 8) 3 a) V = K[O2] b) aumenta 27vezes c) Não se altera pois o reagente é sólido. 3 d) V = K[O2] Obs.: As questões de 9 a 13 serão resolvidas em sala. 7 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II REAÇÕES DOS ÓXIDOS 1. Óxidos de metais são, em sua maioria iônica, exceto quando possuem caráter ácido. a) Classifique os óxidos dos metais abaixo: Óxido metálico Iônico ou molecular? Classificação quanto ao caráter Na2O CaO FeO Fe2O3 Al2O3 ZnO CrO3 Mn2O7 b) óxidos de ametais são todos moleculares e são, em geral, óxidos ácidos, mas existem exceções. Complete a tabela abaixo: Óxido ametálico CO2 Classificação quanto ao caráter SO3 NO2 N2O CO 2. Complete as reações dos óxidos abaixo com água, quando a mesma ocorrer com rendimento apreciável. a) Na2O(s) + H2O(l) b) CaO(s) + H2O(l) c) FeO(s) + H2O(l) d) Al2O3(s) + H2O(l) a) CrO3(s) + H2O(l) b) CO2(g) + H2O(l) c) SO3(g) + H2O(l) d) CO(g) + H2O(l) e) N2O(g) + H2O(l) 3. Complete cada reação abaixo, do óxido com ácido, quando a mesma ocorre. a) Na2O(s) + HCl(aq) b) CaO(s) + HCl(aq) c) FeO(s) + HNO2(aq) d) Al2O3(s) + H2SO4(aq) e) CrO3(s) + HBr(aq) 8 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II f) CO2(g) + HBr(aq) g) SO3(g) + HBr(aq) h) CO(g) + HBr(aq) i) N2O(g) + HBr(aq) 4. Complete cada reação abaixo, do óxido com base forte, quando a mesma ocorre. a) Na2O(s) + NaOH(aq) b) CaO(s) + NaOH(aq) c) FeO(s) + NaOH(aq) d) Al2O3(s) + NaOH(aq) e) CrO3(s) + NaOH(aq) f) CO2(g) + NaOH(aq) g) SO3(g) + NaOH(aq) h) CO(g) + NaOH(aq) i) N2O(g) + NaOH(aq) 5. Alguns óxidos ácidos são classificados como duplos. Esta classificação ocorre quando o óxido de ametal forma dois ácidos ao reagir com a água. Complete as reações abaixo: a) NO2(g) + H2O(l) b) ClO2(g) + H2O(l) 6. Óxido duplo, misto ou salino ocorre quando o óxido de metal apresenta-se como uma mistura de óxidos, ou ainda, existe no mesmo óxido, íons do metal com nox diferentes. Esses óxidos são facilmente identificados pela fórmula geral E3O4. O nox médio do elemento (E) nesse óxido é 8/3+ ou 2,67+. a) Complete a tabela abaixo: Elemento 2 íons possíveis Ferro Chumbo 2 óxidos possíveis óxido duplo b) Qual a nomenclatura correta para Fe3O4? c) Qual o nome do minério de ferro rico em Fe3O4 d) O Minério de Fe3O4 é conhecido usualmente como imã. Quais os metais que possuem atração permanente por imã, ou seja, são classificados como ferromagenéticos? e) Classifique os óxidos neutros, abaixo, em paramagnético ou diamagnético. NO, CO e N2O 2- 2- 7. Peróxidos iônicos são compostos que possuem o ânion (O – O) ou (O2) ligados a um metal de nox fixo (1+ + ou 2+), ou seja,ligado a elementos das famílias 1A, 2A ou Ag . a) Dê as fórmulas para os peróxidos de potássio , de magnésio e de prata. b) Equacione as reações abaixo. Na2O2 + H2O Na2O2 + HCl 9 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II CaO2 + H2O CaO2 + HCl c) Dê a fórmula estrutural para o único peróxido molecular e escreva o nome usual de uma solução aquosa do mesmo. 2- 2- 8. Superóxidos iônicos são compostos que possuem o ânion (O – O – O – O) ou (O4) ligados a elementos das famílias 1A ou 2A. a) Dê as fórmulas para os superóxidos de potássio e de Bário. b) Qual a fórmula mínima para o superóxido de potássio? qual o nox médio do oxigênio. c) Equacione as reações abaixo: Na2O4 + H2O Na2O4 + HCl CaO4 + H2O CaO4 + HCl GABARITO: 1). a) Óxido metálico Iônico ou molecular? Na2O CaO FeO Fe2O3 Al2O3 PbO2 CrO3 Mn2O7 Iônico Iônico Iônico Iônico Iônico Iônico Molecular Molecular Classificação quanto ao caráter Óxido básico Óxido básico Óxido básico Óxido anfótero Óxido anfótero Óxido anfótero Óxido ácido Óxido ácido b) Óxido ametálico CO2 SO3 NO2 N2O CO Classificação quanto ao caráter Óxido ácido Óxido ácido Óxido ácido Óxido neutro Óxido neutro 2) a) Na2O(s) + H2O(l) 2NaOH(aq) b) CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq) c) FeO(s) + H2O(l) não ocorre com rendimento apreciável d) Al2O3(s) + H2O(l) não ocorre com rendimento apreciável a) CrO3(s) + H2O(l) H2CrO4(aq) b) CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) c) SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq) d) CO(g) + H2O(l) não ocorre e) N2O(g) + H2O(l) não ocorre 10 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 3) a) Na2O(s) + 2HCl(aq) 2NaCl(aq) + H2O(l) b) CaO(s) + 2HCl(aq) CaCl2(aq) + H2O(l) c) FeO(s) + 2HNO2(aq) Fe(NO2)2(aq) + H2O(l) d) Al2O3(s) + 3H2SO4(aq) Al2(SO4)3(aq) + 3H2O(l) e) CrO3(s) + HBr(aq) não ocorre f) CO2(g) + HBr(aq) não ocorre g) SO3(g) + HBr(aq) não ocorre h) CO(g) + HBr(aq) não ocorre i) N2O(g) + HBr(aq) não ocorre 4) a) Na2O(s) + NaOH(aq) não ocorre b) CaO(s) + NaOH(aq) não ocorre c) FeO(s) + NaOH(aq) não ocorre d) Al2O3(s) + 2NaOH(aq) 2NaAlO2(aq) + H2O(l) e) CrO3(s) + 2NaOH(aq) Na2CrO4(aq) + H2O(l) f) CO2(g) + 2NaOH(aq) Na2CO3(aq) + H2O(l) g) SO3(g) + NaOH(aq) Na2SO4(aq) + H2O(l) h) CO(g) + NaOH(aq) não ocorre i) N2O(g) + NaOH(aq) não ocorre 5) a) 2NO2(g) + H2O(l) HNO2(aq) + HNO3(aq) b) 2ClO2(g) + H2O(l) HClO2(aq) + HClO3(aq) 6) a) Elemento Ferro Chumbo 2 íons possíveis 2+ 3+ Fe e Fe 2+ 4+ Pb e Pb 2 óxidos possíveis FeO e Fe2O3 PbO e PbO2 b) Tetróxido de triferro ou óxido duplo de ferro c) Magnetita d) Ferro, cobalto e níquel e) NO é paramagnético, CO e N2O são diamagnéticos. 7) a) K2O2, MgO2 e Ag2O2. b) Na2O2 + H2O 2NaOH + ½ O2 Na2O2 + 2HCl 2NaCl + H2O2 CaO2 + H2O Ca(OH)2 + ½ O2 CaO2 + 2HCl CaCl2 + H2O2 11 óxido duplo Fe3O4 Pb3O4 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II c) O nox médio dos oxigênios é 1-. 8) a) K2O4 e BaO4 b) KO2 e o nox médio do oxigênio é ½ -. c) Na2O4 + H2O 2NaOH + 3/2 O2 Na2O4 + 2HCl 2NaCl + H2O2 + O2 CaO4 + H2O Ca(OH)2 + 3/2O2 CaO4 + 2HCl CaCl2 + H2O2 + O2 12 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II Prof. Sheila Patricio Mori Borges VOLUMETRIA OU TITULAÇÃO Consiste em descobrir a concentração de uma solução a partir da reação química com uma outra solução de concentração conhecida. a) Acidimetria e alcalimetria: Utiliza-se uma reação de ácido com base, sem restar excesso de reagentes. + A quantidade de H deve ser igual a quantidade de OH . O método também pode ser utilizado em outras reações químicas. EXERCÍCIOS – NÍVEL 1: 1. 20mL de uma solução de HNO3 0,1mol/L, foi utilizada para titular 10mL de solução de NaOH de concentração desconhecida. Calcule: a) concentração de NaOH titulado, em mol/L e em g/L.(Dado: NaOH = 40g/mol) b) massa pura de NaOH na solução titulada. NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O (volumetria de neutralização) 2. 40mL de uma solução de H2SO4 0,05mol/L, foi utilizada para titular 20mL de solução de KOH de concentração desconhecida. Calcule: a) concentração de KOH titulado, em mol/L e em g/L.(Dado: KOH = 40g/mol) b) massa pura de KOH na solução titulada. H2SO4 + 2 KOH K2SO4 + H2O (volumetria de neutralização) 13 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 3. Na titulação de 20mL de H2O2, utilizando 10mL de KMnO4 0,4mol/L, utiliza-se ácido sulfúrico para tornar o meio ácido. A reação que ocorre é: 5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 O2 + 8H2O (volumetria de oxirredução - permanganometria) a) Calcule a concentração do H2O2 titulado, em mol/L. b) Qual seria esta concentração em volumes? + 4. Utiliza-se 20 mL de solução de CaCl2 0,1mol/L para precipitar, por titulação, toda a prata (Ag ) existente em 10mL de solução de AgNO3. CaCl2(aq) + AgNO3(aq) Ca(NO3)2(aq) + AgCl(s) (volumetria de precipitação - argentometria) Calcule: a) A concentração de AgNO3 titulado. b) o número de mols de precipitado formado. c) a massa de precipitado formado.(Dado: AgCl = 143,5g/mol) 5. Titula-se 10mL de solução de iodo de densidade igual a 1,05g/mL, utilizando 40mL de solução de Na 2S2O3 0,04mol/L. Uitiliza-se amido como indicador. I2 + Na2S2O3 NaI + Na2S4O6 (volumetria de oxirredução - iodometria) Calcule: a) Qual a coloração do amido na presença de iodo? b) Qual a concentração de I2 titulado, em g/L (dado: I2 = 254g/mol)? c) Qual a % m/m do I2 titulado? EXERCÍCIOS – NÍVEL 2 1. Uma amostra de 2,5g de soda cáustica foi dissolvida em água e titulada por 50mL de solução de HCl 1mol/L. Qual o teor de pureza da soda cáustica em NaOH? 14 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 2. 15g de prata foram dissolvidos em ácido nítrico concentrado suficiente. O AgNO3 obtido foi titulado com 20mL de solução de KCl 0,5mol/L. a) Qual o teor de pureza da prata analisada? (Dado: Ag = 108g/mol) b) Qual a coloração do gás desprendido? Ag + 2 HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O AgNO3 + KCl AgCl + KNO3 3. Uma liga metálica de Ferro e Ouro pesando 10g, é tratada com 50mL de HCl 4mol/L, ocorrendo completo consumo dos reagentes ferro e HCl. Qual a % de ouro na liga? Dica da reação: Metal comum + ácido comum Sal + H2 4. Uma moeda de cobre puro de 12,7g, é dissolvida completamente por 100mL de solução de HNO 3 diluído. 3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O a) Qual a concentração do HNO3 utilizado? b) Qual a coloração da solução obtida? 5. Uma amostra de solução de NaOH 20% m/m e d = 1,2g/mL foi diluída de forma que o volume aumentasse 10 vezes. Calcule o volume de solução molar de H2SO4 necessário para neutralizar 20mL da solução diluída. 15 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II EXERCÍCIOS – NÍVEL 3: 1. 20 mL de solução de H2SO4 a 98% em massa, são diluídos com água suficiente para 200mL de solução. Desta solução diluída, retira-se uma alíquota de 10mL que é titulada por 40mL de solução padrão de NaOH 0,92mol/L. a) Qual a concentração, em mol/L, da solução diluída? b) Qual a concentração, em mol/L, da solução inicial? c) Qual a densidade da solução inicial de H2SO4 98% em massa? 2. 5g de ácido oxálico(ác.etanodióico) são dissolvidos em 20mL de solução inicial. A solução obtida é diluída para 500mL em um balão volumétrico. Da solução do balão, retira-se 20mL e titula-se com 10mL de KMnO4 0,4mol/L, em meio sulfúrico, como segue a reação abaixo. 2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4 K2SO4 + 2 MnSO4 + 10 CO2 + 8 H2O a) Qual o tipo de volumetria? b) Qual a concentração g/L do ácido dissolvido na solução inicial? c) Qual o teor de pureza do ácido oxálico? (Dado: H2C2O4 = 90g/mol) 16 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 3. Uma amostra 3g de magnésio impuro foi dissolvida em HCl suficiente e o volume de gásobtido, nas CNTP, foi de 2,24L de H2. A solução de MgCl2 obtida na reação foi diluída para 500mL. Uma alíquota de 20mL da solução de MgCl2 foi titulada por 10mL de soluçãode AgNO3. Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 MgCl2 + 2 AgNO3 Mg(NO3)2 + 2 AgCl a) b) c) d) Qual a % de pureza do magnésio? Qual a concentração de MgCl2 na solução diluída? Qual a concentração do AgNO3 utilizado? Qual a massa de precipitado obtido(AgCl)? (dado: AgCl = 143,5g/mol) VOLUMETRIA – SÉRIE CASA 1. 10 mL de H2SO4 são titulados por 40 mL de solução de NaOH 0,1 mol/L. Calcule para a solução ácida: a) Concentração em g/L. (Dado: H2SO4 = 98 g/mol) b) Massa pura de H2SO4 nos 10 mL titulados. c) Qual o tipo de volumetria? Resposta: a) 19,6 g/L c) 0,196 g d) Volumetria de neutralização 2. 30mL de uma solução de iodo foram diluídos em água até o volume de 300mL. Uma alíquota de 20mL da solução diluída, foi transferida para um erlenmeyer e titulado por 10mL de solução de tiosulfato de sódio 0,02mol/L, em presença de amido como indicador. I2 + 2 Na2S2O3 2 NaI + Na2S4O6 a) Qual a coloração do amido em presença de iodo? b) Calcule a concentração em mol/L e em g/L da solução inicial de iodo. c) Calcule a massa pura de iodo na solução inicial Resposta a) azul violáceo b) 0,025 mol/L e 6,35 g/L c) 0,3175 g 3. 0,5 g de soda cáustica são dissolvidos em 2 mL de solução. A solução obtida foi diluída para 20mL. Sabe-se que uma alíquota de 5 mL da mesma foi titulada por 25 mL de HCl 0,1 mol/L. Pede-se: a) Concentração, em mol/L, do NaOH inicial. b) Massa pura de NaOH nos 20 mL e teor de pureza. Resposta: a) 5 mol/L b) 4 g 80% de pureza 3 3 4. Titula-se 20 cm de solução de água oxigenada comercial com 71,2 cm de solução sulfopermangânica 0,1 mol/L. Pede-se: KMnO4 + H2O2 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O a) Concentração em mol/L do H2O2. b) Concentração em volumes do H2O2. Resposta a) 0,89 mol/L b) 9,968 volumes ou 10 volumes 17 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 5. 20 mL de ácido oxálico foram diluídos com água para 200 mL de solução. Numa titulação uma alíquota de 50 mL de solução ácida foram neutralizados por 20 mL de solução de NaOH 1 mol/L. Pede-se: a) Equação da reação e o tipo de volumetria. b) Concentração em mol/L do ácido inicial. c) Densidade da solução inicial sabendo que a solução é 15% em massa. Resposta: a) H2C2O4+ 2 NaOH Na2C2O4 + 2 H2O; Volumetria de neutralização; 2, 0 mol/L c) d = 1,2g/mL 6. 3 100 cm de uma solução de ácido nítrico com d=1,26g/mL e 40% em massa são diluídos com água ate 1 litro de solução. Calcule o volume desta solução que deverá ser utilizado na titulação de 20cm 3 de NaOH 2g/L. Resposta 1,25 mL 7. O ácido sulfúrico concentrado apresenta densidade igual a 1,84g/ml. Uma amostra de 5ml do mesmo foi transferido para um balão volumétrico de 250ml e o volume completado com água. Uma alíquota de 25ml foi transferida para um erlenmeyer. Após a adição de gotas de indicador a titulação foi feita com 184ml de solução padrão de NaOH 0,1mol/L. Pede-se: a) A equação da reação balanceada. b) O teor (% em massa) de ácido sulfúrico com densidade1,84g/ml. Resposta: a) em sala b) 98% em massa 8. Admite-se, por lei, que uma água oxigenada pode ser vendida com uma tolerância de até 10% de impurezas. Um técnico do INMETRO analisou um frasco de 100 mL de uma água oxigenada vendida em uma farmácia, com o rótulo de 30 volumes. O conteúdo do frasco foi dissolvido em água até 500 mL de solução. Uma alíquota de 25 mL da mesma foi titulada em meio sulfúrico por 20 ml de KMnO4 0,2 mol/L. Pede-se: KMnO4 + H2O2 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O a) Equação da reação balanceada b) A concentração real do H2O2 em volumes. c) A água oxigenada analisada estava dentro da tolerância permitida? Justifique. Resposta: b) 22,4 volumes; c) não (74,67% de pureza) 9. 20 mL de ácido oxálico foram diluídos com água para 100mL de solução. Numa titulação, em presença de H2SO4, 25 mL da solução ácida gastaram 40ml de solução de KMnO4 0,1 mol/L. Pede-se: KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O a) Equação balanceada da reação e o tipo de volumetria. b) A concentração em mol/L do ácido inicial. c) Densidade da solução inicial sabendo que a solução é 15% em massa. Resposta: a) em sala; b) 2 mols/L c) 1,2 g/mL 10. 3g de iodo são dissolvidos em álcool e o volume completado com água até 500mL. Uma alíquota de 25mL da mesma foi titulada com 5mL de tiossulfato de sódio 0,2mol/L. Qual o teor de pureza do iodo? Dê a equação iônica do processo. I2 + 2 Na2S2O3 2 NaI + Na2S4O6 – Resposta: 84,67% de pureza; I2 + 2 S2O 32– 2 I + S4O 2– 6 - PROPRIEDADES COLIGATIVAS Definição: São propriedades que dependem apenas do número de partículas dispersas em solução, independentemente da natureza dessas partículas. Existem quatro efeitos, fenômenos ou propriedades coligativas das soluções, que são: EFEITO OU PROPRIEDADE COLIGATIVA Diminuição ou abaixamento da pressão máxima de vapor do solvente Aumento ou elevação da temperatura de ebulição do solvente Diminuição ou abaixamento da temperatura de congelamento do solvente Pressão osmótica 18 ESTUDADO PELA Tonoscopia ou tonometria Ebulioscopia ou ebuliometria Crioscopia ou criometria Osmoscopia ou osmometria 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II TONOMETRIA OU TONOSCOPIA É o estudo do abaixamento da pressão máxima de vapor de um líquido, que é ocasionada pela dissolução de um soluto não-volátil. O que é pressão máxima de vapor de um líquido? É a pressão exercida pelos vapores saturados de um líquido, ou seja, é a pressão a que fica submetido o interior do recipiente quando está saturado de vapores desse líquido na temperatura considerada. Fatores que influenciam na pressão máxima de vapor: a) Temperatura: aumentando a temperatura, as partículas do líquido se agitam mais, produzindo então maior pressão de vapor. Observe a variação máxima de vapor da água em funcão da temperatura e o respectivo gráfico: b) Natureza do líquido: líquidos mais voláteis evaporam-se mais intensamente, resultando em maiores pressões máximas de vapores à mesma temperatura. Veja a tabela e o gráfico: 19 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II A adição de soluto não-volátil a um líquido puro promove obstáculos para a evaporação das moléculas do líquido (que passarão a evaporam mais lentamente). Quando o equilíbrio líquido-vapor for restabelecido, teremos uma menor quantidade de moléculas na fase de vapor ocasionando assim, um abaixamento da pressão máxima de vapor do solvente. Lei de Raoult: Quando se atinge o equilíbrio da solução a pressão de evaporação pode ser medida de acordo com a seguinte fórmula, onde se somam os constituintes da solução (soluto + solvente). P (solução) = (P1)puro X1 + (P2)puro X2 P=pressão X= fração molar E para se medir a pressão individual de cada constituinte da solução usa-se: Pi = (P1)puro.Xi Pi= pressão individual (P1)puro= pressão inicial do componente. Xi= fação molar do componente. Cálculo do Kt (constante tonométrica ou tonoscópica): Kt = massa molar do solvente 1000 REVISANDO: 1. O que são propriedades coligativas? De que fator elas dependem? __________________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________________ 2. Como varia a pressão de vapor de um líquido em função da temperatura? ________________________________________________________________________________ __________ __________________________________________________________________________________________ 3. O que ocorre com o líquido quando sua pressão de vapor é igual à pressão externa? __________________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________________ 4. Considere a seguinte tabela, que mostra a pressão de vapor de A, B, C e D à mesma temperatura: a) b) c) d) e) Substância Pressão de vapor A 78,25 mmHg B 12,03 mmHg C 28,34 mmHg D 148,12 mmHg Qual das substâncias é mais volátil? Qual é menos volátil? Qual apresenta o maior ponto de ebulição? Qual apresenta o menor ponto de ebulição? Coloque as substâncias em ordem crescente quanto aos pontos de ebulição. 20 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 5. As curvas registradas no gráfico abaixo representam a variação da pressão do vapor da água pura e da água salgada. O estudante que as traçou se esqueceu de registrar qual representa a água pura e qual representa a água salgada. Analise o gráfico para responder ao que se pede. a) Registre a curva que representa a variação da pressão de vapor em função da temperatura para: - a água pura; - a água salgada. b) Qual a pressão de vapor da água pura a 60 ºC? c) Qual a pressão de vapor da água salgada a 60 ºC? CÁLCULOS: 1. Uma solução é preparada dissolvendo-se 102,6 g de sacarose em água. Calcule o número de partículas dispersas nessa solução. 2. a) b) c) d) São dissolvidos 45 g de glicose (C6H12O6) em 900 g de água, a 25 ºC. Calcule: a molalidade da solução. o abaixamento relativo da pressão de vapor da água na solução, a 25 ºC; a pressão de vapor da água na solução, a 25 ºC; o abaixamento absoluto da pressão de vapor da água na solução, a 25 ºC. (Dado: pressão de vapor da água pura igual a 25,00 mmHg.) 3. No preparo de uma solução são dissolvidos 15 g de uréia (CON 2H4) em 450 g de água, numa determinada temperatura. Calcule a pressão de vapor da água na solução, nessa temperatura. Sugestão: calcule primeiro a molalidade da solução. (Dados: pressão de vapor da água pura igual a 23,54 mmHg, H2O = 18, CON2H4 = 60) 4. Certa quantidade de sacarose (C12H22O11) é dissolvida em 720g de água. Calcule a massa de sacarose nessa solução sabendo que, na temperatura considerada, o abaixamento relativo da pressão de vapor da água na solução é 0,002. Obs.. Qual a fração molar do soluto nesta solução? Sugestão: calcule primeiro a molalidade da solução. 21 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 5. Determine o abaixamento relativo da pressão de vapor da água numa solução que contém 20 g de glicose (C6H12O6) dissolvidos em 800 g de água, em determinada temperatura. (Dados: H2O = 18g/mol; C6H12O6 = 180g/mol). Sugestão: calcule primeiro a molalidade da solução. EBULIOMETRIA OU EBULIOSCOPIA É o estudo da elevação da temperatura de ebulição de um líquido, ocasionada pela dissolução de um soluto não-volátil. Cálculo do Ke (constante ebuliométrica ou ebulioscópica): CRIOMETRIA OU CRIOSCOPIA É o estudo do abaixamento da temperatura de congelamento de um líquido, provocado pela presença de um soluto não-volátil. Cálculo do KC (constante criométrica ou crioscópica): 22 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II EXERCÍCIOS 1. Uma solução que contém 60 g de glicose dissolvidos em 500 g de água, sabendo que a temperatura de ebulição da água pura é de 100ºC e a constante ebulioscópica(Ke) é de 0,52ºC/molal, calcule: a) Molalidade da solução. (dados: Glicose = 180g/mol; H2O = 18g/mol) b) O novo ponto de ebulição da água na solução. 2. Uma solução anticongelante é preparada misturando-se 310 g de etilenoglicol, C2H6O2,em 500 g de água. Sabendo que a massa molar do etilenoglicol é de 62g/mol, a massa molar da água é 18g/mol e a constante criométrica(Kc) da água, 1,86 ºC/molal, calcule: a) a molalidade da solução. b) a que temperatura essa solução inicia o congelamento. Não se esqueça de que a água pura congela a 0ºC. PROPRIEDADES COLIGATIVAS EM SOLUÇÕES IÔNICAS Qualquer efeito coligativo numa solução iônica é mais acentuado que numa solução molecular, de mesma molalidade (ou molaridade, no caso de osmometria) Ecoligi > Ecoligm No caso de soluções iônicas, devido ao fenômeno da dissociação iônica ou ionização, devemos introduzir nessas equações o fator de correção de Van’t Hoff. Fator de correção de Van’t Hoff (i): i = 1 + α (q – 1) i = fator de correção de Van’t Hoff α = grau de ionização ou dissociação do soluto q = número de partículas produzidas na dissociação ou ionização de cada fórmula do soluto Assim, temos: Ecolig = Kt · W · i Ecolig = Ke · W · i Ecolig = Kc · W · i =M·R·T·i (tonoscopia) (ebulioscopia) (crioscopia) (osmometria) EXERCÍCIOS: 1. Calcule o fator de Van't Hoff de: a) Al2(SO4)3 (α = 70%) b) H3PO4 (α = 40%) c) AgNO3 (α= 60%) d) H2SO4 (α = 80%) 23 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 2. Considere uma solução que contém 32,8g de H2SO3 em água. Sabendo que o grau de ionização do H2SO3 é de 40%, calcule o número de partículas dispersas nessa solução. (Dado: H2SO3 = 82g/mol) 3. Misturam-se 2 mols de CaCl2 a 500 g de água. Calcule o abaixamento relativo da pressão de vapor, considerando que esse sal se dissocia completamente. (Dado: H2O = 18g/mol) 4. Um estudante preparou uma solução adicionando 222 g de cloreto de cálcio, CaCl2, em 500 g de água. Sabendo que a constante ebuliométrica da água é 0,52 ºC /molal e que a massa molar do cloreto de cálcio é 111 g/mol, calcule a temperatura de ebulição da solução preparada pelo estudante. 2+ CaCl2 Ca – + 2 Cl (α = 90%) 5. Determinar a temperatura de ebulição de uma solução que contém 20 g de sulfato de sódio (Na 2SO4), dissolvidos em 400 g de água, sabendo que a constante ebulioscópica da água é de 0,52° C/1000 g e que o grau de dissociação do sal é de 85%. (dado: Na 2SO4 = 142g/mol) OSMOMETRIA OU OSMOSCOPIA OSMOMETRIA: É a medida da pressão osmótica de uma solução PRESSÃO OSMÓTICA: é a pressão que devemos exercer sobre a solução para impedir a sua diluição, pela passagem de solvente puro através de uma membrana semipermeável. Equação para se calcular a pressão osmótica de uma solução: =M·R·T·i = pressão osmótica M = molaridade da solução R = constante universal dos gases T = temperatura em Kelvin i = fator de correção de Van’t Hoff 24 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II EXERCÍCIOS 1. Qual a pressão osmótica, a 27 ºC, de uma solução que contém 9,0 g de glicose, C 6H12O6,dissolvidos em água, formando 0,5 L de solução? Dados: glicose (M) = 180 g/mol; R = 0,082 atm · L/mol · K. 2. Em um recipiente formado por dois compartimentos, A e B, separados por uma membrana semipermeável, colocam-se soluções de sacarose. No compartimento A, a concentração do açúcar na solução é de 34,2 g/L e no B, 0,2 mol/L. a) Qual dos dois compartimentos terá o volume da sua solução aumentado? Justifique a sua resposta. (Dados: sacarose (M) = 342 g/mol). b) Qual a pressão osmótica? c) o que ocorrerá se aplicarmos uma pressão superior a pressão osmótica? 3. Uma solução aquosa 0,2 mol/L de cloreto de sódio, NaCl, tem pressão osmótica igual a 9,84 atm. Mantendo a temperatura constante, adiciona-se água a essa solução até que o seu volume duplique. Qual será a pressão osmótica da solução diluída? 4. (Faap-SP) A solução de um polímero, contendo 0,020 g de soluto por grama de água, apresenta pressão –3 osmótica 2,0 · 10 atm à temperatura de 20 ºC. Determine a massa molecular do referido polímero. (R = 0,082 atm · litro/mol · K) 5. Uma solução contendo 9 g de glicose (M = 180 g/mol) em 200 ml de solução, é isotônica de uma solução aquosa de ureia (M= 60 g/mol). Qual a concentração da solução de ureia? 25 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II EXTRAS: 6. (PUC-SP) O enxofre coloidal apresenta micelas formadas pela reunião de um número elevado de moléculas S8. Preparam-se 100 ml de um sistema que contém 10,4065 g de enxofre disperso em água. A pressão osmótica a 27ºC de um tal sistema coloidal é igual a 0,0100 atm. Pedem-se: a) o número de unidades S8 que formam a micela do colóide; b) o número de gramas de uréia (peso molecular 60) que deveria ser adicionado à água pura, para obter 100 ml de solução de pressão osmótica igual a 0,0100 atm. 7. (Faap-SP) Calcule a pressão osmótica, a 27 ºC, de uma solução que contém 0,90 g de glicose (M= 180 g) e 34,20 g de sacarose (M = 342 g) dissolvidas em 100 ml de solução. EXERCÍCIOS – PROPRIEDADES COLIGATIVAS – SÉRIE CASA 1. (Fuvest - SP) Qual das substância da tabela deve apresentar maior ponto de ebulição nas mesmas condições de pressão? Justfique. SUBSTÂNCIA Bromo Benzeno mercúrio PRESSÃO DE VAPOR A 20ºC(MMHG) 173 74,7 0,0012 2. (Fuvest - SP) Duas soluções aquosas, uma de glicose e outra de sacarose, contém a mesma massa, em gramas, de soluto por litro de solução. a) Compare os valores dos pontos de congelação dessas duas soluções com o da água pura. b) Qual das duas soluções apresentará o menor ponto de congelação? Explique sua resposta. (Dado as massas molares: glicose = 180g/ mol; sacarose = 342 g/mol) 3. (Fuvest - SP) Qual das seguintes soluções aquosas, todas 1 molar, apresentaria o menor ponto de fusão: glicose, ácido acético ou cloreto de sódio? Justifique. 4. (PUC - SP) O enxofre coloidal apresenta micelas formadas pela reunião de um número elevado de moléculas S8. Preparam-se 100mL de um sistema que contém 10,4065g de enxofre disperso em água. A pressão osmótica, a 27ºC, de um tal sistema coloidal é igual a 0,0100 atm. Pede-se o número de unidades S8 que formam a micela do colóide. (Dado: R 0,082atm L mol 1 K 1 massa molar do S8 256 g mol ) 5. (Vunesp - SP) As paredes dos glóbulos brancos e vermelhos do sangue são membranas semipermeáveis. A concentração de soluto no sangue é de aproximadamente 0,60 M. Os glóbulos brancos e vermelhos foram isolados de uma amostra de sangue. (Dado: constante universal dos gases = 0,082 atm L mol 1 K 1 ) a) O acontecerá se as células sangüíneas forem colocadas em solução salina 1,0 M? Justifique. b) Calcule a diferença de pressão existente entre o interior e o exterior das células de sangue, quando colocadas em água pura a 27 ºC. 6. (Vunesp - SP) Considere duas soluções, uma de ácido clorídrico e outra de ácido acético (ácido etanóico), ambas 10 2 M. Pergunta-se: a) Qual das soluções apresenta menor temperatura de congelação? Justifique. b) Calcule o pH da solução de ácido clorídrico. A solução de ácido acético tem pH menor ou maior? Por quê? 7. (PUC - SP) A dissolução de 3g de uma substância desconhecida em 100g de CCl4 eleva o ponto de ebulição do CCl4 de 0,60ºC. A constante ebuliométrica, Keb,do CCl4 vale 5,03 criométrica, Kcr,do CCl4 vale 31,8 º C ºC enquanto a constante molal para o mesmo solvente. Para uma solução com a composição acima molal indicada. Calcule: a) O abaixamento do ponto de congelamento do CCl4 . b) O peso molecular do soluto desconhecido. 26 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 8. (PUC - PR) Uma solução de 16g de brometo de cálcio CaBr2 em 800 g de água eleva de 0,13 ºC o ponto de ebulição dessa solução K eb (Dados: Ca = 40; Br = 80) 0,52 . Qual o grau de dissociação do brometo de cálcio? GABARITO 1. Mercúrio 2. a) As duas soluções apresentam ponto de congelação inferiores ao da água pura; b) Solução de glicose. 3. Cloreto de sódio 4. 1000 unidades. 5. a) As células murcham. b) 14,76 atm 6. a) Ácido clorídrico b) 2; maior, pois trata-se de um ácido pouco ionizado; logo a H é menor. 7. a) 3,79ºC b) 251,5g/mol 8.75% EXERCÍCIOS - PROPRIEDADES COLIGATIVAS – NÍVEL 1 1. (Pucmg) Sejam dadas as seguintes soluções aquosas: I. II. III. IV. 0,1 mol/L de cloreto de potássio (KCℓ) 0,3 mol/L de glicose (C6H12O6) 0,1 mol/L de sacarose (C12H22O11) 0,3 mol/L de sulfato de sódio (Na2SO4) Assinale a alternativa que apresenta as soluções em ordem decrescente de temperatura de ebulição. a) III > I > II > IV b) IV > II > I > III c) IV > II > III > I d) III > II > I > IV 2. (Pucmg) Certas propriedades físicas de um solvente, tais como temperatura de ebulição e de solidificação, são alteradas quando nele dissolvemos um soluto não-volátil. Para se verificar esse fato, quatro sais distintos foram dissolvidos em frascos contendo a mesma quantidade de água, formando as soluções I, II, III e IV, como indica o esquema a seguir: a) b) c) d) Assinale a alternativa que apresenta soluções em ordem CRESCENTE de abaixamento da temperatura de solidificação. IV < I < II < III III < I < II < IV IV < II < I < III III < II < I < IV 27 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 3. (Pucmg) As temperaturas normais de ebulição da água, do etanol e do éter etílico são, respectivamente, 100 °C, 78 °C e 35 °C. Observe as curvas no gráfico da variação de pressão de vapor do líquido (Pv ) em função da temperatura ( T ). a) b) c) d) As curvas I, II e III correspondem, respectivamente, aos compostos: água, etanol e éter etílico. éter etílico, etanol e água. éter etílico, água e etanol. água, éter etílico e etanol. 4. (Uel) A adição de um soluto não volátil a um solvente dificulta sua ebulição e seu congelamento. Isto pode ser útil na prática quando, por exemplo, se pretende cozinhar um ovo mais rápido ou então quando é necessário evitar o congelamento da água do radiador de carros em países muito frios. Considere as duas soluções aquosas de NaCℓ, conforme o quadro, e analise as afirmativas a seguir. I. II. III. IV. A solução B tem pressão de vapor menor que a da solução A, na mesma temperatura. As soluções A e B apresentam pontos de ebulição menores que o da água pura. Independentemente da quantidade de soluto, as duas soluções apresentam o mesmo ponto de ebulição. A solução B entra em ebulição a uma temperatura mais alta que a solução A. Estão corretas apenas as afirmativas: a) I e IV. b) II e IV. c) II e III. d) I, II e III. e) I, III e IV. 5. (Pucmg) Em um laboratório, um estudante recebeu três diferentes amostras (X, Y e Z). Cada uma de um líquido puro, para que fosse estudado o comportamento de suas pressões de vapor em função da temperatura. Realizado o experimento, obteve-se o seguinte gráfico da pressão de vapor em função da temperatura. a) b) c) d) Considerando-se essas informações, é CORRETO afirmar que: o liquido Z é aquele que apresenta maior volatilidade. o líquido X é o que apresenta maior temperatura de ebulição ao nível do mar. as forças de atração intermoleculares dos líquidos aumentam na ordem: X < Y < Z. a temperatura de ebulição do liquido Z, à pressão de 700 mmHg, é 80 °C. 6. (Ufrs) A medida do abaixamento da pressão de vapor de um solvente, causado pela adição de um soluto nãovolátil, é obtida pela a) criometria. b) osmometria. c) tonometria. d) ebuliometria. e) termometria. 28 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 7. (Ufu) O gráfico a seguir relaciona as pressões máximas de vapor e a temperatura para o éter etílico, álcool etílico e água. Em nível do mar, onde a pressão atmosférica é igual a 760 mmHg, sabe-se que os pontos de ebulição para o éter etílico, álcool etílico e água são 34,6 °C; 78,3 °C e 100 °C, respectivamente. Em relação a esse assunto, é INCORRETO afirmar que: a) o álcool etílico encontra-se no estado líquido sob pressão de 760 mmHg e sob temperaturas menores que 78,3 °C. b) o aumento da temperatura acarreta um aumento na pressão de vapor para os líquidos exemplificados. c) o éter é o mais volátil dessas substâncias, pois apresenta maior pressão máxima de vapor devido a suas interações intermoleculares serem mais fortes. d) a pressão máxima de vapor de uma substância, em uma mesma temperatura, não depende do volume dessa substância. 8. (Ufu) A respeito das propriedades das soluções, considere as afirmativas a seguir. I. A água do mar ferve a uma temperatura mais baixa que a água pura, ambas ao nível do mar. II. A água do mar congela a uma temperatura mais baixa que a água pura, ambas ao nível do mar. III. Uma solução aquosa de sacarose ferve a uma temperatura mais alta que a água pura, ambas ao nível do mar. IV. Uma solução aquosa de sacarose congela a uma temperatura mais alta que a água pura, ambas ao nível do mar. Dentre essas afirmações: a) Todas são incorretas. c) I é correta e III é incorreta. b) I e IV são corretas. d) II e III são corretas. 9. (Uece 2008) Os nossos ancestrais descobriram que a carne, quando era tratada com cloreto de sódio, ficava preservada do ataque bacteriano. Esse processo primitivo de conservação é usado até hoje e a conservação é por a) óxido-redução. b) anti-catálise. c) ação bactericida. d) osmose. 10. (Ufpr) Considere dois procedimentos distintos no cozimento de feijão. No procedimento A, foi usada uma panela de pressão contendo água e feijão, e no procedimento B foi usada uma panela de pressão contendo água, feijão e sal de cozinha. Com relação a esses procedimentos, é correto afirmar: a) O cozimento será mais rápido no procedimento A, devido ao aumento do ponto de ebulição da solução B. b) O cozimento será mais rápido no procedimento B, devido ao aumento do ponto de ebulição da solução B. c) O cozimento será mais rápido no procedimento A, devido à sublimação sofrida pelo sal de cozinha. d) O cozimento será mais rápido no procedimento B, devido à sublimação sofrida pelo sal de cozinha. e) O tempo de cozimento será o mesmo nos procedimentos A e B. 11. (Pucmg 2009) Considere as seguintes soluções aquosas a 25 °C e a 1 atm: X - 0,25 mol · L-1 de glicose (C6H12O6) Y - 0,50 mol · L-1 de sulfato de potássio (K2SO4) Z - 0,25 mol · L-1 de ácido nítrico (HNO3) a) b) c) d) Sobre essas soluções, é INCORRETO afirmar que: a solução X apresenta maior temperatura de solidificação. a solução Y apresenta maior temperatura de ebulição. a ordem crescente de pressão de vapor é: X < Z < Y. as soluções X, Y e Z apresentam temperaturas de ebulição superiores à da água. 29 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 12. (Pucmg 2009) Considere as seguintes soluções aquosas a 25°C e a 1 atm: X - 0,3 mol · L-1 de sacarose ( C12H22O11) Y - 0,5 mol · L-1 de hidróxido de sódio ( NaOH ) Z - 0,2 mol · L-1 de sulfato de potássio ( K2SO4) a) b) c) d) Sobre essas soluções, é INCORRETO afirmar que: a solução X apresenta maior pressão de vapor. a solução Z apresenta menor temperatura de ebulição. a solução Y apresenta menor temperatura de solidificação. as soluções X, Y e Z têm temperatura de solidificação inferior à da água. 13. (Pucrs 2008) A água do mar é rica em sais dissolvidos, nela predominando o cloreto de sódio. A concentração de sais varia em função da região, sendo que no Mar Morto se encontra a maior concentração salina conhecida, na ordem de 35 g/100 mL de solução. Sobre a água do mar, é correto afirmar que: a) entra em ebulição a uma temperatura abaixo de 100 °C. b) é mais fácil de ser tratada, com vistas à sua potabilidade, do que a água dos rios (água doce). c) tem pH próximo de 0,0. d) evapora com mais facilidade do que a água pura. e) congela a uma temperatura abaixo de 0 ºC. 14. (Uel 2009) Um béquer A contém 100 mL de água pura e um béquer B contém 100 mL de solução saturada de água e cloreto de sódio. Os béqueres são colocados sobre uma chapa de aquecimento e seus conteúdos entram em ebulição à pressão atmosférica. Em relação aos líquidos contidos nos fracos A e B durante a ebulição, é CORRETO afirmar. a) Os líquidos contidos nos béqueres A e B apresentam a mesma pressão de vapor, mas as temperaturas de ebulição são diferentes. b) Os líquidos contidos nos béqueres A e B apresentam a mesma pressão de vapor e a mesma temperatura de ebulição. c) Os líquidos contidos nos béqueres A e B apresentam a mesma temperatura de ebulição, mas as pressões de vapor são diferentes. d) Os líquidos contidos nos béqueres A e B apresentam temperatura de ebulição e pressão de vapor diferentes. e) A pressão de vapor do líquido contido no recipiente B depende da quantidade de sal dissolvido. 15. (Ufrgs 2010) Assinale a alternativa que completa corretamente as lacunas no texto a seguir, na ordem em que aparecem. Dois copos contendo igual volume de líquido são colocados sob uma campânula impermeável, como na figura que segue. a) b) c) d) e) O copo 1 contém água do mar e o copo 2 água pura. Com o tempo, o líquido do copo 1 apresentará um volume............... líquido do copo 2. Esse fato se explica pelo efeito............... . maior que o tonoscópico menor que o tonoscópico igual ao osmótico maior que o osmótico menor que o osmótico 16. (Enem 2010) Sob pressão normal (ao nível do mar), a água entra em ebulição à temperatura de 100 °C. Tendo por base essa informação, um garoto residente em uma cidade litorânea fez a seguinte experiência: Colocou uma caneca metálica contendo água no fogareiro do fogão de sua casa. Quando a água começou a ferver, encostou cuidadosamente a extremidade mais estreita de uma seringa de injeção, desprovida de agulha, na superfície do líquido e, erguendo o êmbolo da seringa, aspirou certa quantidade de água para seu interior, tapando-a em seguida. 30 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II Verificando após alguns instantes que a água da seringa havia parado de ferver, ele ergueu o êmbolo da seringa, constatando, intrigado, que a água voltou a ferver após um pequeno deslocamento do êmbolo. a) b) c) d) e) Considerando o procedimento anterior, a água volta a ferver porque esse deslocamento permite a entrada de calor do ambiente externo para o interior da seringa. provoca, por atrito, um aquecimento da água contida na seringa. produz um aumento de volume que aumenta o ponto de ebulição da água. proporciona uma queda de pressão no interior da seringa que diminui o ponto de ebulição da água. possibilita uma diminuição da densidade da água que facilita sua ebulição. GABARITO DOS EXERCÍCIOS – NIVEL 1 Resposta da questão 1: [B] Resposta da questão 2: [C] Resposta da questão 3:[B] Resposta da questão 4: [A] Resposta da questão 5: [C] Resposta da questão 6: [C] Resposta da questão 7: [C] Resposta da questão 8: [D] Resposta da questão 9: [D] Resposta da questão 10: [B] Resposta da questão 11: [C] Resposta da questão 12:[B] Resposta da questão 13:[E] Resolução: Análise das alternativas: a) Alternativa incorreta. A água do mar entra em ebulição a uma temperatura acima de 100 ºC, dependendo da concentração de sais existente nela. b) Alternativa incorreta. A água do mar é mais difícil de ser tratada do que a água dos rios, pois a concentração de sais existente nela é muito elevada. Neste caso é necessário se fazer uma destilação, que é um processo de custo elevado. c) Alternativa incorreta. A água do mar tem pH próximo de 8,0. d) Alternativa incorreta. A água do mar evapora com mais dificuldade do que a água pura, devido à existência de grande quantidade de partículas dissolvidas. e) Alternativa correta. A água do mar congela a uma temperatura abaixo de 0 ºC, devido ao efeito coligativo criado pelos sais presentes nela. Comentário: Observe o esquema ao lado: Quando o sal é adicionado à água, sabemos que os cristais que formam o sal começam a “desaparecer”, ou seja, dissolvem-se aos poucos. Isto acontece devido ao fato das partículas do sal possuírem cargas elétricas, sendo assim, são fortemente atraídas pela água, que é uma molécula polar (também tem cargas). As moléculas da água ficam ligadas aos íons do sal por uma atração dipolo-íon e isto dificulta a evaporação e o congelamento, sendo que este ocorrerá em uma temperatura inferior à da água pura (0 ºC). Resposta da questão 14: [A] Resposta da questão 15: [A] O copo 1 contém água do mar e o copo 2 água pura. Com o tempo, o líquido do copo 1 apresentará um volume maior que o líquido do copo 2. Esse fato se explica pelo efeito tonoscópico, já que a pressão de vapor no copo 2 será maior do que no copo 1. Resposta da questão 16: [D] Considerando o procedimento anterior, a água volta a ferver porque esse deslocamento proporciona uma queda de pressão no interior da seringa que diminui o ponto de ebulição da água, quanto maior a pressão sob a superfície da água, maior a temperatura de ebulição e vice-versa. 31 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II EXERCÍCIOS – PROPRIEDADES COLIGATIVAS – NÍVEL 2 1. Dissolve-se 2,0g de CaBr2 em 500g de álcool. Sabendo que o grau de dissociação do CaBr2 na solução é de 80%, pede-se: a) Fator de correção de Van’t Hoff. b) Molalidade da solução. c) A expressão do efeito coligativo. d) O ptº de congelação a 1atm. (Álcool puro congela a – 15ºC e) O ptº de ebulição a 1atm. (Álcool puro ferve a 78ºC) f) O abaixamento relativo da pressão de vapor do solvente na solução. g) O abaixamento absoluto da pressão de vapor do solvente na solução. h) O novo valor da pressão de vapor do solvente na solução. i) A fração molar do soluto na solução. (Dados: Kc = 7 ºC/molal; Ke= 35 ºC/molal; R = 2 cal/mol · k; pressão de vapor do álcool = 700 mmHg) 2. (Fuvest - SP) As curvas de pressão do vapor éter etílico (A) e do etanol (B) são dadas abaixo. 800 700 A B 600 500 400 300 200 100 Temperatura (ºC) 80 70 -10 0 10 20 30 40 50 60 a) Quais os pontos de ebulição dessas substâncias numa pressão atmosférica de 600 mmHg? b) A 600 mmHg a 27 ºC, qual é o estado físico de cada uma dessas substância? c) O ponto de ebulição do álcool é maior que o do éter devido às pontes de hidrogênio, isso permite diferenciar as funções. Como o teste de sódio diferencia as duas funções? d) Quais os abaixamentos (relativo e absoluto) na pressão de vapor, provocados pela reação com sódio no item anterior? 3. Qual deveria ser o grau de dissociação de uma solução 0,2 molar de sulfato de sódio, para que a mesma seja isotônica de uma solução 0,3 molar de ácido cianídrico 5% ionizado, na mesma temperatura? 4. A dissolução de 0,78 g de uma substância molecular desconhecida em 200 g de álcool eleva o ponto de ebulição do álcool de 1,75 ºC. Para uma solução com a composição acima indicada. (Dados: Ke = 35 ºC/molal; Kc = 7 ºC/molal) Calcule: a) O abaixamento do ponto de congelamento do álcool. b) O peso molecular do soluto desconhecido. c) Qual o abaixamento relativo da pressão de vapor do solvente na solução? 5. A união de entidades As2Sx forma micelas. Cada micela é formada pela união de 228 entidades de As2Sx. Dissolvem-se 2,28 g de As2Sx em 100 mL de solução a 27 ºC. A pressão osmótica da solução obtida é de 0,01 atm. Qual o valor de x? (Dados: As = 75g/mol; S = 32 g/mol) 6. (PUC - SP) O enxofre coloidal apresenta micelas formadas pela reunião de um número elevado de moléculas S8. Preparam-se 100mL de um sistema que contém 10,4065 g de enxofre disperso em água. A pressão osmótica, a 27ºC, de um tal sistema coloidal é igual a 0,0100 atm. Pede-se o número de unidades S8que formam a micela do colóide. (Dado: R 0,082atm L mol 1 K 1 massa molar do S8 32 256 g mol ) 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II GABARITO – NÍVEL 2 1. a) b) c) i = 2,6 0,02 W d) e) – 15,36ºC 79,82ºC f) g) h) i) 2,39 10 3 ou 0,24% 1,68 mmHg 698,32 mmHg 0,24 2. a) b) A = 30ºC e B = 65ºC Sólidos c) 4. a) 0,35ºC colig c) 2,3 10 k 0,02 2,6 d) 9,2 10 4 b) 78u ou 0,23% 5. x = 3 6. 1000 unidades C2H5OH Na éter Na 3 C2H5O Na 1 H 2 2 não reage ou0,092% relativo 0,644 mmHg absoluto 3. 28,75% TERMOQUÍMICA1 É importante saber que existem várias formas de expressar calor de formação: o o Calor de formação = Entalpia de formação= Entalpia padrão = H f = ΔH f I) Cálculo do ΔHreaçãoa partir dos calores de formação: Basta aplicar: Ex. Combustão do propano: C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O ΔHcombustão = Σentalpia dos produtos - Σentalpia dos reagentes Hcombustão (3HCO2 4HH2O ) – (HC3H8 5 HO2 ) É importante lembrar que entalpia padrão de formação de substâncias simples, em sua forma mais estável, como O2(g), valem ZERO. IMPORTANTE Este método pode ser aplicado em qualquer reação, quando são conhecidos os calores de formação de reagentes e produtos. EXERCÍCIOS: 1. Calcule o calor de combustão do metanol. 33 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 2. Calcule o ΔH de cada reação abaixo: a) Combustão do etino. b) Br2 + HCl HBr + Cl2 3. Sabendo que o calor de combustão do metano é de -212Kcal/mol, calcule o calor de formação do metano. o o Dado: H f (H2O) = -68kcal/mol; H f (CO2) = -94kcal/mol 4. Calcule a entalpia padrão do SO2, sabendo que a as entalpias de formação do H2S, do NO2 e do H2O são respectivamente -20kJ/mol,+90kJ/mol e -280kJ/mol. 4 H2S + 6 NO2 4 SO2 + 3 N2 + 4 SO2 ΔH= 2740,0kJ/mol TERMOQUÍMICA 2 II) Cálculo do ΔHreação a partir dos gráficos: 1. Faça a analise do gráfico ao lado e escreva a equação que se pede com as respectivas variações de entalpias(ΔH): a) Formação do propano gasoso. b) Combustão do propano gasoso. 34 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 2. A partir do gráfico abaixo, responda o que se pede. o a) Dê a equação de combustão do H2(g) com o respectivo ΔH comb. o b) Dê a equação de formação do H2O(g) com o respectivo ΔH f. o c) Dê a equação de formação do H2O(l) com o respectivo ΔH f. o d) Dê a equação de formação do H2O(s) com o respectivo ΔH f. e) Qual libera mais calor, a formação da água sólida, líquida ou gasosa? f) o Dê a equação de vaporização da água com o respectivo ΔH vap. o g) Dê a equação de fusão da água com o respectivo ΔH fus. h) Calcule os calores latentes de vaporização e de fusão da água em cal/g. (dado: H2O = 18g/mol) 3. Analise o gráfico ao lado e dê o que se pede. o a) Equacione a combustão do metano com o respectivo ΔH comb. o b) Equacione a condensação da água com o respectivo ΔH cond. c) Calcule o calor liberado na combustão do metano, quando se forma 9g de vapor de água. (Dado: H2O = 18g/mol) 35 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II TERMOQUÍMICA 3 III) Cálculo do ΔHreação a partir da LEI DE HESS: 1. Calcular o ∆H a partir da soma de reações existentes, até alcançar a equação desejada. (LEI DE HESS) I. C(grafite) + 2S(rombico) CS2(l) II. C(grafite) + O2(g) CO2(g) III. S(rombico) + O2(g) SO2(g) H = +21 kcal/mol H = –94 kcal/mol H = –71 kcal/mol a) Calcule a entalpia de combustão do sulfeto de carbono líquido. b) Calcule o calor envolvido na transformação de carbono grafite em carbono diamante, sabendo que: C(diamante) + O2(g) CO2(g) H = –94,5 kcal/mol 2. 36 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 3. Benzeno pode ser obtido a partir de hexano por reforma catalítica. Considere as reações da combustão: H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l)Calor liberado = 286 kJ/mol de combustível C6H6(l) + 15/2 O2(g) 6 CO2(g) + 3 H2O(l) Calor liberado = 3268 kJ/mol de combustível C6H14(l) + 19/2 O2(g) 6 CO2(g) + 7 H2O(l) Determine o valor do Calor liberado = 4163 kJ/mol de combustível. H da produção de 1 mol de benzeno, a partir do hexano, através da reação: C6H14(l) C6H6(l) + 4 H2(g) TERMOQUÍMICA 4 III) Cálculo do ΔHreação a partir das Energias de Ligação: Calcular o ∆H a partir das energias de ligações. Ex1. a) Qual o calor de atomização do Cl2(g)? b) Qual o calor necessário para romper a ligação HCl, formando radicais livres? c) Calcule o ∆H da reação abaixo, a partir das energias de ligação. CH4(g) + 3Cl2(g) CHCl3(g) + 3HCl(g) TERMODINÂMICA TRABALHO DE EXPANSÃO/CONTRAÇÃO EM UMA REAÇÃO QUÍMICA T = P.ΔV P.V = nRT ou ainda P.ΔV = ΔnRT , Logo: T = ΔnRT Ex. Calcule: -1 a) 1C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(g) ΔH = - 488,4 kcal.mol o trabalho de expansão, realizado a 127ºC, pela reação para as quantidades escritas na equação.(Dado: R = 2cal/K . mol) b) a variação da energia interna ΔU da reação de combustão do propano gasoso. 37 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II ENTROPIA E ENERGIA LIVRE DE GIBBS A espontaneidade de uma transformação (física ou química) depende da desordem (entropia), do estado de energia (entalpia) e da temperatura. ∆G = ∆H – T∆S A entropia (S) aumenta com qualquer transformação espontânea em um sistema isolado. Ou seja, ∆S > 0 Obs.: A entropia de uma substância é zero no zero absoluto. G é chamado de variação de ENERGIA LIVRE DE GIBBS e mede a espontaneidade de uma reação. Se G <0, a reação é espontânea. Se G >0, a reação é não-espontânea. Se G = 0, a reação esta em equilíbrio. 1. Considere a reação abaixo e os dados termodinâmicos da mesma. C(grafite) + CO2(g) 2CO(g) (Dados: H = +172 KJ/mol; S = + 176 J/K.mol) o a) Calcule o G da reação abaixo, a 27 C. b) Forneça a temperatura(T) em que a mesma atinge o equilíbrio. c) A reação é espontânea em temperaturas acima ou abaixo de T? 2. O calor de fusão do ferro é de 15KJ/mol, e a sua entropia de fusão é de 10 J/K.mol. Qual é o ponto de fusão do Ferro? 3. O alumínio é um importante metal utilizado na indústria. a) Calcule a temperatura de fusão do alumínio, sabendo que seu calor de fusão é 10,7 KJ/mol e a entropia de fusão é 11,4 J/mol · K. b) Calcule a energia de organização do alumínio no processo. o 4. Calcule a energia livre de Gibbs-padrão de formação de cloreto de amônio, a 25 C. Dados: (SºN = 192J/K · mol; SºH = 130,6J/K · mol; SºCl = 223,0J/K · mol; SºNH Cl= 94,6J/K · mol; ∆Hof 2 2 2 4 NH4Cl = -314,4KJ/mol) 38 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 5. Calcule a energia livre de Gibbs-padrão molar de combustão do etano, a 25ºC. Dados: (GºCO = -394,4KJ/mol; GºH O= -228,6KJ/mol; GºC H = -32,9KJ/mol; GºO = 0KJmol) 2 2 2 6 2 O etano queima em presença de oxigênio? SÉRIE CASA 1. Na reação de transformação de X em Y os dados termodinâmicos encontram-se na tabela abaixo: Substância X Y Entropia (cal/mol.K) –70 –100 Entalpia de formação Kcal/mol –90 –210 a) O processo é endotérmico ou exotérmico? b) Qual a temperatura de equilíbrio? c) Qual a energia de organização para que o sistema atinja o equilíbrio? 2. Complete a tabela indicando se o mesmo é espontâneo ou não. G H S – + – – + – + + Espontaneidade 3. o Calcule a variação de energia livre de Gibbs-padrão de formação do HCl a 27 C. Dados: (SoH =130J/K · 2 mol; SoCl = 223J/K · mol; SoHCl= 185J/K · mol;∆Hof HCl = - 3KJ/mol) 2 4. Qual das reações abaixo deve apresentar maior variação de entropia? I – CH4(g) + 2O2(g) CO2(g)+ 2H2O(l) II – CH4(g) + 2O2(g) CO2(g)+ 2H2O(g) 5. Na reação de transformação de X em Y os dados termodinâmicos encontram-se na tabela abaixo: Substância X Y a) b) c) d) 6. . Entropia (cal/mol K) – 100 –300 Entalpia de formação (Kcal/mol) –287 –314 O processo é endotérmico ou exotérmico? o Considerando que a reação seja realizada a 27 C, a mesma é espontânea ou não espontânea? Qual a temperatura em que a mesma torna-se espontânea? Qual a energia de organização para que o sistema atinja o equilíbrio? O calor de fusão do ouro é de 12,36 KJ/mol, e a sua entropia de fusão é de 9,250 J/K.mol. Qual é o ponto de fusão do ouro? 1. a) -120Kcal/mol b) T = 4000K GABARITO: c) 120000cal ou 120Kcal 2. G – Depende da “T” + Depende da “T” H – – + + S + – – + 39 Espontaneidade Sempre espontâneo Espontâneo em “T” elevadas Nunca espontâneo Espontâneo em temperaturas baixas 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 3.. - 5550j ou 5,55Kj 4. A II, onde a água formada encontra-se no estado gasoso. 5. a) ∆H = -27Kcal/mol, Exotérmica b) ∆G>0, processo não espontâneo. . c) 0 > ∆H - T∆S, logo, 0 >-27000 – T (-200). Logo é espontâneo em T<135K d) Atinge o equilíbrio quando ∆G = 0 (em T = 135K). . Logo: Energia de organização = T ∆S = 135. -200 = -27000Kcal 6. 0 = ∆H – T. ∆S ou ainda 0 = 12360 – T.9,25. Logo, T = 1336,21K 40 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II Prof. Lessa 1 - TABELA PERIÓDICA Utilize a tabela periódica abaixo e responda as perguntas. 1. a) Considere os elementos Sódio, Alumínio, Cloro e Argônio. Coloque-os em ordem crescente de raio atômico. b) Considere os elementos Sódio, Cálcio, Arsênio e Cloro. Coloque-os em ordem crescente de raio atômico. + 3+ c) Considere os íons Na , Al , Cl e o átomo neutro do Argônio. Coloque-os em ordem crescente de raio iônico/atômico. 2. a) b) c) d) e) f) g) Coloque os elementos Flúor, Iodo, Enxofre e Hidrogênio em ordem crescente de eletronegatividade. Qual o elemento mais eletroposisitivo da tabela? Qual elemento possui maior caráter metálico? Dentre os metais alcalinos, qual possui maior ponto de fusão? Dentre os Halogênios naturais, Qual possui maior ponto de ebulição? Considere os elementos Ferro, magnésio, Ósmio e Chumbo. Qual deles apresenta maior densidade? Sabe-se que volume atômico é o volume de 1mol de átomos. Qual elemento apresenta maior volume atômico, Frâncio ou Neônio? 3. O potencial ou energia de ionização, indica a energia necessária para retirar o elétron de ligação mais frouxa de um átomo no estado gasoso isolado. a) Quais os elementos que possuem as maiores energias de ionização? b) Para cada elétron retirado, utiliza-se uma energia de ionização, logo, temos 1ª, 2ª, 3ª, etc... energias de ionização(E.I). Coloque as energias de ionização dos três primeiros elétrons a serem retirados do átomo de Cálcio, em ordem crescente de energia. 4. Considere o elemento X abaixo e suas respectivas energias de ionização. a) A que família da tabela periódica pretence o elemento X? b) O que justifica a grande diferença de energia entre a 10ª e a 11ª energias de ionização de X e entre as 18ª e 19ª energias de ionização de X? c) Represente por meio de uma equação termoquímica a primeira energia de ionização de X, em Kj/mol. (dado: . -19 1eV = 1,6 10 J/átomo) 41 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 5. Afinidade eletrônica é a energia liberada quando adicionamos um elétron a um átomo neutro, no estado gasoso isolado. a) Dê uma equação termoquímica que represente a afinidade eletrônica do flúor. (dado: afinidade eletrônica do flúor = 324Kj/mol) b) Considere a seqüência de informações abaixo e calcule a energia envolvida na formação do retículo cristalino de NaCl(s) a partir dos íons gasosos(energia reticular). Calor de formação do NaCl(s) = -410Kj/mol Energia de atomização do cloro gasoso (energia de ligação) = 240Kj/mol Eletroafinidade do cloro = -300Kj/mol Energia de sublimação do sódio = 110Kj/mol 1º potencial de ionização do sódio = 500Kj/mol 6. O ciclo de Born – Haber, serve para exemplificar a questão anterior. Como seria o ciclo de Born- Haber para a formação do MgBr2(s)? 7. Sem o auxílio de uma tabela periódica, indique a família e o período de cada elemento abaixo, classificandoos em: elemento representativo, elemento de transição interna ou elemento de transição externa. a) elemento de Z = 28 c) elemento de Z = 84 e) elemento de Z = 59 b) elemento de Z = 55 d) elemento de Z = 36 8. Coloque os elementos do 2º período da tabela periódica em ordem crescente de 1ª energia de ionização. 9. Os metais tendem a formar cátions que aparecem em sais, bases e óxidos. Os ametais tendem a formar ácidos e demais compostos moleculares. Considere a tabela de eletronegatividade abaixo e indique qual ou quais tipos de ligações existem em cada composto abaixo. a) b) c) d) e) f) g) h) i) CaCl2 SO2 Na2SO4 H3PO4 Mg(OH)2 K2O2 F2 O3 Al2O3 42 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II GABARITO DE TABELA PERIÓDICA 1) a) Na < Al< Cl< Ar 2) a) H< S< I< F d) Lítio(Li) g) Neônio(Ne) 3+ + b) Cl< Na< As< Ca c) Al b) Fluor (F) e) Iodo(I) c) Frâncio(Fr) f) Ósmio(Os) 1- < Na < Ar< Cl 3) E.I3< E.I2< E.I1 4) a) IIA, Alcalinos terrosos. b) A diferença grande de energia se deve ao fato de o elétron ser retirado de uma camada mais interna do átomo, ou seja, os elétrons anterioriores foram retirados de uma mesma camada e o 11º de outra camada mais externa, exigindo uma quantidade muito maior de energia. o mesmo acontecendo com o 19º elétron retirado. . . -19 . -19 . -22 c) 6eV = 6 1,6 10 J = 9,6 10 J = 9,6 10 KJ/ átomo . 23 Para 1mol, ou seja, vezes 6 10 átomos = 576KJ/mol + X(g) X (g) + 1e H = +576KJ/mol 5) Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) Cl(g) ½ Cl2(g) 1Cl (g) Cl(g) + 1e Na(g) Na(s) + Na (g) +1e Na(g) + 1Na (g) + Cl (g) NaCl(s) H = -410KJ/mol H = -240KJ/mol H = + 300KJ/mol H = -110KJ/mol H = -500KJ/mol H = -960KJ/mol 6) 7) a) b) c) d) e) Z = 28 grupo 10, 4º período – transição externa Z = 55 grupo 1, 6º período - representativo Z = 84 grupo 16, 6º período - representativo Z = 36 grupo 18, 4º período – representativo (gás nobbre) Z = 59 série dos lantanídeos , 6º período – transição interna 8) Li< B< Be < C< O< N< F< NE 9) a) CaCl2 b) SO2 c) Na2SO4 d) H3PO4 e) Mg(OH)2 f) K2O2 g) F2 h) O3 somente ligações iônicas somente ligações covalentes Possui ligações iônicas e covalentes somente ligações covalentes Possui ligações iônicas e covalentes Possui ligações iônicas e covalentes somente ligações covalentes somente ligações covalentes 43 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 4 – LIGAÇÕES QUÍMICAS 1. Analise o quadro a seguir. Substâncias Cloreto de sódio Glicose Naftalina Tfusão (°C) 801 186 80 Solubilidade em Água ? ? ? Considerando-se as informações apresentadas, a) explique as diferenças de ponto de fusão das substâncias em relação às suas forças intermoleculares; b) classifique as substâncias apresentadas como solúvel, pouco solúvel ou insolúvel. Justifique sua resposta a partir da polaridade das moléculas. 2. (Ufu 2012) A construção da tabela periódica de Mendeleev deu-se pela necessidade de sistematização dos elementos químicos até então descobertos em meados do século XIX. Um movimento constante de organização dos elementos químicos impulsionou trabalhos de vários estudiosos da época, numa tentativa de estruturar a química e conferir-lhe cientificidade. Pela análise da tabela periódica, faça o que se pede. a) Explique a diferença da energia potencial do lítio e do flúor, relacionando-a com o raio desses elementos. b) Construa e explique a ordem crescente da fila de eletronegatividade dos seguintes elementos: carbono, bromo, nitrogênio, oxigênio e flúor. c) Preveja o tipo de ligação química e a fórmula química do composto formado por alumínio e cloro. 3. (Ufjf 2012) Podemos classificar alguns óxidos como ácidos, básicos, anfóteros ou neutros. Propriedades como eletronegatividade, tipo de ligação e reações químicas nos dão indicações sobre qual tipo de óxido um determinado elemento pode formar. a) Escreva a equação química balanceada da reação de cada óxido com a água e ainda a coloração da solução formada em presença de fenolftaleína. N2O5 = Na2O = b) Classifique os óxidos abaixo e indique o tipo de ligação química formada. N2O5 = Na2O = c) Escreva o nome e a fórmula eletrônica do produto obtido pela reação do trióxido de enxofre com água. d) Escreva a equação BALANCEADA da reação do Na2O com ácido clorídrico. 4. (Ufba 2011) Haleto de hidrogênio, HX* Diferença de eletronegatividade** entre H e X HF 1,9 HCℓ 0,9 HBr 0,7 Hl 0,4 * X representa um átomo de halogênio ** eletronegatividade de Pauling. Comprimento de ligação, Å, de H — X Momento de dipolo (D), ì, de HX 0,92 1,27 1,41 1,61 1,82 1,08 0,82 0,44 Entalpia média de ligação -1 (kJ.mol ) H— X 567 431 366 299 Tendo em vista que alguns ácidos são melhores doadores de próton que outros, ao ordená-los segundo essa habilidade, verifica-se que sua força depende da facilidade com que um átomo de hidrogênio se ioniza em meio aquoso. Essa força, em uma molécula HX, é o resultado da polaridade da ligação H — X , representada pelo momento de dipolo, da energia dessa ligação e da estabilidade da base conjugada X−, formada durante a reação de HX com a água. Com base nessas informações e nos dados da tabela que apresenta algumas propriedades físicas dos haletos de hidrogênio: 44 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II estabeleça uma relação entre a variação do momento de dipolo de HX com a distância entre os átomos na ligação H – X e com a intensidade da carga elétrica parcial sobre X, e a influência dessa relação sobre a força do ácido HX(aq) . escreva as fórmulas moleculares que representam os ácidos HX(aq) , em ordem decrescente de força, e justifique a sua resposta com base na entalpia média de ligação H — X . 5. (Unb 2011) Os médicos costumam prescrever às pessoas hipertensas uma dieta com baixo teor de sódio. Entretanto, esse elemento a que os médicos se referem não é o sódio metálico, um metal muito reativo que, em contato com a água, libera grande quantidade de energia. Na verdade, essa recomendação refere-se aos + íons sódio (Na ), que são ingeridos quando consumimos, principalmente, alimentos que contenham o sal de cozinha. Da mesma maneira, quando os médicos prescrevem ferro às pessoas anêmicas, não quer dizer que elas devam ―comer pregos‖ ou outro objeto feito de ferro. O que se indica é a ingestão de íons de ferro (II), presente, por exemplo, em FeSO4. J. Usberco e E. Salvador. Química – Volume Único. 5.ª ed., São Paulo: Saraiva, 2002 (com adaptações). A partir das informações do texto, julgue os itens seguintes. a) Os compostos formados pela combinação dos íons de sódio, cálcio e ferro (III) com o ânion divalente do oxigênio são óxidos e têm, respectivamente, as fórmulas moleculares Na2O, CaO e Fe2O3. b) Sabendo-se que o sódio forma, com um elemento químico Y, um composto de fórmula Na 3Y, é correto afirmar que Y se encontra no grupo 17 e no 2.º período da tabela periódica. c) Considerando a estrutura de Lewis para a molécula de água oxigenada, é correto afirmar que o número de elétrons compartilhados nessa molécula é igual a 4. d) Quando uma solução aquosa de cloreto de sódio é submetida a um processo de filtração simples, o sal fica retido no filtro, que isola o cloreto de sódio do meio líquido. 6. (Ufpr 2011) O ácido fosfórico, também chamado de ácido ortofosfórico, é um ácido inorgânico de diversas aplicações laboratoriais. a) Desenhe a estrutura de Lewis para o ácido fosfórico. b) Calcule o número de oxidação do fósforo e as cargas formais dos átomos de fósforo, oxigênio e hidrogênio na estrutura. 7. (Unesp 2010) A hidrazina (N2H4) e o tetróxido de dinitrogênio (N2O4) formam uma mistura autoignitora que tem sido utilizada em propulsores de foguetes. Os produtos da reação são nitrogênio e água. Forneça a equação química balanceada para essa reação e a estrutura de Lewis para a molécula do reagente redutor. Dados: Números atômicos: H = 1 N = 7 O = 8 8. (Ufop 2010) O hidrogênio, por ser mais leve que o ar, foi muito usado no passado para encher balões dirigíveis. Em 1937, um desses balões movidos a gás hidrogênio, o Hindenburg, explodiu, provocando um incêndio de grandes proporções. O acidente pôs fim a esse curioso meio de transporte. A produção de hidrogênio pode ser realizada a partir do metano com vapor de água segundo a seguinte reação não balanceada: CH4(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) a) Qual a massa de CH4, em Kg, consumida nesse processo para produzir um volume de gás hidrogênio nas 3 CNTP capaz de encher um balão dirigível de 560 m ? b) Considerando os gases que participam da obtenção do hidrogênio, complete o seguinte quadro: Molécula CH4 H2O CO2 Estrutura de Lewis Geometria molecular Polaridade GABARITO DE LIGAÇÕES QUÍMICAS: 1. a) O cloreto de sódio apresenta estrutura iônica cristalina, e seus íons estão exercem entre si atração eletrostática (cátions e ânions). Dessa forma, a ligação iônica é extremamente forte e isso explica o altíssimo ponto de fusão. A glicose é um composto molecular polar e suas moléculas, além de apresentarem alta massa molecular (180u), realizam ligações de hidrogênio intermoleculares, o que contribui para o alto ponto de fusão registrado. Já a naftalina é um composto molecular, assim como a glicose, porém de baixa polaridade. As forças de interação intermoleculares são menos intensas em relação às da glicose. São forças de dipolo temporário. 45 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II b) Cloreto de sódio – substância iônica de alta solubilidade em água que, ao ser dissolvida, sofre dissociação, na + qual as moléculas de água (que são dipolos permanentes) solvatam os íons (Na e C ). Glicose – solúvel em água devido à sua alta polaridade e capacidade de realização de ligações de hidrogênio intermoleculares. Naftalina – insolúvel devido à sua baixa polaridade, o que dificulta sua interação com solventes altamente polares, como a água, por exemplo. 2. a) A energia potencial (ou potencial de ionização) do flúor é maior em relação ao do lítio. Essa propriedade periódica aumenta com a diminuição do raio atômico do elemento. Apesar de ambos os átomos apresentarem duas camadas eletrônicas, o raio do flúor é menor devido à sua maior carga nuclear que contribui para uma maior atração das camadas eletrônicas. b) A eletronegatividade depende de vários fatores, entre eles a carga nuclear e o números de camadas. Numa família da tabela periódica, a eletronegatividade cresce de baixo para cima. Num período da tabela periódica, a eletronegatividade cresce da esquerda para a direita. Mas esses não são os únicos fatores a serem levados em conta. A fila de eletronegatividade: F O N C Br I S C P H leva em consideração a eletronegatividade de Linus Pauling e a posição na tabela periódica: Teremos: C, Br, N, O, F. c) A ligação entre o alumínio e o cloro será covalente, pois a diferença de eletronegatividade entre os elementos alumínio e cloro é de 1,5 (3,0 - 1,5). Podemos, a partir do estudo da eletronegatividade de Linus Pauling dos elementos químicos, classificar as ligações químicas. Observação: a diferença de eletronegatividade entre dois átomos será representada por E . Ou seja, E Emaior Emenor . Ligações apolares apresentam E igual a zero. Ligações polares apresentam E diferente de zero. Ligações iônicas ou com caráter iônico apresentam E superior a 1,7 (neste caso a atração em cima do par eletrônico é tão grande que o compartilhamento de elétrons é desfeito e a ligação se torna reticular, ou seja, ligação iônica). Com a análise do E (diferença de eletronegatividade) podemos dizer que se esta diferença for igual ou inferior a 1,6 a ligação terá caráter predominantemente covalente. Se a diferença de eletronegatividade for igual ou superior a 1,7 a ligação terá caráter predominante iônico. Genericamente, teremos: E 1,6 Caráter covalente E 1,7 Caráter iônico E 1,6 Puramente covalente 46 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II 3. a) Equação química balanceada da reação de cada óxido com a água e coloração da solução formada em presença de fenolftaleína: N2O5 H2O Na2O H2O 2HNO3 2NaOH (incolor) (rosa) b) Classificação dos óxidos e tipo de ligação formada: N2O5 Óxido ácido; ligação covalente. Na2O Óxido básico; ligação iônica. c) Teremos a seguinte reação: SO3 H2O H2SO4 . Fórmula eletrônica do ácido sulfúrico (H2SO4 ) : d) Equação BALANCEADA da reação do Na2O com ácido clorídrico: Na2O(s) 2HC (aq) H2O( ) 2NaC (aq) 4. Considerando os dados da tabela, pode-se concluir que o aumento do momento de dipolo de HX está relacionado com a diminuição da distância entre os átomos na ligação H — X , com o aumento da intensidade da carga elétrica parcial sobre X que cresce com o aumento da diferença de eletronegatividade entre os átomos na ligação, o que influi na diminuição de acidez de HX aq . Com base nos dados de entalpia média de ligação, a ordem decrescente de acidez de HX aq é HI HBr HC HF , porque quanto menor a energia de ligação, maior a facilidade com a qual o átomo de hidrogênio, na ligação H — X , se ioniza em meio aquoso. 5. a) Correto. Os compostos formados pela combinação dos íons de sódio, cálcio e ferro (III) com o ânion divalente do oxigênio são óxidos e têm, respectivamente, as fórmulas moleculares Na 2O, CaO e Fe2O3: Na Na O2 Ca2 O2 Fe3 Fe3 O2 O2 O2 b) Incorreto. Sabendo-se que o sódio forma, com um elemento químico Y, um composto de fórmula Na 3Y, é correto afirmar que Y se encontra no grupo 15 ou VA da tabela periódica Na Na Na Y3 . c) Incorreto. Considerando a estrutura de Lewis para a molécula de água oxigenada, é correto afirmar que o número de elétrons compartilhados nessa molécula é igual a 6. d) Incorreto. Quando uma solução aquosa (sem corpo de chão) de cloreto de sódio é submetida a um processo de filtração simples, o sal não fica retido no filtro. 6. a) Estrutura de Lewis para o ácido fosfórico: 47 2016 – APOSTILA TURMA DE MEDICINA – MÓDULO II b) Cálculo o número de oxidação do fósforo (x): H3 P O4 1 ( 5) 2 (Nox individual) 3 x 8 0 x 5 ou Cálculo das cargas formais (CF): CF V – 1 EC 2 L V = número de elétrons de valência L = número de elétrons não ligados EC = número de elétrons compartilhados (ligados) Fósforo: C F 5 0 1 8 1 2 Oxigênio (ligação dativa): C F 6 6 Oxigênio (covalente comum): C F 6 Hidrogênio: C F 1 0 1 2 2 1 2 1 2 4 1 4 0 2 0 7. A equação química será dada por: 2N2H4 + N2O4 3N2 + 4H2O No N2H4 o número de oxidação do nitrogênio é – 2. No N2 o número de oxidação do nitrogênio é + 2. Isto significa que o nitrogênio sofre oxidação, logo o N2H4 é o agente redutor. A estrutura de Lewis para o N2H4 pode ser representada por: 8. a) Balanceando a equação, teremos: 1CH4(g) + 2H2O(g) 1CO2(g) + 2H2(g) 16 g ------------------------------- 2 x 22,4 L mCH4 ------------------------------ 560 x 103 L mCH4 = 200 x 103 g = 200 kg. b) Teremos: Molécula Estrutura de Lewis Geometria molecular Polaridade Apolar CH4 Tetraédrica H2O Angular ou em V Polar CO2 Linear Apolar 48
