Apostila 04 Pedro

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<p>Aula 14: Reação de Oxirredução</p><p>OBJETIVOS:</p><p>Revisar número de oxidação (NOX).</p><p>Entender a reação de oxirredução e seus elementos.</p><p>Compreender o conceito de potencial de oxidação e de redução e como ambos se relacionam entre si.</p><p>Familiarizar-se com as formas de proteção contra corrosão.</p><p>Aula 15: Pilhas e Eletrólise</p><p>OBJETIVOS:</p><p>Entender como podemos utilizar a reação de oxirredução para obter corrente elétrica.</p><p>Compreender os novos conceitos associados às pilhas (como cátodo e ânodo).</p><p>Memorizar de maneira eficiente as características de cada eletrodo de uma pilha (Dona Porca).</p><p>Compreender o processo de eletrólise: suas semelhanças e diferenças em relação às pilhas.</p><p>Diferenciar os dois tipos de eletrólise.</p><p>Aula 16: Gases</p><p>OBJETIVOS:</p><p>Compreender a Equação de Clapeyron e as características de um gás ideal.</p><p>Saber o significado de CNTP e CATP.</p><p>Entender a Lei de Graham e suas contextualizações.</p><p>Assimilar os conceitos de pressão parcial e volume parcial.</p><p>AULA 14: REAÇÃO DE OXIRREDUÇÃO</p><p>Vocês lembram da aula de NOX no começo do ano, né? Não?</p><p>Tudo bem, a gente pode começar com uma pequena revisão sem</p><p>problema nenhum.</p><p>NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)</p><p>Número de Oxidação (NOX) é a carga que uma espécie</p><p>química adquire ao estabelecer uma ligação. Isso acontece porque</p><p>existem diferenças na eletronegatividade dos elementos, fazendo</p><p>com que, numa ligação química, os elétrons fiquem mais pertinho</p><p>de um átomo do que do outro. Assim, o átomo cujos elétrons</p><p>estiverem mais próximos dele se tornará mais negativo que o outro</p><p>átomo, que se tornará positivo.</p><p>Ou seja, espécies químicas neutras têm NOX = 0, negativas têm</p><p>NOX menor que zero (-1, -2, -3...) e positivas têm NOX maior que</p><p>zero (+1, +2, +3...).</p><p>É preciso lembrar algumas regras também:</p><p> Toda substância simples têm NOX = 0 (já que não tem</p><p>nenhuma diferença de eletronegatividade entre átomos</p><p>que são do mesmo elemento).</p><p> O NOX total de um composto é o somatório do NOX de</p><p>todos os seus átomos.</p><p>Por último, vale lembrar também que o NOX de alguns</p><p>elementos é sempre fixo quando há uma ligação química com</p><p>outro elemento:</p><p> Família 1A + Ag têm NOX = +1</p><p> Família 2A + Zn têm NOX = +2</p><p> Alumínio tem NOX = +3</p><p> Oxigênio quase sempre tem NOX = +2</p><p> Hidrogênio quase sempre tem NOX = +1</p><p>REAÇÃO DE OXIRREDUÇÃO</p><p>Observe a reação abaixo:</p><p>Nela temos uma reação entre o magnésio metálico e o gás</p><p>oxigênio. Como ambos são substâncias simples, seus NOX são</p><p>iguais a zero. Porém, após formarem o óxido de magnésio o NOX</p><p>do magnésio passa a ser +2 e o do oxigênio -2. Isso acontece</p><p>porque o oxigênio é mais eletronegativo que o magnésio e os</p><p>elétrons envolvidos na ligação química são atraídos para mais perto</p><p>do oxigênio que do magnésio.</p><p>Resumidamente, o NOX do magnésio aumentou (foi de 0 pra</p><p>+2) e o NOX do oxigênio reduziu (foi de 0 para -2). Na química, esses</p><p>dois processos recebem os nomes Oxidação e Redução,</p><p>respectivamente.</p><p>Dessa forma:</p><p> Redução = Reduzir o NOX = Ganhar elétrons.</p><p> Oxidação = Aumentar o NOX = Perder elétrons.</p><p>Talvez você possa pensar “Como é que pode o elemento</p><p>ganhar elétrons e o seu NOX diminuir??”, mas veja bem: NOX é uma</p><p>forma de carga e como o elétron possui carga negativa, quanto</p><p>mais elétrons, mais negativo o valor do NOX, ou seja, menor. Por</p><p>isso ganhar elétrons promove uma redução.</p><p>Note também que o magnésio estava na forma metálica e</p><p>foi oxidado. Como o oxigênio (segundo elemento mais</p><p>eletronegativo de todos) é muito abundante na natureza, ele é</p><p>quem deu origem ao nome desse processo: oxidação.</p><p>É muito importante frisar que não é possível existir a reação</p><p>de oxidação sem que haja a reação de redução. Pra que um</p><p>elemento ganhe elétrons, outro tem que perder. Dessa forma,</p><p>essas duas reações podem ser entendidas como uma reação só:</p><p>a reação de oxirredução, qualquer reação na qual um elemento</p><p>oxida e outro reduz.</p><p>Por último, gostaria só de trazer duas definições:</p><p> Agente redutor: É aquele que causa redução no outro,</p><p>então ele sofre oxidação.</p><p> Agente oxidante: É aquele que causa oxidação no</p><p>outro, então ele sofre redução.</p><p>Isso pode gerar um pouco de confusão, mas é só lembrar</p><p>que um agente é aquele que faz algo, que toma ação. Logo, um</p><p>agente redutor não sofre redução, ele FAZ redução em outro</p><p>elemento. Porém, a redução precisa da oxidação pra acontecer</p><p>então como ele consegue fazer a redução de outro elemento?</p><p>Sofrendo oxidação. O outro elemento só ganha elétrons porque</p><p>o agente redutor está ali para perder elétrons, ou seja, oxidar.</p><p>POTENCIAL DE OXIDAÇÃO E DE REDUÇÃO</p><p>Corrosão é uma palavra usada no cotidiano para se referir</p><p>à oxidação de metais. Uma barra de ferro fica enferrujada à</p><p>medida que o ferro metálico vai se transformando em óxido de</p><p>ferro, que possui coloração alaranjada. Na imagem abaixo temos</p><p>o Mara Hope, um navio petroleiro que encalhou em um banco</p><p>de areia próximo à Praia de Iracema e se encontra intensamente</p><p>deteriorado devido à corrosão.</p><p>Mas por que não observamos o mesmo acontecer na</p><p>mesma velocidade com, por exemplo, o cobre? Tanto o ferro</p><p>como o cobre não são metais? A resposta é que alguns</p><p>elementos têm maior tendência a oxidar que outros e essa</p><p>“vontade” de oxidar se chama potencial de oxidação. Da mesma</p><p>forma, também existe o potencial de redução.</p><p> Potencial de Oxidação: Tendência que um elemento</p><p>tem para sofrer oxidação, simbolizado por Eoxi.</p><p> Potencial de Redução: Tendência que um elemento</p><p>tem para sofrer redução, simbolizado por Ered.</p><p>Os químicos conseguiram, através de muitos experimentos,</p><p>encontrar valores numéricos para esses potenciais. Assim, ficou</p><p>fácil comparar a tendência para oxidação ou redução de dois</p><p>elementos diferentes. Por exemplo, para o ferro o Eoxi = +0,44 V</p><p>enquanto para o cobre o Eoxi = +0,34 V. Como o valor do</p><p>potencial de oxidação do ferro é maior, significa que o ferro tem</p><p>mais facilidade que o cobre para oxidar. Ambos oxidam, mas o</p><p>ferro oxida mais rapidamente.</p><p>Além disso, é importante perceber o seguinte: perder</p><p>elétrons é o oposto de ganhar elétrons, correto? Então a</p><p>oxidação é o oposto da redução. Dessa forma, um elemento que</p><p>tem facilidade em oxidar, terá, na mesma medida, dificuldade</p><p>em reduzir. Matematicamente isso se interpreta na seguinte</p><p>equação:</p><p>ɛ = ˗ ɛ</p><p>Isso quer dizer que se tomarmos o ferro como exemplo ele</p><p>tem um Eoxi = +0,44 V e um Ered = -0,44 V. Ou seja, para</p><p>transformar o potencial de redução em potencial de oxidação</p><p>(ou vice-versa) basta trocar o sinal. Guardem essa informação</p><p>com carinho, pois ela será importante em capítulos futuros.</p><p>É legal perceber que elementos mais eletropositivos são os</p><p>que vão ter maiores potenciais de oxidação, pois faz todo sentido</p><p>não é mesmo? Elementos mais eletropositivos têm facilidade</p><p>perder elétrons, perder elétrons é oxidar e uma maior facilidade</p><p>para oxidar é ter um maior potencial de oxidação. Da mesma</p><p>forma, elementos eletronegativos vão ter maiores potencial de</p><p>redução. É interessante observar como tudo está conectado, não é</p><p>mesmo? Por isso é tão importante uma boa base em propriedades</p><p>periódicas e química básica como um todo.</p><p>MARESIA E CORROSÃO</p><p>Para que haja a oxidação do ferro nós precisamos de água E</p><p>de oxigênio. Somente com água ou somente com oxigênio o ferro</p><p>não enferruja. Como o ar atmosférico tem tanto a água na forma</p><p>de vapor (umidade) como tem gás oxigênio, então ele é suficiente</p><p>para que a oxidação ocorra.</p><p>E qual é a diferença da maresia? A maresia é a água do mar</p><p>dispersa no ar, mas como a água do mar é salgada ela possui vários</p><p>íons livres presentes nela. Isso faz com que a maresia atue como</p><p>um catalisador da oxirredução, acelerando a corrosão do ferro.</p><p>PROTEÇÃO CONTRA CORROSÃO</p><p>E como podemos proteger os metais da corrosão? Existem</p><p>duas formas: Utilizando um metal de sacrifício ou utilizando uma</p><p>barreira. Cada um funciona da seguinte maneira:</p><p> Metal de sacrifício: Um outro metal é oxidado no lugar</p><p>do metal a ser protegido.</p><p> Barreira: Há uma barreira física que impede o contato do</p><p>agente oxidante com o metal, impossibilitando a reação</p><p>de oxidação.</p><p>Vejamos as técnicas de sacrifício:</p><p>Metal de sacrifício</p><p>Para proteger um metal através de um metal de sacrifício eles</p><p>precisam estar em contato (direto ou através de um fio condutor).</p><p>Quando algum agente oxidante for reagir com o metal que</p><p>desejamos proteger quem perde os elétrons é o metal de sacrifício.</p><p>Por isso esse nome, pois ele se sacrifica para que possamos</p><p>proteger o outro metal.</p><p>Note que uma característica indispensável que o metal de</p><p>sacrifício precisa ter é um potencial de oxidação maior do que o</p><p>metal que desejamos proteger. Lógico, se queremos que ele oxide</p><p>no lugar do outro ele precisa ter uma maior “avidez” pela oxidação.</p><p>Outra característica é que o metal de sacrifício é finito. Ele</p><p>precisa ser substituído por outro quando ele for totalmente</p><p>oxidado.</p><p>Na imagem acima nós vemos vários metais de sacrifício</p><p>(essas pequenas placas metálicas) acoplados ao casco de um</p><p>navio. Essa saída é muito eficiente, pois quando essas placas se</p><p>oxidam totalmente basta desparafusá-las e trocá-las por placas</p><p>novas, já pensou o quão trabalhoso seria trocar o casco do navio</p><p>por inteiro caso ele oxidasse?</p><p>Galvanização</p><p>Galvanização é quando revestimos algum metal com o</p><p>zinco. Entretanto, esse não é um método de barreira e sim um</p><p>metal de sacrifício. O que acontece é que o metal revestido será</p><p>protegido pelo zinco que, diante de agentes oxidantes, se</p><p>oxidará primeiro. Eventualmente, todo o zinco será oxidado e o</p><p>metal do interior também estará suscetível à corrosão. Ainda</p><p>assim, a galvanização tem seu mérito pois prolonga a</p><p>durabilidade de alguns materiais.</p><p>Vejamos agora as técnicas de barreira:</p><p>Tinta</p><p>Quer proteger o seu portão de ferro da ferrugem? Pinte ele!</p><p>Além de deixá-lo mais bonito, a tinta também impedirá o contato</p><p>do agente oxidante com o portão. Sem esse contato é impossível</p><p>roubar elétrons do ferro, logo, ele não ficará enferrujado. Mas</p><p>tome cuidado, qualquer arranhão na tinta será uma abertura</p><p>para a entrada do agente oxidante e a ferrugem se espalhará.</p><p>Folheação a ouro</p><p>Você tem um anel folheado a ouro? Além de conferir beleza</p><p>à joia, a folheação a ouro também confere proteção contra a</p><p>corrosão! Isso acontece porque o ouro é um metal nobre, ou</p><p>seja, pouco reativo e, sendo assim, tem dificuldade em oxidar.</p><p>Dessa forma, ele funciona como uma tinta, impedindo o contato</p><p>de agentes oxidantes com o interior de joias ou outros objetos</p><p>que você tenha decidido folhear.</p><p>Folha de Flandres</p><p>Imagine que eu queira proteger uma lata da corrosão. Se eu</p><p>quiser, posso revesti-la com ouro, não é mesmo? Mas eu acho que</p><p>pra uma latinha de atum não vale tanto à pena. O que eu posso</p><p>fazer, então?</p><p>Posso utilizar o estanho, que apesar de também ser um metal</p><p>nobre, não é tão caro quanto o ouro. E foi assim surgiu a folha de</p><p>Flandres!</p><p>Folha de Flandres é uma lâmina metálica revestida em ambas</p><p>as faces por estanho, que funciona como uma tinta protegendo a</p><p>lata da corrosão. Seu uso é tão difundido que muitas fábricas</p><p>vendem a folha de Flandres já pronta e aí você vai lá e dobra pra</p><p>construir sua lata de atum, de refrigerante, etc.</p><p>Mas fica o alerta: Se a lata estiver amassada não compre o</p><p>produto! O amassado da lata causa um furo na proteção do</p><p>estanho fazendo com que agentes oxidantes possam oxidar o</p><p>interior da folha. É a mesma coisa que acontece com o portão de</p><p>ferro que teve um arranhão na tinta.</p><p>Passivação</p><p>Agora uma coisa muito legal acontece com o alumínio: Ele</p><p>mesmo se protege da oxidação! O que acontece é o seguinte:</p><p>Quando exposto ao ar, o alumínio começa a oxidar e forma</p><p>uma fina camada de óxido de alumínio (Al₂O₃). Essa camada, então,</p><p>impede qualquer agente oxidante de penetrar no interior do</p><p>alumínio. Ou seja, o alumínio se torna imune à corrosão, protegido</p><p>por essa camada de óxido de alumínio. O termo passivação vem</p><p>daí, uma vez que a camada protetora é formada o alumínio se torna</p><p>menos reativo, ou seja, “passivo”.</p><p>E ainda tem uma coisa mais legal! Quando você arranha essa</p><p>camada o alumínio fica exposto ao oxigênio e se oxida novamente,</p><p>formando a camada mais uma vez. Ou seja, a camada de</p><p>passivação é como uma tinta que se regenera. Experimente</p><p>arranhar alguma janela de alumínio da sua casa e você verá o traço</p><p>do arranhão mais brilhante que a camada de Al₂O₃, entretanto,</p><p>após certo tempo, a camada (que é um pouco mais fosca) é</p><p>regenerada.</p><p>Aço inox</p><p>Mas o alumínio não é o único metal com essa propriedade, o</p><p>cromo também forma uma camada de passivação! Sabendo disso,</p><p>criaram uma liga metálica utilizando o cromo para se aproveitar</p><p>dessa propriedade: o aço inox. Assim, esse material consegue</p><p>muita resistência à corrosão graças à camada de passivação</p><p>oriunda do cromo presente em sua composição.</p><p>Ah, e toma cuidado pra não confundir aço inox com cromação.</p><p>No aço inox, temos uma liga metálica com o cromo presente em</p><p>sua composição e na cromação temos apenas um revestimento de</p><p>cromo, similar ao processo de folheação a ouro.</p><p>QUESTÕES</p><p>1. (ENEM 2022) A nanotecnologia é responsável pelo</p><p>aprimoramento de diversos materiais, incluindo os que são</p><p>impactados com a presença de poluentes e da umidade na</p><p>atmosfera, causadores de corrosão. O processo de corrosão é</p><p>espontâneo e provoca a deterioração de metais como o ferro,</p><p>que, em presença de oxigênio e água, sofre oxidação, conforme</p><p>ilustra a equação química:</p><p>4 Fe (s) + 2 H₂O (l) + 3 O₂ (g) → 2 Fe₂O₃⋅H₂O (s)</p><p>Uma forma de garantir a durabilidade da estrutura metálica e a</p><p>sua resistência à umidade consiste na deposição de filmes finos</p><p>nanocerâmicos à base de zircônia (ZrO₂) e alumina (Al₂O₃) sobre</p><p>a superfície do objeto que se deseja proteger.</p><p>Essa nanotecnologia aplicada na proteção contra a corrosão se</p><p>baseia no(a)</p><p>a) proteção catódica, que utiliza um metal fortemente</p><p>redutor.</p><p>b) uso de metais de sacrifício, que se oxidam no lugar do</p><p>ferro.</p><p>c) passivação do ferro, que fica revestido pelo seu próprio</p><p>óxido.</p><p>d) efeito de barreira, que impede o contato com o agente</p><p>oxidante.</p><p>e) galvanização, que usa outros metais de menor</p><p>potencial de redução.</p><p>2. (ENEM 2021) O quadro lista alguns dispositivos eletrônicos que</p><p>estão presentes no dia a dia, bem como a faixa de força</p><p>eletromotriz necessária ao seu funcionamento.</p><p>Considere que uma bateria é construída pela associação em</p><p>série de três pilhas de lítio-iodo, nas condições-padrão, conforme</p><p>as semiequações de redução apresentadas.</p><p>I₂ + 2e⁻ → 2 I⁻ Eº = +0,54 V</p><p>Li⁺ + e⁻ → Li Eº = -3,05 V</p><p>Essa bateria é adequada para o funcionamento de qual</p><p>dispositivo eletrônico?</p><p>a) I</p><p>b) II</p><p>c) III</p><p>d) IV</p><p>e) V</p><p>3. (ENEM 2020 Digital) Os objetos de prata tendem a escurecer</p><p>com o tempo, em contato com compostos de enxofre, por causa</p><p>da formação de uma película superficial de sulfeto de prata</p><p>(Ag₂S), que é escuro. Um método muito simples para restaurar a</p><p>superfície original desses objetos é mergulhá-los em uma</p><p>solução diluída aquecida de hidróxido de sódio (NaOH), contida</p><p>em uma panela comum de alumínio. A equação química que</p><p>ilustra esse processo é:</p><p>3 Ag₂S (s) + 2 Al (s) + 8 NaOH (aq)</p><p>→</p><p>6 Ag (s) + 3 Na₂S (aq) + 2 NaAlO₂ (aq) + 4 H₂O (l)</p><p>A restauração do objeto de prata ocorre por causa do(a)</p><p>a) prata, que reduz o enxofre.</p><p>b) íon sulfeto, que sofre oxidação.</p><p>c) íon hidróxido, que atua como agente oxidante.</p><p>d) alumínio, que atua como agente redutor no processo.</p><p>e) variação do pH do meio reacional, que aumenta durante</p><p>a reação.</p><p>4. (ENEM 2020 PPL) Um cidadão que se mudou de Brasília para</p><p>Recife, após algum tempo, percebeu que partes de seu carro</p><p>estavam enferrujando muito rapidamente. Perguntou para seu</p><p>filho, estudante do ensino médio, a explicação para o fenômeno. O</p><p>filho pesquisou na internet e descobriu que, por causa da maresia,</p><p>gotículas de água</p><p>do mar atingem os objetos de aço (liga de ferro e</p><p>carbono) e intensificam sua corrosão. Com base nessa informação,</p><p>o estudante explicou corretamente ao pai o efeito do cloreto de</p><p>sódio na corrosão.</p><p>A explicação correta de a maresia acelerar a corrosão do aço é</p><p>porque</p><p>a) reduz o ferro.</p><p>b) oxida o carbono.</p><p>c) dissolve a pintura do carro.</p><p>d) torna a água mais condutora.</p><p>e) diminui a dissolução do oxigênio na água.</p><p>5. (ENEM 2020 PPL) Os tanques de armazenamento de gasolina</p><p>podem, com o tempo, sofrer processos oxidativos, resultando na</p><p>contaminação do combustível e do solo à sua volta. Uma forma de</p><p>evitar tais problemas econômicos e ambientais é utilizar</p><p>preferencialmente metais de sacrifício, protegendo os tanques de</p><p>armazenamento.</p><p>Suponha que seja necessário usar um metal de sacrifício em um</p><p>tanque de aço (liga de ferro-carbono). Considere as semirreações</p><p>de redução e seus respectivos potenciais padrão.</p><p>Dos metais citados, o que garantirá proteção ao tanque de aço é o</p><p>a) zinco.</p><p>b) cobre.</p><p>c) níquel.</p><p>d) cádmio.</p><p>e) mercúrio.</p><p>6. (ENEM 2019) Para realizar o desentupimento de tubulações de</p><p>esgotos residenciais, é utilizada uma mistura sólida comercial que</p><p>contém hidróxido de sódio (NaOH) e outra espécie química</p><p>pulverizada. Quando é adicionada água a essa mistura, ocorre uma</p><p>reação que libera gás hidrogênio e energia na forma de calor,</p><p>aumentando a eficiência do processo de desentupimento.</p><p>Considere os potenciais padrão de redução (Eº) da água e de outras</p><p>espécies em meio básico, expressos no quadro.</p><p>Qual é a outra espécie que está presente na composição da</p><p>mistura sólida comercial para aumentar sua eficiência?</p><p>a) Al</p><p>b) Co</p><p>c) Cu(OH)₂</p><p>d) Fe(OH)₂</p><p>e) Pb</p><p>7. (ENEM 2019 PPL) Algumas moedas utilizam cobre metálico em</p><p>sua composição. Esse metal, ao ser exposto ao ar úmido, na</p><p>presença de CO₂, sofre oxidação formando o zinabre, um</p><p>carbonato básico de fórmula Cu₂(OH)₂CO₃, que é tóxico ao</p><p>homem e, portanto, caracteriza-se como um poluente do meio</p><p>ambiente. Com o objetivo de reduzir a contaminação com o</p><p>zinabre, diminuir o custo de fabricação e aumentar a</p><p>durabilidade das moedas, é comum utilizar ligas resultantes da</p><p>associação do cobre com outro elemento metálico.</p><p>A propriedade que o metal associado ao cobre deve apresentar</p><p>para impedir a formação de zinabre nas moedas é, em relação</p><p>ao cobre,</p><p>a) maior caráter ácido.</p><p>b) maior número de oxidação.</p><p>c) menor potencial de redução.</p><p>d) menor capacidade de reação.</p><p>e) menor número de elétrons na camada de valência.</p><p>8. (ENEM 2015) A calda bordalesa é uma alternativa empregada</p><p>no combate a doenças que afetam folhas de plantas. Sua</p><p>produção consiste na mistura de uma solução aquosa de sulfato</p><p>de cobre(II), CuSO₄, com óxido de cálcio, CaO, e sua aplicação só</p><p>deve ser realizada se estiver levemente básica. A avaliação</p><p>rudimentar da basicidade dessa solução é realizada pela adição</p><p>de três gotas sobre uma faca de ferro limpa. Após três minutos,</p><p>caso surja uma mancha avermelhada no local da aplicação,</p><p>afirma-se que a calda bordalesa ainda não está com a basicidade</p><p>necessária. O quadro apresenta os valores de potenciais padrão</p><p>de redução (E°) para algumas semirreações de redução.</p><p>A equação química que representa a reação de formação da</p><p>mancha avermelhada é:</p><p>a) Ca²⁺ (aq) + 2 Cu⁺ (aq) → Ca (s) + 2 Cu²⁺ (aq).</p><p>b) Ca²⁺ (aq) + 2 Fe²⁺ (aq) → Ca (s) + 2 Fe³⁺ (aq).</p><p>c) Cu²⁺ (aq) + 2 Fe²⁺ (aq) → Cu (s) + 2 Fe³⁺ (aq).</p><p>d) 3 Ca²⁺ (aq) + 2 Fe (s) → Ca (s) + 2 Fe³⁺ (aq).</p><p>e) 3 Cu²⁺ (aq) + 2 Fe (s) → Cu (s) + 2 Fe³⁺ (aq).</p><p>9. (ENEM 2015) Alimentos em conserva são frequentemente</p><p>armazenados em latas metálicas seladas, fabricadas com um</p><p>material chamado folha de flandres, que consiste em uma chapa</p><p>de aço revestida com uma fina camada de estanho, metal brilhante</p><p>e de difícil oxidação. É comum que a superfície interna seja ainda</p><p>revestida por uma camada de verniz à base de epóxi, embora</p><p>também existam latas sem esse revestimento, apresentando uma</p><p>camada de estanho mais espessa.</p><p>Comprar uma lata de conserva amassada no supermercado é</p><p>desaconselhável porque o amassado pode</p><p>a) alterar a pressão no interior da lata, promovendo a</p><p>degradação acelerada do alimento.</p><p>b) romper a camada de estanho, permitindo a corrosão do</p><p>ferro e alterações do alimento.</p><p>c) prejudicar o apelo visual da embalagem, apesar de não</p><p>afetar as propriedades do alimento.</p><p>d) romper a camada de verniz, fazendo com que o metal</p><p>tóxico estanho contamine o alimento.</p><p>e) desprender camadas de verniz, que se dissolverão no</p><p>meio aquoso, contaminando o alimento.</p><p>10. (ENEM 2014) A revelação das chapas de raios X gera uma</p><p>solução que contém íons prata na forma de Ag(S₂O₃)₂³⁻. Para evitar</p><p>a descarga desse metal no ambiente, a recuperação de prata</p><p>metálica pode ser feita tratando eletroquimicamente essa solução</p><p>com uma espécie adequada. O quadro apresenta semirreações de</p><p>redução de alguns íons metálicos</p><p>Das espécies apresentadas, a adequada para essa recuperação é</p><p>a) Cu (s).</p><p>b) Pt (s).</p><p>c) Al³⁺ (aq).</p><p>d) Sn (s).</p><p>e) Zn²⁺ (aq)</p><p>11. (ENEM 2012) O boato de que os lacres das latas de alumínio</p><p>teriam um alto valor comercial levou muitas pessoas a juntarem</p><p>esse material na expectativa de ganhar dinheiro com sua venda. As</p><p>empresas fabricantes de alumínio esclarecem que isso não passa</p><p>de uma “lenda urbana”, pois ao retirar o anel da lata, dificulta-se a</p><p>reciclagem do alumínio. Como a liga do qual é feito o anel contém</p><p>alto teor de magnésio, se ele não estiver junto com a lata, fica mais</p><p>fácil ocorrer a oxidação do alumínio no forno. A tabela apresenta</p><p>as semirreações e os valores de potencial padrão de redução de</p><p>alguns metais:</p><p>Com base no texto e na tabela, que metais poderiam entrar na</p><p>composição do anel das latas com a mesma função do magnésio,</p><p>ou seja, proteger o alumínio da oxidação nos fornos e não deixar</p><p>diminuir o rendimento da sua reciclagem?</p><p>a) Somente o lítio, pois ele possui o menor potencial de</p><p>redução.</p><p>b) Somente o cobre, pois ele possui o maior potencial de</p><p>redução.</p><p>c) Somente o potássio, pois ele possui potencial de</p><p>redução mais próximo do magnésio.</p><p>d) Somente o cobre e o zinco, pois eles sofrem oxidação</p><p>mais facilmente que o alumínio.</p><p>e) Somente o lítio e o potássio, pois seus potenciais de</p><p>redução são menores do que o do alumínio.</p><p>AULA 15: PILHAS E ELETRÓLISE</p><p>Agora vamos entender como conseguimos utilizar a</p><p>reação de oxirredução para produzir energia elétrica.</p><p>PILHAS</p><p>Observe a lâmpada abaixo:</p><p>Tente responder, o que é que poderia fazê-la acender? Muito</p><p>bem! Uma corrente elétrica.</p><p>Mas como podemos fazer esses elétrons se mover de maneira</p><p>ordenada? Teve algo que estudamos recentemente que envolve a</p><p>transferência de elétrons de um lugar para outro? Isso mesmo, a</p><p>reação de oxirredução! Nela temos um elemento menos</p><p>eletronegativo perdendo elétrons para outro mais eletronegativo.</p><p>Vamos então desenhar nossos eletrodos de zinco e de cobre.</p><p>Eletrodo é o nome que se dá ao local onde as reações de</p><p>oxidação e redução acontecem. O eletrodo pode ser feito do</p><p>próprio material que irá oxidar ou reduzir, mas também pode ser</p><p>feito de um material inerte que não participa das reações, como o</p><p>carbono grafite.</p><p>Gostaria de chamar a atenção para como escrevemos as</p><p>semirreações que acontecem em cada um dos eletrodos. O</p><p>eletrodo de zinco está perdendo elétrons, ou seja, está oxidando. A</p><p>semirreação que acontece no eletrodo de zinco é:</p><p>𝑍𝑛( ) → Zn²⁺( ) + 2 e⁻</p><p>O zinco metálico perde elétrons e se transforma em íon zinco.</p><p>Abaixo temos a semirreação que acontece no eletrodo de cobre:</p><p>Cu²⁺( ) + 2 e⁻ → Cu( )</p><p>Aqui, o íon cobre recebe elétrons e se transforma no cobre</p><p>metálico, ou seja, está reduzindo.</p><p>A partir daí tiramos uma conclusão que eu quero que vocês</p><p>guardem pra sempre. O metal depois que oxida e vira um íon não</p><p>consegue oxidar mais.</p><p>Paralelamente, o íon depois que reduz e vira</p><p>um metal não consegue reduzir mais. Ou seja:</p><p> Somente a forma metálica é capaz de oxidar.</p><p> Somente a forma iônica é capaz de reduzir.</p><p>Muitas questões usam isso como pegadinha nas provas ao</p><p>colocar, por exemplo, um íon como uma das alternativas numa</p><p>questão que pergunta é a melhor opção para sofrer oxidação. É</p><p>impossível oxidar um íon, pois ele já se encontra no estado</p><p>oxidado, logo, é impossível que um íon seja uma resposta pra esse</p><p>exemplo que eu dei.</p><p>Se você não tiver compreendido muito bem o exemplo, não</p><p>se preocupe. Essa apostila tem questões com esse tipo de</p><p>pegadinha e lá vocês entenderão. Peço só que não esqueçam o</p><p>que está em negrito.</p><p>Bom, vamos seguir com nossa lâmpada. Se somente um íon</p><p>é capaz de reduzir então a minha barra de cobre sozinha não</p><p>consegue receber os elétrons. Adicionemos então duas cubas</p><p>eletrolíticas com água. Uma delas terá íons cobre para que ele</p><p>possa sofrer redução (receber os elétrons) e a outra delas</p><p>passará a ter cada vez mais íons zinco à medida que o zinco</p><p>metálico for oxidando.</p><p>Note também que como houve formação de cobre metálico</p><p>do lado esquerdo ele aumentou de massa criando essa</p><p>superfície irregular na parte em contato com a solução. O</p><p>contrário acontece com o zinco metálico, que é consumido ao</p><p>formar íons zinco.</p><p>Massa! Estamos construindo uma pilha para nossa</p><p>lâmpada. Nela, os elétrons se deslocam buscando o polo</p><p>positivo, onde os íons Cu²⁺ estão. Mas veja que, com o passar do</p><p>tempo, o lado esquerdo vai ficando menos positivo, pois a</p><p>quantidade de íons Cu²⁺ diminui e isso faz com que os elétrons</p><p>tenham menos “incentivo” para se deslocarem. Além disso, o</p><p>lado direito vai ficando mais positivo, pois a quantidade de íons</p><p>Zn²⁺ lá aumenta, fazendo com que haja a tendência de os</p><p>elétrons permanecerem lá.</p><p>Para resolver esse problema acrescentamos um novo íon</p><p>(no nosso caso, o SO₄²⁻) ao nosso sistema e conectamos duas</p><p>cubas através de um tubo.</p><p>À medida que o lado direito vai ficando mais positivo, os</p><p>íons negativos migram através do tubo do lado esquerdo para o</p><p>lado direito. Isso ajuda a fazer com que o lado esquerdo</p><p>permaneça sempre positivo, atraindo os elétrons e que o lado</p><p>direito não se torne positivo, evitando que ele atraia os elétrons.</p><p>Esse tubo se chama ponte salina e sua função é permitir o</p><p>fluxo de íons (não é de elétrons) para manter o equilíbrio</p><p>químico da pilha, mantendo a corrente elétrica constante por mais</p><p>tempo. Essa reação acontece até que não haja mais zinco metálico</p><p>para perder elétrons ou íons cobre para recebê-los.</p><p>Parabéns! Você acabou de aprender como funciona a Pilha de</p><p>Daniell. Essa pilha não foi a primeira a ser inventada, mas é a base</p><p>para compreensão das pilhas modernas (como a bateria do seu</p><p>celular, por exemplo).</p><p>Definição de pilha</p><p>A pilha é um dispositivo que permite que a reação de</p><p>oxirredução gere um fluxo ordenado de elétrons que se move de</p><p>maneira espontânea (o elétron vai para onde ele “prefere” estar, o</p><p>polo positivo). Ou seja, a pilha é um dispositivo que converte</p><p>energia química em energia elétrica.</p><p>DONA PORCA</p><p>Leia comigo em voz alta: dona porca, dona porca, dona porca,</p><p>dona porca, dona porca, dona porca, dona porca! Não leu em voz</p><p>alta? Pois leia, confie em mim!</p><p>Agora que você passou por esse momento estranho tenho</p><p>certeza de que nunca mais esquecerá da dona porca. O que é</p><p>ótimo, pois essa é uma ferramenta de memorização usada em</p><p>qualquer questão de pilha!</p><p>Cada um dos eletrodos de uma pilha possui certas</p><p>informações que precisamos saber sobre eles. Como são dois</p><p>eletrodos temos duas palavras para memorizar quais informações</p><p>andam juntas: dona e porca. Veja abaixo:</p><p>Um dos eletrodos doa elétrons, ou seja, oxida. Como a</p><p>tendência natural do elétron é sair do negativo para o positivo, esse</p><p>é o polo negativo. A esse eletrodo damos o nome ânodo.</p><p>O outro eletrodo faz tudo isso ao contrário. Esse recebe os</p><p>elétrons, ou seja, reduz. É também o polo positivo da pilha e nós</p><p>o chamamos de cátodo.</p><p>A dica é: sempre que aparecer uma questão de eletroquímica</p><p>na prova você já escreve “dona porca” no cantinho da folha pra não</p><p>se perder. Na verdade, como eu sei que o “porca” é sempre o</p><p>oposto do “dona” eu sempre escrevo só o “dona” mesmo.</p><p>D.D.P. DE UMA PILHA</p><p>Vamos agora aprender a calcular a diferença de potencial</p><p>(ddp) dessa pilha. Na Pilha de Daniell o zinco oxida e o cobre reduz,</p><p>correto? Agora pense comigo, se o zinco for ruim em oxidar e o</p><p>cobre ruim em reduzir essa pilha vai ter um fluxo de elétrons forte</p><p>ou fraco? Fraco, pois um é ruim em doar os elétrons e o outro ruim</p><p>em recebê-los. E se o fluxo de elétrons é fraco a corrente elétrica</p><p>é baixa. Por consequência, concluímos que a ddp também será</p><p>fraca.</p><p>Ou seja, a ddp é determinada em conjunto pelo potencial</p><p>de oxidação daquele que está oxidando e pelo potencial de</p><p>redução daquele que está reduzindo. Matematicamente, temos:</p><p>Ou seja, antes de tudo identifique quem é que vai oxidar e</p><p>quem vai reduzir. Isso pode ser feito de duas formas:</p><p>observando pra qual lado setinha dos elétrons se move, pois ela</p><p>se afasta de quem oxida e se aproxima de quem reduz ou</p><p>utilizando a tabela dos potenciais de redução: quem tem o</p><p>potencial de redução maior é quem reduz e quem tem o</p><p>potencial de redução menor oxida.</p><p>Falando em tabela do potencial de redução, não esqueçam</p><p>que normalmente a questão só dá os valores do potencial de</p><p>redução dos elementos. Nesse caso, já vimos na aula passada</p><p>que pra achar o potencial de oxidação é só trocar o sinal do</p><p>potencial de redução para aquele elemento.</p><p>Agora encontre o valor da ddp da Pilha de Daniell sabendo</p><p>os seguintes potenciais de redução: Zinco = -0,76 V e Cobre =</p><p>+0,36 V.</p><p>ELETRÓLISE</p><p>Quando a bateria do seu celular, que é uma forma de pilha,</p><p>descarrega você tem a opção de recarregá-la. Recarregar uma</p><p>bateria é fazer com que ela retorne à sua condição inicial para</p><p>que ela possa ser utilizada novamente.</p><p>Se durante o uso da pilha houve um fluxo de elétrons do</p><p>polo negativo para o polo positivo, para recarregá-la precisamos</p><p>fazer com que esses elétrons retornem para o polo negativo. Só</p><p>tem um problema: eles não “querem”. Para fazer com que os</p><p>elétrons voltem é preciso forçá-los a isso. Enquanto a pilha é</p><p>espontânea, o retorno dos elétrons para sua condição inicial é</p><p>um procedimento forçado, requer um gasto de energia.</p><p>Importante: Essa recarga só é possível se a ddp da bateria</p><p>externa por maior que a ddp da pilha que você quiser recarregar.</p><p>Definição de eletrólise</p><p>Dessa forma, eletrólise é um processo físico-químico que</p><p>utiliza a energia elétrica para forçar a ocorrência de uma reação</p><p>de oxirredução (na qual quem oxida é quem tem o menor</p><p>potencial de oxidação dos dois elementos, sendo o mesmo</p><p>válido para a redução). Ou seja, a eletrólise é o processo</p><p>inverso da pilha.</p><p>Além disso, outra diferença importante é que ao realizar o</p><p>cálculo da ddp de um sistema as pilhas sempre terão ddp positiva</p><p>e a eletrólise sempre terá uma ddp negativa.</p><p>DONA PORCA VIRA DOPA</p><p>Como os elétrons agora saem do polo positivo, é o polo</p><p>positivo que doa elétrons, sofre oxidação e é chamado de ânodo.</p><p>Dessa forma, o nosso “dona” que usamos para pilhas vira “dopa”</p><p>quando estivermos tratando de uma eletrólise:</p><p>TIPOS DE ELETRÓLISE</p><p>A eletrólise também pode ser utilizada de maneira industrial</p><p>para obter os produtos de uma reação de oxirredução forçada. Um</p><p>exemplo é a produção de sódio metálico e gás cloro a partir do</p><p>cloreto de sódio, NaCl.</p><p>Para iniciar esse processo é preciso que esses elementos</p><p>estejam na forma iônica. Assim, o Na⁺ recebe o elétron do Cl⁻ e</p><p>deixa de ser íon sódio para ser sódio metálico. O mesmo acontece</p><p>com o Cl⁻ que vira uma substância simples, o gás cloro.</p><p>Existem duas maneiras de fazer com que o NaCl se separe nos</p><p>íons Na⁺ e Cl⁻. A primeira é dissolver em água, acho que vocês já</p><p>estavam pensando</p><p>nisso, mas a segunda poucos sabem:</p><p>derretendo o NaCl. Se você derreter o NaCl ele se transforma em</p><p>Na⁺ e Cl⁻.</p><p>A partir dessas duas formas diferentes de conseguirmos esses</p><p>íons temos dois processos diferentes de eletrólise: a eletrólise</p><p>ígnea, que envolve a fusão da substância, e a eletrólise aquosa,</p><p>que envolve a dissolução em água.</p><p>Eletrólise Ígnea</p><p>Nessa imagem temos a representação de uma eletrólise</p><p>ígnea. O sal de cozinha (NaCl) foi aquecido até seu ponto de</p><p>fusão (aproximadamente 800 ºC) para que os íons Na⁺ e Cl⁻ se</p><p>formassem. A partir daí, forçamos o fluxo de elétrons do polo</p><p>positivo para o negativo através de uma bateria. Então, há a</p><p>formação de Cl₂ (gás cloro) no polo positivo e Na (sódio metálico)</p><p>no polo negativo.</p><p>Dessa forma, no polo positivo observamos a formação de</p><p>bolhas, pois há formação de um gás. Enquanto isso, observamos</p><p>a precipitação de um sólido no polo negativo, pois há formação</p><p>de um metal (e todos os metais exceto o mercúrio são sólidos</p><p>em temperatura ambiente).</p><p>E essa é a eletrólise ígnea! Nesse caso nós não</p><p>recarregamos nenhuma pilha, mas pudemos produzir gás cloro</p><p>e sódio metálico a partir dessa eletrólise. Não sei o que alguém</p><p>iria querer fazer com essas substâncias, mas tá aí a receita.</p><p>Importante: Como foi preciso aquecer essa substância até</p><p>uma temperatura de 800 ºC, podemos afirmar que a eletrólise</p><p>ígnea é um procedimento muito caro. Muitas vezes não vale à</p><p>pena realizá-la, sendo a eletrólise aquosa uma opção mais</p><p>econômica (apesar de ter uma limitação, que veremos a seguir).</p><p>Eletrólise Aquosa</p><p>Na eletrólise aquosa utilizamos a dissolução em água para</p><p>obter os íons desejados. Entretanto, essa facilidade e economia</p><p>em obter esses íons tem um ponto negativo: a água também</p><p>possui seus próprios íons, H⁺ e OH⁻ (lembram no começo do ano</p><p>quando falamos de autoionização da água?). Veja na imagem a</p><p>seguir:</p><p>E agora, quem vai doar os elétrons, o Cl⁻ ou o OH⁻? E quem</p><p>vai receber os elétrons, o Na⁺ ou o H⁺? Bom, se queremos saber</p><p>quem vai oxidar e quem vai reduzir precisamos observar o que</p><p>acontece nesse sistema. A partir daí podemos deduzir qual íon</p><p>que ganhou essa disputa pela oxidação ou pela redução.</p><p>Tomando o polo negativo como exemplo, temos os íons</p><p>sódio e hidrogênio competindo pela redução, correto? Se</p><p>visualizarmos esses íons recebendo os elétrons e se</p><p>transformando em substâncias simples, essas substâncias</p><p>seriam o sódio metálico (um sólido) e o gás hidrogênio (um gás).</p><p>Ou seja, se observássemos a formação de bolhas no polo</p><p>negativo isso significaria que o H⁺ ganhou a disputa e virou gás</p><p>hidrogênio. Por outro lado, se observássemos a formação de um</p><p>precipitado sólido saberíamos que o Na⁺ ganhou a disputa e</p><p>virou sódio metálico.</p><p>Resumidamente: para determinar o vencedor da disputa</p><p>pela oxidação ou redução precisamos:</p><p>1. Imaginar aqueles íons presentes na solução na forma</p><p>de substância simples.</p><p>2. Saber o estado físico que aquela substância simples se</p><p>encontra na natureza.</p><p>3. Se for um sólido, no sistema se observa a formação de</p><p>precipitado, se for um gás, se observa a formação de</p><p>bolhas.</p><p>QUESTÕES</p><p>1. (ENEM 2020 Digital) As pilhas recarregáveis, bastante utilizadas</p><p>atualmente, são formadas por sistemas que atuam como uma</p><p>célula galvânica, enquanto estão sendo descarregadas, e como</p><p>célula eletrolítica, quando estão sendo recarregadas.</p><p>Uma pilha é formada pelos elementos níquel e cádmio e seu</p><p>carregador deve fornecer uma diferença de potencial mínima para</p><p>promover a recarga. Quanto maior a diferença de potencial gerada</p><p>pelo carregador, maior será o seu custo. Considere os valores de</p><p>potencial padrão de redução dessas espécies:</p><p>Ni²⁺ (aq) + 2 e⁻ ⇌ Ni (s) E° = −0,230 V</p><p>Cd²⁺ (aq) + 2 e⁻ ⇌ Cd (s) E° = −0,402 V</p><p>Teoricamente, para que um carregador seja ao mesmo tempo</p><p>eficiente e tenha o menor preço, a diferença de potencial mínima,</p><p>em volt, que ele deve superar é de</p><p>a) 0,086.</p><p>b) 0,172.</p><p>c) 0,316.</p><p>d) 0,632.</p><p>e) 1,264.</p><p>2. (ENEM 2019) Grupos de pesquisa em todo o mundo vêm</p><p>buscando soluções inovadoras, visando a produção de dispositivos</p><p>para a geração de energia elétrica. Dentre eles, pode-se destacar as</p><p>baterias de zinco-ar, que combinam o oxigênio atmosférico e o</p><p>metal zinco em um eletrólito aquoso de caráter alcalino. O</p><p>esquema de funcionamento da bateria zinco-ar está apresentado</p><p>na figura.</p><p>No funcionamento da bateria, a espécie química formada no ânodo</p><p>é</p><p>a) H₂ (g).</p><p>b) O₂ (g).</p><p>c) H₂O (l).</p><p>d) OH⁻ (aq).</p><p>e) Zn(OH)₄²⁻ (aq).</p><p>3. (ENEM 2018) Células solares à base de TiO₂ sensibilizadas por</p><p>corantes (S) são promissoras e poderão vir a substituir as células</p><p>de silício. Nessas células, o corante adsorvido sobre o TiO₂ é</p><p>responsável por absorver a energia luminosa (hv), e o corante</p><p>excitado (S*) é capaz de transferir elétrons para o TiO₂. Um</p><p>esquema dessa célula e os processos envolvidos estão ilustrados</p><p>na figura. A conversão de energia solar em elétrica ocorre por</p><p>meio da sequência de reações apresentadas.</p><p>A reação 3 é fundamental para o contínuo funcionamento da</p><p>célula solar, pois</p><p>a) reduz íons I⁻ a I³⁻.</p><p>b) regenera o corante.</p><p>c) garante que a reação 4 ocorra.</p><p>d) promove a oxidação do corante.</p><p>e) transfere elétrons para o eletrodo de TiO₂.</p><p>4. (ENEM 2018) Em 1938 o arqueólogo alemão Wilhelm Kõnlg,</p><p>diretor do Museu Nacional do Iraque, encontrou um objeto</p><p>estranho na coleção da Instituição, que poderia ter sido usado</p><p>como uma pilha, similar às utilizadas em nossos dias. A suposta</p><p>pilha, datada de cerca de 200 a.C., é constituída de um pequeno</p><p>vaso de barro (argila) no qual foram instalados um tubo de cobre,</p><p>uma barra de ferro (aparentemente corroída por ácido) e uma</p><p>tampa de betume (asfalto), conforme ilustrado. Considere os</p><p>potenciais-padrão de redução:</p><p>Eº (Fe²⁺|Fe) = -0,44 V ; Eº (H⁺|H) = 0,00 V ; Eº (Cu²⁺|Cu) = +0,34 V.</p><p>Nessa suposta pilha, qual dos componentes atuaria como</p><p>cátodo?</p><p>a) A tampa de betume.</p><p>b) O vestígio de ácido.</p><p>c) A barra de ferro.</p><p>d) O tubo de cobre.</p><p>e) O vaso de barro.</p><p>5. (ENEM 2017) A eletrólise é um processo não espontâneo de</p><p>grande importância para a indústria química. Uma de suas</p><p>aplicações é a obtenção do gás cloro e do hidróxido de sódio, a</p><p>partir de uma solução aquosa de cloreto de sódio. Nesse</p><p>procedimento, utiliza-se uma célula eletroquímica, como ilustrado.</p><p>No processo eletrolítico ilustrado, o produto secundário obtido é o</p><p>a) vapor de água.</p><p>b) oxigênio molecular.</p><p>c) hipoclorito de sódio.</p><p>d) hidrogênio molecular.</p><p>e) cloreto de hidrogênio.</p><p>6. (ENEM 2017) A invenção do LED azul, que permite a geração de</p><p>outras cores para compor a luz branca, permitiu a construção de</p><p>lâmpadas energeticamente mais eficientes e mais duráveis do que</p><p>as incandescentes e fluorescentes. Em um experimento de</p><p>laboratório, pretende-se associar duas pilhas em série para</p><p>acender um LED azul que requer 3,6 volts para o seu</p><p>funcionamento. Considere as semirreações de redução e seus</p><p>respectivos potenciais mostrados no quadro.</p><p>Qual associação em série de pilhas fornece diferença de potencial,</p><p>nas condições-padrão, suficiente para acender o LED azul?</p><p>7. (ENEM 2016) TEXTO I: Biocélulas combustíveis são uma</p><p>alternativa tecnológica para substituição das baterias</p><p>convencionais. Em uma biocélula microbiológica, bactérias</p><p>catalisam reações de oxidação de substratos orgânicos. Liberam</p><p>elétrons produzidos na respiração celular para um eletrodo, onde</p><p>fluem por um circuito elétrico até o cátodo do sistema, produzindo</p><p>corrente elétrica. Uma reação típica que ocorre em biocélulas</p><p>microbiológicas utiliza o acetato como substrato.</p><p>TEXTO II: Em sistemas bioeletroquímicos, os potenciais padrão (E°)</p><p>apresentam valores característicos. Para as biocélulas de acetato,</p><p>considere as seguintes semirreações de redução e seus respectivos</p><p>potenciais:</p><p>2 CO₂ + 7H⁺ + 8e⁻ → CH₃COO⁻</p><p>+ 2H₂O Eº= -0,3 V</p><p>O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O Eº= +0,8V</p><p>Nessas condições, qual é o número mínimo de biocélulas de</p><p>acetato, ligadas em série, necessárias para se obter uma diferença</p><p>de potencial de 4,4 V?</p><p>a) 3</p><p>b) 4</p><p>c) 6</p><p>d) 9</p><p>e) 15</p><p>8. (ENEM 2015 PPL) O alumínio é um metal bastante versátil, pois,</p><p>a partir dele, podem-se confeccionar materiais amplamente</p><p>utilizados pela sociedade. A obtenção do alumínio ocorre a partir</p><p>da bauxita, que é purificada e dissolvida em criolita fundida</p><p>(Na₃AlF₆) e eletrolisada a cerca de 1 000 °C. Há liberação do gás</p><p>dióxido de carbono (CO₂), formado a partir da reação de um dos</p><p>produtos da eletrólise com o material presente nos eletrodos. O</p><p>ânodo é formado por barras de grafita submergidas na mistura</p><p>fundida. O cátodo é uma caixa de ferro coberta de grafita. A reação</p><p>global do processo é:</p><p>2 Al₂O₃ (l) + 3 C (s) → 4 Al (l) + 3 CO₂ (g)</p><p>Na etapa de obtenção do alumínio líquido, as reações que ocorrem</p><p>no cátodo e ânodo são:</p><p>9. (ENEM 2013) “Eu também podia decompor a água, se fosse</p><p>salgada ou acidulada, usando a pilha de Daniell como fonte de</p><p>força. Lembro o prazer extraordinário que sentia ao decompor</p><p>um pouco de água em uma taça para ovos quentes, vendo-a</p><p>separar-se em seus elementos, o oxigênio em um eletrodo, o</p><p>hidrogênio no outro. A eletricidade de uma pilha de 1 volt parecia</p><p>tão fraca, e, no entanto, podia ser suficiente para desfazer um</p><p>composto químico, a água...”</p><p>O fragmento do romance de Oliver Sacks relata a separação dos</p><p>elementos que compõem a água.</p><p>O princípio do método apresentado é utilizado industrialmente</p><p>na</p><p>a) obtenção de ouro a partir de pepitas.</p><p>b) obtenção de calcário a partir de rochas.</p><p>c) obtenção de alumínio a partir da bauxita.</p><p>d) obtenção de ferro a partir de seus óxidos.</p><p>e) obtenção de amônia a partir de hidrogênio e</p><p>nitrogênio.</p><p>10. (ENEM 2011 PPL) Iniciativas do poder público para prevenir o</p><p>uso de bebidas alcoólicas por motoristas, causa de muitos</p><p>acidentes nas estradas do país, trouxeram à ordem do dia, não</p><p>sem suscitar polêmica, o instrumento popularmente conhecido</p><p>como bafômetro. Do ponto de vista de detecção e medição, os</p><p>instrumentos normalmente usados pelas polícias rodoviárias do</p><p>Brasil e de outros países utilizam o ar que os “suspeitos” sopram</p><p>para dentro do aparelho, através de um tubo descartável, para</p><p>promover a oxidação do etanol a etanal. O método baseia-se no</p><p>princípio da pilha de combustível: o etanol é oxidado em meio</p><p>ácido sobre um disco plástico poroso coberto com pó de platina</p><p>(catalisador) e umedecido com ácido sulfúrico, sendo um</p><p>eletrodo conectado a cada lado desse disco poroso. A corrente</p><p>elétrica produzida, proporcional à concentração de álcool no ar</p><p>expirado dos pulmões da pessoa testada, é lida numa escala que</p><p>é proporcional ao teor de álcool no sangue. O esquema de</p><p>funcionamento desse detector de etanol pode ser visto na figura.</p><p>As reações eletroquímicas envolvidas no processo são:</p><p>Eletrodo A:</p><p>CH₃CH₂OH (g) → CH₃CHO (g) + 2 H⁺ (aq) + 2 e⁻</p><p>Eletrodo B:</p><p>½ O₂ (g) + 2 H⁺ (aq) + 2 e⁻ → H₂O (l)</p><p>No estudo das pilhas, empregam-se códigos e nomenclaturas</p><p>próprias da Química, visando caracterizar os materiais, as</p><p>reações e os processos envolvidos. Nesse contexto, a pilha que</p><p>compõe o bafômetro apresenta o</p><p>a) eletrodo A como cátodo.</p><p>b) etanol como agente oxidante.</p><p>c) eletrodo B como polo positivo.</p><p>d) gás oxigênio como agente redutor.</p><p>e) fluxo de elétrons do eletrodo B para o eletrodo A.</p><p>11. (ENEM 2010) O crescimento da produção de energia elétrica ao</p><p>longo do tempo tem influenciado decisivamente o progresso da</p><p>humanidade, mas também tem criado uma séria preocupação: o</p><p>prejuízo ao meio ambiente. Nos próximos anos, uma nova</p><p>tecnologia de geração de energia elétrica deverá ganhar espaço: as</p><p>células a combustível hidrogênio/oxigênio.</p><p>Com base no texto e na figura, a produção de energia elétrica por</p><p>meio da célula a combustível hidrogênio/oxigênio diferencia-se dos</p><p>processos convencionais porque</p><p>a) transforma energia química em energia elétrica, sem</p><p>causar danos ao meio ambiente, porque o principal</p><p>subproduto formado é a água.</p><p>b) converte a energia química contida nas moléculas dos</p><p>componentes em energia térmica, sem que ocorra a</p><p>produção de gases poluentes nocivos ao meio ambiente.</p><p>c) transforma energia química em energia elétrica, porém</p><p>emite gases poluentes da mesma forma que a produção</p><p>de energia a partir dos combustíveis fósseis.</p><p>d) converte energia elétrica proveniente dos combustíveis</p><p>fósseis em energia química, retendo os gases poluentes</p><p>produzidos no processo sem alterar a qualidade do meio</p><p>ambiente.</p><p>e) converte a energia potencial acumulada nas moléculas de</p><p>água contidas no sistema em energia química, sem que</p><p>ocorra a produção de gases poluentes nocivos ao meio</p><p>ambiente.</p><p>12. (ENEM 2009) Para que apresente condutividade elétrica</p><p>adequada a muitas aplicações, o cobre bruto obtido por métodos</p><p>térmicos é purificado eletroliticamente. Nesse processo, o cobre</p><p>bruto impuro constitui o ânodo da célula, que está imerso em uma</p><p>solução de CuSO₄. À medida que o cobre impuro é oxidado no</p><p>ânodo, íons Cu²⁺ da solução são depositados na forma pura no</p><p>cátodo. Quanto às impurezas metálicas, algumas são oxidadas,</p><p>passando à solução, enquanto outras simplesmente se</p><p>desprendem do ânodo e se sedimentam abaixo dele. As impurezas</p><p>sedimentadas são posteriormente processadas, e sua</p><p>comercialização gera receita que ajuda a cobrir os custos do</p><p>processo. A série eletroquímica a seguir lista o cobre e alguns</p><p>metais presentes como impurezas no cobre bruto de acordo com</p><p>suas forças redutoras relativas.</p><p>Entre as impurezas metálicas que constam na série apresentada,</p><p>as que se sedimentam abaixo do ânodo de cobre são</p><p>a) Au, Pt, Ag, Zn, Ni e Pb.</p><p>b) Au, Pt e Ag.</p><p>c) Zn, Ni e Pb.</p><p>d) Au e Zn.</p><p>e) Ag e Pb.</p><p>AULA 16: GASES</p><p>As variáveis de estado de um gás são: Pressão, Volume e</p><p>Temperatura. Começaremos nosso estudo sobre os gases falando</p><p>de uma equação muito importante que reúne essas 3 grandezas.</p><p>EQUAÇÃO DE CLAPEYRON</p><p>A equação de Clapeyron é a seguinte:</p><p>𝑃 ∙ 𝑉 = 𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇</p><p>Questões que envolvem essa equação normalmente te dão</p><p>todos os valores dessas grandezas com exceção de um, aquele que</p><p>você irá descobrir quando substituir todo mundo na equação.</p><p>Iremos agora compreender as unidades de medida de cada uma</p><p>dessas grandezas envolvidas e algumas relações importantes.</p><p>Pressão (P)</p><p>A pressão utilizada na equação deve ser medida em atm</p><p>(atmosferas) ou mmHg (milímetros de mercúrio). Ah, lembre-se</p><p>que 1 atm = 760 mmHg = 10⁵ N/m². A unidade N/m² também pode</p><p>ser chamado de Pa (pascal).</p><p>Volume (V)</p><p>O volume sempre será utilizado em L (litros) na equação. É</p><p>importante lembrar que 1 cm³ = 1 mL, 1 dm³ = 1 L e que 1 m³ =</p><p>1.000 L.</p><p>Temperatura (T)</p><p>A temperatura sempre será utilizada em K (kelvin) na equação.</p><p>É importante lembrar que Tk = Tc + 273, ou seja, para calcular a</p><p>temperatura em kelvin basta pegar a temperatura em graus celsius</p><p>e somar 273. Exemplo: 27ºC = 300K.</p><p>Número ou quantidade de mols (n)</p><p>A quantidade de mols não tem unidade, é só o número e esse</p><p>número te diz quantos mols de gás há naquele sistema fechado.</p><p>Constante universal dos gases (R)</p><p>Essa é uma constante encontrada experimentalmente que</p><p>vale 0,082 atm∙L∙mol⁻¹∙K⁻¹. Não se preocupe em decorar esse</p><p>número, pois a questão sempre fornece. Inclusive, se você</p><p>esquecer que unidades você deve usar basta olhar para essa</p><p>constante e observar a unidade dela que você saberá quais</p><p>unidades utilizar: atm pra pressão, litro pra volume e kelvin pra</p><p>temperatura.</p><p>Existe um outro valor para essa constante quando a questão</p><p>informa a pressão em mmHg,</p><p>que é: 62,3 mmHg∙L∙mol⁻¹∙K⁻¹.</p><p>TRANSPORTE DE GASES</p><p>Um modelo de questão que pode cair é a comparação de um</p><p>mesmo gás em dois momentos diferentes. Como nesse caso não</p><p>há uma variação na quantidade de mols (n) desse gás, ele pode ser</p><p>considerado uma constante. Nós podemos então multiplicar esse</p><p>“n” constante e a constante universal dos gases criando uma nova</p><p>constante “k” (já que uma constante vezes uma constante resulta</p><p>em uma constante). Fazendo isso a Equação de Clapeyron toma a</p><p>seguinte forma:</p><p>𝑘 =</p><p>𝑃𝑉</p><p>𝑇</p><p>Isso quer dizer que, desde que eu mantenha a mesma</p><p>quantidade do meu gás, eu posso variar os valores de pressão,</p><p>temperatura e volume de maneira previsível, pois estão</p><p>“amarrados” por uma constante.</p><p>Exemplo: Se eu transportar um gás de um “local 1” para um</p><p>“local 2” cuja temperatura é o dobro da temperatura do “local 1”</p><p>e mantiver a mesma pressão, o volume desse gás também se</p><p>tornará o dobro para que a constante “k” seja mantida.</p><p>Matematicamente o que acontece é isso aqui:</p><p>𝑘 =</p><p>𝑃₁𝑉₁</p><p>𝑇₁</p><p>=</p><p>𝑃₂𝑉₂</p><p>𝑇₂</p><p>Como o “k” só serve pra amarrar as duas situações numa</p><p>única igualdade, nós podemos ignorá-lo e utilizar somente a</p><p>equação abaixo na hora de resolver as questões:</p><p>𝑃₁𝑉₁</p><p>𝑇₁</p><p>=</p><p>𝑃₂𝑉₂</p><p>𝑇₂</p><p>Eu entendo que essa explicação possa ser um pouco</p><p>abstrata, mas na prática esse tipo de questão vai ser assim: A</p><p>questão vai te dar os valores de pressão, volume e temperatura</p><p>num “local 1” e mais dois valores do “local 2” daí é só substituir</p><p>tudo na equação acima e resolver para descobrir o valor que está</p><p>faltando do “local 2”. Uma forma de lembrar essa equação é</p><p>pensar “PiVeTe 1 = PiVeTe 2”.</p><p>GÁS IDEAL</p><p>Para trabalharmos com equações como a de Clapeyron ou</p><p>até mesmo na Física (no estudo da termodinâmica), devemos</p><p>utilizar o modelo de gás ideal. Na prática, os gases não são ideais,</p><p>mas esse modelo é uma simplificação que nos permite realizar</p><p>cálculos e prever o comportamento dos gases reais com boa</p><p>eficácia. Mas o que é isso de gás ideal? Simplesmente um</p><p>conjunto de características que assumimos que o gás obedece:</p><p>1. As partículas de um gás ideal não têm volume próprio,</p><p>ou seja, tanto o gás hidrogênio (H₂) quanto o gás</p><p>butano (C₄H₁₀) se comportarão da mesma maneira se</p><p>estiverem sob as mesmas circunstâncias.</p><p>2. As partículas de um gás ideal não exercem forças de</p><p>atração ou repulsão entre si.</p><p>3. A energia cinética média das partículas é diretamente</p><p>proporcional à temperatura. Ou seja, à medida que a</p><p>temperatura aumenta, a energia cinética média das</p><p>partículas também aumenta.</p><p>4. As colisões entre as partículas de um gás ideal são</p><p>elásticas. Ou seja, não há perda de energia cinética</p><p>durante essas colisões.</p><p>5. A pressão de um gás ideal é diretamente proporcional</p><p>à densidade do gás e ao quadrado da velocidade média</p><p>das partículas.</p><p>Agora sendo bem sincero, esse tópico inteiro não tem muita</p><p>importância. Resolvi colocar só pra vocês não ficarem perdidos</p><p>ao ouvirem falar nisso de gás ideal, tudo bem?</p><p>A única coisa que vocês precisam entender é o seguinte: O</p><p>modelo de gás ideal é um conjunto de características que</p><p>assumimos que os gases obedecem porque os cálculos ficam</p><p>mais fáceis e continuam funcionando.</p><p>CNTP vs. CATP</p><p>Vocês já devem ter ouvido falar “em condições normais de</p><p>temperatura e pressão”, não é mesmo? São só valores de</p><p>temperatura e pressão que usualmente aparecem em provas e</p><p>que a gente precisa saber.</p><p>Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP)</p><p>o valor da pressão é 1 atm e o valor da temperatura é 0 ºC (ou</p><p>273 K). Além disso, nas CNTP o volume de 1 mol de gás ideal</p><p>sempre será 22,4 L, de 2 mols será 44,8 L, e por aí vai.</p><p>Existe uma outra configuração dessas chamada de Condições</p><p>Ambientais de Temperatura e Pressão (CATP) na qual o valor da</p><p>pressão é 1 atm e o valor da temperatura é 25 ºC (ou 298 K).</p><p>Teoricamente ela serve pra descrever condições mais comuns</p><p>encontradas no cotidiano, mas pra vocês vestibulandos ela serve</p><p>mais é pra fazê-los cair em pegadinhas. O que a partir de agora não</p><p>acontecerá mais com vocês.</p><p>DENSIDADE DOS GASES</p><p>A partir da equação de Clapeyron podemos encontrar uma</p><p>equação para a densidade de um gás, veja:</p><p>𝑃 ∙ 𝑉 = 𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇</p><p>Vamos substituir o número de mols pela razão entre massa do</p><p>gás (m) e massa molar (M):</p><p>𝑃 ∙ 𝑉 =</p><p>𝑚</p><p>𝑀</p><p>∙ 𝑅 ∙ 𝑇</p><p>Agora passamos a M para o primeiro termo da equação</p><p>multiplicando e o V para o segundo termo da equação dividindo:</p><p>𝑃 ∙ 𝑀 =</p><p>𝑚 ∙ R ∙ T</p><p>𝑉</p><p>Mas veja, massa dividido por volume pode ser substituído por</p><p>densidade:</p><p>𝑃 ∙ 𝑀 = 𝑑 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇</p><p>Isolando a densidade no primeiro termo da equação temos:</p><p>𝑑 =</p><p>𝑃 ∙ 𝑀</p><p>𝑅 ∙ 𝑇</p><p>Agora vamos entender o porquê disso ser importante:</p><p>Balões de passeio</p><p>Como um balão de passeio funciona? Você tem o balão, a cesta</p><p>que leva os passageiros e um maçarico que aquece o ar dentro do</p><p>balão. Como podemos ver na nossa equação da densidade de um</p><p>gás, a temperatura está no denominador, ou seja, quando a</p><p>temperatura aumenta a densidade diminui.</p><p>Dessa forma, podemos controlar a densidade do balão</p><p>conforme desejamos aumentando ou diminuindo a chama do</p><p>maçarico. Mas cuidado, isso só faz o balão subir e descer, quem</p><p>carrega os balões para longe são as correntes de vento.</p><p>Balões de festa</p><p>E como flutuam os balões de festas de aniversário? Perceba</p><p>que a densidade de um gás depende da sua massa molar (M).</p><p>Ou seja, se você utilizar um gás mais leve como o hidrogênio,</p><p>você terá um balão que flutua, pois a massa molar dele é 2 g/mol</p><p>enquanto a massa molar média do ar atmosférico, rico em gás</p><p>nitrogênio, é aproximadamente 29 g/mol.</p><p>Só não deixe esse tipo de balão perto das velas de</p><p>aniversário, pois ele é inflamável, podendo pegar fogo ou</p><p>explodir.</p><p>LEI DE GRAHAM</p><p>Antes de começarmos, vamos rapidinho só lembrar que</p><p>efusão de um gás é sua capacidade de escapar de algum</p><p>recipiente, enquanto difusão se refere à sua capacidade de se</p><p>espalhar por um meio. Show? Agora bora pra Lei de Graham.</p><p>A Lei de Graham afirma que, em condições idênticas, as</p><p>velocidades de efusão e difusão de dois gases são inversamente</p><p>proporcionais às raízes quadradas de suas densidades</p><p>absolutas. Se pensarmos na densidade de um gás como ele ser</p><p>mais leve ou mais pesado, em resumo essa lei diz o seguinte:</p><p>Gases mais leves são mais rápidos e gases mais pesados são</p><p>mais lentos.</p><p>Que tal aprendermos com um exemplo? Joãozinho vai abrir</p><p>3 potes contendo substâncias fedorentas e aquela substância</p><p>que tiver maior velocidade de difusão vai chegar às suas narinas</p><p>primeiro. No pote 1 temos cheiro de ovo podre (H₂S), no pote 2</p><p>temos cheiro de éter ((CH₃)₂O) e no pote 3 temos cheiro de</p><p>fósforo queimado (SO₂). Qual dessas 3 substâncias você sentirá</p><p>o cheiro primeiro?</p><p>Basta calcularmos a massa molar de cada uma: H₂S = 2 + 32</p><p>= 34 g/mol, (CH₃)₂O = 15 + 15 + 16 = 46 g/mol, e SO₂ = 32 + 16 +</p><p>16 = 64 g/mol. Dessa forma, por ser o gás mais leve, será o cheiro</p><p>de ovo podre que chegará às suas narinas primeiro</p><p>(infelizmente).</p><p>ENRIQUECENDO URÂNIO USANDO A LEI DE GRAHAM</p><p>O processo de enriquecimento do urânio é aumentar a</p><p>proporção do isótopo urânio-235 em relação ao isótopo urânio-</p><p>238. Muita gente se confunde achando que esse enriquecimento</p><p>significa transformar o 238 no 235, mas não. Esse processo de</p><p>enriquecimento é simplesmente uma separação de misturas.</p><p>Tenta-se separar os dois isótopos para que se atinja uma</p><p>amostra com alta pureza de urânio-235.</p><p>Uma forma de fazer isso é utilizando a Lei de Graham.</p><p>Primeiro, ligamos o urânio ao flúor, criando o hexafluoreto de</p><p>urânio, UF₆, que é um gás de baixo ponto de ebulição</p><p>(aproximadamente 57ºC). Dessa forma, teremos o UF₆ feito com</p><p>urânio-235 misturado com o UF₆ feito com urânio-238. Abaixo</p><p>temos o mecanismo utilizado nessa separação dos dois isótopos:</p><p>Primeiro temos o recipiente 1 com o nosso gás e o recipiente</p><p>2 vazio. Depois abrimos as válvulas</p><p>e deixamos o gás escapar:</p><p>Pela Lei de Graham, como o UF₆ feito com urânio-235 é mais</p><p>leve que o UF₆ feito com urânio-238 ele chega mais rápido ao</p><p>segundo recipiente. A partir daí, basta fechar a segunda válvula</p><p>para evitar que entre muito UF₆ feito com urânio-238 de carona. O</p><p>representação final é essa:</p><p>Pronto! Nós acabamos de enriquecer urânio utilizando uma</p><p>forma de separação de misturas chamada de separação por</p><p>difusão. Nela, dois gases são separados com base na sua diferença</p><p>de massas molares , pois, de acordo com a Lei de Graham, o gás</p><p>mais leve terá uma maior velocidade de difusão que o gás mais</p><p>pesado.</p><p>Só para acrescentar um detalhe, essa não é a única forma de</p><p>enriquecer o urânio. Os gases feitos com esses isótopos diferentes</p><p>têm massas molares diferentes, correto? Então, como vimos</p><p>anteriormente, eles também terão diferentes densidades! Ou seja,</p><p>podem ser separados por centrifugação, mas como essas</p><p>densidades ainda são muito próximas, nós precisaríamos de uma</p><p>ultracentrifugação (uma centrifugação mais potente).</p><p>PRESSÃO PARCIAL E VOLUME PARCIAL</p><p>Para finalizar, gostaria de falar um pouco sobre dois conceitos:</p><p>pressão parcial e volume parcial. Imagine a nossa atmosfera, 78%</p><p>dela é gás nitrogênio (N₂) e 21% é gás oxigênio (O₂). Além disso, no</p><p>nível do mar, a pressão exercida por essa atmosfera é 1 atm.</p><p>Pois bem, na prática é como se desses 1 atm, 0,78 atm fosse</p><p>exercido pelo N₂ sozinho e 0,21 atm fosse exercido pelo O₂. Os</p><p>demais gases somam 1% da atmosfera então só “contribuem” com</p><p>0,01 atm para a pressão. Esse é o conceito de pressão parcial, uma</p><p>“parcela” cada gás de uma mistura gasosa contribui com a pressão</p><p>de acordo com a sua quantidade dentro dessa mistura. Além disso,</p><p>essa “parcela” que um gás ocupa dentro de uma mistura gasosa é</p><p>chamada de fração molar, ou seja, quantos mols daquele gás</p><p>específico existem em comparação com a quantidade de mols total</p><p>da mistura gasosa (nº de mols do gás / nº de mols total). Tudo isso</p><p>que eu acabei de falar (a relação entre pressão parcial e fração</p><p>molar) pode ser escrita da seguinte maneira, matematicamente:</p><p>𝑃 á</p><p>𝑃</p><p>=</p><p>𝑛 á</p><p>𝑛</p><p>Essa forma de explicar a pressão parcial é mais fácil de</p><p>entender, mas não é a definição precisa. A definição precisa é essa</p><p>daqui (mas no final dá no mesmo): Pressão parcial é a pressão que</p><p>um gás exerceria caso ocupasse sozinho o volume total do</p><p>recipiente.</p><p>Outra informação importante que você talvez já tenha</p><p>sacado através do meu exemplo com as “parcelas” é a seguinte:</p><p>A soma das pressões parciais de uma mistura gasosa é igual</p><p>à pressão total da mistura gasosa.</p><p>A mesma lógica pode ser aplicada ao volume parcial:</p><p>Volume parcial é o volume que um gás ocuparia caso fosse</p><p>submetido à pressão total da mistura. Essa é a definição precisa,</p><p>mas também podemos usar o raciocínio das parcelas: Se uma</p><p>mistura gasosa ocupa o volume de 10 L e nela apenas uma</p><p>parcela de 20% é composta por gás oxigênio, é como se o gás</p><p>oxigênio estivesse ocupando somente 2 L desse volume, esse</p><p>seria o volume parcial do oxigênio. Repare o foco que coloquei</p><p>no “é como se”, pois na prática os gases ficam bem misturados</p><p>ocupando todo o volume do recipiente.</p><p>Da mesma forma que a pressão parcial, o volume parcial</p><p>também se relaciona com a fração molar exatamente da mesma</p><p>maneira, podendo ser escrita dessa forma:</p><p>𝑉 á</p><p>𝑉</p><p>=</p><p>𝑛 á</p><p>𝑛</p><p>Outra informação que acontece igualzinho como é na</p><p>pressão parcial é que: A soma dos volumes parciais de uma</p><p>mistura gasosa é igual ao volume total da mistura gasosa.</p><p>Bom, com esses conceitos aprendidos, é com muita alegria</p><p>que declaro encerrado o capítulo de gases! Uhuuu</p><p>QUESTÕES</p><p>1. (ENEM 2023) De acordo com a Constituição Federal, é</p><p>competência dos municípios o gerenciamento dos serviços de</p><p>limpeza e coleta dos resíduos urbanos (lixo). No entanto, há</p><p>relatos de que parte desse lixo acaba sendo incinerado,</p><p>liberando substâncias tóxicas para o ambiente e causando</p><p>acidentes por explosões, principalmente quando ocorre a</p><p>incineração de frascos de aerossóis (por exemplo: desodorantes,</p><p>inseticidas e repelentes). A temperatura elevada provoca a</p><p>vaporização de todo o conteúdo dentro desse tipo de frasco,</p><p>aumentando a pressão em seu interior até culminar na explosão</p><p>da embalagem.</p><p>Suponha um frasco metálico de um aerossol de capacidade igual</p><p>a 100 mL, contendo 0,1 mol de produtos gasosos à temperatura</p><p>de 650 °C, no momento da explosão.</p><p>Considere: R = 0,082 atm∙L/mol∙K</p><p>A pressão, em atm, dentro do frasco, no momento da explosão,</p><p>é mais próxima de</p><p>a) 756.</p><p>b) 533.</p><p>c) 76.</p><p>d) 53.</p><p>e) 13.</p><p>2. (ENEM 2023 PPL) Balões cheios de gás hélio são soltos no ar</p><p>pelas crianças e sobem até não serem mais vistos em poucos</p><p>minutos.</p><p>Durante a subida, o gás no interior do balão sofre aumento de</p><p>a) volume.</p><p>b) pressão.</p><p>c) densidade.</p><p>d) temperatura.</p><p>e) massa molar</p><p>3. (ENEM 2022 PPL) Os airbags de segurança dos automóveis são</p><p>acionados com o impacto, que envia um sinal elétrico para o</p><p>dispositivo e inicia a reação explosiva do trinitreto de sódio</p><p>(NaN₃), produzindo sódio metálico e nitrogênio molecular,</p><p>conforme a equação:</p><p>2 NaN₃ (s) → 2 Na (s) + 3 N₂ (g)</p><p>O gás produzido tem função de inflar o airbag. Esse tipo de</p><p>dispositivo contém, aproximadamente, 100 g de NaN₃.</p><p>Considere: PV = nRT; P = 1 atm; T = 25 °C; R = 0,0821 atm∙L/mol∙K</p><p>Massas molares: NaN₃ = 65 g/mol ; N₂ = 28 g/mol ; Na = 23 g/mol</p><p>Nesse dispositivo, o volume de gás produzido, em litro, é</p><p>a) 4,7.</p><p>b) 9,4.</p><p>c) 18,8.</p><p>d) 56,5.</p><p>e) 113,0.</p><p>4. (UNICAMP 2021) “Hospital Municipal de Juruti (PA) recebe mais</p><p>de 70 cilindros de oxigênio para tratar pacientes com Covid-19” (site</p><p>G1, 01/06/2020). A oxigenoterapia é indicada para todos os</p><p>pacientes graves, inicialmente variando de 5 a 10 L de O₂/min. Para</p><p>uma vazão constante e máxima na faixa considerada, o cilindro de</p><p>cada paciente deverá, necessariamente, ser trocado após</p><p>aproximadamente</p><p>Dados: volume interno do cilindro = 50 L ; volume aproximado do</p><p>gás a 1 atm de pressão em cada cilindro = 10 m³ ; pressão inicial no</p><p>cilindro = ~200 atm.</p><p>a) 17 horas de uso, sendo o volume de gás restante no</p><p>cilindro igual a 50 L e a pressão 1 atm.</p><p>b) 33 horas de uso, sendo o volume de gás restante no</p><p>cilindro igual a 50 L e a pressão 0 atm.</p><p>c) 33 horas de uso, sendo o volume de gás restante no</p><p>cilindro igual a 0 L e a pressão 0 atm.</p><p>d) 17 horas de uso, sendo o volume de gás restante no</p><p>cilindro igual a 0 L e a pressão 1 atm.</p><p>5. (UNICAMP 2020) Balões de Mylar metalizados são bastante</p><p>comuns em festas, sendo comercializados em lojas e parques.</p><p>Ascendem na atmosfera quando preenchidos com gás hélio e só</p><p>murcham definitivamente se apresentarem algum vazamento.</p><p>Imagine que um cliente tenha comprado um desses balões e, após</p><p>sair da loja, retorna para reclamar, dizendo: “não bastasse a noite</p><p>fria que está lá fora, ainda tenho que voltar para trocar o balão com</p><p>defeito”. O vendedor da loja, depois de conversar um pouco com o</p><p>cliente, sugere não o trocar e afirma que o balão está</p><p>a) como saiu da loja; garante que estará normal na casa do</p><p>cliente, pois as moléculas do gás irão aumentar de</p><p>tamanho, voltando ao normal num ambiente mais</p><p>quente.</p><p>b) como saiu da loja; garante que não há vazamento e que</p><p>o balão estará normal na casa do cliente, considerando</p><p>que o gás irá se expandir num ambiente mais quente.</p><p>c) murcho; propõe enchê-lo com ar, pois o balão é menos</p><p>permeável ao ar, o que garantirá que ele não irá murchar</p><p>lá fora e, na casa do cliente, irá se comportar como se</p><p>estivesse cheio com hélio.</p><p>d) murcho; propõe enchê-lo novamente com hélio e garante</p><p>que o balão não voltará a murchar quando for retirado da</p><p>loja, mantendo o formato na casa do cliente.</p><p>6. (FUVEST)</p><p>I. 2 NO + O₂ → 2 NO₂</p><p>II. CO + O₃ → CO₂ + O₂</p><p>III. N₂ + O₂ → 2 NO</p><p>IV. SO₂ + ½ O₂ → SO₃</p><p>Estão representadas acima quatro reações em fase gasosa. Quais</p><p>delas causam variação de pressão quando efetuadas</p><p>em</p><p>recipientes fechados?</p><p>a) I e II</p><p>b) I e IV</p><p>c) II e IV</p><p>d) I e III</p><p>e) II e III</p><p>7. (FUVEST) Um laboratório químico descartou um frasco de éter,</p><p>sem perceber que, em seu interior, havia ainda um resíduo de</p><p>7,4 g de éter, parte no estado líquido, parte no estado gasoso.</p><p>Esse frasco, de 0,8 L de volume, fechado hermeticamente, foi</p><p>deixado sob o sol e, após um certo tempo, atingiu a temperatura</p><p>de equilíbrio T = 37 ºC, valor acima da temperatura de ebulição</p><p>do éter. Se todo o éter no estado líquido tivesse evaporado, qual</p><p>seria a pressão dentro do frasco?</p><p>Dados: No interior do frasco descartado havia apenas éter.</p><p>Massa molar do éter = 74 g/mol ; R = 0,08 atm∙L/mol∙K.</p><p>a) 0,37 atm.</p><p>b) 1,0 atm.</p><p>c) 2,5 atm.</p><p>d) 3,1 atm.</p><p>e) 5,9 atm.</p><p>8. (Dudow) Qual o volume ocupado por 0,5 mols de gás butano</p><p>(C₄H₁₀), a 1,0 atm de pressão e à temperatura de 37°C?</p><p>Dados: R = 0, 082 atm∙L/mol∙K.</p><p>a) 22,42 L.</p><p>b) 12,71 L.</p><p>c) 11,25 L.</p><p>d) 10,0 L.</p><p>e) 5,0 L.</p><p>9. (Dudow) Em um dia de inverno, à temperatura de 0°C, colocou-</p><p>se uma amostra de ar, à pressão de 1,0 atm, em um recipiente</p><p>de volume constante. Transportando essa amostra para um</p><p>ambiente a 60°C, que pressão ela apresentará?</p><p>a) 0,5 atm.</p><p>b) 0,8 atm.</p><p>c) 1,2 atm.</p><p>d) 1,9 atm.</p><p>e) 2,6 atm.</p><p>10. (Dudow) Necessita-se armazenar certa quantidade de</p><p>oxigênio gasoso. A massa do gás é de 19,2g, à temperatura de</p><p>277ºC e a pressão de 1,50 atm. O único recipiente capaz de</p><p>armazená-lo terá aproximadamente quantos litros?</p><p>(Dados: massa molar de O₂ = 32 g/mol, R = 0,082 atm∙L/mol∙K)</p><p>a) 4,50.</p><p>b) 9,00.</p><p>c) 18,00.</p><p>d) 20,5.</p><p>e) 36,0.</p><p>GABARITO</p><p>Aula 14: Reação de Oxirredução</p><p>1 - D</p><p>2 - D</p><p>3 - D</p><p>4 - D</p><p>5 - A</p><p>6 - A</p><p>7 - C</p><p>8 - E</p><p>9 - B</p><p>10 - D</p><p>11 - E</p><p>Aula 15: Pilhas e Eletrólise</p><p>1 - B</p><p>2 - E</p><p>3 - B</p><p>4 - D</p><p>5 - D</p><p>6 - C</p><p>7 - B</p><p>8 - A</p><p>9 - C</p><p>10 - C</p><p>11 - A</p><p>12 - B</p><p>Aula 16: Gases</p><p>1 - C</p><p>2 - A</p><p>3 - D</p><p>4 - A</p><p>5 - B</p><p>6 - B</p><p>7 - D</p><p>8 - B</p><p>9 - C</p><p>10 - C</p>