Resumão Química (Muito bom)

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Prof: Marilza
Plano de Ensino:
AV1 - 04/04 (Unidade I e II)
*AV2 - 06/06 - Matéria toda, unidades I a IV
AV3 - 20/06
* prova nacional
Unidade II - Fórmulas, Equações e Estequiometria
Unidade II - Termodinâmica
Unidade III - Cinética Química
Unidade IV - Eletroquímica
Bibliografia
Material Didático
Notas de Aula
Biblioteca Virtual
Critérios de Avaliação:
- AV1 e AV2 - Lab 2,0 ptos e Teoria 8,0 ptos
- AV3 - Teoria (10 pontos)
Calculadora Científica
Química
quinta-feira, 7 de fevereiro de 2013
20:53
 Página 1 de Quimica 
Fórmulas, equações e estequimetria:
Símbolos Químicos:
X ou Xx
Ex: C, N, O2, O3, Ca, Co, Fe...
1- Fórmulas Químicas
O átomo do 12C foi escolhido como padrão na construção das escalas das massas atômicas e sua 
massa foi fixada em 12u.
Desta forma, a massa atômica de um elemento indica quantas vezes a massa do átomo é mais 
pesada do que 1/12 do 12C.
2- Massa Atômica:
C = 12u
H = 1u
Mg = 24u
S = 32u
u
3- Massa molecular:
É numericamente igual a soma das massas atômicas de todos os elementos químicos que compões a 
molécula. Ex:
C = 12u N = 14u S = 32u
O = 16u H = 1u Fe = 56u
CO = 12 + 16 = 28u
CO2 = 44u
H2O = 18u
H2SO4 = 98u
Fe2O3 = 160u
C6H12O6 = 180u
H2CO3 = 62u
Al(NO3)3 = AlN3O9 = 27 + 14(3) + 16(9) = 27 + 42 + 144 = 213u
Al2(SO4)3 = Al2S3O12 = 27(2) + 32(3) + 16(12) = 342u
4- Mol:
O mol é a quantidade de matéria ou a quantidade de substância que contém tantas entidades 
elementares representadas pela fórmula, quantos são os átomos de 12C contidos em 12g de carbono. A 
Constante de Avogadro é o número de átomos contidos em 12g de 12C e seu valor numérico é igual a 
6,03 x 1023.
1 mol C = 12g = 6,02 x 1023 átomos.
Ex: Ca = 40u, O = 16u, C = 12u, H = 1u, Na = 23u, Cl = 35,5u
Ca - 1 mol de Ca = 40g = 6,03 x 1023 átomos de Ca
C - 1 mol de C = 12g = 6,03 x 1023 átomos de C
CaCO3 - 1 mol de CaCO3 = 100g = 6,03 x 1023 moléculas de CaCO3
H2O - 1 mol de H2O = 18g = 6,03 x 1023 moléculas de H2O
NaCl - 1 mol de NaCl = 58,5g = 6,03 x 1023 moléculas de NaCl
unidade de massa 
atômica
Unidade II
quinta-feira, 14 de fevereiro de 2013
20:47
 Página 2 de Quimica 
5 - Massa Molar:
É a massa da substância que contém 6,03 x 1023 entidades representadas pela fórmula dessa substância. 
É comumente representada por g/mol. Ex:
H = 1, P = 31u, O = 16u, F = 19u, N = 14u
HF -> 20u = 20g/mol
H3PO4 -> 1(3) + 31 + 4(16) = 82u = 98g/mol
NO2 -> 14 + 16(2) = 46u = 46g/mol
Estudo Recomendado:
Biblioteca Virtual (SIA):
Química, a ciência central - Theodore Brown•
Química Geral - Justino Maia•
Material Didático:
pág 124 - 3.55 e 3.56
pág 125 - 3.57 e 3.58
Química - A matéria e suas transformações, vol1
Ca = 40u, P = 31u, O = 16u, Fe = 56u, N = 14u, C = 12, Cl = 35,5, Zn = 65,5, K = 39u, Au = 187u, Sr = 88u,
S = 32u, Na = 23u
Nitrato de Ferro III = Fe(NO3)3
Carbonato de amônio = (NH4)2CO3
Cloreto de Potássio = KClO3
Carbonato de Cálcio = CaCO3
Nitrato de Estrôncio - Sr(NO3)2
Hidróxido de Cálcio = Ca(OH)2
Sulfeto de Ferro II = FeSO4
Pág 124, 3.55 - Calcule a massa em gramas dos seguintes compostos:
a) 1,25 mol de Ca3(PO4)2
Ca3(PO4)2 = 40(3) + 31(2) + 16(8) = 246u
1mol = 246g
1,25mol = x x = 307,5g
Massa Molar
quinta-feira, 14 de fevereiro de 2013
21:36
 Página 3 de Quimica 
Química Geral
Prof: Suleima
Uso obrigatório:
Jaleco•
Calça comprida•
Sapato fechado•
Avaliações:
Lab - 2,0 ptos (08/04)
AV1: Teoria - 8,0 ptos
Lab: 2,0 ptos (__/06)
AV2: Teoria - 8,0 ptos
AV3: Somente Teoria
Vidrarias:
Medidas de Volume:
bécker•
erlen meyer•
tubo de ensaio•
balão•
pipeta•
proveta•
vidro de relógio•
pisséte•
obter imagens
Erro de Paralaxe:
É o erro cometido nas medições 
volumétricas quando visualizamos o 
traço de referência num ângulo 
diferente de 180o
Exercício:
1- Com o auxílio do pisséte, medir, em proveta, 70ml de água.
2- Determinar a densidade do objeto do kit (mergulhando na proveta).
Peso: 12,5g
Diferença ml: 5ml
mlg
v
md /5,2
5
5,12
===
menisco
Lab
segunda-feira, 18 de fevereiro de 2013
18:59
 Página 4 de Quimica 
Balanceamento ou Equilíbrio de Equações Químicas:
Balancear ou equilibrar uma equação significa igualar o número de átomos presentes nos reagentes, 
com número de átomos presentes nos produtos.
Reagentes -> Produtos
A(s) + B(l) -> C(g) + D(aq)
Reagentes produtos
S = Sólido
l = líquido
g = gás
aq = aquoso
Ex:
C(s) + O2(g) → CO2 (g)
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
P(s) + 1,5Cl2(g) → PCl3(g)
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
2P(s) + 2,5O2(g) → P2O5(g)
CH4(g) + 2O2(g) → CO2 (g) + 2H2O
C2H6(g) + 3,5O2(g) → 2CO2 (g)+ 3H2O
2HCl(aq) + Mg(OH)2 → MgCl2(aq) + 2H2O
antes depois
no de átomos = no de átomos
ou: 2P(s) + 3Cl2(g) -> 2PCl3(g)
ou: 4P(s) + 5O2(g) -> 2P2O5(g)
Material Didático:
Química - A matéria e suas transformações, vol1
Pg 126 3.102
3.103
3.104
3.102 -
a) SO2 + 0,5O2 → SO3 (alternativa: 2SO2 + O2 → 2SO3)
b) 2NaHCO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O + 2CO2
C) P4O10 + 6H2O → 4H3PO4
d) Fe3O3 + 3H2 → 3Fe + 3H2O
e) 2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2
Cálculo Estequimétrico:
Estabelece as relações quantitativas (massa, volume e número de mols) que existem entre reagentes e 
produtos.
Ex: Que quantidade de minério de ferro (Fe2O3) deve ser utilizado na obtenção de 320g de Fe?
Fe2O3(s) → Fe(s) + O2(g)
Δ
Ex: Quantos gramas de CO2 são liberados na queima de 100g de etanol (C2H5OH)?
C2H5OH(l) + 3O2(g) - 2CO2(g) + 3H2O(l)
Fe2O3(s) → Fe(s)
56(2) + 16(3) -> 2(56)
112+48 - 112
x - 320g
gx
x
14,457
112
)320(160
)320(160112
==
=
Dados: C=12, H=1, O=16 g/mol
C2H5OH -> 2CO2
12(2) + 1(5) + 16 + 1 -> 2(12+16(2))
24 + 5 + 16 + 1 -> 88g
46g -> 88g
100g -> x gx
x
3,191
46
8800
)100(8846
==
=
Dados: massa atômicas: Fe = 56 e O = 16g/mol
Balanceamento
quinta-feira, 21 de fevereiro de 2013
20:46
 Página 5 de Quimica 
Aula 02
Determinação da água de cristalização do sulfato de cobre:
CuSO4.nH2O → CuSO4 + nH2O
azul branco
Δ
Ta 230oC
Ta > 230oC - Cinza (não exceder)
Procedimentos:
1- Pesar o cadinho, m1 = 20,15g (zerar a balança)
2- Colocar entre 1,0 e 1,2g de amostra, m2 = 1,16g
3- Colocar o cadinho no banho de areia. (cadinho no 5)
4- Posicionar o termômetro.
5- Aquecer até 230oC ou até o sólido ficar branco.
6- Colocar no dessecador
7- Esfriar
8- Pesar mg = 20,94g
Cálculos:
m4 = m3 - m1
m4 = 20,94 - 20,15 = 0,79g 
m5 = m2 - m4
m5 = 1,16 - 0,79 = 0,37g massa da água
Dados:
MH2O = 18g/mol
MCuSO4 = 159,5g/mol
n1 = número de mols CuSO4
n2 = Número de mols de H2O
m4 = amostra desidratada
CuSO4 . nH2O -> CuSO4 + nH2O
M = massa molar do composto
mt = 20,15 + 1,16 = 21,31g
no de mols =
M
gmassa )(
005,0
5,159
79,04
4
1 ===
CuSOM
m
n
021,0
18
37,05
2
2 ===
OHM
m
n
n1 - n2
mol - n mols 2,4
005,0
021,0
021,0005,0
1
==
=
n
n
1mol
mols
mols
n = 4,2 =~ 5
COMPOSTO PENTAPOLAR
Lab
segunda-feira, 25 de fevereiro de 2013
19:02
 Página 6 de Quimica 
c) (NH4)3PO4 + NaOH -> Na3PO4 + NH3 + H2O
Exercício 3.104 (corrigir):
É a parte da química que estuda as conversões de energia que estão envolvidas nas reações químicas e 
nos processos físicos.
I - Termos Termodinâmicos:
1- Sistema: é o objeto em estudo
2- Vizinhanças: é o que está fora do sistema.
3- Fronteira é o que separa o sistema das vizinhanças
Becher
laboratório
H2O
H2O = sistema
Laboratório = vizinhança
Becher = fronteira
4- Sistema aberto: é aquele que permite trocas de massa e de energia
5- Sistema fechado: É aquele que só permite trocas de energia. A massa é constante
6- Sistema isolado: é aquele que não permite trocas de massa nem de energia.
 Ex:
H2O quente
H2O quenteH2O quente
garrafa térmica
sistema vizinhança
energia
aberto
fechado
isolado
objeto de estudo
II - Calor (Q):
É o grau de agitação térmica das moléculas.
Unidades:
Joule(j) ou kilojoule (kj)
caloria (cal) ou kilocaloria (kcal)
1kj = 103j
1kcal = 103cal
1cal = 4,184j
1- Reações Exotérmicas: são reações onde o sistema libera calor para as vizinhanças.
sistema vizinhançasQ
SI
fora
Unidade III - Termodinâmica
quinta-feira, 28 de fevereiro de 2013
20:44
 Página 7 de Quimica 
Para uma reação genérica: A + B -> C + D + Q(calor)
Como o sistema perde energia na forma de calor, essa perda é simbolizada por um sinal negativo.
Qexotérmico < 0
Ex: A -> B, Q = -3840J -> significa que o SISTEMA está perdendo energia na forma de calor para as vizinhanças
Ex: HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O.
Graficamente podemos representar uma reação exotérmica por:
A + B -> C + D Q < 0
Q(j)
A + B
caminho da reação
reagnentes produtos
C + D
reação
800
X + Y
z + W
300
Ex:
X + Y = Z + W Q = -500j
2- Reações Endotérmicas: São reações em que o sistema absorve calor das vizinhanças
sistema vizinhançasQ
Em uma reação genérica:
A + B + Q -> C + D
reagentes produtos
Neste caso, o sistema ganha energia na forma de calor e este ganho é simbolizado por um sinal positivo.
Qexotérmico > 0
Ex: R -> P Q = +1460 kj
Ex: X + Y -> Z + Q QQ = 830cal
Podemos representar as reações endotérmicas em um gráfico, da seguinte forma:
A + B
Q(j)
caminho da reação
dentro
C + D
reação
Calor
quinta-feira, 28 de fevereiro de 2013
21:12
 Página 8 de Quimica 
O trabalho é definido como: W = -F . ΔS
W = Trabalho
-F = Força Oposta
ΔS = Deslocamento
Em um sistema gasoso, substitui-se a força oposta pela pressão (P) e o deslocamento pela variação de 
volume (ΔV), causada pela aplicação da pressão. Logo:
W = -F . ΔS para um gás: W = -F . ΔV W = -P (V2 - V1)ou V2 = Volume final
V1 = Volume inicial
No SI:
P = Pascal (Pa)
V = m3
W = -P . ΔV = Pa . m3
W = j Pa . m3 = j
Se P = atm e V = l (litros)
W = atm . l
converter: 1atm . L = 101,3j
P = 2atm, V1 = 10l, V2 = 20l, W = ?
Ex: Um gás que está a 2atm de pressão tem o seu volume aumentado de 10l para 20l. Qual o trabalho 
envolvido no processo?
xlatm
Jlatm
=−
=
.20
3,101.1
latmW
VPW V
.20
)1020(2)(
12
−=
−−=−=
−
Jx 2026)20.(3,101 −=−=
Trabalho (W)
quinta-feira, 28 de fevereiro de 2013
21:49
 Página 9 de Quimica 
Termoquímica I - exemplos de:
a) Reações Exotérmicas: Liberam energia para as vizinhanças na forma de calor
Ta do sistema ↑
vizinhança
sistema
energia
Procedimento:
1) Em um tubo de ensaio:
- 2ml de água
- ácido sulfúrico (capela) H2SO4(l) + H2O -> H2SO4(aq) + Q
2) EM 1 tubo de ensaio:
- I2 (iodo)
- Zn (zinco)
- 2 gotas de água
I2(s)+ Zn(s) -> ZnI2 + Q
b) Reações endotérmicas: Absorvem energia, na forma de calor, das vizinhanças (-Ta sistema ↓)
vizinhanças
sistema
energia
3) NaHCO3(s)
1ml HCl(aq) NaHCO3(aq) + Hcl -> NaCl + H2O + CO2 -Q
4) NH4Cl(s)
Ba(OH)2(s) NH4Cl(s) + Ba(OH)2 -> 2NH4OH+ BaCl2 -Q
Demonstrativa (capela)
- Permanganato de Potássio + glicerina
OBS: Q = calor
fronteira
fronteira
I2(g)
sublima
fumaça violeta
bicarbonato de sódio
Lab
segunda-feira, 4 de março de 2013
19:06
 Página 10 de Quimica 
As vizinhanças realizam trabalho sobre o sistema, ou seja, o sistema ganha energia na forma de trabalho 
e este ganho é simbolizado por um sinal positivo.
Em resumo temos:
Sistema ganha calor (endotérmico) Q > 0
Sistema perde calor (exotermico) Q < 0
Sistema realiza trabalho (expansão) W < 0
Sistema sofre trabalho (compressão) W > 0
IV - A Primeira Lei da Termodinâmica - LEI DA CONSERVAÇÃO DA ENERGIA
"A energia do universo (sistema + vizinhanças) é sempre constante" 
"A energia não pode ser criada nem destruída, apenas pode ser transformada"
A Energia total de um sistema é chamada de Energia Interna (E ou U) e só é possível medirmos as suas 
reações (ΔE ou ΔU), como sendo igual a:
W = -P(V2 - V1)
W = - (+) (-)
WCOMPRESSÃO > 0
ΔE = Q + W ΔU = Q + Wou
Onde:
ΔE ou ΔU = Variação de Energia Interna do Sistema
Q = Calor liberado ou absorvido durante o processo.
W = Trabalho de expansão ou de compressão.
Vol 2 (mat didático) pág, 141 e 142
Fazer exercícios da pág 161, no 1 e da pág 170, 18.50 e 18.51
1- Trabalho de Expansão:
V1
gás
V2
gás
T constante
V2 < V1
O sistema realiza trabalho sobre as vizinhanças, ou seja, o sistema gasta 
(perde) energia e este gasto é simbolizado por um sinal negativo.
2- Trabalho de Compressão:
V2
gás
V!
gás
T constante
P
W = -P(V2 - V1)
W = - (+) (+)
WEXPANSÃO < 0
V2 > V1
III - Trabalho
quinta-feira, 7 de março de 2013
20:57
 Página 11 de Quimica 
1) um sistema absorve 200kj de calor se expandindo através de 800kj de trabalho. Calcule a variação da 
energia interna do sistema.
ΔE = Q + W = 200 - 800 = -600kj
(vizinhança ganha +600kj)
2) De quanto variou a energia interna do N2 gasoso que foi comprimido por 1300 kcal de trabalho por 
absorver 200kcal de calor.
ΔE = Q + W = 200 + 1300 = 1500kcal
3) Quando um gás libera 100 cal e realiza 200j de trabalho, a energia interna varia de quanto?
1cal = 4,18j
ΔE = Q + W = -100(4,184) - 200 = -618,4j
4) Um gás tem a sua energia interna diminuída em 2400kj de calor enquanto absorve 800kj. Calcule e 
classifique o trabalho envolvido no processo.
ΔE = Q + W => -2400 = 800 + W
W = -2400 - 800 = -3200kj 
Como o trabalho é negativo, trata-se de uma expansão.
5) 30l de He gasoso são comprimidos até 25l por uma pressão oposta de 2atm. Supondo que ele libere 
100j de calor, quanto vale ΔE?
W = -P (V2 - V1) = -2(25 - 30) = -2 x (-5) = +10atm/L (trabalho de compressão é sempre positivo)
1L/atm = 101,3j => 10atm/L = 1013j
ΔE = Q + W = -100 + 1013 = +913j
Exercícios
quinta-feira, 7 de março de 2013
21:30
 Página 12 de Quimica 
Termoquímica II
Calor de Neutralização
É o calor liberado na reação de 1 ácido forte e uma base forte em quantidade suficiente para formar 
1mol de água.
HCl + NaOH -> NaCl + H2O
Parte I
Determinação da capacidade calorífica (C) da garrafa térmica (gt)
1- Medir 100ml de água em proveta e verter na gt. T1 =26 oC
2- Medir +100ml de água e aquecer até 60oC. T2 =59,5 oC
3- Verter a água quente na gt, agitar e verificar a temperatura. T3 = 41 oC
Dados:
CH2O = 1cal/goC - calor específico da água
C = Capacidade calorífica
Q = m . c . ΔT
Qcedido = Qrecebido
Qágua quente = Qágua fria + Qgt
m.c.ΔT = m.c.ΔT + CΔT
100.1.(T2 - T3) = 100.1(T3 - T1) + C(T3 - T1)
100.1.(59,5 - 41) = 100.1(41 - 26) + C(41 - 26) => 1850 = 1500 +15C
C = cal/oC
Parte II
1- Medir 100ml de NaOH e Verter na gt T4 = 26 oC
2- Medir 100ml de HCl e verter na gt
3- Agitar bem (com cuidado) e anotar T5 = 31 oC
Qtotal = Qreação + Qgt
Qtotal = m.c.dT + C.dT
Q = 200.1.(T5 - T4) + C(T5 - T4)
Q = 200.1.(32 - 26) + 23,3(32 - 26) = 1200 + 116,5 = 1316,5 cal
Q = - cal x 10 
Valor teórico: - 1.370cal.
exotérmico
HCl + NaOH -> NaCl + H2O + Q
3,23
15
15001850
=
−
=C
Lab
segunda-feira, 11 de março de 2013
19:11
 Página 13 de Quimica 
A maioria dos processos ocorre à pressão constante. Define-se o calor liberado ou calor absorvido durante 
uma transformação que ocorra à pressão constante como ENTALPIA.
Como não é possível medir um valor absoluto para a entalpia, mede-se apenas suas variações (ΔH).
Quando as medidas de variação de entalpia são feitas a 101325 Pa (1 atm), diz-se que encontra-se no 
estado padrão e a variação de entalpia média passa a ser a variação da entalpia padrão (ΔHo).
Existem valores tabelados para as reações de formação das substâncias que são chamadas de variaçõesde 
entalpia-padrão de formação (ΔHof), que são valores utilizados no cálculo das reações de entalpia das 
reações químicas.
ΔHoreação = ∑ ΔHoprodutos - ∑ ΔHoreagentes
Qlib - ext - Q < 0 Qabs - end - Q > 0
1atm
liberado Δho < 0 exot
absorv Δho > 0 end
aA + bB -> dD + eE
Para uma reação genérica:
ΔHoreação = ∑ ΔHoprodutos - ∑ ΔHoreagentes
prodreag
( ) ( )[ ] ( ) ( )[ ]BoAoEoDo HbHaHeHd ∆+∆−∆+∆
ΔHof (kJ/mol)
A -100
B -200
E +50
D -300 kJH
H
H
reação
o
reação
o
reação
o
600]800[]200[
)]600()200[()]100()300[(
)]200(3)100(2[)]50(2)300[(
=−−−=∆
−+−−+−=∆
−+−−+−=∆
Ex: Determine o calor envolvido na reação de obtenção de SO3 , que está representada pela equação 
abaixo e diga se ela é endotérmica ou exotérmica:
2SO2 (g) + O2(g) ->2SO3(g)
Dados:
SO2(g) O2(g) SO3(g)
ΔHof (kJ/mol) -297 0 -396
ΔHoreação = ∑ ΔHoprodutos - ∑ ΔHoreagentes
Como ΔHoreação < 0 → exotérmica
BAED 322 +→+
kJH
H
HHHH
reação
o
reação
o
O
o
SO
o
SO
o
reação
o
198594792]594[]792[
]0[)]297(2[)]396(2[
][)](2[)](2[ 323
−=+−=−−−=∆
+−−−=∆
∆+∆−∆=∆
Entalpia (H)
quinta-feira, 14 de março de 2013
20:49
 Página 14 de Quimica 
1) Determine as variações de entalpia das reações a seguir e classifique-as como endotérmicas ou 
exotérmicas:
ΔHof (kJ/mol)
C2H4(g) +52
O2(g) 0
CO2(g) -393,5
H2O(l) -286
Al(s) 0
Fe2O3(s) -824
Al2O3(s) -1676
C4H10(g) +68
MgO(s) +640
Mg(s) 0
Fe 0
)()()()(
)()()()(
)()()()(
)()()()(
32
222104
3232
22242
sOAlsMgsAlsMgO
lOHgCOgOgHC
sOAlsFesOFesAl
lOHgCOgOgHC
+→+
+→+
+→+
+→+
Como ΔHoreação < 0 → exotérmica
1411)]52[)]572()787[(
)]0(3)52(1[)]286(2)5,393(2[
)](3)(1[)](2)(2[
)(2)(2)(3)(
)()()()(
24222
22242
22242
−=−−+−=∆
++−−+−=∆
∆+∆−∆+∆=∆
+→+
+→+
reação
o
reação
o
O
o
HC
o
OH
o
CO
o
reação
o
H
H
HHHHH
lOHgCOgOgHC
lOHgCOgOgHC
OBS (prova):
Na queima do acetileno (C2H4) se utilizar 280g de acetileno, quanto H2O(l) 
será produzido e quanto calor será liberado?
Dados - massa atômica:
C = 12, H = 1, O = 16g/mol
C2H4 + 3O2 -> 2CO2 + 2H2O
C2H4 -> 2H2O
12(2) + 1(4) -> 2[1(2)+16]
28g -> 36g H2O
280g - x
-1411kJ - 36 H2O
x -> 360g H2O
kJ/mol
x = 360g H2O
x = 14110kJ
Exercícios
quinta-feira, 14 de março de 2013
21:36
 Página 15 de Quimica 
TERMOQUÍMICA III
A) Determinação do calor de dissolução:
NaOH(s) + H2O -> NaOH(aq) + Q1
Procedimentos:
1- Pesar o erlenmeyer merlen = 107,8g
2- Medir, em proveta, 100mL de água e verificar a temperatura T1 = 26oC (100ml = 100g)
3- Colocar a água no erlen
4- Pesar, em vidro de relógio, 2g de NaOH(s) e transferí-lo para o erlen. mNaOH = 2,04g
5- Agitar até completa dissolução do NaOH e verificar temperatura T2 = 30oC
Q1 = Qsolução + Qvidro
Q1 = m.c.ΔT + m.c.ΔT
Q1 = (mNaOH + mH2O )*1*(T2 - T1) + merlen * 0,2(T2-T1)
Q1 = (2,04+ 100)*1*(30 - 26) + 107,8 * 0,2(30-26)
Q1 = (102,04)*1*(4) + 21,56(4)
Q1 = 408,16 + 86,24 = 408,16+86,24
Q1 = 494,4 cal
B) Determinação do calor de neutralização:
NaOH(s) + HCl -> NaCl(aq) + H2O + Q2
Procedimento:
1- Pesar o erlenmeyer merlen = 125,27g
2- Medir, em proveta, 100mL de HCl e verificar a temperatura T3 = 25oC
2- Pesar, em vidro de relógio, 2g de NaOH(s) e transferí-lo para o erlen. 2,14g
5- Agitar até completa dissolução.
Verificar T4 = 35oC
Q2 = Qsolução + Qvidro
Q2 = m.c.ΔT + m.c.ΔT
Q2 = (mNaOH + mHCl )*1*(T4 - T3) + merlen * 0,2(T4-T3)
Q2 = (2,14 + 100)*1*(35 - 25) + 125,27 * 0,2(35-25)
Q2 = (102,14)*1*(10) + 25,05(10)
Q2 = 1021,14 + 250,5
Q2 = 1271,64 cal
Dados: calores específicos (c)
CH2O = 1cal/goC
Cvidro = 0,2cal/goC
Lab
segunda-feira, 18 de março de 2013
21:59
 Página 16 de Quimica 
IV - Entropia (s)
A entropia é definida como sendo o grau de desordem molecular de um sistema e é utilizado para 
definir a segunda Lei da Termodinâmica:
"Quando um evento espontâneo ocorre no universo, a entropia do sistema sempre aumenta."
Primeira Lei da Termodinâmica e Espontaneidade:
A primeira lei da termodinâmica estabelece a conservação da energia, mas não mostra o caminho 
através do qual o processo ocorre espontaneamente.
Ex:
Em uma reação química:
sólido líquido gás
aumento da desordem
aumento da entropia
Ep
Ec
1a lei
espontânea
1a lei
não espontânea
Ep
Ec
Exemplos:
C(s) + O2(g) -> CO2(g) - espontâneo
2Al(s) + 1,5O2(g) -> Al2O3(s) ΔSo < 0 - não espontâneo
Na(s) + H2O(l) -> NaOH(aq) ΔSo > 0
N2(g) + 3H2(g) -> 2 NH3(g) ΔSo < 0
Cálculo da Variação da Entropia:
ΔSo reação =∑So produtos - ∑So reagentes
Calcule a variação de entropia das reações a seguir:
a) CO(NH2)2(aq) + H2O(l) → CO2(g) + 2NH3(g) (já equilibrado)
b) CaO(s) + 2HCl(g) → CaCl2(s) + H2O(l)
Dados: So(J/mol K)
CO(NH2)2(aq) 173,8
H2O(l) 69,96
CO2(g) 213,6
NH3(g) 192,5
CaO(s) 40
HCl(g) 186,7
CaCl2(s) 114
Mat Did:
Teoria: 150 à 156
Exercícios:
Pág.169: 18.12; 18.15; 18.17
Pág.170: 18.60 - 18.63
Pág.171: 18-83 - 18.85
a) ΔSo reação =∑So produtos - ∑So reagentes
ΔSo reação = [(So CO2)+ 2(So NH3)] - [(So CO(NH2)2) + (So H2O)]
ΔSo reação = [(213,6) + 2(192,5)] - [(173,8) + (69,96)] = 354,84J/mol K
kelvin
b) ΔSo reação =∑So produtos - ∑So reagentes
ΔSo reação = [(So cacl2)+ (So H2O)] - [(So CaO) + 2(So HCl)]
ΔSo reação = [(114) + (69,96)] - [(40) + 2(186,7)] = -229,44J/mol K
Entropia (s)
quinta-feira, 21 de março de 2013
20:51
 Página 17 de Quimica 
VII - Energia livre de Gibbs (ΔGo) ΔGo = ΔHo - TΔSo
ΔGo = Variação da Energia Livre de Gibbs
ΔHo = Variação da Entalpia
ΔSo = Variação da Entropia
T = Temperatura em Kelvin. -> T(k) = T(Co) + 273
Ex:
Determine se um processo que apresente ΔHo = +100kJ e ΔSo = +1000J/K ocorre espontâneamente a 27oC.
ΔGo = ΔHo - TΔSo =100 x 103 - [(27)+273] x 1000 = -200.000J
ΔGo > 0 = não esp.
ΔGo < 0 = esp.
Ocorre espontaneamente a esta temperatura porque ΔGo < 0.
Gibbs (ΔGo)
quinta-feira, 21 de março de 2013
21:45
 Página 18 de Quimica 
Termoquímica IV:
c) Calor de neutralização
NaOH(aq) + HCl(aq) -> NaCl(aq) + H2O + Q3
Procedimentos:
1- Pesar Erlen Merlen = 80g
2- 100ml HCl(aq), verificar a temperatura T5 = 26oC
3- Adicionar o HCl(aq) no erlen.
4- 100ml de NaOH(aq) adicionar no erlen, agitar 30s e verificar a temperatura. T6 = 29oC
Q3 = Qsol + Qvidro
Q3 = m.c.Δt + m.c.Δt 
Q3 = (mNaOH + mHCl ).1.(T6 - T5) + merlen . 0,2(T6-T5)
Q3 = 200.1.(29 - 26) + 80 . 0,2(29-26) = 
Q3 = 200.1.(3) + 80 . 0,2(3) = 648 cal
Lei de Hess:
O valor de ΔH de uma reação pode ser calculado através da soma de outras reações.
Ex: A + B -> C + D ΔH = ?
Dados:
A + B -> E ΔH = -100cal
E -> C + D ΔH = -200cal
Em nosso experimento:
I) NaOH(s) + H2O -> NaOH(aq) + H2O Q1 = 494,4cal
II) NaOH(s) + HCl(aq) -> NaCl(aq) + H2O Q2 = 1271,64 cal
III) NaOH(aq) + HCl(aq) -> NaCl(aq) + H2O Q3 = 648cal
Aplicando a Lei de Hess: (somar I e II)
I) NaOH(s) + H2O -> NaOH(aq) + H2O Q1 = 494,4cal
III) NaOH(aq) + HCl(aq) -> NaCl(aq) + H2O Q3 = 648cal
III) NaOH(s) + HCl(aq) -> NaCl(aq) + H2O Q2 = Q1 + Q3 = 1142,4 cal ≈ 1271,64 cal
AV1 - 08/04 - Trazer Calculadora
Dados: calores específicos (c)
CH2O = 1cal/goC
Cvidro = 0,2cal/goC
ΔHT = -300cal
Lab
segunda-feira, 25 de março de 2013
19:01
 Página 19 de Quimica 
1)Um grande problema causado pela poluição atmosférica é a deformação que ocorre em construções de 
mármore, causada pela chuva ácida. A equação a seguir representa esse processo:
CaCO3(s) + 2HCl(aq) -> CaCl2(aq) + CO2 + H2O
Considerando que para esta reação ΔSo = 183j/mol.k e ΔHo = 65,5 kJ/mol, Verifique a sua espontaneidade a 
40oC
2) O açucar da uva (C6H12O6 - glicose), quando fermentado produz álcool (C2H6O)e CO2. A seguinte reação 
representa o processo:
C6H12O6-> 2C2H6O + 2CO2 . Baseando-se nessas informações, calcule a massa do açúcar necessária para 
obter 690g de álcool. Dados: C=12, H=1, O=16g/mol
3) 2kg de gás são comprimidos em um conjunto cilindro-pistão que reduz o volume de 2,00 m3 para 1,20 m3
em um processo contra uma pressão externa constante de 120Pa. Sabendo que a energia interna do sistema 
decresceu de 8kJ, determine a transferência de energia na forma de calor entre o sistema e o meio ambiente, 
indicando se o processo é endotérmico ou exotérmico. Dado: Pa.m3 = J
T = 273 + 40oC = 313oK
ΔGo = ΔHo - T*ΔSo = 65,5 x 103 -313*183 = +8221J
Não é espontânea
apenas o álcool, despreza-se o CO2
C6H12O6 = 12(6) + 1(12) + 16(6) = 180g/mol
C2H6O = 12(2) + 1(6) + 16 = 46g/mol
gxx
gx
g
1350)46(2
)690(180)46(2
690
)46(2180
=⇒=
→
→
V1 = 2m3 ; V2 = 1,20m3
P = 120Pa
W = -P(V2 - V1) = -120(1,20 - 2) = 96J
ΔE = -8kJ = -8000J
Q = ?
ΔE = Q + W
Q = ΔE - W = -8000 - 96 = -8096J
Como Q < 0: Exotérmico
4) Com a atual crise energética mundial, cresceu o interesse na utilização de H2(g) como combustível 
devido à grande quantidade de energia liberada por grama na sua combustão. Contudo, a sua utilização 
ainda não é economicamente viável. Qual é o calor liberado na queima de 50kg de H2 ? De acordo com a 
equação dada, qual seria o sinal esperado para ΔS?
2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(l).Dados: H = 1; O = 16g/mol.
H2 O H2O(l)
ΔHof(kj/mol) 0 0 239
ΔHoreação = ∑ ΔHoprodutos - ∑ ΔHoreagentes 
ΔHoreação = [2(ΔHoH2O)] - [2((ΔHoO2)] = [2(-239)] - [2(0) + (0)] = -478kJ
kJg
kJ
kJH
4784
478)2.1(2
4782 2
−→
−→
−→
kJx
xg
5975
000.50
−=
→ 2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(l)
g -> l
Diminui a desordem, diminui a entropia.
ΔSo < 0
Revisão AV1
quinta-feira, 28 de março de 2013
20:49
 Página 20 de Quimica 
É o erro causado durante a leitura de escalas graduadas quando a mesma é feita sem estar num 
ângulo perpendicular entre a visão e a região a ser medida.
É o erro cometido nas medições volumétricas quando visualizamos o traço de referência num 
ângulo diferente de 180o .
1) O que é erro de Paralaxe?
2) O peso de 20ml de álcool acusou o valor de 15,8g. Calcule a densidade do álcool.
a) Reação exotérmica e dê exemplo.
É a reação onde o sistema libera calor para as vizinhanças. Exemplo: H2O + H2SO4
São as reações que liberam energia na forma de calor para as vizinhanças.
b) Reação endotérmica e dê exemplo.
É a reação em que o sistema absorve calor das vizinhanças. Exemplo: NaHCO3(aq) + HCl
São as reações que absorvem energia na forma de calor das vizinhanças.
3)Defina:
4) Na prática de Termoquímica II, porque houve a necessidade de se determinar a capacidade calorífica 
da garrafa térmica?
Para sabermos a quantidade de calor que a garrafa térmica absorve. C= Q/Δt
5) Pesou-se 2g de CuSO4 . nH2O. Após desidratação, obteve-se um resíduo de 1,5g. Calcule o valor 
numérico de n.
AV1: 08/04
sala: 707
Trazer calculadora
mlg
v
md /79,0
20
8,15
===
CuSO4.nH2O -> 1CuSO4 + nH2O
MH2O = 18g/mol
MCuSO4 =159,5g/mol
)(0094,0
5,1
5,1591
4CuSOmolsx
gx
gmol
=
=
=
)(028,0
5,0
181
2OHmolsy
gy
gmol
=
=
=
Lab - Revisão
segunda-feira, 1 de abril de 2013
19:04
 Página 21 de Quimica 
1) NaClCaSOSONaCaCl 24422 +→+
42 CaSOCaCl →
1mol
3mols
1mol
3mols
CaSO4 = 40 + 32 + 16(4) = 136g
1mol = 136g
3mols = x x = 408g
2)Absorve 80J -> Q = +80J
Realização de 140J -> W = -140J
ΔE = Q + W
ΔE = (80) + (-140) = -60J
4) T = 37oC + 273 = 310k
ΔHo = -350kcal = -350 x 103 cal
ΔSo = 3cal /k mol
ΔGo = ΔHo + T.ΔSo = (-350 x 103) - (310) (3) = -350930cal ou -1468291J
É espontâneo porque ΔGo < 0
PROVA (A)
1) NaClCaSOSONaCaCl 24422 +→+
42 CaSOCaCl →
1mol ->
2mols ->
1mol
2mols
CaSO4 = 40 + 32 + 16(4) = 136g
1mol = 136g
2mols = x x = 272g
3) ΔHoreação = ∑ ΔHo Prod - ∑ ΔHo reag
ΔHoreação = [2(-1676 + 40(0)] - [40(0) + 2(-824)] = -1740J
2)Absorve 40J -> Q = +40J
Realização de 70J -> W = -70J
ΔE = Q + W
ΔE = (40) + (-70) = -30J
3) T = 37oC + 273 = 310k
ΔHo = +350kcal = +350 x 103 cal
ΔSo = 8cal /k mol
ΔGo = ΔHo + T.ΔSo = (350 x 103) - (310) (8) = -347520cal ou -1454023J
Não é espontâneo porque ΔGo > 0
3) ΔHoreação = ∑ ΔHo Prod - ∑ ΔHo reag
ΔHoreação = [2(ΔH Al2O3)]- [4(ΔH Fe) + 2(-824)] = [2(-1676 + 40(0)] - [40(0) + 2(-824)] = -1740J
Correção AV1
quinta-feira, 11 de abril de 2013
20:51
 Página 22 de Quimica 
 É a parte da química que estuda as velocidades das reações químicas, as formas através das quais é 
possível alterá-las e os mecanismos através dos quais as reações ocorrem.
1- Teoria das colisões:
Através desta teoria, as moléculas dos reagentes tem que colidir na direção correta e com força 
apropriada para que as ligações existentes nas moléculas dos reagentes sejam rompidas e os produtos 
possam ser formados.
 Reagentes → complexo → Produtos Ativados
 R →← R R R # ← P P →
Reação Endotérmica Reação exotérmica
Ea = Energia de ativação: É a energia mínima necessária para formação do complexo ativado
2) Fatores que Alteram a velocidade das reações
a) Catalisadores
São substâncias que são adicionadas à reação para aumentar a velocidade da reação .
O catalisador não é consumido durante a reação, logo ele não é um reagente. Ele apenas fornece um 
outro mecanismo por onde a reação possa ocorrer, onde a energia de ativação é menor.
R
E
caminho da reação
P
Ea
R
P
E
#
#
Ea
caminho da reação
Unidade V
Ea1 - Sem catalisador
Ea2 - com catalizador
OBS: O único parâmetro reacional alterado pelo catalisador é a Ea.
R
caminho da reação
P
Ea1
#
Ea2
NOx
COx
N2
CO2
Al2O3
Cinética Química
quinta-feira, 18 de abril de 2013
20:51
 Página 23 de Quimica 
b) Temperatura
A temperatura aumenta a energia cinética das moléculas consequentemente a velocidade das moléculas e o 
número de choques efetivos.
c) Concentração
A concentração das soluções aumenta a velocidade das reações, porque em soluções mais concentradas o 
número de moléculas reagentes é maior e consequentemente o número de choques também é maior.
d) Superfície de Contato
Para reagentes sólidos, quanto maior a superfície de contato (em pó - pulverizado) maior será a velocidade da 
reação
Obs: Reagentes gasosos -> Pressão
3- Velocidade Média da Reação (Vm)
t
SVm
∆
∆
=
Reagentes -> Produtos
t
][reagentes - [produtos]
 = Vm
∆
Exemplos:
Para a reação 2A → B, a velocidade de consumo de A é de 0,2mol/L.s. Qual sera a velocidade de 
formação de B?
Considere que a reação x + 3y -> 6z + 2w ocorre com uma taxa de consumo de x de 1mol/L.min. 
Determine a velocidade média de consumo de y e as velocidades médias de formação de z e de w.
Material didático: pág. 24 ao 26.
consumidos
[ ] ↓
gerados
[ ] ↑
sLmolVV
BA
BA ./1,02,0
)1(2
=→=
→
(1)x → 2w
Vx = 0,1 Vw = 0,2mol/L.min
(1)x → 3y
Vx = 0,1 Vy = 0,3mol/L.min
(1)x → 6z
Vx = 0,1 Vz = 0,6mol/L.min
Temperatura
quinta-feira, 18 de abril de 2013
21:29
 Página 24 de Quimica 
CINÉTICA QUÍMICA
Fatores que influenciam a velocidade das reações:
1) Efeito Temperatura:
2ml kMnO4
1ml H2SO4
1 prego
ta ambiente aquecer
KMnO4 + H2SO4 + Fe → MnSO4...
violeta amarelo translúcido
2) Efeito da Concentração dos Reagentes:
Na2S2O3 - 3ml
HCl 6mol/L - 1ml Na2S2O3 + HCl → S(s)...
amarelo
3) Superfície de Contato:
HCl- 3ml
Prego Ferro em pó
Limalha
Prego
2HCl (aq) + Fe(s) -> FeCl2 + H2(g)
4) Efeito Catalisador:
Zn em pó
1ml H2SO4
Esperar Lib H2
3 gotas de KMnO4
NaNO3 (catalisador)
Questões:
1) Por que o aquecimento acelera as reações químicas?
Porque o grau de agitaçãomaior faz com que as colisões 
2) Sem adição de catalisadores as reações se processam?
3) Qual a relação que existe entre o tamanho das partículas e a superfície de contato dos reagentes?
HCl 0,6mol/L - 1ml
Lab
segunda-feira, 22 de abril de 2013
19:11
 Página 25 de Quimica 
Observou-se experimentalmente que a velocidade das reações químicas era proporcional à 
concentração dos reagentes.
Para uma reação genérica:
aA + bB → Produtos V α [A]x . [B]y
Logo:
V = K . [A]x . [B]y , onde:
V = Velocidade da reação (mol/L t); t = s, min, h...
K = Constante específica de velocidade
[A] e [B] = Concentração dos reagentes (mol/L)
x e y = ordem parciais das reações.
As ordens parciais são valores obtidos experimentalmente, que NÃO são os coeficientes estequiométricos da 
reação, a não ser nas reações chamadas de elementares.
Ex: 2A + 3B → C
As ordens parciais de reação podem ser números inteiros, fracionários, positivos, negativos ou zero.
Existem três ordens de reação que são mais comumente encontradas, que são :
a) Reações de ordem zero:
aA + bB → Produtos
V = K . [A]0 . [B]y = K . [B]y 
Uma reação de ordem zero com relação a um dado reagente, nos dá a indicação de que a velocidade da reação 
não depende da concentração daquele reagente.
b) Reação de primeira ordem: 
aA + bB → Produtos
V = K . [A]1 . [B]y
Uma reação de 1a ordem em relação a um certo reagente indica uma relação direta entre a velocidade e a 
concentração desse reagente.
c) Reação de segunda ordem:
aA + bB → Produtos
V = K . [A]2 . [B]y
Uma reação de 2a ordem com relação a um certo reagente indica que a velocidade da reação varia de forma 
quadrática com relação a concentração desse reagente.
Ex:
1) Para a reação x + y → z, observou-se experimentalmente que a velocidade da reação dobra quando a 
concentração de x dobra e é independente da concentração de y. Escreva a lei da velocidade para essa reação.
V = K . [x]1 . [y]0 = K . [x]
2) Sobre determinadas condições, observou-se para a reação 4P + SO2 -> 2P2O5, a velocidade da reação dobrava 
quando a concentração de O2 dobrava e era multiplicada por quatro quando a concentração de P era dobrada. 
Qual seria a lei da velocidade dessa reação?
V = K . [P]2 . [O2]1
3) Para reação H2SeO3 + 6I- + 4H+ -> Se + 2I3- + 3H2O sabe-se que a velocidade cai à metade se a concentração de 
H2SeO3 cai a metade, que a velocidade não depende da concentração de I- e que a velocidade é multiplicada por 
16 se a concentração de H+ é quadruplicada. Escreva a lei da velocidade dessa reação.
V = K . [H2SeO3]1 . [I-]0 . [H+]2 = K . [H2SeO3]1 . [H+]2
V = K . [A]1 . [B]0
1
Mat Did: pág 5 a 9
Exercícios: pg. 30: 13.62 à 13.66 / pág 31: 13.67 à 13.71
22 = 4
Lei das Velocidades
quinta-feira, 25 de abril de 2013
20:45
 Página 26 de Quimica 
4) Considere que para a reação 2HI -> H2 + I2, a velocidade da reação é multiplicada por 9 quando a 
concentração de HI é triplicada. A 508oC, K = 2 x 102 L/mols e a concentração de HI utilizada foi de 0,05mol/L. 
Determine a velocidade da reação.
V = K . [HI]2 = 2 x 102 . (0,05)2 = 2 x 102 . (0,025)2 = 2 x 102 . (0,025) = 0,5 mol/L.S (conferir conta)
4) Para a reação 2NO + 2H2 -> N2 + 2H2O, os dados a seguir foram obtidos
velocidade (mol/L.S)
[NO] [H2]
0,10 0,10 1 x 10-3
0,10 0,20 2 x 10-3
0,20 0,10 4 x 10-3
concentração inicial
Qual a lei da velocidade da reação?
5) Considere a reação e os dados experimentais a seguir para determinar a lei da velocidade da reação:
H2(g) + Br2(g) -> 2HBr(g)
[H2] mol/L [Br2] mol/L velocidade (mol/L.min)
0,40 0,30 1 x 10-4
0,80 0,30 2 x 10-4
0,80 0,60 2 x 10-4
V = K . [NO]2 . [H2]1
x2 cte x4
ver fotos
Exemplos
quinta-feira, 25 de abril de 2013
21:34
 Página 27 de Quimica 
Transferência Eletrônica
Ocorre entre a espécie que se oxida e a espécie que se reduz.
Oxidação: Perda de elétrons pela espécie química.
Ex:
X(s) → X(aq) + 2e-
Redução: É o ganho de elétrons pela espécie química.
Ex: Y+2(aq) + 2e- → Y(s) (TE)
Tabela Potenciais de Redução (Eo):
Reação Eo
Ag+1(aq) + 1e- → Ag(s) +0,80V
Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s) +0,34V
Pb+2(aq) + 2e- → Pb(s) -0,13V
Zn+2(aq) + 2e- → Zn(s) -0,76V
Procedimentos:
Cu+2
Zn(s) Cu(s)
Cu+2 Cu
+2
Pb(s)1)
Zn+2
Zn(s) Cu(s)
Zn+2 Zn
+2
Pb(s)2)
Pb+2
Zn(s) Cu(s)
Pb+2 Pb
+2
Pb(s)3)
Cu(s)
Ag+1
4)
Cu(s) → Cu+2(aq) + 2e-
Ag+1(aq) + 1e- → Ag(s)
X
X X X
X X
Lab
segunda-feira, 29 de abril de 2013
19:00
 Página 28 de Quimica 
Eletroquímica
A eletroquímica é a parte da química que estuda as conversões de energia química em energia elétrica 
(pilhas) e de energia elétrica em energia química (eletrólise).
a) Oxidação: é a perda de elétrons sofrida por uma espécie química. Ex:
Fe(s) → Fe+2(aq) + 2e- (produto)
Cu+(aq) → Cu2+(aq) + e-
b) Redução: é o ganho de elétrons sofrodo por uma espécie química. Ex:
Cu2+(aq)+2e- → Cu(s)
H2O+ ½O2 + 4e- → 2OH-
c) Transferência Eletrônica:
X → X+n + ne-
Y+n + ne- → Y
É a criação de um par de oxidação - redução, onde a espécie que se oxida transfere elétrons para a 
espécie que se reduz.
1- Termos Eletroquímicos:
2- Pilha de Daniell:
RQ → e e → RQ
V
Incolor Azul forte
após algum 
tempo
Zn+2(aq) Cu2+(aq)
Zn+2(aq) Cu2+(aq)
amarelo (azul claro)
O que ocorreu?
Fenômeno Explicação
Desgaste na placa de Zn Oxidação do Zn(s)
Depósito na placa de Cu Redução do Cu2+(aq)
Coloração da solução de Zn+2 Aumento da concentração de Zn2+
Descoramento da solução de Cu2+ Consumo do Cu2+
Em resumo:
Zn(s) -> Zn2+(aq) +2e- OXIDAÇÃO
Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s) REDUÇÃO
Zn(s) + Cu2+(aq) -> Zn2+(aq) + Cu(s)
Anodo: é o eletrodo onde ocorre a oxidação. É o polo negativo da pilha.
Catodo: é o eletrodo onde ocorre redução. É o polo positivo da pilha.
Unidade V
quinta-feira, 2 de maio de 2013
20:45
 Página 29 de Quimica 
Logo, para a pilha de Daniell:
Anodo - Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2e-
Catodo + Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s)
Zn(s) + Cu2+(aq) -> Zn2+(aq) + Cu(s)
Equação Geral 
ou Global
Ponte Salina:
É um eletrólito presente um qualquer pilha cujas funções são:
- +
e- e
-
+
+
+ -
-
-
NaCl
Fechar o Circuito•
Equilibra as cargas•
Na+
Cl-
3- Potencial padrão de Redução (Eo):
É a tendência que a espécie química apresenta em ganhar elétrons, ou seja, sofrer redução. É medida a 
25oC, 1atm e em solu
Eo(V)
Mg2+(aq)+2e- -> Mg(s) -2,36
Al3+(aq)+3e- -> Al(s) -1,68
Mn2+(aq)+2e- -> Mn(s) -1,18
Zn2+(aq)+2e- -> Zn(s) -0,76
Cr3+(aq)+3e- -> Cr(s) -0,74
Cd2+(aq)+2e- -> Cd(s) -0,40
Ni2+(aq)+2e- -> Ni(s) -0,24
Sn2+(aq)+2e- -> Sn(s) -0,14
Pb2+(aq)+2e- -> Pb(s) -0,13
2H2+(aq)+2e- -> H2(s) 0,00
Cu2+(aq)+2e- -> Cu(s) +0,34
O2(g)+2H2O + 4e- -> 4OH- +0,40
Ag+(aq)+1e- -> Ag(s) +0,80
O2(g)+4H+ + 4e- -> 2H2O +1,23
Ag3+(aq)+3e- -> Au +1,50
Oxidação
Redução
Pilha de Daniel
quinta-feira, 2 de maio de 2013
21:27
 Página 30 de Quimica 
Pilhas Eletroquímicas
As pilhas eletroquímicas são dispositivos onde ocorrem reações de oxidação-redução espontâneas que geram 
corrente elétrica.
Ponte Salina:
Funções: Fechar circuito
Anular Cargas
1) Pilha de Daniel - Zn / Cu
voltímetro
Zn(s) Cu(s)
Zn+2 Cu
+2
NaCl
(aq)
OXIDAÇÃO
ANODO
REDUÇÃO
CATODO
vermelho
+
preto
-
ponte salina
Semi reações
Cu+2(aq) + 2e- -> Cu(s) Eo = +0,34V
Zn+2(aq) + 2e- -> Zn(s) Eo = -0,76V
2) Pilha de Zn / Pb
voltímetro
Zn(s) Pb(s)
Zn+2 Pb
+2
NaCl
(aq)
OXIDAÇÃO
ANODO
REDUÇÃO
CATODO
vermelho
+
preto
-
ponte salina
Semi reações
Zn+2(aq) + 2e- -> Zn(s) Eo = -0,76V
Pb+2(aq) + 2e- -> Pb(s) Eo = -0,13V
Reação Global
Cu+2(aq) + Zn(s) -> Cu(s) + Zn+2(aq)
DDP = +0,34 - (-0,76) = 1,10V
Medido: 1,06V
SO4-2SO4-2 Na2SO4ZnCl2
Reação Global
Pb+2(aq) + Zn(s) -> Pb(s) + Zn+2(aq)
DDP = -0,13 - (-0,76) = 0,63V
Medido: 0,61V
Lab
segunda-feira, 6 de maio de 2013
19:02
 Página 31 de Quimica 
3) Pilha de Pb / Cu
voltímetro
Cu(s) Pb(s)
Cu+2 Pb
+2
NaCl
(aq)
REDUZ
CATODO
OXIDA
ANODO
vermelho
+
preto
-
ponte salina
Semi reações
Cu+2(aq) + 2e- -> Cu(s) Eo = +0,34V
Pb+2(aq) + 2e- -> Pb(s) Eo = -0,13V
Tabela Potencial Redução:
Zn+2 + 2e- ->Zn0 Eo = -0,76V
Pb+2 + 2e- -> Pb0 Eo = -0,13V
Cu+2 + 2e- -> Cu0 Eo = +0,34V
Reação Global
Cu+2(aq) + Pb(s) -> Cu(s) + Pb+2(aq)
DDP = +0,34 - (-0,13) = 0,47V
Medido: 0,46V
Lab
segunda-feira, 6 de maio de 2013
19:14
 Página 32 de Quimica 
Para as pilhas a seguir, determine:
a) a equação do catodo
b) a equação do anodo
c) os polos da pilha
d) A ddp gerada
e) a equação global
f) o sentido do fluxo de elétrons
Teoria: pág 187 à 197
Exerc: 209, 19.69, 19.70, 19.74 e 19.75
a) Pilha de Zn/Cu. Dados:
Zn2+(aq) + 2e- -> Zn(s), Eo = -0,76V
Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s), Eo = +0,34V
b) Pilha de Ni/Cd. Dados:
Ni2+(aq) + 2e- -> Ni(s), Eo = -0,24V
Cd2+(aq) + 2e- -> Cd(s), Eo = -0,40V
c) Pilha de Al/Ag. Dados:
Al3+(aq) + 2e- -> Al(s), Eo = -1,68V
Ag+(aq) + e- -> Ag(s), Eo = +0,80V
d) Pilha de Fe/O2. Dados:
Fe2+(aq) + 2e- -> Fe(s), Eo = -0,41V
O2(g) + 2H2O + 4e- -> 4OH-(aq), Eo = +0,40V
Daniell
EoCu > EoZn
Catodo (+) Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s) + 0,34V
Anodo (-) Zn(s) -> Zn+2(aq) + 2e- -(-0,76V)
Eq. Global: Cu2+(aq) + Zn(s) -> Cu(s) + Zn+2(aq)
d)ΔEo = DDP = 0,34 + 0,76 = 1,10V
f) do anodo para o catodo , do Zn(s) para Cu2+(aq)
c) Polos da Pilha: (+) Cu / (-) Zn
a)
b)
e)
EoNi > EoCd
Catodo (+) Ni2+(aq) + 2e- -> Cd(s) -0,24V
Anodo (-) Cd(s) -> Cd+2(aq) + 2e- -(-0,40V)
Eq. Global: Ni2+(aq) + Cd(s) -> Ni(s) + Cd+2(aq)
d)ΔEo = DDP = -0,24 + 0,40 = 0,16V
f) do anodo para o catodo : do Cd(s) para Ni2+(aq)
c) Polos da Pilha: (+) Ni / (-) Cd
a)
b)
e)
b)
a)
EoAg > EoAl
Catodo (+) 3Ag+(aq) + 3e- -> 3Ag(s) +0,80V
Anodo (-) Al(s) -> Al+3(aq) + 3e- -(-1,68V)
Eq. Global: 3Ag+(aq) + Al(s) -> 3Ag(s) + Al+3(aq)
d)ΔEo = DDP = +0,80 + 1,68 = 2,48V
f) do anodo para o catodo : do Al(s) para Ag+(aq)
c) Polos da Pilha: (+) Ni / (-) Cd
a)
b)
e)
c)
ñ multiplica potencial
EoO2 > EoFe
Catodo (+) O2(g) + 2H2O + 4e- -> 4OH-(aq), Eo = +0,40V
Anodo (-) 2Fe(s) -> 2Fe+2(aq) + 4e- -(-0,41V)
Eq. Global: O2(g) + 2Fe(s) + 2H2O -> 2Fe+2(aq) + 4OH-
d)ΔEo = DDP = 0,40 + 0,41 = 0,81V
f) do anodo para o catodo : do Fe(s) para O2(g)
c) Polos da Pilha: (+) Ni / (-) Cd
a)
b)
e)
d)
Qualquer pilha é um processo espontâneo e, como tal, apresentará uma DDP (ΔEo) sempre positiva.
Corrosão:
Tintas anti-corrosivas•
Aplicação de contra-corrente•
Galvanoplastia•
Proteção Catódica: Uso de anodo de sacrifício, que é um metal que apresenta potencial de oxidação maior 
do que o do material que se quer proteger da corrosão. Desta forma, o anodo de sacrifício se oxidará e o 
material que se quer proteger irá se reduzir.
•
Ex: Qual dos metais a seguir pode atuar como anodo de sacrifício para o Ferro? Dados:
Fe2+(aq) + 2e- -> Fe(s) Eo = -0,41V
Pb2+(aq) + 2e- -> Pb(s) Eo = -0,13V
Ni2+(aq) + 2e- -> Ni(s) Eo = -0,24V
Cr3+(aq) + 3e- -> Cr(s) Eo = -0,74V
Fe(s) -> Fe2+(aq) + 2e-
Zn
Zn(s) -> Zn2+(aq) +2e-
Fe2+(aq) + 2e- -> Fe(s)
É o q possui maior potencial de oxidação: +0,74V
Exercício
quinta-feira, 9 de maio de 2013
20:47
 Página 33 de Quimica 
ELETRÓLISE
A eletrólise é o processo de forçar uma reação não-espontânea a ocorrer pelo uso da corrente elétrica.
I - Eletrólise do NaCl aquoso:
Temos: NaCl <=> Na+ + Cl-
H2O <=> H+ + OH-
grafite (inerte)
NaCl(aq)
Na+ H+EoRed > Na+EoRed
H+ redução + fácil
catodo(-)
(redução)
2H+ + 2e- -> H2(g)
Cl- Cl+EoRed < OH-EoRed
OH- oxidação+ fácil
anodo(+)
(oxidação)
2Cl- -> Cl2(g) + 2e-
Resumindo:
Na+ Cl-
H+ OH- Subproduto:
NaOH
II - Eletrólise do KI aquoso:
Temos:
KI <=> K+ + I-
H2O <=> H+ + OH-
grafite (inerte)
KI(aq)
H+ H+EoRed > K+EoRed
K+ redução + fácil
catodo(-)
2H+ + 2e- -> H2(g)
I- l+EoRed < OH-EoRed
OH- oxidação+ fácil
anodo(+)
2l- -> l2(g) + 2e-
Resumindo:
 K+ l-
H+ OH- Subproduto:
KOH
C.C.
C.C.
(0) (-2,71)
(-1,36)
(-0,40)
(0)
(-2,92)
(-0,54)
(-0,40)
Lab
segunda-feira, 13 de maio de 2013
19:01
 Página 34 de Quimica 
As Leis de Faraday
A eletrodeposição é o processo através do qual se deposita a massa de uma determinada substância em um 
eletrodo.
96500
.. tiE
m =
Onde:
m = massa (g)
i = intensidade da corrente (A)
t = tempo (s)
E = equivalente-grama
elétronsden
átomomassaE
�
=
CC
grafite
Cu(s)
Cu+2
CuSO4
Oxidaçãoe-e-
Cu+2 + 2e- -> Cu(s)
1
96500
1 cte Faraday
Redução
Catodo
Anodo
Teórico:
t = 10 min (se ligar)
fonte = 3A
Cu = 3,5
75,31
2
5,63
2
===
CuE 59,096500
600.3.75,31
96500
..
===
tiE
m
4,40 - 4,92 = 0,52g
Lab
segunda-feira, 20 de maio de 2013
19:02
 Página 35 de Quimica 
1) (0.50)
A transformação na qual ocorre a perda de elétrons é chamada de oxidação e a redução é a transformação na 
qual há ganho de elétrons.
(a) redução e oxidação
(b) espontânea e endotérmica
(c) oxidação e redução
(d) exotérmica e redução
2) (1,00)
O propano (C3H8) é um gás formado segundo a reação abaixo:
3C(grafite) + 4H2(g) -> C3H8(g) ΔH = -24kcal.
A quantidade de calor liberada pela reação quando forem formados 484g de propano é de:
(a) -264kcal
(b) 264kcal
(c) -24kcal
(d) 88kcal
Dado: C = 12g/mol H = 1g/mol
4) (1,00)
Através da análise dos processos de transferência eletrônica que ocorrem em uma pilha eletroquímica, 
é possível afirmar que:
(a) a oxidação sempre ocorre no CATODO
(b) a redução sempre ocorre no ANODO
(c) é uma reação exotérmica
(d) a DDP gerada será negativa
(e) o anodo será o polo negativo da pilha.
anodo
catodo
sem relação com calor
pilha sempre positiva
ocorre a oxidação - perda de e-
3) (1,50)
O ferro é produzido nas siderurgias, em altos fornos a partir da hematita, um minério de fero, misturado com 
coque e calcário. A reação global do processo pode ser representada por:
Fe2O3(g) + 3CO(g) -> 2Fe(s) + 3CO2(g)
Determine o número de mols de Fe que será obtido quando forem utilizados 6 mols de Fe2O3(g).
Dados: Fe = 56g/mol e O = 16g/mol
exotérmica é sempre + ou - ???
1 mol C3H8 = 12(3) + 1(8) = 44g/mol
1 mol C3H8 -> -24kcal
(44) -> -24kcal
484g -> x x = -264kcal
manter em mols
Fe2O3 -> 2Fe
1 mol Fe2O3 -> 2 mols Fe
6 mols Fe2O3 -> x x = 12 mols de Fe
Revisão AV2
quinta-feira, 23 de maio de 2013
20:48
 Página 36 de Quimica 
5) (1,00)
O silício é um elemento utilizado na fabricação de transistores. Quantos gramas de silício são obtidos em 2,5 
mols desse elemento? Dado: Si = 28,1g/mol.
(a) 56,2g
(b) 72,5g
(c) 70,25g
(d) 52,60g
6) (1,00)
Em uma experiência feita em laboratório por um estudante de engenharia, um pedaço de ferro foi colocado em um 
tubo de ensaio que continha uma solução diluída de HCl. A reação que ocorreu foi Fe(s) + H+(aq) -> Fe2+(aq) + H2(g). 
Como essa reação ocorre lentamente, o aluno decidiu aumentar a velocidade da reação. Para tal, indique a única 
opção capaz de realizar o aumento da velocidade reacional.
(a) Diminuir a concentração do HCl
(b) aumentar a espessura do pedaço de ferro
(c) resfriar a reação
(d) Utilizar Fe em pó
(e) Realizar a reação sobre uma pressão de 2atm
7) (1,50)
A reação A+ 2B -> P se processa em uma única etapa. Qual a velocidade dessa reação quando K = 0,3 L/mol.min,
[A] = 2,0mol/L e [B] = 3,0 mol/L. Considere que essa reação é de primeira ordem com relação a A e de segundaordem com relação a B.
8) (0,50)
Qual o trabalho máximo, em joules, realizado quando 2 mols de um gás ideal, expande-se, isotermicamente, de 
100 para 200 litros, contra uma pressão de 2atm?
1 mol Si -> 28,1g
2,5 mol Si -> x x = 70,25
1a ordem
V = K[A]x . [B]y V = K[A]1 . [B]2
V = 0,3(2) . (3)2
V = 5,4 mol2 / L2 . min
2a ordem
W = ?
V1 = 100L
V2 = 200L
P = 2atm
W = -P(V2 - V1)
W = -2(200 - 100)
W = -200 atm.L
1 L.atm = 101,3j
-200L.atm = x
x = -20260J
Rev AV2
quinta-feira, 23 de maio de 2013
21:22
 Página 37 de Quimica 
a) semi-reações de redução e oxidação
b) reação global
c) representação da pilha
1) Calcule a energia extraída da pilha Zn/Sn e faça também:
2) Cite, no mínimo, duas diferenças entre pilha e eletrólise.
3) Quais são os fatores que influenciam a velocidade das reações?
Temperatura, concentração (ou pressão para gases), superfície de contato e catalisadores
Houve Reação? Se sim, justifique com base nos potenciais de redução.
4) Na prática de transferência eletrônica, colocou-se um pedaço de cobre mergulhado em uma solução 
de íons Ag+1 .
Ag+1 + 1e- -> Ag(s) Eo = +0,80V
Cu+2 + 2e- -> Cu(s) Eo = +0,34V
pilha eletrólise
processo espontâneo processo não espontâneo
gera corrente elétrica consome corrente elétrica
anodo (-) anodo(+)
voltímetro
ponte salina
Sn+2 + 2e- -> Sn(s) Eo = +0,14V
Zn+2 + 2e- -> Zn(s) Eo = -0,76V
Zn+2 Sn
+2
Sn(s)
Zn(s)
Catodo (+)Anodo (-)
fluxo e-
a) Sn+2 + 2e- -> Sn(s) Eo = +0,14
Zn(s) -> Zn+2 + 2e- Eo = +0,76
b) Zn(s) + Sn+2 -> Zn+2 + Sn(s)
DDP: Eocat - Eoan = +0,14 - (-0,76) = +0,90V
Sim, houve reação devido ao potencial de redução da prata ser maior do que o do cobre.
Resp. professora:
Sim, o íon Ag+1 tem o potencial de redução maior e assim se reduz e provoca a oxidação do cobre.
c) (resposta professor)
Zn / Zn+2 || Sn+2 / Sn
oxida
(anodo)
reduz
(catodo)
Redução: 2Ag+1 + 2e- -> 2Ag(s)
Oxidação: Cu(s) -> Cu+2 + 2e-
Revisão Lab
segunda-feira, 3 de junho de 2013
19:01
 Página 38 de Quimica