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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
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