.Ficha_3_Quimica_12_Classe[1]_1601206385000

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Escola secundaria de cateme
Ficha das aulas de Quimica - 12ª Classe
2º Trimestre- 2020 
TEMA 1: REACÇÕES REDOX
Reacção redox – é uma reacção na qual há transferência de electrões, ou seja, aquela que ocorre com a variação de número de oxidação (nox). 
Numa reacção redox: 
A partícula que capta (ganha) electrões e diminui o número de oxidação, chama – se oxidante, e o processo de ganhar electrões chama – se redução. 
A partícula que cede (perde) electrões e aumenta o número de oxidação, chama – se redutor, e o processo de perder electrões chama – se oxidação. 
Em geral, o oxidante oxida o redutor, captando electrões do redutor e o redutor reduz o oxidante cedendo electrões ao oxidante. 
Assim, uma reacção redox é constituída por duas semi- equações, a de redução e a de oxidação. Tais processos ocorrem simultaneamente, daí a designação de reacção redox.
Número de oxidação (nox) 
É o número que representa a carga eléctrica que o átomo teria se os electrões do átomo estivessem distribuídos. O nox pode ter carga positiva, negativa ou nula. 
Regras para determinação de nox 
1. O nox de substâncias simples (formadas por átomos do mesmo elemento) é igual a zero (0). 
	
Reacção auto – redox ou desproporcionamento ou ainda dismutação 
É a reacção que ocorre quando os átomos do mesmo elemento sofrem oxidação e redução simultaneamente.
Pares conjugados redox é o conjunto de redutor e oxidante que se pode transformar um no outro por perder ou ganhar electrões. Podem ser constituídas por moléculas ou iões. 
Os pares redox representam – se da seguinte maneira: 
Redutor1 + Oxidante 2 → Redutor2 + Oxidante 1 
Pares redox: redutor1/oxidante 1 e redutor2 + oxidante 2
No livro tem uma tabela onde constam os valores de pares redox e chamam – se potenciais normais redox. É simbolizado pela expressão E0 (potencial padrão).
Com ajuda dos potenciais é possível prever a ocorrência das reacções redox. Assim, uma reacção redox ocorre espontaneamente quando o potencial de oxidante de um par redox for maior que o potencial de redutor de outro par redox 
Forças de redutor e de oxidante 
Redutor 
Diz – se que um redutor é forte quando tem maior tendência de ceder electrões. 
Os redutores mais fortes têm valores mais baixos de potenciais. 
Entre as substanciais elementares constam como redutores típicos, os metais alcalinos, alcalinos terrosos e outros. 
Série de reactividade dos metais 
Li K Ca Na Mg Be Al Zn Cr Ga Fe Cd Co Ni Pb HCu Ag Hg Pt Au 
(Poder redutor crescente da direita para esquerda)
Oxidante 
Diz – se que um oxidante é forte quando tem maior capacidade de captar electrões. 
Os oxidantes mais fortes têm valores mais altos de potenciais. 
As propriedades oxidantes são próprias dos ametais. 
Série de reactividade dos ametais 
F O Cl Br I S (Poder oxidante crescente da direita para esquerda) 
Exs: F2 + 2NaBr → 2NaF + Br2 ocorre 
I2 + 2KCl → 2KI + I2 não ocorre
Acerto de equações redox 
São vulgarmente conhecidos dois métodos de acerto de equações de oxidação – redução: 
Método de variação de nox 
Método ião – electrão 
1.Método de variação de nox (apenas usa – se os átomos que variam o nox). 
Regras: 
1º Escreve – se a equação da reacção e determina – se o nox dos elementos. 
2º Verificam – se os elementos que sofreram a variação do nox e escreve – se as respectivas semi – equações. 
3º Multiplica – se cada semi – equação pelo número de electrões envolvidos, de modo que o número de electrões ganhos sejam iguais ao número de electrões perdidos. Sempre que possível, simplifica – se. 
4º Com base nos coeficientes resultantes das semi – equações acerta – se os coeficientes da equação química global dos elementos que variam o nox.
5º Os coeficientes dos elementos que não variam o nox são acertados no fim segundo a ordem: Metal → Ametal → Hidrogénio → Oxigénio.
2. Método de ião – electrão (quando a reacção ocorre em meio ácido ou em meio básico). É método mais usual para acertar as equações iónicas.
Regras: 
1º Escreve – se a equação da reacção na forma iónica com as espécies que variam o nox. 
2º Escreve – se as semi – equações de redução e de oxidação e acerta – se os átomos dos elementos que variam o nox. 
3º Acrescenta – se H+ e H2O (meio ácido) ou OH- e H2O (meio básico), da seguinte maneira: 
Meio ácido → Adiciona – se H+ no membro com maior número de átomos de oxigénio e H2O no membro com menor átomos de oxigénio. 
Meio básico → Adiciona – se OH- no membro com menos oxigénio e H2O no membro com mais oxigénio. 
4º Acerta – se nas semi – equações os átomos de hidrogénio e oxigénio. 
5º Multiplica – se cada uma das semi – equações por um número adequado de modo que o número de electrões intervenientes de cada um dos processos sejam iguais.
6º Somam – se as semi – equações e obtêm – se a equação total.
Exercícios sobre reacções redox 
1 . Determine os nox dos elementos que estão em destaque:
2. Assinale a opção correcta: 
A: O nox do hidrogénio é -1, excepto nos hidretos de metais activos, onde é +1. 
B: O nox do oxigénio é -2, excepto nos peróxidos, onde é -1. 
C: O nox dos halogéneos é sempre +1 em todos os compostos não – oxigenados. 
D: O nox do enxofre é +2 em todos os compostos não oxigenados. 
3. Os nox do P, Cr e Al nos compostos PH3, CrF3 e Al2O3 são respectivamente:
A -3, -3 e +3. B +3, +3 e +3. C -3, +3 e +3. D +3, -3 e -3.
4. Acerte as seguintes equações por método de variação de nox: 
a) HNO2 + H2S → NO + S + H2O 
b) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O
5. Acerte as equações seguintes por método de ião electrónico: 
a) K2Cr2O7 + HCl + NaI → CrCl3+ NaCl + KCl + I2 + H2O (meio ácido) 
6. Que importância tem as reacções redox?
TEMA 2: Electroquímica 
Electroquímica - é o ramo da Química que estuda a conversão da energia química em energia eléctrica e vice-versa. 
A transformação da energia química em eléctrica ocorre nas pilhas e acumuladores (processo espontâneo), enquanto a transformação da energia eléctrica em química ocorre na electrólise (processo não espontâneo.
As primeiras Pilhas 
Em 1791, o anatomista Italiano Luigi Galvani (1737 - 1798) observou que os músculos da coxa de rãs recentemente dissecadas sofriam contracções quando em contacto simultâneo com dois metais diferentes. Galvani concluiu que o fenómeno estava associado a presença de electricidade, originária dos músculos, sendo que os metais serviam de condutores.
Já o físico Italiano, Alessandro Volta (1745 - 1827) interpretou o mesmo facto de maneira diferente. Ele julgou que a electricidade tinha a sua origem nos metais e, a partir disso, começou uma série de experiências usando pares de diferentes metais. Os resultados dessas experiências logo comprovaram que ele tinha razão. 
A primeira pilha foi de Alessandro Volta, construída em 1800, era um conjunto de discos metálicos empilhados (daí o nome dado ao aparelho), entre os quais se inseriam pedaços de cartão embebidos em água salgada. Os melhores metais, segundo Volta, eram o zinco (para negativo) e a prata (para o positivo). A unidade eléctrica conhecida como volt recebeu esse nome em sua homenagem. 
Nos anos seguintes foram construídas variadas pilhas. 
Pilha (célula galvánica ou voltáica)
Pilha – é um sistema em que uma reacção química é aproveitada para produzir energia eléctrica. 
TIPOS DE PILHA 
1. Pilha de Daniell (Químico – físico, inglês, 1790 - 1845) 
A pilha de Jacobi Daniell, conhecida desde 1836, é constituída por dois recipientes ligados por uma ponte salina (tubo comunicador contendo gelatina saturada, que pode ser KCl ou KNO3), que permite um contacto eléctrico entre as soluções contidas nos recipientes. 
Um dos recipientes contém a solução de sulfato de cobre II (CuSO4) e o eléctrodo de cobre (Cu), o outro recipiente contém solução de sulfato de zinco (ZnSO4) e eléctrodo de zinco (Zn).
Durante o funcionamento da pilha de Daniell, ocorre os seguintes fenómenos: 
1. Os electrões movem – se do eléctrodo mais forte (pólo negativo ou ânodo), zinco para o eléctrodo maisfraco (pólo positivo ou cátodo), cobre. 
2. A placa do eléctrodo mais forte, Zn, dissolve – se na solução e liberta dois electrões. Desta forma, a concentração dos iões de Zn2+ na solução aumenta e a placa de zinco diminui. Os electrões libertados pelo zinco são atraídos pela placa de cobre (eléctrodo mais fraco), ganhando dois electrões, que se movem através do fio condutor onde, os iões de Cu2+ depositam – se na placa de cobre. Desta forma, a placa de cobre aumenta e a concentração dos iões de Cu2+ na solução diminui 
4. A corrente eléctrica não pode circular, se o circuito estiver interrompido por algum tempo. Por isso, pelo fio externo (fio condutor) movimenta os electrões (corrente electrónica), da esquerda para direita e pela ponte salina movimentam – se os iões (corrente iónica) que garantem a corrente eléctrica dentro da solução. Portanto, a ponte salina permite a migração dos iões de uma solução para a outra, da esquerda para direita (iões positivos) e da direita para esquerda (iões negativos). 
5. Para uma célula galvánica (pilha) podemos utilizar a seguinte notação química: 
6. Potencial da pilha 
A força com que os electrões se movem é chamada de força electromotriz (fem) da pilha ou potencial da pilha (Uo) ou ainda diferença de potencial(ddp). Pode ser medida por um voltímetro e é expressa em volt e pode ser calculada da seguinte maneira:
Termos técnicos: 
Eléctrodo – conjunto que compreende a barra metálica e a solução dos seus iões. 
Ânodo – eléctrodo que emite electrões para o circuito externo, o qual constitui o pólo negativo da pilha.
Cátodo – eléctrodo que recebe electrões do circuito externo, o qual constitui o pólo positivo da pilha. 
Cada eléctrodo de uma pilha constitui uma semi – célula (semi - pilha) e ao conjunto dos dois eléctrodos daremos o nome de célula electroquímica (pilha).
Potencial de Hidrogénio. Eléctrodo Padrão 
Para as medidas electroquímicas foi acordado internacionalmente o eléctrodo padrão de Hidrogénio como o eléctrodo de referência (porque o H+ é o catião mais comum em solução aquosa), tendo atribuído potencial a zero (E0 2H+/H2 = 0,0). 
A partir do eléctrodo padrão de Hidrogénio, pode – se medir os potenciais normais de eléctrodos de outros metais.
2. Pilhas alcalinas 
Entre as pilhas mais recentes constam – se as chamadas pilhas alcalinas. O esquema geral de uma pilha alcalina é praticamente o mesmo de uma pilha seca. A diferença mais importante é que no lugar de NH4Cl, na pasta interna, usa – se o KOH e são de tamanho diminuto. 
As pilhas alcalinas apresentam um rendimento bem maior em comparação com a pilha seca normal. 
As pilhas alcalinas são muito usadas em relógios de pulso, máquinas fotográficas, calculadoras electrónicas e outros aparelhos electrónicos dos quais se exige um trabalho mais contínuo e duradouro. 
3. Pilhas secas 
A pilha seca é constituída por um recipiente de zinco que funciona como ânodo. O cátodo é o óxido de mangnês IV, MnO2, que está presente numa pasta da pilha. Durante as reacções o MnO2 transforma – se em Mn2O3. A barra de grafite funciona como pólo positivo apenas na condução da corrente eléctrica. O electrólito é uma pasta húmida formada por ZnCl2 e NH4Cl.
Sendo estas pilhas complexas e a migração dos iões através da pasta muito lenta, estas pilhas não são reversíveis, portanto não podem ser recarregadas como acontece com a bateria de um automóvel. A pasta tem a função de ponte salina.
4. Bateria de chumbo 
Bateria é uma associação de pilhas ligadas em série. Cada pilha ou elemento dá aproximadamente 2 volts; consequentemente uma bateria de 3 elementos nos fornecerá 3 x 2 = 6 volts. Analogamente uma bateria de 6 elementos que é a mais comum nos carros modernos, nos dá uma tensão de 12 volts. 
Na bateria de automóvel é constituído por um eléctrodo de chumbo, Pb (no pólo negativo) e por outro de dióxido de chumbo, PbO2 (no pólo positivo), imersos em ácido sulfúrico diluído. 
Durante o uso (descarga) da bateria ocorrem as seguintes reacções:
Na reacção global, o H2SO4 vai sendo consumido, o que causa a diminuição da densidade da solução; é por isso que se pode testar a carga da bateria com um densímetro. 
Por outro lado, para carregar a bateria deve – se ligá–la a um gerador de corrente contínua que movimente a corrente eléctrica em sentido contrário ao seu funcionamento normal; com isso as reacções acima serão invertidas. Aliás num automóvel, o dínamo (ou o alternador) se incumbe de carregar continuamente a bateria; se assim não fosse, a vida da bateria seria muito curta.
Exercícios 
1.Nas pilha electroquímicas obtém – se corrente eléctrica devido a reacção de óxido – redução. Pode – se afirmar que 
A: No cátodo, ocorre sempre a semi – reacção de oxidação. 
B: No cátodo, ocorre sempre a semi – reacção de redução. 
C: No ânodo, ocorre sempre a semi – reacção de redução. 
D: No cátodo, ocorre sempre a semi – reacção de oxidação e a redução simultaneamente 
2. Indique a alternativa falsa, baseando – se nas afirmações referentes a pilha de Daniell: 
A: A ponte salina permite a mobilidade dos iões.
B: É considerado polo negativo o eléctrodo de menor potencial de redução. 
C: No eléctrodo positivo ocorre corrosão e no negativo, aumento de massa. 
D: O movimento dos electrões do ânodo para cátodo é chamado corrente electrónica.
3. Faça o esquema de uma pilha que funciona segundo a equação seguinte: 
2Li(s) + Fe2+(aq) → 2Li+(aq) + Fe(s) . indique 
a) ânodo, o cátodo e as semi-equações da pilha. 
b) O sentido de deslocamento de electrões. 
4. Considere a pilha formada por eléctrodos de Alumínio metálico, mergulhado em solução de sulfato de alumínio e prata metálica, mergulhada em solução de nitrato de prata. A ponte salina contém solução concentrada de cloreto de potássio. Faça um esquema completo dessa pilha, indicando: 
a) A reacção que ocorre em cada eléctrodo, classificando-a em oxidação ou redução. 
b) A reacção global da pilha. 
c) A notação química da pilha. 
d) Qual é a placa que diminui e qual a placa que aumenta de massa.
e) Qual é o ânodo e qual é o cátodo. 
f) Qual é o sentido do fluxo de electrões pelo circuito externo. 
g) Que tipo de iões migram para os eléctrodos de Alumínio e de prata através do circuito interno.
6. A descoberta da bateria de lítio foi um grande avanço tecnológico. A partir das semi – equações abaixo, para fins comparativos, a afirmação correcta é: Li+ + e- → Li; E0 = -3,05V e Zn2+ + 2e- → Zn; E0 = -0,76V. 
A: O zinco metálico é oxidado espontaneamente na presença do ião lítio. 
B: O zinco metálico é o agente redutor mais forte do que o lítio metálico. 
C: O lítio metálico é o agente redutor mais forte do que o zinco metálico. 
D: O ião lítio e o zinco metálico, em solução electrolítica, formam uma célula galvánica.
7. Calcule a fem das pilhas formadas pelos seguintes eléctrodos, em condições padrão, dados seus respectivos potenciais de oxidação. Indique qual eléctrodo é o cátodo e qual é o ânodo: 
a) Al → Al3+ + 3e- Eo = +1,66 e S2- → S + 2e- Eo = + 0,48 
b) Li → Li+ + 1e- Eo = 3,05 e 2F- → F2 + 2e- Eo = - 2,87 
8.São dados: Cr0 → Cr3+ + 3e-; E0 = +0.71V e Cu0 → Cu2+ + 2e-; E0 = -0,35V. A força electromotriz da pilha é: 
A +0,36V B +0,37V C +1,06V D +2,47V
ESCOLA SECUNDARIA DE CATEME - MOATIZE
	TEST DE QUIMICA 12ª CLASSE/ 20 TRIMESTRE
	NOME DO ALUNO: N0: TURMA:
	Classificação: 
	
	Data:____/08/2020
	Lê atentamente as questões apresentadas, resolva-as na mesma folha…
1. Indique entre os compostos e iões seguintes: SO42-, HCO3-, HS-, LiOH, HNO3, H2SO4, OH-, H3O+, ClO-, H2, NH3, NH4+, NH4OH, HCOOH, NaOH e H2PO3- , HClO, Cl-, HSO4-.
a) Os que são ácidos e bases de Arrhenius b) Os que são ácidos e bases de Bronsted-Lowry c) Os que são ácidos e bases de Arrhenius e Bronsted-Lowry.
2. Complete os equilíbrios Ácido-base a seguir, assinale ainda, os pares conjugados e dê nome as substânciasenvolvidas:
a) HCO3- + HCl ⇌ d) HSO3- + H2PO4-⇌
b) NH3 + HBr ⇌ e) HClO4 + CN-⇌
3. Quais os produtos que se formam na reacção entre H2PO4- + NH3?
(Dados: Kb H2PO4- = 1,4.10-12, Kb NH3 = 1,8.10-5 )
A HPO42- e NH3 B HPO42- e NH4+C H3PO4 e NH2-D H3PO4 e NH4+
4. Escreva as fórmulas das bases conjugadas dos seguintes ácidos: a) NH4+, b)HBO32-, c) CH4, d) HCIO3, e) C6H5COOH, f) H2C2O4 , g) HS--, h) HPO42- ; i) HCOOH; j) H3O+; k) H2O; l) HSO3- ; m) CH3CH2COOH
5. Escreva a expressão de: a) Para Ka de CH3COOH, HNO2, H3PO4. b) Para Kb de CIO-,HS-, NH3.
6. O ácido mais forte é
Dados de constantes de acidez, Ka: H2CO3 = 4,4.10-7; H3BO3 = 6.10-10; HF = 6,7.10-4; HIO = 2,3.10-11
A HIO B H2CO3 C HF D H3BO3
7. A constante de equilíbrio Ka dos ácidos HA, HB e HC, a 25ºC, são respectivamente, 1,8.10-5, 5,7.10-8 e
1,8.10-4. A ordem crescente de força desses ácidos é
A HB; HA; HC. B HC; HA; HB. C HB; HC; HA. D HC; HB; HA.
8.Complete a tabela:
	Ácido
	Constante de ácido (Ka)
	Base conjugada
	Constante da base (Kb)
	HClO2
	
	
	9.1.10-13
	H2Te
	2,3.10-3
	
	
	
	
	HCOO-
	6,3.10-11
	HC2O4-
	6,2.10-5
	
	
9. A constante de acidez de um dado ácido HA é Ka = 1,35.10-3. Qual é,a 25oC, a constante de basicidade do seu anião A-?
A 7,5.10-12mol/dm3 B 7,4.10-12mol/dm3 C 6,5.10-11mol/dm3 D 5,5.10-11mol/dm3
10. O ácido HCOOH é mas forte que CH3COOH. Que conclusão tira sobre a força relactiva das suas bases conjugadas HCOO- e CH3COO-?
11. Mostre que se água pura ou uma solução neutra for aquecida de 25oc para 50oc, a [H+] varia de 1.10-7M
para 2,3.10-7M. (Kw = 5.3.10-14, a 50oc)
12. Qual é a [H+] das soluções com [OH-] seguintes, e classifique-as em ácida, básica ou neutra :
a) 0,00000030, b) 0,00050, c) 1,9.10-4, d) 3,7.10-9, a 250C.
13. A molaridade de uma solução de HNO3 cuja concentração de iões OH- é de 5.10-12M é: A 6.10-4 B 2.10-3 C 4.10-1 D 2.10-1
14. Observe os líquidos da tabela:
	SUBSTÂNCIA
	[H+]
	[OH-]
	SUBSTÂNCIA
	[H+]
	[OH-]
	Leite
	1.10-7
	1.10-7
	Café preparado
	1.10-5
	1.10-9
	Água do mar
	1.10-8
	1.10-6
	Lágrima
	1.10-7
	1.10-7
	Coca – Cola
	1.10-3
	1.10-11
	Água de lavadeira
	1.10-12
	1.10-2
Tem carácter ácido apena
A o leite e a lágrima. B a água de lavadeira.
C o café preparado e a coca – cola. D a água do mar e a água da lavadeira.
15. A 100º C o produto iónico da água é Kw = 1.10-11 M2. Qual é o pH da solução neutra? A pH = 5,5 B pH = 6,0 C pH =7,0 D pH = 7,5
16. O pH de uma solução é 5. A opção correcta é
A 1/[H3O+] = log5 B [H3O+] = log5 C log [H3O+] = 5 D log [H3O+] = -5
17. O pH de uma solução aquosa de certo electrólito é igual a 14. Qual é a [OH-]?
A 1mol/l B 7mol/l C 14mol/l D 10-14mol/l
18. Numa solução aquosa neutra, a 25º C, a soma de pH e pOH vale
A zero. B 1. C 7. D 14.
19. Considere duas soluções aquosas neutras: uma delas a 25º C e a outra a 70º C. Qual das expressões abaixo é válida para ambas as soluções?
A pOH = 14 B [H3O+] = [OH-]C [H3O+].[OH-] = 1.10-14D [H3O+] + [OH-] = 14
20. Calcule pH e pOH das seguintes soluções: 
a) 10-3M de HNO3 b) 0,01M de NaOH c) 2,3.10-4M de Ca(OH)2 d) 1,8.10-3M de H2SO4
 (
[Date]
) (
62
)Professor Alberto Zabibe e Casseano Marcelino
Escola Secundaria de Cateme Ficha de Química 12 Classe