2015
REVISÃO U.V.V.
QUÍMICA
Parte 01
EDUCANDO PARA SEMPRE
2015 – REVISÃO U.V.V.
QUÍMICA MINERAL
Prof. Alexandre Borges
CÁLCULO DE FÓRMULAS:
1. Determine a fórmula centesimal do etano(C2H6) e indique sua fórmula empírica.
2. Com a composição centesimal, é possível determinar as fórmulas estequiométricas (mínimas ou
empíricas) de qualquer substância.
a) Calcule as fórmulas estequiométricas em cada caso, onde são fornecidas as % em massa de cada
elemento na substância.
I. hidrocarboneto com 80% de carbono em massa
26,67%
II. C60%H13,33%O
III. N36,84%O63,16%
IV. K26,53%Cr35,37%O38,1%
(dados: C = 12, H = 1, O = 16, N = 14, K = 39, Cr = 52)
b) Indique se as substâncias acima são iônicas ou moleculares e sugira fórmulas estruturais planas para
as moleculares.
3. Um composto possui fórmula mínima CH2. Sabe-se que uma amostra de 11,6g do mesmo ocupa um
volume de 2,46L sob pressão de 2atm.
a) Calcule sua massa molar. (dado: R = 0,082)
b) Calcule sua fórmula molecular.
4.
a)
b)
c)
Em um determinado hidrocarboneto, a razão entre as massas de hidrogênio e carbono é de ¼ .
Calcule a fórmula centesimal ou percentual do hidrocarboneto.
Calcule a Fórmula mínima do hidrocarboneto.
Calcule a massa molar do hidrocarboneto, sabendo que a densidade do hidrocarboneto em relação ao
gás nitrogênio(N2) é de aproximadamente 1,07.
d) Calcule a fórmula molecular do hidrocarboneto.
5.
a)
b)
c)
A queima de 5,8g de um composto orgânico produziu 6,72L de CO2 nas CNTP e 5,4g de água.
Calcule as massas de carbono, hidrogênio e nitrogênio em 14,6g do composto.
Qual a fórmula empírica do mesmo?
Sabendo que a densidade do vapor do composto em relação ao gás hidrogênio (H 2) é de
aproximadamente 29, qual a sua fórmula molecular?
EXERCÍCIOS SÉRIE CASA
1. (Unitau) Sabendo-se que um composto mineral apresenta a seguinte composição centesimal:
Na=27,06%; N=16,47% e O=56,47% e que existe nesse composto somente um átomo de sódio,
calcular a sua fórmula molecular. Qual o nome usual desse sal? (Dados: N = 14; O = 16; Na = 23)
Resposta: NaNO3 e salitre
2. (Unesp) Um éter, de massa molar 60g/mol, tem a seguinte composição centesimal:
C = 60 %; H = 13,33 %; O = 26,67 %. (Massa molares, em g/mol: C=12; H=1; O=16)
a) Determine a fórmula molecular do éter.
b) Escreva a fórmula estrutural e o nome do éter.
Respostas:: a) C3H8O
b) CH3 - CH2 - O - CH3, metóxietano
3. (Unesp) Um hidrocarboneto é queimado em excesso de oxigênio, segundo a reação:
CxHy + O2  CO2 + H2O
a) Observou-se que, para cada 5,4g de H2O, há formação de 8,8g de CO2. Determine a fórmula empírica
do hidrocarboneto.
b) Qual a fórmula molecular do hidrocarboneto, sabendo que 6g do mesmo ocupam 4,48L nas CNTP?
Respostas: a) CH3
b) C2H6
1
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2015 – REVISÃO U.V.V.
4. A queima de 14,6g de um composto orgânico liberou 13,44L de CO 2 nas CNTP e produziu 12,6g de
água. Em outro experimento, a decomposição de 7,3g do mesmo composto orgânico, liberou 1,4g de
gás nitrogênio.
a) Calcule as massas de carbono, hidrogênio e nitrogênio em 14,6g do composto.
b) Qual a fórmula empírica do mesmo?
c) Se a massa molar do composto é igual a 146g/mol, qual sua fórmula molecular?
Respostas: a) 7,2g de carbono e 1,4g de hidrogênio b) C 3H7NO c) C6H14N2O2
-1-
5. (Desafio) Dois brometos (Br ) distintos de um metal possuem respectivamente 25,92% e 18,92% do
metal em massa. Quais as fórmulas dos brometos?
Resposta: FeBr2 e FeBr3
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2015 – REVISÃO U.V.V.
Prof. Jorginho
REVISÃO UVV - ELETROQUÍMICA
PILHAS
Pilhas são reações de ___________________ que produzem uma ___________ _____________.
Podemos então concluir que pilhas são reações:
___________________________ possuem H O, ( H = ____)
___________________________ possuem G O, ( G = ____)
0
___________________________ possuem ε O, ( ε = ____)
Diferença de potencial (ddp)
Força eletromotriz (FEM)
Tensão (U)
Voltagem (V)
PEQUENA REVISÃO DE OXI-REDUÇÃO
 Oxidação:
O elemento ______________________ elétrons.
O NOX do elemento ________________.
Sempre haverá elétron ________________ da seta.
Ex:
0
2+
0
+
(Fe  Fe
+ ____)
(Na  Na + ____)
0
(Aℓ  Aℓ
3+
+ ____)
 Redução:
O elemento ______________________ elétrons.
O NOX do elemento ________________.
Sempre haverá elétron ________________ da seta.
Ex:
+
(Ag + ____  Ag)
2+
(Mg + ____  Mg)
3+
(Au
+ ____  Au)
3
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2015 – REVISÃO U.V.V.
ESQUEMA DA PILHA
0
 Potencial Padrão (ε )
Será dado pelo problema
2+
-
0
ε = +0,76V
0
ε = +0,34V
Zn  Zn + 2e
2+
Cu  Cu + 2e
0
Como ε oxidZn
Semi-reação ANÓDICA: ______________________
Semi-reação CATÓDICA: _____________________
0
ε oxidCu , conclui-se que nesta
Reação GLOBAL: ___________________________
PILHA o Zn irá _______________ enquanto o
Cu
2+
Reação Simplificada da PILHA: ________________
irá ______________________.
Monte uma pilha entre:
a) Aℓ
3+
+ 3e  Aℓ
-
ε = -1,66V
2+
+ 2e  Fe
-
ε = -0,44V
Fe
0
0
4
2015 – REVISÃO U.V.V.
2+
+ 2e
2+
+ 2e
b) Co  Co
Sn  Sn
2+
c) Ni  Ni
1+
-
ε = +0,28V
-
ε = +0,14V
-
0
0
0
ε = +0,25V
+ 2e
-
0
ε = +0,15V
+ 3e
-
ε = -1,5V
Ag + 1e  Ag
ε = +0,8V
Cu + 1e  Cu
3+
d) Au  Au
1+
-
0
0
0
Verifique se são espontâneas as seguintes reações:
Dados:
2+
0
Mg / Mg ε = +2,37V
2+
0
Zn / Zn
ε = +0,76V
2+
0
Fe / Fe
ε = +0,44V
2+
0
Pb / Pb
ε = +0,13V
0
3+
0
Aℓ / Aℓ
ε = +1,66V
0
2+
a) Zn(s) + Fe(aq)
2+
0
Zn(aq)
+ Fe(s)
Esta reação
Esta reação
_____________
______________
5
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2+
b) Pb(s) + Mg(aq)
2+
Pb(aq) + Mg(s)
Esta reação
Esta reação
_____________
______________
METAL DE SACRIFÍCIO
É usado para ________________________ no lugar de um determinado metal que se queira
_______________________.
Dados:
2+
0
Mg / Mg ε = +2,37V
2+
0
Zn / Zn
ε = +0,76V
2+
0
Fe / Fe
ε = +0,44V
2+
0
Pb / Pb
ε = +0,13V
0
3+
0
Aℓ / Aℓ
ε = +1,66V
Ex1: para proteger o casco do navio que é de Fe (Ferro) podemos usar o ___________________.
Ex2: para proteger uma tubulação de Zn (Zinco) podemos usar o _________________________.
Conclusão: o Metal de Sacrifício terá ε
0
oxid
0
oxid
ε
do metal protegido.
INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO NAS PILHAS
O ___________________________ ou a _____________________________ das concentrações das
soluções numa PILHA altera sua d.d.p.(ε) devido ao deslocamento do equilíbrio (Princípio de Le Chatelier).
Ex: Seja a reação da seguinte PILHA:
Zn(s) + Cu
2+
(ag)
 Zn
2+
(ag)
+ Cu(s)
2+
Um _______________________ na [Cu ] desloca a pilha para a _________________________
favorecendo o processo e ____________________ sua d.d.p. (voltagem).
2+
Uma _______________________ na [Zn ] desloca a pilha para a ________________________
favorecendo o processo e ______________________ sua d.d.p. (voltagem).
Uma
_______________________
na
2+
[Cu ]
desloca
a
pilha
para
a
____________________
desfavorecendo o processo e ___________________________ sua d.d.p. (voltagem).
2+
Um ________________________ na (Zn ) desloca a pilha para a ________________________
desfavorecendo o processo e _____________________ sua d.d.p. (voltagem).
Obs.: A variação do Zn(s) ou do Cu(s) ______________ desloca o equilíbrio logo não altera o valor da d.d.p.
da pilha.
6
2015 – REVISÃO U.V.V.
A consequência disso são as PILHAS DE CONCENTRAÇÃO.
Ex: Sobre a seguinte pilha, responda:
As pilhas de concentração funcionam até as conc.se _____________________________.
Quem é o ANODO? _______________________
Quem é o CATODO? _______________________
Qual solução concentrará? ____________________
Qual solução diluirá? ______________________
Qual placa sofrerá corrosão? _____________________
Qual o sentido do fluxo de elétrons? ____________________
Qual o sentido dos cátions da ponte salina? _________________
Qual a concentração de íons Fe
2+
em cada cuba quando a pilha parar de funcionar?
______________________________________________________________________________________
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EXERCÍCIOS DE PILHAS
1. (Espcex (Aman) 2015) Uma pilha de zinco e prata pode ser montada com eletrodos de zinco e prata e
representada, segundo a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), pela notação
Zn(s) / Zn2
(aq) 1 mol
L
1
/ / Ag
(aq) 1 mol
L
1
/ Ag(s) .
As equações que representam as semirreações de cada espécie e os respectivos potenciais padrão de
redução (25°C e 1 atm) são apresentadas a seguir.
Zn2
Ag
(aq)
1e
Ag(s)
(aq)
E
2e
Zn(s)
E
0,76 V
0,80 V
Com base nas informações apresentadas são feitas as afirmativas abaixo.
I.
No eletrodo de zinco ocorre o processo químico de oxidação.
II.
O cátodo da pilha será o eletrodo de prata.
III.
Ocorre o desgaste da placa de zinco devido ao processo químico de redução do zinco.
IV.
V.
Zn 2 Ag
O sentido espontâneo do processo será Zn 2 2 Ag
Entre os eletrodos de zinco e prata existe uma diferença de potencial padrão de 1,56 V.
Estão corretas apenas as afirmativas
a) I e III.
b) II, III e IV.
c) I, II e V.
d) III, IV e V.
e) IV e V.
2. (Unicamp 2015) Uma proposta para obter energia limpa é a utilização de dispositivos eletroquímicos
que não gerem produtos poluentes, e que utilizem materiais disponíveis em grande quantidade ou
renováveis. O esquema abaixo mostra, parcialmente, um dispositivo que pode ser utilizado com
essa finalidade.
Nesse esquema, os círculos podem representar átomos,
moléculas ou íons. De acordo com essas informações e o
conhecimento de eletroquímica, pode-se afirmar que nesse
dispositivo a corrente elétrica flui de
a) A para B e o círculo
representa o íon O2 .
b) B para A e o círculo
representa o íon O2 .
c) B para A e o círculo
representa o íon O2 .
d) A para B e o círculo
representa o íon O2 .
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:
Em um laboratório didático, um aluno montou pilhas elétricas usando placas metálicas de zinco e
cobre, separadas com pedaços de papel-toalha, como
mostra a figura.
Utilizando três pilhas ligadas em série, o aluno montou o
circuito elétrico esquematizado, a fim de produzir corrente
elétrica a partir de reações químicas e acender uma
lâmpada.
Com o conjunto e os contatos devidamente fixados, o aluno adicionou
uma solução de sulfato de cobre (CuSO4 ) aos pedaços de papel-toalha
de modo a umedecê-los e, instantaneamente, houve o acendimento da
lâmpada.
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2015 – REVISÃO U.V.V.
3. (Unesp 2015) A tabela apresenta os valores de potencial-padrão para algumas semirreações.
E (V)
Equação de semirreação
(1mol L 1, 100kPa e 25 C)
2H
0,00
2e
(aq)
H2 (g)
Zn2
(aq)
2e
Zn(s)
0,76
Cu2
(aq)
2e
Cu(s)
0,34
Considerando os dados da tabela e que o experimento tenha sido realizado nas condições ambientes,
escreva a equação global da reação responsável pelo acendimento da lâmpada e calcule a diferença de
potencial (ddp) teórica da bateria montada pelo estudante.
4. (Ifsc 2014) A corrosão é um processo eletroquímico que envolve reações de oxirredução.
Com base na definição acima, assinale a soma da(s) proposição(ões) CORRETA(S).
01) Em uma reação de oxirredução, o agente oxidante recebe elétrons do agente redutor.
02) Os metais têm maior probabilidade de sofrerem oxidação, quando comparados com os não-metais.
04) As pilhas, os processos de eletrólise e a destilação fracionada também são exemplos de sistemas onde
ocorrem reações de oxirredução.
08) Nas pilhas, as reações de oxirredução ocorrem de forma espontânea.
16) O ouro tem um elevado potencial de redução, o que significa que ele é um bom agente redutor.
5. (Ufg 2014) Em uma piscina tratada com sulfato de cobre (CuSO4 ), um usuário deixou uma lata de
alumínio submersa.
Considerando os potenciais padrão de redução dos metais citados,
a) demonstre, por meio de equações eletroquímicas, o que ocorre na superfície do alumínio;
b) calcule a ddp e escreva a reação global de uma célula eletroquímica formada por eletrodos de A e Cu.
Dados: A
3
2
Cu
3e
2e
A
Ered
Cu
6. (Espcex (Aman) 2014)
1,66 V
Ered
0,34 V
Em uma pilha galvânica, um dos eletrodos é composto por uma placa de
estanho imerso em uma solução 1,0 mol L
1
1
de íons Sn
2+
e o outro é composto por uma placa de lítio
+
imerso em uma solução 1,0 mol L de íons Li , a 25 °C.
Baseando-se nos potenciais padrão de redução das semirreações a seguir, são feitas as
seguintes afirmativas:
Sn2 (aq) 2 e
Li (aq) 1 e
Sn (s)
Li (s)
E0red
0,14 V
E0red
3,04 V
I.
II.
O estanho cede elétrons para o lítio.
O eletrodo de estanho funciona como cátodo da pilha.
III.
A reação global é representada pela equação: 2 Li0 (s) Sn2 (aq) Sn0 (s) 2 Li (aq).
IV.
No eletrodo de estanho ocorre oxidação.
V.
A diferença de potencial teórica da pilha é de 2,90 V, (ΔE
2,90 V).
Das afirmativas apresentadas estão corretas apenas:
a) I, II e IV.
b) I, III e V.
c) I, IV e V.
d) II, III e IV.
e) II, III e V.
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2015 – REVISÃO U.V.V.
7. (Unifor 2014) A pilha seca ácida foi desenvolvida em 1866, pelo químico francês George Leclanché
(1839-1882). Trata-se de uma pilha comum hoje em dia, pois é a mais barata, sendo usada em
lanternas, rádios, equipamentos portáteis e aparelhos elétricos como gravadores, flashes e brinquedos.
Essa pilha na verdade não é seca, pois dentro dela há uma pasta aquosa, úmida.
http://www.mundoeducacao.com/quimica/pilha-seca-leclanche.htm
A reação global de funcionamento da pilha seca ácida é apresentada abaixo:
Zn(s)
2MnO2(aq)
2NH4
Zn2
(aq)
(aq)
Mn2O3(s)
2NH3(g)
Sobre a referida reação é possível afirmar que
a) No anodo, ocorre a oxidação do zinco metálico que fica no envoltório da pilha segundo a reação:
Zn(s)
Zn2 (aq) 2e . Os 2 elétrons do Zn metálico oxidado são transferidos para o dióxido de
manganês que assim é convertido a trióxido de manganês.
b) O dióxido de manganês sofre oxidação sendo convertido a trióxido de manganês e portanto age como
agente redutor no processo.
c) Zinco metálico sofre oxidação no catodo e geram a corrente de 1,5 V típica destas pilhas.
d) Dióxido de manganês sofrem redução no anodo e geram a corrente de 1,5 V típica destas pilhas.
e) No catodo, ocorre a oxidação do zinco metálico que fica no envoltório da pilha segundo a reação:
Zn(s)
Zn2 (aq) 2e . Os 2 elétrons do Zn metálico reduzido são transferidos para o dióxido de
manganês que assim é convertido a trióxido de manganês.
8. (Enem 2014) A revelação das chapas de raios X gera uma solução que contém íons prata na forma de
Ag(S2O3 )23 . Para evitar a descarga desse metal no ambiente, a recuperação de prata metálica pode
ser feita tratando eletroquimicamente essa solução com uma espécie adequada. O quadro apresenta
semirreações de redução de alguns íons metálicos.
Semirreação de redução
Ag(S2O3 )23 (aq) e
Cu2 (aq) 2e
Pt
2
(aq) 2e
Ag(s) 2S2O32 (aq)
E0 (V)
0,02
Cu(s)
0,34
Pt(s)
1,20
A 3 (aq) 3 e
A (s)
1,66
Sn2 (aq) 2e
Sn(s)
0,14
Zn2 (aq) 2e
Zn(s)
0,76
BENDASSOLLI, J. A. et al. “Procedimentos para a recuperação de Ag de resíduos líquidos e sólidos”. Química Nova, v. 26, n. 4, 2003
(adaptado).
Das espécies apresentadas, a adequada para essa recuperação é
a) Cu(s).
b) Pt(s).
c) A 3 (aq).
d) Sn(s).
e) Zn2 (aq).
10
2015 – REVISÃO U.V.V.
9. (Unifesp 2014) A figura representa uma pilha formada
com os metais Cd e Ag, mergulhados nas soluções de
Cd(NO3)2(aq) e AgNO3(aq), respectivamente. A ponte
salina contém solução de KNO3(aq).
a) Sabendo que a diferença de potencial da pilha, nas
condições padrão, é igual a +1,20 V e que o potencial
padrão de redução do cádmio é igual a –0,40 V, calcule o
potencial padrão de redução da prata. Apresente seus
cálculos.
b) Para qual recipiente ocorre migração dos íons K
da ponte salina? Justifique sua resposta.
e NO3
10. (Uepg 2014) Considerando a pilha esquematizada abaixo e os potenciais de redução apresentados,
assinale o que for correto.
Ag1
2
Cu
(aq)
(aq)
1e
Ag(s)
2e
Cu(s)
E0
0,80 V
0
0,34 V
E
01) O eletrodo que vai sofrer desgaste na
pilha é o Ag.
02) O comportamento dos metais nesta
pilha explica o uso de Ag nas tubulações
de Cu, pois em contato com o cobre a
prata sofre oxidação promovendo a redução do cobre.
04) A ddp gerada pela pilha é 0,46 V.
08) O agente redutor da reação global da pilha é o Cu.
16) A solução de Cu2 vai sofrer descoloração, pois os íons Cu2 serão reduzidos a Cu.
11. (Upe 2014) Analise a figura a seguir:
Considerando-se que a mulher possuía dentes obturados com amálgama (liga de prata, mercúrio, cobre e
estanho), são feitas algumas afirmativas sobre o processo ocorrido.
I.
Formou-se uma pilha ao se encostar o alumínio no amálgama da obturação, na presença de saliva.
II.
A saliva é uma solução ácida e está em contato com o alumínio e a liga metálica da obturação.
III.
O alumínio funciona como ânodo da pilha formada, perdendo elétrons, enquanto o amálgama é o
cátodo da pilha.
IV.
O processo gera uma corrente elétrica, que é conduzida ao cérebro a partir das terminações
nervosas do dente.
Dados:
A
3
2
Cu
Ag
3e
2e
e
A
Cu
Ag
Eo
1,66 V
Hg2
o
E
0,34 V
2
Eo
0,80 V
Sn
2e
2e
Hg
Sn
Eo
0,85 V
o
0,14 V
E
Quais das afirmativas podem ser utilizadas para se construir uma explicação cientificamente CORRETA
para o choque sentido ao morder o papel-alumínio?
a) I, III e IV, apenas.
c) II e IV, apenas.
e) I, II, III e IV.
b) I e IV, apenas.
d) I, II e IV, apenas.
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2015 – REVISÃO U.V.V.
12. (Uece 2014) Para minimizar os efeitos da corrosão nas chapas de ferro do casco de um navio, são
fixadas plaquetas de um metal – metal de sacrifício ou eletrodo de sacrifício – que é oxidado em seu
lugar. Na comparação com as características do ferro, o metal de sacrifício mais indicado é aquele
que apresenta
a) menor eletronegatividade.
b) menor poder de redução.
c) maior condutibilidade elétrica.
d) maior tenacidade.
13. (Unimontes 2014) A magnitude dos potenciais de eletrodo padrão de dois metais X e Y são:
X2
2e
X
E
0,25 V
Y2
2e
Y
E
0,34 V
Quando as meias células de X e Y são conectadas, os elétrons fluem de X para Y, e, quando X é
conectado a um eletrodo padrão de hidrogênio, EPH, os elétrons fluem de X para o eletrodo
de hidrogênio.
A diferença de potencial (ddp) dessa pilha constituída de X e Y é:
a) 0,09 V.
b) 0,25 V.
c) 0,59 V.
d) 0,00
14. (Uem 2014) Considere uma pilha montada com duas barras metálicas, uma de magnésio e outra de
prata, que são conectadas por um fio condutor e mergulhadas em um béquer contendo uma solução
+
aquosa ácida com concentração de H igual a 1,0 mol/litro, a 25 °C e 1 atm, e assinale o que
for CORRETO.
Dados:
Mg2
(aq)
2e
Mg0(s) E0red
2H
(aq)
2e
H2(g)
E0red
Ag
(aq)
e
Ag0(s)
E0red
2,36 v
0,0 V
0,80 V
01) A reação global na pilha é a seguinte:
2Ag
(aq)
Mg0(s)
2Ag0(s)
Mg2
(aq) .
02) O fluxo de elétrons é proveniente do eletrodo de magnésio.
04) Na barra de prata, ocorre a seguinte semirreação:
2Ag
(aq)
2e
2Ag0(s) .
08) Na barra de magnésio, ocorre a seguinte semirreação:
Mg2
(s)
2e
Mg0(s) .
16) Se a barra de prata for substituída por uma barra de grafite, a pilha funcionará sem alteração alguma
da força eletromotriz.
15. (Udesc 2014) Na odontologia o amálgama, que é composto basicamente por uma mistura sólida na
qual o mercúrio, a prata e o estanho são combinados, foi um material muito utilizado para
preenchimento de cavidades dentais. Quando uma pessoa, que tem restauração dentária à base de
amálgama, morde acidentalmente um pedaço de alumínio que embalava uma bala, esta pessoa sentirá
uma dor aguda em função da pilha criada no interior da boca, tendo o alumínio e o amálgama como
eletrodos e a saliva como eletrólito.
Considere as semirreações a seguir:
A
3
3e
(aq)
I. 3Hg22
II. Sn2
(aq)
(aq)
III. 8Sn2
(aq)
A
4Ag(s)
3Ag(s)
Eo
(s)
6e
2e
Hg(s) 16e
1,68 V
2Ag2Hg3(s)
Ag3Sn(s)
Sn8Hg(s)
Eo
0,85 V
Eo
0,05 V
Eo
0,13 V
Assinale a alternativa que contém os potenciais das reações galvânicas geradas ao combinar alumínio
metálico com as semirreações I, II e III, respectivamente.
a) +0,83 V; – 1,63 V; – 1,55 V
d) +2,53 V; +1,73 V; +1,81 V
b) +0,83 V; +1,73 V; +1,81 V
e) – 0,83 V; +1,63 V; +1,55 V
c) +2,53 V; +1,63 V; +1,55 V
12
2015 – REVISÃO U.V.V.
16. (Uem-pas 2014) No campo da odontologia, as reações redox têm papel importante. O amálgama usado
em obturações é obtido misturando uma parte de mercúrio a uma parte de liga metálica que contém
prata, estanho, cobre e zinco. Com esse tipo de obturação, pode-se sentir um choque no dente, caso se
morda, acidentalmente, um pedaço de papel alumínio. Sobre essas informações e com base na reação
abaixo, assinale o que for CORRETO.
Dados:
E A
1,66 V;
E Sn
E Ag
0,14 V;
0,80 V.
2 A 3 Sn2
9 Ag 2 A 3
3 Ag3Sn
01) Nessa reação, o alumínio é o cátodo e o amálgama é o ânodo.
02) Sem a saliva, os elétrons gerados nessa pilha não teriam meio condutor.
04) Se essa reação fosse contínua, o papel alumínio seria corroído devido à perda de elétrons.
08) Em uma célula eletrolítica baseada na prata e no estanho, o fluxo de elétrons ocorreria no sentido da
prata para o estanho e de forma não espontânea.
16) Considerando-se uma célula galvânica existente entre a prata e o alumínio, pode-se estabelecer que a
diferença de potencial dessa pilha seria de -0,86 V.
17. (Ufrgs 2014) Células eletroquímicas podem ser construídas com uma ampla gama de materiais, até
mesmo metais nobres como prata e ouro.
Observe, abaixo, as semirreações de redução.
Ag (aq) e
Ag(s)
Au3 (aq) 3e
Au(s)
ε
0,80V
ε
1,50V
Assinale com V (verdadeiro) ou F (falso) as seguintes afirmações a respeito de uma célula eletroquímica,
constituída de ouro e prata.
( ) Um dos eletrodos poderia ser construído com ouro em água pura; e o outro, prata em água pura.
(
) Uma pilha construída com placas metálicas de ouro e prata, em contato com os respectivos sais, teria
força eletromotriz padrão de 0,70 V.
( ) Essa célula eletroquímica produz aumento da massa do ouro metálico.
A sequência correta de preenchimento dos parênteses, de cima para baixo, é
a) V – V – V.
b) V – F – F.
c) V – F – V.
d) F – V – V.
e) F – V – F.
18. (Unifor 2014) A pilha de Daniell é construída usando-se um eletrodo de zinco metálico, que é embebido
numa solução de sulfato de zinco, e um eletrodo de cobre metálico, que é então embebido numa
solução de sulfato cúprico. As duas soluções são postas em contato através de uma superfície porosa,
de modo que não se misturem, mas íons possam atravessá-la. Alternativamente, uma ponte salina, que
pode ser um tubo contendo em seu interior uma solução salina, tipo NaC , fechado por material poroso,
interligando as soluções de sulfato cúprico e de zinco.
http://www.eecis.udel.edu/~portnoi/ academic/academic-files/daniellcell.html
Na pilha de Daniell, há um processo de transferência espontânea de elétrons. No processo:
13
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2015 – REVISÃO U.V.V.
a) O Zn(S) sofre oxidação, perdendo elétrons sendo o agente redutor do processo enquanto o Cu2
(aq)
sofre redução, ganhando os elétrons cedidos pelo zinco metálico e agindo como oxidante no processo.
b) O Cu(s) sofre oxidação, perdendo elétrons sendo o agente redutor do processo enquanto o Zn2
(aq)
sofre redução, ganhando os elétrons cedidos pelo zinco metálico e agindo como oxidante no processo.
c) O Zn(s) sofre redução, perdendo elétrons sendo o agente redutor do processo enquanto o Cu2 (aq) sofre
oxidação, ganhando os elétrons cedidos pelo zinco metálico e agindo como oxidante no processo.
d) O Cu(s) sofre oxidação, perdendo elétrons sendo o agente redutor do processo enquanto o Zn2
(aq)
sofre redução, ganhando os elétrons cedidos pelo zinco metálico e agindo como oxidante no processo.
e) Ambos os metais em solução sofrem redução e os sólidos metálicos sofrem oxidação.
19. (Pucrj 2014)
Uma célula eletroquímica foi montada unindo-se uma semipilha do metal chumbo
mergulhado em solução 1 mol L
1
de nitrato de chumbo II. A outra semipilha do metal cálcio mergulhado
em solução 1 mol L 1 de nitrato de
cálcio,
de
acordo
com
o
esquema ao lado:
Sendo os potenciais de redução:
E0Pb2 /Pb
e
0,13 V
E0Ca2 /Ca
2,87 V, pede-se, para essa
pilha:
a) escrever a equação de oxirredução na
forma iônica.
b) calcular o valor da diferença de potencial
padrão (ΔE0 ).
c) indicar a espécie que atua como agente redutor.
d) indicar a semipilha que funciona como catodo.
20. (Ufpr 2014) A matéria “Holandeses inventam pavimento que absorve poluição”, veiculada na BBC
Brasil em julho de 2013, mostra uma proposta de adicionar um catalisador na composição de
pavimentos de modo a reduzir quantidade de poluentes da atmosfera, os quais são liberados pelos
carros movidos a combustíveis fósseis. Na proposta, os pesquisadores adicionaram óxido de titânio
(TiO2) na formulação do pavimento e monitoraram a redução de óxidos de nitrogênio (NOx) da
atmosfera onde os pavimentos foram instalados. O TiO 2 é um semicondutor que absorve radiação UV
do espectro solar, conforme mecanismo mostrado ao lado. O TiO 2*(excitado pela radiação) adquire +3,2
V adicionais no potencial de redução.
(Disponível em <http://www.bbc.co.uk/portuguese/videos_e_fotos/2013/07/130716_pavement_catalitico_rp.shtml>. Acesso em Jul.
2013).
a) O TiO2 é capaz de oxidar o dióxido de nitrogênio na ausência de
luz? Por quê?
b) Calcule a variação de potencial padrão para a reação de oxidação
do dióxido de nitrogênio pelo TiO2*.
TiO2
UV
TiO2 *
TiO2 Ti IV
NO3
E
0,80 V
E
0,56 V
NO2
21. (Uepg 2014) Analisando as semirreações apresentadas abaixo, assinale o que for correto.
I.
Mg2
(aq)
2e
Mg(s)
E0
2,36 V
II.
Fe2
(aq)
2e
Fe(s)
E0
0,44 V
III.
2H
IV.
Cu2
V.
Au3
2e
(aq)
2e
(aq)
H2(g) E0
Cu(s)
3e
E0
Au(s)
0,00 V
0,34 V
E0
1,42 V
01) A ordem crescente do caráter redutor é Au Cu H Fe Mg.
02) A tendência em sofrer oxidação do magnésio é maior que a do cobre.
04) O metal cobre é mais nobre que o metal ferro.
08) Os íons H podem oxidar apenas os metais magnésio e ferro.
14
Ti III
2015 – REVISÃO U.V.V.
22. (Pucsp 2014) Dado: todas as soluções aquosas citadas apresentam concentração 1 mol L
respectivo cátion metálico.
A figura a seguir apresenta esquema da pilha de
Daniell:
Nessa representação o par Zn Zn2
1
do
é o ânodo da
2
pilha, enquanto que o par Cu Cu é o cátodo. A
reação global é representada por:
Cu2 (aq)
Zn2 (aq)
ΔE 1,10 V
Zn(s)
Cu(s)
Ao substituirmos a célula contendo o par Zn Zn2
por A A
3
, teremos a equação
2A
(s)
3Cu2
2A
(aq)
Uma pilha utilizando as células A A
3
ânodo
cátodo
ΔE (V)
a)
Zn Zn2
A 3
A
3,10
b)
2
Zn Zn
A
3
A
0,90
c)
A A 3
Zn2
Zn
3,10
d)
A A 3
Zn2
Zn
1,55
e)
3
2
Zn
0,90
A A
Zn
3
(aq)
e Zn Zn2
3Cu(s)
ΔE
2,00 V
é melhor descrita por
23. (Udesc 2014) Analise as proposições em relação a um experimento de eletroquímica.
I.
Em uma reação de oxirredução que ocorre espontaneamente, os elétrons são transferidos de uma
espécie química com maior potencial de redução para outra com menor potencial de redução.
Portanto, ao calcularmos a diferença de potencial da célula, chega-se a um valor positivo.
II.
Uma medida de potencial eletroquímico considera o uso de um eletrodo padrão de hidrogênio
+
+
(EPH). Se a semicela H /H2 atuar como ânodo, a semirreação será a de oxidação de H 2 a H e, se
+
atuar como cátodo, será a de redução de H a H2.
III.
Uma das formas de evitar o acúmulo de cargas elétricas nas soluções catódicas e anódicas é o uso
de uma ponte salina. O excesso de ânions ou cátions gerados nas reações eletroquímicas é
compensado pela migração de íons provenientes da ponte salina.
Assinale a alternativa CORRETA.
a) Somente a afirmativa II é verdadeira.
b) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras.
c) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras.
d) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.
e) Todas as afirmativas são verdadeiras.
24. (Pucrs 2014) Um estudante cravou uma lâmina de magnésio e uma lâmina de cobre em uma maçã,
tendo o cuidado para que não encostassem uma na outra. A seguir, mediu a diferença de potencial
entre as lâminas por meio de um voltímetro. Os potenciais de redução padrão do magnésio e do cobre
são, respectivamente, –2,37V e +0,34V.
Pela análise do texto, é correto afirmar que
2+
a) o cobre se oxida, produzindo íons Cu (aq).
b) o valor da diferença de potencial entre magnésio e cobre é, aproximadamente, +2,71 V.
c) o magnésio é um agente oxidante, pois força o cobre a sofrer a redução.
d) o experimento descrito resulta em uma reação não espontânea, pois o potencial é negativo.
e) com o tempo, há tendência de a lâmina de cobre desaparecer.
15
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2015 – REVISÃO U.V.V.
25. (Enem PPL 2013) Após o desmonte da bateria automotiva, é obtida uma pasta residual de 6 kg, em
que 19%, em massa, é dióxido de chumbo(IV), 60%, sulfato de chumbo(II) e 21%, chumbo metálico. O
processo pirometalúrgico é o mais comum na obtenção do chumbo metálico, porém, devido à alta
concentração de sulfato de chumbo(II), ocorre grande produção de dióxido de enxofre (SO 2), causador
de problemas ambientais. Para eliminar a produção de dióxido de enxofre, utiliza-se o processo
hidrometalúrgico, constituído de três etapas, no qual o sulfato de chumbo(II) reage com carbonato de
sódio a 1,0 mol/L a 45 °C, obtendo-se um sal insolúvel (etapa 1), que, tratado com ácido nítrico, produz
um sal de chumbo solúvel (etapa 2) e, por eletrólise, obtém-se o chumbo metálico com alto grau de
pureza (etapa 3).
ARAÚJO, R. V. V. et al. Reciclagem de chumbo de bateria automotiva: estudo de caso. Disponível em: www.iqsc.usp.br. Acesso em:
17 abr. 2010 (adaptado).
Considerando a obtenção de chumbo metálico a partir de sulfato de chumbo(II) na pasta residual, pelo
processo hidrometalúrgico, as etapas 1, 2 e 3 objetivam, respectivamente,
2+
0
a) a lixiviação básica e dessulfuração; a lixiviação ácida e solubilização; a redução do Pb em Pb .
4+
0
b) a lixiviação ácida e dessulfuração; a lixiviação básica e solubilização; a redução do Pb em Pb .
0
2+
c) a lixiviação básica e dessulfuração; a lixiviação ácida e solubilização; a redução do Pb em Pb .
2+
0
d) a lixiviação ácida e dessulfuração; a lixiviação básica e solubilização; a redução do Pb em Pb .
4+
0
e) a lixiviação básica e dessulfuração; a lixiviação ácida e solubilização; a redução do Pb em Pb .
26. (Fgv 2013) Baterias de lítio são o principal componente dos mais recentes carros elétricos ou híbridos
com motor a gasolina, que já estão em testes em São Paulo.
(Revista Pesquisa Fapesp, n.o 199, pág. 72. Adaptado)
Sobre o funcionamento da bateria de lítio na geração de energia elétrica, é correto afirmar que no anodo
ocorre a reação de
a) redução; o polo positivo é o catodo e a sua ddp é positiva.
b) redução; o polo negativo é o catodo e a sua ddp é negativa.
c) oxidação; o polo negativo é o catodo e a sua ddp é positiva.
d) oxidação; o polo positivo é o catodo e a sua ddp é negativa.
e) oxidação; o polo positivo é o catodo e a sua ddp é positiva.
27. (Enem PPL 2013) O Instituto Luiz Coimbra (UFRJ) lançou o primeiro ônibus urbano movido a
hidrogênio do Hemisfério Sul, com tecnologia inteiramente nacional. Sua tração provém de três fontes
de energia, sendo uma delas a pilha de combustível, na qual o hidrogênio, gerado por um processo
eletroquímico, reage com o oxigênio do ar, formando água.
FRAGA, I. Disponível em: http://cienciahoje.uol.com.br. Acesso em: 20 jul. 2010 (adaptado).
A transformação de energia que ocorre na pilha de combustível responsável pelo movimento do ônibus
decorre da energia cinética oriunda do(a)
a) calor absorvido na produção de água.
b) expansão gasosa causada pela produção de água.
c) calor liberado pela reação entre o hidrogênio e o oxigênio.
d) contração gasosa causada pela reação entre o hidrogênio e o oxigênio.
e) eletricidade gerada pela reação de oxirredução do hidrogênio com o oxigênio.
28. (Ufsc 2013) Tudo o que consumimos gera resíduos, e com os aparelhos eletroeletrônicos não é
diferente. Do ponto de vista ambiental, a produção cada vez maior de novos eletroeletrônicos traz dois
grandes riscos: o elevado consumo de recursos naturais empregados na fabricação e a destinação final
inadequada. Se descartados sem tratamento específico, os metais encontrados nas pilhas e baterias
podem trazer danos ao meio ambiente e à saúde humana. A reciclagem das pilhas e baterias no Brasil
ainda não é satisfatória, pois não há consciência por parte do consumidor, postos de coleta nas lojas,
fiscalização nos procedimentos de retirada por parte das empresas e, sobretudo, legislação que
incentive a reciclagem. Além disso, o processo de reciclagem das pilhas e baterias é bastante
complexo, envolvendo diversas etapas como reações em série de precipitação e técnicas de separação
de misturas.
16
2015 – REVISÃO U.V.V.
A seguir, são fornecidos as semirreações e os valores de potencial padrão de redução (em Volts, a 1
atm e 25°C) de alguns constituintes das pilhas:
e
Li
E0
3,045 V
Mn2
2e
Mn
E0
1,180 V
Zn2
2e
Zn
E0
0,760 V
Li
Sobre este assunto, é CORRETO afirmar que:
01) a notação química de uma pilha formada pela interligação
entre eletrodos de zinco e de cobre será
2+
2+
Zn / Zn // Cu / Cu.
Cr 2
2e
Cr
E0
0,740 V
02) se uma placa metálica de cobre for imersa em uma
solução aquosa de MnSO4, haverá corrosão na placa Cu2
2e
Cu
E0
0,337 V
2+
metálica e redução dos íons Mn .
04) o lítio metálico perde elétrons mais facilmente que o I2
2e
2I
E0
0,540 V
cromo metálico.
08) na pilha de lítio-iodo, desenvolvida para ser utilizada em aparelhos de marca-passo, o lítio ganha
elétrons e o iodo perde elétrons.
16) na pilha alcalina de zinco-manganês ocorre, no ânodo, oxidação do manganês e, no cátodo, redução do
zinco.
32) o manganês recebe elétrons mais facilmente que o zinco.
64) o lítio metálico é um agente redutor mais fraco que o cromo metálico.
29. (Ufrgs 2013) Os potenciais padrão de redução, determinados mediante processos eletroquímicos,
podem ser empregados para prever a espontaneidade de reações, mesmo quando essas não
constituem pilhas ou baterias.
Observe o quadro a seguir.
ε
0,80V
Ag aq e
Ag s
Co2
aq
2e
Co s
ε
0,28V
A 3
aq
3e
A s
ε
1,66V
ε
2,90V
Ba2 aq 2e
Ba s
Com base no quadro, considere as reações abaixo.
Ba NO3 2 2Ag 2AgNO3 Ba.
I.
2A NO3 3 3Co
3Co NO3 2 2A .
3AgNO3 A
A NO3 3 3Ag.
III.
Quais reações serão espontâneas?
a) Apenas I.
b) Apenas II.
c) Apenas III.
II.
d) Apenas I e III.
e) I, II e III.
30. (Uem 2013) Um professor de laboratório de química preparou 4 experimentos diferentes, a 25°C e 1
atm, descritos a seguir, para explicar reações de oxidação e redução e espontaneidade de reações.
1. Colocou um fio de cobre em um copo contendo uma solução de nitrato de prata 1 mol/L.
2. Colocou um fio de prata em um copo contendo uma solução de sulfato de cobre 1 mol/L.
3. Colocou uma fita de zinco metálico em copo contendo uma solução de ácido sulfúrico 1 mol/L.
4. Colocou um prego enrolado por uma fita de Mg metálico em um copo contendo uma solução de
ácido sulfúrico 1 mol/L.
Tendo como base os potenciais padrão de redução apresentados a seguir, assinale a(s) alternativa(s) que
apresenta(m) uma CORRETA descrição das reações feitas pelo
professor.
Mg2 (aq) 2e
Mg(s) E0
2,37V
01) Em somente um dos experimentos não haverá nenhuma
reação de oxidação e de redução.
02) No 1º e no 2º experimentos, ocorrerá a deposição de um
metal sobre os fios de cobre e prata.
04) No 3º e no 4º experimentos, ocorrerá a evolução de um gás.
08) No 4º experimento, somente ocorrerá a oxidação do prego
após a completa oxidação da fita de magnésio ou após
ocorrer a perda de contato elétrico entre os dois metais.
16) No 1º experimento, a quantidade de massa dos materiais
durante o processo de oxidação e de redução.
Zn2 (aq)
2e
Zn(s)
E0
0,76V
Fe2 (aq)
2e
Fe(s)
E0
0,44V
2H (aq)
Cu2 (aq)
Ag (aq)
2e
2e
e
H2 (g)
Cu(s)
Ag(s)
E
0
0,00V
E0
0,34V
0
0,80V
E
metálicos sólidos permanece constante
17
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2015 – REVISÃO U.V.V.
ELETRÓLISE
Eletrólise são reações de _____________________________ que ocorrem somente com o fornecimento
de uma ___________________________ __________________________.
OBS: Então eletrólise é o ______________________ da pilha.
Podemos então concluir que eletrólises são reações:
__________________________ pois possuem H
O, ( H =
)
__________________________ pois possuem G
O, ( G =
)
__________________________ pois possuem ε
O, ( ε =
)
ESQUEMA DE UMA ELETRÓLISE
Semi-reação CATÓDICA:
Semi-reação ANÓDICA:
18
2015 – REVISÃO U.V.V.
TIPOS DE ELETRÓLISE
1. Eletrólise Ígnea
É a eletrólise do composto __________________________ ou seja no _____________________________
_____________________________
Ex1: Fazer a eletrólise ígnea do NaCl.
Ex2: Fazer a eletrólise ígnea do Al2O3 (Bauxita).
2. Eletrólise em Solução Aquosa
+
Entra 1º no Catodo (-): Outros metais | H | Aℓ | 2A | 1A
Entra 1º no Anodo (+):
Ânions não
Oxigenados
Cl , Br ,
Ânions Orgânicos
HCOO ,
I
Cloreto , Brometo, Iodeto
+
Metanoato,
+
Descarga do H : 2H(aq) + 2e
-
H3CCOO
-
Descarga do OH : 2OH(aq)
-
Hidroxila
Ânions
Oxigenados
OH
SO4 , NO3 , CO3
2-
-
Fluoreto
2
F
Acetato
H2(g)
1
H2O(L) + 2
O2(g) + 2e
-
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2015 – REVISÃO U.V.V.
Fazer a eletrólise do:
a) NaCl(aq)
b) CuSO4(aq)
20
2015 – REVISÃO U.V.V.
c) HCl(aq)
d) NaOH(aq)
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2015 – REVISÃO U.V.V.
3. Eletrólise com eletrodos ativos
e) CuSO4(aq) com eletrodos de Cu(s) (Cobre).
22
2015 – REVISÃO U.V.V.
4. Eletrólise Quantitativa
-
23
-
1 Faraday (1F): 96500C : 1 mol de (e ): 6.10 (e )
Da Física:
Ex1: Qual a massa de Fe depositado no Catodo numa eletrólise de 20 min com uma corrente de 9,65A?
Ex2: Numa eletrólise de 19,3A de corrente observou-se o depósito de 6,35g de Cu. Calcule o tempo desta eletrólise.
23
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2015 – REVISÃO U.V.V.
EXERCÍCIOS DE ELETRÓLISE
1. (Uerj 2014) A eletrólise da ureia, substância encontrada na urina, está sendo proposta como forma de
obtenção de hidrogênio, gás que pode ser utilizado como combustível. Observe as semirreações da
célula eletrolítica empregada nesse processo, realizado com 100% de rendimento:
- reação anódica: CO(NH2 )2
- reação catódica: 6 H2O 6 e
6 OH
3 H2
N2
5 H2O CO2
6e
6 OH
Considere as seguintes informações:
-1
1 - A ureia tem fórmula química CO(NH2 )2 e sua concentração na urina é de 20 g.L .
2 - Um ônibus movido a hidrogênio percorre 1 km com 100 g desse combustível.
Apresente a reação global da eletrólise da ureia. Em seguida, calcule a distância, em quilômetros,
percorrida por um ônibus utilizando o combustível gerado na eletrólise de dez mil litros de urina.
2. (Upe 2014) Segundo o Conselho Nacional do Meio Ambiente – CONAMA, a concentração de íons
2+
cobre, dissolvidos numa água classificada como doce, não pode ser superior a 0,009 mg de Cu por
2+
litro de água. Num determinado processo industrial, a concentração de íons Cu no efluente é igual a
350 mg/L.
A equipe técnica da indústria optou por usar um processo de eletrodeposição para reduzir a
concentração de íons cobre no efluente. Para isso, utilizou corrente elétrica igual a 10 A por 2 horas 40
min e 50 s, considerando-se um volume de 100 litros de efluente.
Dados: Massa atômica: Cu = 63,5 u; 1 F = 96500 C/mol; Q = i x t
Considerando o processo de eletrodeposição descrito, assinale a alternativa que apresenta a afirmativa
CORRETA.
2+
a) 95% dos íons Cu presentes no efluente foram eletrodepositados.
2+
b) Após a eletrodeposição, a concentração de íons Cu é igual a 32,5 mg/L.
2+
c) A concentração de íons Cu é dez vezes maior que a estabelecida pelo CONAMA.
2+
d) A concentração de íons Cu dissolvidos no efluente não é alterada pelo processo de eletrodeposição.
2+
e) A equipe técnica atuou corretamente, uma vez que a concentração de íons Cu ficou abaixo da
estabelecida pelo CONAMA.
3. (Espcex (Aman) 2014) Algumas peças de motocicletas, bicicletas e automóveis são cromadas. Uma
peça automotiva recebeu um “banho de cromo”, cujo processo denominado cromagem consiste na
deposição de uma camada de cromo metálico sobre a superfície da peça. Sabe-se que a cuba
eletrolítica empregada nesse processo (conforme a figura abaixo), é composta pela peça automotiva
ligada ao cátodo (polo negativo), um eletrodo inerte ligado ao ânodo e uma solução aquosa de
1mol L 1 de CrC
3.
Supondo que a solução esteja completamente dissociada e que o processo eletrolítico durou 96,5 min sob
uma corrente de 2 A, a massa de cromo depositada nessa peça foi de
Dados: massas atômicas Cr = 52 u e C 35,5 u.
1 Faraday = 96500 C/mol de e
a) 0,19 g
b) 0,45 g
c) 1,00 g
d) 2,08 g
e) 5,40 g
24
2015 – REVISÃO U.V.V.
4. (Upf 2014) O funcionamento de uma pilha depende, principalmente, de serem conectados aos
eletrodos metais com diferentes capacidades de sofrerem oxidação. Sendo assim, quanto maior a
diferença de potencial dos eletrodos de uma pilha, maior será o valor da diferença de potencial
(ddp) gerado.
Zn2+(aq)
2e
Zn(s)
E
red
0,76V
Cu2+(aq)
2e
Cu(s)
E
red
0, 34V
Considerando as informações apresentadas e as equações
expressas, assinale a alternativa incorreta:
a) As concentrações das soluções utilizadas e a
temperatura influenciam na diferença de potencial (ddp)
de uma pilha.
b) Em uma pilha, ocorrerão reações espontâneas de
oxirredução.
c) A ddp gerada por uma pilha é inversamente proporcional
à intensidade da corrente elétrica produzida por
essa pilha.
d) Uma pilha de zinco (Zn(s) ) e cobre (Cu(s) ), em regime de descarga, leva à produção de íons Zn2+ e
cobre metálico.
e) A elevação da temperatura aumenta a velocidade das reações direta e inversa, embora haja um maior
favorecimento no sentido das reações endotérmicas.
5. (Mackenzie 2014) Utilizando eletrodos inertes, foram submetidas a uma eletrólise aquosa em série,
duas soluções aquosas de nitrato, uma de níquel (II) e outra de um metal Z, cuja carga catiônica é
desconhecida. Após, 1 hora, 20 minutos e 25 segundos, utilizando uma corrente de 10 A, foram obtidos
14,500 g de níquel (II) e 25,875 g do metal Z.
Dados: massas molares (g/mol) Ni = 58 e Z = 207
1 Faraday = 96500 C
De acordo com essas informações, é correto afirmar que a carga iônica do elemento químico Z é igual a
a) +1
b) +2
c) +3
d) +4
e) +5
6. (Unicamp 2014) A produção mundial de gás cloro é de 60 milhões de toneladas por ano. Um processo
eletroquímico moderno e menos agressivo ao meio ambiente, em que se utiliza uma membrana
semipermeável, evita que toneladas de mercúrio, utilizado no processo eletroquímico convencional,
sejam dispensadas anualmente na natureza. Esse processo moderno está parcialmente esquematizado
na figura abaixo.
a) Se a produção anual de gás cloro fosse obtida apenas pelo processo esquematizado na figura abaixo,
qual seria a produção de gás hidrogênio em milhões de toneladas?
b) Na figura, falta representar uma fonte de corrente elétrica e a formação de íons OH . Complete o
desenho com essas informações, não se esquecendo de anotar os sinais da fonte e de indicar se ela é
uma fonte de corrente alternada ou de corrente contínua.
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2015 – REVISÃO U.V.V.
7. (Upf 2014) O uso de cloro na desinfecção de águas foi iniciado com a aplicação do hipoclorito de sódio
(NaC O(aq) ) e, primeiramente, era empregado somente em casos de epidemias. A partir de 1902, a
cloração foi adotada de maneira contínua na Bélgica, e, a partir de 1909, passou a ser utilizado o gás
cloro (C 2(g) ), armazenado em cilindros revestidos com chumbo. O gás cloro (C 2(g) ) pode ser obtido
por dois processos de eletrólise: eletrólise da água do mar ou de uma salmoura e eletrólise ígnea de
cloreto de sódio fundido.
Na
C
( )
2(g)
e
Na(
2e
)
2C
(aq)
E0red
2,71 V
E0red
1,36 V
Considerando os processos de eletrólise e as substâncias químicas relacionadas no quadro acima, analise
as afirmativas e assinale a CORRETA.
a) Para o preparo de 1 L de uma solução de NaC O(aq) com concentração em quantidade de matéria de
0,6 mol L 1, devem ser dissolvidos 4,466 g do soluto.
b) No processo de eletrólise do NaC ( ), ocorre redução no compartimento do cátodo, sendo este ligado
ao polo negativo.
c) Eletrólise é um processo de oxirredução espontâneo no qual ocorre conversão de energia química em
energia elétrica.
d) A substância química NaC (s) conduz a corrente elétrica, mesmo no estado sólido, pois apresenta íons
em sua estrutura cristalina.
e) A decomposição do cloreto de sódio é um processo espontâneo e sua reação pode ser descrita como:
2NaC ( ) 2Na( ) C 2(g), sendo o potencial da célula negativo.
8. (Ufsm 2014) O processo de eletrólise pode ser empregado para tratar paciente com câncer no pulmão.
A terapia consiste na colocação de eletrodos no tecido a ser tratado e, a seguir, é aplicada uma corrente
elétrica originando um processo de oxirredução. O processo de eletrólise gera produtos, como C 2 e
OH , os quais atacam e destroem as células doentes que estão na região próxima aos eletrodos.
Utilizando eletrodos inertes (platina), as semirreações que ocorrem são:
2H2O 2e
2C
H2
C
2
2OH
2e
Analise as afirmações a seguir.
I.
No ânodo, ocorre liberação de C 2 .
II.
O meio fica básico na região próxima ao cátodo.
III.
A água se oxida no cátodo.
Está(ão) correta(s)
a) apenas I.
b) apenas II.
c) apenas III.
d) apenas I e II.
e) apenas II e III.
9. (Ime 2014) Realiza-se a eletrólise de uma solução aquosa diluída de ácido sulfúrico com eletrodos
inertes durante 10 minutos. Determine a corrente elétrica média aplicada, sabendo-se que foram
produzidos no catodo 300 mL de hidrogênio, coletados a uma pressão total de 0,54 atm sobre a água,
à temperatura de 300 K.
Considere: Pressão de vapor da água a 300 K 0,060 atm;
Constante de Faraday: 1 F
96500 C mol–1;
Constante universal dos gases perfeitos: R
a) 2,20 A
b) 1,93 A
c) 1,08 A
d) 0,97 A
e) 0,48 A
0,08 atm L K –1 mol–1.
26
2015 – REVISÃO U.V.V.
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:
Leia o texto:
O uso mais popular do cloreto de sódio é na cozinha, onde é utilizado para acrescentar sabor a uma
infinidade de alimentos e também como conservante e material de limpeza. É na indústria química, no
entanto, que ele é mais consumido. São inúmeros os processos que fazem uso de produtos do
processamento desse sal.
10. (Unicamp 2014) O uso industrial do cloreto de sódio se dá principalmente no processo de obtenção de
alguns importantes produtos de sua eletrólise em meio aquoso. Simplificadamente, esse processo é
feito pela passagem de uma corrente elétrica em uma solução aquosa desse sal. Pode-se afirmar que,
a partir desse processo, seriam obtidos:
a) gás hidrogênio, gás oxigênio e ácido clorídrico.
b) gás hidrogênio, gás cloro e ácido clorídrico.
c) gás hidrogênio, gás cloro e hidróxido de sódio em solução.
d) gás hidrogênio, gás oxigênio e hidróxido de sódio em solução.
11. (Mackenzie 2013) O fluoreto de sódio é um sal inorgânico derivado do fluoreto de hidrogênio, usado na
prevenção de cáries, na fabricação de defensivos agrícolas e pastas de dentes. Nessa última aplicação,
esse sal inibe a desmineralização dos dentes, prevenindo, por isso, as cáries. Em condições e cuidados
adequados para tal, foram realizadas as eletrólises ígnea e aquosa dessa substância, resultando em
uma série de informações, as quais constam da tabela a seguir:
Eletrólise ígnea
-
Descarga no ânodo
Substância produzida no ânodo
Descarga no cátodo
Substância produzida no cátodo
íon F
gás flúor
+
íon Na
sódio metálico
Eletrólise aquosa
-
íon OH
vapor de água
+
íon H
gás hidrogênio
De acordo com seus conhecimentos eletroquímicos, pode-se afirmar que, na tabela preenchida com
informações dos processos eletrolíticos,
a) não há informações incorretas.
d) há duas informações incorretas.
b) todas as informações estão incorretas.
e) há três informações incorretas.
c) há apenas uma informação incorreta.
12. (Ufrn 2013) A purificação do cobre é essencial para sua aplicação em fios condutores de corrente
elétrica. Como esse metal contém impurezas de ferro, zinco, ouro e platina, é preciso realizar um
processo de purificação na indústria para obtê-lo com mais de 99% de pureza. Para isso, é necessário
colocá-lo no anodo de uma cuba com solução aquosa de sulfato de cobre e aplicar corrente elétrica de
forma a depositá-lo no catodo, fazendo-o atingir essa pureza. Apesar de ser um método lento e de
consumir grande quantidade de energia, os custos de produção são compensados pelos subprodutos
do processo, que são metais como ouro, platina e prata. O método de purificação do cobre é
conhecido como
a) pilha galvânica, sendo que, no anodo, ocorre a oxidação do cobre metálico, e o metal que se deposita
2+
no catodo é resultado da redução dos íons Cu da solução aquosa.
b) eletrólise, sendo que, no anodo, ocorre a oxidação do cobre metálico, e o metal que se deposita no
2+
catodo é resultado da redução dos íons Cu da solução aquosa.
c) eletrólise, sendo que, no anodo, ocorre a redução do cobre metálico, e o metal que se deposita no
2+
catodo é resultado da oxidação dos íons Cu da solução aquosa.
d) pilha galvânica, sendo que, no anodo, ocorre a redução do cobre metálico, e o metal que se deposita no
2+
catodo é resultado da oxidação dos íons Cu da solução aquosa.
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2015 – REVISÃO U.V.V.
13. (Ibmecrj 2013) Um experimento de eletrólise foi apresentado por um estudante na feira de ciências da
escola. O esquema foi apresentado como a figura abaixo:
O estudante listou três observações que realizou em sua experiência:
I.
Houve liberação de gás cloro no eletrodo 1.
II.
Formou-se uma coloração rosada na solução próxima ao eletrodo 2 quando se adicionaram gotas
de fenolftaleína.
III.
Ocorreu uma reação de redução do cloro no eletrodo 1.
Assinale a alternativa que indica as observações corretas quanto à experiência:
a) I e III
b) II
c) I e II
d) I, II e III
e) III
14. (Udesc 2013) O alumínio é produzido por meio da eletrólise do óxido de alumínio, obtido pelo
processamento da bauxita. A equação que representa a eletrólise é:
2 A 2O3(s)
4A
(s)
3 O2(g)
Sobre esta reação, é correto afirmar que o:
a) O2 é formado no cátodo.
b) alumínio é oxidado.
c) estado de oxidação do alumínio no A 2O3 é +2.
d) alumínio é reduzido.
e) estado de oxidação do oxigênio no A 2O3 é -3.
15. (Enem 2013) Eu também podia decompor a água, se fosse salgada ou acidulada, usando a pilha de
Daniell como fonte de força. Lembro o prazer extraordinário que sentia ao decompor um pouco de água
em uma taça para ovos quentes, vendo-a separar-se em seus elementos, o oxigênio em um eletrodo, o
hidrogênio no outro. A eletricidade de uma pilha de 1 volt parecia tão fraca, e, no entanto podia ser
suficiente para desfazer um composto químico, a água…
SACKS, O. Tio Tungstênio: memórias de uma infância química. São Paulo: Cia. das Letras, 2002.
O fragmento do romance de Oliver Sacks relata a separação dos elementos que compõem a água. O
princípio do método apresentado é utilizado industrialmente na
a) obtenção de ouro a partir de pepitas.
b) obtenção de calcário a partir de rochas.
c) obtenção de alumínio a partir da bauxita.
d) obtenção de ferro a partir de seus óxidos.
e) obtenção de amônia a partir de hidrogênio e nitrogênio.
16. (Uern 2013) Um brinquedo, movido a pilha, fica ligado durante 1,5 hora até ser desligado. Sabe-se que
a pilha e recarregável e o seu metal é o magnésio, que possui uma corrente de 10800 mA. Qual foi o
desgaste aproximado de magnésio nesse período?
Dado: 1F=96.500 C
a) 17,8 g.
b) 14,2 g.
c) 8,9 g.
d) 7,3 g.
28
2015 – REVISÃO U.V.V.
17. (Espcex (Aman) 2013) Duas cubas eletrolíticas distintas, uma contendo eletrodos de níquel (Ni) e
solução aquosa de NiSO4 e outra contendo eletrodos de prata
(Ag) e solução aquosa de AgNO3 , estão ligadas em série,
conforme mostra a figura ao lado.
Esse conjunto de cubas em série é ligado a uma bateria durante
um certo intervalo de tempo, sendo observado um incremento de
54 g de massa de prata em um dos eletrodos de prata. Desse
modo, o incremento da massa de níquel em um dos eletrodos de
níquel é de
Dados: Constante de Faraday = 96500 Coulombs/mol de elétrons;
Massa molar do níquel = 59 g/mol; Massa molar da prata = 108
g/mol.
a) 59,32 g
b) 36,25 g
c) 14,75 g
d) 13,89 g
e) 12,45 g
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:
Investigadores da Stanford University (Estados Unidos) estão desenvolvendo um processo para
obtenção de energia que é praticamente o inverso do que acontece na dessalinização de água: O protótipo
+
de dispositivo é formado por um elétrodo que atrai íons positivos como Na , e por outro que atrai íons
negativos como C . Quando os dois elétrodos são imersos em água salgada captam os respectivos íons
presentes no sal, e o movimento destes íons cria corrente elétrica. Os elétrodos são em seguida
recarregados através da drenagem da água salgada e da sua substituição por água doce, que é
acompanhada de uma corrente elétrica de tensão relativamente baixa, o que permite libertar os íons dos
elétrodos. Quando esta leva de água doce é por sua vez drenada, os já referidos elétrodos estão prontos
para atrair mais íons da água salgada. Para alcançar elevadas eficiências de conversão, um elétrodo de
prata foi utilizado para estabelecer uma boa ligação com os íons cloreto.
Fonte: http://www.technologyreview.com/news/423903/salty-solution-for-energy-generation/#
18. (Uepb 2013) Com relação aos elétrodos do sistema é correto afirmar:
a) O elétrodo de prata só atrai pares NaC para garantir a neutralidade do sistema.
b) O elétrodo de prata é o polo negativo.
c) A prata foi utilizada como elétrodo por ser um material barato e pouco poluente.
+
d) O elétrodo de prata também atrai os Na .
e) O elétrodo de prata é o polo positivo.
19. (Uerj 2012) Em um experimento pioneiro, a cientista Marie Curie isolou a forma metálica do elemento
químico rádio, por meio da eletrólise ígnea com eletrodos inertes do cloreto de rádio.
Nomeie o tipo de ligação interatômica presente no cloreto de rádio e escreva a equação química que
representa a eletrólise desse composto.
20. (Uepa 2012) Este ano foi noticiado pelo jornal Ventos do Norte que um aluno do ensino médio danificou
um Opala Couper, ano 1975, do professor de História de uma escola pública de Belém. Entre as peças
mais danificadas estava o para-choque cromado. Ao levar para cromagem, o técnico da empresa
explicou para o professor que para recuperar o para-choque, seria necessário um banho de crômio por
6h, e que neste processo ele utilizaria uma corrente de 10A.
Para saber mais: O banho de crômio é uma solução aquosa de óxido de crômio VI (CrO3 ). O CrO3
em água forma o ácido crômico (H2CrO4 ), que é consumido durante a deposição do crômio metálico. A
equação abaixo representa a redução do crômio:
CrO24
8H
6e
Cr 0
4H2O
(Extraído e adaptado de: LUTFI, Mansur. Os ferrados e os cromados. Ijui-RS: Ed. UNIJUÍ, 2005.)
Dados: Constante de Faraday 9,65 104 C, Massa molar do crômio 52 g mol.
Com base no texto, julgue as afirmativas abaixo.
I.
O banho de crômio é um exemplo de eletrólise empregado em indústrias de galvanoplastia.
II.
A massa de crômio usada na recuperação do para-choque foi de 19,39 g.
III.
Na equação de redução o crômio VI perde 6 elétrons.
IV.
A redução do crômio ocorre no anodo.
De acordo com as afirmativas acima, a alternativa correta é:
a) I, II e IV
b) I, III e IV
c) I e II
d) I e III
e) I e IV
29
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2015 – REVISÃO U.V.V.
21. (Ufjf 2012) Os produtos comerciais, água sanitária e água oxigenada, são, respectivamente, soluções
de hipoclorito de sódio e peróxido de hidrogênio. Suas aplicações vão do uso doméstico ao industrial,
passando pela desinfecção de água de piscinas e da rede de abastecimento, de hospitais, entre outros.
Dados:
O2 g
C O
MnO4
2H
aq
aq
aq
2e
H2O
8H
H2O2 aq
2e
aq
C
5e
aq
Mn2
2OH
aq
aq
4H2O
E0
0,695 V
E0
0,90 V
E0
1,51 V
a) Se misturarmos água sanitária com água oxigenada, teremos a produção de oxigênio, de acordo com a reação:
C O
aq
H2O2 aq
C
aq
H2O
O2
g
Indicar o agente oxidante e o agente redutor.
b) Calcule o E do processo do item a. O processo é ou não espontâneo? Por quê?
c) Sabe-se que os íons permanganato e manganês II, quando em solução, têm colorações violeta e incolor,
respectivamente. Qual (is) agente (s) mostrado (s) nas semirreações poderia (m) descolorir uma solução
de permanganato em meio ácido? Justifique sua resposta.
d) Escreva a reação balanceada do permanganato com peróxido de hidrogênio em meio ácido.
22. (Pucrj 2012) Considerando 1 F = 96.500 C (quantidade de eletricidade relativa a 1 mol de elétrons), na
eletrólise ígnea do cloreto de alumínio, A C 3 , a quantidade de eletricidade, em Coulomb, necessária
para produzir 21,6 g de alumínio metálico é igual a:
a) 61.760 C.
b) 154.400 C.
c) 231.600 C.
d) 308.800 C.
e) 386.000 C.
23. (Mackenzie 2012) Pode-se niquelar (revestir com uma fina camada de níquel) uma peça de um
determinado metal. Para esse fim, devemos submeter um sal de níquel (II), normalmente o cloreto, a
um processo denominado eletrólise em meio aquoso. Com o passar do tempo, ocorre a deposição de
níquel sobre a peça metálica a ser revestida, gastando-se certa quantidade de energia. Para que seja
possível o depósito de 5,87 g de níquel sobre determinada peça metálica, o valor da corrente elétrica
utilizada, para um processo de duração de 1000 s, é de
Dados: Constante de Faraday = 96500 C
Massas molares em (g/mol) Ni = 58,7
a) 9,65 A.
b) 10,36 A.
c) 15,32 A.
d) 19,30 A.
e) 28,95 A.
24. (G1 - ifpe 2012) O processo de eletrodeposição em peças metálicas como: talheres, instrumentos
cirúrgicos, automóveis, não é utilizado apenas para embelezamento das mesmas, mas também para
sua proteção contra a corrosão. Deseja-se niquelar 10 peças de aço idênticas utilizando-se uma
solução de sulfato de níquel II. Para niquelar cada uma, gasta-se 1,18g de níquel utilizando uma
corrente elétrica de 38,6 A. Devido às dimensões reduzidas do equipamento, só é possível niquelar uma
peça por vez. Desprezando o tempo necessário para colocação das peças no equipamento, assinale a
alternativa que indica corretamente o tempo gasto para fazer a niquelação das 10 peças.
Dados: 1F = 96.500C e Ni = 59g/mol.
a) 16 min e 40 segundos
d) 35 min. e 10 segundos
b) 20 min e 50 segundos
e) 14 min. e 29 segundos
c) 42 min e 20 segundos
25. (Uftm 2012) Possivelmente, o cobre foi o primeiro metal usado pelo
homem. Acredita-se que, por volta de 13 000 a.C., tenha sido encontrado
na superfície da Terra em forma de “cobre nativo”, o metal puro em seu
estado metálico. Usado inicialmente para substituir a pedra como
ferramenta de trabalho e na confecção de armas e de objetos de
decoração, o cobre tornou-se, pelas suas propriedades, uma descoberta
fundamental na história da civilização humana.
(www.eletrica.ufpr.br. Adaptado.)
O cobre na indústria é obtido por processo eletrolítico a partir do cobre
impuro. Na figura é representada uma cuba eletrolítica contendo duas
placas metálicas, uma de cobre puro e outra de cobre impuro, mergulhadas
em solução aquosa de CuSO4.
a) Qual das placas representadas na figura corresponde ao cobre impuro?
Justifique.
b) Escreva as equações das reações químicas que ocorrem no cátodo e no
ânodo, considerando somente as espécies de cobre.
30
2015 – REVISÃO U.V.V.
26. (Ime 2012) O alumínio pode ser produzido industrialmente pela eletrólise do cloreto de alumínio
fundido, o qual é obtido a partir do minério bauxita, cujo principal componente é o óxido de alumínio.
Com base nas informações acima, calcule quantos dias são necessários para produzir 1,00 tonelada de
alumínio puro, operando-se uma cuba eletrolítica com cloreto de alumínio fundido, na qual se faz passar
uma corrente elétrica constante de 10,0 kA.
Dado: 1F = 96.500 C.
27. (Ufes 2012) A corrosão, processo eletroquímico espontâneo, é responsável pela deterioração de
utensílios e eletrodomésticos em nossos lares, pelos custos de manutenção e substituição de
equipamentos, pela perda de produtos e por impactos ambientais decorrentes de vazamentos em
tanques e tubulações corroídos, nas indústrias. Em equipamento feito de aço, ligas formadas de ferro e
carbono, a corrosão pode ser ocasionada pela oxidação do ferro e a redução da água, em meio neutro
ou básico.
a) Escreva as equações químicas balanceadas que descrevem a oxidação do ferro em meio aquoso neutro
e a formação de hidróxido ferroso.
b) Explique a influência do pH na formação do hidróxido ferroso.
c) Calcule o potencial da reação de oxidação de ferro e justifique a espontaneidade desse processo
eletroquímico.
d) Dê a configuração eletrônica do átomo de ferro e do íon ferroso.
Dados: Semirreações:
O2 (g) 2H2O( ) 4e
4OH (aq)
Fe2 (aq) 2e
E0
E0
Fe(s)
0,40 V
0,44 V
28. (Uern 2012) Submetendo o cloreto de cálcio CaC 2 a uma eletrólise ígnea com uma corrente elétrica
de intensidade igual a 20 ampères que atravessa uma cuba eletrolítica durante 1/4 da hora, o volume do
gás cloro obtido é igual a
a) 1,1 L.
b) 2,1 L.
c) 22,4 L.
d) 44,8 L.
29. (Uel 2012) Em uma célula eletrolítica contendo solução de NiSO4 foram imersos dois eletrodos inertes.
Determine a massa de níquel metálico e a de gás oxigênio produzidas após a passagem, pela célula, de
uma corrente de 4,0 A durante 1,0 h.
Dado: 1 mol de Ni = 58; 7 gramas, 1 mol de O2 32 ; 0 gramas.
4e
Ni2
2e
O2(g)
4H
Ni(s)
2H2O
E0
E0
0,26V
1,23V
Apresente os cálculos realizados na resolução da questão.
30. (Ufg 2012) Em metalurgia, um dos processos de purificação de metais é a
eletrodeposição. Esse processo é representado pelo esquema abaixo, no
qual dois eletrodos inertes são colocados em um recipiente que contém
solução aquosa de NiC 2.
Dados:
Constante de Faraday: 96.500 C/mol
Massa Molar do Ni: 59 g/mol
Baseando-se no esquema apresentado,
a) escreva as semirreações, que ocorrem no cátodo e no ânodo, e calcule a
corrente elétrica necessária para depositar 30 g de Ni(s) em um dos eletrodos
durante um período de uma hora;
b) calcule a massa de NiC 2, com excesso de 50%, necessária para garantir a
eletrodeposição de 30 g de Ni(s).
31
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2015 – REVISÃO U.V.V.
31. (Fuvest 2012)
A determinação da carga do elétron pode ser feita por
método eletroquímico, utilizando a aparelhagem
representada na figura ao lado. Duas placas de zinco
são mergulhadas em uma solução aquosa de sulfato
de zinco (ZnSO4). Uma das placas é conectada ao
polo positivo de uma bateria. A corrente que flui pelo
circuito é medida por um amperímetro inserido entre
a outra placa de Zn e o polo negativo da bateria. A
massa das placas é medida antes e depois da
passagem de corrente elétrica por determinado
tempo. Em um experimento, utilizando essa
aparelhagem, observou-se que a massa da placa,
conectada ao polo positivo da bateria, diminuiu de
0,0327 g. Este foi, também, o aumento de massa da
placa conectada ao polo negativo.
a) Descreva o que aconteceu na placa em que houve perda de massa e também o que aconteceu na placa
em que houve ganho de massa.
b) Calcule a quantidade de matéria de elétrons (em mol) envolvida na variação de massa que ocorreu em
uma das placas do experimento descrito.
c) Nesse experimento, fluiu pelo circuito uma corrente de 0,050 A durante 1920 s. Utilizando esses
resultados experimentais, calcule a carga de um elétron.
32. (Udesc 2012) As baterias classificadas como células secundárias são aquelas em que a reação
química é reversível, possibilitando a recarga da bateria. Até pouco tempo atrás, a célula secundária
mais comum foi a bateria de chumbo/ácido, que ainda é empregada em carros e outros veículos. As
semirreações padrões que ocorrem nesta bateria são descritas abaixo:
Pb(s) SO42 (aq)
Eo
0,36 V
I. PbSO4(s) 2e
II. PbO2(s)
4H
(aq)
SO42
(aq)
2e
PbSO4(s)
2H2O(
)
Eo
1,69 V
Considerando a reação de célula espontânea, assinale a alternativa que apresenta a direção da
semirreação I e seu eletrodo; a direção da semirreação II e seu eletrodo; e o potencial-padrão da bateria,
respectivamente.
a) direção direta no ânodo; direção inversa no cátodo; +1,33 V
b) direção inversa no ânodo; direção direta no cátodo; +2,05V
c) direção inversa no cátodo; direção direta no ânodo; + 2,05 V
d) direção direta no ânodo; direção inversa no cátodo; +2,05 V
e) direção inversa no ânodo; direção direta no cátodo; +1,33V
32
2015 – REVISÃO U.V.V.
Prof. Lessa
QUÍMICA GERAL
1. Responda os itens a e b considerando as diferentes características das ligações iônicas e covalentes e
a teoria de repulsão dos pares eletrônicos.
a) Dado o composto AB2 e sabendo-se que
I. As eletronegatividades de A e B são, respectivamente, 2,55 e 2,58;
II. O composto é apolar;
III.
A tem 4 elétrons de valência e B tem 6; escreva a fórmula eletrônica, a geometria e o tipo de
ligação envolvida.
b) Dadas as representações de Lewis para as três moléculas a seguir, preveja a geometria de cada uma.
2. Alguns materiais, quando submetidos a baixas temperaturas, podem apresentar supercondutividade,
isto é, um fenômeno em que a resistência elétrica se iguala a zero. Um material com essa característica
é uma cerâmica que contém os óxidos HgO, CaO, BaO e CuO. Disponha os óxidos HgO, CaO, BaO e
CuO em ordem crescente de caráter covalente das suas ligações.
Justifique sua resposta, com base nos valores de eletronegatividade.
Dados:
3. Usando o método da ligação de valência e a teoria da hibridização, explique a estrutura da molécula de
HCN, caracterizando o tipo das ligações químicas entre os átomos, os ângulos entre as ligações e,
quando houver, a hibridização apresentada pelos átomos da molécula.
4. O dióxido de carbono (CO2), conhecido também por gás carbônico, é um óxido formado por átomos com
diferentes eletronegatividades. Com base nessas informações,
a) explique por que a molécula de CO2 é classificada como apolar.
b) monte a fórmula estrutural do CO2, indicando os momentos dipolares de cada uma das ligações, e
calcule o momento dipolar resultante (ì R).
5. X, Y, Z e W possuem as seguintes características:
X = é do 4º período e o seu único elétron desemparelhado possui número quântico magnético igual a
zero.
Y = é diamagnético e o elétron diferencial possui numero quântico principal igual a 4 e número quântico
secundário igual a zero sendo representativo.
Z = elemento do 3º período pertencente a família dos calcogênios.
W = ametal com 3 camadas eletrônicas e com apenas 1 elétron desemparelhado.
Responda:
a) Identifique o maior raio entre as estruturas, justificando.
a.1. X ou Y
a.2. Z ou W
33
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2015 – REVISÃO U.V.V.
a.3. X ou X
1+
1+
a.4. Y ou Y
a.5. Z ou Z
b)
c)
d)
e)
f)
2–
Coloque os íons mais estáveis derivados de X, Y, Z e W em ordem crescente de raio.
Possui maior potencial de ionização entre os metais e entre os ametais identificados, justificando.
A reação química que representa o potencial de ionização de “X”.
A reação que representa a afinidade eletrônica de “W”.
O nome da família de cada elemento identificado.
6. Um homem de 70 kg poderá apresentar, aproximadamente, 2,8 kg de sais minerais em seu organismo.
A seguir estão alguns minerais e algumas de suas funções no corpo humano.
 Magnésio: ativa as enzimas que participam na síntese das proteínas.
 Zinco: componente das enzimas que participam na digestão.
 Cobre: componente das enzimas associadas ao metabolismo do ferro.
 Potássio: transmissão de impulso.
 Cálcio: formação dos ossos e dentes.
 Ferro: compõe a hemoglobina e as enzimas que atuam no metabolismo energético.
(Marta Pires, "Interatividade Química".
Volume único, 2003 FTD)
Utilizando a Tabela Periódica, responda:
a) Faça a distribuição eletrônica da espécie iônica ferro III.
b) Comparando os raios do cobre metálico e do íon cobre I, qual raio apresenta menor
tamanho? Justifique.
7. Através do modelo atômico de Bohr, é possível explicar a cor dos fogos de artifício. Quando a pólvora
explode, a energia excita os elétrons dos átomos presentes a níveis de energia mais altos, e estes,
quando retornam aos níveis de menor energia, liberam luz colorida. Para fogos de cor verde, utiliza-se
um sal de bário (Ba), já para os de cor amarela, um sal de sódio (Na).
a) Com base na configuração eletrônica desses elementos no estado fundamental, explique suas
respectivas localizações na tabela periódica.
b) Que tipo de ligação esses elementos estabelecem com os halogênios, e qual a estrutura eletrônica do
composto resultante da ligação entre o sódio (Na) e bromo (Br)?
8. Frequentemente tem-se recorrido à exumação de ossadas para investigação policial e arqueológica. Os
ossos que restaram após um longo período de sepultamento resistiram à ação do tempo por serem
constituídos, principalmente, por um tipo de fosfato de cálcio, muito estável, de fórmula genérica
Ca10(PO4)6(OH)x.
a) Qual o nome do elemento químico que, no composto acima citado, aparece na forma de cátion?
b) Consulte a tabela periódica e indique outro elemento que poderia substituir o cátion do referido composto.
c) Determine o valor de x indicado na fórmula acima. Lembre-se de que a fórmula do ácido fosfórico é
H3PO4.
9. Os componentes da espécie química XY2 são identificados através de:
X = possui apenas 4 elétrons com número quântico secundário igual a zero e apenas um orbital vazio.
Y = Elemento do 2º período em que o elétron diferencial possui número quântico secundário igual a um
e magnético igual a –1 e não está desemparelhado.
XY2 + H2O
Z
Z + Al(OH)3
W + H2O
34
2015 – REVISÃO U.V.V.
Responda:
a) A polaridade de “XY2” usando o momento dipolo das ligações.
b) Força intermolecular de “XY2” no estado sólido.
c) A geometria de “Z”.
d) Número de ligações iônica covalente, comum e coordenada por fórmula de “W”.
e) A hibridação em “Z”
f) Tipo de orbitais moleculares sigma entre os átomos de “Z”.
g) Se o peso molecular de XY2 é maior que o da água porque o ponto de ebulição da água é maior que o
do XY2.
10. Óxidos de metais são, em sua maioria, iônicos, exceto, quando possuem caráter ácido.
a) Classifique os óxidos dos metais abaixo:
Classificação quanto ao
Óxido metálico
Iônico ou molecular?
caráter
Na2O
CaO
FeO
Fe2O3
Al2O3
ZnO
CrO3
Mn2O7
b) Óxidos de ametais são todos moleculares e são, em geral, óxidos ácidos, mas existem exceções.
Complete a tabela abaixo:
Óxido ametálico
Classificação quanto ao caráter
CO2
SO3
NO2
N2O
CO
11. Complete as reações dos óxidos abaixo com água, quando a mesma ocorrer com rendimento
apreciável.
a) Na2O(s) + H2O(l)
b) CaO(s) + H2O(l) 
c) FeO(s) + H2O(l)
d)Al2O3(s) + H2O(l)
a)
CrO3(s) + H2O(l)
b)
CO2(g) + H2O(l)
c)
SO3(g) + H2O(l)
d)
CO(g) + H2O(l)
e)
N2O(g) + H2O(l)
12. Complete cada reação abaixo, do óxido com ácido, quando a mesma ocorre.
a) Na2O(s) + HCl(aq)
b) CaO(s) + HCl(aq) 
c) FeO(s) + HNO2(aq)
d) Al2O3(s) + H2SO4(aq)
35
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2015 – REVISÃO U.V.V.
e) CrO3(s) + HBr(aq)
f)
CO2(g) + HBr(aq)
g)
SO3(g) + HBr(aq)
h)
CO(g) + HBr(aq)
i)
N2O(g) + HBr(aq)
13. Complete cada reação abaixo, do óxido com base forte, quando a mesma ocorre.
a) Na2O(s) + NaOH(aq)
b) CaO(s) + NaOH(aq)
c) FeO(s) + NaOH(aq)
d)Al2O3(s) + NaOH(aq)
e) CrO3(s) + NaOH(aq)
f) CO2(g) + NaOH(aq)
a) SO3(g) + NaOH(aq)
b) CO(g) + NaOH(aq)
c) N2O(g) + NaOH(aq)
CINÉTICA QUÍMICA
1 O
1. A decomposição do Cu(NO3)2(s) pode ser representada por: CuO(s) + 2NO2(g) +
2 2(g)
sabendo-se que em 2 min nota-se a perda de 18,75g de Cu(NO3)2. Pede-se:
a) A velocidade média da reação em mol/min.
b) O tempo necessário par encher completamente uma garrafa de 30 L sabendo-se que os gases são
recolhidos a 27ºC e 1 atm.
2. Uma chama queima metano completamente, na razão de 2 L/min, medidos nas CNTP. O valor de
combustão do metano é de 882 kJ/mol.
a) Calcule a velocidade de liberação de energia.
b) Calcule a massa de oxigênio consumida em 20 min.
3. Foram obtidos experimentalmente os resultados abaixo na medida da velocidade da reação
2 ICl (g) + H2(g)
I2(g) + 2 HCl (g).
com diferentes concentrações dos reagentes, na mesma temperatura.
[ICl]
[H2]
v
0,5M
0,5M
0,1 M · s–1
0,1M
0,5M
0,02 M · s–1
0,2M
0,2M
0,016 M · s–1
–1
M = molaridade = mol · L
36
2015 – REVISÃO U.V.V.
4. (Fuvest-SP) O composto C6H5N2Cl reage quantitativamente com água, a 40 ºC, ocorrendo a formação
de fenol, ácido clorídrico e liberação de nitrogênio:
C6H5N2Cl + H2O(I)
C6H5OH(aq) + HCl(aq) + N2(g)
Em um experimento, uma certa quantidade de C6H5N2Cl foi colocada em presença de água a 40 ºC e
acompanhou-se a variação da concentração de C 6H5N2Cl com o tempo. A tabela a seguir mostra os
resultados obtidos:
Concentração (mol/L)
Tempo (min)
0,80
0
0,40
9,0
0,20
18,0
0,10
27,0
a) Partindo de 500 mL da solução de C 6H5N2Cl e coletando o nitrogênio (isento de umidade) à pressão
de 1 atm e 40 ºC, qual o volume obtido desse gás decorridos 27 min? Mostre com cálculos.
b) A partir dos dados da tabela, pode-se mostrar que a velocidade da reação é dada pela expressão v =
k[C6H5N2Cl]. Demonstre esse fato utilizando os dados da tabela.
(Dado: volume molar de gás a 1 atm e 40 ºC = 26 L/mol.)
5. (UERJ) A oxidação do brometo de hidrogênio pode ser descrita em três etapas:
I. HBr(g) + O2(g)
HOObr(g) (etapa lenta)
II. HBr(g) + HOOBr(g)
2 HOBr(g) (etapa rápida)
III. HOBr(g) + HBr(g)
Br2(g) + H2O(g) (etapa rápida)
a) Apresente a expressão da velocidade da reação de oxidação do brometo de hidrogênio.
b) Utilizando a equação global da oxidação do brometo de hidrogênio, determine o número de mols de Br 2
produzido quando são consumidos 3,2 g de O2.
(Dados: O = 16; Br = 90)
6. (UERJ) A reação expressa pela equação XX + YY
ZZ
foi realizada em diversas experiências nas quais se
manteve constante a temperatura. As velocidades de
reação foram medidas, variando a concentração molar de
um dos reagentes e mantendo a do outro constante. Os
resultados obtidos estão representados no gráfico ao lado:
Em função dos dados apresentados:
a) Determine a ordem da reação em relação aos reagentes X
e Y, respectivamente.
b) Calcule o número de vezes que a velocidade da reação
aumenta quando se duplica a concentração molar de Y e se
triplica a concentração molar de X.
7. (Fuvest-SP) O 2-bromobutano (líquido) reage com o
hidróxido de potássio (em solução de água e álcool)
formando o 2-buteno (gasoso) e, em menor
proporção, o 1-buteno (gasoso):
C4H9Br l
KOH aq
C4H8 g
KBr aq
H2O l
Numa experiência, 1,37g de 2-bromobutano e
excesso de KOH foram aquecidos a 80 ºC.
A cada 50 segundos o volume da mistura de
butenos foi determinado, nas condições ambientais,
obtendo-se gráfico ao lado.
37
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2015 – REVISÃO U.V.V.
a) Com esses dados verifica-se que a conversão do 2-bromobutano na mistura 2-buteno e 1-buteno não
foi de 100%. Mostre isso com cálculos.
b) Observando o gráfico, o que se pode afirmar sobre a velocidade da reação quando se comparam seus
valores médios ao redor de 100,250 e 400 segundos? Justifique utilizando o gráfico. Dados: volume
molar de gás nas condições ambientais = 25 L/ mol. Massa molar do 2-bromobutano = 137g/ mol.
8. (UNIP-SP) A poluição é uma das causas da destruição da camada de ozônio. Uma das reações que
podem ocorrer no ar poluído é a reação do dióxido de nitrogênio com o ozônio.
2NO2 g
O3 g
N2O5 g
O2
Essa reação ocorre em duas etapas:
I) NO2 O3
NO3 O2 lenta
II) NO3
NO2
N2O5
rápida
a) Determine a lei de velocidade para essa reação.
9. (Cetec-BA) considere a reação A + B → C e as informações contidas no quadro abaixo:
Experimentos
I
II
III
IV
Concentração de [A] Concentração de [B]
(mol/L)
(mol/L)
1
1
2
1
1
2
2
2
Velocidade de
–1 –1
reação (mol L s )
0,020
0,040
0,080
0,160
Determinar:
a) A ordem global da reação.
b) O valor de k.
c) Se a reação é elementar, justifique.
10. (UFPB) A tabela abaixo indica valores das velocidades de reação e as correspondentes molaridades
dos reagentes, em idênticas condições, para o processo químico representado pela equação.
v(mol . L-1 . min-1 )
[X]
[Y]
10
5
10
40
40
10
10
10
20
Determine a equação de velocidade deste processo.
RADIOATIVIDADE
1. (Ufrj) Em 1940, McMillan e Seaborg produziram os primeiros elementos transurânicos conhecidos,
através do bombardeio de um átomo de 92U238 com uma partícula X, produzindo um isótopo desse
elemento. O isótopo produzido por McMillan e Seaborg apresentou decaimento, emitindo uma partícula
Y equivalente ao núcleo do hélio.
a) Identifique a partícula X utilizada pelos cientistas e escreva a equação de formação do isótopo.
b) Dê o nome e calcule o número de nêutrons do elemento resultante do decaimento do isótopo do Urânio.
2. (Ufrrj) Um elemento radioativo M emite, sucessivamente, sete partículas alfa (α) e 4 partículas beta (β),
209
transformando-se no elemento 83Bi .
Pergunta-se:
a) Quais são os números atômicos e de massa do elemento M?
b) Qual o nome desse elemento? (Consulte a tabela periódica).
38
2015 – REVISÃO U.V.V.
a
3. (Ufrj) Em sua 42 Assembleia Geral, realizada em 2003, a União Internacional de Química Pura e
Aplicada (IUPAC) oficializou o nome Darmstádio, com símbolo Ds, para o elemento químico resultante
da fusão nuclear de isótopos de níquel de número de massa 62 com isótopos de chumbo de número de
massa 208, havendo a liberação de1 nêutron, conforme a reação nuclear a seguir.
28Ni
62
208
+ 82Pb
110Ds
A
1
+ 0n
a) Determine a posição que o Darmstádio ocupará na Tabela Periódica e calcule seu número de massa (A).
b) Os átomos de Darmstádio são extremamente instáveis e decaem até o Nobélio através da emissão de
partículas . Determine o número de partículas
emitidas e os elementos gerados durante o processo
de decaimento radioativo do Darmstádio até o Nobélio. (Dados extraídos da tabela periódica, números
atômicos (Z): Nobélio (No) = 102; Laurêncio (Lr) = 103; Rutherfórdio (Rf) = 104; Dúbnio (Db) = 105;
Seabórgio (Sg) = 106; Bóhrio (Bh) = 107; Hássio (Hs) = 108 e Metinério (Mt) = 109).
c) A quantidade total de astato encontrada na crosta terrestre é de 28 g, o que torna esse elemento químico
o mais raro no mundo. Ele pode ser obtido artificialmente através do bombardeamento do bismuto por
partículas alfa.
Escreva a equação nuclear balanceada de obtenção do
número de átomos de astato na crosta terrestre.
211
At a partir do
209
Bi. Calcule, também, o
4. (Unicamp) Entre o "doping" e o desempenho do atleta, quais são os limites? Um certo "β-bloqueador",
usado no tratamento de asma, é uma das substâncias proibidas pelo Comitê Olímpico Internacional
(COI), já que provoca um aumento de massa muscular e diminuição de gordura. A concentração dessa
substância no organismo pode ser monitorada através da análise de amostras de urina coletadas ao
longo do tempo de uma investigação.
O gráfico mostra a quantidade do "β-bloqueador" contida em amostras da urina de um indivíduo,
coletadas periodicamente durante 90 horas após a ingestão da substância. Este comportamento é válido
também para além das 90 horas. Na escala de quantidade, o valor 100 deve ser entendido como sendo
a quantidade observada num tempo inicial considerado arbitrariamente zero.
a) Depois de quanto tempo a quantidade eliminada corresponderá a 1/4 do valor inicial, ou seja, duas
meias-vidas de residência da substância no organismo?
b) Suponha que o "doping" para esta substância seja considerado positivo para valores acima de
-6
1,0 × 10 g/mL de urina (1 micrograma por mililitro) no momento da competição. Numa amostra coletada
120 horas após a competição, foram encontrados 15 microgramas de "β-bloqueador" em 150 mL de
urina de um atleta. Se o teste fosse realizado em amostra coletada logo após a competição, o resultado
seria positivo ou negativo? Justifique.
5. (Ufrj) O tecnécio meta-estável é utilizado como reagente de diagnóstico radiológico, pois emite
exclusivamente radiação gama. Além disso, o tecnécio pode ser utilizado na forma do íon pertecnetato
(TcO4 ), que se comporta no corpo de forma semelhante aos íons cloreto e iodeto, e é facilmente
eliminado pelos rins.
a) Um laboratório de análises preparou 2 gramas de tecnécio meta-estável às 18h de segunda-feira para
realizar um exame marcado para as 12h do dia seguinte.
Sabendo que a meia-vida deste radioisótopo é de 6 horas, calcule a quantidade de tecnécio metaestável que estará disponível no horário do exame.
°
b) O tecnécio metálico, por sua vez, pode ser obtido pela redução do Tc 2S7 com hidrogênio a 1.100 C.
Escreva a equação desta reação.
39
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2015 – REVISÃO U.V.V.
6. (Ufrj) Glenn T. Seaborg é um renomado cientista que foi agraciado com o Prêmio Nobel de Química de
1951 por seus trabalhos em radioquímica. Em 1974 foi sintetizado, nos Estados Unidos, o elemento de
número atômico 106 que, em sua homenagem, teve como nome proposto Seaborgium (106Sg), ainda
não homologado.
249
263
a) O bombardeio do 98Cf por um elemento X produz o 106Sg e 4 nêutrons.
Determine o número atômico e o número de massa do elemento X.
b) Sabendo que um determinado isótopo do 106Sg perde 50% de sua massa inicial em 10 segundos, calcule
a massa final de uma amostra de 800 gramas deste isótopo após 30 segundos.
7. (Ufpr) A datação de objetos pode se basear em diversos métodos, sendo o método por radioisótopos,
em especial carbono-14, um dos mais conhecidos e empregados para artefatos arqueológicos. Em
estudos sobre o histórico de contaminação ambiental, que datam desde a Revolução Industrial, o
210
radionuclídeo natural
Pb tem sido utilizado para se estimar a data de deposição de sedimentos
210
contaminados em lagos e estuários. O
Pb possui tempo de meia-vida (t1/2) de 22,5 anos e é mais
14
adequado para datação de eventos recentes que o C, cujo t1/2 = 5.730 anos. Acerca desse assunto:
a) Explique o que é tempo de meia-vida (t1/2).
210
b) Considerando que o sedimento a ter sua data estimada apresenta atividade de
Pb equivalente a
12,5% da atividade no momento da deposição (t =0), qual a idade do sedimento?
14
c) Calcule o tempo necessário para que uma amostra de C se reduza a 1/3 do inicial.
(Dados log2=0,3 log 3= 0,5)
8. (Ufrrj)
a
FIM DA 2 GUERRA MUNDIAL - BOMBA ATÔMICA
SESSENTA ANOS DE TERROR NUCLEAR
Destruídas por bombas, Hiroshima e Nagasaki hoje lideram luta contra essas armas
Domingo, 31 de julho de 2005 - O GLOBO
Gilberto Scofield Jr.
Enviado especial Hiroshima, Japão
"Shizuko Abe tinha 18 anos no dia 6 de agosto de 1945 e, como todos os jovens japoneses durante
a Segunda Guerra Mundial, ela havia abandonado os estudos para se dedicar ao esforço de guerra. Era um
dia claro e quente de verão e às 8h, Shizuko e seus colegas iniciavam a derrubada de parte das casas de
madeira do centro de Hiroshima para tentar criar um cordão de isolamento anti-incêndio no caso de um
bombardeio incendiário aéreo. Àquela altura, ninguém imaginava que Hiroshima seria o laboratório de outro
tipo de bombardeio, muito mais devastador e letal, para o qual os abrigos anti-incêndio foram inúteis".
"Hiroshima, Japão. Passear pelas ruas de Hiroshima hoje - 60 anos depois da tragédia que matou 140 mil
pessoas e deixou cicatrizes eternas em outros 60 mil, numa população de 400 mil - é nunca esquecer o
passado. Apesar de rica e moderna com seus 1,1 milhão de habitantes circulando em bem cuidadas ruas e
avenidas, os monumentos às vítimas do terror atômico estão em todos os lugares".
Sessenta anos após o fim da Segunda Guerra Mundial, ainda nos indignamos com a tragédia lançada
sobre Hiroshima e Nagasaki. A bomba que destruiu essas cidades marcou o início da era nuclear. O fenômeno
se constitui de uma reação em cadeia, liberando uma grande quantidade de energia, muito maior do que aquela
envolvida em reações químicas. Em virtude disso, a fissão nuclear é usada nas usinas termoelétricas, que visam
a transformar energia térmica em energia elétrica. O combustível principal é o Urânio.
Considerando as equações a seguir,
1
235
0n + 92U
1
235
0n + 92U
56Ba
140
1
+ X + 30n
143
1
Y + 57La
+ 30n
a) determine X e Y, com número atômico e número de massa de cada um.
235
b) Sabendo-se que o tempo de meia vida do Urânio (92U ) é 4,5 bilhões de anos, calcule o tempo
1
necessário para reduzir a
uma determinada massa deste nuclídeo.
4
40
2015 – REVISÃO U.V.V.
Prof. Daniel Pires
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO – AULA 1
1. (Uerj) Para prevenção do bócio, doença causada pela falta de iodo no organismo, recomenda-se a
adição de 0,005%, em massa, de iodato de potássio ao sal de cozinha. O iodato de potássio é
produzido pela reação entre o iodo molecular e o hidróxido de potássio, que forma também água e
iodeto de potássio.
3I2
6KOH
5KI KIO3
3H2O
a) Qual a massa de água produzida por 9 moles de Iodo?
b) Qual geometria e polaridade da água e do Iodo?
c) Determine a massa, em gramas, do íon iodato presente em 1 kg de sal de cozinha.
2. (Fuvest) A transformação representada pela equação química:
2MnO4 aq
5C2O24
aq
16H
aq
2Mn2
aq
10CO2 g
8H2O
foi efetuada em condições de temperatura e pressão tais que o volume molar do CO 2(g) era de 22 L/mol.
Se x é o número de mols de MnO 4– , gastos na reação, e V é o volume, medido em litros, de CO 2(g)
gerado pela reação, obtenha
a) V como função de x;
–
b) a quantidade, em mols, de MnO4 que serão gastos para produzir 440 L de CO 2(g).
3. (Uftm) O cloreto de cálcio, por ser um sal higroscópico, absorve umidade com facilidade. Devido a essa
propriedade, é utilizado como agente secante nos laboratórios de química e pode ser preparado a partir
da reação de calcário com ácido clorídrico.
CaCO3 (s)
2 HC (aq)
CaC 2 (aq)
H2O( )
CO2 (g)
A partir do resfriamento da solução aquosa de cloreto de cálcio, resultante da reação apresentada,
forma-se o CaC 2 (s).
a) Descreva os processos de separação envolvidos na obtenção do sólido CaC 2 .
b) Calcule a massa de cloreto de cálcio que pode ser obtida a partir da reação de 625 g de calcário
contendo 80 % de pureza de CaCO3 com solução de HC .
4. (Uff) O bicarbonato de sódio é convertido a carbonato de sódio após calcinação, de acordo com a
reação não balanceada a seguir
NaHCO3
Na2CO3 + CO2 + H2O
A calcinação de uma amostra de bicarbonato de sódio de massa 0,49 g, que contém impurezas, produz
um resíduo de massa 0,32 g. Se as impurezas da amostra não são voláteis à temperatura de
calcinação, pede-se:
a) os valores que tornam a equação balanceada;
b) por meio de cálculos, o percentual de bicarbonato na amostra original.
c) 20ml de uma solução de bicarbonato de sódio foi retirada de uma solução original 2M. Em seguida foi
misturada com outra solução de mesmo soluto 10ml com 2g.l-1 e neutralizada com HCl a 0,5M. Calcule
o volume de HCl gasto.
5. (Ufc 2007) O manganês é um metal de transição com elevada importância na indústria siderúrgica,
sendo utilizado na composição de ligas metálicas para a produção de aço. Na natureza, sua principal
fonte é o minério pirolusita (MnO2), que é empregado para a obtenção de ferromanganês, de acordo
com a seguinte reação:
a) Quantos elétrons estão envolvidos nessa reação?
b) Em uma reação com 70 % de rendimento, qual é a massa (em gramas) de ferro que é obtida a partir de
173,8 g de pirolusita com 20 % de impurezas?
41
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2015 – REVISÃO U.V.V.
6. (Ueg) O nitrato de cobre pode ser obtido a partir da reação de cobre metálico e ácido nítrico, conforme
a equação abaixo:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
De acordo com as informações apresentadas acima, considere que o cobre utilizado na reação
apresenta uma pureza de 100% e, a partir de 635 g desse metal, determine:
a) a massa do sal que será formada.
b) o volume do recipiente, em que deverá ser armazenado todo o NO produzido, de forma que a pressão
exercida pelo gás seja igual a 8,2 atm, a uma temperatura de 300 K.
7. (Uftm)
A Aspirina® C é um medicamento indicado para o alívio sintomático da dor de cabeça, dor
muscular e febre causadas por gripes e resfriados. É apresentada na forma de comprimido efervescente
–1
contendo 400 mg de ácido acetilsalicílico (180 g · mol ), além de ácido ascórbico e outras substâncias,
–1
como bicarbonato de sódio (84 g · mol ) e sacarina sódica.
(http://www4.anvisa.gov.br. Adaptado.)
A reação do ácido acetilsalicílico com bicarbonato de sódio é apresentada na equação.
a) Calcule a massa aproximada de bicarbonato de sódio necessária para reagir completamente com o
ácido acetilsalicílico presente no comprimido.
b) Calcule o volume máximo de gás carbônico a 300 K e 1,0 atm que pode ser obtido a partir da reação de
90 g de ácido acetilsalicílico com excesso de bicarbonato de sódio. Considere R igual a
–1
–1
0,08 atm · L · K · mol .
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO – AULA 2:
1. (Uerj) O cobre metálico é obtido a partir do sulfeto de cobre I em duas etapas subsequentes,
representadas pelas seguintes equações químicas:
Etapa 1: 2Cu2S s
Etapa 2:
Cu2O s
3O2 g
Cs
2Cu2O s
2Cu s
2SO2 g
CO g
Em uma unidade industrial, 477 kg de Cu2S reagiram com 100% de rendimento em cada uma
das etapas.
Nomeie os dois gases formados nesse processo. Em seguida, calcule o volume, em litros, de cada um
desses gases, admitindo comportamento ideal e condições normais de temperatura e pressão.
2. (Uftm) O titânio, à temperatura ambiente, tem estrutura cristalina hexagonal compacta (figura 1),
chamada de fase alfa, a qual é estável até 882 C; acima dessa temperatura, a estrutura muda para
cúbica de corpo centrado (figura 2), chamada de fase beta. O titânio não é tóxico, mas, apesar de
fisiologicamente inerte, o pó é carcinogênico. Outra consequência importante da sua atoxidade é a
utilização desse metal e suas ligas como biomaterial, devido à excelente resistência à corrosão e
alta biocompatibilidade.
(Química Nova On-line, vol. 30, n.º 2, 2007. Adaptado.)
42
2015 – REVISÃO U.V.V.
Na indústria, o titânio é obtido pelo processo Kroll, a partir do minério ilmenita
representado pelas equações:
2FeTiO3
TiC
4
7C
2Mg
6C
2
Ti
2TiC
2MgC
4
2FeC
3
FeTiO3 , processo
6CO
2
a) Indique o nome do fenômeno que ocorre com o titânio por apresentar diferentes estruturas (figuras 1 e
2), bastante comum em diversos outros elementos na natureza. Compare as diferenças nas
propriedades do titânio e de seu minério quanto à condutividade térmica.
b) Considerando o rendimento da reação como 100%, calcule a massa aproximada de titânio que pode ser
obtida a partir de 760 kg de ilmenita.
c) Dê o nome da propriedade de autoproteção do Titânio contra a corrosão.
3. (Ufc) O ácido fosfórico, H3PO4, pode ser produzido a partir da reação entre a fluoroapatita,
Ca5(PO4)3F, e o ácido sulfúrico, H2SO4, de acordo com a seguinte equação química:
Ca5(PO4)3F (s) + 5 H2SO4 (ℓ)
3 H3PO4 (ℓ) + 5 CaSO4 (s) + HF (g)
Considere a reação completa entre 50,45 g de fluoroapatita com 98,12 g de ácido sulfúrico.
a) Qual é o reagente limitante da reação?
b) Determine a quantidade máxima de ácido fosfórico produzida.
4. (Ufrrj) Uma indústria precisa determinar a pureza de uma amostra de hidróxido de sódio (NaOH).
Sabendo que 4,0 g da amostra foram neutralizados com 40 mL de ácido clorídrico 2 mol/L e que as
impurezas presentes na amostra não reagem com o ácido clorídrico, calcule a porcentagem de
pureza da base.
5. (Uerj) A análise elementar de 2,8 g de uma substância orgânica desconhecida, no estado gasoso e
com comportamento ideal, produziu 8,8 g de dióxido de carbono e 3,6 g de água pela reação de
combustão completa. A massa dessa substância orgânica, a 1 atm e 27 °C, ocupa o volume de 1,2 L.
Sabendo-se que essa substância apresenta isômeros espaciais, determine sua fórmula molecular e
escreva as estruturas dos estereoisômeros correspondentes.
Dado: R 0,08 atm.L.mol 1.K 1 .
6. (Ufg) A Teoria do Flogístico afirmava que a massa de resíduos, após uma combustão, seria menor do
que a massa inicial. Entretanto, não explicava o fato de que a oxidação dos metais produzia resíduos
com massa maior que a inicial. Lavoisier resolveu essa questão com a formulação da Lei de
Conservação das Massas.
Considerando o exposto,
a) explique como a Lei de Conservação das Massas resolveu o problema que a Teoria do Flogístico não
conseguiu resolver em relação à massa residual;
b) escreva as equações químicas balanceadas da combustão do carbono e do magnésio.
7. (Pucrj) Uma das reações mais comuns é a de neutralização de um ácido inorgânico forte. Por exemplo,
uma solução aquosa de ácido clorídrico é neutralizada por carbonato de sódio conforme mostrado na
equação abaixo:
Dado: M(Na2CO3) = 106 g/mol
HC
(aq)
Na2CO3(s)
Produtos
Considerando essa reação, seus reagentes e produtos, faça o que se pede.
a) Antes de ser dissolvido em água, o ácido clorídrico é um gás corrosivo. Escreva o tipo de ligação que
existe entre os átomos dos elementos H e C no HC gasoso.
b) Considerando excesso de HC e a reação completa com o carbonato de sódio, calcule a quantidade de
matéria, em mol, do produto gasoso produzido a partir de 5,3 g do sal.
c) Calcule a concentração molar final na solução se houvesse a mistura de 5ml de HCl 0,2M com 10ml de
HCl a 0,5M e determine em seguida a concentração da solução resultante se mistura com 10ml de
NaOH 0,4M.
43
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2015 – REVISÃO U.V.V.
Profª. Sheila Mori Borges
EQUILÍBRIO QUÍMICO
RESUMO TEÓRICO
REAÇÃO REVERSÍVEL
Reação reversível é aquela que ocorre simultaneamente nos dois sentidos.
sentido 1 = reação direta
sentido 2 = reação inversa ou reversa
CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO
Considerando a reação reversível:
À medida que ocorre a reação direta, as concentrações molares de A e de B diminuem (A e B são
consumidos), ao passo que as concentrações molares de C e de D aumentam (C e D são formados).
Aplicando às reações direta e inversa a lei de velocidades, conclui-se que, com o passar do tempo,
a velocidade da reação direta diminui enquanto que a velocidade da reação inversa aumenta.
Após um tempo t, as velocidades das reações direta e inversa se igualam. Diz-se, então que a
reação atingiu um estado de equilíbrio dinâmico, o equilíbrio químico.
Graficamente, tem-se:
A partir do instante em que o sistema atinge o estado de equilíbrio químico, tem-se a impressão que
a reação cessou, pois não ocorre mais nenhuma modificação observável. No entanto, as reações direta e
inversa continuam a ocorrer com velocidades iguais. Isto faz com que, ao ser atingido o equilíbrio, as
concentrações molares das substâncias participantes permaneçam constantes; cada transformação de
moléculas reagentes em produtos é compensada por uma transformação de moléculas produtos
em reagentes.
44
2015 – REVISÃO U.V.V.
A variação das concentrações molares dos reagentes e produtos, dependendo das condições em
que se estabeleça o equilíbrio, pode ser representada por um dos seguintes diagramas:
Em qualquer condição que se estabeleça, o equilíbrio químico será caracterizado por:
 ocorrer em um sistema fechado ou que se comporte como tal;
 apresentar reagentes e produtos, pois a reação não se processa totalmente;
 apresentar velocidades iguais para as reações direta e inversa;
 apresentar constância das concentrações molares das substâncias participantes.
CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
Qualquer equilíbrio químico é caracterizado por uma constante de equilíbrio, a qual é obtida através
da lei do equilíbrio que diz:
"O produto das concentrações molares dos produtos da reação dividido pelo produto das
concentrações molares dos reagentes, estando cada concentração elevada a um expoente igual ao seu
coeficiente na equação química considerada, é constante."
Esta constante de equilíbrio é representada por Kc e é denominada de constante de equilíbrio em
função das concentrações molares.
Considerando a reação reversível:
pela aplicação da lei do equilíbrio, obtém-se:
A constante de equilíbrio é característica de cada reação química e seu valor depende somente
da temperatura.
Para qualquer reação tem-se que, quanto maior o valor de Kc, maior será o rendimento ou a
extensão da reação, isto é, a concentração dos produtos presentes no sistema será maior que a
concentração dos reagentes. Caso contrário, quanto menor o valor de Kc, menor o rendimento ou a
extensão da reação, ou seja, haverá maior concentração dos reagentes em relação à de produtos.
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2015 – REVISÃO U.V.V.
Exemplos:
• Constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp)
Quando um equilíbrio envolver gases, a constante de equilíbrio poderá ser determinada através das
pressões parciais desses gases. Neste caso, a constante de equilíbrio é representada por Kp e é
denominada de constante de equilíbrio em função das pressões parciais.
A expressão da constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp) é obtida da mesma
maneira que o foi a constante de equilíbrio em função das concentrações (Kc).
Assim, para o equilíbrio:
tem-se:
onde p corresponde à pressão parcial do gás considerado, após atingido o equilíbrio.
Exemplos:


Nos equilíbrios em que existirem participantes sólidos, estes não devem ser representados na
expressão da constante de equilíbrio em função das concentrações molares (Kc), pois suas
concentrações são sempre constantes.
Na expressão de Kp só devem ser representados os componentes gasosos.
Observe as expressões de Kc e Kp para os equilíbrios a seguir:
46
2015 – REVISÃO U.V.V.
• Relação entre Kc e Kp
Para o equilíbrio:
tem-se:
onde
Kp = constante de equilíbrio em função das pressões parciais;
Kc = constante de equilíbrio em função das concentrações molares;
R = constante universal dos gases perfeitos;
T = temperatura Kelvin do equilíbrio;
n = variação do n.º de mols = (w + t) –
Exemplos:
GRAU DE EQUILÍBRIO ( )
Grau de equilíbrio ( ) de uma reação, em relação a um determinado reagente, é o quociente entre
o número de mols desse reagente que realmente reagiu até o equilíbrio e o número de mols inicial desse
mesmo reagente.
EXERCÍCIOS
1.
a)
b)
c)
d)
e)
(UFPB) Numa reação química, o equilíbrio é observado quando:
O número de mols dos reagentes é igual ao número de mols dos produtos.
A temperatura do sistema reacional fica constante.
As velocidades das reações direta e inversa são iguais.
Os reagentes são totalmente consumidos.
As reações direta e inversa ocorrem simultaneamente.
2. (FEI-SP) Qual a constante de equilíbrio em termos de concentração, para a reação representada pela
equação química abaixo, sabendo que nas condições de temperatura e pressão em que se encontra o
sistema existem as seguintes concentrações dos compostos presentes no equilíbrio: [SO 3] = 0,1 mol/L;
[O2] = 1,5 mol/L; [SO2] = 1,0mol/L.
2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g)
-1
a) 0,0066 (mol/l)
-1
b) 0,066 (mol/l)
-1
c) 0,66 (mol/l)
-1
d) 6,6 (mol/l)
e) 66 (mol/l)
-1
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2015 – REVISÃO U.V.V.
3. (Fuvest 2012) A isomerização catalítica de parafinas de cadeia não ramificada, produzindo seus
isômeros ramificados, é um processo importante na indústria petroquímica. A uma determinada
temperatura e pressão, na presença de um catalisador, o equilíbrio
CH3 CH2CH2CH3 (g)
n-butano
(CH3 )2 CHCH3 (g)
isobutano
é atingido após certo tempo, sendo a constante de equilíbrio igual a 2,5. Nesse processo, partindo
exclusivamente de 70,0 g de n-butano, ao se atingir a situação de equilíbrio, x gramas de n-butano
terão sido convertidos em isobutano. O valor de x é
a) 10,0
b) 20,0
c) 25,0
d) 40,0
e) 50,0
4. (Faap-SP) Em um recipiente de 500 mL, encontra-se, em condições de equilíbrio, 0,48g deNO2 e 2 g de
N2O4.A constante de equilíbrio, em termos de concentração, para a reação 2 NO 2(g)  N2O4(g) é:
(massas atômicas: N = 14; O = 16).
a) 0,00001
c) 0,001
e) 0,1
b) 0,0001
d) 0,01
5. (Unesp) A produção de grafita artificial vem crescendo significativamente, uma vez que grafita natural
de boa qualidade para uso industrial é escassa. Em atmosferas ricas em dióxido de carbono, a 1000°C,
a grafita reage segundo a reação:
C(grafita) CO2 (g)
2CO(g)
A 1000°C, no estado de equilíbrio, as pressões parciais de CO e CO2 são 1,50 atm e 1,25 atm,
respectivamente. Calcule o valor da constante de equilíbrio ( K p ) para a reação nessa temperatura.
6. Num recipiente fechado, indeformável e a uma dada temperatura, aquece-se 0,4 mol de NH3.
Estabelecido o equilíbrio NH3  N2 + H2 verifica-se que há 0,30 mol de hidrogênio no sistema. O grau
de dissociação térmica do NH3, e a constante de equilíbrio da reação, àquela temperatura, são
respectivamente:
a) 10% e 6,75
c) 30% e 0,0675
e) 50% e 0,0675
b) 20% e 0,675
d) 40% e 0,675
7. Aqueceram-se 2 mols de PCl5 num recipiente fechado, com capacidade de 2L . Atingido o equilíbrio, o
PCl5 estava 40% dissociado em PCl3 e Cl2. Calcule a constante de equilíbrio da reação
PCl5  PCl3 + Cl2,, sabendo que todos os participantes da reação são gasosos.
a) 0,26
c) 26
e) 260
b) 2,6
d) 0,026
8. (Cesesp-PE) Para a reação 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) as pressões parciais de H2 e N2 no equilíbrio
são, respectivamente 0,400 e 0,800 atm. A pressão total do sistema já em equilíbrio é 2,80 atm. Calcule
o valor de Kp para esta reação.
9. Bicarbonato de sódio sólido é usado como fermento químico porque se decompõe termicamente,
formando gás carbônico, de acordo com a reação representada pela equação química:
2 NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
a) Escreva a expressão matemática para a constante de equilíbrio expressa em termos de
concentração (Kc)
b) A constante de equilíbrio, expressa em termos de pressões parciais (Kp), é igual a 0,25 à temperatura
de 125°C, quando as pressões são medidas em atmosferas. Calcule as pressões parciais de CO 2 e
H2O, quando o equilíbrio for estabelecido nessa temperatura.
10. No equilíbrio 2 HI (g)  H2(g) + I2(g), foram colocados inicialmente 0,4mol de HI num recipiente de
1L. Qual é a concentração em mol/L do H2, no equilíbrio, sabendo que, nas condições da
-5
experiência Kc vale 10 ?
48
2015 – REVISÃO U.V.V.
PROPRIEDADES MATEMÁTICAS DA Kc COM SUA REAÇÃO
2, 3, 4...

Ao multiplicar a reação por 2, 3, 4... eleva-se (Kc)



Ao dividir a reação por 2, 3, 4... tira-se Kc , 3 Kc , 4 Kc ...
Invertendo-se a reação, inverte-se a Kc.
Ao somar reações multiplicam-se as Kcs.
EXERCÍCIOS
°
11. (Ufes) A constante de equilíbrio KC é igual a 10,50 para a seguinte reação, a 227 C:
CO(g) + 2 H2(g)  CH3OH(g)
O valor de KC para a reação abaixo, na mesma temperatura, é
2CO(g) + 4 H2(g)  2 CH3OH(g)
a)
3,25
b) 5,25
c) 10,50
d) 21,00
e) 110,25
12. Sabemos que é possível balancear uma equação química de várias formas, por exemplo:
2NO + O2  2NO2
; Kc = 3
A reação poderia ser escrita como:
I. 4NO + 2O2  4NO2
II. 10NO + 5O2 10NO2
De qualquer forma, estaria balanceada.
a) Qual o valor de Kc para as reações “I” e ”II” citadas no exemplo?
b) Qual seria o valor de Kc para a reação 2NO2 2NO + O2?
Quando forem dadas as concentrações de todos os participantes no INÍCIO da reação, faz-se
necessário o cálculo de Qc para compará-lo a Kc.
 Se Qc < Kc, a reação se processa no sentido direto até atingir o equilíbrio.
 Se Qc = Kc, a reação já está em equilíbrio, por isso não se desloca.
 Se Qc > Kc, a reação se processa no sentido inverso até atingir o equilíbrio.
O cálculo de Qc é feito igual ao de Kc, veja:
Para a seguinte reação:
aA + bB  cC + dD
Temos,
C
Qc
A
c
a
· D
· B
d
b
EXERCÍCIO
13. À temperatura T, a reação N2O4(g)  2NO2(g) apresenta uma constante de equilíbrio Kc = 1,0. Analise
os dados abaixo, relativos às duas misturas gasosas a essa temperatura, e decida em qual delas os
gases estão em equilíbrio. Indique os cálculos.
Mistura
I
II
[NO2]
-1
10
-2
10
[N2O4]
-3
10
-4
10
49
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2015 – REVISÃO U.V.V.
DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO (PRINCÍPIO DE LE CHATELIER)
RESUMO TEÓRICO
O estado de equilíbrio de uma reação pode sofrer modificações em função dos fatores de equilíbrio
a que está submetido o sistema. Os fatores que provocam essa alteração são a concentração dos
participantes, a pressão e a temperatura.
O efeito provocado pela alteração de qualquer um dos fatores de equilíbrio é regido pelo Princípio
de Le Chatelier, que estabelece:
“Quando se exerce uma ação num sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido da reação que
neutraliza essa ação”.
Baseado neste princípio é possível prever os efeitos de ações impostas a um sistema em equilíbrio.
• Influência da concentração dos participantes
Regra geral:
Supondo a reação em equilíbrio:
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
A adição de uma certa quantidade de N2(g) ao reator que contém o equilíbrio, aumentará a
concentração desta substância e isto provocará um deslocamento deste equilíbrio para a direita (lado
oposto daquele onde se encontra o N 2(g), ou seja, no sentido da reação que consome o N2(g)).
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
A retirada de uma certa quantidade de N2(g) do reator que contém o equilíbrio, diminuirá a
concentração desta substância e isto provocará um deslocamento deste equilíbrio para a esquerda (mesmo
lado em que se encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que refaz o N2(g)).
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
• Influência da pressão
Regra geral:
Supondo a reação em equilíbrio:
Observe que os coeficientes dos gases da equação balanceada nos fornecem a relação em
volume entre esses gases.
50
2015 – REVISÃO U.V.V.
Se a pressão sobre este equilíbrio for aumentada, ocorrerá deslocamento para a direita (sentido de
menor volume).
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
Se a pressão sobre este equilíbrio for diminuída, ocorrerá deslocamento para a esquerda (sentido
de maior volume).
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
Quando o volume total do sistema permanecer constante, a variação da pressão não afetará o
estado de equilíbrio desse sistema.
No equilíbrio:
não ocorre variação de volume. Neste caso, a pressão não afetará o estado de equilíbrio da reação.
• Influência da temperatura
Regra geral:
Supondo a reação em equilíbrio:
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
H = -92 kJ
A H que acompanha a equação está associada à reação direta.
Portanto, a reação direta é exotérmica e a inversa é endotérmica.
Se a temperatura do sistema for aumentada, o equilíbrio se deslocará para a esquerda
(sentido endotérmico).
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
Se a temperatura do sistema for diminuída, o equilíbrio se deslocará para a direita
(sentido exotérmico).
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)
OBSERVAÇÕES
1. A adição de um catalisador NÃO DESLOCA o equilíbrio.
2. A adição de um gás inerte aumenta a pressão total do sistema, porém NÃO DESLOCA o equilíbrio.
51
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2015 – REVISÃO U.V.V.
EXERCÍCIOS OBJETIVOS
14. (Ufes) Considere a reação hipotética:
A+B  C+D
Com relação ao equilíbrio químico do sistema, a temperatura constante, pode-se afirmar que
a) a adição de reagentes ao sistema desloca o equilíbrio no sentido de formação de produtos, aumentando
o valor da constante de equilíbrio.
b) a adição de produtos ao sistema desloca o equilíbrio no sentido de formação de reagentes, diminuindo
o valor da constante de equilíbrio.
c) a adição de reagentes ou de produtos ao sistema não afeta o valor da constante de equilíbrio.
d) a adição de reagentes ao sistema desloca o equilíbrio no sentido de formação de reagentes, diminuindo
o valor da constante de equilíbrio.
e) a adição de produtos ao sistema desloca o equilíbrio do sistema no sentido de formação de produtos,
aumentando o valor da constante de equilíbrio.
15. (USP-SP) Aumentando a pressão no sistema gasoso
a)
b)
c)
d)
e)
H2 + I2 ⇄ 2 HI
o equilíbrio desloca-se no sentido da formação de HI.
o equilíbrio desloca-se no sentido da decomposição de HI.
o equilíbrio não se altera.
o valor da constante de equilíbrio aumenta.
o valor da constante de equilíbrio diminui.
16. (PUC-PR) Consideremos o equilíbrio a 1000°C:
2 CO(g) + O2(g)
2 CO2(g)
H = -130 kcal
Devemos esperar um aumento na quantidade de monóxido de carbono (CO) quando:
a) a temperatura aumentar e a pressão aumentar.
b) a temperatura diminuir e a pressão diminuir.
c) a temperatura diminuir e a pressão aumentar.
d) a temperatura aumentar e a pressão diminuir.
e) somente com adição de catalisadores especiais.
17. (PUC-PR) Considere o sistema em equilíbrio:
N2(g) + 3 H2(g)
a)
b)
c)
d)
e)
2 NH3(g)
H = -22 kcal.
A melhor maneira de aumentar o rendimento de NH3 é:
aumentar a temperatura.
aumentar a pressão.
juntar um catalisador.
adicionar um gás inerte.
aumentar o volume do reator.
18. (PUC-PR) Os seguintes fatores podem deslocar um sistema em equilíbrio químico, exceto um:
a) pressão total.
b) temperatura.
c) concentração de um participante da reação.
d) catalisador.
e) pressão parcial de um participante da reação.
19. (UFSC) Dada a reação:
2 NO2(g)
N2O4(g)
H = -14,1 kcal,
qual das alterações abaixo aumenta a concentração molecular do produto?
01) Aumento da temperatura.
02) Aumento da concentração de NO2.
04) Diminuição da temperatura.
08) Diminuição da pressão.
16) Adição de um catalisador.
52
2015 – REVISÃO U.V.V.
20. (Ufsj) A equação química abaixo representa a dissociação do PC 5
PC 5 g
PC 3 g C 2 g
Para se deslocar o equilíbrio para a direita, deve-se
a) adicionar um catalisador.
b) diminuir a pressão do sistema.
c) diminuir a concentração de PC 5
d) aumentar a concentração de C 2
EQUILÍBRIO IÔNICO
RESUMO TEÓRICO
Equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico que envolve a participação de íons.
Exemplos:
• Ionização do HCN (ácido fraco)
+
–
HCN
H + CN
• Ionização do NH3 (base fraca)
NH3 + H2O
NH 4 + OH
–
Um equilíbrio iônico é caracterizado através do grau de ionização ( ) e da constante de
ionização(Ki).
GRAU DE IONIZAÇÃO OU DE DISSOCIAÇÃO IÔNICA ( )
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO OU DE DISSOCIAÇÃO (Ki)
A constante de ionização ou de dissociação (Ki) é obtida pela aplicação da lei de velocidades ao
equilíbrio iônico.
Para os ácidos, a constante de ionização é frequentemente representada por Ka.
Exemplos:
• Ionização do ácido cianídrico:
• Ionização do ácido sulfídrico:
Para as bases, a constante de ionização é frequentemente representada por Kb.
Exemplos:
• Ionização da amônia:
A concentração molar da água é considerada constante e, sendo assim, pode-se fazer:
sendo Ki . [H2O] = Kb obtém-se:
53
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2015 – REVISÃO U.V.V.
Este exemplo mostra que a concentração molar da água é omitida na expressão da constante
de ionização.
Importante: a constante de ionização depende apenas da temperatura.
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
Relaciona constante de ionização (Ki), grau de ionização ( ) e concentração molar (♏).
Considerando a solução aquosa de um monoácido HA de concentração molar ♏ mol/L e sendo
grau de ionização desse ácido, tem-se:
o
Efetuando o cálculo da constante de ionização (Ki), tem-se:
Esta é a expressão matemática da Lei da Diluição de Ostwald.
Para ácidos e bases fracos o valor de
é muito pequeno (
(1 – ) é, aproximadamente igual a 1. Assim:
< 5%), podendo se admitir que
Esta expressão nos mostra que, sendo Ki constante a dada temperatura, ao se diluir a solução de
um ácido fraco ou de uma base fraca (diminuir a concentração molar ♏), o valor de aumenta.
Portanto:
Quando se dilui um ácido ou base fracos, o seu grau de ionização ou de dissociação ( ) aumenta.
Este é o enunciado da Lei da Diluição de Ostwald.
Através da expressão matemática da Lei da Diluição de Ostwald, pode-se efetuar cálculos
envolvendo Ki,
e ♏.
Exemplo:
O grau de ionização da amônia, NH3, em solução 1 mol/L, é 0,40% a 20°C. A constante de ionização da
amônia, nesta temperatura é, aproximadamente, igual a:
-1
-1
-3
-3
-5
a) 1,6 · 10
b) 4,0 · 10
c) 1,0 · 10
d) 4,0 · 10
e) 1,6 · 10
Resolução:
54
2015 – REVISÃO U.V.V.
FORÇA DE ELETRÓLITOS
A força de um eletrólito é determinada pelo seu grau de ionização ou pela sua constante de
ionização, sendo esta a grandeza mais segura, pois depende apenas da temperatura, ao passo que aquela,
além da temperatura, depende também da concentração da solução.
Como regra geral, pode-se estabelecer que:
Exemplos de constantes de ionização de ácidos, a 25°C:


+
Quanto maior a constante de ionização (Ka) de um ácido, maior a [H ] e mais acentuadas serão as
propriedades ácidas da solução.
Os poliácidos ionizam em tantas etapas quantos são os hidrogênios ionizáveis presentes em sua
molécula, sendo que cada etapa possui sua constante de ionização. Tais constantes são representadas
por Ka1, Ka2, Ka3, etc.
Observa-se que a ordem de grandeza dessas constantes de ionização é:
Ka1 >>>> Ka2 >>>> Ka3 > .....
Exemplos de constantes de dissociação de bases, a 25°C:
–
Quanto maior a constante de dissociação (Kb) de uma base, maior a [OH ] e mais
acentuadas as propriedades básicas da solução.
• Potencial de Ionização (pKi)
Considerando-se que os valores de Ki são muito pequenos, é usual expressá-lo através de
logaritmos, segundo a expressão:
Exemplos:
Observa-se que:
55
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EFEITO DO ÍON COMUM
Efeito do íon comum é uma aplicação do Princípio de Le Chatelier ao equilíbrio iônico.
O ácido acético, H3CCOOH, é um ácido fraco. Na solução aquosa deste ácido existe o equilíbrio:
+
H3CCOOH
H + H3CCOO
–
Se à solução adicionarmos o sal acetato de sódio, que tem íon acetato em comum com o ácido, o
sal se dissociará completamente,
+
Na H3CCOO
–
aumentado a concentração de íons H3CCOO .
–
+
Na + H3CCOO
–
Para minimizar o efeito do aumento na concentração do íon acetato, o equilíbrio é deslocado para
a esquerda,
+
H3CCOOH
reprimindo a ionização do ácido acético.
H + H3CCOO
–
Como consequência, diminui o grau de ionização do ácido acético.
Do exposto, conclui-se que:
Efeito do íon comum é a diminuição do grau de ionização ( ) de um eletrólito fraco por ação de um
sal que com ele tem um íon em comum.
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw)
RESUMO TEÓRICO
Medidas de condutibilidade elétrica mostram que a água está ligeiramente ionizada segundo
a equação:
–
+
H2 O
H + OH
Esta ionização da água, como as demais, é reversível e atinge um equilíbrio dinâmico denominado
equilíbrio iônico da água.
-9
A 25°C, o grau de ionização ( ) da água é 1,81 · 10 . Considerando 1 litro de água pura (1000 g
de água pura) e aplicando ao equilíbrio iônico da água a lei da ação das massas, tem-se:
• Cálculo do número de mols existentes em 1000 g de H2O.
• Cálculo das concentrações molares no equilíbrio.
Nota-se que a concentração molar da água no equilíbrio é praticamente a mesma do início.
Portanto, pode-se dizer que a concentração molar da água é constante,
[H2O] = constante.
• Cálculo da constante de equilíbrio
+
–
Kc · [H2O] = [H ] · [OH ]
56
2015 – REVISÃO U.V.V.
O produto da constante de equilíbrio pela concentração molar da água dá uma nova constante
denominada produto iônico da água, Kw. Portanto:
O valor de Kw depende da temperatura. A elevação da temperatura acarreta um aumento do grau
de ionização da água e, consequentemente, um aumento do valor de Kw.
A tabela abaixo mostra valores do produto iônico da água (Kw) em diferentes temperaturas.
Numa mesma temperatura, o valor de Kw permanece constante, qualquer que seja a substância
dissolvida em água.
• Em água pura ou em solução neutra, a 25°C:
• Ao se adicionar um ácido HA em água, ocorre sua ionização,
–
+
HA
H +A
+
com consequente aumento da concentração de íons H . Como Kw é constante, um aumento da
–
+
concentração de íons H acarretará uma diminuição da concentração de íons OH .
Assim sendo, em soluções ácidas, a 25°C:
• Ao se adicionar uma base B(OH) em água ocorre sua dissociação,
+
–
B(OH)
B + OH
–
com consequente aumento da concentração de íons OH . Como Kw é constante, um aumento da
–
+
concentração de íons OH acarretará uma diminuição da concentração de íons H .
Assim sendo, em soluções básicas, a 25°C:
57
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2015 – REVISÃO U.V.V.
• Ao se preparar uma solução ácida ou básica de concentração molar ♏ e conhecido o grau de
+
–
ionização ou de dissociação ( ) do ácido ou da base, pode-se calcular a [H ] ou a [OH ].
• pH e pOH
+
–
Em função dos valores baixos de [H ] e [OH ], costuma-se indicar a acidez ou a basicidade de uma
solução através de seu pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico).
Por definição:
Aplicando as definições e considerando a temperatura de 25°C, obtém-se:
Para qualquer meio aquoso, a 25°C, a soma entre o pH e o pOH é igual a 14. Observe:
+
–
[H ] · [OH ] = 10
-14
aplicando logaritmo em ambos os membros da igualdade
–
+
log [H ] + log [OH ] = log 10
multiplicando por (-1)
–
+
-14
-14
(-log [H ]) + (-log [OH ]) = (-log 10
)
EXERCÍCIOS
 Ácidos e Bases
1. Calcule o pH das seguintes soluções:
a) HCl 0,01 mol/L
b) H2SO4
0,0005 mol/L
–5
c) H3CCOOH 0,1 mol/L (Ka = 10 )
d) NaOH
0,02 mol/L
e) NH3(aq)
0,05 mol/L (Kb = 10 )
–5
2. (Pucrj 2012) O equilíbrio iônico da água pura pode ser representado de maneira simplificada por:
H2O
H
58
aq
OH
aq
2015 – REVISÃO U.V.V.
+
a)
b)
c)
d)
e)
−
−14
O produto iônico da água é Kw = [H ] [OH ], cujo valor é 1 · 10
a 25 °C. Ao se adicionar 1,0 mL de
NaOH 1,0 mol/L (base forte) a um copo bécher contendo 99 mL de água pura, o pH da solução será
aproximadamente igual a
2.
5.
8.
10.
12.
3. (Uff) Uma solução de ácido acético 0,050M apresenta um grau de dissociação ( á) 0,4% à temperatura
°
de 25 C.
Para esta solução, à temperatura mencionada, calcule:
a) o valor da constante de equilíbrio;
b) a concentração do íon acetato;
c) o pH da solução;
d) a concentração de todas as espécies em solução.
Dado: log 2 = 0,301
4. (Uerj 2014) A ionização do ácido fluoretanoico é representada pela seguinte equação química:
-1
Considere uma solução aquosa com concentração desse ácido igual a 0,05 mol.L e grau de ionização
de 20%.
Calcule o pH desta solução e a constante de equilíbrio da reação de ionização.
5. (Ita) Quantos mols de ácido acético (HAc) precisam ser adicionados a 1,0 litro de água pura para que a
°
solução resultante, a 25 C, tenha o pH igual a 4,0? Sabe-se que nesta temperatura:
HAc(aq)
+
-
-5
H (aq) + Ac (aq); KC = 1,8 · 10
Deixe claro os cálculos efetuados, bem como eventuais hipóteses simplificadoras.
6.
(Uerj 2002) A amônia anidra é um gás incolor de odor intenso. Quando dissolvida em água, recebe o
nome de hidróxido de amônio.
-1
a) Calcule o pH da solução de hidróxido de amônio 0,05 mol × L , nas condições ambientes.
-5
b) Considere, em seu cálculo, o valor da constante de ionização da amônia igual a 2,0 · 10 e despreze a
auto-ionização da água.
c) Escreva o nome da forma geométrica da molécula da amônia e classifique o tipo de ligação interatômica
nela presente, a partir da diferença de eletronegatividade.
7.
Complete a tabela:
+
Kw
–
[H ] · [OH ] =
pKw
pH + pOH =
Escala de pH
–14
10
–15
10
–13
10
–14
2 · 10
59
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2015 – REVISÃO U.V.V.
HIDRÓLISE DE ÍONS
RESUMO TEÓRICO
Hidrólise de um íon é a reação entre este íon e a água.
• Hidrólise de ânions
A hidrólise de um ânion pode ser representada pela equação:
A reação de hidrólise de um ânion ocorre quando o ácido formado for um ácido fraco.
–
Devido à formação de íons OH , a solução resultante é básica (pH > 7).
Exemplos:
• Hidrólise de cátions
A hidrólise de um cátion pode ser representada pela equação:
A hidrólise de um cátion ocorre quando a base formada for uma base fraca.
+
Devido à formação de íons H , a solução resultante é ácida (pH < 7).
Exemplos:
• Hidrólise de sais
+ –
Seja um sal C A . Em água ele sofre dissociação iônica:
Uma vez dissociado, poderá:
–
 ocorrer a hidrólise do ânion A ,
+
 ocorrer a hidrólise do cátion C ,
 ocorrer a hidrólise de ambos os íons,
 não ocorrer a hidrólise de nenhum dos íons.
60
2015 – REVISÃO U.V.V.
–
+
Exemplo 1: Bicarbonato de sódio, Na (HCO3) :
+
O cátion Na não hidrolisa, pois a base correspondente é forte.
–
O ânion HCO 3 hidrolisa. O ácido formado é fraco.
–
A produção de ânions OH torna a solução básica (pH > 7).
Este comportamento é característico de sais formados por cátions de bases fortes e ânions de
ácidos fracos.
–
Exemplo 2: Cloreto de amônio, NH 4 Cℓ .
–
O ânion Cl não hidrolisa, pois o ácido correspondente é forte.
O cátion NH 4 hidrolisa. A base formada é fraca.
+
A produção de cátions H torna a solução ácida (pH < 7).
Este comportamento é característico de sais formados por cátions de bases fracas e ânions de
ácidos fortes.
+
Exemplo 3: Bicarbonato de amônio, (NH4) (HCO3)
–
O cátion NH 4 hidrolisa. A base formada é fraca.
–
O ânion HCO 3 hidrolisa. O ácido formado é fraco.
Devido ocorrer a hidrólise do cátion e do ânion, o pH da solução resultante será determinado
através das constantes de ionização do ácido fraco (Ka) e da base fraca (Kb). Se:
Este comportamento é característico de sais formados por cátions de bases fracas e ânions de
ácidos fracos.
+
–
Exemplo 4: Cloreto de sódio, Na Cℓ :
+
O cátion Na não hidrolisa. A base correspondente é forte.
–
O ânion Cl não hidrolisa. O ácido correspondente é forte.
Como não ocorre a hidrólise de íons, a solução resultante é neutra (pH = 7).
Este comportamento é característico de sais formados por cátions de bases fortes e ânions de
ácidos fortes.
61
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2015 – REVISÃO U.V.V.
1.
EXERCICIOS - HIDRÓLISE SALINA
(Ufes - modificada) Complete as equações abaixo e classifique as soluções resultantes como ácida,
básica ou neutra. Justifique sua resposta.
a) NaCℓ (s) + H2O
b) H3CCOONa (s) + H2O
c) NH4Cℓ (s) + H2O
d) Na (s) + H2O
e) NaHCO3(s) + H2O
f)
NH4CN + H2O
2.
a)
b)
c)
d)
e)
(UEL-PR) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve em água o sal:
NaHCO3
Na2SO4
K2CO3
LiCl
NH4Cl
3. (Fuvest - SP) Carbonato de sódio, quando colocado em água, a 25°C, se dissolve:
a)
b)
c)
d)
e)
Na2CO3(s) + HOH(l)
O X e o pH da solução resultante devem ser:
CO2; maior que 7
–
OH (aq); maior que 7
+
H (aq); igual a 7
CO2; igual a 7
–
OH (aq); menor que 7
4.
a)
b)
c)
d)
Numa solução aquosa de cloreto de amônio há :
–
+
Mais íons H do que íons OH
+
Mais íons OH do que íons H
+
–
O mesmo número de íons H e OH
+
–
Não há íons H nem OH
1–
HCO 3 (aq) + 2 Na
1+
+X
–
e) O mesmo número de íons NH 4 e Cl
5. O sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) , usado como floculante nas estações de tratamento de água , forma
uma solução na qual :
a) o pH é acido , pois se trata de um sal de ácido forte
b) o pH é alcalino , pois se forma de hidróxido de aluminio , que é uma base insolúvel
c) o pH =7, pois se trata de uma solução salina , logo neutra
3+
2–
d) [Al ] = [SO 4 ]
e) não existe hidrólise , apenas dissociação do sal .
6. (FEI - SP) Os compostos cianeto de sódio (NaCN), cloreto de zinco (ZnCl2), sulfato de sódio (Na2SO4) e
cloreto de amônio (NH4Cl), quando dissolvidos em água, tornam o meio respectivamente:
a) básico, ácido, ácido, neutro;
b) ácido, básico, neutro, ácido;
c) básico, neutro, ácido, ácido;
d) básico, ácido, neutro, ácido;
e) ácido, neutro, básico, básico.
62
2015 – REVISÃO U.V.V.
7. Temos uma solução aquosa de cianeto de amônio, NH4CN(aq). Para essa solução, pede-se:
a) A equação da hidrólise do sal.
b) Sabendo que:
Kb NH OH =1 · 10
4
–5
–10
KaHCN = 4 · 10
Podemos afirmar que a solução final possui pH = 7?
mol/L
mol/L
8. Uma solução aquosa de concentração em quantidade de matéria igual a 0,5 mol/L de brometo amônio,
NH4Br(aq), apresenta grau de hidrólise igual a 2%, a temperatura 25 ºC.
a) Dê a equação iônica da hidrólise.
b) Calcule a constante de hidrólise.
c) Calcule o pH a 25ºC.
9. Na titulação de 30mL de solução de ácido butanoico com NaOH 0,2mol/L, utilizou-se 10mL da base.
Pede-se:
a) Concentração da solução do ácido titulado.
b) Concentração da solução do sal formado.
c) Calcular o pH da solução final no ponto de equivalência.
-6
(Dados: Ka do ácido butanoico = 1 x 10 mol/L).
SOLUÇÃO TAMPÃO
RESUMO TEÓRICO
Solução-tampão, solução buffer ou solução reguladora é toda solução que tem por finalidade evitar
variações bruscas de pH quando à mesma se adiciona pequenas quantidades de um ácido forte ou uma
base forte.
Uma solução-tampão é constituída por um ácido fraco (HA) e seu sal (BA) ou por uma base fraca
(BOH) e seu sal (BA).
Exemplos
Solução de ácido acético (HAc) e acetato de sódio (NaAc).
Solução de hidróxido de amônio (NH4OH) e cloreto de amônio (NH4Cℓ).
Solução de ácido carbônico (H2CO3) e bicarbonato de sódio (NaHCO3)
Para se calcular o pH de uma solução tampão, pode-se demonstrar que:
• para solução-tampão de um ácido fraco e seu sal:
 Equação de Henderson – Hasselbach
pH =pKa + log
ânion do sal
ácido
• para solução-tampão de uma base fraca e seu sal
pOH = pKb + log
cátion do sal
base
EXERCICIOS – SISTEMA TAMPAO
1.
a)
b)
c)
d)
e)
Identifique as misturas que são consideradas tampão.
NaOH + NaCl
HCN + NaCN ou ainda HCN + CN (proveniente do sal)
H2CO3 + NaHCO3 ou ainda H2CO3 + HCO3 (proveniente do sal)
HCl + KCl
+
NH3(aq) + NH4Cl ou ainda NH4OH + NH4 (proveniente do sal)
63
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2015 – REVISÃO U.V.V.
2. Qual a equação do equilíbrio que representa o tampão HCN com cianeto de sódio?
+
3. Como se calcula a [H ] da solução tampão anterior?
Henderson - Hasselbach?
Como se calcula o pH pela equação de
4. Utilize a equação de Henderson – Hasselbach para calcular o pH das soluções abaixo.
+a) 20mL de solução com 0,2mol de Na OOC – CH3 + 0,1mol de HOOC – CH3. (dado: pKa = 5,8)
b) Mistura de 100mL de solução 0,5mol/L de HCN com 200mL de solução 0,25mol/L de NaCN.
(Dado: pKa = 6,4)
-5
c) Solução de NH3(aq) 0,4mol/L e de NH4Cl(aq) 0,8mol/L. (dado: Kb = 2 · 10 )
5. Qual a razão
[ác. lático]
necessária para preparar um tampão com pH = 4,3?
[lactado de sódio]
-4
(Dado: Ka(ác.láctico) = 1 · 10 )
–
+
6. Quantos gramas de CH3COO Na devem ser adicionados a 1,00 mol de CH 3COOH, a fim de preparar
1,00L de solução com pH = 5,00.
+
(Dados: CH3COO–Na = 82g/mol; KaCH COOH = 2 · 10 )
3
-5
3
7. Mistura-se 200mL de HCl 0,1 mol/L com 200 cm de NH4OH 0,2 mol/L.
-5
(Dado: Kb do NH4OH = 2 · 10 )
a) O número de mols de ácido e de base misturados.
b) Complete a tabela abaixo:
Reação
HCl
+
NH4OH

NH4Cl
+
H2O
Início
Neutralização
Após a neutralização
c) Calcule o pH após adição à reação de neutralização.
PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps ou PS)
RESUMO TEÓRICO
Quando um sólido é adicionado a um solvente, ele se dissolve até o limite definido pelo seu
coeficiente de solubilidade. A partir desse limite ele não mais se dissolve, permanecendo como sólido no
fundo do recipiente que o contém formando o denominado corpo de fundo.
Considerando o cloreto de prata, que ao se dissolver, sofre dissociação de acordo com a equação:
Experimentalmente, verifica-se que um sistema como esse está em equilíbrio. Continuamente, íons
+
–
Ag e Cl passam da solução para o corpo de fundo e igual quantidade de AgCl passa do corpo de fundo
para a solução.
64
2015 – REVISÃO U.V.V.
A constante de equilíbrio para este sistema é dada pela expressão:
Mas a [AgCℓ] é constante, podendo ser incorporada no valor de Kc:
+
–
Kc · [AgCℓ] = [Ag ] · [Cℓ ]
O produto (Kc · [AgCℓ]) é uma outra constante denominada produto de solubilidade e simbolizada
por Kps.
Então:
+
–
Kps = [Ag ] · [Cℓ ]
Para uma substância genérica AxBy, que se dissocia de acordo com a equação:
o Kps é dado pela expressão:
Exemplos:
• Solução saturada de sulfato de bário:
• Solução saturada de fosfato de cálcio:





Só se aplica o produto de solubilidade às soluções saturadas.
Para uma dada substância, o Kps só varia com a temperatura.
Quanto maior for o Kps de uma substância, maior será sua solubilidade.
Em uma solução saturada, o produto das concentrações molares dos íons dissolvidos (cada uma delas
elevada à potência igual ao seu coeficiente) é exatamente igual ao Kps.
Quando, em uma solução, o produto das concentrações molares dos íons dissolvidos (cada uma delas
elevada à potência igual ao seu coeficiente) for superior ao Kps, ocorrerá precipitação da substância.
• Efeito do íon comum sobre a solubilidade
Se, à solução saturada de uma substância AxBy, juntarmos uma segunda substância que possua
um íon comum com AxBy, esta segunda substância provocará precipitação de AxBy como conseqüência
do Principio de Le Chatelier.
Consideremos, como exemplo, uma solução saturada de AgCl, com corpo de fundo.
65
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2015 – REVISÃO U.V.V.
Adicionemos a esta solução o sal NaCℓ, o qual se dissocia completamente.
–
Com isso, aumenta-se a [Cl ] na solução.
–
Para minimizar o aumento na concentração de íon Cℓ , o equilíbrio será deslocado no sentido do
processo que forma AgCl(s). Como consequência, ocorre a precipitação do AgCl(s), acarretando, portanto,
uma diminuição em sua solubilidade.
Um raciocínio equivalente pode ser feito a partir da expressão:
+
–
Kps = [Ag ] . [Cℓ ].
–
Como o valor de Kps é constante, um aumento da [Cℓ ] implica uma
+
+
diminuição da [Ag ]. Uma diminuição da [Ag ] acontecerá pela precipitação
de AgCℓ(s).
Note que, pelo efeito do íon comum, a solubilidade de uma dada
substância é diminuída, mas seu Kps não é alterado.
EXERCÍCIOS DISCURSIVOS
1. Sabendo que a solubilidade do carbonato de bário (BaCO 3) a uma determinada temperatura é de
-5
5 · 10 mol/L , determine a constante de solubilidade ( Kps ) para esse sal nesta mesma temperatura.
2. O pH de uma solução saturada de hidróxido de magnésio é igual a 10,3. Determine o Kps dessa base.
CALCULANDO A SOLUBILIDADE A PARTIR DO KPS
-33
3. Sabendo que o produto de solubilidade do fosfato de cálcio ( Ca3(PO4)2 ) a 25ºC vale 1,08 · 10
calcule sua solubilidade em mol/L nesta temperatura.
2+
,
4. A presença do íon de mercúrio II, Hg , em águas de rios, lagos e oceanos, é bastante prejudicial aos
2+
seres vivos. Uma das maneiras de se diminuir a quantidade de Hg dissolvido é provocar a sua reação
-52
o
com o íon sulfeto já que a constante do produto de solubilidade do HgS é 9 · 10
a 25 C. Trata-se
portanto de um sal pouquíssimo solúvel. Baseando-se somente neste dado responda:
3
2+
a) Que volume de água, em dm , seria necessário para que se pudesse encontrar um único íon Hg em
uma solução saturada de HgS?
21
3
b) O volume de água existente na Terra é de, aproximadamente, 1,4 · 10 dm . Esse volume é suficiente
para solubilizar um mol de HgS? Justifique.
CALCULANDO A SOLUBILIDADE NA PRESENÇA DE UM ÍON COMUM A PARTIR DO KPS
5. Calcule a solubilidade do AgCl:
a) em agua;
b) em uma solução aquosa 0,2 mol/L de FeCI2.
12
Dado: Kps do AgCl = 1 · 10- (mol/L)
2
66
2015 – REVISÃO U.V.V.
PREVISÃO DE PRECIPITAÇÃO
RESUMO



Se Qps < Kps, a solução está insaturada e não haverá precipitação;
Se Qps = Kps, a solução está saturada e não haverá precipitação;
Se Qps > Kps, a solução está saturada e haverá precipitação;
6. Foram misturados 1L de solução aquosa de sulfato de sódio 0,006 mol/L com 1L de solução aquosa de
cloreto de cálcio 0,006 mol/L . Determine se ocorre ou não formação de precipitado (Dado: Kps do
-6
CaSO4 = 9 · 10 )
7.
a)
b)
Misturam-se volumes iguais de soluções aquosas de CaCl2 0,02mol/L e Na2CO3 0,02mol/L .
-9
Ocorre formação de precipitado ? (Dado: Kps do CaCO3 = 4,9 · 10 )
2+
Qual a concentração dos íons Ca que permanece em solução?
TERMOQUÍMICA
1. Monte as seguintes reações:
a) Formação da água líquida;
b) Formação do CO2(g);
c) Formação do etanol líquido;
d) Combustão do gás metano;
e) Combustão do etanol líquido
f)
Combustão da gasolina (considere gasolina = C8H18)
2. (Vunesp-SP) O calor liberado na combustão completa do acetileno (C 2H2) gasoso, a 25ºC, e de
-1298 kJ/mol. Determine a entalpia de formação do acetileno. São fornecidos os seguintes dados, a
25ºC entalpia de formação de CO2 gasoso = -393 kJ/mol; entalpia de formação de H2O Ilíquida =
-285 kJ/mol.
3. (Fuvest-SP) Benzeno pode ser obtido a partir de hexano por reforma catalítica. Considere as reações
da combustão:
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l)
Calor liberado = 286 kJ/mol de combustível
C6H6(l) + 15/2 O2(g)  6 CO2(g) + 3 H2O(l)
Calor liberado = 3268 kJ/mol de combustível
C6H14(l) + 19/2 O2(g)  6 CO2(g) + 7 H2O(l)
Calor liberado = 4163 kJ/mol de combustível.
Determine o valor do
H da produção de 1 mol de benzeno, a partir do hexano, através da reação:
C6H14(l)  C6H6(l) + 4 H2(g)
67
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2015 – REVISÃO U.V.V.
4. (UFMG) São conhecidos os seguintes valores de energia de ligação, a 25°C:
Determine a variação de entalpia, aproximada, para a reação:
CH4(g) + Cl2(g)  H3CCl(g) + HCl(g)
5. (UFF-RJ) A cabeça de palito de fósforo conte uma substancia chamada trissulfeto de tetrafosforo. Este
composto inflama na presença de oxigênio, ocorrendo, a pressão normal, a liberação de uma
quantidade de calor de 3677 kJ por mol. A reação referente ao processo esta representada a seguir:
P4S3(s) + 8 O2(g)  P4O10(s) + 3 SO2(g)
Calcule a entalpia padrão de formação do P4S3(s) considerando a seguinte tabela:
6. (UFPel-RS) A queima de matéria rica em carbono, em geral, seja a combustão de derivados de petróleo
(negro de fumo), de madeira (carvão) etc., e representada pela seguinte equação termoquímica:
C(s) + O2(g)  CO2(g) + 94,05 kcal
Essa reação ocorre, normalmente, em duas etapas, a saber:
1ª etapa:
C(s) + 1/2 O2(g)  CO(g) + 26,41 kcal
2ª etapa:
CO(g) + 1/2 O2(g)  CO2(g) + 67,64 kcal
a) Através da soma das duas etapas da reação, mostre que a lei de Hess foi seguida.
b) As reações citadas estão representadas por equações termoquímicas. O que diferencia uma equação
química simples de uma equação termoquímica?
c) Qual será o calor liberado na formação de 5 mol de monóxido de carbono?
7. (Fuvest-SP) Calcule o valor de H para a reação de combustão completa de um mol de metano
gasoso, sendo conhecidos os dados da tabela a seguir:
(CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O)
68
2015 – REVISÃO U.V.V.
COMPLEMENTAR - Segunda Lei da Termodinâmica
A espontaneidade de uma transformação (física ou química) depende da desordem (entropia), do
estado de energia (entalpia) e da temperatura.
∆G = ∆H – T∆S
A entropia (S) aumenta com qualquer transformação espontânea em um sistema isolado. Ou seja, ∆S > 0
G é chamado de variação de ENERGIA LIVRE DE GIBBS e mede a espontaneidade de uma reação.
Se G < 0, a reação é espontânea.
Se G > 0, a reação é não-espontânea.
Se G = 0, a reação esta em equilíbrio.
Exemplo 1: Calcule o
(27ºC e 1 atm)
G da reação abaixo e forneça a temperatura que a mesma se torna espontânea:
C(grafite) + CO2 → 2 CO
Dados: ( H = +172 KJ/mol; S = + 176 J/K.mol)
A entropia e as mudanças de fase:
∆G = ∆H – T∆S = 0
Logo,
∆S = ∆H/T
Exemplo 2: O calor de fusão do ouro é de 12,36 KJ/mol, e a sua entropia de fusão é de 9,250 J/K.mol. Qual
é o ponto de fusão do ouro?
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JARDIM DA PENHA
(27) 3025 9150
JARDIM CAMBURI
(27) 3317 4832
PRAIA DO CANTO
(27) 3062 4967
VILA VELHA
(27) 3325 1001
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