Pilhas e Eletrólise

PILHAS E ELETRÓLISE

Pilhas: É uma reação espontânea de oxirredução, onde ocorre a transformação de energia química em energia elétrica.

Eletrodo: é o metal com a solução aquosa de seus íons.

Ânodo: é o eletrodo por onde os elétrons são emitidos e nele ocorre a oxidação.

Cátodo: é o eletrodo que recebe elétrons e nele ocorre redução.

Ponte salina: é o nome dado ao tubo que contém uma solução salina, que tem a função de manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Portanto a ponte salina permite a migração dos íons.

Dica: Para obter a reação global, sempre vamos cortar os elétrons. Portanto a quantidade tem que ser a mesma.

Percebemos que o número de elétrons é diferente, isto indica que temos que igualar o número de elétrons para obter a reação global. Portanto

temos que multiplicar a 1º. reação por 2 e a 2º. reação por 3.

RESUMO

ELETRÓLISE

É a transformação de energia elétrica em energia química.

Podemos citar vários exemplos de utilização da eletrólise, tais como:

Proteger o ferro ou o aço por uma película de zinco para protegê-los da corrosão, deixar uma peça metálica mais brilhante, mais valiosa ou até mesmo mais resistente. Este processo é denominado deeletrodeposição.

Assim podemos dizer que a eletrodeposição ou galvanização é nada mais que a aplicação da eletrólise.

Eletrólise aquosa: é o nome de uma reação provocada pela passagem de corrente elétrica por meio de uma solução aquosa de um eletrólito.

Exemplos

a) Eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio ( NaCl(aq) ).

b) Eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de sódio (Na₂SO₄(aq)).

c) Eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de cobre II ( CuCl₂(aq) ).

Eletrólise ígnea: é o nome que se dá a uma reação química que ocorre na ausência de água. Portanto a corrente elétrica passa por um composto iônico fundido.

Estequiometria da eletrólise ( Lei de Faraday )

Estabelece as relações estequiométricas entre quantidade de elétrons doados ou recebidos e quantidade de produtos formado no cátodo e no ânodo.

Exemplo

RESOLUÇÃO:

1º PASSO

A questão pede a massa depositada, isto indica que é uma reação de redução.

2º PASSO

Temos os valores de tempo(t) e corrente ( i ), isto indica que podemos calcular a quantidade de carga (Q).

I = 1,50 A , t = 15 . 60 = 900 segundos Q = ?

Q = i . t  Q = 1,5 . 900 = 1350 C

3º PASSO

Reações de Oxirredução

OXIDAÇÃO – REDUÇÃO – REAÇÕES DE OXIDAÇÃO –REDUÇÃO

Oxidação: perda de elétrons

Redução: ganho de elétrons

Isolante : material que oferece grande resistência á passagem de corrente elétrica.

Condutor: material que conduz corrente elétrica facilmente.

REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

São aquelas onde ocorre a variação do número de oxidação de alguns elementos.

Dica: quem oxida ou reduz é o elemento químico, enquanto que o agente redutor e ou agente oxidante é a substância.

Pelo conceito de oxidação e redução temos:

O Mn sofre redução, pois ocorreu diminuição algébrica ( recebe elétrons).

O oxigênio sofre oxidação, pois ocorreu aumento algébrico ( perde elétrons).

Agente redutor: água oxigenada ( H₂O₂).

Agente oxidante : dióxido de manganês ( MnO₂ ).

Dica: Para determinar o nox, utilizamos os conceitos da aula de número de oxidação.

Balanceamento de reação de oxirredução.

Para balancear a equação.

1º passo: Determinar uma variação de NOX para o enxofre = Δ = 6 – 4 = 2

Determinar uma variação de NOX para o iodo = Δ = 0 – 5 = 5

2º passo: Multiplicar pela atomicidade ( nº. de átomos ) o enxofre possui atomicidade igual a 1. Portanto será 2 x 1 = 2

Multiplicar pela atomicidade ( nº. de átomos ) o iodo possui atomicidade igual a 2. Portanto será 5 x 2 = 10

3º passo: Os números encontrados são múltiplos, indicando que podemos simplificar tudo por 2. Encontramos S = 1 e I = 5

4º passo: Invertemos os valore e colocamos os números para realizar o balanceamento, sendo que término do balanceamento é pelo método da tentativa.

Eletroquímica

ELETROQUÍMICA

Estuda os fenômenos elétricos relacionados com as reações químicas, ou seja, estuda as transformações de energia química em energia elétrica e vice versa.

Numero de oxidação (NOX)

É a carga (valência) positiva ou negativa de um elemento químico.

Regras práticas:

1- Família 1 A: apresentam nox = +1

2- Família 2 A: apresentam nox = +2

3- Família 7 A: apresentam nox = -1 (apenas nos compostos binários).

4-Oxigênio possui nox = -2, exceto nos peróxidos, onde o nox = -1.

5- Hidrogênio nox = +1, exceto no hidretos metálicos onde o nox = -1.

6- As substâncias simples possuem nox = zero.

7- A soma das cargas de um composto é igual à zero.

Nota: Ag nox = +1 , Zn nox = +2 , Al nox = +3

EXEMPLOS:

a) Fosfato de cálcio ( Ca₃(PO₄)₂

- Vamos montar uma tabela.

-Separamos os elementos.

- Colocamos o nox definido pela regra ( em verde), na linha correspondente ao nox de cada elemento.

- Notamos que não temos o nox do fósforo (P).

-Multiplicamos a quantidade de átomos, pelo nox do elemento ( em preto). Na linha da soma.

- Agora vamos determinar o número, para que a soma seja igual à zero ( em azul )

-Com este número, conseguimos obter o nox do fósforo ( em roxo).

Ca3	P2	O8
+2	+5	-2	Nox de cada elemento
+6+	+10	-16	Soma = zero

DICA: O número de oxidação é determinado para apenas um elemento, por isso que encontramos o +5 como nox do fósforo, ou seja, dividimos 10 por 2 ( 10 foi o número encontrado para a soma ser igual a zero e 2 é a quantidade de fósforo na molécula).

a) Peróxido de sódio ( Na₂O₂)

Na2	O2
+1	-1	Nox de cada elemento
		Soma = zero

DICA: Neste exemplo, o valor de nox do elemento, já é definido pela regra e não precisamos realizar a soma.

Notamos que o oxigênio possui nox = -1, pois se trata de um peróxido.

PERÓXIDO: composto binário, onde o oxigênio é o mais eletronegativo ( ânion – O₂^-2 ) , ou seja, temos dois átomos de oxigênio com carga total igual a -2. Portanto cada oxigênio possui nox = -1

c) Hidreto de sódio ( NaH)

Na	H
+1	-1	Nox de cada elemento
		Soma = zero

DICA: Neste exemplo, o valor de nox do elemento, já é definido pela regra e não precisamos realizar a soma.

Notamos que o hidrogênio possui nox = -1, pois se trata de um hidreto metálico. ( o Na – sódio é um metal alcalino).

Hidreto metálico: composto, onde o hidrogênio é o mais eletronegativo ( ânion) . Portanto o hidrogênio possui nox = -1

d) ácido perclórico ( HClO₄)

H	Cl	O4
+1	+7	-2	Nox de cada elemento
+1	+7	-8	Soma = zero

DICA: Neste exemplo, o valor de nox do elemento cloro ( Cl ) não é definido pela regra, pois o composto não é binário, portanto temos que seguir o raciocínio do exemplo a.

Composto binário: É aquele formado por dois elementos. Podemos citar como exemplo o ácido clorídrico ( HCl), onde o nox do Cl é -1 de acordo com a regra.

Numero de oxidação ( NOX) nos íons

- Nos íons ( cátions e ânions), a soma total das cargas, será igual à carga deste íon.

Exemplos:

1. íon dicromato ou pirocromato ( Cr₂O₇^-2)

DICA: Neste exemplo, a soma será igual a -2, que é a carga do íon. Se for um cátion, segue a mesma regra. Para calcular o nox do cromo, seguimos a regra dada anteriormente.

Propriedades Coligativas

PROPRIEDADES COLIGATIVAS

(São as propriedades das soluções que dependem apenas do número de partículas dispersas e independem da natureza das partículas do soluto como tamanho, estrutura molecular ou massa).

PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR

É a força exercida pelos vapores, em equilíbrio com a fase líquida em uma dada temperatura e pressão.

A pressão de vapor de um líquido está relacionada com a maior ou menor volatilidade.

A volatilidade depende do tipo de força intermolecular e da massa molecular de uma molécula. Dependendo da força intermolecular de uma molécula, o ponto de ebulição pode ser maior ou menor.Quanto maior a massa molecular , maior será o ponto de ebulição, portanto menor volatilidade e quanto maior for à força intermolecular maior será o ponto de ebulição porque quanto mais fortes forem às interações moleculares mais átomos da molécula estarão unidos, ou seja,será necessária maior quantidade de calor para romper essas ligações e assim o ponto de ebulição torna-se maior.

Ponto de fusão

É a temperatura no momento que uma substância no estado sólido começa a passar para o estado líquido.

Ponto de ebulição:

É a temperatura no momento que um líquido começa a ferver.

Um líquido começa a ferver, quando a pressão de vapor deste líquido se igualar com a pressão atmosférica.

O ponto de fusão e de ebulição, sofre variação de acordo com a pressão atmosférica. Quanto maior a pressão atmosférica, maior será a temperatura de ebulição, ou seja, quanto maior a altitude, menor será a pressão e menor a temperatura de ebulição.

EFEITOS COLIGATIVOS.

Os efeitos coligativos dependem apenas do número de partículas do soluto iônico ou molecular, não volátil.

EFEITO TONOSCÓPICO (TONOMETRIA)

Quanto maior o número de partículas, menor será a pressão de vapor do líquido.

EFEITO EBULIOMÉTRICO (EBULIOMETRIA)

Quanto maior o número de partículas, maior será a temperatura de ebulição do líquido.

EFEITO CRIOSCÓPICO (CRIOMETRIA)

Quanto maior o número de partículas, menor será a temperatura de congelamento do líquido

DICAS PARA ENTENDER OS EFEITOS COLIGATIVOS.

Soluto molecular

Soluto iônico

Nos compostos iônicos precisamos utilizar o fator de correção, denominado fator de Vant’Hoff (i).

Quando a dissociação for igual a 100%, o fator de correção será igual ao próprio número de mols de íons.

Quando a dissociação for diferente de 100%, utilizamos a fórmula a seguir, para determinar o valor de i.

Portanto:

i = 1 + α  ( q – 1)

i = 1 + 0,8 ( 2 – 1 )

i = 1,8

PRESSÃO OSMÓTICA (π )

É a força exercida para impedir o processo de osmose.

Osmose: é passagem do solvente de uma solução diluída para uma solução concentrada, através de um membrana semipermeável.

A pressão osmótica é calculada pela fórmula:

p = ɱ.R.T.i

p = pressão osmótica.

ɱ = concentração molar.

R = constante universal dos gases.

T = temperatura em kelvin.

Portanto:

Compostos moleculares

p = ɱ.R.T

Compostos iônicos

p = ɱ.R.T.i

Solução isotônica: é aquela que apresenta pressão osmótica igual.

Solução hipertônica: possui pressão osmótica maior.

Solução hipotônica: possui menor pressão osmótica.

OSMOSE REVERSA

Na osmose reversa, o solvente da solução concentrada passa para uma solução diluída, através de uma membrana semipermeável.

Para ocorrer à osmose reversa, é utilizada uma pressão superior à pressão osmótica.

O processo de osmose reversa tem sido usado com o intuito de “potabilizar” a água por meio da dessalinização. Atualmente, a osmose reversa é considerada uma saída para o problema previsto da escassez de água.

Principais aplicações da osmose reversa na:

> indústria, é utilizada na fabricação de alguns tipos de bebidas, como certas águas minerais;

> agropecuária utiliza-se a osmose reversa na dessedentação de animais, na irrigação e hidroponia. Embora neste setor, ainda haja pouca difusão da técnica.

> dessalinização de águas salobras. Tem sido usado no nordeste do Brasil como solução para a problemática da seca nessa região;

> área da saúde, recebe destaque, principalmente, nos processos de hemodiálise;

Termoquímica

TERMOQUÍMICA

É um ramo da termodinâmica que estuda as trocas de calor entre o sistema e o meio ambiente (e o possível aproveitamento desse calor na realização de trabalho) desenvolvidos durante uma reação química.

    Reação exotérmica: são aquelas que liberam energia na forma de calor.

  A + B → AB + CALOR

   Reação endotérmica: são aquelas que absorvem energia na forma de calor

   A + B + CALOR → AB

A unidade de energia no sistema internacional é o JOULE ( J ). Outra unidade usual é a CALORIAS, equivalente a 4,186 J.

Frequentemente nos cálculos utilizamos a quilocaloria ( kcal ) e o quilojoule ( Kj ).

ENTALPIA DE REAÇÃO

A entalpia (H ) é o conteúdo energético que cada substância possui. Em uma reação química, conseguimos calcular a variação de entalpia (ΔH ).

ΔH = H_P - H_R

H_P = Entalpia dos produtos

H_R = Entalpia dos Reagentes

∆H>0 = Endotérmica ∆H<0 = exotérmica

OBS: As substâncias simples e a forma alotrópica mais estável possui entalpia igual à zero no estado padrão ( 1 atm e 25 ºC )

VARIAÇÃO ENDOTÉRMICA:

A ENTALPIA DOS PRODUTOS É MAIOR QUE A ENTALPIA DOS REAGENTES

VARIAÇÃO EXOTÉRMICA:

A ENTALPIA DOS REAGENTES É MAIOR QUE A ENTALPIA DOS PRODUTOS

ENTALPIA DE FORMAÇÃO

Sempre vai formar um mol da substância, a partir de suas substancias simples.

Exemplo: H₂ (g) + O₂ ( g)  1 H₂O (ℓ ) ΔH = - 68,3 kcal/mol

ENTALPIA DE COMBUSTÃO

É a quantidade de calor liberada na combustão de 1 mol de uma substância no estado padrão.

C₆H₆ (ℓ) + 15/2 O₂(g)  6 CO₂ (g) + 3 H₂O (ℓ ) ΔH = - 782 kcal/mol

LEI DE HESS

O valor de ∆H de um processo não depende do número de etapas, nem do tipo de cada etapa do processo. Este fato permite calcular o ∆H de uma determinada reação X pela soma de reações de ∆H conhecidos, cujo resultado seja a reação X.

ENERGIA DE LIGAÇÃO

Energia necessária pra romper um mol de ligações entre dois átomos, de modo a obter esses átomos na fase gasosa.

Nos reagentes as ligações são quebradas e nos produtos as ligações são formadas.

DICAS PARA RESOLUÇÃO DE QUESTÕES DE TERMOQUÍMICA

1. Os valores de entalpia sempre serão dados, exceto a entalpia das substâncias simples que será igual à zero no estado padrão ( 1 atm e 25ºC ).

OBS: substâncias simples são moléculas constituídas de átomos iguais. Ex: H₂, O₂, He, etc...

2. As reações de combustão, sempre liberam calor, indicando que o valor de ΔH < 0 ( SINAL NEGATIVO ). Para resolver a questão, basta utilizar a fórmula ΔH = H_P - H_R

3. Para identificar as questões envolvendo a lei de Hess, basta verificar os dados.

• A questão fornece no mínimo duas ( 02 ) reações com o valor de ΔH.

• Na maioria das questões é dado uma reação principal que “comanda tudo”, onde será calculado ΔH da mesma. Quando a reação principal não é dada diretamente, a questão fornece condições para equacionar a mesma.

• Todas os reagentes e produtos da principal, estão presentes nos dados ( reações ).

• Somando as reações dadas encontramos a principal.

• Lembrando que algumas vezes será necessário manter, inverter, dividir ou multiplicar as reações dadas.

• INVERTER: quando a substância na principal for reagente e nos dados for produto ou vice-versa.

• MANTER: quando a substância na principal está na mesma posição ( reagente ou produto ) da reação dada.

• MULTIPLICAR OU DIVIDIR: quando a quantidade de mols da substância na principal for diferente da quantidade de mols da reação dada.

• Quando inverte a reação, o valor de ΔH ,inverte o sinal.

• Quando multiplicar ou dividir a equação, o mesmo deve ser feito com o ΔH.

• O ΔH final será somatória dos valores de ΔH das reações.

• ΔH_f = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ + ΔH₄ + .....

4. Nas questões envolvendo energia de ligação, nos dados temos o valor de energia para cada mol de ligação.

• Nos reagentes a entalpia possui sinal positivo.

• Nos produtos a entalpia possui sinal negativo.

• O ΔH final será somatória dos valores de entalpia (H) das ligações.

• ΔH = H₁ + H₂ + H₃ + H₄ + .....

5- Na representação gráfica, a ponta da seta está sempre em direção ao H_P. Seta para cima indica que a reação é endotérmica, seta para baixo, indica que a reação é exotérmica.

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Cinética Química

CINÉTICA QUÍMICA

Estuda a velocidade e os fatores que interferem na velocidade de uma reação.

Velocidade de reação é a medida da rapidez com que são consumidos os reagentes e são formados os produtos.

Há reações lentas, rápidas e reações instantâneas.

Reação lenta: reação de um pedaço de ferro com o ar atmosférico (formação da ferrugem).

Reação rápida: reação de combustão da gasolina.

Reação instantânea: reação do gás hidrogênio com o gás oxigênio na presença de uma faísca.

Em uma reação genérica: c C + b B  a A

Durante uma reação, a concentração dos reagentes vai diminuindo e a concentração dos produtos vai aumentando.

VELOCIDADE MÉDIA (V_m)

A velocidade média pode ser determinada em relação aos reagentes ou produtos de uma reação e obedece a uma proporção estequiométrica.

V_m = onde Δ[ ] = variação de concentração molar ΔT = variação de tempo

EXEMPLO: a A   + b B    cC     + dD

             V_ma    V_mB     V_mC     V_mD

V_{m REAÇÃO} = V_{mA /a} = V_{mB /b =} V_{mC /c =} V_{mD /d}

Fatores que interferem na velocidade de reação:

Temperatura: O aumento da temperatura aumenta a energia cinética das moléculas, aumentando as colisões efetivas e a velocidade da reação.

Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato, maior será a velocidade de reação.

Exemplo: zinco em pó reage mais rapidamente (facilmente) que uma barra de zinco.

Concentração dos reagentes: Quanto maior a concentração, maior a quantidade de soluto, maior o número de colisões efetivas, maior o número de ligações quebradas e maior a velocidade de reação.

Catalisador: Acelera uma reação porque diminui a energia de ativação.

CONDIÇÕES DE OCORRÊNCIA DE UMA REAÇÃO

Afinidade entre os reagentes: não pode ser medida com exatidão.

Contato entre os reagentes: é o fato mais evidente para que ocorra uma reação química.

Energia de ativação (E_a): é a quantidade mínima de energia, dada aos reagentes para dar início a uma reação química. Quanto menor a energia de ativação ( E_a), maior será a velocidade da reação.

Colisões efetivas ou eficazes: são aquelas que ocorrem com uma geometria favorável. Quanto maior o número de colisões efetivas, maior será a velocidade de reação.

Complexo ativado ( C_a ): é o estado intermediário entre os reagentes e produtos, onde nos reagentes as ligações são quebradas e nos produtos as ligações são formadas.

d = Variação de entalpia (ΔH ).

b = Energia de ativação na presença de catalisador.

a = Energia de ativação sem catalisador.

c = abaixamento provocado pela ação do catalisador.

1- Complexo ativado da reação sem catalisador.

2- Complexo ativado com catalisador.

LEI OU EQUAÇÃO DA VELOCIDADE

A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, elevadas a um expoente determinado experimentalmente.

Nas reações elementares ( ocorrem em uma única etapa ) o expoente é o próprio coeficiente.

Exemplo: N₂(g) + 3 H₂(g)  2 NH₃(g)

V = k [N₂]¹[H₂]³

V = velocidade.

K = Constante de velocidade (depende da temperatura).

[ ] = Concentração molar dos reagentes.

1 e 3 = Expoentes quando a reação for elementar.

ORDEM DA REAÇÃO

A reação é de ordem 1 em relação ao N₂.

A reação é de ordem 3 em relação ao H₂

A ordem da reação é igual a 4

DICAS PARA RESOLUÇÃO DE QUESTÕES DE CINÉTICA QUÍMICA

1- A velocidade da reação sempre será medida em função da etapa lenta ( vem indicando lenta ou o valor da velocidade ).

2- No início ( t = 0 ) a concentração dos reagentes é máxima e a dos produtos é mínima ( zero ).

3- Durante a reação, a concentração dos reagentes vai diminuindo e a concentração dos produtos vai aumentando.

4- Quanto menor a energia de ativação, maior a velocidade da reação.

5- Para calcular a energia de ativação: E_a = HC_A – H_R

6- O valor de Energia de ativação será positivo, pois a energia de ativação do complexo ativado (HC_A) sempre será maior que o H_R.

7- Catalisador acelera uma reação, porque diminui a energia de ativação. A energia de ativação atua como sendo uma “barreira”, ou seja, quanto menor a barreira, mais rápido é a reação.

8- A reação elementar é aquela que ocorre em uma única etapa, ou seja, temos apenas uma reação.

9- Quando a reação não for elementar, é dada uma tabela onde a reação ocorre em várias etapas, com os valores de concentração e velocidade. Neste tipo de questão não temos os expoentes. Resolva as questões e verifique a resolução comentada no site.

Cuidado!

Nas reações que não são elementares é comum encontrar uma reação devidamente balanceada, porém os expoentes não serão os coeficientes.

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