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EXERCÍCIOS DE ELETROQUÍMICA–2ºA – ETEC

1. Com o passar do tempo, objetos de prata geralmente adquirem manchas escuras que são películas de sulfeto de prata (Ag2S) formadas na reação da prata com compostos que contém enxofre encontrados em vários alimentos. Um dos processos para limpar o objeto escurecido consiste em colocá-lo em um recipiente de alumínio contendo água e detergente e aquecer até a fervura. O detergente retira a gordura do objeto facilitando a reação do alumínio da panela com o sulfeto de prata, regenerando a prata com seu brilho característico.

2 Al + 3 Ag2S → Al2S3 + 6 Ag

Sobre o assunto relativo ao texto acima, escreva V para as afirmativas verdadeiras ou F para as afirmativas falsas.

( ) A prata ao adquirir manchas escuras sofre oxidação.

( ) Na reação entre alumínio e o sulfeto de prata, o alumínio é o ânodo do processo.

( ) A prata possui maior potencial de oxidação do que o alumínio.

( ) A presença do detergente na água diminui o potencial de oxidação do alumínio.

( ) O alumínio é menos reativo do que a prata.

2. Com base no diagrama da pilha:

Ba0 / Ba2+ // Cu + / Cu0

E nos potenciais-padrão de redução das semi-reacões:

Ba0 → Ba2+ + 2e– E0 = –2,90 volt

Cu0 → Cu+1 + 1e– E0 = +0,52 volt

Qual a diferença de potencial da pilha:

a) + 2,38 volts. b) – 2,55 volts. c) + 3,42 volts. d) – 3,42 volts. e) – 2,38 volts.

3. Pilhas são dispositivos nos quais energia química é convertida em energia elétrica, através de reações de oxi-redução. Sendo dada a série eletroquímica em ordem crescente de reatividade como se segue: ouro, prata, cobre, hidrogênio, níquel, ferro, zinco e manganês, analise as afirmativas abaixo.

I. espécies químicas situadas antes do hidrogênio têm caráter anódico em relação as que os seguem;

II. a maior diferença de potencial (ddp) na série dos elementos zinco e manganês;

III. a energia química da pilha Zn-Ni é maior do que da pilha Zn-Fe.

Dentre as afirmativas acima marque a opção correta:

a) apenas I é verdadeira; d) II e III são verdadeiras;

b) apenas II é verdadeira; e) apenas III.

c) I e II são verdadeiras;

4. Os fabricantes e importadores estão obrigados, por lei, a recolher as baterias usadas em telefones celulares por conterem metais pesados como o mercúrio, o chumbo e o cádmio. Assinale a afirmativa correta.

a) esses três metais são classificados como elementos de transição;

b) esses metais são sólidos à temperatura ambiente;

c) os elementos de massa molar elevada são denominados de metais pesados;

d) a pilha que não contém metais pesados pode ser descartada no lixo doméstico;

e) a contaminação da água por metais pesados ocorre devido a sua grande solubilidade neste solvente.

5. A corrosão eletroquímica opera como uma pilha. Ocorre uma transferência de elétrons quando dois metais de diferentes potenciais são colocados em contato. O zinco ligado à tubulação de ferro, estando a tubulação enterrada – pode-se, de acordo com os potenciais de eletrodo –, verificar que o anodo é o zinco, que logo sofre corrosão, enquanto o ferro, que funciona como cátodo, fica protegido.

Dados: potenciais-padrão de redução em solução aquosa:

Temperatura = 25ºC; pressão = 1 atm; concentração da solução no eletrodo = 1,0 M

Semi reação Δ Eº (volt)

Zn2+ + 2e → Zn(s) – 0,763 V

Fe2+ + 2e → Fe(s) – 0,440 V

Assinale a equação global da pilha com a respectiva ddp da mesma:

a) Fe2+ + 2e → Zn2+ + 2e ΔE = + 0,232V

b) Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe ΔE = + 0,323V

c) Fe2+ + Zn → Zn + Fe2+ ΔE = – 0,323V

d) Fe + Zn → Zn2+ + Fe2+ ΔE = + 0,323V

6.Dados os metais: Zn, Ag, Au, Mg com seus respectivos potenciais de redução

(– 0,76v), (+ 0,80v), (+ 1,50v) e (– 2,73v); e sabendo-se que 2H+ + 2e– → H2 E0 = 0,00 V:

a) indique os dois metais que têm possibilidade de reagir com ácidos para produzir hidrogênio (H2);

b) escreva uma reação de deslocamento, possível, usando o ácido sulfúrico.

7. Sobre a pilha esquematizada abaixo, assinale o que for correto:

a) Seu funcionamento diminuiu a concentração de íons B3+.

b) O eletrodo B sofre oxidação.

c) O eletrodo A é denominado cátodo.

d) A equação global é dada por 2B(s) + 3A2+(aq) → 2B3+(aq) + 3A(s).

e) O eletrodo B sofre corrosão.

9. FUVEST-SP I e II são equações de reações que ocorrem em água, espontaneamente, no

sentido indicado, em condições padrão.

I. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb

II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe

Analisando tais reações, isoladamente ou em conjunto, pode-se afirmar que, em condições

padrão,

a) elétrons são transferidos do Pb2+ para o Fe.

b) reação espontânea deve ocorrer entre Pb e Zn2+.

c) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Fe2+.

d) Zn deve reduzir espontaneamente Pb2+ a Pb.

e) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Pb2+.

10.Uma célula eletrolítica foi construída utilizando-se 200 mL de uma solução aquosa 1,0 mol/L em NaCl com pH igual a 7 a 25 °C, duas chapas de platina de mesmas dimensões e uma fonte estabilizada de corrente elétrica. Antes de iniciar a eletrólise, a temperatura da solução foi aumentada e mantida num valor constante igual a 60 °C. Nesta temperatura, foi permitido que corrente elétrica fluísse pelo circuito elétrico num certo intervalo de tempo. Decorrido esse intervalo de tempo, o pH da solução, ainda a 60 °C, foi medido novamente e um valor igual a 7 foi encontrado. Levando em consideração os fatos mencionadosneste enunciado e sabendo que o valor numérico da constante de dissociação da água (Kw) para a temperatura de 60 °C é igual a 9,6 x 10–14, é correto afirmar que:

a) o caráter ácido-base da solução eletrolítica após a eletrólise é neutro.

b) o caráter ácido-base da solução eletrolítica após a eletrólise é alcalino.

c) a reação anódica predominante é aquela representada pela meia-equação:

4OH(aq) → 2H2O(l) + O2(g) + 4e– (CM).

d) a reação catódica, durante a eletrólise, é aquela representada pela meia-equação:

Cl2(g) + 2e– (CM) → 2Cl– (aq).

e) a reação anódica, durante a eletrólise, é aquela representada pela meia-equação:

H2(g) + 2OH(aq) → 2H2O(l) + 2e–(CM).

11. Um químico queria saber se uma amostra de água estava contaminada com um

sal de prata. Ag+ e para isso, mergulhou um fio de cobre, Cu, na amostra. Com relação a

essa análise, é correto afirmar que:

Dados: E0

Ag+= +0,80 V

E0cu+2 = +0,34 V

01. a amostra torna-se azulada e isso foi atribuído à presença de íons Cu+2;

02. a amostra doa elétrons para o fio de cobre;

04. o fio de cobre torna-se prateado devido ao depósito de prata metálica;

08. o fio de cobre doa elétrons para a amostra;

16. Ag+ é o agente oxidante da reação.

Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas.

12. Os potenciais-padrão dos eletrodos de cobre e de prata são dados abaixo:

Cu+2 + 2e– à Cu E0 = 0,34 V

Ag+ + e– à Ag E0 = 0,80 V

A respeito, julgue as afirmações.

( ) A semi-reação de redução na célula eletroquímica resultante da combinação desses

dois eletrodos será Cu+2 + 2 e– → Cu(S).

( ) A reação e a voltagem da célula eletroquímica serão 2Ag+ + Cu(s) à 2Ag(s) + Cu+2

ΔE0 = 0,46 V.

( ) Se um fio de cobre for mergulhado numa solução de nitrato de prata, inicialmente

incolor, esta ficará azulada e haverá deposição de prata metálica sobre o fio.

14.As reações com substâncias capazes de gerar corrente elétrica têm permitido ao

homem construir pilhas cuja utilização é bastante ampla no mundo moderno.

Com base nos conhecimentos sobre eletroquímica, pode-se afirmar sobre o funcionamento

das pilhas:

( ) A diferença de potencial independe da concentração das soluções empregadas.

( ) Com o uso, a diferença de potencial se reduz.

( ) Os elétrons fluem em direção ao cátodo.

( ) No ânodo, ocorre redução.

( ) No eletrodo, onde ocorre oxidação, há aumento de massa.

16.A figura a seguir representa uma pilha de combustível hidrogênio-oxigênio, muito utilizada em veículos espaciais. Esse tipo de pilha tem por base as semi-reações apresentadas na tabela abaixo:

Considerando-se essas informações, pode-se afirmar:

01. A diferença de potencial da pilha é + 1,23V.

02. No cátodo da pilha, forma-se água e, no ânodo, OH (aq).

04. Na pilha, a água é o agente redutor.

08. A reação global da pilha é 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l).

16. Durante o funcionamento da pilha, acumula-se OH (aq).

32. Na pilha, a corrente de elétrons flui do ânodo para o cátodo.

64. Uma bateria formada por associação em série de 6 pilhas de combustível hidrogênio – oxigênio fornece 6,0 V de tensão.

Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas.

17. O contato com certos metais (como o cobre e o estanho) pode acelerar a corrosão do ferro e torná-la mais intensa, enquanto o contato com metais (como zinco e o magnésio) pode impedir ou retardar a formação de ferrugem. Levando-se em conta os valores dos potenciais (E0) das semi-reações abaixo,

Mg++(aq) + 2e– → Mg(s) – 2,37 V

Zn++ (aq) + 2e– → Zn(s) – 0,76 V

Fe++ (aq) + 2e– → Fe(s) – 0,44 V

Sn++ (aq) + 2e– → Sn(s) – 0,14 V

Cu++ (aq) + 2e– → Cu(s) + 0,36 V

1/2 O2(g) + 2e– + H2O(l) → 2OH (aq) + 0,41 V

a) calcule o ΔE0 da pilha formada por ferro e oxigênio em meio aquoso e ΔE0 da pilha formada por ferro e zinco em meio aquoso;

b) explique o fato de o oxigênio ser o oxidante mais forte da série apresentada.

18.O potencial padrão de redução de uma célula galvânica constituída por um eletrodo

de Ag e outro de Cu é 0,46 V. Nesta célula ocorre a seguinte reação:

2 Ag+ (aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu2+ (aq)

Sabendo-se que o potencial de redução do par Cu2+/Cu0 é 0,34 V pode-se afirmar que o potencial de redução do par Ag+/Agº é:

a) 0,12 V b) 0,24 V c) 0,68 V d) 0,80 V e) 0,92 V

Semi-reação Potencial Padrão de Redução, Eº (V)

2H2O(l) + 2e– à H2(g) + 2OH(aq) Eº = – 0,83

O2(g) + 2H2O(l) + 4e– à 4OH(aq) Eº = 0,40

19.A água oxigenada é um produto químico que, entre outras aplicações, é utilizado como anti-séptico e como alvejante de alguns materiais. A água oxigenada se decompõe em água e gás oxigênio, como representado pela equação a seguir:

I. 2 H2O2(líq) → 2 H2O(líq) + O2(g)

É encontrada no comércio como solução aquosa de peróxido de hidrogênio (massa molar

igual a 34 g); o rótulo do frasco costuma indicar a sua concentração em termos de volume de oxigênio liberado; por exemplo, água oxigenada a 10 volumes significa que 1 L da solução libera 10 L de oxigênio nas condições do ambiente (1 atm e 25,0ºC).

As equações a seguir representam reações de decomposição do peróxido de hidrogênio.

II. H2O2(aq) → O2(g) + 2H+ (aq) + 2 e– Eο = – 0,69 V

III. H2O2(aq) + 2H+ (aq) + 2 e– → 2H2O Eο = +1,77 V

Com base nas informações acima, é incorreto afirmar:

a) A equação I indica que se trata de uma reação de oxirredução, na qual o oxigênio é o

oxidante e o hidrogênio é o redutor.

b) A equação I pode ser obtida a partir das equações II e III; o Eº da reação I é igual a +1,08V.

c) Na equação II, o peróxido de hidrogênio atua como agente redutor.

d) Na equação I, o peróxido de hidrogênio atua como agente oxidante e como agente redutor.

e) Uma solução a 3% em massa de peróxido de hidrogênio corresponderia a uma solução

de peróxido de hidrogênio inferior a 20 volumes (considere a densidade da solução igual a 1 e o volume molar de um gás igual a 24,5 L).

20. “A partir dos dados a seguir, assinale o que for correto:

I. I2(aq) é colorido; I (aq) é incolor

II. Zn2+ (aq) + 2e– → Zn(s) Eo = – 0,76 V

III. I2(aq) + 2e– → 2I (aq) Eo = + 0,54 V

IV. Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s) Eo = – 0,20 V

V. ClO + H2O + 2e– → Cl (aq) + OH (aq) Eo = + 0,84 V

VI. Ag+(aq) + e– → Ag(s) Eo = + 0,80 V

VII. 2H+ (aq) + 2e– → H2(g) Eo = 0,00 V

01. A coloração de uma solução de iodo desaparece com a adição de Zn metálico a essa

solução.

02. Quando se adiciona Ag metálica a uma solução de iodo, a coloração da solução não

desaparece.

04. Quando se adiciona Ni metálico a uma solução de iodeto, a solução permanece incolor.

08. Quando se adiciona Ag metálica a uma solução de iodeto, a solução fica colorida.

16. Quando se adiciona Ni metálico a uma solução de iodo, a coloração não desaparece.

32. Ao ser adicionada, à uma solução de iodeto, uma solução de alvejante doméstico –

solução de Hipoclorito (ClO) –, a solução resultante é colorida.

Dê, como resposta, a soma das afirmativas corretas.

21.O alumínio é produzido a partir do minério bauxita, do qual é separado o óxido de alumínio que, em seguida, junto a um fundente, é submetido à eletrólise. A bauxita contém cerca de 50%, em massa, de óxido de alumínio. De modo geral, desde que o custo da energia elétrica seja o mesmo, as indústrias de alumínio procuram se estabelecer próximas a:

a) zonas litorâneas, pela necessidade de grandes quantidades de salmoura para a eletrólise.

b) centros consumidores de alumínio, para evitar o transporte de material muito dúctil e

maleável e, portanto, facilmente deformável.

c) grandes reservatórios de água, necessária para separar o óxido de alumínio da bauxita.

d) zonas rurais, onde a chuva ácida, que corrói o alumínio, é menos freqüente.

e) jazidas de bauxita, para não se ter de transportar a parte do minério (mais de 50%) que

não resulta em alumínio.

22.Considerando a pilha Mg0 / Mg2+ / Fe2+ / Fe0 e sabendo que o magnésio

cede elétrons espontaneamente para os íons Fe2+, é correto afirmar que:

a) o Mg0 é o oxidante. b) o Fe2+ se oxida. c) o Fe0 é o anodo.

d) a solução de Mg2+ se diluirá. e) o eletrodo positivo ou catodo terá a sua massa aumentada.

23.A reação entre o peróxido de hidrogênio e íons iodeto em solução aquosa ácida

conduz à formação do íon complexo triiodeto (I3). O potencial de eletrodo padrão (E0)

para os dois sistemas envolvidos é:

I3 + 2e– à 3 I E0 = 0,536 V

H2O2 + 2 H+ + 2 e– à 2 H2O E0 = 1,776 V

Em relação a esse quadro, julgue as afirmações.

( ) A semi-reação de oxidação pode ser representada por 3I → I 3 + 2 e–.

( )O H2O2 atua como agente redutor na reação direta.

( ) A equação balanceada para a reação de oxirredução descrita é

2 H2O2 + 9 I → 3I3 + 2 H2O + O2

( ) O valor de ΔE0 para a reação de oxirredução espontânea é de 1,24 V.

24. As pilhas alcalinas níquel/cádmio são constituídas por um ânodo formado por

uma liga contendo cádmio e um cátodo de oxihidroxi de níquel, imersos em uma solução

aquosa de hidróxido de potássio. Essas pilhas caracterizam-se por apresentar correntes

altas e vida útil longa. No entanto, pelo fato de empregarem cádmio em sua composição,

elas são consideradas as de maior prejuízo ambiental. Os valores dos potenciais de redução

para esse tipo de pilha são:

I. Cd(OH)2(aq) + 2e– → Cd(s) + 2OH (aq), E0 = –0,82 V,

II. 2[NiO.OH](s) + 4H2O + 2e– → 2[Ni(OH)2.H2O](s) + 2OH (aq), E0 = 0,52 V.

Com base nessas informações, calcule, em volts, a diferença de potencial entre o ânodo e o cátodo nesse tipo de pilha. Multiplique o valor calculado por 50 e despreze a parte fracionária de seu resultado, caso exista.

25.Os halogênios são agentes oxidantes de variadas aplicações. Por exemplo, o flúor, como fluoreto, é adicionado à água de beber para redução da cárie dentária; o Cloro é utilizado no tratamento de água para o consumo humano, e como branqueador na indústria têxtil e de celulose; o Bromo é usado na síntese do dibromoetileno, um poderoso inseticida; e o Iodo encontra aplicação na dieta alimentar para prevenção de doenças da tireóide.

O poder oxidante dos halogênios F2, Cl2, Br2 e I2, pode ser avaliado pelos potenciais de redução das semi-reações:

F2 (g, 1 atm) + 2e– → 2F (aq, 1M) E0 = 2,87 V

Cl2 (g, 1 atm) + 2e– → 2Cl (aq, 1M) E0 = 1,36 V

Br2 (l) + 2e– → 2Br (aq, 1M) E0 = 1,07 V

I2 (s) + 2e– → 2I (aq, 1M) E° = 0,53 V

Dessa forma, pode-se afirmar que a adição de Cl2(g) a uma solução aquosa de NaF, NaBr e NaI, a 25ºC causará:

a) oxidação de Cl2 e I d) redução de Cl2 e I–.

b) redução de F e oxidação de Br. e) oxidação de F–, Br e I–.

c) oxidação de Br e I.

26. I. Zn/Zn2+(lmol/L) // Ag+(1mol/L)/Ag ΔE = +1,56 V

II. Zn/Zn2+(lmol/L) // Cu2+(1mol/L)/Cu ΔE = +1,10 V

III. Zn/Zn2+(lmol/L) // No2+(1mol/L)/Ni ΔE = +1,01 V

Considerando-se as pilhas com as suas respectivas diferenças de potencial, a 25ºC, é

correto afirmar:

a) Ocorre deposição de zinco nas três pilhas.

b) O zinco é oxidado apenas pela prata.

c) O níquel possui maior capacidade de receber elétrons.

d) A prata é o oxidante mais enérgico.

e) Apenas os eletrodos de Cu e Ni aumentam de massa.

27. Considere uma pilha de prata/magnésio e as semi-reações representadas abaixo, com seus respectivos potenciais de redução.

Mg2+ + 2e– → Mg E° = – 2,37 V

Ag1+ + e– → Ag E°= + 0,80 V

O oxidante, o redutor e a diferença de potencial da pilha estão indicados. respectivamente, em:

a) Mg, Ag+, + 3,17 d) Mg+2, Ag, – 3,17

b) Mg, Ag+, + 3,97 e) Ag+, Mg, + 3,17

c) Ag+, Mg, + 1,57

28. Observe os potenciais-padrão de redução de eletrodos químicos, indicados no

quadro abaixo. Se uma mistura, contendo cobre e cromo, reage com ácido clorídrico liberando hidrogênio, qual dos dois metais é responsável pela reação? Justifique sua resposta através de equações.

30. Conhecidos os pontos normais de oxidação:

Zn → Zn++ + 2 e– Eo = + 0,76 V Cu → Cu++ + 2 e– Eo = – 0,34 V

Fe → Fe++ + 2 e– Eo = + 0,44 V Ag → Ag+ + 1 e– Eo = – 0,80 V

considere as reações:

I. Fe + Cu++ → Fe++ + Cu II. Cu + Zn++ → Cu++ + Zn

III. 2Ag + Cu++ → 2Ag+ + Cu IV. Zn + 2Ag+ → Zn++ + 2 Ag

Dessas reações, na construção de pilhas, são utilizadas:

a) I e II b) II e III c) II e IV d) I e IV e) III e IV

31.Considere as semi-reações representadas pelas semi-equações abaixo e seus

respectivos potenciais padrão de eletrodo:

Fe(c) → Fe2+(aq) + 2e–(CM); E0 = –0,44 V

1/3 I(aq) + 2OH–(aq) → 1/3 IO–3(aq) + H2O(l) + 2e–(CM); E0 = 0,26 V

2 Ag(c) → 2 Ag+(aq) + 2e–(CM); E0 = 0,80 V

Com base nas informações acima, qual das opções abaixo é a relativa à equação química

de uma reação que deverá ocorrer quando os reagentes, nas condições padrão, forem

misturados entre si?

a) Fe2+(aq) + 1/3 I(aq) + 2 OH(aq) → Fe(c) + 1/3 IO3(aq) + H2O(l)

b) 2 Ag(c) + 1/3 IO3(aq) + H2O(l) → 2 Ag+(aq) + 1/3 I(aq) + 2 OH(aq)

c) 1/3 I(aq) + 2 OH(aq) + 2 Ag+(aq) → 2 Ag(c) + 1/3 IO3(aq) + H2O(l)

d) Fe(c) + 1/3 I(aq) + 3 H2O(l) → Fe2+(aq) + 1/3 IO3(aq) + 2 OH(aq) + 2 H2(g)

e) 2 Ag(c) + 1/3 I(aq) + 3 H2O(l) → 2 Ag+(aq) + 1/3 IO3(aq) + 2 OH(aq) + 2 H2(g)

32. Pilhas de combustão utilizadas em naves espaciais geram energia elétrica por meio da reação entre hidrogênio e oxigênio:

2 H2 + O2 → 2 H2O + energia

O funcionamento da pilha se deve às reações de redução do O2 (no catodo) e de oxidação

do H2 (no anodo) em meio aquoso (emprega-se uma solução de KOH). A semi-reação

que ocorre no anodo é descrita pela equação:

2 H2 + 4 OH– → 4 H2O + 4 e–

Considerando-se a equação global e a que representa o que ocorre no anodo, pode-se

representar a semi-reação que ocorre no catodo por:

a) 2 O2 + 4 e– → 4 O b) 1/2 O2 + 4 H+ + 4 e– → H2 + H2O

c) O2 + H2 + 2 e– → 2 OH d) O2 + H2O + 6 e– → H2 + 3 O2–

e) O2 + 2 H2O + 4 e– → 4 OH

33.O esquema de corrosão do ferro é descrito nas equações abaixo

ânodo: Fe(S) → Fe+2(aq) + 2e–

Fe+2(aq) → Fe+3 + e–

cátodo: 2H2O(I) + O2(g) + 4e– → 4OH(na presença de O2)

reação global: 2Fe(S) + 3H2O(I) + 3/2O2(g) → 2Fe(OH)3(s)

O recobrimento do material com uma camada de tinta é uma das ações que diminui a ferrugem contra ação da corrosão, porque a tinta

a) sendo ácida, reage com a ferrugem, neutralizando-a;

b) promove um aumento da energia de ativação da reação de oxidação, dificultando-a;

c) possui potencial de oxidação maior que o ferro, oxidando-se no lugar dele;

d) evita que o ferro se oxide, isolando-o do contato com o oxigênio e a água;

e) absorve energia solar, aumentando a energia de ativação da reação, dificultando-a.

34.Alguns trocadores de calor utilizam tubos de alumínio por meio dos quais passa a água utilizada para a refrigeração. Em algumas indústrias, essa água pode conter sais de cobre. Sabendo que o potencial padrão de redução para o alumínio (Al3+ para Al0) é de –1,66 V e, para o cobre (Cu2+ para Cu0), é de + 0,34 V, julgue os itens a seguir.

( ) A água contendo sais de cobre acarretará a corrosão da tubulação de alumínio do trocador de calor.

( ) Na pilha eletroquímica formada, o cobre é o agente redutor.

( ) Se a tubulação do trocador fosse feita de cobre, e a água de refrigeração contivesse sais de alumínio, não haveria formação de pilha eletroquímica entre essas espécies metálicas.

( ) O valor, em módulo, do potencial padrão para a pilha eletroquímica formada é igual a 1,32 V.

35.As pilhas de níquel-cádmio, que viabilizaram o uso de telefones celulares e computadores portáteis, são baseadas na seguinte reação:

Cd(s) + NiO2(s) + H2O(l) → Cd(OH)2(s)+Ni(OH)2(s).

Considerando este processo, quantos mols de elétrons são produzidos por mol de cádmio consumido?

a) 0,5 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4

36.Uma das grandes preocupações das entidades esportivas diz respeito ao estado de deterioração dos estádios, provocado pelo fenômeno espontâneo da corrosão. Sabendo-se que entre os fatores que favorecem a velocidade de desgaste dos materiais, como o concreto e os ferros de suas armaduras, podem ser citadas a temperatura, a umidade relativa do ar, o grau de insolação e o teor de cloreto. Analise as afirmativas abaixo e marque a opção correta.

a) num processo espontâneo, a variação de entropia é menor do que zero;

b) quanto maior a temperatura, maior a corrosão, por ser maior a energia de ativação;

c) uma alta umidade relativa do ar favorece a formação de eletrólito de uma célula eletroquímica;

d) a célula eletroquímica espontânea da corrosão da armadura do concreto é de natureza eletrolítica;

e) quanto maior a concentração de cloreto, maior é a velocidade de redução do ferro.

37. Um acumulador de chumbo é uma pilha galvânica que funciona através

das semi-reações abaixo apresentadas.

PbSO4(s) + H+ + 2e– → Pb + HSO4–1 Eº = – 0,300V

PbO2(s) + 3H+ + HSO4–1 + 2e– → PbSO4(s) + 2H2O Eº = 1,630V

Através desses dados é correto afirmar que:

a) o dióxido de chumbo é oxidado a sulfato de chumbo II;

b) o ácido sulfúrico funciona como catalisador;

c) o dióxido de chumbo é empregado na constituição do ânodo;

d) a ddp dessa pilha é de 1,270 V;

e) há deposição de sulfato de chumbo II nos dois eletrodos.

38. Observe o esquema abaixo representado e responda:

Dados:

* Zn2+ + 2e– → Zn Eº = – 0,76 V

* Cu2+ + 2e– → Cu Eº = – 0,34 V

a) Sabendo-se que o béquer da esquerda contém solução de ZnSO4 1 mol/L (solução incolor) e o béquer da direita contém solução de CuSO4 1 mol/L (solução azul), o que se observa quando os dois eletrodos entram em contato com as soluções, após certo tempo de funcionamento da pilha galvânica?

b) Qual a função da ponte salina neste processo químico?

c) Identifique a espécie redutora e a oxidante.

Redutora:

Oxidante:

39. Na eletrólise aquosa do Na2SO4(aq), com eletrodos inertes, obteremos no anodo e no cátodo, respectivamente?

a) H2(g) e SO2(g) d) Na(s) e O2(g)

b) Na(s) e SO2(g) e) O2(g) e H2(g)

c) O2(g) e Na(s)

40.Dados os potenciais:

Na0 → Na+ + 1e– E0 = –2,71 V

Ni0 → Ni2+ + 2e– E0 = – 0,25 V

Fe2+ → Fe3+ + 1e– E0 = + 0,77 V

Co2+ → Co3+ + 1e– E0 = + 1,84 V

Ag0 → Ag1+ + 1e– E0 = + 0,80 V

o agente reprodutor mais forte presente na tabela é o:

a) Na0 d) Ni2+

b) Ag0 e) Co2+

c) Fe2+

41. As células primárias são células galvânicas (pilhas) com os reagentes selados

dentro de um invólucro. Elas não podem ser recarregadas e quando descarregam-se são

descartadas, tornando-se um problema ao meio ambiente. Uma célula seca é um tipo de

célula primária mais popular, conhecida simplesmente por pilha. Nesta pilha, a região

cilíndrica de zinco serve como ânodo, e no centro fica o cátodo, um bastão de carbono. O

interior da pilha é forrado com papel que serve como barreira porosa. O eletrólito é uma

mistura pastosa e úmida de cloreto de amônio, NH4Cl, óxido de manganês (IV), MnO2,

carbono finamente pulverizado e um suporte inerte, usualmente goma. A amônia, NH3,

proveniente dos íons amônio, forma o complexo Zn(NH3)42+ com os íons Zn2+, e impede

seu aumento e conseqüentemente redução do potencial. Essas células secas são largamente

utilizadas em diversos aparelhos, tais como lanternas, brinquedos e relógios. Quanto à pilha citada, é correto afirmar que

a) produz energia através de um processo espontâneo.

b) o zinco metálico é reduzido a Zn2+.

c) o fluxo de elétrons parte do cátodo para o ânodo.

d) a diferença de potencial dessa pilha é um valor negativo.

e) no ânodo ocorre a oxidação do Zn2+.

42. Um método de obtenção de H2 (g), em laboratório, se baseia na reação de

alumínio metálico com solução aquosa de hidróxido de sódio.

a)Escreva a equação balanceada dessa reação, sabendo-se que o hidrogênio provém da redução da água e que o alumínio, na sua oxidação, forma a espécie aluminato, Al(OH)4

b) Para a obtenão do H2, foram usados 0,10 mol de alumínio e 100 mL de uma solução

aquosa de NaOH, de densidade 1,08 g/mL e porcentagem em massa (título) 8,0%.

Qual dos reagentes, Al ou NaOH, é o reagente limitante na obtenção do H2? Justifique,

calculando a quantidade, em mol, de NaOH usada. Dado: Massa molar do NaOH = 40 g/mol

43.A massa de sódio depositada, quando uma corrente de 15A atravessa uma certa

quantidade de NaCl fundido durante 20,0 minutos, é:

Dados carga de 1 mol de elétrons = 96500C

a) 42,9 g d) 66,2 g

b) 6,62 g e) 10,9 g

c) 4,29 g

44. A produção industrial de alumínio pela eletrólise da bauxita fundida é um processo industrial que consome grande quantidade de energia elétrica. A semi-reação de

redução do alumínio é dada por:

Al3+ + 3e- → Al

Para se produzirem 2,7 g de alumínio metálico, a carga elétrica necessária, em coulombs,

é:

a) 9650 d) 57900

b) 28950 e) 19300

c) 32160

45. Pretende-se obter cloro (Cl2) pela eletrólise da salmoura:

NaCl (salmoura) → ½ Cl2(g) + NaOH (aq) + ½ H2 (g)

Admitindo rendimento total, de acordo com a equação acima, quantos faradays são necessários para obter 100 g de solução aquosa de NaOH com 80%, em massa, desta substância?

Dado:

F = faraday = carga de 1 mol de elétrons

a) 1 F b) 2 F c) 3 F d) 4 F e) 5 F

46. A prateação pelo processo galvânico é de grande utilidade, tendo em vista que com um gasto relativamente pequeno consegue-se dar uma perfeita aparência de prata aos objetos tratados. A massa de prata (em gramas), depositada durante a prateação de uma pulseira de bijuteria, na qual foi envolvida uma carga equivalente a 4.825C, corresponde aproximadamente a:

a) 54 g b) 27 g c) 10,8 g d) 5,4 g e) 1,08 g

47.Metais como sódio (alcalino), magnésio (alcalino-terroso) e alumínio possuem baixos potenciais de redução, ou seja, não são facilmente reduzidos. O meio econômico de obtê-los é por meio de:

a) reações de deslocamento utilizando-se prata metálica e sais desses metais;

b) uma pilha, onde no ânodo ocorre a redução desses metais;

c) eletrólise ígnea de compostos contendo esses metais;

d) uma reação de dupla troca com ácidos fortes, como ácido sulfúrico ou nítrico;

e) uma reação de decomposição térmica de composto contendo esses metais, tais como

NaCl, MgCl2 e Al2O3.

50. Relacionando as reações:

a – 2 Ag0 + Pb+2 à 2 Ag+1 + Pb0

b – 2 Fe+2 + Cl2 à 2Fe+3 + 2Cl–1

Afirmamos:

1. a é espontânea; 2. b é espontânea; 3. a é não espontânea;

4. b é não espontânea; 5. nenhuma é espontânea.

Concluímos como alternativa correta que:

a) 1 é verdadeira. b) Somente 5 é verdadeira. c) Somente 4 é verdadeira.

d) 2 e 3 são verdadeiras. e) Nenhuma das respostas anteriores.

Dados:

2 Fe+2 à 2Fe+3 + 2e– Eº = – 0,77 v

Agº à Ag+ + e– Eº = – 0,80 v

Pbº à Pb+2 + 2e– Eº = + 0,13 v

2Cl à Cl2 + 2e– Eº = – 1,36 v

51.Um estudante apresentou um experimento sobre eletrólise na feira de ciências de

sua escola. O esquema do experimento foi representado pelo estudante em um cartaz como o reproduzido abaixo:

Em outro cartaz, o aluno listou três observações que realizou e que estão transcritas abaixo:

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 solução de fenolftaleína.

III. Ocorreu uma reação de redução do cloro no eletrodo 1.

Quais observações são corretas?

a) Apenas I. d) Apenas I e II.

b) Apenas II. e) I, II e III.

c) Apenas III.

52.Considere o sistema eletrolítico composto por uma solução aquosa de Cu(NO3)2 (0,10 mol L–1) e por dois eletrodos que não sofrem modificações ao longo da eletrólise. Suponha que uma corrente i passa por este sistema em um intervalo de tempo igual a Δ t, provocando a eletrodeposição de x mols de cobre metálico em um dos eletrodos. Considere ainda que este sistema obedece à lei de Faraday (Q = n . Z . F) e que Q= i . Δ t, onde:

Q = carga elétrica total utilizada na eletrólise;

n = quantidade de matéria do produto (expressa em mol) que é gerado na eletrólise;

Z = número de elétrons transferidos por mol de produto obtido na eletrólise;

F = constante de Faraday.

Com base nas informações acima e supondo-se que a lei de Faraday seja obedecida em sistemas análogos, é correto afirmar:

( ) Se o intervalo de tempo Δt fosse dobrado e a corrente i fosse diminuída pela metade, a quantidade de cobre depositada cairia pela metade.

( ) Se a solução aquosa de Cu(NO3)2 fosse substituída por uma solução aquosa de AgNO3, de igual concentração, mantendo-se a corrente i e o intervalo de tempo Δt inalterados, haveria a deposição de 2x mol de prata metálica.

( ) Se a corrente i e o intervalo de tempo Δt fossem dobrados, a massa de cobre eletrodepositado também seria aumentada em duas vezes.

( ) O cobre metálico seria depositado sobre o cátodo, onde ocorre um processo de redução.

( ) Se a solução de Cu(NO3)2 fosse substituída por uma solução aquosa de Cr(NO3)3, de igual concentração, mantendo-se a corrente i e o intervalo de tempo Δt inalterados, haveria a deposição de 1,5x mol de cromo metálico.

( ) A constante de Faraday é igual a carga de um mol de elétrons.

( ) O processo de eletrólise ocorre espontaneamente.

GABARITO

1. V – V – F – F – F 2. c 3. e 4. e 5. b

6. a) os metais que deslocam o H do ácido são: Zn e Mg.

b) Zn + H2SO4 –> ZnSO4 + H2O

Mg + H2SO4à MgSO4 + H2

7. 02 + 04 + 08 + 16 = 30 8. c 9. d 10. b

11. 01 + 04 + 08 + 16 = 29 12. F – V – V 13. d 14. c

15. V – V – V – F – F 16. c

17. a) Semi-reações:

oxidação: Fe(s) –> Fe++(aq) + 2e– Eº = + 0,44 V

redução: 1/2 O2(g) + 2e– + H2O(l) –> 2OH(aq) Eº = + 0,41 V

ÄE0 = + 0,44 + 0,41 = + 0,85 V

Semi-reações:

oxidação: Zn++(aq) + 2e– Eº = + 0,76 V

redução: Fe++(aq) + 2e– –> Fe(s) Eº = – 0,44 V

ÄE0 = + 0,76 + (– 0,44) = + 0,32 V

18. d 19. a 20. 01 + 02 + 04 + 32 = 39 21. e

22. e 23. C – E – E – C 24. 67 25. 01 + 08 + 32 = 41

26. c 27. e

28. Considerando os potenciais dados, o menor potencial de redução sofrerá oxidação. Logo:

Cr3+ + 3e– –> Cr Eº = – 0,71 V (eletrodo com menor potencial de redução).

A reação espontânea será:

3H+ + 3e– à 3/2 H2 E = 0,00V

Cr –> Cr3+ + 3e– E = + 0,71

Cr + 3H+ –> Cr3+ + 3/2 H2 ÄE° = + 0,71V

29. c 30. d 31. c 32. e 33. d

34. C – E – C – E 35. d 36. c 37. e

38. a) Sabendo-se que o processo é espontâneo, após certo tempo de funcionamento da pilha, observa-se no béquer da direita o descoloramento da solução de sulfato de cobre (II) até perda total da cor e depósito de cobre metálico na superfície do eletrodo. No béquer na esquerda observa-se um desgaste do eletrodo de zinco, pois neste eletrodo está ocorrendo oxidação do zinco que passa para solução como íon zinco (II).

b) Permitir a passagem do fluxo de íons.

c) redutora: zinco metálico oxidante: cobre (II)

39. e 40. e 41. a

42. a) Oxidação: 2 Al0(s) + 80H(aq) –> 2 Al(OH)4(s) + 6e–

Redução: 6 H2O(l) + 6e– ­­à 3 H2 + 6 OH

eq. global: 2 Al0(s) + 6 H2O(l) + 2 NaOH(aq) –> 2 Al(OH)4(s) + 3 H2(g) + 2 Na+(aq)

b) nNaOH = 100mL solução • 1,08 g solução 1 mL solução

8 g NaOH • 1 mol NaOH = 0,216 mol NaOH 100 g solução 40 g NaOH

Cálculo do reagente limitante:

0,216 mol NaOH • 2 mol Al = 0,216 mol Al 2 mols NaOH

O alumínio é o reagente limitante.

43. c 44. c 45. b 46. d 47. c

48. b 49. d 50. d 51. d

52. F – V – F – V – F – V – F

Quando os LIVROS de Química estão ERRADOS.

Nem sempre o livro-texto diz a verdade. QMCWEB apresenta alguns exemplos.

Na Sala.de.Aula desta edição, o QMCWEB apresenta um alerta: o bom professor de Química deve estar atento aos sacrilégios cometidos por muitos dos livros de Química disponíveis no mercado.
Quando seguimos fielmente as doutrinas pregadas nos livros-textos, estamos correndo sérios riscos de acabar falando besteiras, ou nonsenses. Nem sempre tudo o que o autor nos diz está correto – e nós, graças à formação que possuímos, somos aptos a desviar destas armadilhas. Ou não somos?!
Nesta reportagem, QMCWEB apresenta alguns exemplos de erros comumente vistos mesmo nos melhores livros de Química. Mas não se iluda: esta é apenas a ponta de um longo iceberg…

Patinação no gelo x Diagrama de Fase da água

Corrija os seus livros...O QMCWEB já publicou um artigo sobre a água – um líquido com várias propriedades bizarras. Uma delas é o fato do seu sólido, o gelo, ter um volume molar 10% maior do que o seu líquido. Uma das consequências facilmente observadas é que o gelo boia sobre a água, por ser menos denso. Outra consequência é que o aumento de pressão sobre o gelo leva-o para a fase de menor volume; no caso, a água líquida. Uma rápida olhada no diagrama de fases da água mostra que, ao contrário da grande maioria das substâncias, o aumento de pressão sobre o estado sólido favorece o estado líquido, isto é, diminui a temperatura de fusão do gelo.

É aí que entra o conceito errado comumente visto em livros de ensino médio: autores clamam esta propriedade para justificar o fato de que patinadores conseguem deslizar sobre o gelo. O aumento da pressão, causada pelo peso do patinador sobre uma fina lâmina de gelo, provocaria a diminuição da temperatura de fusão do gelo e, momentaneamente, uma delgada camada de líquido entre o gelo e as lâmina de seus patins. Em geral, aceitamos este exemplo sem maiores problemas, e acabamos utilizando-o em sala de aula com nossos alunos.
Entrentanto, tudo isto é um engano tremendo…
diagrama de fases da águaVamos supor que o patinador pese 75 Kg, e que a lâmina do skate tenha 3mm de largura e 20cm de comprimento. Assumindo g=10m/s2, temos que a pressão exercida por este patinador é de cerca de 12 atm. Parece bastante, mas se computarmos isto no diagrama de fases da água, veremos que para a diminuição de apenas 1 oC são necessárias 121 atm de pressão! Ou seja, com 12 atm, apenas, a diminuição é de alguns décimos de grau celsius. Como a pista de patinação se encontra, geralmente, a temperaturas abaixo de -10 oC, este gelo não irá derreter por esta causa. Ou seja: o efeito da pressão não é o culpado pelo sucesso da patinação sobre o gelo.
Os livros estão errados…

Não obstante, os patinadores, de fato, patinam sobre o gelo. Deve haver, então, uma outra razão para explicar este fenômeno. Os cientistas se debateram muito para conseguir explicar esta observação, até que, recentemente, um grupo de químicos descobriu um fenômeno hoje conhecido como “surface melting”, ou derretimento superficial.

O gelo possui uma disposição bem orientada das moléculas de água, quase cristalino. Entretanto, este arranjo é muito diferente na superfície, próximo à interface com o ar. Como não há moléculas de água acima desta linha superficial, as moléculas da superfície distorcem o arranjo cristalino na tentativa de prolongar o contato com as moléculas inferiores. Este comportamento é chamado de “surface reconstruction”. Já foi comprovado experimentalmente que as moléculas da superfície de um sólido podem ir ao estado desorganizado (líquido) a temperaturas inferiores do resto do sólido – este é o surface melting. O contato entre duas superfícies parece aumentar esta anomalia – como no caso da lâmina do skate. Além disso, existe a fricção do skate sobre o gelo, que pode gerar calor suficiente para fundir as moléculas da superfície.
Mais informações sobre este fenômeno podem ser encontradas em:
J. G. Dash, H. Y. Fu, and J. S. Wettlaufer, “The premelting of ice and its environmental consequences,” Rep. Prog. Phys. 58, 115 (1995).

Q10: A velocidade da reação
NÃO dobra se T = T + 10

Este é um dos erros mais comuns e mais propagados da história da Química. Praticamente todos os livros de Química Geral apresentam esta afirmação: se a temperatura de uma reação aumentar em 10 oC, a velocidade será igual ao dobro da inicial. Os livros de bioquímica chegam a “inventar” um termo para este equívoco: Q10, referindo-se a uma (pseudo) constante do aumento da velocidade.
Entretanto, esta afirmação é, infelizmente, um grande erro. Como veremos, a vida “química” não é, assim, tão simples…
Para começar, vejamos a equação de Arrhenius.
A velocidade de uma reação do tipo A + B -> produtos pode ser expressa empiricamente por:

velocidade = k[A]x[B]y

onde k é a constante de velocidade, A] e [B] são as concentrações molares das espécies reagentes A e B e x e y são as ordens da reação em relação a A e B.
As concentrações molares, em regimes diluídos, praticamente não mudam com o aumento de temperatura: o termo que muda é a constante k. Por isso, todos os experimentos para a determinação de k devem ser feitos a temperatura constante.
Arrhenius descreveu a dependência de k em relação à temperatura por:

ln (k2/k1) = (Ea/R) (1/T1 – 1/T2)

onde k2 e k1 são as constantes de velocidade nas temperaturas T2 e T1, em Kelvin. Ea é a energia de ativação para a reação, dada J.mol-1, e R é a constante dos gases ideais, 8.314 J K-1 mol-1. Nenhuma destas constantes muda com a variação da temperatura. O termo criado pelos bioquímicos, Q10, refere-se à relação k2/k1; para os bioquímicos, esta relação deveria ser sempre igual a dois cada vez que T2 = T1 + 10.

Entretanto, basta olhar para a equação de Arrhenius que rapidamente percebemos duas particularidades:
a) k2/k1 depende da Ea
b) k2/k1 depende da temperatura, isto é, Q10 não é constante.
Vamos exemplificar, fazendo um pouco de cálculo. Inicialmente, iremos encontrar o valor de Ea para uma reação cuja velocidade dobre (k2/k1 = 2) para uma variação de temperatura de T1 = 0 oC a T2 = 10 o C.

Para a determinação de Ea, então, utilizaremos k2/k1 = 2, T1 = 273 K, T2 = 283 K, R = 8.314 J K-1 mol-1:

Arrhenius:
ln (k2/k1) = (Ea/R) (1/T1 – 1/T2)

Portanto::
ln (k2/k1) / (1/T1 – 1/T2) = Ea/R

Substituindo os valores:
(8.314 x ln 2) / (1/273 – 1/283) = Ea

e então:
(8.314 x 0.693) / (1/273 – 1/283) = Ea

Q10 não existe!Facilmente, mostramos que Ea = 44,500 J mol-1 = 44.5 kJ mol-1.
Agora, utilizando este valor de Ea, vamos calcular qual seria o valor de k2/k1 para uma outras variação de temperatura na faixa de 10 oC.
ln (k2/k1) = (44,500/8.314) (1/T1 – 1/T2)

T1/K      T2/K       k2/k1

273          283       2.00

373          383       1.45

473          483       1.26

Como vemos, Q10 não é constante e nem sempre é igual a dois.
Mesmo sendo tão óbvio, livros teimam em ensinar a existência de uma constante fantasma chamada Q10. Cabe a nós, professores, desmascarar estes autores…

Solução neutra não significa pH = 7 !!!

Se perguntarmos a qualquer aluno da sala (ou mesmo a alguns professores) em qual pH temos uma solução aquosa neutra, certamente ouviremos: pH=7. Este conceito, equivocado, vai além das salas de aula de química e, mesmo nas ruas, somos capazes de encontrar pessoas que “sabem” que com um pH=7 qualquer solução ou líquido é neutro.
Vejamos:

uma solução aquosa é neutra quando a concentração de íons hidrônio é exatamente igual à concentração de íons hidróxidos. Ou seja:

[H3O+] = [OH]

Na água, temos a seguinte relação entre estas duas entidades, dada pela auto-ionização:

[H3O+]x[OH]= Kw

Como pH = -log[H3O+], podemos assumir que, numa solução aquosa a neutralidade é atingida quando [H3O+] = (Kw)1/2, ou seja:

pH = -(logKw)/2

É exatamente neste ponto a origem da generalização equivocada. O valor de Kw depende, e muito, da temperatura da solução. Ocorre que, a 298 K, Kw = 1,0 x 10-14 M2. Neste caso, de fato, o pH de uma solução neutra é igual a 7,0. Todavia, basta mudar a temperatura, e o pH da solução neutra também muda.

Exemplo: O valor de Kw é 2,5 x 10-14 a 37oC. Qual é o pH de uma solução aquosa neutra, nesta temperatura?

Resposta: pH = 6,8

Em temperaturas maiores, o pH será menor ainda!

Portanto, tome cuidado ao dizer aos seus alunos que pH=7 é neutro… eles podem ser leitores do QMCWEB!

Estes são apenas alguns exemplos… existem ainda muitos outros enganos nos livros. Mas fique tranquilo: nós, do QMCWEB, estamos de olho!

Descoberto novo tipo de ligação química no espaço

Redação do Site Inovação Tecnológica – 21/07/2012

Química das estrelas revela novo tipo de ligação química magnética

Um fenômeno que aqui na Terra significaria a quebra imediata de uma molécula, nas condições extremas do espaço serve para manter juntos dois átomos, formando uma “molécula magnética”. [Imagem: Lange et al./Science]

Reação química espacial

Cientistas descobriram a possibilidade de um novo tipo de ligação química, mantida por campos magnéticos extremamente fortes.

A reação não poderia ocorrer nas condições naturais da Terra e nem mesmo do Sistema Solar inteiro: ela só ocorre nas proximidades de estrelas de nêutrons ou anãs brancas.

Na Terra, os átomos se ligam por ligações covalentes, ou ligações de hidrogênio – quando eles compartilham elétrons – ou por ligações iônicas – quando a atração eletrostática faz com que íons de cargas opostas se juntem.

No novo tipo de ligação, que Kai Lange e seus colegas da Universidade de Oslo, na Noruega, chamaram de ligação paramagnética, é o magnetismo que mantém os átomos coesos.

Ligação magnética

Os campos magnéticos presentes naturalmente na Terra mal perturbam as forças eletromagnéticas que ligam os átomos em moléculas.

Mas nas anãs brancas, estrelas no fim de suas vidas, extremamente densas, os campos magnéticos podem atingir 100.000 Teslas. As estrelas de nêutrons, por sua vez, podem gerar campos magnéticos de 10.000.000 de Teslas.

Para comparação o recorde de campo magnético mais forte já gerado na Terra é de exatos 100,75 Teslas.

Naquela atração magnética extrema, os cientistas calculam – a conclusão veio de uma simulação em computador, logicamente – que átomos podem se juntar magneticamente, por meio da interação entre os spins de seus elétrons.

Nessas condições, átomos como o pouco reativo hélio, podem se juntar em pares. O mesmo ocorre com o hidrogênio. Os cientistas não fizeram cálculos para átomos mais complexos.

Ligação química paramagnética

Aqui na Terra, as ligações químicas normalmente emparelham elétrons com spins opostos. Mas, nessas estrelas supercompactas, o campo magnético intenso interage com o spin dos elétrons, fazendo-os funcionar como pequenos ímãs.

Com isto, os spins dos dois elétrons se alinham com o campo magnético, forçando um deles a se mover para uma posição conhecida como orbital de anti-ligação.

Aqui na Terra, isso representaria a quebra da ligação química, o que mostra que a “química das estrelas” pode ser bem mais complexa do que aquilo que a “química terrestre” conhece.

Como elétrons em orbitais de anti-ligação são “proibidos” nos dois tipos de ligação química conhecidos – covalente e iônica – os cientistas afirmam ter descoberto um novo tipo de ligação química, que eles batizaram de “ligação paramagnética perpendicular”.

Assim, os cálculos demonstram a existência de uma “química exótica” no espaço, o que pode ajudar a explicar estranhos comportamentos detectados nas condições extremas do Universo.

Bibliografia:
A Paramagnetic Bonding Mechanism for Diatomics in Strong Magnetic Fields
Kai K. Lange, E. I. Tellgren, M. R. Hoffmann, T. Helgaker
Science
Vol.: 337 no. 6092 pp. 327-331
DOI: 10.1126/science.1219703
Molecule Formation in Ultrahigh Magnetic Fields
Peter Schmelcher
Science
Vol.: 337 no. 6092 pp. 302-303
DOI: 10.1126/science.1224869

Explosivos !!!! BBBUUUUMMMM

A química dos explosivos!

Das clínicas para os campos de batalha. O explosivo preferido dos filmes de ação nasceu em um laboratório de química: a nitração de uma droga utilizada contra infecções urinárias trouxe duas substâncias que estão entre os explosivos mais potentes já preparados pelo homem.

Durante a Segunda Guerra Mundial, a hexametilenetetramina (HA), um composto comumente empregado em casos de infecções urinárias, serviu como reagente de partida para a preparação de dois explosivos: o RDX e o HMX – ciclometilenotrinitramina e ciclotetrametilentetranitramina, respectivamente.

As siglas são uma apologia acrônima ao seu poder: Royal Demolition eXplosive, RDX, e Her Majesty’s eXplosive, HMX. O HMX é um dos explosivos com a maior velocidade de detonação conhecida: mais de 9 kilômtros por segundo, ou seja, quase 33 mil kilômetros por hora!

nitração do HA

Além de serem extremamente potentes, esta nova classe de explosivos possuem qualidades invejáveis aos demais: estabilidade, maleabilidade e resitência ao calor. Os explosivos podem ser moldados e aquecidos sem perigo de uma detonação indesejada. Mas basta um pulso elétrico para que tudo vá pelos ares: tanto o RDX como o HMX são capazes de derrubar paredes de concreto ou mesmo de aço. O dinamite militar é uma mistura de 75% RDX, 15% TNT e 10% de aditivos estabilizantes e plastificantes. A mistura plástica explosiva conhecido como C4 (o campeão de vendas entre os terroristas) é composta por 91% RDX e 9% de aditivos plastificantes. O poder de detonação do C4 é suficiente, por exemplo, para gerar ondas de compressão capazes de iniciar a fissão nuclear de uma bomba de urânio-235.

Em 1987, o laboratório do US Naval Air Warfare Center Weapons Division sintetizou uma outra nitroamina cíclica: a hexanitrohexaazaisowurtzitana, designada como CL-20. Assim como o HDX e RDX, o CL-20 é estável e maleável, mas cerca de 20% mais poderoso. Em um teste do exército americano, uma bala de 30mm foi detonada em um cartucho carregado com CL-20, e foi capaz de penetrar em 7 placas de 1 polegada de aço inox.

Alfred Nobel e a Nitroglicerina

A nitroglicerina é uma substância líquida, incolor e oleosa, mas também altamente instável e explosiva. Basta um simples toque para que ocorra uma detonação espontânea. Como a molécula contém átomos de oxigênio, hidrogênio e carbono, quando ela explode libera novas moléculas (como O2, N2, H2 e CO2), mais estáveis, e com uma grande energia cinética (há uma conversão entre a energia de ligação para energia cinética!). Esta substância também foi utilizada como vaso-dilatador, nos ataques cardíacos e anginas.

1,2,3-pentanotriol
glicerina
Nitroglicerina
nitroglicerina
TNT
trinitrotoluneno (TNT)

O nome nitroglicerina vem de sua estrutura: ela é derivada da molécula glicerina (uma molécula biológica comum. serve de base para os triglicerídeos) onde os grupos -OH são substituidos por -NO2. O poder dos explosivos deve-se ao fato de que o volume ocupado por um gás é muito maior do que o ocupado por um sólido ou por um líquido. Veja a água, por exemplo. Enquanto que 1 mol de água no estado líquido, a temperatura ambiente, ocupa um volume de apenas 0,018 litros, esta mesma quantidade de água, no estado gasoso, ocuparia um espaço de mais de 20 litros! E, quanto maior for a temperatura, maior será o volume do gás.

nitroglicerina explodindo!!!
                                        reação de decomposição da nitroglicerina sólida

É justamente a velocidade de sua reação de decomposição que faz com a nitroglicerina seja tão explosiva: a rápida expansão dos gases quentes produzidos provoca uma onda de choque supersônica. Pela estequeometria da reação acima, 4 moles de nitroglicerina (cerca de 900 gramas) são capazes de gerar 35 moles de gases quentes (quase 800 litros de gases, nas CNTP). Uma vantagem da nitroglicerina em relação aos outros explosivos, como o TNT (trinitrotolueno), é que, ao contrário deste, nenhuma forma sólida de carbono é formada, produzindo uma explosão sem fumaça – propriedade muito útil para a artilharia. Assim, após o disparo, o soldado não ficaria com a visão obscurecida por uma cortina de fumaça.

A nitroglicerina tem, entretanto, uma grande desvantagem: é muito, mas muito mesmo, instável. É praticamente impossível manusear ou transportar a substância. Muitas pessoas perderam a vida tentando, até o problema ter sido resolvido pelo químico suéco Alfred Nobel.
Alfred NobelNobel estivera trabalhando em Stockholm, por vários anos, com a nitroglicerina, que era preparada pela mistura de glicerol é os ácidos sulfúrico e nítrico. Foram vários os acidentes explosivos no laboratório, incluindo um em que seu irmão, Emil Nobel e outras pessoas morreram. As autoridades de Stockholm proibiram, então, experimentos com nitroglicerina nos limites da cidade. Nobel mudou o seu laboratório para Lake Malaren e, em 1864, encontrou a solução. Nobel experimentou misturar nitroglicerina com vários aditivos, numa tentativa de torná-la estável. Ele logo descobriu que a mistura da nitroglicerina com um certo tipo de argila, chamado kieselguhr, era muito eficaz: tornava o líquido instável em uma pasta sólida estável e maleável. No ano seguinte, em 1867, ele patenteou a mistura com o nome “Dynamite“. Atualmente, a dinamite é feita com nitroglicerina, nitrato de amônio e nitrato de sódio (2 outros explosivos), polpa de madeira e um pouco de carbonato de cálcio para neutralisar os excessos de ácidos que podem estar presentes.

Os propósito da dinamite era, segundo Nobel, auxiliar na construção civil. Mas na primeira guerra mundial, foi logo adotada como uma arma extremamente mortal. Logo após o fim da guerra, um jornal publicou, erroneamente, o obituário de Alfred Nobel, sem este ter realmente morrido. Nobel percebeu que seria lembrado como o homem que criou o explosivo e causou tantas mortes. Para limpar sua consciência e seu nome, criou um instituto, que anualmente distribui prêmios para trabalhos relevantes em medicina, ciência e paz.


                                                        cubano

Ainda mais explosivo !

Uma molécula intrigante é o cubano. Sua fórmula molecular é C8H8: um hidrocarboneto cúbico com ângulos de ligação de 90o, desviando consideravelmetne do ângulo para carbonos com hibridização sp3: 109,5o. Embora “surrealista“, a molécula é estável, e vendida por várias empresas (a um custuo bem alto!). Estas ligações “tensionadas” são extremamente energéticas. Por isto seria muito grande o poder explosivo de um octanitrocubano (um cubano completamente nitrado): possuindo as instáveis ligações nitro mais a energia torsional presente no cubano! Seria, provavelmente, o mais potente explosivo do mercado. Aguardem… tanto os penta– como os hexanitrocubanos já foram sintetizados!

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Revista eletrônica do Departamento de Química – UFSC







FLORIANÓPOLIS | QuímicaUFSC | QMCWEB: Ano 4

Energia Livre de Gibbs e entropia

A energia livre recebeu este nome em função de ter sido deduzida pelo cientista Josiah Willard Gibbs, nos Estados Unidos no século XIX, cientista este que foi responsável pelos fundamentos da termodinâmica e pela Físico-Química.

A energia livre de Gibbs (∆Gº), é uma grandeza termodinâmica definida como a diferença entre variação de entalpia (∆Hº) e a temperatura (T) vezes a variação de entropia (∆Sº) em uma reação. De acordo com a equação abaixo:

∆Gº=∆Hº – T∆Sº

onde:

∆Hº= é uma função de estado chamada de variação de entalpia que informa a variação de energia em pressão constante.

T= a temperatura é uma grandeza física intensiva que é influenciada ou sofre influência das variações energéticas durante a movimentação das partículas.

∆Sº= a variação de entropia é uma função de estado que informa a variação de energia em função do estado de liberdade das partículas.

A energia livre é simplesmente um método de medição do trabalho máximo realizado durante um processo. Essa função é uma das mais usadas na química e na bioquímica em virtude desta acompanhar a maioria dos processos reacionais, em virtude de a energia livre ser capaz de predizer se uma reação é espontânea, isto é, caso a temperatura e a pressão sejam constantes. Para que um processo ocorra espontaneamente ∆Gº deve ser negativa como, por exemplo, uma reação exotérmica que apresenta um alto valor negativo de entalpia, onde a entalpia é decisiva na determinação da energia livre, o que por sua vez é favorecido por um valor pequeno e positivo de T∆Sº. Se a ∆Gº=0 o sistema está em equilíbrio, tendência de toda reação química.

A variação de energia livre em Bioquímica

A ∆Gº negativa em bioquímica é rigorosamente seguida sob pena de uma reação não ocorrer caso o valor da grandeza seja positivo ou a liberação energética seja baixa. A vida nos organismos aeróbios existe simplesmente por que eles derivam a energia livre contida na glicose, por exemplo, através da oxidação onde a entalpia é negativa favorecendo um valor negativo de variação de energia livre, aumentando a entropia do ambiente quando estes liberam o CO2 e H2O de acordo com a reação:

Equilíbrio Químico e ΔG°

A variação de energia livre ΔG de um sistema representa a energia requerida para que seja realizado trabalho útil, em sua mudança de estado. No decorrer da reação observamos que a capacidade de realização de trabalho útil vai gradativamente diminuindo, com o consumo dos reagentes e formação de produto deste modo o sistema atinge o equilíbrio dinâmico, o que mostra que a ΔG tanto dos produtos quanto dos reagentes são iguais fornecendo ΔG=0. De acordo com o diagrama abaixo se conclui que:

ΔG= 0
Sistema atingiu equilíbrio dinâmico

ΔG= positiva
A reação ocorre em favor dos reagentes

ΔG= negativa
Segue para o estado de equilíbrio

Ou expressando por meio das equações:

Onde : R é a constante de Boltzman ou seja R= 0,082 L atm-1

T é temperatura em Kelvins(K) onde K= T em °C + 273,15

Eletroquímica e ΔG°

Quando ΔG° se aproxima de zero em uma célula eletroquímica, esta atingiu o equilíbrio. Onde, os reagentes e os produtos encontram-se na mesma quantidade e a bateria descarregou sua carga dizemos que este sistema encontra-se em equilíbrio. Diante disso um cientista chamado Nernest deduziu uma equação capaz de fornecer a força eletromotriz (fem) através da energia livre, “por que a energia livre é proporcional a fem que depende da concentração dos reagentes na célula.” Essa relação é mais bem expressa através das equações:

ΔG= ΔG° + RTlnK onde:

ΔG= -nFE e ΔG°=-nFEº substituindo,

-nfE=-nFEº+RT lnK dividindo os termos por –nF temos:

E=Eº- RT/nF lnK ( Equação de Nernest)

Calculando a energia livre de Gibbs

Calcule a variação de energia livre da formação da amônia a 25ºC e 1atm. Quando ∆Hº= -46,11KJ∙mol-1 e ∆Sº=-99,37 J∙K-1∙mol-1, de acordo com a reação:

Passo 1: Transformar a temperatura que está em Celsius para Kelvin e a variação de entropia de J∙K-1∙mol-1 para KJ∙K-1∙mol-1.

Passo 2: substituir na equação os dados:

Bibliografia:
MOORE, W.J. “Físico-Química, Trad. 4a. Ed. , Edgard Blücher, São Paulo, 1976.
RUSSEL, JOHN B. “Química Geral”. 2a. Ed., Makron Books, São Paulo, 1994.
P. W. Atkins, Físico-Química, Vol 1. LTC Editora, Rio de Janeiro 1999.

 

Dois novos elementos químicos receberam nomes e foram incorporados na tabela periódica

Sáb, 02 de Junho de 2012 07:20

Osmairo Valverde da redação de Brasília

A tabela periódica dá as boas-vindas para dois novos elementos: flevorium e livermorium.

A União Internacional de Química Pura e Aplicada aprovou oficialmente o nome dos dois elementos que estão localizados no número 114 e 116 da tabela. Estes dois elementos possuíam nomes temporários, ununquadium e ununhexium, respectivamente.

Ambos os elementos são produzidos pela ciência, sendo sintetizados pela primeira vez no Instituto Conjunto de Pesquisa Nuclear de Dubna, na Rússia, em 1998. As descobertas dos novos elementos sintéticos foram confirmadas através de trabalhos científicos no Lawrence Livermore National Laboratory, na Califórnia.

Os elementos foram criados através de esmagamento de íons cálcio (com 20 prótons) e cúrio (com 96 prótons). A combinação destes dois elementos forma o 116 (livermorium) que, após decaimento quase imediato, dá origem ao flevorium, com 114 prótons.

Para os entusiastas de Química, anotem aí: o flevorium terá símbolo Fl e o livermorium será Lv.

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