1) A aula conceitua os fenômenos de oxidação e redução, que envolvem a perda e ganho de elétrons respectivamente.
2) É introduzido o número de oxidação (nox) para determinar qual elemento sofreu oxidação ou redução em uma reação.
3) São apresentadas regras para calcular o nox em diferentes tipos de compostos e exemplos são fornecidos para ilustrar o conceito.
5. Governo do Estado do Rio de Janeiro
Governador
Sérgio Cabral Filho
Secretário de Estado de Ciência e Tecnologia
Alexandre Cardoso
Universidades Consorciadas
UENF - UNIVERSIDADE ESTADUAL DO UFRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL DO
NORTE FLUMINENSE DARCY RIBEIRO RIO DE JANEIRO
Reitor: Almy Junior Cordeiro de Carvalho Reitor: Aloísio Teixeira
UERJ - UNIVERSIDADE DO ESTADO DO UFRRJ - UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL
RIO DE JANEIRO DO RIO DE JANEIRO
Reitor: Nival Nunes de Almeida Reitor: Ricardo Motta Miranda
UFF - UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE UNIRIO - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESTADO
Reitor: Roberto de Souza Salles DO RIO DE JANEIRO
Reitora: Malvina Tania Tuttman
6.
7. Elementos
de Química Geral Volume 2
SUMÁRIO Aula 15 – Reações de óxido-redução______________________________ 7
Aula 16 – Pilhas ____________________________________________ 25
Aula 17 – Relações numéricas__________________________________ 43
Aula 18 – Cálculos estequiométricos – Parte l: explorando o mol ________ 53
Aula 19 – Cálculos estequiométricos – Parte ll: reação com gases _______ 63
Aula 20 – Cálculos estequiométricos – Parte lll:
o rendimento real da reação ___________________________ 73
Aula 21 – Cálculos estequiométricos – Parte lV:
trabalhando com impurezas ___________________________ 81
Aula 22 – Cálculos estequiométricos – Parte V:
trabalhando com excessos_____________________________ 89
8.
9. 15
AULA
Reações de óxido-redução
Meta da aula
Conceituar os fenômenos de oxidação e redução.
objetivos
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Calcular número de oxidação (nox).
• Determinar semi-reação de oxidação e redução.
• Determinar oxidante e redutor.
• Balancear equação de óxido-redução.
10. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
Figura 15.1: Processo de oxidação em uma corrente de ferro.
INTRODUÇÃO Você já deve ter observado que objetos de prata, como faqueiros e bandejas,
escurecem após ficarem expostos à atmosfera. Os pregos e ferramentas também
enferrujam, ao serem usados freqüentemente, com o decorrer do tempo.
Estes fenômenos são exemplos de reações de óxido-redução. Estas reações
OXIDAÇÃO
são processos químicos muito importantes, remetendo a dois fenômenos
Perda de elétrons.
simultâneos: O X I D A Ç Ã O e REDUÇÃO.
REDUÇÃO
Ganho de elétrons.
No passado, a palavra oxidação foi empregada para denominar
a reação com oxigênio, como nas reações de metais com oxigênio e
nas de queima de combustíveis. Atualmente este termo é empregado,
de modo mais genérico, para caracterizar a perda de elétrons por uma
espécie química (átomo, íon ou molécula). Entretanto, se uma espécie
perde elétrons, outra terá de recebê-los. Este processo foi denominado
redução.
Reações que ocorrem com transferência de elétrons são chamadas
óxido-redução. Para haver transferência de elétrons, tem de existir a
espécie que perde elétrons, ou seja, a que sofre oxidação; e a que ganha
elétrons, isto é, que sofre redução. Mas como é possível reconhecer essas
reações?
Vamos utilizar o exemplo da combustão do magnésio. Durante
sua queima, produz uma intensa luz branca e brilhante, por isto é muito
utilizado em fogos de artifício.
O magnésio, quando reage com o oxigênio, transforma-se no íon
Mg2+. Isto significa que os átomos de magnésio sofreram oxidação, ou
seja, perderam elétrons. O oxigênio, por sua vez, ao receber os elétrons,
transforma-se em íons O2–, reduzindo-se.
8 CEDERJ
11. 15
AULA
Figura 15.2: Fogos de artifício.
2 Mg + O2 à 2 MgO
Mg à 2 Mg2+ + 4 e– (semi-reação de oxidação)
2
2+4e à2O
O (semi-reação de redução)
– 2–
O oxigênio, substância que aceitou elétrons, é denominado agente
oxidante, pois facilitou a oxidação do magnésio e, assim, se reduziu. Já
o magnésio é o agente redutor, pois foi a substância que perdeu elétrons,
propiciando a redução do oxigênio.
!
Lembre-se: Agente Oxidante é a espécie que se reduz e Agente Redutor é a espécie que
se oxida.
Mas como saber qual foi o elemento que perdeu e qual ganhou
elétrons? Para resolver esse problema, os químicos atribuem aos
elementos um número de oxidação (nox).
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
Número de oxidação é a carga que um átomo adquire quando
participa de uma ligação; representa o número de elétrons cedidos,
recebidos e compartilhados. A partir de agora, você verá o número de
oxidação referente aos compostos iônicos e aos covalentes.
CEDERJ 9
12. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
Número de oxidação nos compostos iônicos
Na maioria dos estudos de Química, quando queremos trabalhar
com um composto iônico quase sempre exemplificamos com o NaCl
(cloreto de sódio). Devido a sua aplicabilidade imediata no nosso
cotidiano, este realmente é um excelente exemplo. Para enriquecer nossos
conhecimentos, vamos definir número de oxidação nos compostos iônicos
com um outro exemplo também interessante: o fluoreto de potássio,
utilizado em alguns países na prevenção da cárie dental.
Considerando uma ligação estabelecida entre o potássio (K) e o
flúor (F), temos:
• K, um metal alcalino (Grupo IA). Ele possui 1(um) elétron na
camada de valência e apresenta baixa afinidade eletrônica.
• F, um halogênio (Grupo VIIA). Ele possui 7 (sete) elétrons na
camada de valência e apresenta alta afinidade eletrônica.
doa 1
recebe
elétron
1 elétron
O potássio doa um elétron, originando um cátion potássio (K+);
passa, desta forma, a apresentar uma carga +1. Então, diz-se que o
número de oxidação (nox) do potássio é igual a +1. Por outro lado, o
flúor recebe 1 elétron, originando o ânion fluoreto (F–), que apresenta
uma carga –1. Logo, seu nox é igual a –1.
Número de oxidação nos compostos covalentes
Nos compostos covalentes, não ocorre transferência de elétrons,
e sim compartilhamento. Dessa maneira, pode-se dizer que não há
aparecimento de cargas. Porém, sabendo que o par eletrônico está
mais deslocado para o elemento mais eletronegativo, admite-se que
o par eletrônico “passa” a fazer parte da eletrosfera deste elemento
mais eletronegativo. Sendo assim, adota-se como negativo o número de
oxidação do elemento que “puxou” elétrons, e como positivo o elemento
que “perdeu” elétrons.
10 CEDERJ
13. 15
Considerando uma ligação estabelecida entre o hidrogênio (H) e
o Bromo (Br), temos:
AULA
• o H, que possui 1 (um) elétron na camada de valência e tem,
segundo a tabela de Linus Pauling, o valor de eletronegatividade
igual a 2,1.
• o Br, um halogênio (Grupo VII A). Ele possui 7 (sete) elétrons
na camada de valência e seu valor de eletronegatividade é 2,8,
segundo a mesma tabela de eletronegatividade.
Na molécula de HBr, um par de elétrons é compartilhado pelos
dois átomos. Sendo o átomo de bromo mais eletronegativo que o átomo
de hidrogênio, o par eletrônico se desloca no sentido do átomo de bromo.
Assim, admitimos que o bromo adquire carga negativa –1, enquanto o
hidrogênio apresenta carga positiva +1. Logo, o nox do bromo é –1, e
do hidrogênio é +1.
Regras práticas para determinação do número de oxidação
Para facilitar seus cálculos, observe o conjunto de normas práticas
para a obtenção do nox. Preparamos “dez mandamentos” que serão
úteis a você:
1º. O nox de cada átomo em uma substância simples é sempre igual
a zero.
Exemplo: Vejamos o acaso do O 2. Como os dois átomos
apresentam a mesma eletronegatividade, não ocorre deslocamento do
par eletrônico e, conseqüentemente, não há formação de cargas. Então,
o nox do oxigênio é zero.
2º. O nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.
Exemplo: O2– nox = –2
CEDERJ 11
14. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
3º. O somatório dos nox de todos os átomos constituintes de um
composto é sempre igual a zero.
Exemplo: Ca+2 F2-1
(+2 x 1) + (-1 x 2) = 0
4º. Nos íons formados por mais de um átomo, a soma algébrica dos nox
é igual à carga do íon.
Exemplo: MnO4–
(+7 x 1) + (-2 x 4) = -1
5º. Os metais alcalinos(grupo 1 da tabela periódica) sempre apresentam
nox = +1.
6º. Os metais alcalino-terrosos (grupo 2 da tabela periódica) sempre
apresentam nox = +2.
7º. Metais que apresentam sempre o mesmo nox: Zn nox = +2, Al nox
= +3, Ag nox= +1.
8º. O flúor, combinado com outro elemento, sempre apresenta nox = –1.
9º. O elemento hidrogênio pode assumir nox = +1 quando estiver ligado a
um elemento mais eletronegativo; e nox = –1, quando ele for o elemento
mais eletronegativo.
10º. O oxigênio tem, geralmente, nox = –2.
Acompanhe o exemplo para entender melhor. Separamos alguns
íons ou compostos e vamos mostrar, passo a passo, como determinar o
nox desses elementos:
a. SF6 S nox = x (?)
F nox = –1 x 6 = –6
Como x –6 = 0, logo x = +6
b. H2AsO4– H nox = +1 x 2 = +2
As nox = x (?)
O nox = –2 x 4 = –8
Como +2 +x –8 = –1, logo x = +5
12 CEDERJ
15. 15
c. C2H4O2 C nox = x (?)
H nox = +1 x 4 = +4
AULA
O nox = –2 x 2= –4
Como x + 4 – 4 = 0, logo x = 0
ATIVIDADE
1. Determine o número de oxidação de cada elemento nos seguintes íons
ou compostos:
a. BrO3- ( )
b. C2O42- ( )
c. F2 ( )
d. CaH2 ( )
Agora podemos identificar uma reação de óxido-redução!
Observe a reação do ataque do ácido clorídrico a uma placa de zinco:
2 HCl + Zn à ZnCl2 + H2
Para caracterizar essa reação como um processo de óxido-redução,
é preciso primeiramente determinar o nox de todos os elementos presentes
na equação.
2 H+1Cl–1 + Zn0 à Zn+2Cl2–1 + H2 0
Zn0 à Zn+2 zinco (Zn) é o elemento oxidado porque perdeu 2
elétrons;
H+1 à H2 0 hidrogênio (H) é o elemento reduzido porque ganhou
1 elétron.
Observe que nada ocorreu com o cloro que apresentava nox
–1(no primeiro membro da equação), e continua com o mesmo nox,
no segundo membro.
Nessa reação, o Zn, por ter sofrido oxidação, é denominado agente
redutor, e o ácido clorídrico, por conter o elemento H que sofreu redução,
é chamado agente oxidante.
CEDERJ 13
16. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
ATIVIDADES
2. Com relação a reações de óxido-redução, podemos identificar cada
afirmativa a seguir como verdadeira ou falsa.
a. Oxidação significa ganhar elétrons. ( )
b. Oxidante é o elemento ou substância que se oxida. ( )
c. Oxidar-se acarreta aumento do NOX. ( )
d. Redução significa perder elétrons. ( )
e. Numa oxi-redução, o número de elétrons recebidos é igual ao
número de elétrons cedidos. ( )
f. Redutor é o elemento ou substância que se reduz. ( )
3. Quando um íon potássio passa a potássio metálico, podemos afirmar
que ocorreu:
a. Redução do íon potássio. ( )
b. Oxidação do íon potássio. ( )
c. Oxi-redução do íon potássio. ( )
d. Perda de um elétron no íon potássio. ( )
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES REDOX
Quando usamos talher de prata para comer alimentos que
contêm cebola, ou outra fonte de enxofre, com o tempo vai se formar
uma camada preta de sulfeto de prata sobre a superfície do talher. Um
método simples de limpeza consiste em colocar o talher em uma panela
de alumínio e cobri-lo com água e pequenos pedaços de sabão de coco,
aquecendo esse sistema por alguns minutos. Ao final de um certo tempo,
a prata metálica se deposita sobre o talher. O fenômeno que observamos
é uma reação de óxido-redução e pode ser representado pela equação:
Ag2S + Al à Ag + Al2S3
Observe que a equação, da maneira que foi escrita anteriormente,
apresenta números diferentes de átomo de prata, de alumínio e de
enxofre, nos dois membros da equação. Nós dizemos que essa equação
não está balanceada.
A utilização da semi-reação de oxidação e da semi-reação de
redução permite escrever corretamente as equações de óxido-redução,
e constitui-se em um ótimo método de balanceamento dos coeficientes
da equação. Esse método baseia-se no princípio de conservação das
massas e das cargas elétricas.
14 CEDERJ
17. 15
Vamos exemplificar com a reação entre o sulfeto de prata e o
alumínio, fazendo juntos o balanceamento dessa equação. Primeiramente
AULA
devemos determinar o nox de cada espécie presente na equação:
Ag+12S–2 + Al0 à Ag0 + Al+32S–23
Observe que, na reação anterior,
• cada Al perde 3 elétrons ∴ variação (∆) =3. O alumínio (Al) sofre
oxidação, portanto é o agente redutor.
• cada íon prata (Ag+1) recebe 1 elétron. Como estão presentes inicialmente
2 íons Ag+1 ∴ variação (∆) =1 x 2 = 2 Ag+ sofre redução. Logo, Ag2S é
o agente oxidante.
Agora devemos igualar o número de elétrons perdidos com o
número de elétrons ganhos. Para tal, devemos colocar um coeficiente 2
no Al e um coeficiente 3 no Ag+1, ficando assim, 6 elétrons ganhos e 6
elétrons perdidos. Os coeficientes utilizados no balanceamento de uma
equação são chamados coeficientes estequiométricos.
Finalmente temos nossa equação devidamente balanceada:
3 Ag2S + Al à Al2S3 + 6 Ag
No estudo de reações de óxido-redução, é muito importante sabermos
representar as semi-reações envolvidas:
a. semi-reação de oxidação:
2 Al(s) à 2 Al+3(aq) + 6 e-
b. semi-reação de redução:
6 Ag+1 + 6 e- à 6 Ag
Somando as duas semi-reações:
2 Al 2 Al+3 + 6 e-
6 Ag+1 + 6 e- 6 Ag
2 Al + 6 Ag+1 2 Al+3 + 6 Ag (equação na representação
iônica)
CEDERJ 15
18. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
A perda total de elétrons iguala o ganho total destes, e o somatório
das semi-reações de oxidação e redução, seguido do balanceamento do
número de elétrons trocados, leva ao acerto da equação de óxido-
redução. Esse método é chamado íon-elétron.
Vamos fazer mais um balanceamento? Observe a equação a seguir:
K2Cr2O7 + HCl à KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
Agora, colocaremos os nox das espécies:
K+12Cr+62O–27 + H+1Cl–1 à K+1Cl–1+ Cr+3Cl–13 + Clo2 + H+12O–2
Observe que, no caso do cloro, uma certa quantidade reagiu sem sofrer
variação de nox, enquanto uma outra quantidade sofreu oxidação.
Cl–1 perde 1 elétron ao passar a Cl0 ∴ ∆ =1
Cada Cr+6 recebe 3 elétrons ao passar a Cr+3. Como o composto apresenta
dois Cr+6, sua variação é ∆ = 2 x 3 = 6.
Iniciando o balanceamento, vamos igualar o número de elétrons perdidos
com o número de elétrons ganhos, multiplicando o Cl–1 por 6 e o Cr+6
por 1.
Semi–reação de oxidação
6 Cl-1 à 3Cl2 + 6 e-
Semi-reação de redução
2Cr+6 + 6 e- à 2 Cr+3
Colocando esses coeficientes na equação, temos:
1 K2Cr2O7 + 6 HCl à KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
Vamos agora igualar o número de átomos de cada espécie não envolvida
na reação de óxido-redução. Observe que no primeiro membro da
equação temos 2 K+1, logo precisamos igualar a quantidade de K+1 do
segundo membro multiplicando-o por 2.
16 CEDERJ
19. 15
1 K2Cr2O7 + 6 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
Neste momento, devemos ajustar os cloros que não sofreram oxidação. No
AULA
segundo membro da equação, temos 8 cloros que não perderam elétrons.
Logo o total de cloros no primeiro membro é igual a 14 (6 que se oxidaram
e 8 que nada sofreram):
1 K2Cr2O7 + 14 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
Analisando os hidrogênios, vemos que temos 14 no primeiro membro.
Vamos então igualar essa quantidade no segundo membro:
1 K2Cr2O7 + 14 HCl à 2 KCl + 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O
Por último, fazemos o mesmo com os oxigênios (7 em cada lado da
equação). Temos, assim, nossa equação balanceada.
ATIVIDADE
4. Para cada reação representada a seguir, indique a semi-reação de
oxidação, a semi-reação de redução e faça seu balanceamento:
a. HNO3 + Cu à Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
b. KMnO4 + FeCl2 + HCl à KCl + MnCl2 + FeCl3 + H2O
Vamos analisar mais alguns exemplos de reações de óxido-redução:
K2 Cr2 O7 (aq) + C2H6O(g) + H2SO4(aq) à Cr2(SO4)3 + C2H4O(g) + K2SO4(aq)
+ H2O(l)
Semi-reação de oxidação
C–22H6O à C–12H4O + 2 e – + 2 H+
Semi-reação de redução
14 H+ + Cr+62O72– + 6 e – à 2Cr 3+ + 7H2O
Igualando o número de elétrons, devemos multiplicar por 3 a primeira
equação:
C2H6O à C2H4O + 2 e – + 2 H+ (x 3)
CEDERJ 17
20. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
Cr2O72– + 14 H+ + 6 e – à 2 Cr 3+ + 7 H2O
________________________________________________
3C2H6O + Cr2O7– – + 14 H+ à 3 C2H4O + 6 H+ + 2 Cr 3+ + 7 H2O (Equação
balanceada na forma iônica)
3 C2H6O(g) + K2Cr2O7 (aq) + 4 H2SO4 (aq) 3 C2H4O(g) + Cr2 (SO4)3 (Aq)
+ K2SO4 (aq) + 7 H2O(l) (Equação balanceada na forma completa)
Você agora poderia dizer quem é o agente oxidante e quem é o agente
redutor dessa reação?
Agente oxidante: K2Cr2O7 Agente redutor: C2H6O
Se você teve dúvidas para responder a essa pergunta, vale a pena
dar uma olhada no início desta nossa aula, pois esses conceitos são
importantes.
Voltando a nossa equação, ela é utilizada, por exemplo, através do
“bafômetro”, na medição do teor alcoólico dos motoristas. Quando uma
pessoa ingere bebida alcoólica, o etanol passa rapidamente para a corrente
sangüínea, sendo levado para todas as partes do corpo. A passagem do
álcool do estômago para o sangue demora, aproximadamente, 20 a 30
minutos, dependendo de fatores como gradação alcoólica de bebida,
peso corporal e capacidade de absorção do sistema digestivo. O etanol
é metabolizado por enzimas produzidas pelo fígado.
Pela legislação brasileira, uma pessoa está incapacitada para dirigir
com segurança se tiver uma concentração de álcool no sangue superior
a 0,8 g/L.
Uma pessoa de porte médio tem um volume sangüíneo de
aproximadamente 5L. Logo, para essa pessoa, o teor máximo de álcool
no sangue é de 4g. A seguir, temos uma tabela relacionando algumas
bebidas com a porcentagem de álcool nelas encontrado.
Bebida Teor Alcoólico (%)
Cerveja 5
Vinho 12
Whisky 45-55
Rum 45
Vodca 40-50
18 CEDERJ
21. 15
Considerando as concentrações citadas, não se pode beber nem
um copo de cerveja ou uma dose de Whisky antes de dirigir! Entretanto,
AULA
algumas bebidas podem ser ingeridas. Estudos têm mostrado que uma
pessoa de porte médio pode beber, em um período de aproximadamente
duas horas, uma garrafa de cerveja ou uma dose de Whisky, porque
existem mecanismos no sangue que eliminam a substância tóxica do
organismo.
Exemplos de mecanismos que eliminam o álcool do organismo:
1. eliminação nos pulmões, pelo ar alveolar, onde o álcool é exalado (hálito ou
“bafo” de bêbados);
2. eliminação pelo sistema urinário;
3. metabolização no fígado, que consiste em oxidação lenta do etanol.
O bafômetro permite a identificação da presença do etanol, no
“bafo” do motorista, pela visualização da mudança de coloração laranja
para verde (bafômetro tipo portátil).
Este bafômetro pré-descartável contém uma mistura sólida de
solução aquosa de dicromato de potássio de cor alaranjada, e sílica
umedecida com ácido sulfúrico. Após o sopro do motorista, ocorre a
reação redox formando a espécie Cr3+(aq), que se apresenta na coloração
verde. Assim, está identificada a oxidação do etanol a ácido etanóico e
a redução do dicromato a cromo III, conforme vimos na equação que
você acabou de ajustar.
CONCLUSÃO
Os processos de oxidação e redução, além de nos guiar no
balanceamento de equações, são de grande importância no nosso dia-a-
dia, como o estudo de pilhas que faremos na próxima aula.
CEDERJ 19
22. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
ATIVIDADES FINAIS
1. Representa-se a obtenção de ferro-gusa pela equação a seguir:
2 Fe2O3(s) + 6 C(s) + 3 O2(g) à 4 Fe(s) + 6 CO2(g)
Identificando o estado de oxidação das substâncias envolvidas nessa reação, julgue
os itens que se seguem como verdadeiro ou falso.
a. Os átomos de ferro do Fe2O3 sofreram redução.
b. Na reação, o gás oxigênio (O2 ) atua como redutor.
c. O estado de oxidação +4 do átomo de carbono no CO2 indica que tal
substância é iônica.
d. Nesta reação, o número total de elétrons dos reagentes é igual ao
número total de elétrons dos produtos.
2. Em 1856, Berthelot preparou metano segundo a reação representada pela
equação não-balanceada a seguir:
CS2 + H2S + Cu → Cu2S + CH4
a. Acerte os coeficientes estequiométricos.
b. Indique o elemento que se oxida e o que se reduz, mostrando a
variação dos números de oxidação.
3. A análise do ferro em um minério pode ser realizada por método volumétrico,
utilizando-se dicromato de potássio. A reação envolvida nesse método, na sua
forma iônica, pode ser expressa pela equação a seguir:
___Fe2+ + Cr2O72– + ____H+ →____Fe3+ + ____Cr3+ + ____H2O
Faça o balanceamento correto da equação com os menores coeficientes
inteiros.
4. Completa-se corretamente a reação de oxi-redução MnO2 + 4 H+ + X à Mn2+ +
2 H2O + I2, quando X for substituído por:
a. I2O5. b. HIO3. c. 2 I–. d. 2 HI. e. 2 IO–3.
5. Determine os coeficientes de cada substância que tornam as reações de óxido-
redução a seguir corretamente balanceadas.
20 CEDERJ
23. 15
a. ____Bi2O3(s) + ____NaClO(aq) + ____NaOH(aq) à ____NaCl(aq) + ____H2O(l) +
____NaBiO3(aq)
AULA
b. ____HNO3(aq) + ____P4(s) + ____H2O(l) à ____H3PO4(aq) + ____NO(g)
c. ____CaC2O4(aq) + ____KMnO4(aq) + ____H2SO4(aq) à ____CaSO4(ppt) + ____K2SO4(aq) +
____MnSO4(aq) + ____H2O(l) + ____CO2(g)
d.____NaBr(aq) + ____MnO2(aq) + ____H2SO4(aq) à ____MnSO4(aq) + ____Br2 + ____H2O(l)
+ ____NaHSO4(aq)
RESUMO
• O processo de oxi-redução é uma reação de transferência de elétrons.
• Espécie doadora de elétrons é um agente redutor; espécie receptora de elétrons,
um agente oxidante.
• O agente oxidante e/ou agente redutor são átomos íons ou moléculas que contêm
em sua estrutura elementos que sofrem variação de número de oxidação.
• Em uma reação em que há variação do número de oxidação, o aumento do
nox de um átomo é contrabalançado pela diminuição do nox do outro átomo.
Portanto, a variação do nox é constante.
• Durante uma reação de óxido redução, há variação dos números de oxidação.
A variação resultante é zero.
• A combustão é uma reação de óxido-redução.
• A reação que representa o processo de formação de compostos iônicos é uma
reação redox( partindo das substâncias simples).
• Em uma reação devidamente balanceada, o número de elétrons ganhos é igual
ao número de elétrons perdidos.
CEDERJ 21
24. Elementos de Química Geral | Reações de óxido-redução
RESPOSTAS
Atividade 1
a. +5 ; –2
b. +3 ; –2
c. zero
d. +2 ; –1
Atividade 2
a. F. A definição de oxidação é perda de elétrons em uma reação química.
b. F. Oxidante é o elemento que irá proporcionar a oxidação de outro. Logo,
oxidante é o elemento que se reduz.
c. V
d. F. A definição de redução é ganho de elétrons em uma reação química.
e. V
f. F. Redutor é o elemento que irá proporcionar a redução de outro. Logo, redutor
é o elemento que se oxida.
Atividade 3
a
Atividade 4
a. 4HNO3 + Cu à Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
b. KMnO4 + 5 FeCl2 + 8 HCl à KCl + MnCl2 + 5 FeCl3 + 4 H2O
Atividades Finais
1. a. V
b. V
c. F
d. V
22 CEDERJ
25. 15
2. a. CS2 + 2 H2S + 8Cu à 4 Cu2S + CH4
AULA
b. Cuo à Cu+ (oxidação)
C+4 à C–4 (redução)
3. 6 Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ à 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
4. c
5. a. Bi2O3(s) + 2 NaClO(aq) + 2 NaOH(aq) à 2NaCl(aq) + H2O(l) + 2 NaBiO3(aq)
b. 20 HNO3(aq) + 3 P4(s) + 8 H2O(l) à 12 H3PO4(aq) + 20 NO(g)
c. 5 CaC2O4(aq) + 2 KMnO4(aq) + 8 H2SO4(aq) à 5 CaSO4(ppt) + K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) +
8 H2O(l) + 10 CO2(g)
d. 2 NaBr(aq) + MnO2(aq) + 3 H2SO4(aq) à MnSO4(aq) + Br2 + 2 H2O(l) + 2 NaHSO4(aq)
CEDERJ 23
26.
27. 16
AULA
Pilhas
Metas da aula
Conceituar pilhas ou células galvânicas.
Reconhecer os componentes básicos
de uma pilha.
objetivos
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Determinar a espontaneidade de uma reação
eletroquímica.
• Calcular a diferença de potencial de uma pilha.
Pré-requisito
Para acompanhar melhor esta aula, você deverá
rever os conceitos de oxidação e redução da Aula 15.
28. Elementos de Química Geral | Pilhas
INTRODUÇÃO Uma aplicação direta que encontramos para reações de óxido-redução é
a construção de pilhas ou células galvânicas, cuja transferência de elétrons
entre o redutor e o oxidante é aproveitada para diferentes fins. Em uma pilha,
temos a conversão da energia química para energia elétrica, em um processo
espontâneo.
PILHA DE DANIELL
Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell (1790-1845)
construiu uma pilha, constituída por um metal imerso em solução aquosa
de um sal formado por cátions desse mesmo metal. Este conecta-se a
outro metal, imerso também em solução aquosa de um sal contendo seu
cátion. Para entender o pensamento de Daniell, vamos estudar uma pilha
formada por zinco e cobre (Zn-Cu).
De início, vamos observar isoladamente o sistema formado por
uma placa de zinco (eletrodo de Zn) e uma solução de Zn2+.
oxidação
Zno(s) Zn2+(aq) + 2e–
redução
Zn2+
Zn0
2e–
0
Zn Zn2+
SO2−
4 Figura 16.1: Placa de Zn imersa
numa solução de ZnSO4.
Observe agora o esquema para a placa de cobre (eletrodo de Cu)
imersa em uma solução de Cu2+.
oxidação
Cuo(s) Cu2+(aq) + 2e–
Cu0 Cu2+ redução
2e–
Cu0 Cu2+
SO2−
4 Figura 16.2: Placa de Cu imersa
numa solução de CuSO4.
26 CEDERJ
29. 16
Daniell percebeu que, ao ligar os eletrodos por um fio condutor, o
AULA
zinco, sendo um metal mais reativo (ou seja, que se oxida mais facilmente),
transferia seus elétrons para o cátion metálico menos reativo, no caso,
o Cu2+. Deste modo, estabelece-se uma passagem de corrente elétrica
pelo fio condutor, como representada no desenho a seguir:
Zn Cu
Zn(2aq)SO2(−aq)
+
4 Cu(2aq)SO2(−aq)
+
4
Figura 16.3: Placas de Zn e Cu imersas em suas soluções unidas por um fio condutor.
!
Nessa parte do nosso estudo de conversão de energia química em energia
elétrica (eletroquímica), alguns termos específicos são utilizados:
Ânodo (pólo negativo da pilha): é o eletrodo de onde saem os elétrons, ou
seja, onde ocorre a reação de oxidação. Na pilha de Daniell apresentada, o
ânodo é o eletrodo de Zn.
Cátodo (pólo positivo da pilha): é o eletrodo para onde vão os elétrons, ou
seja, onde ocorre a reação de redução. Na pilha de Daniell apresentada, o
cátodo é o eletrodo de Cu.
A Figura 16.3 ainda não representa uma pilha pronta para fun-
cionar. Se observarmos de novo a figura, podemos compreender que, com
o passar do tempo, a solução de Zn2+ ficaria mais concentrada, devido à
produção desse íon proveniente da oxidação do zinco. Por outro lado,
a concentração de Cu2+ iria diminuir, pois esse íon estaria se reduzindo
a Cuo. Como as concentrações do ânion são fixas, as soluções de ambos
os eletrodos perderiam a neutralidade elétrica, e a pilha rapidamente iria
parar de funcionar. Para resolver esse problema, coloca-se na construção
de uma pilha um dispositivo denominado ponte salina.
CEDERJ 27
30. Elementos de Química Geral | Pilhas
A ponte salina é constituída de um tubo em forma de U, contendo
uma solução aquosa concentrada de um sal bastante solúvel, como o
cloreto de potássio (KCl). As extremidades do tubo são fechadas com
um material poroso, como o algodão.
Figura 16.4: K+(aq) Cl-(aq).
Este tubo é colocado de forma invertida, com cada extremidade
emborcada em uma das soluções da pilha. A função da ponte salina é
permitir que os íons K+ e Cl– migrem para as soluções eletrolíticas da pilha,
de modo que estas retornem à neutralidade de carga. Assim sendo, para
o ânodo (no qual havia excesso de Zn2+) irão migrar os íons Cl–, e para
o cátodo irão os íons K+ . Com isso, ocorrerá neutralização das duas
soluções. O esquema completo da pilha de Daniell será, então:
Figura 16.5: Esquema da pilha de Daniell.
28 CEDERJ
31. 16
NOTAÇÃO DE UMA CÉLULA GALVÂNICA
AULA
Para representar uma pilha como a descrita anteriormente,
utilizamos uma notação resumida que nos informa a estrutura básica
de uma célula. Os eletrodos da pilha de Daniell podem ser escritos da
seguinte maneira:
Zn(s) | Zn2+(aq) e Cu2+(aq) | Cu, em que cada barra vertical
representa uma interface entre as fases. Neste caso, o metal sólido e os
íons em solução.
Representamos a célula primeiro pelo ânodo, depois a ponte
salina representada por duas barras paralelas (||) e, por último, o cátodo.
A notação para a pilha de Daniell será:
Zn⏐Zn2+(aq) || Cu2+(aq)⏐Cu
POTENCIAL DE CÉLULA GALVÂNICA
Se em vez de adaptarmos uma lâmpada ao circuito adaptarmos um
aparelho chamado voltímetro, poderemos medir a diferença de voltagem
entre os dois eletrodos, chamada força eletromotriz (fem), ou variação
de potencial da pilha (∆). No caso da pilha de Zn-Cu, observaríamos
o valor 1,10 volts, nas CONDIÇÕES-PADRÃO.
CONDIÇÕES-PADRÃO
Uma pilha se encontra nas condições-padrão quando apresenta soluções de
concentração inicial 1 mol/L, a uma temperatura de 298oK e pressão de 1 atm.
O valor da fem pode ser previsto teoricamente por meio da consulta de uma
tabela de potenciais-padrão. Esta tabela, apresentada a seguir, foi construída a
partir do eletrodo padrão de hidrogênio, ao qual foi atribuído o valor 0,00 volt.
Com o auxílio dessa tabela podemos prever a diferença de potencial entre os
eletrodos, nas condições-padrão, para células de diversos metais.
CEDERJ 29
32. Elementos de Química Geral | Pilhas
Tabela 16.1: Potenciais-padrão de eletrodo (em Volts — 1 atm e 25 OC
Potenciais Potenciais
de redução de oxidação
-3,045 Li Li1+ + 1 e– +3,045
1+ –
-2,925 Rb Rb + 1e +2,925
-2,924 K K1+ + 1 e– +2,924
1+ –
-2,923 Cs Cs + 2e +2,923
-2,92 Ra Ra2+ + 2 e– +2,92
2+ –
-2,90 Ba Ba + 2e +2,90
-2,89 Sr Sr2+ + 2 e– +2,89
2+ –
-2,87 Ca Ca + 2e +2,87
-2,71 Na Na1+ + 1 e– +2,71
aumenta o potencial de receber elétrons
2+ –
-2,375 Mg Mg + 2e +2,375
-1,87 Be Be2+ + 2 e– +1,87
força redutora crescente
3+ –
-1,66 Al Al + 3e +1,66
-1,18 Mn Mn2+ + 2 e– +1,18
2+ –
-0,76 Zn Zn + 2e +0,76
-0,74 Cr Cr3+ + 3 e– +0,74
2- –
-0,48 S S + 3e +0,48
-0,44 Fe Fe2+ + 2 e– +0,44
2+ –
-0,403 Cd Cd + 2e +0,403
-0,28 Co Co2+ + 2 e– +0,28
2+ –
-0,24 Ni Ni + 2e +0,24
-0,14 Sn Sn2+ + 2 e– +0,14
2+ –
-0,13 Pb Pb + 2e +0,13
-0,036 Fe Fe3+ + 3 e– +0,036
-0,000 H2(g) + 2 H2O(1) 2 H3O1+ + 2 e– 0,000
+0,15 Cu Cu1+ + 1 e– -0,15
2+ 4+
+0,15 Sn Sn + 4 e– -0,15
aumenta o potencial de doar elétrons
força oxidante crescente
2+ –
+0,337 Cu Cu + 2e -0,337
+0,40 2 OH1- 1/2 O2 + H2O + 2 e– -0,40
1- –
+0,54 2I I2 + 2e -0,54
+0,77 Fe 2+ Fe3+ + 1 e– -0,77
1+ –
+0,80 Ag Ag + 1e -0,80
+0,85 Hg Hg2+ + 2 e– -0,85
1- –
+0,88 2 OH H2O2 + 2e -0,88
+1,07 2 Br1- Br2 + 2 e– -1,07
1- –
+1,36 2 Cl Cl2 + 2e -1,36
+1,41 Au1+ Au3+ + 2 e– -1,41
3+ –
+1,50 Au Au + 3e -1,50
+1,84 Co2+ Co3+ + 1 e– -1,84
1- –
+2,87 2F F2 + 2e -2,87
30 CEDERJ
33. 16
Quanto menor o potencial-padrão de redução, menor a capacidade
AULA
da espécie de reduzir-se. Logo, maior será sua capacidade de oxidar-se
(perder elétrons).
Quanto menor o potencial-padrão de oxidação, menor a
capacidade da espécie de oxidar-se, e maior será sua capacidade de
reduzir-se (ganhar elétrons).
No exemplo da pilha de Daniell, teremos:
Zno Zn2+ + 2e– Eo oxidação = + 0,76 V
Cu2+ + 2 e– Cuo Eo redução = + 0,34 V
A soma do potencial de oxidação da espécie que se oxida com o
potencial de redução da espécie que se reduz dará a voltagem da pilha
(+ 0,76 + 0,34 = + 1,10 V). Logo, a equação global será:
Zno + Cu2+ Zn2+ + Cuo
Como prever a espécie que irá sofrer oxidação e a que irá sofrer
redução em uma pilha?
Vamos imaginar uma célula formada por alumínio e níquel.
Consultando a Tabela 16.1, teremos:
Eo redução Eo oxidação
– 1,66 V Alo Al3+ + 3e– + 1,66V
o 2+ –
– 0,24 V Ni Ni + 2e + 0,24 V
Observe que o potencial de oxidação do alumínio é maior, o que
indica que este metal tem uma capacidade de oxidar-se maior que a do
níquel. Então, na pilha, a reação de oxidação será Alo Al3+ + 3e–
E oxidação = +1,66 V.
Logo, o níquel irá reduzir-se e teremos a reação:
Ni2+ + 2 e– Nio E redução = – 0,24 E redução
A fem desta pilha será a soma destes dois valores +1,66 + (–0,24)
= 1,42 V.
!
Toda pilha, por ser um processo espontâneo, apresenta ∆E positivo.
CEDERJ 31
34. Elementos de Química Geral | Pilhas
Figura 16.6: Pilha de Zn/Zn(NO3)2 // Ag/AgNO3 com lâmpada.
Vejamos mais um exemplo. Qual seria a ∆Eo de uma pilha
representada na figura a seguir?
Primeiramente, iremos consultar a Tabela 16.1 de potenciais-
padrão para descobrir qual espécie irá oxidar-se e qual irá reduzir-se.
E redução E oxidação
–0,76 V Zno Zn2+ + 2e– +0,76V
+0,80 V Ago Ag+ + 1 e– –0,80 V
Com esses valores, observamos que a prata, por ter um maior
potencial de redução, irá reduzir-se. Logo, o cátodo desta pilha, é a
prata, com a reação:
Ag+ + e– Ag E redução = +0,80 V
No ânodo desta pilha, teremos a oxidação do zinco:
Zno Zn2+ + 2e– E oxidação = +0,76V
A reação global da pilha, devidamente balanceada (na forma
iônica), será :
2 Ag+ + Zno Zn2+ + 2 Ago
E na forma completa:
2 AgNO3 + Zn Zn(NO3)2 + 2 Ag
A fem (∆Eo) da pilha será +0,80+0,76 = + 1,56 V (medidos nas
condições-padrão).
32 CEDERJ
35. 16
Sabemos então que esta pilha terá uma corrente elétrica no sentido
AULA
do eletrodo de Zn para o eletrodo de Ag, com voltagem de 1,56 V.
Figura 16.7: Desenho da pilha da Figura 16.6 com indicação do sentido de elétrons.
Que tal fazermos uma atividade para colocar o conhecimento em
prática? Para a resolução das atividades a seguir, consulte a Tabela 16.1.
ATIVIDADES
1. Considere uma pilha constituída pelas semipilhas Mg, Mg2+ e Au, Au3+,
e indique:
a. o pólo positivo e o negativo;
b. o cátodo e o ânodo;
c. o sentido do fluxo de elétrons no fio que liga os pólos;
d. a fem da pilha em condições-padrão;
e. a equação de oxidação, de redução e a equação global da pilha.
2. Consultando a Tabela 16.1, examine a possibilidade de serem espontâneos
os processos abaixo equacionados. Caso sejam espontâneos, determine sua
força eletromotriz (fem). Observação: processos espontâneos apresentam
∆Eo > 0.
a. Ag2S + Al Ag+ Al2S3;
b. I2 + Cl– I– + Cl2;
c. H2O2 + H+ + Fe2+ H2O + Fe3+;
d. Cd + Ni(OH)2 Ni + Cd(OH)2.
CEDERJ 33
36. Elementos de Química Geral | Pilhas
3. A pilha utilizada nos marca-passos é constituída por um eletrodo de
iodo e outro de lítio. Conhecidos os potenciais de redução-padrão para
esses eletrodos,
I2 + 2e– 2I– E° = + 0,536V
+
Li + e –
Li E° = – 3,045V
Pede-se:
a. a equação da reação global da pilha;
b. a força eletromotriz-padrão da mesma.
PILHAS COMERCIAIS
As pilhas em solução aquosa, como estudado anteriormente, não
são cômodas e úteis para uso comercial. A pilha comum (usada em rádios,
brinquedos etc.) é, em geral, conhecida como pilha seca, desenvolvida
em 1866 pelo engenheiro francês Georges Leclanché (1839-1882).
O esquema a seguir ilustra sua composição:
Substâncias que participam
Tampa de aço
ativamente do fenômeno
Disco de papelão
Selador de plástico
Barra de grafita:
Piche
Disco de papelão pólo positivo
Envoltório de Zn(s):
pólo negativo
Envoltório de zinco
Pasta externa
Blindagem de aço ZnCl2(aq) + NH4Cl(aq) + H2O + amido
Pasta interna
MnO2(aq) + NH4Cl(aq) + H2O(l) + amido
Papel poroso
Disco de papelão
Disco isolante de papelão
Fundo de aço
Figura 16.8: Pilha seca de Leclanché.
As reações que ocorrem nesta pilha são bastante complexas, mas
podemos simplificá-las da seguinte maneira:
a) No ânodo (pólo negativo), ocorre a oxidação do zinco metálico
contido no envoltório da pilha:
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e–
34 CEDERJ
37. 16
b) No cátodo (pólo positivo), ocorre a redução do manganês na
AULA
pasta interna:
4+ 3+
2 Mn O2(aq) + 2 NH4+ + 2e– Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O(l)
Os elétrons transferidos do zinco para o manganês são conduzidos
através da barra de grafite que, por isso, é considerada o pólo positivo
do circuito. Após um tempo de uso contínuo, a amônia que se forma no
cátodo envolve a barra de grafite, dificultando a passagem de elétrons, o
que resulta na diminuição da voltagem da pilha. Se a pilha for deixada
em repouso por um certo tempo, voltará a funcionar com sua voltagem
normal, porque o Zn2+ formado no ânodo reage com a amônia, formando
um cátion complexo [Zn(NH3)4]2+ que deixará a barra livre para passagem
de elétrons. Esta pilha não é recarregável, e quando todo o MnO2 for
convertido a Mn2O3, a pilha deixará de funcionar definitivamente.
!
Observe que a chamada pilha seca não é totalmente seca, pois os eletrodos
estão envoltos em uma pasta úmida contendo íons.
A pilha alcalina é semelhante à de Leclanché, porém com rendi-
mento de cinco a oito vezes maior. A diferença principal é que sua mistura
eletrolítica contém hidróxido de potássio (KOH), uma base fortemente
alcalina que substitui o cloreto de amônio (NH4Cl) das pilhas comuns.
Portanto, não apresenta o problema de formação de amônia ao redor
da barra de grafite.
EQUAÇÃO DE NERST
Você já sabe que a voltagem de uma pilha depende da natureza dos
reagentes e produtos e de suas concentrações. Assim, se montarmos uma
pilha de Daniell (Zn, Zn2+//Cu2+, Cu) a 298°K (25°C), com concentração
das soluções igual a 1 mol/L, teremos uma voltagem de 1,10V. Entretanto,
à medida que for sendo usada, haverá uma aumento da concentração de
Zn2+ e uma diminuição da concentração dos íons Cu2+. Logo, à medida que
a pilha funciona, verifica-se uma queda de voltagem. Quando a diferença
de potencial chega a 0, temos uma situação de equilíbrio e dizemos que
a pilha está descarregada. A equação deduzida por Walther Hermann
CEDERJ 35
38. Elementos de Química Geral | Pilhas
Nernst (1864 -1941) nos permite calcular a variação do potencial de
uma pilha em determinado instante a partir das concentrações molares
das soluções eletrolíticas.
Para a reação da pilha de Daniell, teremos:
Zno + Cu2+ Zn2+ + Cuo
E a equação de Nernst:
2+
∆E = ∆Eo – 0,059 log [Zn ]
n [Cu2+]
onde,
∆E é a variação do potencial da pilha para determinada concentração;
∆Eo é a variação do potencial da pilha nas condições-padrão;
n é o número de mols de elétrons transferidos (n = 2 na pilha de
Daniell).
Vamos então calcular a variação de potencial (∆E) de uma pilha
de cobre e zinco após certo tempo de funcionamento, quando a concen-
tração de Zn2+ medida for igual a 0,8 mol/L, e a concentração de Cu2+
for igual a 0,2 mol/L.
!
1 mol de elétrons corresponde a 6,02 x 1023 elétrons.
Aplicando a equação de Nernst, teremos:
0,059 0,8
∆E = 1,10 – log
2 0,2
∆E = 1,10 – 0,0295 log 4
∆E = 1,10 – 0,0295. 0,602
∆E = 1,08 V
Isso mostra que realmente há uma diminuição progressiva
da voltagem da pilha com o passar do tempo, até a reação atingir o
equilíbrio, ou seja, até a pilha se descarregar.
Vamos praticar? Leia atentamente o enunciado das atividades.
36 CEDERJ
39. ATIVIDADES
16
4. Determine o potencial da célula galvânica representada a seguir:
AULA
Zn | Zn2+ (1,50mol/L) || Fe2+(0,10 mol/L) || Fe.
5. Escreva as semi-reações que ocorrem no cátodo e no ânodo e a equação
balanceada para as reações representadas a seguir:
a. Ni2+(aq) + Zn(s) Ni(s) + Zn2+(aq).
b. Ce4+(aq) + I–(aq) I2(s) + Ce3+(aq).
c. Cl2(g) + H2(g) HCl(aq).
d. Au (aq)+
Au(s) + Au3+(aq).
6. O potencial-padrão da célula Cu(s) | Cu2+(aq) || Pb2+(aq) | Pb é 0,47V. Se
o potencial-padrão de redução do eletrodo de cobre é + 0,34V, determine
o valor do potencial-padrão de redução do eletrodo de chumbo.
7. A corrosão do ferro, processo que se inicia pela formação de íons Fe2+,
pode ser evitada colocando-se o ferro em contato com um metal que se
oxide mais facilmente. Dada a tabela abaixo de potenciais de redução,
Semi-reação E° (V)
Fe 2+
+ 2e –
Fe –0,44
Mg2+ + 2e– Mg –2,37
Zn 2+
+ 2e –
Zn –0,76
Pb2+ + 2e– Pb –0,13
Cu 2+
+ 2e –
Cu +0,15
Pergunta-se:
a. Quais dos metais acima protegem o ferro da corrosão?
b. Escreva a reação do ferro e um dos outros metais mencionados, indicando
o potencial da célula formada.
CONCLUSÃO
Quando conhecemos os componentes de uma pilha, podemos
prever sua voltagem e com isso utilizá-la de maneira mais racional. O
conhecimento dos potenciais de redução dos metais nos permite proteger
diversos objetos da corrosão.
CEDERJ 37
40. Elementos de Química Geral | Pilhas
ATIVIDADES FINAIS
1. A figura a seguir representa uma pilha de mercúrio usada em relógios e
cronômetros.
isolante
zinco
metálico
pasta de KOH e água
óxido de mercúrio (II)
aço inox
As reações que ocorrem nesta pilha são:
Zn(s) = Zn2+(aq) + 2e–
HgO(s) + H2O(l) + 2e– = Hg(l) + 20H–(aq)
a. De qual eletrodo partem os elétrons quando a pilha está fornecendo energia?
Justifique.
b. Cite duas substâncias cujas quantidades diminuem com o funcionamento da
pilha. Justifique.
2. A pilha de lítio-iodo é muito utilizada em marca-passo cardíaco devido a sua
longa duração (de 5 a 8 anos) e por não apresentar nenhuma emissão de gás,
o que permite fechá-la hermeticamente. A reação que ocorre nesta pilha está
representada na equação a seguir:
2 Li + I2 2 LiI
Consultando a tabela de potenciais, determine a voltagem dessa pilha.
3. As pilhas alcalinas entraram em moda recentemente e são usadas em quase tudo
que exige trabalho contínuo e duradouro, desde relógios de pulso até calculadoras
eletrônicas. Uma das pilhas mais usadas é a de níquel-cádmio, que chega a ter uma
duração maior do que a da bateria de automóvel e ainda pode ser recarregada
38 CEDERJ
41. 16
várias vezes. Ela é constituída pelo metal cádmio, por hidróxido de níquel III e
AULA
uma pasta de hidróxido de potássio. Considerando que os potenciais-padrão de
redução são
Cd2+ (s) + 2 e– Cd 0 (s) Eo = – 0,4V
Ni3+ (s) + 1 e– Ni2+ (s) Eo = + 1,0V,
Indique o sentido do fluxo de elétrons e a força eletromotriz da pilha níquel-
cádmio.
RESUMO
Vamos relembrar as principais características de uma célula galvânica:
1. Célula galvânica ou pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de óxido-
redução espontânea produz corrente elétrica.
2. Cátodo é o eletrodo no qual ocorre a reação de redução. É o pólo positivo da
pilha.
3. Ânodo é o eletrodo no qual ocorre a reação de oxidação. É o pólo negativo
da pilha.
4. Notação de uma pilha: ânodo/ solução anódica // solução catódica / cátodo.
5. Por convenção, o potencial-padrão de eletrodo de hidrogênio é igual a zero.
6. A voltagem de uma célula pode ser calculada pela soma do E°redução do cátodo
com o E° oxidação de ânodo.
7. Quanto maior for o E°redução, mais fácil será a redução da espécie.
CEDERJ 39
42. Elementos de Química Geral | Pilhas
RESPOSTAS
Atividade 1
a. pólo positivo = ouro, devido ao seu alto potencial de redução, esse metal irá
sofrer redução frente ao magnésio, sendo assim o pólo positivo.
pólo negativo = magnésio
b. cátodo = ouro por sofrer redução
ânodo = magnésio por sofrer oxidação
c. do Mg para o Au ( o fluxo de elétronas é sempre do ânodo para o cátodo numa
pilha)
d. + 1,50 + 2,375 = + 3,875 V
e. oxidação: Mgo Mg2+ + 2e–
redução: Au3+ + 3 e– Auo
global: 3 Mgo + 2 Au3+ 3 Mg2+ + 2 Auo
Atividade 2
a. + 2,46 V
b. não espontânea
c. + 0,11 V
d. + 0,163 V
Atividade 3
a. I2 + 2 Li 2I– + 2 Li+
b. fem = + 3,581 V
Atividade 4
0, 059 ⎡ Zn2 + ⎤
⎣ ⎦
∆E = ∆Eo – log
n ⎡Fe2 + ⎤
⎣ ⎦
0, 059 01, 5
∆E = 0,32 – log
2 0, 1
∆E = 0,32 – 0,0295 log 15
∆E = 0,32 – 0,0295. 1,176
∆E = 0,285 V
40 CEDERJ
43. 16
Atividade 5
AULA
a. Ni2+(aq) + 2e– Ni(s)
Zn(s) Zn2+(aq) +2e–
Ni2+(aq) + Zn(s) Ni(s) + Zn2+(aq)
b. I–(aq) + 2e– I2(s)
Ce4+(aq) Ce3+(aq) + e–
2 Ce4+(aq) + I–(aq) I2(s) + 2 Ce3+(aq)
c. Cl2(g) + + 2e– 2 Cl–(aq)
H2(g) 2 H+(aq) +2e–
Cl2(g) + H2(g) 2 HCl(aq)
d. Au+(aq) + e– Au(s)
Au+(aq) --> Au3+(aq) + 3 e–
4 Au+(aq) --> 3 Au(s) + Au3+(aq)
Atividade 6
+0,81 V
Atividade 7
a. Mg e Zn por apresentarem menor potencial de redução que o ferro.
b. Mgo + Fe2+ Mg2+ + Feo ∆E = + 1,93 V
ou
Zno + Fe2+ Zn2+ + Feo ∆E = +0,32 V
Atividades Finais
1. a. Do eletrodo de zinco para o de mercúrio, pois o zinco sofre oxidação.
b. Zno e HgO, pois são reagentes da reação.
2. + 3,581 V
3. Cdo Ni3+ fem = 1,4 V
CEDERJ 41
44.
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AULA
Relações numéricas
Meta da aula
Apresentar as grandezas químicas que permitem
estabelecer relações numéricas necessárias
ao cálculo estequiométrico.
objetivos
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Calcular o número de mol, volume, massa,
moléculas e átomos de substâncias diversas.
• Converter unidades dos campos micro
e macroscópicos.
46. Elementos de Química Geral | Relações numéricas
INTRODUÇÃO Quando vamos a um supermercado comprar ovos, pegamos uma embalagem
contendo 12 unidades. Mas, se quisermos comprar arroz, vamos pegar um
saco com um quilograma. Deste modo, a escolha da maneira pela qual vamos
medir o produto a ser adquirido vai depender de suas características, tornando
mais fácil sua aquisição.
Os químicos utilizam normalmente a massa para mensurar a quantidade
de materiais que serão usados como reagentes. Entretanto, às vezes, é
necessário determinar a quantidade de átomos ou moléculas em uma
amostra. Nesta aula, desenvolveremos conceitos e relações numéricas que
possibilitam estes cálculos.
QUANTIDADE DE MATÉRIA – MOL
No nosso dia-a-dia, quando vamos comprar ovos pedimos em
“dúzias”; folhas de papel, pedimos em “resmas”. Essas são as quantidades
de matéria úteis para seus fins. Em se tratando de átomos e moléculas,
a quantidade de matéria útil que pode ser manipulada é o mol.
Observe os desenhos a seguir:
1 mol de alúminio 1 mol de ferro 1 mol de cálcio
27g 56g 40g
6,0 x 1023 átomos 6,0 x 1023 átomos 6,0 x 1023
átomos
Figura 17.1: Representação de 1 mol de substâncias, em gramas.
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Veja que as massas são diferentes, porém em cada porção
AULA
sempre encontramos 6,02 x 1023 átomos.
Assim:
12 é uma dúzia
100 é um cento
500 é uma resma
6,02 x 1023 é um mol
Qual é a massa de um mol?
Esta pergunta só pode ter uma resposta se especificarmos a
substância à qual estamos nos referindo. A massa de um mol de átomos
de alumínio é 27g, e a de um mol de moléculas de H2O é 18g. Estas massas
correspondem à MA (massa atômica), ou à MM (massa molecular),
expressas em gramas.
Outro exemplo:
1 mol de ácido acético (C2H4O2) é:
MA do C = 12 , MA do H = 1 e MA do O = 16
MM = 2 x 12 + 4 x 1 + 2 x 16 = 60
Logo, 1 mol de ácido acético corresponde a 60 gramas. Podemos
então dizer que a massa molar do álcool etílico é 60g/mol.
Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de
uma substância, e corresponde a 6,02 x 10 23 unidades
dessa substância.
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48. Elementos de Química Geral | Relações numéricas
Vamos determinar a massa de 2 mols de ácido sulfúrico (H2SO4):
MA do H = 1; MA do S = 32 e MA do O = 16
MM = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16 = 98
1 mol de ácido sulfúrico = 98 gramas
2 mols de ácido sulfúrico = 196 gramas
Vejamos agora o cálculo da massa de 0,25 mol de carbonato de
cálcio (CaCO3):
MA do Ca = 40; MA do C = 12 e MA do O = 16
MM = 1 x 40 + 1 x 12 + 3 x 16 = 100
1 mol de carbonato de cálcio = 100 gramas
0,25 mol de carbonato de cálcio = x gramas
x = 0,25 x 100 = 25 gramas
1
Para determinar o número de moléculas existente em 0,5 mol de
éter etílico (C4H10O), basta estabelecer a relação:
1 mol de éter etílico = 6,02 x 1023 moléculas
0,5 mol de éter etílico = x moléculas
23
x = 0,5 x 6,02 x 10 = 3,01 x 1023 moléculas
1
ATIVIDADES
1. Considere o óxido de cálcio (CaO) utilizado na caiação de muros. Para
este óxido, determine:
a. a quantidade de matéria presente em 0,25 mol de CaO;
b. a massa, em gramas, correspondente a esta quantidade de matéria de
CaO.
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AULA
2. O ferro é essencial à vida do homem porque está presente, sob a
forma iônica, no glóbulo vermelho do sangue que transporta oxigênio
para os tecidos. No sangue de Paulo, por exemplo, há 2,8 gramas de
ferro. Determine o número aproximado de átomos de ferro presente no
seu sangue.
Obs: Se você tiver alguma dúvida para resolver estas atividades, dê uma olhada nos
exemplos anteriores.
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3. O perigo oculto das embalagens
“Alumínio, chumbo e materiais plásticos, como o polipropileno, são
substâncias que estão sob suspeita de provocar intoxicações no
organismo humano.”
Determine o no de mol de átomos de chumbo presente em uma embalagem
de creme dental que contenha 0,207g deste elemento:
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4. A aspirina é amplamente usada na medicina como antipirético e
analgésico. Calcule o número de moléculas de ácido acetilsalicílico (C9H8O4)
existente em uma dose oral de 0,60g:
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5. Uma concentração de 0,9g de glicose por litro de sangue é considerada
normal em indivíduos adultos. A que valor corresponde esta concentração
quando expressa em mol por litro?
Dado: massa molar da glicose = 180g/mol.
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50. Elementos de Química Geral | Relações numéricas
VOLUME MOLAR
Você já deve ter observado que um balão de aniversário cheio,
colocado ao sol em um dia de verão, em pouco tempo irá estourar; pois,
com o aumento da temperatura, o volume que o gás ocupa também
irá aumentar. Como é possível então calcular o volume ocupado por
um mol?
Para respondermos a esta questão, precisamos agora conhecer a
temperatura e a pressão em que será medido o volume, pois esses fatores
influenciam em sua determinação.
Utilizando uma norma, os cientistas definiram as Condições
Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) como aquelas em que a
temperatura é fixada a 0°C (273K) e a pressão vale 1 atm (760mmHg).
Vale lembrar que este valor corresponde à pressão atmosférica ao nível
do mar.
Nessas condições, o volume ocupado por um mol de qualquer gás,
considerando seu comportamento ideal, é de 22,4 litros.
Volume molar é o volume ocupado por um mol de gás
ideal, que nas CNTP é de 22,4 litros.
Vejamos como podemos calcular o volume, medido nas CNTP,
de um balão que contém 220g de gás carbônico.
Vamos inicialmente calcular o número total de mols contido
no balão:
1 mol de CO2 = 44g (1x12 + 2x16 = 44),
x mol = 220g
220 x 1
x= = 5 mols de CO2
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Como o volume não depende do tipo de substância, mas apenas da quantidade de matéria,
AULA
podemos relacionar diretamente:
1 mol de qualquer gás nas CNTP = 22,4 litros, logo
5 mols = x litros
5 x 22,4
x= = 112
1
Temos, então, que o volume do balão é 112 L.
Em síntese:
1 mol – 6,02 x 1023 unidades – MA ou
MM em gramas – 22,4 L nas CNTP
ATIVIDADE
6. Em um laboratório, uma substância gasosa foi isolada e purificada.
Verificou-se experimentalmente que 70g desta substância ocupam
56 L nas CNTP. Indique a alternativa que apresenta a massa molar
desse composto:
(a) 56g
(b) 28g
(c) 35g
(d) 112g
CONCLUSÃO
Conhecendo algumas relações numéricas, podemos relacionar
o nosso mundo macroscópico (massa e volume) com o mundo
microscópico (átomos e moléculas). Desta forma, na prática química
torna-se essencial o domínio dos cálculos que são estabelecidos pelas
relações numéricas.
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52. Elementos de Química Geral | Relações numéricas
ATIVIDADES FINAIS
1. Quando bebemos água, normalmente a tomamos na forma de goles. Sabe-se que
1 gole de água ocupa em média o volume de 18 cm3, e que a densidade da água
é de 1g/cm3. Qual é o número de moléculas de água ingeridas em cada gole?
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2. O carbonato de sódio, Na2CO3, é um produto industrial muito importante e
usado na manufatura do vidro. Quantos mols de Na2CO3 existem em 132 gramas
de carbonato de sódio?
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µ
µ
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4. Um extintor de incêndio contém cerca de 4,4 kg de gás carbônico. Determine
o volume de gás liberado na atmosfera, a 0oC de 1 atm:
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RESUMO
AULA
As relações numéricas mais importantes – portanto necessárias para o nosso
próximo estudo de cálculo estequiométrico – são:
• A unidade de massa atômica (u) corresponde a 1/12 da massa do carbono – 12.
• A quantidade de substância que está relacionada ao número de partículas
existente na amostra é o mol.
• 1 mol de partículas possui 6,02 x 1023 partículas, e esse valor corresponde à
constante de Avogadro.
• Massa molar é a massa em gramas de 1 mol de uma substância, e corresponde
a 6,02 x 1023 unidades dessa substância.
• 1 mol de qualquer gás, nas CNTP, ocupa o volume de 22,4 litros.
RESPOSTAS
Atividade 1
a. 1,505 x 1023 agregados iônicos
b. 14 gramas
Atividade 2
3,01 x 1022 átomos
Atividade 3
0,001 mol
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54. Elementos de Química Geral | Relações numéricas
Atividade 4
2 x 1021 moléculas
Atividade 5
5 x 10–3 mol/L
Atividade 6
Para determinarmos a massa molar, precisamos relacioná-la ao volume molar nas
CNTP, ou seja, 22,4 litros. Assim temos:
70 g -------- 56 L
x g -------- 22,4 L x = 28 gramas
Resposta: alternativa b
Atividades Finais
1. 18 cm3 de água, com densidade 1g/cm3, correspondem a 18 gramas de água.
Como a massa molar da água é exatamente 18 gramas, teremos então que, em
cada gole uma pessoa ingere 1 mol de água. Portanto, são ingeridas 6,02 x 1023
moléculas de água por gole.
2. 1 mol de Na2CO3 apresenta massa molar de 106 gramas; então, 132 gramas
corresponderão a 1,24 mol.
3. 1,64 x 10–3 mol
4. 2240 litros
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55. 18
AULA
Cálculos estequiométricos –
Parte l: explorando o mol
Meta da aula
Aplicar as Leis Ponderais na solução
dos problemas.
objetivos
Ao final desta aula, você deve ser capaz de:
• Reconhecer a importância de uma equação química
balanceada para a solução de problemas que envolvem
cálculos.
• Aplicar o conceito de mol, como princípio unificador, para
resolução dos diferentes problemas que envolvem este-
quiometria.
• Resolver situações-problema envolvendo as relações mol-
mol, mol-massa, massa-massa.
Pré-requisito
Para que você encontre mais facilidade na
compreensão desta aula, recorde o conceito de
mol visto na Aula 17.
