Qumica_Inorgnica[1]

1

Unidade I

INTRODUÇÃO

Conceito de mol

Mol representa uma quantidade de matéria.

1 mol corresponde a 6,02 X 1023 unidades N= 6,02 X 1023 ( nº de Avogadro )

Assim podemos escrever que 1 mol de moléculas de qualquer substância

conterá 6,02 X 1023 moléculas ou que 1 mol de átomos corresponde a 6,02 X

1023 átomos.

Para acharmos o nº de moléculas em qualquer quantidade de nº de mol de

uma substância, podemos utilizar a equação:

N = n x 6,02 X 1023 em que “n” representa o nº de mol.

Massa molecular e Massa molar

A massa molar de uma substância corresponde a massa em gramas de um

mol da substância. Assim, por exemplo, a massa molar da água é 18 g / mol,

visto que 1 mol corresponde a massa molecular da substância expressa em

gramas. A massa molecular da substância H2O é o somatório de suas massas

atômicas.

H = 1uma O = 16 uma

Massa molecular(MM) = 2 X 1 + 1 X 16 = 18 uma

Massa molar = 18 g / mol

Em relação ao gás carbônico, CO2 , a sua massa molecular é 44, e a sua

massa molar é 44 g / mol.

Massa molecular(MM) = 1X 12 + 2 X 16 = 44 uma

Massa molar(M) = 44 g / mol

Portanto, podemos estabelecer uma relação envolvendo, nº de mol(n), massa

em gramas(m) e nº de moléculas(N).

2

1mol ------------------- (MM) g ------------------ 6,02 X 1023 moléculas

n mol ------------------ m g ------------------ N moléculas

Através desta relação fundamental, sendo dada a massa de uma substância

poderemos determinar o nº de mol e o nº de moléculas correspondente, ou

ainda, qualquer outro tipo de relação.

Exemplo1:

Determinar o nº de mol e o nº de moléculas correspondente a 3600 g de H2O.

Resolução

1mol de H2O ------------------- 18 g ------------------ 6,02 X 1023 moléculas

n mol ------------------ 3600 g ------------------ N moléculas

n = 3600 g / 18 g = 200 mol

N = 200 X 6,02 X 1023 = 1.204 X 1026 moléculas

Densidade

Densidade de uma substância é a relação entre a sua massa e o seu volume

Densidade = massa / volume

d = m / V

Exemplo 2:

Calcular a massa e o nº de moléculas num galão contendo 20 litros de etanol

anidro,C2H6O .

densidade do etanol, C2H6O = 0,79 g / mL

Resolução

massa de C2H6O = 0,79 g / mL X 20000 mL =15800 g

Massa molecular do C2H6O = 2 X 12 + 6 X 1 + 1 X 16 = 46 uma

Então,

1mol de C2H6O ------------------- 46 g ------------------ 6,02 X 1023 moléculas

n mol ------------------ 15800g ------------------ N moléculas

n = 15800 g / 46 g = 343,48 mol

3

N = 343,48 X 6,02 X 1023 = 2.07 X 1026 moléculas

Fração Molar, Fração Volumétrica e Fração Mássica Fração molar (X)

Denomina-se fração molar a relação entre o nº de mol de uma constituinte de

mistura homogênea e o nº total de mol dessa mistura. Considerando-se a

mistura homogênea formada pelas substâncias “A” e “B”, as frações molares

são representadas por:

XA = nA / nT XB = nB / nT , em que nA e nB representam o

nº de mol de “A” e “B”, e nT o nº de mol da mistura

A soma das frações molares é igual a 1. XA + XB = 1

Assim, por exemplo, um balão contendo 2 mol de CO2 e 8 mol de O2 apresenta

as seguintes frações molares:

XCO2 = nCO2 / nT XCO2 = 2 / 10 XCO2 = 0,2

XO2 = nO2 / nT XO2 = 8 / 10 XO2 = 0,8

Fração Volumétrica(Y)

Indica a relação entre o volume de um constituinte de mistura homogênea

líquida ou gasosa e o volume total dessa mistura. Considerando-se a mistura

homogênea formada pelas substâncias “A” e “B”, as frações volumétricas são

representadas por:

YA = VA / VT YB = VB / VT

Desta forma, 250 mL de uma solução aquosa de etanol contendo 100 mL deste

líquido e 150 mL de água, apresentará as seguintes frações volumétricas:

YE ------- fração volumétrica do etanol

4

YA ------- fração volumétrica da água

YE = VE / VT YE = 100 mL / 250 mL YE = 0,4

YA = VA / VT YA = 150 mL / 250 mL YA = 0,6

Considerando-se 50 litros de uma mistura gasosa de metano, CH4(g) e

etano,C2H6(g) , cujos volumes dos gases são respectivamente, 40 e 10 litros, as

frações volumétricas são:

VM = 40 litros VE = 10 litros VT = 50 litros

YM = VM / VT YM = 40 mL / 50 mL YM = 0,8

YE = VE / VT YE = 10mL / 50 mL YE = 0,2

Fração Volumétrica e percentagem volumétrica(% v/v)

A percentagem volumétrica(% v/v) é igual a fração volumétrica vezes 100.

% v/v = Y X 100

Portanto, as percentagens volumétricas nos exemplos acima, são:

% v/v do etanol = 0,4 x 100 = 40%

% v/v da água = 0,6 x 100 = 60%

% v/v do metano = 0,8 x 100 = 80%

% v/v do etano = 0,2 x 100 = 20%

Relação entre Fração Molar e Fração Volumétrica

Para uma mistura gasosa, a fração molar(X) de um gás é igual a sua fração

volumétrica(Y).

X = Y

Considerando uma mistura de dois gases, “A” e “B” ocupando um volume total

(VT) à uma temperatura “T” e pressão “P”, podemos afirmar que o volume

parcial de cada gás (VA e VB) pode ser expresso pelas equações abaixo:

5

VA = nA . RT / P (1) VB = nB . RT / P (2)

“R” representa a constante geral dos gases e nA e nB representam o n° de mol

de cada gás.

Considerando que nT representa o nº total de mol, e aplicando-se a lei dos

gases ideais, podemos escrever que:

VT = nT . RT / P (3)

Dividindo-se as equações (1) e (2) pela equação (3), tem-se que:

VA = nA . RT / P / VT = nT . RT / P VA / VT = nA / nT

VB = nB . RT / P / VT = nT . RT / P VB / VT = nB / nT

E como, XA = nA / nT e YA = VA / VT ,

Conclui-se que XA = YA e por analogia, XB = YB

Fração Mássica(W)

A fração mássica de uma substância numa mistura é a relação entre a sua

massa e a massa total da mistura. Se considerarmos uma mistura formada

pelas substâncias “A” e “B” e que mA e mB representam as massas desses

constituintes e ainda que, mT seja a massa total da mistura, as frações

mássicas são:

WA = mA / mT WB = mB / mT

Fração Mássica e Percentagem em massa (% m/m)

A percentagem em massa(% m/m) é igual fração mássica vezes 100.

% m/m = W X 100

6

Relação entre Fração Mássica e Fração Volumétrica

Considerando uma mistura homogênea de dois líquidos ou de dois gases (A e

B) podemos relacionar a fração mássica com a fração volumétrica através da

densidade conforme proposto a seguir.

Densidade da mistura---dT massa da mistura----mT volume da mistura -----VT

Densidade de A-----------dA massa de A -----------mA volume de A -------------VA

Densidade de B-----------dB massa de A -----------mB volume de B -------------VB

Sabendo–se que d = m / V ou que m = d . V escrevemos que:

mA = dA. VA (4) mB = dB. VB (5) mT = dT. VT (6)

Dividindo-se as equações (4) e (5) pela equação (6) concluímos que :

mA / mT = dA. VA / dT. VT ou WA = ( dA / dT ) . VA / VT

Então, para o constituinte B WB = ( dB / dT ) . VB / VT

Como YA = VA / VT , concluímos que:

WA = ( dA / dT ) . YA

E, por analogia,

WB = ( dB / dT ) . YB

Massa molar de uma mistura Massa molar de uma mistura é a média ponderada das massas molares dos

componentes da mistura.

Vamos supor uma mistura formada pelas substâncias A e B.

7

nA-------nº de mol de A Massa molar de A---------------------MA

nB-------nº de mol de B Massa molar de B---------------------MB

nT-------nº de mol total da mistura Massa molar da mistura -------------MM nT = nA + nB

A massa molar da mistura é: MM = ( nA . MA + nB . MB ) / nA + nB

MM = ( nA . MA + nB . MB ) / nT

MM = nA / nT . MA + nB / nT . MB Como a fração molar de A é : XA = nA / nT e, a fração molar de B é; XB = nB / nT Temos que:

MM = XA . MA + XB . MB E como numa mistura gasosa a fração molar é igual a fração volumétrica ,

X = Y Podemos escrever que :

MM = YA . MA + YB . MB

Exercícios

Engenheiro de processamento junior(2006)

1-Uma água contendo 125 ppb de fenol apresenta a seguinte fração mássica

de fenol:

(A) 1,25 x 10-4 %

(B) 1,25 x 10-5 % X

8

(C) 1,25 x 10-6 %

(D) 1,25 x 10-7 %

(E) 1,25 x 10-8 %

(Engenheiro de processamento junior dez 2008)

2-Considerando que uma mistura gasosa contenha, em massa, 30% de um gás

A e 70% de um gás B, que a massa molar de A seja igual a 30 g/mol e a de B,

210 g/mol, a massa molar média dessa mistura gasosa, em g/mol, será igual a

A) 50.

B) 75. X

C) 100.

D )120.

E) 156.

(Engenheiro de processamento junior dez 2008)

3- Uma mistura contém 960 kg de O2 e 440 kg de CO2. Qual a massa molar

média desta mistura?

(A) 44 kg/kmol

(B) 42 kg/kmol

(C) 39 kg/kmol

(D) 35 kg/kmol X

(E) 32 kg/kmol

9

4- Um balão contém 96 g de O2(g) e 128 g de SO2(g) . Determinar :

a) fração molar de cada gás

b) fração volumétrica de cada gás

c) fração mássica de cada gás

R- a) XO2(g) = 0,6 XSO2(g) = 0,4

b) YO2(g) = 0,6 YSO2(g) = 0,4

c) WO2(g) = 0,4286 WSO2(g) = 0,5714

5- O ar atmosférico é uma mistura contendo 21% de N2, 78% de N2 e 1% de

outros gases. Calcular a relação entre o nº de mol do N2 e do O2 .

R- 3,714

6- Um recipiente contém gás metano(CH4) e gás etano(C2H6). Sabendo que as

percentagens volumétricas na mistura, são, respectivamente, 60% e 40% ,

calcular as percentagens em massa de cada gás.

R- % em massa de CH4 = 44,44%

% em massa de C2H6 = 55,56%

7- 2 litros de uma mistura de metanol ( CH3OH(l) ) e etanol ( C2H5OH(l) )

apresenta 80% em volume deste último líquido. Sabendo que as densidades de

metanol e etanol são, respectivamente, 0,73 e 0,79 g/mL, determinar:

a) fração molar de cada líquido

b) fração mássica de cada líquido

R- a) X CH3OH(l)) = 0,2493 X C2H5OH(l) = 0,7507

b) W CH3OH(l)) = 0,1877 W C2H5OH(l) = 0,8123

8- As frações molares de uma mistura gasosa de dois gases A e B são,

respectivamente, 0,25 e 0,75. Logo a relação entre o volume de A e o de B é

igual a:

10

a) 1

b) 2/3

c) 3

d) 1/3 X

e) 3/ 2

9- Determinar a densidade do etano ( C2 H6 ) nas condições ambientais.

R= 1.228 g.mol-1

10- A densidade de um gás é 1,96 g.L-1, a 0 °C e 1 atm. Determine sua

densidade a 86,7 kPa e 0º C. 1atm = 101,325 kPa

R- 1,68 g.L-1

11- Um frasco de 5 L à temperatura de 27 °C contém uma mistura de 0,8 mol

de CO2 e 3,2 mol de CH4 .Calcular:

a) a pressão parcial de cada gás

b) a pressão total da mistura

c) a fração molar de cada gás

d) a % v/v de cada gás

R- a) PCO2(g) = 3,936 atm PN2(g = 15,744 atm b) PT = 19,68 atm

c) 0,2 e 0,8 d) 20% v/v de CO2 e 80% v/v de CH4

12- Considerando que o ar atmosférico apresenta composição volumétrica

igual a78% v/v de N2, 21 % v/v de O2 e 1 % v/v de outros gases, e que exerce

uma pressão de 1atm ao nível do mar a 0 °C, determinar:

a) fração molar e volumétrica de N2 e O2

b) pressão parcial de N2 e O2

11

R- a) XO2(g) = YO2(g) = 0,21 XN2(g) = YN2(g) = 0,78

b) PO2(g) = 0,21 atm PN2(g = 0,78 atm

12

Unidade II

ESTEQUIOMETRIA NAS REAÇÕES QUÍMICAS

1- Relação entre reagentes e produtos através do nº de mol de cada substância.

Considere uma reação química genérica representada por sua equação

química não balanceada, do tipo:

A + B C + D

Para se estabelecer a estequiometria na reação química , dois passos são

fundamentais:

1º ) balancear a equação

x A + y B z C + w D

x, y, z e w representam os coeficientes de balanceamento da equação

2º) estabelecer a relação entre o nº de mol de reagentes e produtos

x mol de A ------------- y mol de B ----------- z mol de C ------------- w mol de D

A partir deste passo, as relações entre os nos de mol podem ser substituídas

por seus valores correspondentes em massa ou em volume de gás como nos

exemplos a seguir.

1º exemplo: Relação de massa com massa

Calcular a massa de ácido fosfórico, H3PO4 , produzida pela hidrólise completa

de 1136 g de anidrido fosfórico, P4O10 .

13

Equação química não balanceada: P4O10 + H2O H3PO4

Equação química balanceada: P4O10 + 6 H2O 4 H3PO4

Relação entre nº de mol de reagentes e produtos

1 mol de P4O10------------- 6 mol de H2O ----------- 4 mol de H3PO4

Como o problema solicita a massa de ácido fosfórico, H3PO4, produzida a partir

de uma certa massa de anidrido fosfórico, P4O10, e ainda , conhecendo as

Massas molares das substâncias envolvidas,

Massa molar do P4O10 = 284 g / mol

Massa molar do H3PO4 = 9 8 g / mol ,

podemos transformar a relação entre nº de mol acima em:

284 g de P4O10 -------------- 4 X 98 g de H3PO4

1136 g de P4O10 --------------- x

x = ( 1136 X 4 X 98 ) / 284 = 1568 g

2º exemplo: Relação de massa com volume de gás

Determinar o volume de gás carbônico, CO2, à temperatura de 27ºC e 1,5 atm

de pressão, emanado para a atmosfera pela combustão completa de 480 g de

gás metano, CH4 .

Equação química balanceada: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)


1 mol de CH4 --------- 2 mol de O2 ---------- 1 mol de CO2 ---------- 2 mol de H2O

Massa molar do CH4 = 16 g / mol

14

Como a relação entre CH4 e CO2 é:

1 mol de CH4 ---------- 1 mol de CO2 ou substituindo convenientemente

concluímos que

16 g de CH4 ---------- 1 mol de CO2

480 g de CH4 ---------- n mol de CO2

n = 480 / 16 = 30 mol de CO2

Para calcularmos o volume de gás carbônico, utilizamos a equação geral dos

gases ideais:

PV = nRT onde P = pressão V = volume T = temperatura absoluta

R= 0,082 L.atm. mol-1.K-1 (constante geral dos gases)

Portanto, o volume de CO2 é igual a:

V = n. RT / P ou substituindo-se pelos valores

V = 30 . 0,082 . 300 / 1,5 = 492,0 L

3º exemplo: Relação de volume de gás com volume de gás

Determinar o volume de gás oxigênio, O2, necessário na combustão completa

de 50 litros de gás propano, C3H8, ambos os gases nas mesmas condições de

temperatura e pressão.

Equação química balanceada: C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(l)


15

1 mol de C3H8 ---------- 5 mol de O2 -------- 3 mol de CO2 --------- 4 mol de

H2O

Como volumes iguais de gases diferentes nas mesmas condições de

temperatura e pressão encerram o mesmo n° de mol, concluímos que, se a

relação entre nº de mol de C3H8 e O2 é 1:5 será também em volume.

1 vol de C3H8 ---------- 5 vol de O2

50 litros ------------------x litros

Volume de O2 = 250 litros

4º exemplo: Relação estequiométrica envolvendo % de pureza

Determinar o volume de solução de ácido clorídrico, HCl, de concentração igual

a 2,0 mol.L-1 necessário para reagir completamente com 10,0 g de bicarbonato

de sódio, NaHCO3 contendo 2,10 % de impurezas.

% de pureza = 100 – 2,10 = 97,90 %

Massa pura de NaHCO3 = 0,979 X 10,0 = 9,79 g

Massa molar de NaHCO3 = 84 g . mol-1

NaHCO3 + HCl NaCl + H2O + CO2

1mol de NaHCO3 ------------- 1 mol de HCl

84 g de NaHCO3 ----------------- 1 mol de HCl

9,79 g de NaHCO3 ------------------n mol de HCl

n = 0,1165 mol

Concentração de HCl

2 mol de HCl -------- 1L de solução

0,1165 mol ------------------ V

16

V = 0,0583 L V = 58,3 mL

5º exemplo: Rendimento

Calcular o volume de gás sulfuroso, SO2, à temperatura de 927 ºC e 1,2 atm de

pressão na ustulação de 1 tonelada de pirita de ferro, contendo 84 % de FeS2.

Determinar a massa de óxido férrico, Fe2O3, obtida admitindo-se um

rendimento de 90 % .

2 FeS2 + 11/2 O2 Fe2O3 + 4 SO2(g)

Massa molar do FeS2 = 120 g.mol-1

Massa molar do Fe2O3 = 160 g.mol-1

Massa pura de FeS2 = 0,84 x 1 t = 0,84 X 106 g

Relação entre os nos de mol

2 mol de FeS2 ------------- 1 mol de Fe2O3 ----------- 4 mol de SO2

Cálculo do Volume de SO2

2 X 120 g de FeS2 ----------------4 mol de SO2

0,84 X 106 g ----------------------- n mol de SO2

n = 14000 mol

V = 14000 X 0,082 X 1200 / 1,2 = 1148000 L = 1148 m3

Massa de Fe2O3

2 X 120 g de FeS2 ----------------160 g de Fe2O3

0,84 X 106 g -----------------------m de Fe2O3

m = 560000 g = 0,56 t

17

Rendimento de 90 % = 0,9 X 0,56 = 0,504 t

6º exemplo: Relação entre volume de líquido e volume de gás

Determinar o volume de O2(g) nas condições ambientais ( 298 K e 1 atm )

necessário à combustão completa de 20 litros de etanol, C2H6O.

Densidade do etanol, C2H6O(l) = 0,79 g/mL

Massa do etanol, C2H6O(l) = 0,79 g/mL X 20 x 103 mL = 15800 g

Massa molar de C2H6O(l) = 46 g.mol-1

C2H6O(l) + 3 O2(g) 2 CO2 + 3 H2O

Relação entre os nos de mol

1 mol de C2H6O(l) ---------------3 mol de O2(g)

46 g de C2H6O(l) -----------------3 mol de O2(g)

15800 g C2H6O(l) ----------------n mol de O2(g)

n = 1030,44 mol

Cálculo do Volume de O2(g)

V = n.R.T / P

V = 1030,44 X 0,082 X 298 = 25179,70 L

2-Exercícios propostos

1- Um gerador portátil de H2(g) utiliza a reação:

CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2 (g).

18

Quantos gramas de H2 podem ser produzidos por uma carga de 50g de CaH2?

R- 4,8 g de H2

2- Que quantidade de KClO3 deve ser aquecida para se obter 3,50 kg de gás

oxigênio (O2) ?

2 KClO3 2 KCl + 3 O2

R- 8,94 Kg

3- Calcular o volume de solução de HNO3 6 mol. L-1 capaz de reagir com 5g de

cobre contendo 5,2% de impurezas.

Cu + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O Cu= 63,5 N= 14

R- 50 mL

4- Calcular a massa de SO2 (g) liberada quando 200 g de CaSO3 contendo

10% de impurezas reagem com HCl suficiente.

CaSO3 + 2 HCl CaCl2 + SO2 + H2O S = 32 Ca = 40

R- 96 g

5 – 10g de prata(Ag) impura reagem com 30ml de solução de HNO3 cuja

concentração é igual a 6 mol.l-1. Calcular a % de pureza de prata.

Ag + 2 HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O Ag = 108 N = 14

R- 97,2%

6 – Calcular o volume de CO2(g) liberado nas CNTP por combustão completa

de 10,4kg de gás acetileno (C2H2)

19

C2H2(g) + 5/2 O2 2 CO2(g) + H2O

R – 17,92 kL

7 – Calcular o volume de Cl2(g) a 25°C e 1 atm de pressão necessário para

reagir com 1900g de CS2.

CS2 + 3Cl2(g) CCl4 + S2Cl2

R – 1832,7 L

8 – Calcular o volume de ar a 325°C e 2,5 atm de pressão necessário para

queimar completamente 2 kg de gás metano(CH4).

CH4 + 2 O2 CO2 + 2H2O %v/v de O2 no ar = 21%

R= 0,082L.atm.K-1.mol-1

R- 23341,1 L

9 – Calcular o volume de CO2 liberado a 227°C e 1,5 atm de pressão quando 2

litros de uma mistura de metanol e etanol contendo 80% v/v de etanol sofre

combustão completa.

de = 0,79g.ml-1 dm = 0,73g.ml-1

CH3OH + 3/2 O2 CO2 + 2 H2O

C2H5OH + 3 O2 2CO2 + 3 H2O

R- 1751,56 L

10 – Calcular o volume de O2 a 327°C e 1,2 atm de pressão necessário a

combustão completa de 13kg de um GLP contendo 60% de C3H8 e 40% de

C4H10.

C3H8(g) + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

C4H10 + 13/2 O2 4 CO2 + 5 H2O

R- 60233,5 L

20

11 – 5 litros de gás etano, C2H6, submetido a temperatura de 27°C e 1atm de

pressão sofre combustão completa. Calcular o volume de O2 necessário nestas

condições para a queima completa do C2H6.

C2H6(g) + 7/2 O2 2 CO2 + 3 H2O

R- 17,5 L

12 – Tem-se um balão de 3,28 litros de capacidade submetido a uma

temperatura de 127°C e 2,0 atm de pressão contendo uma mistura gasosa cuja

composição volumétrica é: CH4(g) = 85%, C2H6(g) = 15%. Calcular o volume de

ar na temperatura de 627°C e 1,5 atm de pressão necessário à combustão

completa da mistura.

CH4(g) + O2 CO2 + H2O

C2H6(g) + O2 CO2 + H2O

R- 105,39 L

13- (engenheiro de processamento Junior-2006)

A combustão completa de 5 litros de octano é processada. Considerando que

foi utilizado oxigênio em quantidade estequiométrica e que a massa específica

do octano = 0,70 g/mL, a soma das massas de gases liberados é, em kg,

aproximadamente, igual a:

C8H18(l) + 25/2 O2 8 CO2 + 9 H2O

(A) 6

(B) 16 X

C) 26

21

(D) 36

(E) 46

14- (engenheiro de processamento Junior-2006)

O etano é misturado com oxigênio, obtendo-se uma mistura cuja composição é

de 80% de etano e 20% de oxigênio (base molar). Esta mistura é queimada

com 200% de excesso de ar. Sabendo que 80% do etano é convertido em CO2,

10%,em CO e 10% não é queimado, a relação molar entre CO2 e CO, nos

fumos, é:

(A) 4

(B) 5

(C) 6

(D) 7

(E) 8 x

Engenheiro de processamento junior dez 2008) (54)

15-Considere a situação em que metano é queimado com oxigênio, gerando

dióxido de carbono e água. A carga contém 20% de CH4 , 60% de O2 e 20%

de CO2 , em base molar. Alcança-se 80% de conversão do reagente limitante.

Nessa situação, a fração molar do CO2 no produto final é igual a

A) 0,16.

B) 0,20.

C) 0,28.

D) 0,36. X

22

E) 0,50.

Engenheiro de processamento Junior –janeiro de 2008

16- Constituinte Teor (% em volume)

Metano (CH4) 92

Etano (C2H6) 5

Inertes (N + CO) 3

Considerando um gás natural com a composição indicada acima, a vazão de

ar, em m3/H CNTP, necessária para combustão completa de 10.000m3/H

(CNTP) do mesmo é

(A) 1.600

(B) 7.400

(C) 9.800

(D) 15.600

(E) 96.000 X

23

Unidade III

SOLUÇÕES

Denomina-se solução a toda mistura homogênea de duas ou mais

substâncias puras. A propriedade de uma substância se dissolver em outra é

denominada de solubilidade. A substância que se dissolve é chamada de

soluto e a que dissolve de solvente. Assim, por exemplo, quando se adiciona

uma certa massa de sacarose(açúcar comum), numa certa quantidade de

água, observa-se a dissolução do açúcar na água formando uma mistura

homogênea ou solução. Considera-se o açúcar como soluto e a água como

solvente. Os fatores que determinam a solubilidade de uma substância, como

natureza do soluto e do solvente, temperatura e pressão e os mecanismos

propostos, não serão discutidos.

As soluções se classificam em:

1º) quanto à natureza do soluto

Soluções moleculares

Quando o soluto for de natureza molecular. Neste caso, as partículas

dissolvidas são as moléculas.

Exemplo: solução aquosa de sacarose. As partículas dissolvidas são as

moléculas de sacarose, C12H22O11.

Nº de partículas dissolvidas (P) = Nº de moléculas (N)

P = N Soluções iônicas

Quando o soluto for um composto iônico ou que se ionize em solução. As

partículas dissolvidas são os íons.

Exemplo: solução aquosa de NaCl. As partículas dissolvidas são os íons Na+ e

Cl- . No processo da dissolução ocorre uma dissociação conforme a equação

NaCl Na+ + Cl-

Neste caso, o nº de partículas dissolvidas é dado pela equação:

P = N.i

24

Em que “i” é um fator de correção denominado coeficiente de Van’Hoff. Este

coeficiente é função do nº de íons por fórmula(q) e do grau de dissociação e ou

ionização do soluto(α)

i = 1 + α (q – 1) No caso de uma solução de NaCl, q é igual a 2 e α é igual a 1( 100%

dissociado). Portanto, o fator de correção i pode ser determinado substituindo-

se os valores q = 2 e α = 1na expressão acima

i = 1 + 1 (2 – 1) i = 2

2º) quanto ao estado físico do solvente Soluções sólidas

Quando o solvente for sólido. O soluto pode se encontrar em qualquer estado

físico.

Soluções líquidas

Quando o solvente for líquido. As soluções líquidas são as mais comuns.

O soluto pode ser sólido, líquido ou gás.

Soluções gasosas

Quando o solvente for um gás. As misturas gasosas são sempre homogêneas,

e portanto, soluções.

3º) quanto à relação entre quantidade do soluto e do solvente Soluções saturadas

São soluções em que a quantidade de soluto dissolvida é máxima em uma

certa quantidade de solvente, ou seja, são aquelas que atingem o limite

máximo de solubilidade a uma dada temperatura.

A solubilidade do NaCl é 36,5 g por 100g de água à temperatura de 20ºC.

Soluções não saturadas

São soluções que numa dada temperatura não atingiram o limite máximo de

solubilidade. Podem ser de dois tipos:

25

1- Soluções diluídas

São soluções em que a quantidade do soluto é pequena em relação a

quantidade do solvente.

2 - Soluções concentradas

São soluções em que a quantidade do soluto é relativamente grande em

relação à quantidade do solvente.

Coeficiente de solubilidade

È a quantidade máxima de um soluto que pode ser dissolvida numa certa

quantidade de solvente a uma determinada temperatura, geralmente expressa

em gramas de soluto por 100 gramas de solvente.

Coeficiente de solubilidade do NaCl à 20ºC ------------36,5 g / 100g de água

Coeficiente de solubilidade do NaNO3 à 50ºC -----------111g / 100g de água

Coeficiente de solubilidade do KBr à 12ºC ---------------60 g / 100g de água

Exercícios sobre solubilidade

1) A 25°C a solubilidade do açúcar é de 210g/100g de H2O. Calcular a massa

de açúcar dissolvida em 450g de água.

R- 945 g

2) A 90°C a solubilidade do NaBr é 120g/100g de H2O. Para se preparar 550g

de uma solução saturada deste sal, qual a massa de NaBr que deve ser

dissolvida?

R- 300 g

3) A 50°C a solubilidade do NaNO3 é 111g/100g de H2O. Que massa de

solvente dissolve 4,44x102g de soluto. Que massa de solução conteria aquela

26

quantidade de solvente? Qual a % em massa do NaNO3 numa solução

saturada?

R- 400 g ; 844 g ; 52,61 %

4) Uma solução saturada de um soluto “X” em água, apresenta % em massa

igual a 25%. Calcular a solubilidade de “X” em g/100g H2O.

R- 33,33 g / 100 g H2O

5) A 12°C a solubilidade do KBr é 60g/100g H2O. A adição de 25g deste sal em

40g de água apresenta que massa de sólido residual? Qual a % em massa de

KBr na solução?

R- 1 g ; 37,50 %

6) A 50°C a solubilidade dos sais KBr e NaBr são respectivamente 80 e 112g /

100g H2O. Adicionam-se 300g de cada sal a um frasco que contém 250g de

água. Calcular:

a) a massa não dissolvida de cada sal

b) a % em massa de cada sal na solução

R- a) massa não dissolvida de KBr = 100 g

massa não dissolvida de NaBr = 20 g

b) % em massa de KBr = 27,40 %

% em massa de NaBr = 38,36 %

Concentração das soluções

A concentração de uma solução pode ser expressa de diversas maneiras.

Principais tipos de concentração

1º) Percentagem massa por volume (% m/v)

Indica a massa de soluto em gramas dissolvida em 100 mL de solução.

% m/v { massa do soluto em g ----------- 100 mL de solução

27

Assim , uma solução à 15 % m/v apresenta 15 g de soluto dissolvidos em 100 g

de solução.

15 g do soluto ----------- 100 mL de solução

Exemplo:

Que volume de solução de NaCl a 0,9 % m/v contém 3,6 g deste soluto?

0,9 g do soluto ----------- 100 mL de solução

3,6 g do soluto ------------ V mL de solução

V = 400 mL

2º) Percentagem massa por massa (% m/m)

Indica a massa do soluto em gramas por 100 g de solução

% m/m { massa do soluto em g ----------- 100 g de solução

Uma solução que apresente percentagem em massa igual a 20 % contém 20

gramas de soluto por 100 gramas de solução. Se esta solução é formada

apenas por um soluto, a massa do solvente é igual a 80 g.

20 % m/m { 20 g do soluto -------- 80 g de solvente ------- 100 g de solução

Exemplo:

10 g de soda cáustica(NaOH) foram dissolvidos em 100 g de água. Determinar

a % em massa da solução.

Massa de soluto = 10g (NaOH)

Massa de solvente = 100 g (água)

Massa da solução = massa do soluto + massa do solvente = 10+100 = 110 g

10 g do soluto ------- 110 g de solução

x g do soluto ---------100 g de solução

x = 9,09 % m/m

3º) Concentração comum (C)

De um modo geral a concentração comum indica a massa do soluto em

gramas por volume da solução em litro.

28

C = m (g) / V(L)

Exemplo:

Dissolve-se 25 g de nitrato de potássio, KNO3, em água suficiente para 200 ml

de solução num balão volumétrico. Determinar a concentração comum em g /

L.

C = m (g) / V(L) C = 25 (g) / 0,2 L

C = 125 g / L

4º) Molaridade (M)

Indica o nº de mol do soluto por volume da solução em litro.

M = n mol / V(L)

Como n = m(g) / MM g.mol-1, podemos escrever que:

M = m(g) / MM g.mol-1. V(L)

Exemplo:

Dissolve-se 17,1g de sacarose(C12H22O11) em água suficiente para 250 ml de

solução. Calcular a molaridade da solução.

Massa molar do soluto = 342 g.mol-1

Massa de sacarose = 17,1 g

Volume de solução = 250 mL = 0,25 L

M = 17,1 g / 342 g.mol-1. 0,25 L

M = 0,2 mol.L-1

5º) Molalidade ( M )

Indica o nº de mol do soluto em 1 kg de solvente. Assim, uma solução 1 molal

de sacarose, C12H22O11 , contém 1 mol de sacarose dissolvida em 1000 g de

29

água. Como 1 mol de sacarose corresponde a 342 g desta substância, esta é a

massa dissolvida em 1000 g de água

M = nº de mol do soluto / nº de kg de solvente

Exemplo:

Calcular a molalidade de uma solução de glicose, C6H12O6, cuja percentagem

em massa é 36 % .

Massa molar de C6H12O6 = 180 g/mol

36 % de glicose corresponde a 36 g de glicose dissolvida em 100g de solução

Então, a massa de água é igual a 64 g

36 g de C6H12O6 ----------------64g de água

Como o nº de mol de C6H12O6 = 36 / 180 = 0,2 mol

Tem –se que:

0,2 mol de C6H12O6 -----------64 g de água

n ---------------------------------1000 g de água

n = 3,125 mol

M = 3,125 molal

Ou, substituindo-se na equação abaixo

M = nº de mol do soluto / nº de kg de solvente

M = 0,2 mol do soluto / 0,064 kg de solvente

M = 3,125 molal

30

Diluição de soluções

Normalmente a diluição de uma solução é realizada através de um aumento

do solvente. Considerando-se uma solução concentrada, c, cujos parâmetros

são:

Mc ------molaridade da solução concentrada

Vc ------volume da solução concentrada

nc -------nº de mol do soluto na solução concentrada

c { Mc , Vc e nc

Ao se adicionar solvente, a solução será diluída e pode ser representada por:

Md ------molaridade da solução diluída

Vd-------volume da solução diluída

Nd -------nº de mol do soluto na solução diluída

d { Md , Vd e nd

c { Mc , Vc e nc + Vsolvente d { Md , Vd e nd

Como a molaridade é :

M = n / V então,

Para a solução concentrada Mc = nc / Vc e,

Para a solução diluída Md = nd / Vd

Mas, como o nº de mol do soluto não varia com a adição de solvente,

nc = nd

concluímos que:

Mc .Vc = Md .Vd

Exemplo:

50 mL de um ácido 0,1 mol/L são diluídos com 150 ml de água destilada.

Calcular a molaridade da solução final.

Mc = 0,1 Vc = 50 mL Vagua = 150 mL

31

Vd = Vc + Vágua = 50 mL + 150 mL = 200 mL

Aplicando-se a equação de diluição Mc .Vc = Md .Vd ,

Md = Mc .Vc / Vd

Substituindo-se os valores tem-se que:

Md = 0,1 . 50 / 200

Md = 0,025 mol / L

Aumento da concentração de uma solução

Para se aumentar a concentração de uma solução pode-se proceder de dois

modos:

1º) evaporação do solvente

2º) adição de soluto

No primeiro caso podemos aplicar a equação Mc .Vc = Md .Vd

No segundo caso, podemos determinar a massa de soluto na solução e

somarmos a massa adicionada para concentrar a solução. Praticamente não

ocorrendo variação de volume, o volume da solução inicial é igual ao da

solução final.

Exemplo:

5,3 g de carbonato de sódio puro, Na2CO3, foram dissolvidos em 250 mL de

uma solução 0,8 mol.L-1 deste soluto. Admitindo-se que não haja variação de

volume, determinar a molaridade da solução final.

A massa de carbonato de sódio dissolvida em 250 mL da solução 0,8 mol.L-1 é

igual a :

32

m = M X MM X V(L) MM do Na2CO3 = 106 g / mol

m = 0,8 mol.L-1 X 106 g / mol X 0,25 L

m = 21,2 g

Adicionando-se 5,3 g de Na2CO3 aos 250 mL da solução inicial, e admitindo-se

que o volume final seja, também, 250 mL, a molaridade da solução final pode

ser determinada como mostramos a seguir:

massa final de Na2CO3 = 21,2 g + 5,3 g = 26,5 g

Molaridade final (MF)

Aplicando-se a equação da molaridade , M = m(g) / MM g.mol-1. V(L) , na

solução final, temos que:

MF = 26,5 g / 106 g.mol-1 . 0.25 L = 1,0 mol.L-1

Mistura de soluções de um mesmo soluto

Quando se mistura um volume V1 de uma solução de concentração molar, M1,

com um volume V2 de uma outra solução do mesmo soluto de concentração

molar, M2, a molaridade da solução, Mf, é a média ponderada das molaridades

anteriores. Podemos escrever que:

M1 V1 + M2 V2 = Mf Vf

Exercícios propostos

1) Dissolve-se 4,2 g de bicarbonato de sódio, NaHCO3, em água suficiente

para 250 mL de solução. Calcular a % m/v e a molaridade. Na = 23 C = 12

R- 1,68 % m / v ; 0,2 mol / L

33

2) Uma solução de nitrato de potássio, KNO3, apresenta concentração igual a

202 g.L-1. Calcular a % m/v e a molaridade da solução. K = 39 N = 14

R- 20,2 % m/v ; 0,1 mol / L

3) Que volume de solução de hidróxido de sódio, NaOH, a 15 %m/v contém 25

deste soluto?

R- 166,67 mL

4) Calcular o nº de mol carbonato de sódio, Na2CO3, existente em 80 mL de

uma solução cuja concentração molar é 0,5 mol/L.

R- 0,04 mol

5) Um frasco contém solução de ácido nítrico a 21% m/v. Calcular:

a) a massa de HNO3 dissolvida em 500mL de solução.

b) a molaridade da solução.

c) o nº de mol do ácido contido nos 500mL de solução.

R- a) 105 g ; b) 3.33 mol/L ; c) 1,665 mol

6) Um frasco contém solução de ácido sulfúrico, H2sO4, a 98 % em massa.

a) Que massa de solução contém 19,6 g de H2sO4?

b)Qual a % m/v e a molaridade do ácido, sabendo que a densidade é 1,84

g/cm3?

R- a) 20 g ; b) 180,32 % m/v ; c) 18,4 mol / L

7) 10 mL de uma solução de HCl de concentração molar igual a 2 mol.L-1 foram

diluídos a 200 mL de solução. Calcular a molaridade final.

R- 0,1 mol / L

8) 20 mL de uma solução de NaOH a 10% m/v são diluídos com 90 mL de

água. Calcular a molaridade final.

34

R- 0,5 mol / L

9) Que volume de água destilada deve-se adicionar a 5 ml de uma solução de

HNO3 4,0 mol/L para transformá-la em 0,5 mol/L?

R- 35 mL

10) 40 mL de uma solução de H2sO4 0,1 M são misturados com 160 mL do

mesmo ácido 0,5 M. Calcular a molaridade resultante.

R- 0,42 mL


11) O volume , em mL, de ácido sulfúrico concentrado (98% em peso) que

precisa ser misturado à água para que se obtenha1,0L de solução de H2SO4

diluído de concentração 2,0M é (Massa específica do H2SO4 a 98% = 1,82 x

103kg/m3) A) 54

(B) 98

(C) 110 X

(D) 196

(E) 200


12) A dissolução de hidróxido de sódio em água pura é um processo

fortemente exotérmico e a solubilidade do NaOH aumenta com a elevação da

temperatura. A explicação para essa observação é que

(A) água e NaOH formam uma solução ideal.

(B) na dissolução do NaOH em água, não ocorre solvatação.

(C) a entalpia de dissolução no ponto de saturação é positiva. X

35

(D) todos os sólidos têm sua solubilidade aumentada pela elevação da

temperatura.

(E) o processo exotérmico de dissolução favorece o aumento da solubilidade

com a temperatura.

Engenheiro de processamento Junior –janeiro de 2008 (adaptação)

13) Uma solução saturada de cloreto de sódio em água a 25 oC contém 360g

de sal por litro de solução e apresenta densidade igual a 1,20. A molalidade da

solução é :

(A) 6,15

(B) 3,36

(C) 0,43

(D) 1,0

(E) 7,33 X


14) A concentração (em ppm) de HNO3 em uma solução 11 g/L é

(Considere a densidade relativa, a 25 oC, igual a 1,10.)

(A) 10

(B) 102

(C) 103

(D) 104 X

(E) 105

36

Unidade IV

FUNÇÕES INORGÂNICAS

ÓXIDOS

São compostos binários que apresentam o elemento oxigênio ligado a um outro

elemento.

Formula geral: Ex Oy

Classificação dos óxidos.

I – Óxidos ácidos ou anidridos

II – Óxidos básicos

III – Óxidos anfóteros

IV – Óxidos salinos

V – Peróxidos

VI – Óxidos neutros

I – Anidridos

São óxidos geradores de ácidos.

anidrido + água → ácido

Exemplo:

SO2 + H2O → H2SO3

Os anidridos são formados por não metais, semi-metais e metais que

apresentam número de oxidação maior que +4.

Exemplo:

P4+3O6 ; P4

+5O10 ; Cℓ2+1O ; Mn2

+7O7 ; Si+4O2

Nomenclatura dos anidridos

Dá-se a palavra anidrido acrescentando o sufixo “ico” ao nome do elemento.

Quando elemento forma dois anidridos o que apresenta o elemento no menor

estado de oxidação receberá o sufixo “oso” e o de maior número de oxidação o

sufixo “ico”.

37

OSO - menor número de oxidação

ICO - maior número de oxidação

Exemplos:

S+4O2 - anidrido sulfuroso

S+6O3 - anidrido sulfúrico

P4+3O6 - anidrido fosforoso

P4+5O10 - anidrido fosfórico

N2+3O3 - anidrido nitroso

N2+5O5 - anidrido nítrico

Propriedades dos Anidridos

1ª) Reação com a água.

Alguns anidridos reagem com a água formando os ácidos correspondentes.

ANIDRIDO + ÁGUA → ÁCIDO

SO2 + H2O → H2SO3

anidrido sulfuroso ácido sulfuroso

SO3 + H2O → H2SO4

anidrido sulfúrico ácido sulfúrico

P4O6 + 6 H2O → 4 H3PO3

anidrido fosforoso ácido ortofosforoso

P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4

anidrido fosfórico ácido ortofosfórico

N2O3 + H2O → 2 HNO2

anidrido nitroso ácido nitroso

N2O5 + H2O → 2 HNO3

anidrido nítrico ácido nítrico

Cℓ2+1O + H2O → 2 HClO

38

anidrido hipocloroso ácido hipocloroso

Cℓ2+3O3 + H2O → 2 HClO2

anidrido cloroso ácido cloroso

Cℓ2+5O + H2O → 2 HClO3

anidrido clórico ácido clórico

Cℓ2+7O7 + H2O → 2 HClO4

anidrido perclórico ácido perclórico

2ª) Reação com as bases,

ANIDRIDO + BASE → SAL + ÁGUA

SO2 + 2 NaOH → Na2SO3 + H2O

anidrido sulfuroso sulfito de sódio

SO3 + Ba(OH)2 → Ba2SO4 + H2O

anidrido sulfúrico sulfato de bário

N2O5 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + H2O

anidrido nítrico nitrato de cálcio

N2O3 + 2 KOH → 2 KNO2 + H2O

anidrido nitroso nitrito de potássio

Cℓ2+1O + 2 NaOH → 2 NaClO + H2O

anidrido hipocloroso hipoclorito de sódio

Cℓ2+3O3 + 2 KOH → 2 KClO2 + H2O

anidrido cloroso clorito de potássio

Cℓ2+5O + Ca(OH)2 → Ca(ClO3)2 + H2O

anidrido clórico clorato de cálcio

39

Cℓ2+7O7 + Ba(OH)2 → Ba(ClO4)2 + H2O

anidrido perclórico perclorato de bário

Mn2O7 + 2 KOH → 2 KMnO4 + H2O

anidrido permangânico permanganato de potássio

CrO3 + 2 KOH → K2 CrO4 + H2O

anidrido crômico cromato de potássio

II- Óxidos Básicos

São óxidos metálicos em que o metal apresenta número de oxidação +1 ou +2

.

Exemplos:

Metal (+1) : (M+12O-2)

Na+12O-2 ; K+1

2O-2 ; Li+12O-2

Metal (+2) : M+2O-2

Mg+2O ; Ca+2O ; Ba+2O

Nomenclatura dos óxidos metálicos.

Metais que apresentam apenas um número de oxidação.

ÓXIDO + DE + NOME DO ELEMENTO

São exemplos os óxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos.

Li2O - Óxido de lítío

Na2O - Óxido de sódio

K2O - Óxido de potássio

MgO - Óxido de magnésio

CaO - Óxido de cálcio

BaO - Óxido de bário

Metais que apresentam dois números de oxidação.

40

ÓXIDO + NOME DO ELEMENTO + OSO - MENOR NÚMERO DE

ÓXIDAÇÂO ICO - MAIOR NÚMERO DE ÓXIDAÇÂO

Fé+2O-2 - óxido ferroso

Fe2+3O3

-2 - óxido férrico

Cu2+1

O-2 - óxido cuproso

Cu+2O-2 - óxido cúprico

Propriedades

1ª) Reação com a água.

ÓXIDO BÁSICO + ÁGUA → BASE

Na2O + H2O → 2 NaOH

CaO + H2O → Ca(OH)2

2ª) Reação com ácidos

ÓXIDO BÁSICO + ÁCIDO → SAL + ÁGUA

Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + H2O

CaO + H2SO3 → CaSO3 + H2O

III – Óxidos Anfóteros

São óxidos metálicos que apresentam um comportamento anfótero, isto é, em

presença de ácidos se comportam como óxidos básicos e em presença de

bases se comportam, como óxidos ácidos ou anidridos.

Formam óxidos anfóteros os metais que apresentam número de oxidação +3 e

ou +4.

Exemplos:

41

Fe2+3O3

-2 - óxido férrico

Cr2+3O3

-2 - óxido crômico

Al2+3O3-2 - óxido de alumínio

Mn+4O2-2 - dióxido de manganês

O óxido de zinco Zn+2O-2 , apesar do zinco apresentar número de oxidação +2,

é um óxido anfótero.

ZnO + 2 HCℓ → ZnCℓ2 + H2O

ZnO + 2 NaOH → Na2ZnO2 + H2O

Aℓ2+3O3-2 + 6 HCℓ → 2 AℓCℓ3 + 3 H2O

Aℓ2+3O3-2 + 2 NaOH → 2 NaAℓO2 + H2O

IV - Óxido Salinos

São óxidos que apresentam a fórmula geral M3O4.

Formam óxidos salinos, os elementos ferro, cobalto, manganês e chumbo.

Fe3O4 - óxido salino de ferro

Co3O4 - óxido salino de cobalto

Mn3O4 - óxido salino de manganês

Pb3O4 - óxido salino de chumbo

V – Peróxidos

São óxidos que apresentam o íon peróxido cuja estrutura é : ( O-O )-2. Neste

íon, o oxigênio apresenta nº de oxidação -1

O mais importante é o peróxido de hidrogênio (H2O2).

H-O-O-H

A solução aquosa deste peróxido é conhecida comercialmente por água

oxigenada.

Outros exemplos:

Na2O2 - peróxido de sódio

K2O2 - peróxido de potássio

42

CaO2 - peróxido de cálcio

BaO2 - peróxido de bário

VI – Óxidos Neutros

São óxidos que não reagem com os óxidos nem com as bases.

São apenas quatro.

CO - monóxido de carbono

H2O - água

N2+1O-2 - óxido nitroso

N+2O-2 - óxido nítrico

ÁCIDOS Ácidos são compostos em solução aquosa se ionizam produzindo íons H3O+

(íon hidrônio ou hidroxônio).

H A + H2O ↔ H3O+ + A- ou de uma maneira mais simples :

H A ↔ H+ + A-

A constante de ionização, KA , é dada pela equação:

HA

AHK A

.

Os ácidos se classificam em :

1º) quanto a presença de oxigênio na molécula.

a) Oxiácidos.

Possuem oxigênio na molécula. H2SO3 ; HNO3 ; HNO2 ; HCℓO2 e H2SO4

Nomenclatura dos oxiácidos .

Dá-se a palavra ácido + nome do elemento + ico, quando o elemento

forma apenas um ácido.

H2CO3 - ácido carbônico.

43

Quando o elemento forma dois ácidos utiliza-se os sufixo “OSO” e “ICO”

correspondendo, respectivamente, a um menor e maior número de oxidação do

elemento central.

H2S+4O3 - ácido sulfuroso

H2S+6O4 - ácido sulfúrico

HN+3O2 - ácido nitroso

HN+5O3 - ácido nítrico

No caso do elemento formar mais de dois oxiácidos, podem-se utilizar os

prefixos “HIPO” e “PER” como nos exemplos a seguir.

HCℓ+1O - ácido hipocloroso

HCℓ+3O2 - ácido cloroso

HCℓ+5O3 - ácido clórico

HCℓ+7O4 - ácido perclórico

HBr+1O - ácido hipobromoso

HBr+3O2 - ácido bromoso

HBr+5O3 - ácido brômico

HI+1O - ácido hipoiodoso

HI+5O3 - ácido iódico

HI+7O4 - ácido periódico

b) Hidrácidos

Não possuem, oxigênio na molécula. A nomenclatura receberá o sufixo

“IDRICO” ao nome do elemento (raiz do nome latino).

Ácido + Nome do elemento + IDRICO

H F - ácido fluorídrico

HCℓ - ácido clorídrico

HBr - ácido bromídrico

HI - ácido iodidrico

H2S - ácido sulfidrico

HCN - ácido cianídrico

2º) Quanto ao número hidrogênios ionizáveis a – monoácidos (HA)

44

Apresentam apenas um hidrogênio ionizável. A equação de ionização é dada a

seguir:

HA ↔ H+ + A-

Exemplos:

HCℓ ; HNO2 ; HC2H3O2

HCℓ ↔ H+ + Cℓ-

ácido clorídrico anion cloreto

H NO2 ↔ H+ + NO2-

ácido nitroso anion nitrito

HC2H3O2 ↔ H+ + C2H3O2-

ácido acético anion acetato

b) Diácidos.

Apresentam dois hidrogênios ionizáveis. São duas etapas de ionização.

H2A ↔ H+ + HA-

HA- ↔ H+ + A-2

Exemplos:

H2S ↔ H+ + HS-1

ácido sulfuroso hidrogenossulfeto

HS- ↔ H+ + S-2

Sulfeto

H2SO4 ↔ H+ + HSO4-1

ácido sulfúrico hidrogenossulfato

HSO4- ↔ H+ + SO4

-2

Sulfato

c) Triácidos.

Apresentam três hidrogênios ionizáveis. São três etapas de ionização

H3A ↔ H+ + H2A-1 H2A- ↔ H+ + HA-2

45

H2A-2 ↔ H+ + A-3

Exemplo:

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-1

ácido fosfórico dihidrogenofosfato

H2PO4-1 ↔ H+ + HPO4

-2

monohidrogenofosfato

HPO4-2 ↔ H+ + PO4

-3

fosfato

c) Quanto à força

Ácidos fortes se encontram fortemente ionizados e os ácidos fracos,

fracamente ionizados. A força de um ácido é determinada em função da sua

constante de ionização, KA. Os ácidos fortes apresentam constante de

ionização elevada e os ácidos fracos por estarem pouco ionizados, apresentam

valores de KA baixos. O quadro abaixo, mostra os valores de KA que servem de

referência para estabelecer a força de um ácido. A força de um ácido, também,

pode ser determinada em função do seu grau de ionização, , em uma solução

do ácido de concentração igual a 0,1 mol.L-1.

Ácido ----------------------- constante de ionização (KA)

Forte ------------------------ KA ≥ 5 . 10-2

Moderado ------------------- 2,5 x 10-4 KA < 5 x 10-2

Fraco ------------------------- KA < 2,5 x 10-4

Conhecendo-se a constante de ionização do ácido KA , podemos classificá-lo.

Na tabela a seguir, são dados alguns ácidos e as suas constantes de

ionização.

Ácido Fórmula constante de ionização (KA)

Ácido cloroacético HC2H2O2Cl 1,4 X 10-3

46

Ácido fluorídrico HF 6,5 X 10-4

Ácido nitroso HNO2 4,5 X 10-4

Ácido fórmico HCHO2 1,8 X 10-4

Ácido acético HC2H3O2 1,8 X 10-5

Ácido hipocloroso HClO 3,1 X 10-8

Ácido cianídrico HCN 4,9 X 10-10

III - Hidróxidos ou Bases

São compostos que se dissociam em solução aquosa produzindo íons OH-

(hidroxila). Os hidróxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos são

considerados bases fortes e estão praticamente 100% dissociados.

Hidróxidos de metais alcalinos: (MOH)

MOH → M+ + OH-

Exemplos:

NaOH → Na+ + OH-

Li OH hidróxido de lítio

NaOH hidróxido de sódio

KOH hidróxido de potássio

CsOH hidróxido de césio

RbOH hidróxido de rubídio

Hidróxidos de metais alcalinos terrosos: M(OH)2.

M(OH)2 → M+ + 2 OH-

Exemplos:

Ca(OH)2 → Ca+2 + 2 OH-

Mg(OH)2 hidróxido de magnésio

47

Ca(OH)2 hidróxido de cálcio

Sr(OH)2 hidróxido de estrôncio

Ba(OH)2 hidróxido de bário

IV- Sais

Sais são compostos resultantes da reação de neutralização total ou parcial de

um ácido por uma base.

Ácido + Base → Sal + Água Neutralização total

HCℓ + NaOH → Na+ Cℓ- + H2O Cloreto de sódio

H2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + H2O

Sulfato de bário

Neutralização parcial

NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O

Hidrogenossulfato de sódio

HCl + Mg(OH)2 → Mg(OH)Cl + H2O

Cloreto básico de magnésio

Nomenclatura dos sais.

A nomenclatura dos sais é feita através do nome do anion mais o nome do

cátion.

Por exemplo:

Na+NO3- - nitrato de sódio

Anion nitrato NO3-, é um anion derivado do ácido nítrico, HNO3. Portanto

conhecendo-se a nomenclatura do anion, a nomenclatura do sal praticamente

fica determinada.

A seguir, mostramos alguns exemplos.

K+NO2- - nitrito de potássio

48

K+NO3- - nitrato de potássio

Na2SO3 - sulfito de sódio

NaHSO3 - hidrogenossulfito de sódio

Na2+2SO4 - sulfato de sódio

NaHSO4 - hidrogenossulfato de sódio

Mg+2S-2 - sulfeto de magnésio

Mg+2 (HS)2-1 - hidrogenossulfeto de magnésio

Ca+2(HCO3)2-1 - hidrogenocarbonato de cálcio

Ca+2CO3-2 - carbonato de cálcio

K3 +1PO4

-3 - fosfato de potássio

K+1H2PO4-1 - dihidrogenofosfato

K2+1HPO4

-2 - monohidrogenofosfato

LiCl - cloreto de lítio

BaCl2 - cloreto de bário

AlCl3 - cloreto de alumínio

KCN - cianeto de potássio

NaC2H3O2 - acetato de sódio

CaBr2 - brometo de cálcio

KF - fluoreto de potássio

Mg(ClO3)2 - clorato de magnésio

NaClO - hipoclorito de sódio

Ba(ClO4)2 - perclorato de bário

KBrO3 - bromato de potássio

NaI - iodeto de sódio

K2CrO4 - cromato de potássio

K2Cr2O7 - dicromato de potássio

49

Unidade V

OXIDAÇÃO - REDUÇÃO

OXIDAÇÃO.

Significa perda de elétrons ou aumento do número de oxidação de um átomo

ou íon.

REDUÇÂO.

Ao contrário de oxidação, redução significa ganho de elétrons ou diminuição do

número de oxidação de um átomo ou íon.

O número de oxidação representa a carga real ou aparente de um átomo.

Os números de oxidação normalmente variam desde -4 até +7.

→ oxidação

← redução

REAÇÃO DE OXI-REDUÇÃO

Uma reação é de oxi-redução quando ocorre uma variação no número de

oxidação dos elementos.

Por exemplo, a reação entre zinco metálico e sulfato de cobre, CuSo4, pode ser

expressa pela equação.

Zn0(s) + Cu+2 → Zn+2SO4

-2 + Cu0(s)

Como se observa o zinco metálico, Zn0, sofreu variação no número de

oxidação, passou para +2 e, portanto, sofreu oxidação.

Oxidação: Zn0 - 2e- → Zn+2

-4 -3 -2 -1

+3 +2 +4 0 +5 +6 +1 +7

50

Por outro lado, o íon Cu+2 sofreu redução passando para Cu0(s)

Redução: Cu+2 + 2e- → Cu0

Balanceamento de equações pelo método de oxi-redução.

Considere a reação representada pela equação abaixo.

Cr0(s) + Ni

+2Cℓ2-1 → Cr+3Cℓ3

-1 + Ni0(s)

De um modo geral, procede-se o balanceamento como a seguir.

1º ) Escreve-se as semi-reações de oxidação e redução.

2º) Ajusta-se os elétrons perdidos e ganhos.

3º) Soma-se as semi-reações para se obter a equação de oxi-redução.

Oxidação: Cr(s)0 - 3e- → Cr+3

Redução: Ni+2 + 2e- → Ni0(s)

Como o número de elétrons perdidos tem que ser igual ao número de elétrons

ganhos multiplica-se as semi-reação de oxidação por 2 e a de redução por 3 e

soma-se estas semi-reações para se achar a reação global.

2 Cr(s)0 - 6e- → 2 Cr+3

3 Ni+2 + 6e- → 3 Ni(s)0

____________________________________________________

2 Cr(s)0 + 3Ni+2 → 2 Cr+3

+ 3Ni0

A partir destes dados procede-se balanceamento de equação global.

2 Cr(s)0 + 3 Ni+2Cℓ2 → 2 Cr+3Cℓ3

-1 + 3 Ni(s)0

Vamos considerar a equação

P40 + HN+5O3 + H2O → H3P+5O4 + N+2O

Como se observa os elementos que variaram de número de oxidação foram o

fósforo (P) e o nitrogênio (N) .

As semi-reações de oxidação e redução são:

oxi: P40 - 20 e-1 → 4 P+5

51

red: N+5 + 3 e-1 → N+2

Ajustando-se o número de elétrons multiplicamos a semi-reação de oxidação

por 3 e a de redução por 20.

3 P40 - 60 e- → 12 P+5

20 N+5 + 60 e- → 20 N+2

Somando-se as semi-reações acima tem-se que:

3 P40 + 20 N+5 → 12 P+5 + 20 N+2

Como se observa os elementos que variaram de número de oxidação estão

balanceados.

Prosseguindo, a partir dos dados da oxi-redução balanceamos a equação

global.

3 P40 + 20 HNO3 + H2O → 12 H3PO4 + 20 NO

Em seguida, procede-se o balanceamento dos elementos que não variaram de

número de oxidação pelo método das tentativas.

3 P40 + 20 HNO3 + 8 H2O → 12 H3PO4 + 20 NO

Em alguns casos um elemento sofre uma auto oxidação-redução como no

exemplo abaixo.

Cℓ20 + Na OH → Na Cℓ+5O3 + NaCℓ-1 + H2O

Como verificamos, somente o cloro sofre variação no número de oxidação.

oxidação: Cℓ0 - 5 e- → Cℓ+5

redução: Cℓ0 + 1e- → Cℓ-1

Ajustando-se os elétrons

Cℓ0 - 5 e- → Cℓ+5

5 Cℓ0 + 5 e- → Cℓ-1

Somando-se as semi-equações acima, tem-se que:

6Cℓ0 → Cℓ+5 + 5 Cℓ-

52

Balanceando a equação global a partir dos dados acima, temos que:

3 Cℓ2 + 6 NaOH → NaCℓO3 + 5 NaCℓ + 3 H2O

Oxidação parcial e redução parcial

Em alguns casos um elemento sofre oxidação parcial e ou redução parcial.

Nestes , nem todos os átomos dos elementos sofrem oxidação e ou redução,

isto é, existem átomos destes elementos que não variam de nº de oxidação.

Os exemplos a seguir ilustram este tipo de oxi-redução.

Redução parcial

Cu0 + H+1N+5O3-2 → Cu+2(N+5O3

-2)2 + N+2O-2 + H2O

Como observamos, nem todo o nitrogênio sofre redução.

oxidação: Cu0 - 2 e- → Cu+2

redução: N+5 + 3 e- → N+2


3 Cu0 - 6 e- → 3 Cu+2

2 N+5 + 6 e- → 2 N+2

________________________________

3 Cu0 + 2 N+5 → 3 Cu+2 + 2 N+2

Balanceando os elementos que variaram de nº de oxidação, tem-se que:

3 Cu0 + 2 H+1N+5O3-2 → 3 Cu+2(N+5O3

-2)2 + 2 N+2O-2 +

H2O

Observa-se que o nitrogênio balanceado é somente o que variou de nº de

oxidação.

Em seguida, procede-se ao balanceamento final pelo processo das tentativas.

3 Cu0 + 8 H+1N+5O3-2 → 3 Cu+2(N+5O3

-2)2 + 2 N+2O-2 + 4 H2O

53

Oxidação parcial

K+1Mn+7O4-2 + H+1Cl-1 → K+1 Cl-1 + Mn+2Cl2-1 + H2O +

Cl20

Como observamos, nem todo o cloro sofre oxidação.

oxidação: 2 Cl-1- 2 e- → Cl20

redução: Mn+7 + 5 e- → Mn+2


10 Cl-1 - 10 e- → 5 Cl20

2 Mn+7 + 10 e- → 2 Mn+2

____________________________________________

10 Cl-1 + 2 Mn+7 → 2 Mn+2 + 10 Cl20

Balanceando a equação global a partir da reação redoxi acima, podemos

escrever:

2 K+1Mn+7O4-2 + 16 H+1Cl-1 → 2 K+1 Cl-1 + 2 Mn+2Cl2

-1 + 8 H2O + 5 Cl20

Exercício:

Faça o balanceamento pelo método de oxi-redução das equações abaixo: 1) CuO + NH3 N2 + H2O + Cu0

2) Sn + HNO3 SnO2 + NO2 + H2O 3) I2 + HNO3 HIO3 + NO2 + H2O 4) KI + H2SO4 K2SO4 + H2S + H2O + I2 5) KBr + H2SO4 K2SO4 + Br2 + H2O + SO2

54

6) KMnO4 + H2SO4 + H2C2O4 MnSO4 + K2SO4 + H2O + CO2 7) HNO3 + H2S NO + H2O + S0

8) KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O 9) KMnO4 + H2SO4 + NaNO2 K2SO4 + MnSO4 + NaNO3 + H2O 10) Bi2O3 + NaOH + NaOCl NaBiO3 + NaCl + H2O 11) KMnO4 + H2SO4 + KI K2SO4 + MnSO4 + I20 + H2O 12) As0 + NaOCl + H2O H3AsO4 + NaCl 13) Hg + HNO3 Hg(NO3)2 + NO2 + H2O 14) KMnO4 + H2SO4 + H2O2 MnSO4 + K2SO4 + H2O + O2

0

15) K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl3 + H2O + Cl20

55

Equilíbrio Químico Nesta unidade estudaremos os sistemas químicos reversíveis.

Uma reação química é reversível quando ela se processa nos dois sentidos da

equação levando a um equilíbrio dinâmico. Existem dois tipos de equilíbrio

químico. Quando o equilíbrio apresenta todas as substâncias no mesmo estado

físico, denomina-se equilíbrio homogêneo e quando uma delas encontra-se

num estado físico diferente, é chamado de equilíbrio heterogêneo.

1- Equilíbrio Químico Homogêneo

Para exemplificar este caso, vamos considerar um sistema em que todas as

substâncias participantes se encontram no estado gasoso. Assim , podemos

considerar a reação química entre os gases A e B formando os produtos

também, gasosos C e D

A equação da reação pode ser expressa conforme descrita abaixo, em que a,

b, c e d são os coeficientes de balanceamento desta equação genérica. 1

a A + b B c C + d D 2

Inicialmente coloca-se um certo nº de mol de gás A e de gás B num reator .

Neste instante, os gases C e D ainda não existem. O processo avança e os

gases C e D começam a se formar e também a reagirem , regenerando os

reagentes iniciais A e B. O sistema evolui até ser estabelecido um equilíbrio

dinâmico em que a velocidade da reação direta é igual a velocidade da reação

inversa.

21 vv

Admitindo-se que as velocidades das reações direta e inversa são funções das

concentrações das substâncias e podem ser expressas pelas equações 1 e 2

bBaAkv .11 (1) dDcCkv .22 (2)

Então, igualando-se as equações 1e 2 temos que:

56

bBaAk .1 dDcCk .2 Rearranjando,

ba

dc

BADC

kk

..

2

1

e, como a relação entre constantes, ,também é uma constante, tem-se que,

ba

dc

c BADCK

..

em que,Kc , representa a constante de equilíbrio em função das concentrações

molares de reagentes e produtos. A partir do instante em que o sistema entra

em equilíbrio, as concentrações molares dos reagentes e produtos , numa

mesma temperatura não mais variam e coexistirão num equilíbrio dinâmico.

Para ilustrar o exposto acima, vamos considerar os equilíbrios químicos abaixo

e as suas expressões das constantes de equilíbrio ,Kc :

I) N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

322

23

. HN

NHK c

II) N2O4(g) 2 NO2(g)

42

2

2

ONNO

K c

III) CO(g) + Cl2(g) COCl2(g)

2

2

.ClCOCOCl

K c

57

IV) 2 NO(g) + Br2(g) 2 NOBr(g)

2

2

2

. BrNO

NOBrK c

Para os equilíbrios acima, I II, III e IV as constantes podem ,também, ser

expressas em função das pressões parciais dos gases que constituem o

equilíbrio.

1) 3

2

22

3

. HN

NHp PP

PK

2) 4

2

2

2

ON

NOp P

PK

3) 3

2

22

3

. HN

NHp PP

PK

4) 2

.

2

BrNO

NOBrp PP

PK

Relação entre Kc e Kp Supondo-se o equilíbrio químico abaixo

a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g)

A partir do momento em que o equilíbrio é estabelecido, as concentrações

molares não mais variam como ,também, as pressões parciais dos gases.

Sabendo que a pressão parcial de um gás é a pressão exercida por esse gás

58

caso ele ocupasse sozinho todo o volume da mistura gasosa, podemos

escrever a equação da pressão parcial de gás :

PA = nART / V PC = nCRT / V

PB = nBRT / V PD = nDRT / V

E como, n / V = P / RT as equações acima podem ser escritas como a seguir

nA / V = PA / RT nC / V = PC / RT

nB / V = PB / RT nD / V = PD / RT

e, sabendo que n / V é a concentração molar, temos que:

| A | = PA / RT | C | = PC / RT

| B | = PB / RT | D | = PD / RT

Substituindo-se essas concentrações molares na equação da constante de

equilíbrio

ba

dc

c BADCK

..

bbaa

ddcc

c RTPRTPRTPRTPK

)/(.)()/(.)/(

Portanto, baba

dcdc

cRTPPRTPPK

)/(.)/(.

59

)()().(

.. dcba

bB

aA

dD

cC

c RTPPPPK

mas como, )()( badcn e

bB

aA

dD

cC

p PPPPK..

vem que:

n

pc RTKK ).( ou n

cp RTKK ).(

Assim em relação aos equilíbrios químicos anteriores,I, II, III e IV, podemos

estabelecer as seguintes relações entre Kc e Kp

I - )()( badcn 2)31()2( n

ncp RTKK ).(

2).( RTKK cp

II- )()( badcn 1)1()2( n

ncp RTKK ).(

1).( RTKK cp

III - )()( badcn 1)2()1( n

ncp RTKK ).(

1).( RTKK cp

IV - )()( badcn 1)2()21( n

60

ncp RTKK ).( ).(RTKK cp

Obs: Kc e Kp são admensionais

Determinação da constante de equilíbrio em função das

concentrações molares em equilíbrio.

Exemplo 1

Num recipiente colocou-se uma certa quantidade de PCl5 a uma determinada

temperatura. Ao ser atingido o equilíbrio, PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

constatou-se as seguintes concentrações das espécies gasosas encontradas.

| PCl5| = o, 348 mol.L-1

| PCl3| = o, 250 mol.L-1

| Cl2 | = o, 250 mol.L-1

Calcular Kc

Kc = 0, 250 X 0,250 / 0,348

Kc = 1,80 X 10-1

Exemplo 2

Determinar, Kc, para o equilíbrio numa dada temperatura

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

Sabendo que nesta temperatura das substâncias em equilíbrio são:

| SO2| = 0,02 mol.L-1

| O2| = 0,02 mol.L-1

| SO3| = 0,30 mol.L-1

Kc = (0,30)2 / (0,0 2)2 X 0,02

Kc = 1,13X 104

61


pressões parciais em equilíbrio. Exemplo 1

O iodeto de hidrogênio gasoso é colocado num recipiente fechado a 425ºC,

onde se decompõe parcialmente em hidrogênio e iodo:

2 HI(g) H2(g) + I2(g)

No equilíbrio encontra-se que PHI = 0202 atm, PH2 = 0,0274 atm e PI2 = 0,0274

atm. Calcular o valor de Kp e Kc para essa temperatura.

Kp = PH2 X PI2 / (PHI)2

Kp = 0,0274 X 0,0274 / (0,202)2

Kp =2,02 X 10-1

0)11()2( n Kp = Kc = 2,02 X 10-1 Exemplo 2

A 500 K o seguinte equilíbrio é estabelecido:

2 NO(G) + Cl2(g) 2 NOCl(g)

Uma mistura em equilíbrio dos três gases tem pressões parciais de 0,095 atm,

0,171 atm e 0,28 atm para o NO(G), Cl2(g) e NOCl(g), respectivamente. Calcular

Kp e Kc

Kp = (PNOCl)2 / (PNO)2 X PCl2

Kp = (0,28)2 / (0,095)2 X 0,171

Kp = 5,08 X 10

1)12()2( n

npc RTKK ).(

Kc = 50,8 (0,082 X 500)-(-1)

Kc = 2,08 X 103

62

Determinação das concentrações e das pressões parciais em

equilíbrio a partir da constante de equilíbrio.

Exemplo 1

A 100 ºC, Kp = 2,39 para a seguinte reação:

SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g)

Em u ma mistura em equilíbrio dos três gases as pressões parciais de SO2Cl2(g)

e SO2(g) são 3,31 atm e 1,59 atm, respectivamente. Qual é a pressão parcial de

Cl2 na mistura em equilíbrio?

PSO2Cl2 = 3,31 atm PSO2 = 1,59 atm

Kp = PSO2 X PCl2 / PSO2Cl2

PCl2 = PSO2Cl2 X Kp / PSO2

PCl2 = 3,31 X 2,39 / 1,59

PCl2 = 4,98 atm

Exemplo 2

A 2000 ºC a constante de equilíbrio para a reação

2 NO(g) N2(g) + O2(g) é Kp = 2,4 X 103

Introduz-se uma determinada quantidade de NO num reator e após ser

estabelecido o equilíbrio, a pressão parcial deste gás é 10 atm. Quais são as

pressões parciais de N2 e O2 ?

A pressão parcial do N2 é igual a do O2 PN2 = PO2

Kp = PN2 X PO2 / (PNO)2

2,4 X 103 = (PN2)2 / 102

PN2 = 2,4 X 103 X 102

PN2 = 4,90 X 102 atm

Exemplo 3

A 25 ºC, Kp = 7,04 X 10-2 para a reação

2 NO2(g) N2O4(g)

No equilíbrio, a pressão parcial do NO2 num recipiente é de 15 kPa. Qual a

pressão parcial do N2O4 na mistura?

63

24

2

2

NO

ONp P

PK

PNO2 = 15 kPa

7,04 X 10-2 = PN2O4 / (15)2

PN2O4 = 7,04 X 10-2 X (15)2 = 15,8 kPa

Exemplo 4

A 500 ºC, a constante de equilíbrio, Kc , para a reação de produção de amônia,

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

é igual a 6,0 X 10-2. Se, em um reator a esta temperatura, há 0,250 mol.L-1 de

H2 e 0,050 mol.L-1 de NH3 presentes no equilíbrio, qual é a concentração de

N2?

Kc = 6,0 X 10-2

Kc = [NH3]2 / [H2]3 X [N2]

6,0 X 10-2 = (0,050)2 / (0,250)3 X [N2]

[N2] = 2,670 mol.L-1

Exemplo 5

A 460 ºC, a reação

SO2(g) + NO2(g) SO3(g) + NO(g)

possui Kc = 85,0 . Se,1 mol de SO2 e 1 mol de NO2 forem introduzidos num

reator de capacidade igual a 1,0 litro nesta temperatura, quais as

concentrações em mol.L-1 de todos os gases quando o equilíbrio for atingido?

Neste tipo de exercício, podemos construir uma tabela, que servirá como

modelo na resolução de problemas semelhantes.

SO2(g) + NO2(g) SO3(g) + NO(g)

Inicial 1 1 - -

Variação x x x x

Equilíbrio 1-x 1-x x x

64

A primeira linha da tabela corresponde ás concentrações iniciais. No início, não

existem produtos.

A segunda linha corresponde às quantidades que reagiram e se formaram até

o equilíbrio ser estabelecido. Observe, sempre, a estequiometria da reação

A terceira linha corresponde às concentrações em equilíbrio.

A expressão da constante de equilíbrio é:

Kc = [SO3] . [NO] / [SO2] . [NO2]

Kc = x . x / (1-x) . (1-x)

Kc = x2 / (1-x)2

85,0 = x2 / (1-x)2

Poderíamos resolver essa equação quadrática em x, mas, neste caso, é mais

indicada a resolução, extraindo-se as raízes quadradas nos dois membros da

equação, o que nos conduz a equação

9,22 = x / (1-x)

Resolvendo essa equação para x , obtém-se x= 0,902 e, portanto, 1-x= 0,098

Assim ,no equilíbrio, as concentrações são:

[SO2] = [NO2] = 0,098 mol.L-1

[SO3] = [NO] = 0,902 mol.L-1

Exemplo 6

Para o equilíbrio, Br2(g) + Cl2(g) 2 BrCl(g)

a 400 K, Kc = 7,0 . Se 0,30 mol de Br2 e 0,30 mol de Cl2 são introduzidos em

um recipiente de 1,0 L a 400K, qual será a pressão parcial de BrCl no

equilíbrio?

Este problema pode ser resolvido da mesma forma que o anterior e

determinando-se, por fim, a pressão parcial de BrCl no equilíbrio.

As concentrações no início de Br2 e de Cl2, são:

[Br2] = 0,30 mol.L-1

[cl2] = 0,30 mol.L-1

A concentração inicial do BrCl é zero

65

Br2(g) + Cl2(g) 2 BrCl(g)

Kc = [BrCl]2] / [Br2] . [Cl2]

Kc = (2x)2 / (0,30-x) . (0,30-x)

Kc = 4x2 / (0,30-x)2

7,0 = 4x2 / (0,30-x)2

Extraindo-se as raízes quadradas nos dois membros da equação, obtém-se

2,65 = 2x / (0,30-x)

Resolvendo essa equação para x , obtém-se x= 0,171

Assim ,no equilíbrio, as concentrações são:

[Br2] = [Cl2] = 0,30-x = 0,30 - 0,171 = 0,129 mol.L-1

[BrCl] = 2x = 2 X 0,171 = 0,342 mol.L-1

A pressão parcial de BrCl no equilíbrio é obtida pela equação

PBrCl = nBrCl .RT / V ou PBrCl = nBrCl / V .( RT )

Mas, como nBrCl / V = [BrCl]

PBrCl = [BrCl]. RT

PBrCl = 0,342 X 0,082 X 400 = 11,22 atm

Exemplo 7

Para o equilíbrio, COCl2(g) CO(g) + Cl2(g)

a 395 ºC, Kp =5,0 . Se COCl2 for introduzido em um recipiente com uma

pressão de 2 kPa nesta temperatura, quais serão as pressões parciais dos

gases no equilíbrio?

Este problema pode ser resolvido da mesma forma que o anterior e

determinando-se, por fim, a pressões parciais no equilíbrio.

A pressão parcial inicial de COCl2 = 2 kPa

As pressões parciais de CO(g) e Cl2(g) no início são iguais a zero

Inicial 0,30 0,30 -

Variação x x 2x

Equilíbrio 0,30-x 0,30-x 2x

66

COCl2(g) CO(g) + Cl2(g)

Kp = PCo . PCl2 / PCOCl2

Kp = x. x / 2-x

Kp = x2 / 2-x

5 = x2 / 2-x ou x2 + 5x - 10 = 0

Resolvendo essa equação quadrática para x , obtém-se x’= 1,53 e x” = - 6,53

O valor - 6,53 não serve , portanto x= 1,53

Assim ,no equilíbrio, as pressões parciais são:

PCo = PCl2 = x = 1,53 kPa

PCOCl2 = 2-x = 2 – 1,53 = 0,47 kPa


pressões parciais ou das concentrações.

Exemplo 1

1 mol de H2(g) e 1 mol de CO2(g) são colocados num reator de capacidade igual

a 1 litro numa determinada temperatura e deixados reagir. Ao ser atingido o

equilíbrio constatou-se a presença de 0,4 mol de CO(g). Determinar Kc para o

equilíbrio.

H2(g) + CO2(g) CO(g) + H2O(g)

As concentrações iniciais H2(g) e CO2(g) são iguais a 1 mol.L-1 e a concentração

final de CO(g) é igual a 0,4 molL-1. Portanto, para resolver este problema, o

preenchimento do quadro abaixo, facilita a resolução.

H2(g) + CO2(g) CO(g) + H2O(g)

Como Kc = [CO] . [H2O] / [H2] . [CO2] tem - se que:

Inicial 2 - -

Variação x x x

Equilíbrio 2-x x x

Inicial 1 mol.L-1 1 mol.L-1 _ _

Variação 0,4 molL-1 0,4 molL-1 0,4 molL-1 0,4 molL-1

Equilíbrio 0,6 molL-1 0,6 molL-1 0,4 molL-1 0,4 molL-1

67

Kc = 0,4] . 0,4 / 0,6 . 0,6

Kc = 0,44

Exemplo 2

4 mol de PCl5 foram introduzidos num reator de capacidade igual a 5 litros e

aquecidos a uma determinada temperatura. Ao ser atingido o equilíbrio,

constatou-se que o PCl5 se encontrava 40 % dissociado em PCl3(g) e Cl2(g).

Calcular Kc .

A concentração inicial do PCl5 é igual a 4/5 mol.L-1 ou seja, 0,8 mol.L-1

Sabendo que 40 % do PCl5 se dissociou, a concentração de PCl5 dissociada é

0,4 x 0,8 mol.L-1 que é igual a 0,32 mol.L-1

Novamente , o preenchimento do quadro facilita a resolução.

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

A expressão da constante de equilíbrio é:

Kc = [PCl3] . [Cl2] / [PCl5]

Kc = 0,32 X 0,32 / 0,48

Kc = 0,21

Exemplo 3

Numa determinada temperatura o HI gasoso se encontra 20% dissociado em

H2 e I2. Determinar Kc para o equilíbrio.

Para este tipo de equilíbrio, mesmo não sendo dadas as concentrações iniciais

ou finais, Kc, pode ser determinado conforme mostraremos a seguir:

A concentração inicial de HI pode ser considerada igual a x, e portanto, a

parcela dissociada é 20% de x, ou seja 0,2x.

Num equilíbrio em que o nº de mol de reagentes é igual ao nº de mol de

produtos, como neste exemplo, em que para cada 2 mol de HI formam-se 2

mol de produtos ( 1 mol de H2 e 1 mol de I2 ), Kc, não dependerá das

concentrações iniciais ou finais

Inicial 0,8 mol.L-1 - -

Variação 0,32 mol.L-1 0,32 mol.L-1 0,32 mol.L-1

Equilíbrio 0,48 mol.L-1 0,32 mol.L-1 0,32 mol.L-1

68

2 HI(g) H2(g) + I2(g)

Como Kc = [H2] . [I2] / [HI]2 tem - se que:

Kc = 0,1 x . 0,1 x / (0,8 x)2

Cancelando x na equação

Kc = 0,1 . 0,1 / 0,8 2

Kc = 1 / 64 = 0,0156

Deslocamento de Equilíbrio - Princípio de Le Chatelier “Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, o equilíbrio se desloca no sentido de neutralizar esta ação e restabelecer o equilíbrio”

Fatores que afetam o equilíbrio 1º) Concentração

Quando se aumenta a concentração de uma substância presente num

equilíbrio químico, o equilíbrio se desloca no sentido da reação que diminui a

concentração desta substância. De maneira similar, a diminuição da

concentração de uma substância presente num equilíbrio químico, deslocará o

equilíbrio no sentido da reação que aumenta a concentração da substância.

Para o equilíbrio abaixo,

H2(g) + CO2(g) CO(g) + H2O(g) ,

o aumento na concentração de H2, deslocará o equilíbrio para a direita e a

diminuição da concentração de H2, deslocará o equilíbrio para a esquerda

2º) Temperatura

Quando se aumenta a temperatura de um sistema em equilíbrio, o equilíbrio se

desloca no sentido da reação endotérmica, ou seja, que absorve calor.

O exemplo abaixo ilustra este fator.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,0 kJ

A reação direta é exotérmica e a inversa é endotérrmica.

Inicial x - -

Variação 0,2 x 0,1 x 0,1 x

Equilíbrio 0,8 x 0,1 x 0,1 x

69

Se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio se desloca para a esquerda, no

sentido da reação endotérmica.

3º) Pressão

Quando se aumenta a pressão total de um equilíbrio químico, o equilíbrio se

desloca no sentido da reação que se processa com diminuição do n° de mol.

Para o equilíbrio abaixo,

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g),

se aumentarmos a pressão total o equilíbrio se desloca no sentido direto ou

seja, no sentido da reação direta( diminuição do nº de mol ).

A produção de NH3 por este processo deve ocorrer em pressões elevadas.

Em relações as pressões parciais, o aumento ou diminuição causará um

deslocamento igual ao provocado pela variação da concentração.

70

ELETROQUÍMICA

1- Determine a diferença de potencial das pilhas abaixo, indicando as semi-reações de oxidação, redução e a reação global. a) Mg(s)º / Mg+2 0,2 M // Pb(s)º / Pb+2 0,5 M b) Ni(s)º / Ni+2 0,08 M // Cd(s)º / Cd+2 0,1 M c) Sn(s)º / Sn+2 0,1 M // Hg(l)º / Hg+2 2 M d) Al(s)º / Al+3 0,05 M // Fe(s)º / Fe+2 0,1 M 2- Calcular o Eº de cada reação seguinte, identificando as que forem favoráveis aos produtos, no sentido que estão escritas. a) 2I-1 + Zn+2 I2º + Znº b) 2Cl-1 + Cu+2 Cl2 + Cuº c) Br2º + Mgº Mg+2 + 2Br-1 3- Determine a ddp das pilhas de concentração abaixo, indicando em que meias células ocorrem oxidação e redução. a) Cr(s)º / Cr+3 0,001 M // Cr(s)º / Cr+3 0,1M b) Mn(s)º / Mn+2 0,005 M // Mn(s)º / Mn+2 0,5 M 3- Calcular o potencial de redução para as semi-reações abaixo, a partir dos potenciais padrão: a) Zn+2 0,1 M + 2e- Znº Eº= - 0,76 V b) Hg+2 0,1 M + 2e Hg(l)º Eº= + 0,85 V c) Cl2(g)º + 2e- 2Cl-1 0,001 M Eº= + 1,36 V d) Cl2(g)º + 2e- 2Cl-1 5 M Eº= + 1,36 V e) F2(g)º + 2e- 2F-1 0,1 M Eº= + 2,87 V 4- Calcular a constante de equilíbrio, K, para as pilhas abaixo, e quais as concentrações molares dos íons no equilíbrio: a) Zn(s)º / Zn+2 1 M // Ag(s)º / Ag+1 1 M b) Cr(s)º / Cr+3 1 M // Ni(s)º / Ni+2 1 M c) Pb(s)º / Pb+2 1 M // Cu(s)º / Cu+2 1M d) Fe(s)º / Fe+2 0,01 M // Ni(s)º / Ni+2 0,08 M e) Mn(s)º / Mn+2 0,01 M // Pb(s)º / Pb+2 0,5 M f) Fe(s)º / Fe+2 0,5 M // Cd(s)º / Cd+2 0,1 M 5- Sabendo que o potencial padrão da prata é + 0,799 V, determinar o potencial de redução quando o íon Ag+1 apresentar concentrações iguais a 2 mol/l e 0,001 mol/L. 7- Qual seria o potencial de redução do íon H+ numa solução de pH = 3 ? 2 H+ + 2e- H2(g)1atm 8- Determinar a concentração molar de ions H+ para que a diferença de potencial da pilha representada pela equação Znº + 2 H+- Zn+2 0,01 M + H2(g)1atm , seja igual + 0,58 V. 9- Uma reação de célula voltaica tem uma força eletromotriz padrão de 0,17 V. A constante de equilíbrio para a reação da célula é 5,5 X 105. Qual o valor de n para a reação da célula?

71

10- Considere a célula voltaica que utiliza a seguinte reação, Fe(s)º + Cu+2 Fe+2 + Cu(s)º em condições padrão: a) qual a força eletromotriz da célula? b) quando se dilui 10 vezes a solução do catodo, qual a força eletromotriz da célula? 11- Uma tensão de 1,09 V a 25ºC foi obtida para a seguinte célula: Sn(s)º / Sn+2 // Ag+1 0,5 M / Ag(s)º . Qual a concentração molar Sn+2 nesta célula?

Tabela de potenciais Na°(s) - 1e-

Na+1 Eºoxi = + 2,73

V

Mg(s)0 - 2e- Mg+2 Eºoxi = + 2,36

V

Al°(s) - 3e- Al+3 Eºoxi = + 1,67 V

Mn°(s) - 2e- Mn+2 Eºoxi = + 1,18

V

Zn°(s) - 2e- Zn+2 Eºoxi = + 0,76 V

Cr°(s) - 3e- Cr+3 Eºoxi = + 0,74

V

Fe°(s) - 2e- Fe+2 Eºoxi = + 0,44 V

Cd°(s) - 2e- Cd+2 Eºoxi = + 0,40 V

Co°(s) - 2e- Co+2 Eºoxi = + 0,28 V

Ni0(s) - 2e Ni+ 2 Eºoxi = + 0,25

V

Sn0(s) - 2e Sn+ 2 Eºoxi = + 0,13 V

Pb0(s) - 2e Pb+ 2 Eºoxi = + 0,12 V

H20

(g) - 2e 2 H+ 1 Eºoxi = 0

Cu0(s) - 2e Cu+ 2 Eºoxi = - 0,34 V

72

2 I-1 - 2e- I20 Eºoxi = - 0,54

V

Ag°(s) - 1e- Ag+1 Eºoxi = - 0,79

V

2Br-1 - 2e Br2(l)0- Eºoxi = - 1,07

V

2Cl-1 - 2e- Cl2(g)0 Eºoxi = - 1,36

V

H2O - 2e- 2 H+1 + 1/2 O2 Eºoxi = - 1,23

V

Documents

Qumica_Inorgnica[1]