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segunda-feira, 9 de agosto de 2010

2o. Bimestre - 3o.E e 3o.F - Eletroquimica

Eletroquímica
A Eletroquímica é a parte da química que estuda o relacionamento entre a corrente
elétrica e as reações químicas:
• Produção de corrente elétrica, através de uma reação química: pilha
• Ocorrência de uma reação química pela passagem da corrente elétrica: eletrólise
Para melhor entender a eletroquímica, vamos recordar algo sobre oxidação e redução.
• Oxidação: Quando uma espécie química perde elétrons na reação.
• Redução: quando uma espécie química recebe elétrons na reação.
A Série da Reatividade Química
Analisando em conjunto os resultados obtidos na seqüência anterior de experiências
verificamos que existe uma determinada ordem para que a reação ocorra, isto é, não
basta simplesmente juntar duas espécies químicas: um metal e uma solução. A natureza
impõe condições para que haja reação entre um determinado par de metal/catíon.
Nas experiências que descrevemos, observamos que:
• Al cede elétrons ao Zn ;
• Zn cede elétrons ao Cu ;
• Cu não cede elétrons ao Zn .
Podemos dispor esses metais em uma seqüência que indique a preferência em ceder
elétrons, ou, como é chamada, uma série de reatividade química.
Pilha
Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz
corrente elétrica.
Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha.
Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha.
Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha.
Pilhas comerciais
* Pilha seca comum (Leclanché)
* Pilha alcalina comum
* Pilha de mercúrio
* Bateria de níquel-cádmio
* Bateria de chumbo
* Pilha de combustível
Representação convencionada pela IUPAC
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
Exemplo: Pilha de Daniell ® Zn/Zn2+//Cu2+/Cu
Eletrodo padrão
Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é igual a
1 mol/L e a temperatura é de 25°C.
No caso de um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm.
Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a zero e o seu
potencial padrão de redução é igual a zero:
2H+ + 2e-
® H2
E0
red = 0 (convenção)
A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. Sempre deve ser
usada a expressão potencial de redução.
A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo
padrão é feita medindo-se a ddp de uma pilha padrão na qual uma
das semipilhas é um eletrodo padrão de hidrogênio e a outra é o
eletrodo padrão cujo E0
red se quer medir.
• Quanto maior for o E0
red, mais fácil será a redução e mais
forte será o oxidante.
• Quanto menor for o E0
red, mais difícil será a redução e mais
fraco será o oxidante.
• Quanto maior for o E0
red, mais difícil será a oxidação e mais
fraco será o redutor.
• Quanto menor for o E0
red, mais fácil será a oxidação e mais
forte será o redutor.
MENOR
E0
red
fluxo de elétrons
¾¾¾¾¾¾¾¾®
reação espontânea
(DG < 0) MAIOR E0 red fluxo de elétrons ¬¾¾¾¾¾¾¾¾ reação nãoespontânea (DG > 0)
Corrosão
Corrosão do ferro
Reação global: 2Fe + 3/2O2 + xH2O ®
Fe2O3 )
xH2O
ferrugem
Proteção contra a corrosão
* Ferro galvanizado (ferro revestido de zinco)
* Lata (ferro revestido de estanho)
* Ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas na superfície e que funcionam como eletrodo
de sacrifício
Eletrólise
Eletrólise é uma reação de oxirredução não-espontânea produzida pela passagem da
corrente elétrica.
Cátodo da cela eletrolítica é o eletrodo negativo, isto é, ligado ao pólo negativo do
gerador. Nele ocorre sempre uma reação de redução.
Ânodo da cela eletrolítica é o eletrodo positivo, isto é, ligado ao pólo positivo do
gerador. Nele sempre ocorre uma reação de oxidação.
Pólo
Positivo
Pólo
Negativo
Pilha Cátodo ânodo
Célula
Eletrolítica ânodo Cátodo
Na eletrólise em solução aquosa de sais de metais alcalinos (Na+,
K+...), alcalino-terrosos (Ca2+, Ba2+...) e de alumínio (Al3+), a
descarga no cátodo não é a dos respectivos cátions, mas ocorre
segundo a equação:
2H2O + 2e- ® H2 + 2(OH)-
Nas eletrólises em solução aquosa e com ânodo inerte (Pt ou grafite)
de sais oxigenados (SO4
2-, NO3
-, PO4
3-...) não há a descarga dos
respectivos ânions oxigenados, mas ocorre a descarga segundo a
equação:
H2O ® 2H+ + ½O2 + 2e-
O ânion F-, embora não seja oxigenado, comporta-se como os ânions
oxigenados em relação à descarga no ânodo.
Nas eletrólises em solução aquosa com ânodo de metal não-inerte M
(prata ou metal mais reativo que a prata), a descarga que ocorre no
ânodo é segundo a equação:
M ® M x+ + xe-
Ag ® Ag+ + e-
Cu ® Cu2+ + 2e-
Purificação eletrolítica do cobre - Faz-se a eletrólise de CuSO4 em
solução aquosa usando como cátodo um fio de cobre puro e como
ânodo um bloco de cobre impuro. Nesse processo, precipita a lama
anódica que contém impurezas de Au, Ag, Pt, etc., da qual são
posteriormente extraídos esses metais.
Galvanoplastia - Douração, prateação, niquelação, cromeação, etc.,
feitas por via eletrolítica.
Aplicações da eletrólise
• Obtenção de metais (Al, Na, Mg)
• Obtenção de NaOH, H2 e Cl2
• Purificação eletrolítica de metais
• Galvanoplastia
Equação Geral da Eletrólise
São duas: M=kEQ e m=e Q
96500C = m = 1E
1C = m = 1e
Vídeos :

http://www.youtube.com/watch?v=6d-yN-PKCGI

http://www.youtube.com/watch?v=jgEN7OXTWFc

2o. Bimestre - 2I e 2J - Propriedades Coligativas

4. Pressão máxima de vapor
Imagine um cilindro fechado contendo um líquido, com um espaço vazio acima da
altura do líquido, e um manômetro. Com o nível de mercúrio dos dois ramos na mesma
altura (figura a).
Primeiramente, as moléculas do líquido se deslocam para o espaço vazio do cilindro,
formando a fase gasosa. A pressão exercida pelo vapor do líquido é medida pelo
manômetro. Notamos que o nível do mercúrio sobe até certo ponto onde estaciona
(figura b). A pressão exercida pelo vapor do líquido é medida pelo desnível h ente os
dois níveis de mercúrio.
A pressão máxima de vapor é definida como a pressão exercida pelo vapor em
equilíbrio.
Até que a velocidade de vaporização atinja o equilíbrio, ela é maior que a velocidade de
condensação. Conforme a quantidade de vapor aumenta, a pressão do vapor também
aumenta. A partir do momento em que o equilíbrio é alcançado, a concentração de
moléculas na fase de vapor torna-se constante e a pressão não aumenta mais, ou seja, o
seu valor máximo é atingido.
Como a superfície do líquido e a temperatura não se alteram, a velocidade de
vaporização é constante.
A velocidade de condensação torna-se igual à velocidade de vaporização no equilíbrio,
ou seja, o número de moléculas que abandonam o líquido se iguala ao número de
moléculas que voltam para o líquido.
A pressão máxima do vapor também pode ser chamada de pressão de vapor ou pressão
de vapor de equilíbrio. Tal pressão é aquela que é exercida pelo vapor em equilíbrio
com o seu líquido.
Quando o vapor está em equilíbrio com o seu líquido, ele é denominado vapor
saturante.
Quando fazemos a análise química de um líquido em estado puro e da solução desse
mesmo líquido e constatamos que houve mudanças no comportamento do líquido
devido à presença do soluto, dizemos que ocorreram mudanças nas propriedades
coligativas desse líquido. Um exemplo: quando dissolvemos sal na água e aquecemos a
solução, essa entra em ebulição mais lentamente do que a água pura.
As soluções podem ser moleculares quando as partículas encontradas são moléculas e
iônicas quando as partículas encontradas são íons.
As propriedades coligativas são propriedades que se originam a partir da presença de
um soluto não-volátil e um solvente. A intensidade da ocorrência dessas propriedades
varia de acordo com a quantidade de partículas encontradas na solução. As mudanças
sofridas por um líquido que contém um soluto não-volátil, também chamadas de efeitos
coligativos, são:
Ebulioscopia: O ponto de ebulição do líquido aumenta, é o estudo da elevação da
temperatura de ebulição do solvente numa solução.
Sua fórmula é: te = Te2 - Te, onde:
Te = temperatura de ebulição da solução
Te2 = temperatura de ebulição do solvente
Tonoscopia: Ocorre uma diminuição na pressão de vapor do líquido. Essa propriedade
estuda o abaixamento da pressão máxima de vapor de um solvente quando lhe é
adicionado um soluto não-volátil.
Sua fórmula é: p = P2 – P, onde:
P = pressão de vapor da solução
P2 = pressão de vapor do solvente
Crioscopia: Estuda a diminuição do ponto de congelamento de um líquido causado pelo
soluto não-volátil. Sua fórmula é: tc = Tc2 - Tc, onde:
Tc = temperatura de congelamento da solução
Tc2 = temperatura de congelamento do solvente
Osmoscopia: Estuda o surgimento da pressão osmótica de soluções. O aumento da
pressão osmótica ocorre quando duas soluções do mesmo solvente são divididas por
meio de uma membrana semipermeável que resulta em soluções de mesma
concentração.
Sua fórmula é: = [soluto] . R . T. i , onde:
= pressão osmótica
t = temperatura da solução
As propriedades coligativas se originam a partir da redução do potencial químico do
solvente em contato com o soluto, que causa o aumento da temperatura de ebulição e a
diminuição do ponto de fusão.
Propriedades coligativas
Perseu Lúcio Alexander Helene de Paula*
Especial para o UOL
Um dos assuntos bastante abordados nos exames vestibulares do país são as
propriedades coligativas. Sua aplicação está em um dos principais laboratórios de
química que você conhece _a cozinha.
Recordando alguns conceitos importantes:
• Propriedades Coligativas estão intimamente relacionadas com o número de partículas
dispersas em uma solução. Quando se adiciona sal de cozinha, cloreto de sódio e água
fervente, nota-se que a fervura imediatamente estanca. Por quê?
Observe o esquema:
Como as moléculas de água são polares e com as diferenças de eletronegatividade entre
os átomos dos elementos oxigênio e hidrogênio estabelecem-se as pontes de
hidrogênio.
Quando adiciona-se o sal, ele sofre dissociação iônica, segundo a equação da reação:
Logo os cátions sódio e ânions cloreto são atraídos pelos átomos dos elementos
oxigênio e hidrogênio, respectivamente.
Com isso ocorre o aumento do número de forças intermoleculares. Em função desse
aumento será preciso mais energia para romper estas forças.
Institui-se então que as propriedades coligativas levam em conta todos os tipos de
ligações, como por exemplo: iônica, covalente, covalente dativa, covalente polar,
apolar, dipolo permanente, dipolo induzido e pontes de hidrogênio.
A partir das interações soluto-solvente (forças intermoleculares) haverá influência no
comportamento da solução frente ao aquecimento, congelamento e quantidade de vapor
do solvente produzido.
Veja o exemplo:
(ITA) Em relação à água pura, é de se esperar que uma solução de
10g de sacarose em 150 g de água tenha respectivamente:
ponto de ebulição ponto de solidificação pressão de vapor
a menor maior menor
b menor menor menor
c maior menor menor
d maior menor maior
e nenhuma das respostas acima
• Resposta correta: C
Explicação:
• Por que o ponto de ebulição ficou maior?
Na medida em que se adiciona um soluto a um solvente (açúcar em água) aumentam-se
as forças intermoleculares, logo será preciso mais energia para o solvente entrar em
ebulição.
• Por que o ponto de solidificação ficou menor?
Como houve o aumento de forças intermoleculares será preciso abaixar a temperatura
para que as moléculas se agreguem no estado sólido.
• Por que a pressão de vapor ficou menor?
Como o ponto de ebulição aumentou, a quantidade de vapor do solvente produzido será
menor, logo exercerá menor pressão sobre o líquido.

OBS - FALTA INSRIR AS IMAGENS E GRAFICOS - AGUARDEM !

2o. Bimestre - 1k - Tabela Periodica

A Tabela periódica dos
elementos
Dmitri Mendeleiev
(1834 - 1907)
Dmitri Mendeleiev nasceu na Sibéria e destacou-se na
história da Química pois resolveu ordenar os elementos
químicos então conhecidos, numa tabela, após verificar
que as suas propriedades se repetiam de forma periódica.
Esta tabela de Mendeleiev tinha algumas vantagens sobre
outras tabelas ou teorias antes apresentadas, mostrando
semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e
diagonal. A classificação de Mendeleiev deixava ainda
espaços vazios, prevendo a descoberta de novos
elementos.
A tabela de Mendeleiev serviu de base para a elaboração
da actual tabela periódica, que além de catalogar os 118
elementos conhecidos, fornece inúmeras informações
sobre o comportamento de cada um.
Para ver a tabela original - clique aqui
Mais de metade dos elementos hoje conhecidos foram
descobertos entre 1800 e 1900. Durante esse período, os
químicos verificaram que certos elementos apresentavam
grandes semelhanças.
A constatação da existência de regularidades periódicas
nas propriedades físicas e químicas, aliada à necessidade
de sistematizar toda a informação já disponível, levou ao
desenvolvimento da chamada Tabela Periódica dos
Elementos.
Para saber mais sobre a evolução da tabela periódica -
clique aqui
A tabela periódica dos elementos, na sua versão moderna
apresenta o seguinte aspecto:
Os elementos encontram-se ordenados pelo seu número atómico (indicado nesta tabela por cima do
respectivo símbolo) em sequências horizontais que se chamam períodos, e ao mesmo tempo em
sequências verticais que se chamam grupos ou famílias. Alguns grupos mantêm nomes próprios, como se
pode ver através da figura seguinte:
Os períodos da Tabela periódica, são constituidos da seguinte forma:
• O primeiro período é formado por dois elementos – Hidrogénio (H) e Hélio (He)
• O segundo e o terceiro períodos contêm oito elementos cada um.
• O quarto e o quinto períodos contêm dezoito elementos cada um.
• O sexto período contém trinta e dois elementos.
• O sétimo período é actualmente constituido por 31 elementos. Deve conter também 32
elementos, mas está ainda incompleto porque ainda não se sintetizaram todos os elementos (os
últimos elementos que constam desta tabela, têm sido preparados pelo homem, em laboratório).
Os grupos, ou famílias da Tabela periódica, são constituidos da seguinte forma:
• O primeiro grupo é designado por grupo dos metais alcalinos (com excepção do Hidrogénio
(H)).
• O segundo grupo denomina-se grupo dos metais alcalino-terrosos.
• O conjunto dos grupos, entre o grupo 3 e o grupo 12 chamam-se metais de transição.
• O grupo 13 é designado por família do Boro.
• O grupo 14 é designado por família do Carbono.
• O grupo 15 também se pode chamar família do Azoto.
• O grupo 16 pode denominar-se família dos Calcogéneos.
• O grupo 17 é designado usualmente por família dos Halogéneos.
• O grupo 18 muito conhecido, apresenta os nomes de família dos gases raros, gases inertes ou
ainda gases nobres.
• As duas últimas linhas da tabela periódica são também designadas por família dos lantanídeos e
dos actinídeos, como se pode observar na primeira figura apresentada.
Os elementos químicos podem também classificar-se em três categorias:
METAIS
Bons condutores de calor e de electricidade
Geralmente sólidos à temperatura
ambiente
NÃO - METAIS
Maus condutores de calor e de
electricidade
Menor uniformidade nas suas
propriedades do que os metais
SEMI - METAIS
Propriedades intermédias entre os metais e
os não-metais
Na tabela periódica, dispõem-se da seguinte forma:
No 9º Ano estudas em particular três destes grupos da tabela periódica. São eles os
metais alcalinos (grupo 1), os halogéneos (grupo 17) e os gases raros (grupo 18).
Vamos então ver de seguida alguns exemplos, assim como as suas características e as
reacções mais conhecidas.
Li
Lítio
Na
Sódio
K
Potássio
Rb
Rubídio
Características dos metais alcalinos
• São muito reactivos. Por isso, não existem livres na natureza.
• Reagem em contacto com o oxigénio do ar e com a água.
• Devem ser guardados em parafina líquida ou petróleo.
• As soluções aquosas resultantes das reacções destas substâncias com a água são
alcalinas.
Reacções dos metais alcalinos
Os metais alcalinos reagem com a água, formando hidróxidos e libertando-se
hidrogénio.
Reacção do Lítio:
2 Li(s) + 2 H2O (l) ——> 2 LiOH (aq) + H2 (g)
Reacção do sódio:
2 Na(s) + 2 H2O (l) ——> 2 NaOH (aq) + H2 (g)
Reacção do potássio:
2 K(s) + 2 H2O (l) ---> 2 KOH (aq) + H2 (g)
Os metais alcalinos também reagem com o oxigénio.
Metais Alcalinos
F
Flúor
Cl
Cloro
Br
Bromo
I
Iodo
Características dos halogéneos
• Aparecem na natureza sob a forma de moléculas diatómicas (F2, Cl2, Br2, I2).
• Reagem facilmente com os metais alcalinos, formando halogenetos.
• São mais solúveis no éter ou no óleo alimentar do que em água.
Reacção de formação dos halogenetos:
Os halogéneos reagem com os metais alcalinos, formando-se compostos iónicos que se
designam por halogenetos:
Cloro + Sódio Cloreto de sódio
Cl2(g) + 2 Na (s) ——> 2 NaCl (s)
Bromo + Sódio Brometo de sódio
Br2(g) + 2 Na (s) ——> 2 NaBr (s)
Iodo + Sódio Iodeto de sódio
I2(g) + 2 Na (s) ——> 2 NaI (s)
He
Hélio
Ne
Néon
Ar
Árgon
Kr
Krípton
Halogéneos
Gases nobres, raros ou
inertes
Características dos gases raros, gases nobres ou gases inertes
• São gases à temperatura ambiente.
• Aparecem na natureza sob a forma de átomos isolados.
• Existem em quantidades relativamente pequenas, por isso são considerados
raros.
• Não reagem com as outras substâncias, por isso se chamam inertes.
De um modo geral, o tamanho dos átomos aumenta
ao longo de um grupo, à medida que o seu número
atómico aumenta. Mas, o tamanho dos átomos também diminui ao longo de um
período.
Os átomos dos elementos do primeiro grupo (grupo dos metais alcalinos) têm um
electrão de valência (isto é, um electrão no último nível de energia preenchido). Por
isso, têm tendência a formar iões monopositivos.
Os átomos dos elementos do segundo grupo possuem dois electrões de valência, pelo
que, originam iões dipositivos.
Os átomos dos elementos do grupo 16, apresentam seis electrões de valência, pelo que
dão origem a iões dinegativos (iões com duas cargas negativas).
Os átomos que pertencem ao grupo 17 (família dos halogéneos) têm sete electrões de
valência, pelo que originam iões mononegativos.
Os átomos que pertencem ao grupo 18, denominados gases raros, são átomos estáveis,
apresentam os seus níveis de energia completamente preenchidos, e por isso não
originam iões. Aparecem na natureza sob a forma de átomos isolados.
As regularidades na tabela
periódica

obs - falta inserir as tabelas e figuras - agurdem !