Pilha eletroquímica

Pilha eletroquímica

Diariamente usamos pilhas e baterias em brinquedos, aparelhos eletrônicos, carros, etc. Mas como esses dispositivos funcionam? Nesse artigo vamos entender o funcionamento de uma pilha eletroquímica através do modelo formulado por Daniell, também conhecida por pilha de Daniell.
Se perguntarmos a uma criança para que serve uma pilha a resposta provavelmente seria simples: para alguma coisa funcionar. Mas o que isso significa?
Fazer funcionar significa fornecer energia elétrica a um equipamento para este desempenhar a sua função. Alguns equipamentos adquirem energia elétrica ligando-os na tomada outros através de pilhas e baterias, que podem ser recarregáveis ou não.
A primeira pilha foi idealizada por Alessandro Volta (1745-1827). No entanto o tal protótipo utilizava soluções ácidas que produziam gases tóxicos. Frederic Daniell (1790-1845) aprimorou o dispositivo utilizando soluções salinas.

Conceito

Uma pilha tem a capacidade de transformar energia química em energia elétrica através de um fluxo de elétrons promovido por uma reação de oxirredução espontânea. O fenômeno inverso onde a energia elétrica é convertida em energia química é conhecido por eletrólise.

A pilha de Daniell

Para uma pilha funcionar ela deve ser formada por dois eletrodos.
No caso da pilha de Daniell um eletrodo é formado pelo conjunto de uma placa de zinco metálico com uma solução que contenha os íons zinco (solução aquosa de sulfato de zinco – ZnSO4).
O outro eletrodo é formado pelo conjunto da placa de cobre metálico com uma solução de íons cobre dissolvidos (sulfato de cobre – CuSO4).
Modelo de pilha eletroquímica
Os dois eletrodos dever estar interligados por um fio metálico para possibilitar a transferência de elétrons, ou seja, a energia elétrica produzida pela pilha.
Se a pilha estiver funcionando adequadamente e colocarmos uma lâmpada conectada a esse fio, ela acenderá.
Em cada eletrodo ocorrerá a reação de redução ou de oxidação, a que chamamos de semi-reações. Ao somarmos as duas semi-reações chegamos à reação global.
reações de pilha
No ânodo temos a oxidação do zinco que doa elétrons para os íons cobre sofrerem redução no outro eletrodo. Com isso serão formados cátions de zinco no ânodo e cobre metálico no cátodo.
Visualmente podemos observar a corrosão da placa de zinco e o depósito de cobre na placa metálica.

Ponte salina

Ponte salina é um tubo de vidro em formato de U preenchido com uma solução salina diluída em uma mistura gelatinosa.
Nas extremidades coloca-se um material poroso para evitar a saída da solução sem interromper o trânsito de íons.
A solução deve conter um sal solúvel como cloreto de potássio (KCl) ou nitrato de amônio (NH4NO3). A ponte salina é necessária para equilibrar as espécies iônicas nas soluções dos eletrodos.
Após um período de funcionamento da pilha de Daniell (ponte salina preenchida com cloreto de potássio), haverá um aumento de íons zinco no ânodo e uma diminuição de íons cobre no cátodo.
Para manter a neutralidade elétrica os íons cloreto (Cl), migrarão para a solução de zinco e os íons potássio (K+) para o eletrodo do cobre.

Representação da pilha

Existe uma notação específica para representar a reação que ocorre em uma pilha.
Inicialmente colocamos as espécies do ânodo e depois as espécies do cátodo separadas por //. Segue a representação da pilha de Daniell:
Zn/Zn2+ // Cu2+/Cu

Reações de Oxirredução

Mesmo sem percebermos, as reações de oxirredução ocorrem a todo o momento ao nosso redor. Como em um portão que enferruja, na reação de fotossíntese das plantas, em uma maçã que escurece depois de aberta e por aí vai…
Nesse artigo vamos aprender o conceito de reações de oxirredução, a atribuir o número de oxidação e a empregar corretamente alguns termos essenciais, como oxidação, redução, agente oxidante e agente redutor.

Conceito

Uma reação de oxirredução é caracterizada pela transferência de elétrons entre átomos, íons ou moléculas.  Na prática conseguimos identificar essa transferência de elétrons analisando os números de oxidação de todos os átomos envolvidos na reação.

Número de oxidação (Nox)

Conceitualmente número de oxidação (Nox) é a carga elétrica real (para ligações iônicas) ou carga elétrica parcial (para ligações covalentes) de uma espécie química ligada.
Como em uma reação de oxirredução ocorre transferência de elétrons, consequentemente há mudança no número de oxidação das espécies envolvidas. Ao identificar mudança de Nox dos elementos, podemos dizer com certeza que se trata de uma reação de oxirredução.

Como determinar o número de oxidação (Nox)

Em muitos casos as espécies químicas podem adquirir diferentes números de oxidação dependendo das ligações formadas. Ainda assim, podemos enumerar algumas regras para facilitar a determinação do Nox dos elementos.
1º) Nox de uma substância simples é sempre igual a zero.
Ex: H2, O2, Au, Fe.
2º) O elemento  hidrogênio possui Nox +1, exceção quando estiver ligado a metais e formar um hidreto onde terá Nox -1.
3º) O elemento oxigênio geralmente possui Nox -2, exceção quando estiver ligado ao flúor, onde tem Nox -2 e quando formar peróxido que terá Nox -1.
4º) metais alcalinos (família 1) possuem Nox +1.
5º) metais alcalinos terrosos (família 2) possuem Nox +2
6º) halogênios (família 17) possuem Nox -1 quando forem o elemento maios eletronegativo da ligação química.
7º) em substâncias compostas o alumínio possui Nox +3, o zinco Nox +2 e a prata Nox +1
8º) Nox de um íon simples, ou monoatômico, será sempre a própria carga no íon. Ou ainda no caso de um íon composto a soma dos Nox dos elementos será igual à carga do íon.
Ex: Na+ (Nox = +1); Cu+2 (Nox = +2); Cl-1 (Nox = -1); SO42- (Nox de S = +6; Nox de O = -2; Nox final = + 6 + 4.(-2) = -2).
9º) Em uma substância composta neutra a somas dos Nox dos elementos será sempre igual a zero.
Ex: H2O (Nox final = +1 + 2x(-2) = 0)

Exemplos de reações de oxirredução e nomenclatura

Com base na análise dos Nox das espécies químicas de uma reação, podemos identificar qual elemento sofreu oxidação, qual sofreu redução e quais foram os compostos que agiram como agente redutor e agente oxidante.
Vamos comparar os Nox das espécies químicas presentes nos reagentes e nos produtos. Se ocorrer diminuição no Nox significa que a espécie ganhou elétrons e, portanto sofreu redução. Se o Nox de um elemento aumentou significa que perdeu elétrons e, portanto sofreu uma oxidação.
Lembre-se de que elétrons possuem carga negativa e seu ganho acarreta em uma diminuição da carga!

Termos

Os termos “agente redutor” e “agente oxidante” também causam muitas dúvidas. Mas não tem como errar.
O agente é o reagente que causa a oxidação ou redução em outro elemento. Então, se um elemento sofreu oxidação ele causou a redução em outro elemento e por isso é chamado de agente redutor. Veja o esquema que montamos:

Vamos ver como essa nomenclatura funciona na prática com a reação de amônia com oxigênio:

Depois de atribuídos os números de oxidação a todos os elementos, foram detectados os elementos que sofreram mudança no Nox,no caso nitrogênio e oxigênio.
O nitrogênio passou do Nox -3 para +2, e, portanto perdeu elétrons.
Como perdeu elétrons sofreu uma oxidação e a amônia (NH3) será o agente redutor.
o Nox do oxigênio diminuiu de 0 para -2, logo ele ganhou elétrons e sofreu redução.
Portanto o gás oxigênio (O2) será o agente oxidante.

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Propriedades Coligativas

O estudo das propriedades coligativas abrange as mudanças físicas que ocorrem quando adicionamos um soluto não volátil a um solvente. As propriedades coligativas não dependem da natureza do soluto, mas apenas do número de partículas presentes (moléculas ou íons).
Antes de estudar as propriedades coligativas, precisamos nos lembrar de dois conceitos importantes: pressão de vapor e temperatura de ebulição.

Pressão de vapor

Pressão máxima de vapor é a pressão exercida por moléculas de um líquido quando as velocidades de evaporação e de condensação desse líquido são iguais.

Temperatura de ebulição

Sabemos que temperatura de ebulição é a temperatura em que o líquido passa do estado líquido para o estado gasoso. Para que isso ocorra é necessário que a pressão de vapor do líquido se iguale à pressão atmosférica.

Propriedades coligativas

Neste resumo vamos estudar três propriedades coligativas: tonoscopia, ebulioscopia e crioscopia.

Tonoscopia

É o estudo do abaixamento da pressão de vapor de um líquido quando adicionamos um soluto não volátil a esse solvente.  Podemos pensar simplificadamente que as moléculas do soluto dissolvidas “dificultam” a evaporação das moléculas do solvente. Isso faz com que a pressão de vapor diminua.

Ebulioscopia

O efeito ebulioscópico ocorre quando a temperatura de ebulição de um líquido aumenta quando adicionamos um soluto não volátil. Esse aumento de temperatura é uma consequência do abaixamento da pressão de vapor (tonoscopia).
Quanto menor a pressão de vapor, maior será a diferença entre a pressão de vapor e a atmosférica. Então mais energia terá que ser fornecida para o líquido entrar em ebulição.

Crioscopia

É o ramo que estuda o abaixamento da temperatura de congelamento de um solvente quando adicionamos um soluto não volátil.

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Soluto molecular x soluto iônico

Quando adicionamos um soluto não volátil molecular, os efeitos coligativos apresentados acima (tonoscopia, ebulioscopia e crioscopia) serão dependentes apenas do número de moléculas do soluto, independentemente da sua natureza.
No entanto, quando adicionamos um soluto não volátil iônico os efeitos coligativos serão dependentes da concentração de íons dissolvidos.
Por exemplo, se dissolvermos 1 mol de NaCl em água, teremos um mol de Na+ e 1 mol de Cl dissolvidos. Já se dissolvermos 1 mol de CaCl2 em água, teremos 1 mol de Ca2+ e 2 mols de Cl.
Por esse motivo dizemos que as propriedades coligativas dependem do número de partículas (moléculas ou íons) e não apenas da concentração molar.

Diagrama de fases

Um diagrama de fases é um gráfico de pressão em função da temperatura de uma determinada substância. Conhecendo o diagrama de fases de uma substância podemos prever seu estado físico bem como as condições necessárias para que ocorra a mudança de estado.
No estudo das propriedades coligativas, usa-se muito o diagrama de fases para comparar os efeitos da adição de um soluto em um solvente.
Imagem de um Diagrama de Fases
A figura acima representa um típico diagrama de fases. O diagrama é formado por três curvas: sublimação, fusão e condensação.
Se uma substância estiver em condições de temperatura e pressão que coincidam com uma dessas curvas: significa que a substância coexiste nos dois estados físicos.
Um ponto de muito importante no diagrama de fases é o chamado ponto triplo. Nele, a substância coexiste  nos três estados físicos. Para o caso da água, o ponto triplo tem aproximadamente uma pressão de 0,006 atm e temperatura de 0,01oC.
Além disso, o gráfico também traz as regiões que representam as condições de temperatura e pressão onde a substância se encontra nos estados sólido, líquido e gasoso.
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Titulação

A titulação ou volumetria é muito utilizada em laboratórios para se determinar a concentração de uma solução-problema, fazendo-a reagir com uma solução de concentração conhecida. Nesse resumo vamos estudar a titulação ácido-base, muito cobrada em vestibulares.

Aparelhagem e reagentes

Para entendermos a titulação é importante conhecermos a aparelhagem e como o procedimento é realizado.

Em um erlenmeyer adicionamos uma solução (ácido ou base) de concentração conhecida e anotamos o volume. Está solução chama-se titulado.

Também acrescentamos algumas gotas de uma solução do indicador, que muda de cor conforme a variação de pH. Em uma bureta fixa em um suporte adicionamos o titulante, ou seja, a solução que se deseja determinar a concentração.

Abrimos a torneira de modo que a solução caia gota a gota e anotamos o volume gasto quando o indicador mudar de cor. Nesse momento, ou ainda no ponto de equivalência, sabemos que ocorreu a neutralização, ou seja, a concentração de H+ do ácido é igual à concentração de OH provenientes da base.

Indicador ácido-base

O indicador é uma solução que muda de cor conforme a variação de concentração de íons H+. Em uma titulação essa mudança de cor indica o ponto de viragem, ou seja, o momento de parar a titulação e anotar o volume gasto do titulante.
É essencial a escolha adequada do indicador, pois cada um tem o ponto de viragem em um determinado intervalo de pH. O indicador mais utilizado nas titulações ácido-base é a fenolfteleína.
A fenolfetleína é incolor em soluções de pH abaixo de 8,2 e entre 8,2 e 10 ocorre o ponto de viragem, quando a solução adquire coloração magenta.

Cálculos na titulação

Para resolver exercícios de titulação nós seguimos os seguintes passos:
1º) Calcular o número de mols do titulado a partir da concentração e o volume dados no exercício.
2º) Escrever a reação química entre o ácido e a base. Determinar os coeficientes estequiométricos.
3º) Através dos coeficientes estequiométricos determinar a quantidade de mols necessárias do titulante para neutralizar o titulado.
4º) A partir do número de mols e o volume gasto na titulação calcular a concentração do titulante.
Exemplo:
(Fuvest – adaptado) O rótulo de um produto de limpeza diz que a concentração de amônia (NH3) é de 9,5 g/L. Com o intuito de verificar se a concentração de amônia corresponde à indicada no rótulo, 5,0 mL desse produto foram titulados com ácido clorídrico de concentração 0,100 mol/L. Para consumir toda a amônia dessa amostra foram gastos 25,0 mL do ácido.
Com base nas informações fornecidas:
I – Qual a concentração da solução, calculada com os dados da titulação?
II – A concentração indicada no rótulo é correta?
Resolução:
Vamos seguir os passos indicados:
1º) Nesse caso o titulado é o ácido clorídrico e o titulante a amônia. Então vamos calcular o número de mols de HCl:
M = n/V
0,1 = n/0,025
n = 0,0025 mols de HCl.
2º) HCl + NH3 → NH4+ + Cl
3º) Como os coeficientes estequiométricos são 1, temos que 0,0025 mols de NH3 são necessárias para neutralizar o ácido.
4º) Nesse exercício pergunta-se sobre a concentração comum em g/L, então precisamos calcular quantas gramas estão presentes em 0,0025 mol de NH3:
1 mol NH3 ———– 17 g de NH3
0,0025 mol de NH3 —— x
x = 0,0025 x 17 = 0,0425 g
Cálculo da concentração:
0,0425 g ————- 5 mL (volume gasto na titulação)
x  ———————– 1000 mL
x = (0,0425 x 1000)/5
x = 8,5 g/L
Resposta: o rótulo está errado, pois a concentração correta é 8,5 g/L.
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Soluções Químicas

Soluções são misturas homogêneas, ou seja, que possuem apenas uma fase mesmo observada através de um ultramicroscópio. Em uma solução as partículas apresentam tamanhos menores que 1 nm. Exemplo: cloreto de sódio dissolvido em água, ar atmosférico, ligas metálicas etc.
Uma mistura também pode ser heterogênea. Estas podem ser classificadas em dois tipos de acordo com o tamanho das partículas presentes. Se as partículas tiverem tamanhos entre 1 e 100 nm são chamados de coloides ou dispersões coloidais. Exemplos: leite, gelatina, neblina etc. Também temos as suspensões onde as partículas são maiores que 100 nm e duas ou mais fases podem ser facilmente visualizadas. Exemplos: água e areia, cloreto de sódio e areia etc.

Leite: suspensão coloidal
O leite é um exemplo de dispersão coloidal.

As soluções podem ser sólidas como uma amostra de latão (composta de zinco e cobre), líquidas como uma mistura de açúcar e água ou ainda gasosas como o ar atmosférico.

Aspectos quantitativos das soluções químicas

Para descrever uma solução precisamos conhecer o que é soluto e solvente. Soluto é o componente que será dissolvido e solvente é o componente que realiza a dissolução.

Concentração comum (g/L)

Indica a massa de soluto por volume de solvente. Geralmente expresso em gramas por litro.
C = m/V

Densidade

É a relação entre a massa da solução e seu volume. Pode ser expresso em g/mL, g/L, g/cm3, etc.
d= m/V

Concentração em ppm

Partes por milhão (ppm) indica quantas partes (pode ser grama, mililitro etc.) do soluto estão presentes em um milhão de partes de solução (1000000).
1 ppm = 1 parte soluto/1000000 partes de solução.

Concentração em quantidade de matéria (mol/L)

Quantidade de mols de soluto (n) presente em um determinado volume da solução.
M = n/V

Título em massa ou em volume

É a relação entre massa do soluto e a massa total da solução ou entre o volume do soluto e volume total da solução.
tm= msoluto/msoluto + msolvente
tv= vsoluto/vsoluto + vsolvente

Diluição

Quando fazemos uma diluição quer dizer que adicionamos solvente a uma solução sem que a quantidade de soluto seja alterada. Matematicamente podemos escrever:
Ci.Vi = Cf.Vf
M i.Vi = Mf.Vf
Exemplos:
1) Em 1 litro solução 20 g/L de NaCl adicionou-se 3 litros. Qual será a concentração final?
Ci.Vi = Cf.Vf
20 . 1 = Cf.(1+4)
Cf = 4 g/L
2) Tem-se 3 litros de uma solução de HCl 2 M e deseja-se obter 1 L de uma solução 0,01 M. Qual o volume da solução inicial que deve-se retirar?
M i.Vi = Mf.Vf
2.Vi = 0,01.1
Vi = 0,005L ou 5 mL.

Mistura de soluções de mesmo soluto

Quando misturamos soluções com o mesmo soluto não há reação química. A quantidade de soluto na solução final será igual a soma das quantidades de solutos nas solução iniciais. Então podemos escrever:
Cf.Vf = CA.VA + CB.CB
M f.Vf = MA.VA + MB.VB
Exemplo:
(Mackenzie) 200 mL de solução 24,0 g/L de hidróxido de sódio são misturados a 1,3 L de solução 2,08 g/L de mesmo soluto. A solução obtida é então diluída até um volume final de 2,5 L. A concentração em g/L da solução, após a diluição, é aproximadamente igual a: a) 26,0 b) 13,0 c) 3,0 d)5,0 e) 4,0
Primeiramente determinar a concentração após a mistura das duas soluções:
Solução 1: C1 = 24 g/L e V1 = 200 mL ou 0,2 L
Solução 2: C2 = 2,08 g/L e V2 = 1,3 L
Solução final: Cf = ? e Vf = 1,3 + 0,2 = 1,5 L
Cf.Vf = C1.V1 + C2.V2
Cf = (0,2 x 2,4 + 1,3 x 2,08) / 1,5 = 5,0 g/L
Agora considerar a diluição realizada após a mistura das soluções:
Solução inicial: Ci = 5,0 g/L e Vi = 1,5 L
Solução final (após diluição): Cf = ? e Vf = 2,5 L
Ci.Vi = Cf.Vf
5 x 1,5 = Cf x 2,5
Cf = 3,0 g/L → letra c.
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Poluição Atmosférica

Neste texto abordaremos a constituição da atmosfera e a presença de outras substâncias nesta camada, caracterizando a poluição atmosférica. Conheceremos os poluentes mais comuns e algumas consequências. Confira!

A atmosfera

O planeta Terra está envolvido por uma camada gasosa chamada atmosfera. A atmosfera é composta principalmente de nitrogênio (78%) e oxigênio (21%).
Outros gases também estão presentes, mas em concentrações bem menores, são eles: monóxido de carbono, ozônio, argônio, óxido e dióxido de nitrogênio entre outros. Adicionalmente temos vapor d água, impurezas como fuligem, poeira e micro-organismos.
Tal constituição formou-se ao longo da História do nosso planeta permitindo a existência de vida. Qualquer que seja a variação nessa composição ou ainda, a adição de outro composto representa riscos aos organismos que aqui vivem.

Poluição atmosférica: Óxidos de carbono e fuligem

O dióxido de carbono (CO2) proveniente da liberação da respiração de plantas e animais, é natural e esperado na atmosfera.
No entanto, a queima de combustíveis fósseis, como gasolina e diesel utilizados em automóveis, aumenta a concentração de dióxido de carbono e ainda produzem o monóxido de carbono e fuligem. Esses três componentes são apontados como os principais responsáveis do efeito estufa.

Poluição atmosférica
Fumaça sendo liberada de fábricas.

Os gases oxigênio e nitrogênio predominantes na atmosfera não absorvem a radiação infravermelha do sol e emitida pela superfície terrestre. Contudo, o dióxido de carbono e monóxido de carbono conseguem absorver essa radiação, não permitindo que essa energia na forma de calor se dissipe.
Em condições de equilíbrio, onde a concentração de CO2 seja adequada, as consequências do efeito estufa são benéficas, mantendo o planeta aquecido e permitindo assim a sobrevivência de todos os seres vivos. O problema ocorre quando a concentração desses compostos aumenta significativamente por ação humana, ocasionando o que chamamos de aquecimento global.

Óxidos de enxofre e óxidos de nitrogênio

Óxidos de enxofre e de nitrogênio são os principais causadores da chuva ácida. O enxofre (S), principal impureza presente nos derivados de petróleo, pode sofrer uma série de reações e formar o ácido sulfúrico (H2SO4).
S + O2 → SO2
2SO2 + O2 → 2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
O monóxido de nitrogênio (NO) pode ser formado dentro do motor dos automóveis, a partir do gás nitrogênio presente na atmosfera e em altas temperaturas. Já na atmosfera o NO reage com o gás oxigênio produzindo o NO2, e este reage com água formando os ácidos nítrico (HNO3) e nitroso (HNO2).
N2 + O2 → 2NO
2NO + O2 → 2NO2
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
Ácido sulfúrico e ácido nítrico são ácidos fortes e diminuem o pH da água da chuva, formando a chuva ácida. Como conseqüência temos a acidificação do solo e das águas dos rios tornado-as impróprias para os seres vivos. Além disso, promove a corrosão de mármores, calcário, ferro e outros materiais.
Importante lembrar que a chuva já é levemente ácida devido à presença de CO2 na atmosfera que reage com água formando o ácido carbônico (H2CO3).
CO2 + H2O → H2CO3

Gás ozônio

O gás ozônio (O3) está presente na atmosfera e é benéfico para os seres vivos quando se encontra na estratosfera, pois absorve os raios ultravioletas provenientes do sol.
No entanto, quando se encontra na troposfera, camada mais baixa da atmosfera, é considerado um poluente para seres vivos. Na troposfera ele pode ser formado a partir do dióxido de nitrogênio promovido pela ação da luz solar:
NO2 + O2 → NO + O3
A destruição da camada de ozônio presente na estratosfera está relacionada ao uso de compostos halogenados contendo cloro, flúor ou bromo emitidos pela ação humana. Dentre esses compostos destacam-se os clorofluorcarbonetos (CFC), hidroclorofluorcarbono (HCFC) e tetracloreto de carbono (CTC).
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Estequiometria – Casos Particulares

No resumo anterior nós mostramos uma regra geral para se resolver exercícios que envolvem cálculos estequiométricos. Essas etapas são sempre válidas, mas em alguns casos a questão é um pouco mais complexa sendo necessário realizar mais cálculos. Esse tipo de questão contempla os chamados casos particulares da Estequiometria.
Nesse resumo vamos abordar quatro casos que são frequentemente abordados em questões de vestibulares: quando temos reações químicas consecutivas, quando os reagentes contêm impurezas, quando  envolve rendimento da reação e quando um dos reagentes estiver em excesso.

Reações químicas consecutivas

São reações em que um ou mais produtos de uma reação é ou são o(s) reagentes (s) da reação subsequente.
Antes de proceder com os passos da regra geral é necessário somar todas as equações para se chegar a uma única reação. Para isso é importante que todas as reações estejam balanceadas e as substâncias que aparecem em duas equações sejam canceladas.
Exemplo: Quantos mols de enxofre (S) são necessários para produzir 10 mols de H2SO4?
Reações:
Balanceamento de equação
Agora temos uma reação global a partir da qual vamos utilizar os coeficientes estequiométricos.  Temos que 1 mol de S está para 1 mol de H2SO4. Então para formar 10 mols de H2SO4 serão necessários 10 mols de S.

Reagentes com impurezas

Quando os reagentes estão impuros o grau de pureza geralmente vem expresso em porcentagem em termos de massa, então calculamos a quantidade da substância pura, pois as impurezas não reagem.
Exemplo: Deseja-se reagir H2SO4 com 100g de NaOH com 95% de pureza. Qual será a quantidade de H2SO4 necessária?
Resolução: Apesar de termos 100g de NaOH, uma parte dessa massa é impureza e por esse motivo não irá reagir. Nesse caso apenas 95% de 100g irão reagir:
100g de NaOH ————— 100%
X                        —————- 95%
X = 100 x 95/100 = 95 g de NaOH puro.
Então procedemos com a resolução de acordo com os passos da regra geral:
H2SO4 + 2NaOH → 2H2O + Na2SO4
1 mol de NaOH ————– 40g de NaOH
X                       ————– 95g de NaOH
X = 95/40 = 2,375 mols de NaOH
Coeficientes estequiométricos:
2 mol de NaOH  —————— 1 mol de H2SO4
2,375 mols de NaOH ————  x
X = 2,375/2 ≈ 1,19 mols de H2SO4
Cálculo da massa de H2SO4:
1 mol de H2SO4 —————- 98 g de H2SO4
1,19 mols de H2SO4 ———–   x
X = 98 x 1,19 = 116,62 gramas de H2SO4.

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Rendimento da reação

Em algumas reações os reagentes não são plenamente convertidos em produtos. Isso pode ocorrer por diversos motivos, como por exemplo, se a reação for reversível, devido à má qualidade de aparelhagem, deficiência do operador, etc.
Nesses casos a questão traz uma porcentagem relativa ao rendimento da reação. Uma reação com 100% de rendimento significa que todo o reagente foi convertido em produto.
Exemplo: (Enem-adaptado) O cobre presente nos fios elétricos e instrumentos musicais é obtido a partir da ustulação do minério calcosita (Cu2S). Durante esse processo, ocorre o aquecimento desse sulfeto na presença de oxigênio, de forma que o cobre fique “livre” e o enxofre se combine com o O2 produzindo SO2, conforme a equação química:
Cu2S(s) + O2(g) → 2Cu(l) + SO2(g)
As massas molares dos elementos Cu e S são, respectivamente, iguais a 63,5 g/mol e 32 g/mol.
CANTO, E. L. Minerais, minérios, metais: de onde vêm?, para onde vão? São Paulo: Moderna, 1996 (adaptado).
Considerando que se queira obter 16 mols do metal em uma reação cujo rendimento é de 80%, a massa, em gramas, qual será a quantidade necessária do minério?
Resolução: Para se obter 16 mols de Cu serão necessários 8 mols de Cu2S. Agora vamos transformar essa quantidade de mols em gramas:
1 mol Cu2S —————- 159 g
8 mols de Cu2S ———— x
X = 159 x 8 = 1272 g
Mas o rendimento da reação é de 80% então:
1272g de Cu2S ———— 80%
X ——————————- 100%
X = 1272 x 100/80 = 1590 g
Serão necessários 1590 g do minério para se obter 16 mols do cobre metálico.

Reagente em excesso

Quando são dadas as quantidades de dois ou mais reagentes e se pede a quantidade de um dos produtos, surge a dúvida, qual dos reagentes devemos usar?
Nesses casos precisamos determinar qual reagente está em excesso e qual é o limitante. Então utilizamos o reagente limitante para proceder os cálculos. Vamos ver em um exemplo como resolver esse tipo de questão:
Exemplo: (Cesgranrio-adaptada) O H2S reage com o SO2 segundo a reação:
2H2S + SO2 → 3S + 2H2O
Qual o número máximo em mols de S que pode ser formado quando se faz reagir 5 mols de H2S com 2 mols de SO2?
Resolução: Dos coeficientes estequiométricos podemos concluir que reagem 2 mols de H2S para 1 mol de SO2. Então 5 mols de H2S reagem com 2,5 mols de SO2. No entanto, só tem-se 2 mols de SO2, então este será o regente limitante.
Agora podemos calcular o que se pede no enunciado, ou seja, a quantidade de mols de S.
Dos coeficientes estequiométricos:
1 mol de SO2 ————— 3 mols de S
2 mols de SO2 ————–  x
X = 2 x 3 = 6 mols de S.
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Cálculo Estequiométrico

O cálculo estequiométrico ou estequiometria é de vital importância na rotina de um laboratório ou de uma indústria química. Por isso falaremos sobre ele neste resumo!

O que é o cálculo estequiométrico?

Através dos cálculos estequiométricos, os químicos determinam as quantidades de reagentes necessárias para se realizar uma reação química ou ainda, a quantidade de produtos que serão formados.
Não é a toa que os professores de Química sempre comparam o cálculo estequiométrico com uma receita de bolo: pois uma reação química sempre obedece a uma proporção, assim como uma receita.
Ora, se quisermos fazer um bolo maior e dobrar a sua receita, é intuitivo pensarmos que todas as quantidades dos ingredientes serão dobradas. O mesmo acontece com uma reação química. Se quisermos obter o dobro da quantidade de produtos, precisamos também dobrar a quantidade de reagentes.

Ingredientes de bolo para exemplificar uma receita
Assim como uma receita de bolo que contém determinados ingredientes, as reações químicas contém reagentes.

Mas atenção! Aqui está uma diferença para as receitas de bolo:
Enquanto que nas receitas nós geralmente trabalhamos com massa (gramas, kilogramas), em química nós trabalhamos com mol! E é em termos mol que devemos dobrar a nossa receita da reação!
Nessa primeira parte do resumo de cálculo estequiométrico, abordaremos uma regra geral para resolver exercícios. Na parte 2 do resumo vamos abordar alguns casos particulares.

Regra geral

De uma maneira geral podemos seguir os seguintes passos para resolver um exercício de cálculo estequiométrico:
1º ) Escrever a equação química;
2º ) Balancear a reação química;
3º) Passar para número de mols a grandeza da substância dada no enunciado;
4º) Determinar quantos mols serão necessários da substância pedida no enunciado através dos coeficientes estequiométricos da reação;
5º) Caso necessário, transformar de número de mols da substância pedida para a grandeza especificada no enunciado.
Precisamos nos atentar ao que pede o enunciado e o dado fornecido. Vamos treinar com alguns exemplos utilizando os passos descritos acima.

Exemplo 1:

Calcule a quantidade de mols de NaOH necessárias para reagir com 5 mols de H2SO4.
Resolução:
1º e 2º passos – 2NaOH + H2SO4 à Na2SO4 + 2H2O
3º passo – o exercício já forneceu em mol: 5 mols de H2SO4
4º passo – de acordo com a reação, relacionamos que 2 mols de NaOH reagem com 1 mol de H2SO4. A partir dessa proporção podemos escrever uma regra de três para se determinar quantos mols de NaOH serão necessários para reagir com 5 mols de H2SO4:
2 mols de NaOH ———– 1 mol de H2SO4
x————– 5 mols de H2SO4
X = 2 . 5 /1 = 10 mols de NaOH serão necessários para reagir com 5 mols de H2SO4.

Exemplo 2:

(PUC-RJ) A hidrazina, N2H4, e o peróxido de hidrogênio, H2O2, são utilizados como propelentes de foguetes. Eles reagem de acordo com a equação:
7H2O+ N2H4 → 2HNO3 + 8H2O
Quando forem consumidos 3,5 moles de peróxido de hidrogênio, a massa, em gramas, de HNO3 formada será de:
a) 3,5
b) 6,3
c) 35,0
d) 63,0
e) 126,0
Resolução:
1º e 2º) a reação foi dada;
3º) foi fornecido 3,5 mols de H2O2
4º) dos coeficientes estequiométricos temos que:
7 mols de H2O2 —————- 2 mols de HNO3
3,5 mols de H2O2 ————– x
X = 3,5.2/7 = 1 mol de HNO3
5º) Calculamos a massa molar de HNO3 = 63g/mol. Foi formado 1 mol de HNO3, que corresponde à 63 g.
Portanto, a resposta correta será a letra d.
Leia outros resumos aqui: Resumos Teóricos do Kuadro
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Misturas Gasosas

Neste post falaremos sobre Misturas Gasosas! O melhor exemplo de mistura gasosa que conhecemos é o ar atmosférico. Este é formado por 78% de nitrogênio (N2), 21% de oxigênio (O2), 0,91% de gases nobres e 0,03% de gás carbônico (CO2). Além disso, o ar também é composto por vapor d’água, micro-organismos e impurezas, que variam de acordo com o clima, poluição e ventos.
Quando se trata de mistura gasosa devemos conceituar pressão parcial e volume parcial. Para tanto, devemos considerar que os gases não reagem entre si e que a mistura gasosa se comporta como se fosse um único gás.

Pressão parcial

Pressão parcial corresponde à pressão que um componente da mistura exerceria caso estivesse sozinho, ocupando o mesmo volume total da mistura, e também na mesma temperatura.
A pressão parcial de cada gás contido na mistura é proporcional à quantidade de matéria desse gás.
Exemplo para um gás A de uma mistura gasosa:
P_{A}=x_{A}.P_{T}
Onde: x_{a}=\frac{n_{A}}{n_{T}}
P_{T} = pressão total
x_{A} = fração molar
n_{A} = número de mols de A
n_{T} = número de mols total da mistura
De acordo com a Lei de Dalton das pressões parciais, a pressão total de uma mistura gasosa é igual à soma das pressões parciais de seus componentes.
P_{T}= P_{A}+P_{B}+P_{C}+ ....

Volume parcial

Similarmente ao conceito de pressão parcial, volume parcial de um componente da mistura se refere ao volume que este possuiria se estivesse sozinho, na mesma pressão e temperatura em que a mistura se encontra.
O volume parcial é proporcional à quantidade de matéria do gás componente da mistura, então:
V_{A}=x_{A}.V_{T}
Onde: x_{a}=\frac{n_{A}}{n_{T}}
V_{T} = volume total
x_{A} = fração molar
n_{A} = número de mols de A
n_{T} = número de mols total da mistura
Segundo a lei de Amagat, o volume total de uma mistura gasosa é igual à soma dos volumes parciais de seus componentes.
V_{T}=V_{A}+V_{B}+V_{C}+ .....

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Densidade dos gases

Densidade absoluta

A densidade absoluta é a razão entre a massa e o volume do gás em determinada pressão e temperatura.
d=\frac{m}{V}
Para um gás podemos substituir massa por massa molar do gás (M) e volume, por volume molar (VM):
d=\frac{M}{V_{M}}
E nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), podemos escrever:
d=\frac{M}{22,4}
Também podemos deduzir outra fórmula para a densidade através da equação de estado dos gases (PV=nRT):
d=\frac{P.M}{R.T}
Onde: P = pressão
M = massa molar
R = constante universal dos gases
T = temperatura em K
Você pode ler mais sobre a equação de estado dos gases neste resumo.

Densidade relativa

A densidade relativa de um gás A em relação ao gás B é a razão entre as densidades de A e B, desde que na mesma temperatura e pressão:
d_{A,B}=\frac{d_{A}}{d_{B}}
Também podemos escrever:
\frac{d_{A}}{d_{B}}=\frac{M_{A}}{M_{B}}
Onde: M_{A} e M_{B} se referem às massas molares de A e B, respectivamente.

Exercício de misturas gasosas

(Unicamp) – Algumas misturas gasosas podem ser importantes em ambientes hospitalares, assim como na prática de esportes, como mergulho autônomo a grandes profundidades. Uma dessas misturas, denominada Trimix, contém 16 % de oxigênio, 24 % de hélio e 60 % de nitrogênio (porcentagem em volume). Suponha um cilindro de Trimix mantido à temperatura ambiente e a uma pressão de 9000 kPa.
a) Escreva as fórmulas dos gases da mistura.
b) Qual é a pressão parcial do hélio no cilindro? Mostre os cálculos.
c) Qual é a massa molar média da mistura? Mostre os cálculos.
Dado: R = 8,3 kPa L mol-1 K-1 .
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Transformações Gasosas

O comportamento dos gases é descrito de acordo com as variáveis de estado: pressão, volume e temperatura. No âmbito do Ensino Médio, nós estudamos os gases considerando-os como gases ideais ou perfeitos. A partir dessas bases, podemos estudar as transformações gasosas.
Um gás ideal é hipotético e se enquadra perfeitamente na teoria cinética dos gases. Essa teoria, entre outras considerações, despreza as interações intermoleculares.
Para estudar as transformações gasosas é importante conhecermos a equação geral dos gases, em que i refere-se ao estado inicial e f estado final:
\frac{PiVi}{Ti}= \frac{PfVf}{Tf}
Para usarmos essa equação a quantidade de massa do gás não deve ser alterada, ou seja, ocorre em sistema fechado.
É importante ficarmos atentos às unidades. A pressão deve estar na mesma unidade (mmHg ou atm) nos dois lados da equação.
Unidades de volume também devem ser as mesmas (litro, cm3, etc.), e temperatura deve estar sempre em Kelvin. Para converter a temperatura de Celsius para Kelvin basta adicionar 273:
Temperatura (K) = Temperatura (oC) + 273
Costuma-se dividir as transformações gasosas em três tipos: isotérmica, isocórica e isobárica. Em cada caso uma variável de estado permanece constante.

Transformações Isotérmicas

Quando a temperatura é mantida constante e tanto a pressão quanto o volume podem variar. Partindo da equação geral dos gases e como a temperatura se mantém constante temos que:
PiVi = PfVf
Essa expressão nos diz que quanto maior for o volume ocupado por um gás menor será sua pressão, ou seja, dizemos que são grandezas inversamente proporcionais. Graficamente, temos:

Transformações Isocóricas

Também conhecidas por isovolumétricas ou isométricas, são transformações em que o volume é mantido constante:
\frac{Pi}{Ti}=\frac{Pf}{Tf}
Nesse caso observamos que quanto maior a temperatura do gás maior será a pressão exercida por ele, fato que pode ser facilmente entendido quando pensamos no conceito de temperatura. Isso porque a temperatura nada mais é do que uma medida do grau de agitação das moléculas.
Se um gás estiver em alta temperatura, maior será a agitação das moléculas. Com isso, mais choques ocorrerão entre as moléculas e as paredes do recipiente. Portanto, maior será a pressão exercida por elas. Graficamente:
Gráfico Pressão x Temperatura

Transformações Isobáricas

São transformações em que a pressão é mantida constante:
\frac{Vi}{Ti}=\frac{Vf}{Tf}
Pela equação vemos que volume e temperatura são diretamente proporcionais, o que significa que se aumentarmos a temperatura, seu volume também irá aumentar. Graficamente:
Gráfico de Volume x Pressão

Volume molar

O volume molar é o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás em determinada pressão e temperatura. No estudo dos gases estipulou-se a pressão de 1 atm e a temperatura de 0ºC ou 273K como sendo as condições normais de temperatura e pressão, conhecida como CNTP.
Nas CNTP 1 mol de qualquer gás ocupa um volume de 22,4 L.

Leis dos gases ideais

Apesar dos estudos das transformações gasosas serem válidas apenas para uma mesma quantidade de gás, elas foram muito úteis para se chegar a outra equação, muito importante na química, a equação de estados dos gases:
PV=nRT
n = número de mols
R = constante universal dos gases perfeitos = 0,082 atm.L/mol.K
Observe que podemos utilizar essa equação sem que necessariamente ocorra uma transformação gasosa. Além disso, a quantidade de gás não precisa permanecer constante.

Exercício de transformações gasosas:

(Enem) Sob pressão normal (ao nível do mar), a água entra em ebulição à temperatura de 100°C. Tendo por base essa afirmação, um garoto residente em uma cidade litorânea fez a seguinte experiência:
– Colocou uma caneca metálica contendo água no fogareiro do fogão de sua casa.
– Quando a água começou a ferver, encostou, cuidadosamente, a extremidade mais estreita de uma seringa de injeção, desprovida de agulha, na superfície do líquido e, erguendo o êmbolo da seringa, aspirou certa quantidade de água para seu interior, tampando-a em seguida.
– Verificando após alguns instantes que a água da seringa havia parado de ferver, ele ergueu o êmbolo da seringa, constatando, intrigado, que a água voltou a ferver após um pequeno deslocamento do êmbolo.
Considerando o procedimento anterior, a água volta a ferver porque esse deslocamento
a) permite a entrada de calor do ambiente externo para o interior da seringa.
b) provoca, por atrito, um aquecimento da água contida na seringa.
c) produz um aumento de volume que aumenta o ponto de ebulição da água.
d) proporciona uma queda de pressão no interior da seringa que diminui o ponto de ebulição da água.
e) possibilita uma diminuição da densidade da água que facilita sua ebulição.
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