CORUJÃO 2013 QUÍMICA Prof. Willian.

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1 CORUJÃO 2013 QUÍMICA Prof. Willian

2 TITULAÇÃO É uma técnica utilizada para determinar a concentração de uma solução à partir de uma outra solução de concentração conhecida.

3 Regras básicas: 1°) Escrever a reação devidamente balanceada.
2°) Determinar o número de mols da solução que se conhece volume e molaridade

4 Regras básicas: 3°) Utilizando a proporção estequiométrica determina-se o número de mols da outra espécie. 4°) Tendo o número de mols, determina-se volume, concentração ou massa

5 Exercício 01: Os exageros do final de semana podem levar o indivíduo a um quadro de azia. A azia pode ser descrita como uma sensação de queimação no estômago, provocada pelo desbalanceamento do pH estomacal (excesso de ácido clorídrico). Um dos antiácidos comumente empregados no combate à azia é o leite de magnésia. O leite de magnésia possui 64.8 g de hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) por litro da solução. Qual a quantidade de ácido neutralizado ao se ingerir 9 mL de leite de magnésia? Dados: Massas molares (em g mol–1): Mg = 24,3; Cl = 35,4; O = 16; H = 1. a) 20 mol. b) 0,58 mol. c) 0,2 mol. d) 0,02 mol. e) 0,01 mol.

6 2HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) MgCl2(aq) + 2H2O(l)
RESOLUÇÃO EXERCÍCIO 01: 2HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) MgCl2(aq) + 2H2O(l) 2 Mol Mol Dados: Quantidade em Mol 64,8 g/l 9 ml Mg(OH) MM = 24, = 58,3 g/mol C = M . MM M = 64,8 = 1,11 mol/L 58,3 N = M.V N = 1, –³ N = –³mol NA = –³ = 0,02 mol

7 Exercício 02: Um recipiente contém 100 mL de uma solução aquosa de H2SO4 de concentração 0,1 mol/L. Duas placas de platina são inseridas na solução e conectadas a um LED (diodo emissor de luz) e a uma bateria, como representado abaixo. A intensidade da luz emitida pelo LED é proporcional à concentração de íons na solução em que estão inseridas as placas de platina. Nesse experimento, adicionou-se, gradativamente, uma solução aquosa de Ba(OH)2, de concentração 0,4 mol/L, à solução aquosa de H2SO4, medindo-se a intensidade de luz a cada adição. Os resultados desse experimento estão representados no gráfico. Sabe-se que a reação que ocorre no recipiente produz um composto insolúvel em água.

8 a) H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) BaSO4(aq) + 2H2O(l)
RESOLUÇÃO EXERCÍCIO 02: a) H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) BaSO4(aq) + 2H2O(l) b) A intensidade de luz é proporcional à concentração de íons na solução. No início, a solução de H2SO4 produz um brilho intenso pois, como ele é um ácido forte, temos íons H+(aq) e SO (aq) livres. A intensidade luminosa diminui pois o Ba(OH)2(aq) adicionado irá reagir com esses íons, formando o BaSO4(s), que precipita, e a água. A retirada dos íons da solução diminui a intensidade luminosa até o ponto da proporção estequiométrica, representado pelo ponto x no gráfico dado. A partir desse ponto começa a haver excesso de Ba(OH)2(aq) no sistema, o que aumenta a concentração de íons na solução (Ba2+(aq) e OH–(aq)). Isso faz a intensidade luminosa aumentar.

9 RESOLUÇÃO EXERCÍCIO 02: c) 1H2SO4 + 1Ba(OH)2 BaSO4 + 2H2O Dados:
100 ml 0,1 mol/L 0,4 mol/L N = M.V NA = 0,1 . 0,1 N A= 0,01 mol NB = 0,01 mol Mb = Nb V 0,4 = 0,01 V = 0,025 L V = 25 ml

10 ELETROQUÍMICA As primeiras aplicações importantes da eletricidade provieram do aperfeiçoamento das pilhas voltaicas originais pelo cientista e professor inglês John Daniell, em 1836. Pilhas eletroquímicas são sistemas que produzem corrente contínua e baseiam-se nas diferentes tendências para ceder e receber elétrons das espécies químicas. A pilha de Daniell é constituída de uma placa de Zinco (Zn) em uma solução de ZnSO4 e uma placa de Cobre (Cu) em uma solução de CuSO4. As duas soluções são ligadas por uma ponte salina, ou por uma parede porosa.

11 REPRESENTAÇÃO DE UMA PILHA

12 Sentido dos elétrons Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação. No caso da pilha de Daniell os elétrons vão do zinco para o cobre. Pólos da pilha Pólo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu. Pólo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn. Cátodo e Ânodo Cátado – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde ocorre redução. Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde ocorre oxidação. Variação de massa nas placas Placa de maior potencial de oxidação – diminui – Zn. Placa de menor potencial de oxidação – aumenta – Cu.

13 Equação global da pilha
Zn(s) + Cu(aq)+2 → Zn(aq)+2 + Cu A pilha de Daniell é representada pela seguinte notação: Zn°/Zn2+//Cu2+/Cu° Ânodo – Ponte Salina ( // ) – Cátodo Ponte salina A parede porosa (de porcelana, por exemplo) tem por função manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons em constante migração estabelecem o circuito interno da pilha.

14 EXERCÍCIO 3 São fornecidos a um técnico de laboratório os seguintes materiais: fio de estanho, fio de prata, cloreto de estanho (sólido), cloreto de prata (sólido) e água. Além disso, há disponibilidade de uma balança, béqueres e uma ponte salina de cloreto de potássio. Dados: Sn  Sn2+ + 2e– E = +0,14 V Ag  Ag+ + e– E = –0,80 V Considerando-se os materiais fornecidos e os dados apresentados, a)desenhe uma célula galvânica padrão que contenha os materiais fornecidos ao técnico. Indique, no desenho, a direção do fluxo de elétrons; b)escreva as equações químicas das semirreações, a reação global balanceada e, em seguida, calcule o potencial padrão da célula galvânica construída com os materiais fornecidos.

15 RESOLUÇÃO O sentido do fluxo de elétrons é sempre do anodo para o cátodo, ou seja, do eletrodo de estanho para o eletrodo de prata. Representação

16 b) Semirreações balanceadas: Sn  Sn2+ + 2e– E= +0,14 V 2Ag+ + 2e–  2Ag E = +0,80 V Reação global: Sn(s) + 2 Ag+(aq)  Sn2+(aq) + 2 Ag(s) Potencial padrão: E = 0,14 + 0,80 = 0,94 V.

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24 Muito obrigado a todos e que Deus abençoe a cada um.
Abraços Prof.Willian