UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQMC

Disciplina: Química Geral e Inorgânica – QGI 0001 Curso: Engenharia de Produção e Sistemas Profa.: Carla Dalmolin Prova 3 – 26/06/2014

Aluno (a): ____________________________________________________________

Elementos com número de oxidação fixo: 1. Hidrogênio: +1. 2. Metais alcalinos (Li – Na – K – Rb – Cs – Fr): +1. 3. Metais alcalinos terrosos (Be – Mg – Ca – Sr – Ba – Ra): +2. 4. Grupo do Oxigênio (O – S – Se – Te – Po): -2. 5. Grupo dos Halogênios (F – Cl – Br – I): -1.

𝑛 =𝑚𝑀𝑀

∆𝐺 = −𝑛𝐹𝐸 𝑄 =

[𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑑]!

[𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠]! 𝐸 = 𝐸! −

𝑅𝑇𝑛𝐹

𝑙𝑛𝑄

𝑀 =𝑛𝑉

∆𝐺 = ∆𝐺! + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑄

p/T = 298K (25 °C) → 𝐸 = 𝐸! −

0,0591𝑛

𝑙𝑜𝑔𝑄

Q = i.t = nF R = 8,314 J/K.mol F = 96485 C/mol

1. (2,0 pontos) Responda as questões abaixo considerando a seguinte reação:

Zn(s) + HCl(aq) →ZnCl2(aq) + H2(g) a) Identifique os elementos que mudam de estado de oxidação e indique os números de oxidação

inicial e final destes elementos Zn: mudou de 0 para +2 H: mudou de +1 para 0

b) Escreva e balanceie as semi-reações de oxidação e redução, e combine-as para chegar na reação total balanceada

c) Calcule o potencial padrão da célula oxidação: Zn → Zn2+ + 2e Eoxi = - Ered = - (-0,76) = +0,76V redução: 2 H+ +2e → H2 Ered = 0 V Reação total: Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2 Etotal = Eoxi + Ered = 0,76 + 0 = + 0,76 V

d) Escreva a equação de Nerst para calcular o potencial gerado por uma célula construída com soluções de HCl e ZnCl2 fora das condições padrão. 𝐸 = 𝐸! − !"

!"𝑙𝑛𝑄, para T = 298 K: 𝐸 = 0,76− !,!"#$

!𝑙𝑜𝑔 !!!! [!!]

[!!]!

2. (2,0 pontos) Considere a reação abaixo que ilustra o processo Dow para produção industrial do magnésio:

Mg2+ + Cl- → Mg + Cl2 a) Identifique as semi-reações de oxidação e redução b) Calcule o potencial padrão da reação

oxidação: 2 Cl- → Cl2 + 2e Eoxi = - Ered = - (+1,36) = -1,36V redução: Mg2+ + 2e → Mg Ered = -2,36 Reação total: 2 Cl- + Mg2+ → Mg + Cl2 Etotal = Eoxi + Ered = -1,36 + (-2,36) = -3,72 V

c) Calcule a massa de Mg (24g/mol) produzida quando uma carga total de 96,5 kC passa através da célula eletrolítica Q = neF, 𝑛! =

𝑄𝐹 =

96500~96500 = 1mol

nMg = ½ ne = 0,5 mol 𝑛!" =

!!"

!!;  𝑚!" = 𝑛!".𝑀𝑀 = 0,5×24 = 12g

d) Calcule a massa de Cl2 (71 g/mol) produzida pela mesma carga. ne = 1 mol e nCl2 = ½ ne = 0,5 mol; 𝑚!"! = 𝑛!"! .𝑀𝑀 = 0,5×71 = 35,5g

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Disciplina: Química Geral e Inorgânica – QGI 0001 Curso: Engenharia de Produção e Sistemas Profa.: Carla Dalmolin Prova 3 – 26/06/2014

3. (2,0 pontos) Verifique se as seguintes afirmações estão corretas (justifique suas respostas):

a) Uma reação para quando atinge o equilíbrio. Falso. A velocidade da reação direta é igual à reação inversa, mas ambas as reações continuam acontecendo.

b) Uma reação em equilíbrio não é afetada pelo aumento da concentração de produtos. Falso. O aumento na concentração dos produtos desloca o equilíbrio no sentido de consumir o excesso de produto.

c) Ao aumentar a temperatura de uma reação endotérmica, o equilíbrio é deslocado para a direção de formação dos reagentes. Falso. Numa reação endotérmica, pode-se considerar que o calor é um reagente, e que o aumento da temperatura é o equivalente a aumentar a concentração deste reagente. Assim, o aumento da temperatura desloca a reação no sentido do consumo dos reagentes.

d) Uma reação está em equilíbrio dinâmico quando não é observada alteração na concentração dos produtos e reagentes. Verdadeiro. Como a velocidade das reações direta e inversa são iguais, o reagente consumido é igualmente produzido pela reação inversa e, de maneira geral, não se observa alteração nas concentrações.

4. (2,0 pontos) Calcule a energia livre padrão da reação H2 + I2 ⇔ 2 HI, sendo que K = 54 quando a temperatura é 700 K. ∆𝐺 = ∆𝐺! + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑄, mas no equilíbrio Q = K e ΔG = 0, então: ∆𝐺! = −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾 = −(8,314).(700)ln(54) = -23215 J ou -23 kJ 5. (2,0 pontos) Escreva e justifique quais são os fatores que afetam a velocidade das reações químicas. - Superfície de contato / aspecto físico dos reagentes: quanto maior a superfície de contato, maior a chance de choque entre as moléculas para que a reação ocorra. - Concentração dos reagentes: maior número de moléculas na solução aumenta a probabilidade de choque entre elas para que a reação ocorra - Temperatura: quanto maior a temperatura, mais fácil é para que os reagentes atinjam a barreira de energia para formar o complexo ativado. - Presença de catalisador: o catalisador aumenta a velocidade da reação ao formar um complexo ativado com menor energia de ativação.