PRESSÃO DE VAPOR DE UM SOLVENTE

 

Se considerarmos um sistema fechado no qual haja água líquida, notamos que no início a velocidade de evaporação é maior que a velocidade de condensação, e assim o nível da água vai abaixando. Entretanto, à medida que aparece o vapor, a velocidade de evaporação vai diminuindo e a de condensação aumentando, até que se tornam iguais. Quando as velocidades se igualam, dizemos que foi atingido o equilíbrio entre o líquido e o vapor. A pressão medida medida nesse sistema é denominada pressão de vapor.

A pressão exercida pelo vapor de uma substância, em equilíbrio com a fase líquida, a uma dada temperatura, chama-se pressão de vapor.

A pressão de vapor:

a) numa da temperatura, não depende do volume e do formato das fases líquida e vapor que estão em equilíbro;

b) aumenta por aumento de temperatura, pois a energia cinética média das moléculas eleva-se, provocando uma maior agitação corpuscular, pelo que as forças de atração entre as moléculas na superfície do líquido são vencidas, aumentando o número de moléculas na fase gasosa;

c) é tanto menor quanto maior a intensidade das forças intermoleculares de um líquido, a uma dada temperatura. Líquidos voláteis apresentam maior pressão de vapor e menores pontos de ebulição;

Note que no gráfico ao lado os solventes apresentam a mesma pressão de vapor ao entrarem em ebulição. Na Ebulição a pressão de vapor se iguala à pressão externa. Ao nível do mar a pressão externa é de 760 mmHg.

d) para uma solução de um soluto não-volátil, é inferior à pressão de vapor do solvente puro, à mesma temperatura, uma vez que o número de moléculas na superfície do líquido que podem passar à fase gasosa é menor;

e) para uma solução de soluto não-volátil, é tanto menor quanto maior o número de partículas de soluto;

f) é uma propriedade coligativa  (depende do número de partículas do soluto e não da sua natureza).

Elaboração: Prof. Paulo Silva

CÁLCULO DO NÚMERO DE PARTÍCULAS EM SOLUÇÃO

Um sólido ao ser misturado com um líquido sofre uma disseminação sob a forma de pequenas partículas, de modo a formar uma solução. Se as partículas dispersas são somente moléculas, a solução recebe o nome de solução molecular; se são íons, a solução é denominada solução iônica.

Número de Partículas Dispersas na Solução

a) Solução molecular: neste caso o cálculo é bastante simples, pois basta descobrir o número de moléculas do sólido disseminado.

Exemplo: A disseminação da glicose se dá de forma que na solução as partículas dispersas são somente as moléculas de glicose. C­₆H₁₂O_6(s) → C₆H₁₂O_6(aq) . É uma solução molecular.

b) Solução iônica: neste caso o cálculo do número de partículas dispersas deve levar em conta o fenômeno da dissociação.

Exemplo: A disseminação do cloreto de sódio ocorre de forma que na solução as partículas dispersas são íons, pois o NaCl sofre 100% de dissociação iônica: NaCl_(s) → Na⁺_(aq)  +  Cl^-_(aq). É uma solução iônica.

Quando a substância é ionizável, os ácidos por exemplo, somente parte das moléculas se ionizam. A quantidade de moléculas que sofrem ionização é fornecida por uma grandeza chamada grau de ionização (α).

Exemplo: O grau de ionização do ácido clorídrico é de 92%. Isto significa que, de todas as moléculas adicionadas, 92% se encontram ionizadas, enquanto 8% se encontram não-ionizadas.

O número de partículas dispersas numa solção iônica ou ionizável pode ser calculado através do fator de correção Van’t Hoff(i).

i = 1 + α(q – 1)

onde q = número total de cátions e ânions produzidos pela substância

Então para o NaCl teremos: i = 1 + 100%/100 (2 – 1) = 2, isto é, quando o grau de dissociação for 100% o valor de i = q.

No caso do HCl teremos: i = 1 + 92%/100 (2 – 1) = 1,92.

Veja a comparação abaixo onde as três soluções têm a mesma concentração inicial.

a) solução 0,1 mol/L de glicose – solução molecular  (q=1)

Número de partículas em solução

1 x 0,1 mol = 0,1 mol de partículas.

b) solução 0,1 mol/L de NaCl (α=100%) e (q=2)

Número de partículas em solução

i = 1 + 100%/100 ( 2 – 1) = 2, logo, 2 x 0,1 = 0,2 mol de partículas na solução.

c) solução 0,1 mol/L de HCl (α=92%) e (q=2)

Número de partículas em solução

i = 1 + 92%/100 ( 2 – 1) = 1,92, logo, 1,92 x 0,1 =0,192 mol de partículas em solução.

Note que em cada caso o número de partículas em solução é diferente.

Elaboração: Prof. Paulo Silva

LIGAÇÕES POLARIZADAS E NÃO-POLARIZADAS

Ligação Covalente Apolar

São ligações covalentes entre átomos de mesma eletronegatividade. Exemplos: H₂, Cl₂. F₂.

Quando uma molécula é formada por dois átomos iguais, os elétrons que participam na ligação covalente são igualmente atraídos e partilhados pelos dois átomos, o que significa que, em média, estes se encontram tão próximos de um átomo como do outro. A nuvem eletrônica resultante da ligação química é simétrica.

Nestas moléculas o par eletrônico fica igualmente distribuido entre os dois átomos.

Ligação Covalente Polar

São ligações covalentes entre átomos de eletronegatividades diferentes. Exempos: HCl, H₂O e CO₂.

A maior eletronegatividade do cloro e do oxigênio faz com que o par eletrônico comum seja mais atraído pelo átomo mais eletronegativo. Consequentemente a nuvem eletrônica é mais densa próximo do elemento mais eletronegativo. Esta distribuição desigual da nuvem eletrônica torna a extremidade da molécula mais negativa que a outra, embora a molécula em si seja neutra, pois o total de prótons é igual ao total de elétrons.

d+ e d- indicam as cargas formais, isto é, cargas devidas unicamente à distribuição desigual da nuvem eletrônica.

As polarizações são mais acentuadas quanto maiores forem as diferenças de eletronegatividade entre os elementos.

Elaboração: Prof Paulo Silva

REAÇÕES DE DUPLA-TROCA

Introdução

As reações de dupla-troca ocorrem somente em solução aquosa e os reagentes estão sempre dissociados ou ionizados. Assim:

Como acontece uma reação de dupla-troca

Considerando a reação: KCl e AgNO₃. Os dois sais estão dissolvidos em água, portanto, dissociados em K⁺, Cl^-, Ag⁺ e NO₃^-. Como os dois sais são solúveis em água, as duas soluções têm aparência de água pura.

Quando os dois sais reagem, forma-se um sal insolúvel, o AgCl. A mistura apresentará uma aparência de água turva devido à formação de sal insolúvel, o AgCl (branco). Os cristais de AgCl ficam em suspensão na água.

Condições de ocorrência de uma reação de dupla-troca

Uma reação de dupla-troca ocorre quando pelo menos uma das condições abaixo for satisfeita.

a) Um dos produtos é insolúvel (veja a tabela no final).

b) Um dos produtos é um eletrólito mais fraco que um dos reagentes.

c) Um dos produtos é volátil.

d) Um dos produtos é um gás.

Como equacionar as reações de dupla-troca

1º) dissocie ou ionize os reagentes, descobrindo as cargas dos íons participantes.

2º) escreva os produtos formados, fazendo a dupla-troca.

3º) escreva a equação sem os coeficientes.

4º) acerte os coeficientes.

5º) verifique se foi satisfeita uma das condições para ocorrer a reação.

Regras de solubilidade dos sais na água

a) Os sais dos metais alcalinos e do amônio (NH₄⁺) são solúveis.

b) Os nitratos (NO₃^-1) são solúveis.

c) Os acetatos são solúveis. Exceto: Ag).

d) Os cloretos, brometos e iodetos são solúveis. Exceto: Ag, Hg e Pb.

e) Os sulfatos (SO₄^-2)são solúveis. Exceto: Ca, Sr, Ba e Pb.

f) Os sulfetos são insolúveis. Exceto: metais alcalinos, amônio e alcalino-terrosos.

g) Os carbonatos (CO₃^-2) e os fosfatos (PO₄^-3) são insolúveis. Exceto os metais alcalinos e do amônio.

Regras da solubilidade das bases na água

São solúveis as bases dos metais alcalinos, bário, cálcio e amônio. As demais bases são insolúveis.

Elaboração: Prof. Paulo Silva

TEORIA DE LEWIS PARA ÁCIDO-BASE

Introdução

O conceito de Brönsted-Lowry também é restrito em sua finalidade, pois limita a discussão do fenômeno ácido-base a reações de transferência de próton. Existem muitas reações que têm todas as características de reações ácido-base, mas não se ajustam à teoria de Brönsted-Lowry.

Definições

Base é toda a espécie química que pode doar um par de elétrons para a formação de uma ligação covalente.

Ácido é toda a espécie química que pode aceitar um par de elétrons para formar uma ligação.

Veja o exemplo abaixo:

O NH₃ funciona como base e o BF₃ como ácido. Espécies químicas contendo elementos com camadas de valência incompletas, como o BF₃ ou AlCl₃, tendem a ser ácidos de Lewis, enquanto que espécies químicas ou íons que tenham pares de elétrons não compartilhados podem comportar-se como bases de Lewis. Quando a reação ácido-base ocorre, é formada uma ligação covalente dativa (coordenada).

A formação de uma espécie química pode ocorrer sem a interferência de qualquer quantidade de água, como é mostrado pela equação

Na₂O_(s)   +   SO_3(g)   →   Na₂SO_4(s)

Conforme a definição de Lewis esta também é uma reação de neutralização entre uma base de Lewis (íon óxido) e um ácido de Lewis (trióxido de enxofre).

Nesse caso deve ocorrer um novo rearranjo eletrônico, pois o oxigênio se liga ao enxofre. Reações deste tipo são importantes na remoção de óxidos de enxofre dos gases produzidos pela combustão de combustíveis com alto teor de enxofre. A reação entre o Na₂O e o SO₃ mostra as limitações do conceito de Brönsted-Lowry porque nenhum próton está envolvido na reação.

Reagentes Nucleófilos e Eletrófilos

Uma base de Lewis é uma espécie química que, em suas reações, procura um núcleo com o qual possa compartilhar um par de elétrons. Por isso é denominada nucleófilo (amiga do núcleo). Os ácidos de Lewis procuram espécies que tenham pares de elétrons com os quais possam se ligar, os ácidos de Lewis são denominados eletrófilos (amigo de elétrons).

                                          AlCl₃  +  COCl₂  →  COCl⁺  +  AlCl₄^-

Força de Ácidos e Bases de Lewis

As forças dos ácidos e bases de Lewis podem ser comparadas, examinando-se a tendência que têm  de formar uma ligação covalente dativa.

Uma base forte contém um átomo cuja nuvem eletrônica é facilmente polarizada. Átomos grandes são mais facilmente polarizados que átomos pequenos. Quanto maior o átomo mais forte é a base.

A força dos ácidos de Lewis é determinada pelo poder de atração de elétrons pelo átomo pobre em elétrons do ácido. Átomos pequenos atraem melhor os elétrons que átomos grandes. Quanto menor o átomo mais forte é o ácido. Os íons positivos de carga mais elevada são ácidos de Lewis melhores que os íons positivos de menor carga. Assim o Cu⁺⁺ será um ácido de Lewis mais forte do que o Cu⁺.

Elaboração: Prof. Paulo Silva

TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY PARA ÁCIDOS E BASES

 Introdução

Os conceitos de ácido e base, em termos de íons hidrônio e hidróxido em água, é muito limitada, porque retringe a discussão do fenômeno ácido-base apenas a soluções aquosas. Uma abordagem mais geral foi proposta, em 1923, pelo químico dinamarques Brönsted e pelo químico britânico Lowry. O conceito de Brönsted-Lowry é mais geral do que o conceito de Arrhenius, porque não nos restringe a soluções aquosas.

Definições

Ácido: é toda a espécie química capaz de doar um próton (íon H⁺) a uma outra substância.

Base: é definida como uma substância capaz de aceitar um próton (íon H⁺) de um ácido.

De uma maneira mais simples, ácido é um doador de próton e a base é um receptor de próton.

Na reação acima, o HCl está atuando como ácido, porque está doando um próton para a molécula de água. A água, por outro lado, está se comportando como base, por aceitar o próton do ácido. A reação inversa também é uma reação de Brönsted-Lowry, com o íon hidrônio (H₃O⁺) funcionando como ácido, por doar seu próton, e com o Cl^- atuando como base, por aceitá-lo. Ocorre um equilíbrio, onde temos dois ácidos e duas bases, um de cada, em ambos os lados da equação. As espécies que estão relacionadas são denominadas de pares conjugados.

Nesse caso a água funciona como um ácido, por doar próton a uma molécula de amônia (NH₃), que, por sua vez, atua como base. Na reação inversa, o NH₄⁺ é o ácido e  OH^- é a base. Os pares conjugados são: NH₃ e NH₄⁺ mais H₂O e OH^-.

 Examinando a água, nos dois exemplos, notamos que no primeiro caso ela funcionou como base e, no outro, como ácido. Tal espécie que pode atuar de ambas as formas, dependendo das condições, é denominada anfiprótica ou anfótera. A água não é a única espécie a se comportar dessa forma.

Autoionização da água e amônia.

Numa reação de autoionização ocorre a transferência de um próton entre duas moléculas semelhantes, produzindo um par de íons. Repare nos exemplos abaixo.

Em cada caso, a substância está desempenhando o papel tanto de ácido como de base.

Forças de Ácidos e Bases

 A melhor maneira de julgar as forças relativas de ácidos e bases é pela comparação das posições de equilíbrio em várias reações ácido-base. Por exemplo, em água o HCl está, essencialmente, 100% ionizado e o HF somente cerca de 3%. Assim:

Os resultados nos mostram que, em água, o HCl é um ácido muito mais forte do que o HF. Mostram, também, que o F^- é uma base muito mais forte do que Cl-, porque nas soluções com o mesmo ácido de referência, H₃O⁺, a maior parte do F^- está protonado e existe como HF, enquanto nenhum Cl^- está protonado.

Á medida que um ácido se torna mais forte, a sua base conjugada torna-se mais fraca ou á medida que as bases tornam-se mais fortes, os seus ácidos conjugados tornam-se mais fracos.

De forma geral, quando ocorre uma reação ácido-base de Brönsted-Lowry, a posição de equilíbrio situa-se na direção dos ácidos e bases mais fracos.

Lembre-se que quando queremos comparar as forças de ácidos é melhor usarmos uma mesma base como referência.

Elaboração: Prof. Paulo Silva

TIPOS DE CRISTAIS

	IÔNICO	MOLECULAR	COVALENTE	METÁLICO
Unidades estruturais	cátions e ânions	moléculas ou átomos	átomos	íons positivos
Forças que mantêm o sólido unido	atração eletrostática	forças de London, dipolo permanente e ligações de hidrogênio	ligações covalentes	atração eletrostática entre cátions e a nuvem eletrônica
Propriedades	duros, quebradiços, elevados pontos de fusão e ebulição, condutores quando em solução aquosa ou fundidos	macios, baixos pontos de fusão e ebulição, maus condutores	muito duros, elevados pontos de fusão e ebulição, maus condutores	duros a moles, de baixos a altos pontos de fusão e ebulição, bons condutores
Exemplos	sal comum (NaCl), calcário (CaCO3), nitrato de potássio (KNO3)	gelo comum (H2O), gelo seco (CO2), açúcar (C12H22O11), iodo (I2)	diamante (Cn), grafite (C), carborundo (SiC), quartzo (SiO2), carbeto de tungstênio (WC)	Fe, Au, Ag, Cu, Na, Ca, Hg

Observações importantes:

1. No estado sólido os compostos iônicos são maus condutores de eletricidade, porque os íons são mantidos de forma rígida na estrutura. Todavia, quando fundidos ou em solução aquosa, os íons estão livres para se locomover e os compostos iônicos tornam-se bons condutores.

2. Os cristais moleculares são maus condutores porque os elétrons estão ligados às moléculas individuais e não estão livres para se moverem através do sólido.

3. Os cristais covalentes são maus condutores de eletricidade porque os elétrons, nos sólidos, estão localizados nas ligações covalente e não estão livres para se mover através do cristal. Apenas o grafite por apresentar elétrons pi torna-se bom condutor.

4. Os metais são bons condutores por apresentarem elétrons que podem mover-se livremente.

CRISTAIS LÍQUIDOS

Certas substâncias, numa faixa de temperatura imediatamente acima dos seus pontos de fusão, exibem propriedades de líquido ( movimento, escoamento, sem padrão de ordenamento) e sólido (elevada ordenação, rigidez), simultaneamente. São denominadas cristais líquidos. Elas são fluidas, mas suas moléculas estão posicionadas numa maneira altamente ordenada. Em temperaturas acima desta faixa a sua organização é perdida e elas tornam-se semelhantes a quaisquer outros líquidos. Existem três tipos de cristais líquidos: a) Cristal nemático - as moléculas são em forma de bastões e estão arranjadas perfeitamente. b) Cristal esmético - as moléculas também são em forma de bastões arranjadas perfeitamente e em camadas. c) Cristal colestérico - as moléculas também estão em camadas, mas arranjadas paralelamente às camadas de forma nemática, com orientações ligeiramente diferentes de uma camada para outra. As substâncias utilizadas nos mostradores de cristal líquido dos relógios e calculadoras são cristais líquidos nemáticos

Elaboração: Prof. Paulo Silva

IÔNICOS - FORMAÇÃO DOS COMPOSTOS

Compostos iônicos tendem a se formar entre metais e ametais. Observe o quadro abaixo:

O decréscimo de energia de um sistema está associado a um aumento em sua estabilidade. O que causa a formação de uma ligação iônica é o decréscimo de energia dos átomos que se ligam para formar o composto.

Por exemplo, para a formação do LiF, fluoreto de lítio, consiste de cinco etapas diferentes, cada uma com sua respectiva energia.

Etapa (I):             Li_(s)    →    Li_(g)

Corresponde à vaporização de um mol de Li_(s), formando átomos de lítio vaporizados. A energia necessária para este processo endotérmico é igual a 155 kJ.

Etapa (II):            ½ F_2(g)   →    F_(g)

Descreve a decomposição de meio mol de F_2(g) na formação de um  mol de átomos de flúor. A energia necessária para este processo endotérmico é de 79 kJ.

Etapa (III):          Li_(g)       →    Li⁺  +  e

Consiste na remoção dos elétrons mais externos dos átomos de Li. A primeira energia de ionização do Li tem um valor de 520 kJ. Ocorre a produção de um mol de íons Li⁺_(g). Este processo é endotérmico.

Etapa (IV):          F_(g)  +  e   →   F^-_(g)

Corresponde à adição de um elétron  a cada átomo de flúor. Esta é a eletroafinidade ao elétron do F e é igual a 333 kJ. Ocorre a produção de um mol de F-(g) e o processo é exotérmico.

Etapa (V):           Li⁺_(g)  +  F^-_(g)     →   LiF_(s)

É a aproximação do mol de Li+ do mol de F-, para formar um mol de LiF(s). Ocorre a liberação de 1016 kJ. Esta energia é chamada de energia da rede cristalina.

A variação total de energia é a diferença entre a energia fornecida ao sistema e a energia liberada. O total de energia absorvida é de 754 kJ. O total de energia liberada é de 1349 kJ. Após a subtração das quantidades de energia vemos que são liberadas 595 kJ. Portanto a reação total é exotérmica. Logo, a energia do sistema decresce o que confere maior estabilidade ao LIF. Note que o alto valor da energia da rede cristalina é o principal responsável para a estabilidade desse composto. Isto também acontece com os outros sólidos iônicos.

Elaboração: Prof. Paulo Silva

Principais Reações das Funções Inorgânicas

  

ÓXIDOS BÁSICOS

Reagem com água produzindo bases: Na₂O  +  H₂O → 2NaOH 

Reagem com ácidos produzindo sal e água:  K₂O  +  H₂SO₄ → K₂SO₄  +  H₂O

Reagemcom óxidos ácidos produzindo sal: MgO  +  CO₂ → MgCO₃

                                                 

ÓXIDOS ÁCIDOS   

Reagem com água produzindo ácidos: SO₃  +  H₂O → H₂SO₄

Reagem com bases produzindo sal e água: SO₃  +  Ca(OH)₂ → CaSO₄  + H₂O

Reagem com óxidos básicos produzindo sal: SO₃  +  CaO → CaSO₄

                                                 

ÓXIDOS ANFÓTEROS

Reagem com ácidos produzindo sal e água: ZnO  +  2HCl → ZnC_l2  +  H₂O

Reagem com bases produzindo sal e água: Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂  +  H₂O

                                                 

PERÓXIDOS           

Reagem com água produzindo base e peróxido de hidrogênio que decompõe em H₂O e O₂:

2Na₂O₂  +  4H₂O → 4NaOH + 2H₂O  +  O₂

Reagem com ácido produzindo sal e peróxido de hidrogênio:

Na₂O₂  +  2HCl → 2KCl  +  H₂O₂

                                                 

ÓXIDOS NEUTROS

Não reagem com água, ácido ou base. São indiferentes a esses compostos.

CO, NO e N₂O

                                                 

ÁCIDOS  

Reagem com bases produzindo sal e água (neutralização):

NaOH  +  HCl → NaCl  +  H₂O

Reagem com metais(não nobres) produzindo sal e H₂:

H₂SO₄  +  Mg → MgSO₄  +  H₂

Reagem com sais produzindo um novo sal e um novo ácido mais volátil:

2NaCl  +  H₂SO₄(ácido fixo) → Na₂SO₄  +  2HCl (ácido volátil)

                                                 

BASES    

Reagem com ácidos produzindo sal e água (neutralização):

Ca(OH)₂  +  H₂SO₄ → CaSO₄  + 2H₂O

Reagem com sais produzindo um sal e uma nova base mais fraca:

BaSO₄  +  2NaOH → Na₂SO₄ +  Ba(OH)₂  (base mais fraca)

                                                 

SAIS       

Reagem com outro sal (dupla troca). Um dos produtos deve ser insolúvel.

AgNO₃  +  NaCl → NaNO₃ + AgCl (insolúvel)

Elaboração Prof. Paulo Silva

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Materiais de Laboratório

RADIOATIVIDADE - NOÇÕES

A Descoberta

Em 1896, Becquerel ao pesquisar os raios X – descobertos recentemente por Röetgen – viu a possibilidade de um elemento químico emitir radiações naturalmente. Becquerel descobriu que o urânio e seus compostos emitiam uma radiação penetrante, mas interpretou o fenômeno como um tipo de fosforescência invisível. Apenas a partir de 1898 o estudo da radioatividade começou realmente a se desenvolver, com a correção dos erros de Becquerel, a descoberta de outros elementos (além do urânio) que emitiam radiações penetrantes, e a própria formulação do conceito de "radioatividade" por Marie Curie.

O Que é

Radioatividade corresponde à desintegração espontânea de núcleos atômicos com a emissão de partículas alfa e beta e de radiações eletromagnéticas denominadas gama.

O Poder de Penetração

As partículas alfa possuem carga elétrica +2, devido aos prótons, e massa igual a 4, em função dos prótons e nêutrons que as compõem. Seu poder de penetração é o menor das três emissões. Normalmente uma folha de papel retém as partículas alfa. Elas possuem um poder de ionização maior que as outras.

As partículas beta são constituídas por elétrons atirados em alta velocidade para fora de um núcleo instável. Seu poder de penetração é maior que o da partícula alfa, sendo menos ionizante que a mesma. Ela é formada a partir de um nêutron: nêutron = próton + elétron + neutrino. O próton permanece no núcleo, o elétron e o neutrino são atirados para fora do núcleo.

A radiações gama são ondas eletromagnéticas semelhantes à luz. Possuem poder de penetração maior que as partículas alfa e beta e menor poder de ionização.

A meia-vida

É uma característica de cada elemento. A meia vida de um elemento radioativo é o intervalo de tempo em que uma amostra deste elemento se reduz à metade. Este intervalo de tempo também é chamado de período de semidesintegração. À medida que os elementos radioativos vão se desintegrando, no decorrer do tempo, a sua quantidade e atividade vão reduzindo e, por consequência, a quantidade de energia emitida por ele, em razão da radioatividade, também é reduzida.

Fissão Nuclear

Fissão nuclear é a divisão de um núcleo atômico pesado e instável através do seu bombardeamento com nêutrons - obtendo dois núcleos menores, nêutrons e a liberação de uma quantidade enorme de energia.

Essa reação é responsável pelo funcionamento de reatores nucleares e pela desintegração da bomba atômica.

Fusão Nuclear

Fusão nuclear é a junção de dois ou mais núcleos atômicos produzindo um único núcleo maior, com liberação de grande quantidade de energia. Nas estrelas como o Sol, ocorre a contínua irradiação de energia (luz, calor, ultravioleta, etc.)proveniente da reação de fusão nuclear.

Elaboração Prof. Paulo Silva

ELETROQUÍMICA

PILHAS SECAS

É a pilha mais comum, usada em rádios, lanternas, brinquedos, gravadores, etc. A parede da pilha é feita de zinco, que constitui o ânodo da pilha. O cátodo é um bastão de grafite mergulhado numa pasta úmida de dióxido de manganês e carvão em pó. O eletrólito é uma pasta de cloreto de amônio, cloreto de zinco e água.

Reações que ocorrem:

No ânodo: Zn⁰ →  Zn⁺² + 2e^-

No cátodo: 2MnO₂ + 2NH₄⁺ + 2e^- →  Mn₂O₃ + 2NH₃ + H₂O

LIMPEZA DA PRATA

A utilização de talheres de prata em alimentos contendo derivados do enxofre, como, por exemplo, ovos e cebola, escurece a prata.

4Ag_(s)+ 2H₂S_(g)+ O_2(g) → 2Ag₂S_(s)  + 2H₂O_(l)

Para remover a cor escura dos objetos de prata sem eliminar a superfície do metal os íons Ag⁺ constituintes do sulfeto de prata usamos um redutor. Envolve-se o material de prata em folha de alumínio, e em seguida mergulhamos o material em solução diluída de bicarbonato de sódio. O alumínio - redutor mais forte que a prata - é oxidado a Al⁺³, enquanto os íons prata são reduzidos a prata metálica, que é novamente  Depositada sobre a superfície do metal sem ter havido corrosão. Observe a reação que ocorre:

2Al_(s) + 3Ag₂S_(s)  →  2Al⁺³ + 3S^-2 + 6Ag_(s)

METAL DE SACRIFÍCIO

Cascos de navios são protegidos da corrosão mediante a colocação de placas de magnésio, que se oxida mais facilmente que o ferro.

O ferro dos oleodutos e outras canalizações também é protegido com plaquetas de magnésio.

 

GALVANIZAÇÃO - PROTEÇÃO DO FERRO CONTRA A FERRUGEM

O ferro é revestido com uma camada de de zinco. Se o ferro galvanizado for riscado e ficar exposto, inicialmente irá se formar Fe(OH)₂, mas o zinco imediatamente o transforma em ferro. O zinco é um redutor mais forte que o ferro.

O Zn(OH)₂ formado se deposita sobre o ferro que ficou exposto. Dessa forma, o zinco impede que a corrosão do ferro continue.

Fe(OH)₂ + Zn → Zn(OH)₂ + Fe

Elaboração: Fulano de Tal