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REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÕES

REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÕES São reações químicas que acontecem entre um ácido e uma base. Estas podem ser de neutralização total ou...

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sábado, 1 de dezembro de 2018

LIGAS METÁLICAS

LIGAS METÁLICAS


Ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir semimetais ou não-metais, mas sempre com predominância dos elementos metálicos.
Podemos dizer que as ligas metálicas têm maiores aplicações práticas que os próprios metais puros.
Por exemplo, a liga mais utilizada no cotidiano é o aço, que é produzido nas siderúrgicas, sendo que o seu principal constituinte é o metal ferro (98,5%). Seus outros constituintes são carbono (de 0,5 a 1,7%) e traços de Si (silício), S (enxofre) e P (fósforo).
As ligas metálicas são preparadas, em geral, aquecendo conjuntamente os metais, até sua fusão completa, e depois deixando-os esfriar e solidificar completamente.
As propriedades físicas e químicas das ligas metálicas podem ser muito diferentes das propriedades dos elementos que lhes deram origem. Isso vai depender de muitos fatores, dentre os quais destacamos: 
- os próprios elementos que formam a liga; 
- a proporção em que eles estão misturados; 
- a estrutura cristalina da liga; 
- o tamanho e a arrumação dos cristais microscópicos assim formados; 
- e até mesmo dos tratamentos que a liga venha a sofrer, como, por exemplo, martelamento, laminação, trefilação e vários tipos de tratamento térmico (que consistem no aquecimento da liga, seguido de um resfriamento mais rápido ou mais lento). 
Na verdade, esses tratamentos térmicos alteram as propriedades das ligas metálicas porque alteram o tamanho e a arrumação dos cristais microscópicos que as formam. Mas é exatamente a possibilidade de ter as suas propriedades tão alteradas que faz com que as ligas metálicas tenham ampla aplicação. Exemplos:
• dissemos que os metais têm, em geral, condutividade elétrica elevada; uma liga de níquel e cromo, porém, tem condutividade elétrica baixa e, por esse motivo, é usada nas resistências dos ferros elétricos, chuveiros elétricos etc.;
• os metais têm, em geral, pontos de fusão elevados. No entanto, uma liga com 70% de estanho e 30% de chumbo funde a 192 °C, sendo então usada como solda em aparelhos eletrônicos;
• o aço comum (liga de ferro com 0,1 a 0,8% de carbono) tem maior resistência à tração do que o ferro puro;
• o aço inoxidável (por exemplo, com ferro, 0,1% de carbono, 18% de cromo e 8% de níquel) não enferruja, como acontece com o ferro e o aço comum.
sábado, 24 de novembro de 2018

O NASCIMENTO DAS PILHAS ELÉTRICAS


O NASCIMENTO DAS PILHAS ELÉTRICAS

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https://br.pinterest.com/pin/295830269268849818/?lp=true (24/11/2018) às 15:47h.


O médico italiano Luigi Aloisio Galvani nasceu em 1737 e faleceu em 1798. Em 1786, ao tocar com um bisturi a perna de uma rã morta e dissecada que estava próxima a um gerador eletrostático, notou que a perna do animal sofria fortes contrações. Fez experiências com pernas de rãs em face de descargas atmosféricas e observou as mesmas contrações. Finalmente, registrou fenômeno idêntico quando a perna da rã estava pendurada num gancho de cobre e, ao ser balançada pelo vento, tocava uma estrutura de ferro. Pensando como médico, Galvani criou uma teoria admitindo a existência de uma eletricidade animal, que seria responsável pelas contrações observadas.

Imagem capturada de:
http://reflexoesnoensino.blogspot.com/2013/08/a-invencao-da-pilha.html (24/11/2018) às 16:01h.

Do nome de Galvani derivam termos atualmente muito usados, como: células galvânicas, para as pilhas; galvanômetros, para os aparelhos que indicam a existência de uma diferença de potencial; galvanoplastia, para os recobrimentos metálicos obtidos por eletrólise; etc.
O físico italiano Alessandro Volta nasceu em 1745 e faleceu em 1827. Volta refutou as idéias de Galvani sobre a existência de uma eletricidade animal. Para Volta, a perna da rã era simplesmente um condutor de eletricidade, que se contraía quando entrava em contato com dois metais diferentes. Estudou, então, a reatividade de vários metais, notando que uns eram mais reativos que outros; essa constatação foi, sem dúvida, o embrião da fila de reatividade dos metais que hoje conhecemos. Aprofundando suas pesquisas, Volta construiu, em 1800, a primeira pilha elétrica, empilhando discos de cobre e de zinco, alternadamente, separados por pedaços de tecido embebidos em solução de ácido sulfúrico (foi desse empilhamento que surgiu o nome pilha).

Imagem capturada de:
http://cfqbrunamagalhaes.blogspot.com/2015/05/pilha-de-volta.html (24/11/2018) às 16:07h.



Desse modo, o ser humano conseguiu, pela primeira vez, produzir eletricidade em fluxo contínuo. Essa experiência foi apresentada em Paris, em 1801, a Napoleão (foto ao lado), que distinguiu Volta com a medalha da Legião de Honra.
O sucesso da invenção de Volta foi muito grande: imediatamente, muitos cientistas passaram a construir pilhas cada vez maiores para suas experiências; um exemplo foi a pilha de 2.000 pares de placas, construída pela Sociedade Real de Londres. Isso propiciou descobertas muito importantes nos campos da Física e da Química. Assim, por exemplo, o cientista inglês Humphry Davy (1778-1829) conseguiu, em 1807, isolar pela primeira vez o sódio e o potássio, por meio de eletrólises; no ano seguinte, Davy isolou o bário, o estrôncio, o cálcio e o magnésio; foram então isolados seis novos elementos químicos em apenas dois anos!
Em 1834, Michael Faraday (1791-1867) conseguiu determinar as leis quantitativas da eletrólise. Do nome de Alessandro Volta derivam os termos: volt, medida de diferença de potencial; voltímetro, aparelho para a medida da diferença de potencial; célula voltaica, para as células eletrolíticas; etc.
O químico inglês John Frederic Daniell nasceu em 1790 e faleceu em 1845. Daniell inventou o higrômetro de condensação e a pilha elétrica que já descrevemos e que leva seu nome. O ponto importante foi ele ter substituído, nas pilhas, as soluções ácidas, que produziam gases tóxicos, pelas soluções de sais. Como salientamos várias vezes, a história da ciência é consequência do trabalho de muitos pesquisadores, que vão gradativamente descobrindo e aperfeiçoando modos de controlar os fenômenos até chegar a aplicações práticas de grande importância, tais como a enorme variedade de pilhas, baterias e acumuladores que usamos em nossos dias.

FONTE:
Química, volume 2. Físico-Química. 6ª edição. Editora Moderna. Autor: Ricardo Feltre.


sexta-feira, 16 de novembro de 2018

CONCENTRAÇÃO EM QUANTIDADE DE MATÉRIA (MOLARIDADE 02)



EXERCÍCIOS

1). A concentração molar, da glicose (fórmula molecular C6H12O6) numa solução aquosa que contém 9 g de soluto em 500 mL de solução é igual a: (Dados: C = 12; H = 1; O = 16)
a) 0,01
b) 0,10
c) 0,18
d) 1,00
e) 1,80

2). Preparam-se soluções dissolvendo-se separadamente, 100 mg de LiCℓ, NaCℓ, NaHCO3, Na2CO3 e K2CO3 em 0,10 L de água. A solução que terá maior concentração (mol/L) será a de: (H=1; C=12; O=16; Li=7; Na=23; Cℓ=35,5; K=39) 
a) LiCℓ
b) NaCℓ
c) NaHCO3
d) Na2CO3
e) K2CO3

3). No preparo de solução alvejante de tinturaria, 521,5g de hipoclorito de sódio são dissolvidos em água suficiente para 10,0 litros de solução. A concentração, em mols/litro, da solução é: Dado: massa molar do NaCℓO = 74,5 g/mol
a) 7,0 mol/L.
b) 3,5 mol/L.
c) 0,70 mol/L.
d) 0,35 mol/L.
e) 0,22 mol/L.

4). A massa de butanol, C4H10O, necessária para preparar 500 mL de solução 0,20 mol/L é: Dados: H = 1 u; C = 12 u; O = 16u.

a) 14,8g.
b) 7,4g.
c) 3,7g.
d) 37,7g.
e) 18,5g.

5). Uma solução 0,8 mol/L de NaOH possui 32g desta base dissolvida em água. O volume da solução assim preparada é igual a: Dados: H = 1 u; O = 16 u; Na = 23 u
a) 100 mL.
b) 10 L.
c) 10 mL.
d) 1,0 L.
e) 250 mL.


GABARITO
01
02
03
04
05
B
A
C
B
D
segunda-feira, 5 de novembro de 2018

ESTEQUIOMETRIA NO ENEM


QUESTÕES

1). Em uma reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl) e o hidróxido de sódio (NaOH) foram utilizados 73 gramas de HCl e 40 gramas de NaOH, segundo a reação balanceada:
NaOH   +   HCl   →   H2O   +   NaCl
Sobre o processo, marque o item correto:
a) não há reagente em excesso.
b) o NaOH está em excesso.
c) o HCl é o limitante.
d) o HCl está em excesso.
e) o NaOH não reage totalmente.
Dados: (Massas: H=1; O=16; Na=23; Cl=35,5)

2). Num processo de obtenção de ferro a partir da hematita (Fe2O3), considere a equação não-balanceada:
Fe2O3   + C   →   Fe   +   CO
Utilizando-se 4,8 toneladas de minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro produzida será de: Pesos atômicos: C = 12; O = 16; Fe = 56
a) 2688 kg
b) 3360 kg
c) 1344 t
d) 3360 t
e) 2688 t

3). O H2S reage com o SO2 segundo a reação:
2 H2S   +   SO2   ®   3 S   +   2 H2O

Dentre as opções abaixo, qual indica o número máximo de mols de S que pode ser formado quando se faz reagirem 7 mols de H2S com 3 mols de SO2?
a) 3           
b) 6           
c) 9            
d) 11,5             
e) 15

4). O HF é obtido a partir da fluorita (CaF2), segundo a reação equacionada a seguir:
CaF2   +  H2SO4  ®   CaSO4   +   2 HF

A massa, aproximada, de HF obtida na reação de 500,0 g de fluorita de 80% de pureza é:
a) 390,0 g
b) 304,2 g
c) 100,0 g
d) 205,0 g
e) 250,0 g

5). Na reação:
H3PO4   +   3 NaOH  →  Na3PO4   +   3 H2O

Se partirmos de 10 mols de NaOH, quantos mols obteremos de Na3PO4 sabendo que o rendimento da reação é de 80%?
a) 1,0
b) 1,3
c) 2,6
d) 3,3
e) 4,0

GABARITO
1). D
2). E
3). C
4). D
5). C














domingo, 14 de outubro de 2018

FORÇAS INTERMOLECULARES - Dipolo induzido, Dipolo-dipolo e Ligações de Hidrogênio



EXERCÍCIOS

1). Compostos HF, NH3 e H2O apresentam elevados pontos de fusão e de ebulição quando comparados a H2S e HCl, por exemplo, devido:

a) às forças de van der Waals;
b) às forças de London;
c) às ligações de hidrogênio;
d) às interações eletrostáticas;
e) às ligações iônicas.

2). O gás presente nas bebidas gaseificadas é o dióxido de carbono (CO2). O aumento da pressão e o abaixamento da temperatura facilitam a dissolução do dióxido de carbono em água. Que tipo de interação intermolecular ocorre entre as moléculas de dióxido de carbono, entre as moléculas de água e entre as moléculas de dióxido de carbono e água, respectivamente?

a) Nos três casos ocorrem interações do tipo dipolo induzido-dipolo induzido.
b) dipolo induzido-dipolo induzido, ligações de hidrogênio, dipolo-dipolo induzido.
c) ligações de hidrogênio, ligações de hidrogênio, dipolo induzido-dipolo induzido.
d) ligações de hidrogênio, dipolo induzido-dipolo induzido, dipolo-dipolo induzido.
e) dipolo induzido-dipolo induzido, ligações de hidrogênio, ligações de hidrogênio.

3). Considere as seguintes substâncias: Cl2(g), CS2(l), NH3(g), HBr(l), H2S(g). Marque a alternativa que contém a(s) que apresenta(m) boa solubilidade em água:

a) Cl2(g)
b) CS2(l)
c) NH3(g) e Br2(l)
d) Br2(l) e HBr
e) NH3(g) e H2S(g)

4). Quando a substância hidrogênio passa do estado líquido para o estado gasoso, são rompidas:

a) ligações de Van der Waals
b) pontes de hidrogênio
c) ligações covalentes e pontes de hidrogênio
d) ligações covalentes apolares
e) ligações covalentes polares

5). A atividade contraceptiva dos DIUs (Diafragmas Intra-Uterinos) modernos é atribuída, em parte, à ação espermaticida de sais de cobre(II) que são gradativamente liberados por estes diafragmas no útero feminino. Quanto aos sais de cobre(II) em meio aquoso, assinale a alternativa correta.

a) Apresentam interações íon-dipolo.
b) Permanecem no estado sólido.
c) Envolvem interações entre espécies apolares.
d) A configuração eletrônica do íon cobre(II) é [Ar]3d8
e) O íon cobre(II) encontra-se na forma reduzida, Cu2–.

6). A compreensão das interações intermoleculares é importante para a racionalização das propriedades físico-químicas macroscópicas, bem como para o entendimento dos processos de reconhecimento molecular que ocorrem nos sistemas biológicos. A tabela abaixo apresenta as temperaturas de ebulição (TE), para três líquidos à pressão atmosférica.

Com relação aos dados apresentados na tabela acima, podemos afirmar que:

a) as interações intermoleculares presentes na acetona são mais fortes que aquelas presentes na água.
b) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas presentes na acetona.
c) dos três líquidos, a acetona é o que apresenta ligações de hidrogênio mais fortes.
d) a magnitude das interações intermoleculares é a mesma para os três líquidos.
e) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas presentes na água.

7). Analise a tabela:
Substância
Massa molar (g.mol-1)
Propano (CH3 – CH2 – CH3)
44
Éter metílico (CH3 – O – CH3)
46
Etanol (CH3 – CH2 – OH)
46

São feitas as seguintes proposições:
I. o ponto de ebulição do éter metílico é igual ao do etanol, pois possuem mesma massa molar;
II. a força intermolecular do etanol é ligação de hidrogênio, possuindo o maior ponto de ebulição;
III. a força intermolecular do propano é denominada van der Waals.
Está correto o contido em
a) I, apenas.
b) II, apenas.
c) I e III, apenas.
d) II e III, apenas.
e) I, II e III.

Gabarito

01
02
03
04
05
C
B
E
A
A
06
07



E
D





sábado, 13 de outubro de 2018

LEI DE HESS (TERMOQUÍMICA)



EXERCÍCIOS



1). O acetileno é um gás que, ao queimar, produz uma chama luminosa, alcançando uma temperatura ao redor de 3 000 °C. É utilizado em maçaricos e no corte e solda de metais. A sua reação de decomposição é:

C2H2(g)      2C(s)   +   H2(g)     ∆H= -226 kJ/mol


Baseando-se nessa reação, analise as afirmativas.
I. Invertendo o sentido da equação, o sinal da entalpia não varia.
II. Há liberação de calor, constituindo-se numa reação exotérmica.
III. A entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes.
Identifique a alternativa correta.
a) apenas I.
b) apenas II.
c) apenas III.
d) apenas I e II.
e) apenas II e III.



2). São dadas as equações termoquímicas:

I. C(grafite)  +  O2(g)   →   CO2(g)   ∆H1= - 94,1 kcal
II. H2(g)   +   ½ O2(g)   →   H2O(l)   ∆H2= - 68,3 kcal
III. CH4(g)   +   2O2(g)   →   CO2(g)   +   2H2O(l)   ∆H3= - 212,8 kcal

Calcule o valor do ∆H da reação:

IV. C(grafite)   +   2H2(g)   →   CH4(g)   ∆H= ?

3). Dadas as seguintes equações termoquímicas:
I. NO(g)   +   ½ O2(g)   →   NO2(g)    ∆H= - 13,5 kcal
II. ½ N2(g)   +   O2(g)   →   NO2(g)   ∆H= +8,1 kcal

Calcule o ∆H para a reação abaixo:

½ N2(g)   +    ½ O2(g)   →   NO(g)

O valor encontrado será de:
a) -21,6 kcal
b) +21,6 kcal
c) -20,6 kcal
d) -5,4 kcal
e) +5,4 kcal

4). O carbeto de tungstênio, WC, é uma substância muito dura e, por essa razão, é utilizada na fabricação de vários tipos de ferramentas. A variação de entalpia da reação de formação do carbeto de tungstênio a partir dos elementos C (grafite) e W (s) é difícil de ser medida diretamente, pois a reação ocorre a 1.400 °C. No entanto, podem-se medir com facilidade os calores de combustão dos elementos C (grafite), W (s) e do carbeto de tungstênio, WC (s):
2 W(s)    +   3O2(g)   →   2 WO3(s)                         ∆H= -1.680,6 kJ
C(grafite)   +   O2(g)   →   CO2(g)                           ∆H= -393,5 kJ
2 W(s)   +   5O2(g)    →   2CO2(g)   +   2 WO3(s)   ∆H= -2.391,6 kJ

Pode-se, então, calcular o valor da entalpia da reação abaixo e concluir se ela é endotérmica ou exotérmica:
W(s)   +   C(grafite)   →   WC(s)   ∆H= ?

A qual alternativa correspondem o valor de ΔH e o tipo de reação?


∆Hreação
Classificação da reação
a)
- 878,3 kJ
exotérmica
b)
- 317,5 kJ
exotérmica
c)
- 38,0 kJ
exotérmica
d)
+ 38,0 kJ
endotérmica
e)
+ 317,5 kJ
endotérmica


5). Se, nas condições padrão:
2 NH3(g)      N2(g)   +   3 H2(g)   ∆H= +22,0 kcal/mol

Então a entalpia de formação do gás amoníaco é:
a) +11,0 kcal/mol
b) -11,0 kcal/mol
c) +22,0 kcal/mol
d) -22,0 kcal/mol
e) -18,0 kcal/mol


Gabarito
01
02
03
04
05
E
- 17,9 kcal
B
C
B

Matéria e suas propriedades

Perfumes Emporium Galbanum

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