Coleção 10 V - Livro 4 - Química - Aluno by Editora Elabore

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QUÍMICA Por falar nisso O estudo das transformações químicas da matéria em presença de ar atmosférico nos leva às reações de oxirredução, ou seja, reações que ocorrem com transferência de elétrons. A oxidação do casco de um navio, ilustrada na imagem de abertura deste módulo, é um exemplo da importância do estudo desses fenômenos que interferem diretamente na escolha do tipo de liga metálica utilizada para confeccionar o casco do navio. Por outro lado, além da corrosão dos metais, os processos de oxirredução também estão relacionados com a queima dos combustíveis (combustão), a fermentação, a respiração e diversos outros processos. Em todos eles, a oxirredução produz movimentação de elétrons entre as espécies químicas de maneira que, simultaneamente, uma espécie química é oxidada enquanto outra é reduzida. Nas próximas aulas, estudaremos os seguintes temas

A13 A14 A15 A16

Conceitos de oxirredução, oxidante e redutor.............................. 214 Balanceamento de equações moleculares ................................... 220 Balanceamento de equações iônicas ........................................... 225 Balanceamento de equações de auto-oxirredução...................... 230

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QUÍMICA

MÓDULO A13

ASSUNTOS ABORDADOS nn Conceitos de oxirredução nn Oxidação e redução nn Número de oxidação nn Oxidante e redutor

CONCEITOS DE OXIRREDUÇÃO Em regiões costeiras ou litorâneas, ocorre o fenômeno da maresia. De maneira simples, podemos dizer que maresia é o transporte de gotículas de água do mar (rica em íons) pelo vento. A ação do vento sobre a rebentação das ondas produz uma névoa de água e íons salinos. Essa névoa é denominada de maresia. De maneira geral, a população relaciona a maresia ao estado de cheiro forte e característico que se desprende do mar. No entanto, a maresia, para a química, é sinônimo de transformação química, principalmente aquelas que ocorrem em metais. As transformações químicas de metais pela ação da maresia é chamada de corrosão. A corrosão que ocorre nos metais nas regiões costeiras é acelerada pela presença dos íons na água do mar e nos “sprays” de água produzidos na rebentação. Tais íons fazem uma ponte salina, ou seja, facilitam a condução de corrente elétrica entre o metal e o ar atmosférico, possibilitando o fenômeno de oxirredução entre o oxigênio do ar e os metais expostos a esses ambientes. Os prejuízos causados pela maresia atingem valores extremamente altos, resultando em consideráveis desperdícios de materiais. Só para citar alguns exemplos, a CEPEL (Centro de Pesquisas da Eletrobras), em Fortaleza, aponta que a vida útil de um poste (normalmente entre 25 e 30 anos) em regiões litorâneas, como na Praia do Futuro (Fortaleza - CE) é reduzida a menos de cinco anos. Os transformadores e demais equipamentos elétricos que deveriam durar 20 anos têm de passar por processos de manutenção constante a partir do segundo ano de uso.

Oxidação e redução Processos naturais como a formação da ferrugem ocorrem, principalmente, devido à presença do ar atmosférico, um grande agente de transformação química dos materiais. Em termos de composição, o ar atmosférico seco e livre de impurezas apresenta 21% em volume de oxigênio, 78% em volume de nitrogênio e 1% para os demais gases. Mas é o oxigênio, o maior responsável pelas reações de oxidação. Por isso, preferimos chamá-lo simplesmente de oxidante. Figura 01 - Uma lata de alumínio, como essa de refrigerante, exposta ao fenômeno da maresia sofre corrosão muito rapidamente. Isso porque os íons presentes na maresia facilitam a transferência de elétrons, ou seja, aumentam a velocidade de oxidação da liga metálica que constitui a lata de refrigerante. Fonte: shutterstock.com

214

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Porém, qual é o conceito de oxidação e de redução? O que significa dizer que algo foi oxidado, ou algo foi reduzido? Oxidar significa perder elétrons; reduzir, ganhar elétrons. Imaginemos o ferro metálico em contato com o ar atmosférico e em presença de vapor d’água. O ferro sofre oxidação ou redução? O que nos dizem os modelos de representação de transferência de elétrons?

Fonte: Disponível em: <http://www.qnesc.sbq.org.br>. Acesso em 12 jun. 2016.

A figura a seguir ilustra o processo de oxidação do ferro que ocorre no interior de uma gota de água salina, devido ao fenômeno de maresia em regiões litorâneas.

Diversas reações acontecem no interior da gota de água salina. Contudo, daremos ênfase ao processo de oxidação do ferro e de redução do oxigênio atmosférico. Ao entrar em contato com o a água, o oxigênio atmosférico é reduzido a grupos hidroxila ou hidróxidos (OH−). Essa reação pode ser representada pela equação a seguir: → 4 OH−(aq) O2(g) + 2 H2O() + 4e− 

Essa reação ocorre graças aos elétrons que são formados no processo de oxidação do ferro metálico. A seguir, temos a equação representativa da oxidação do ferro. 2 Fe(s)  → 2 Fe2+(aq) + 4e− A reação global desse processo pode ser representada da seguinte forma: oxidação 2 Fe(s)  → 2 Fe2+(aq) + 4e-

A13  Conceitos de oxirredução

redução O2(g) + 2 H2O() + 4e-  → 4 OH (aq) ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Equação global 2 Fe(s) + O2(g) + 2 H2O()  → 2 Fe(OH)2(s)

Em presença de oxigênio atmosférico, o hidróxido ferroso - (Fe(OH)2 - pode ser oxidado a hidróxido férrico - Fe(OH)3. Outras reações ainda ocorrem até que seja formada a ferrugem, uma mistura de óxido de ferro e hidróxidos de ferro. Contudo, não trataremos dessas reações nesta coleção. 215

Química

Analisando a reação global do processo de oxirredução, notamos que o ferro perdeu elétrons, portanto, sofreu oxidação; o oxigênio ganhou elétrons, logo, sofreu redução. Equação global 2 Fe(s) + O2(g) + 2 H2O()  → 2 Fe(OH)2(s)

nn Ferro

= perdeu elétrons; sofreu oxidação.

nn Oxigênio

= ganhou elétrons; sofreu redução.

Essas conclusões podem ser tomadas com base na determinação do número de oxidação ou, simplesmente, Nox.

Número de oxidação Número de oxidação ou estado de oxidação (Nox) refere-se ao número de cargas que um átomo teria numa molécula caso a transferência de elétrons fosse completa. A identificação do Nox dos átomos ou íons é fundamental para estudar as reações de oxirredução. A análise do Nox permite conhecer a quantidade de elétrons que foi transferida em um processo reacional, identificar qual espécie oxidou e qual reduziu, fazer o balanceamento da reação, entre outros procedimentos. No caso da formação da ferrugem:

Verifique que o número de oxidação do ferro aumenta de (0  → +2). O aumento do número de oxidação caracteriza a perda de elétrons. Portanto, o ferro sofreu oxidação. Para o oxigênio ocorre o contrário, ou seja, o número de oxidação do oxigênio diminui de (0  → −2). A diminuição do número de oxidação de uma espécie química caracteriza a redução. Assim, o oxigênio sofreu redução.

Oxidante e redutor Por outro lado, podemos dizer que ao perder elétrons o ferro provocou redução do oxigênio. Ou seja, aquele que sofre oxidação age produzindo redução de outra espécie; da mesma forma, aquele que reduz (ganha elétrons) age sobre outra espécie química produzindo oxidação. A partir desse conceito podemos definir oxidantes e redutores, também chamados de agentes oxidantes e agentes redutores. nn Oxidante

– trata-se da espécie química que causa a oxidação de outra espécie química. Para isso, o oxidante deve conter aquele que sofre redução.

nn Redutor

A13  Conceitos de oxirredução

– trata-se da espécie química que causa a redução de outra espécie química. Para isso, o redutor deve conter aquele que sofre oxidação.

Voltemos ao caso da formação da ferrugem: nn Ferro

⇒ oxidou; perdeu elétrons ⇒ produziu redução do oxigênio. Fe(s) é o redutor.

nn Oxigênio

⇒ reduziu; ganhou elétrons ⇒ produziu oxidação do ferro. O2(g) é o oxidante.

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Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Alguns Nox fixos Principais Nox dos elementos em substâncias comuns Elementos

Situação

Nox

Metais alcalinos (Li, Na, K, Rb e Cs)

Em substâncias compostas

Metais alcalinoterrosos

Em substâncias compostas

Prata: Ag

Em substâncias compostas

Zinco: Zn

Em substâncias compostas

Alumínio: A

Em substâncias compostas

Enxofre: S

Em sulfetos (quando o enxofre for o elemento mais eletronegativo)

-2

Halogênios (F, C, Br, I)

Em halogenetos (quando o halogênio for o elemento mais eletronegativo)

-1

Ligado a ametais (quando o hidrogênio estiver ligado a um elemento mais eletronegativo que ele)

Ligado a metais (quando o hidrogênio estiver ligado a um elemento menos eletronegativo que ele)

-1

Na maioria das substâncias compostas

-2

Em peróxidos

-1

Em superóxidos

-1/2

Hidrogênio: H

Oxigênio

Em fluoretos

+2 +1

Regras para Determinação do NOX

A13  Conceitos de oxirredução

Para determinar o número de oxidação das espécies químicas, existem algumas regras que veremos a seguir.

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Química

Exercícios de Fixação 01. Em H2S, H2SO3, H2SO4 e S8, os números de oxidação do enxofre são, respectivamente: a) + 2, +3, -4, 0 b) -2, -4, +6, +8 c) -2, +4, +6, 0 d) +2, -4, -6, 0 e) -2, -4, -6, -8 02. (UFV MG) A substância na qual o manganês apresenta maior número de oxidação é: a) K2MnO4 b) KMnO4 c) MnO2

d) Mn e) MnSO4

03. (UFV MG) Os números de oxidação do boro, iodo e enxofre nas espécies químicas H2BO3− , IO4− e HSO4− são, respectivamente: a) +4, +8, +7 b) +3, +7, +8 c) +3, +7, +6

d) +4, +5, +6 e) +2, +6, +5

04. (Fatec SP) O número de oxidação do carbono, no íon carbonato (CO32-) é: a) +3. b) +4. c) +8.

d) –2. e) –4.

05. (Fund. Oswaldo Cruz SP) Nos compostos: I. II. III. IV.

Sn(CO)4 KCO3 Ca(CO2)2 NaCO2

C2

A13  Conceitos de oxirredução

O número de oxidação do cloro atinge o máximo no composto: a) IV d) III b) I e) V c) II 06. (Mackenzie SP) O número de oxidação do cloro, nas substâncias formuladas abaixo é, respectivamente NaCO3 , NaC , NaCO , C2 a) +1 , +7 , –1 e –1. b) +5 , –1 , +1 e zero. c) +5 , +7 , zero e -2. d) +7 , +1 , –1 e zero. e) +4 , –1 , zero e zero.

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07. (UFRGS RS) Na reação de oxirredução: 2 NaCO2 + 1 C2 → 1 NaCO + 1 CO2, o cloro molecular é transformado em dióxido de cloro, que tem poder oxidante 2,5 vezes maior do que o cloro. Por isso, é utilizado na purificação de águas, no controle de odores e no branqueamento da madeira. Nessa reação: a) o cloro no C2 sofre redução. b) o cloro no NaCO2 sofre oxidação c) o NaCO2 é oxidante. d) o NOX do cloro no C2 é 1-. e) o NOX do cloro no NaCO2 é 108. (Ufu MG) Entende-se por corrosão de um material a sua deterioração ou destruição, causada por uma reação química com o meio no qual se encontra. Essas reações são de oxidação e redução. Na reação química de oxidação e redução, representada pela equação A + 3 AgNO3 → A (NO3)3 + 3 Ag: a) o alumínio é o oxidante, porque é oxidado. b) o alumínio é o redutor, porque é oxidado. c) a prata do nitrato de prata é o oxidante, porque ela é oxidada. d) a prata do nitrato de prata é o redutor, porque ela é reduzida. e) o alumínio e a prata do nitrato de prata são redutores, porque eles são oxidados. 09. (Uerj RJ) A ferrugem contém uma substância que é formada pela reação do oxigênio do ar com o ferro presente em uma superfície metálica. Esse processo pode ser representado pela seguinte equação química: 4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2Fe2O3(s) Nesse processo, o oxigênio sofre a transformação química denominada: a) redução b) oxidação c) esterificação d) neutralização 10. (Acafe SC) Uma barra de ferro ficou exposta por um longo período ao ar, vindo a sofrer oxidação (ferrugem). Assinale a alternativa que melhor caracteriza esse fenômeno. a) A massa do metal permanece constante. b) Aumenta a massa do metal. c) Diminui a massa do metal. d) O metal é neutralizado e) O metal se funde.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Exercícios Complementares 01. (Unirio RJ) O quartzo puro, incolor, é usado como material ornamental desde a Idade da Pedra. Nos dias de hoje, graças às suas propriedades elétricas, é usado em fonógrafos, relógios e rádios. A ametista púrpura é uma variedade muito apreciada do quartzo, cujo nome vem do grego Amethuspos, pedra contra a embriaguez, pois se acreditava que impedia o bebedor de ficar bêbado. Em relação à sílica (SiO2), encontradas nos materiais citados, é correto afirmar que: a) O número de oxidação do átomo de oxigênio na sílica é +2. b) As ligações interatômicas na sílica são iônicas. c) O nome oficial da sílica é dióxido de silício II. d) A sílica, à temperatura ambiente, é um líquido. e) O número de oxidação do átomo de silício na sílica é +4.

06. (Uel PR) Hg() + H+(aq) + SO42-(aq) → Hg2+(aq) + H2O() + SO2(g) O agente oxidante da reação é: a) Hg() d) SO2(aq) b) Hg2+(aq) e) H+(aq) 2c) SO4 (aq) 07. (Unificado RJ) As afirmações a seguir são relativas às reações de oxirredução: I.

Oxidação é ganho de elétrons, e redução, perda de elétrons.

II.

Elemento oxidante é o responsável pela oxidação e, portanto, é aquele cujo número de oxidação aumenta.

III.

02. (Cesgranrio RJ) Assinale, entre as opções abaixo, a fórmula

O número de elétrons cedidos pelo redutor é igual ao número de elétrons ganhos pelo oxidante.

do composto no qual o fósforo está no maior estado de oxi-

IV.

dação: a) H3PO3 b) H2PO3 c) H3PO2

Assinale as alternativas VERDADEIRAS:

d) H4P2O5 e) HPO3

a) somente I e II. b) somente I, III e IV. c) somente II, III e IV.

03. (Vunesp SP) Nas substâncias CaCO3, CaC2, CO2, C (grafita) e CH4, os números de oxidação do carbono são, respectivamente: a) −4 +1 +4

0 +4

b) +4 −1 +4

0 −4

c) −4 −2

O elemento reduzido recebe elétrons.

e) todas são verdadeiras. 08. (Unirio RJ) Na equação abaixo, não balanceada: KBr + K2Cr2O7 + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

0 +4 +4

d) +2 −2 +4

d) somente III e IV.

Os agentes redutor e oxidante são, respectivamente:

0 −4

a) K2Cr2O7 e KBr

e) +4 +4 +4 +4 +4

b) KBr e H2SO4

04. (UFRR) Nas substâncias Na2SO4, HPO3–2, KMnO4 e Cu(NO3)2, os números de oxidação dos elementos S, P, Mn e N são, respectivamente: a) +6, –3, –7 e +5

c) KBr e K2Cr2O7 d) H2SO4 e K2Cr2O7 e) K2Cr2O7 e H2SO4 09. (Uerj RJ) Um dos métodos empregados para remover a cor

b) –6, –3, +7 e –5

escura da superfície de objetos de prata, consiste em envol-

c) +5, +7, +3 e +6

ver os objetos em folha de alumínio e colocá-los em água

d) +6, +3, +7 e +5

fervente com sabão de coco (meio básico). A equação que

e) –6, –3, –7 e –5

representa a reação redox é:

2 Na2O2 + 2 H2O → 4 NaOH + O2

2 A(s) + 3 Ag2S(s) → 2 A3+(aq) + 3 S2-(aq) + 6 Ag(s) Em relação à transformação ocorrida, conclui-se que o:

Podemos afirmar que os agentes oxidante e redutor da

a) Ag2S é oxidante

equação são, respectivamente:

b) Ag cede elétrons

a) NaOH e O2

d) H2O e O2

b) Na2O2 e NaOH

e) Na2O2 e H2O

c) Na2O2 e O2

A13  Conceitos de oxirredução

05. (UFPI) Considere a seguinte equação:

c) íon Ag+ é oxidado d) íon S2- é oxidado e) A recebe elétrons

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QUÍMICA

MÓDULO A14

ASSUNTOS ABORDADOS nn Balanceamento de equações por

oxirredução

nn Balanceamentos de equação

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES POR OXIRREDUÇÃO Vimos que os metais interagem relativamente bem com o ar atmosférico por meio dos processos de oxirredução. Uma barra metálica exposta à ação do oxigênio, na presença de umidade, sofre corrosão, rapidamente, formando uma mistura de compostos, dos quais o óxido de ferro é um dos componentes formados. umidade → Fe2O3(s) Fe(s) + O2(g) 

Contudo, podemos recuperar o ferro metálico presente na ferrugem (Fe2O3) aquecendo esse óxido na presença de monóxido de carbono, da seguinte maneira: Fe2O3(s) + 3 CO(g)  → 2 Fe(s) + 3 CO2 (g) ∆ Nos dois processos, formação da ferrugem e recuperação do ferro metálico, temos casos de reações de oxirredução. Na obtenção do ferro metálico, observe que houve transferência de elétrons: o carbono oxida e o ferro reduz; logo, o monóxido de carbono (CO) é redutor, e a hematita (Fe2O3), o oxidante. Observe também que utilizamos a proporção de 1 Fe2O3 para 3 CO. Por que devemos utilizar essa proporção? Para balancear os átomos, somente? Existe outro fator que devemos balancear também?

Balanceamentos de equação Quando estudamos os balanceamentos de equação, preocupamo-nos apenas em acertar a quantidade de átomos nos reagentes e produtos. O balanceamento tinha como foco as quantidades de átomos transformados. A partir de agora, devemos balancear, além dos átomos, os elétrons. Isso porque nossa transformação envolve a transferência de elétrons entre os participantes, pois se trata de uma reação de oxirredução. De que maneira devemos balancear a quantidade de elétrons? Para o entendimento desse questionamento, observe a representação da equação a seguir:

Verifique que o ferro sofreu redução e ganhou três elétrons. Observe, também, que, na hematita (Fe2O3), existem 2 átomos de ferro por fórmula. Logo, são necessários 6 (seis) elétrons para reduzir todos os átomos de ferro presentes. Porém, quem cede esses 6 (seis) elétrons? Esses elétrons são provenientes do monóxido de carbono (redutor da reação). Contudo, a variação do número de oxidação do carbono nos indica que houve perda de dois elétrons. Ou seja, não há igualdade entre o número de elétrons recebidos e perdidos, respectivamente, pelo ferro e pelo carbono. Daí a necessidade de multiplicar o CO por 3. Quando fazemos isso (3 CO), temos um total de seis elétrons perdidos, pois cada átomo de carbono se oxida perdendo dois elétrons. Depois dessa operação, o número de elétrons cedidos e recebidos se torna o mesmo (6e–). 220

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Os demais coeficientes são encontrados pelo método das tentativas. Uma vez que nos reagentes temos 2 átomos de ferro, devemos utilizar como coeficiente estequiométrico para o ferro nos produtos o valor 2. Da mesma forma, devemos utilizar o coeficiente estequiométrico 3 para o carbono nos produtos, tornando o número de átomos de carbono igual nos reagentes e produtos. Observe que após o uso desses coeficientes a equação está devidamente balanceada.

→ 2 Fe(s) + 3 CO2(g) 1 Fe2O3(s) + 3 CO(g)  Para mais um exemplo, considere a reação entre o ácido clorídrico e o permanganato de potássio. Nessa reação, há formação do cloreto de potássio (KC), cloreto de manganês II (MnC2), água e cloro gasoso (C2). Para esse processo, determine os coeficientes estequiométricos que tornem a equação balanceada.

→ KC(aq) + MnC2(aq) + H2O() + C2(g) KMnO4(aq) + HC(aq)  Deteminando os valores de número de oxidação (Nox) e fazendo os cálculos de variação, observamos que o manganês sofre redução, e o cloro sofre oxidação.

Da equação, podemos observar que, no caso do cloro, a perda não pode ser de 1 elétron. Isso se deve ao fato de que há 1 átomo de cloro sofrendo oxidação nos reagentes para formar dois átomos de cloro nos produtos. Para que a conservação dos átomos (aqueles envolvidos na oxidação) ocorra, é necessário um total de 2 átomos de cloro nos reagentes. Sendo assim, os elétrons perdidos no processo de oxidação são. +7

Redução: KMnO4 (aq) + 5e− → −1

Oxidação: 2 HC(aq)

MnC 2 (aq)

→ C2 (g) + 2e−

A14  Balanceamento de equações por oxirredução

Contudo, o número de elétrons recebidos (5e-) é numericamente diferente do número de elétrons perdidos (2e-). Para que haja igualdade do número de elétrons cedidos e recebidos, devemos multiplicar o KMnO4 e o HC, respectivamente, por 2 e 5. Dessa forma, haverá igualdade do número de elétrons perdidos na oxidação, e o número de elétrons recebidos na redução, ou seja, temos 10 elétrons transferidos. 2+

2 KMnO4 (aq) + 10e− → 2 MnC 2 (aq) -1

10 HC (aq) → 5 C2 (g) + 10e− Por esse método, encontramos os coeficientes das espécies químicas KMnO4, MnC2 e C2. Os demais coeficientes são encontrados pelo método das tentativas. Assim, temos:

2 KMnO4 (aq) + 16 HC(aq) → 2 KC(aq) + 2 MnC 2 (aq) + 8 H2O() + 5 C 2 (g) 221

Química

Exercícios de Fixação 01. (Enem MEC) As mobilizações para promover um planeta melhor para as futuras gerações são cada vez mais frequentes. A maior parte dos meios de transporte de massa é atualmente movida pela queima de um combustível fóssil. A título de exemplificação do ônus causado por essa prática, basta saber que um carro produz, em média, cerca de 200 g de dióxido de carbono por km percorrido. Revista Aquecimento Global. Ano 2, n°. 8. Publicação do Instituto Brasileiro de Cultura Ltda.

Um dos principais constituintes da gasolina é o octano (C8H18). Por meio da combustão do octano é possível a liberação de energia, permitindo que o carro entre em movimento. A equação que representa a reação química desse processo demonstra que a) no processo há liberação de oxigênio, sob a forma de O2. b) o coeficiente estequiométrico para a água é de 8 para 1 do octano. c) no processo há consumo de água, para que haja liberação de energia. d) o coeficiente estequiométrico para o oxigênio é de 12,5 para 1 do octano. e) o coeficiente estequiométrico para o gás carbônico é de 9 para 1 do octano.

A14  Balanceamento de equações por oxirredução

02. (Escs DF) Em 2013, o comércio internacional de minério de ferro foi de 1,23 bilhão de toneladas, dado que ilustra claramente o fenômeno da globalização. Nesse cenário, o Brasil ocupa posição de destaque porque possui a segunda maior reserva do planeta, em termos de ferro contido no minério. Os dois principais minérios encontrados no Brasil são a hematita (Fe2O3) e a magnetita (Fe3O4). O ferro também é comumente encontrado na siderita (FeCO3). O ferro é usualmente extraído do minério, em altos-fornos, por meio de redução com CO. Abaixo, é apresentada a reação não balanceada para a hematita. Fe2O3 + CO → Fe + CO2 A menor soma de coeficientes estequiométricos inteiros que permite balancear essa equação é igual a a) 9. b) 5. c) 6. d) 7. 03. (FGV SP) As fosfinas, PH3, são precursoras de compostos empregados na indústria petroquímica, de mineração e hidrometalurgia. Sua obtenção é feita a partir do fósforo elementar, em meio ácido, sob elevada pressão, e a reação se processa de acordo com

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P4 + H2O → PH3 + H3PO4 A soma dos menores valores inteiros dos coeficientes estequiométricos dessa equação corretamente balanceada é igual a a) 10. b) 11. c) 15. d) 22. e) 24. 04. (Unifor CE) Uma importante premissa para se realizar cálculos estequiométricos a partir de reações químicas é a necessidade da reação apresentar-se devidamente balanceada. Considere a reação de oxidação-redução com balanceamento parcial mostrada a seguir: a KNO2 + b KMnO4 + 3 H2SO4 → c KNO3 + d K2SO4 + e MnSO4 + 3 H2O A soma de todos os menores coeficientes inteiros resultante do balanceamento da reação apresentada acima (a + b + 3 + c + d + e + 3) é: a) 12 b) 15 c) 18 d) 21 e) 24 05. (Uefs BA) Br2() + HCO(aq) + H2O() → HBrO3(aq) + HC (aq) O balanceamento de reações de oxirredução, que ocorrem com transferência de elétrons, a exemplo da representada pela equação química, é realizado considerando que o número total de elétrons é constante e a quantidade de elétrons cedida é igual à quantidade recebida. Com base na análise da informação e no balanceamento da equação química com os menores coeficientes estequiométricos inteiros, é correto afirmar: a) O coeficiente do agente redutor é maior do que o do agente oxidante na reação de oxirredução. b) A variação do número de oxidação do cloro, ∆nox, na reação representada, é igual a 1. c) A soma dos coeficientes dos reagentes é igual à soma dos coeficientes dos produtos. d) O átomo de cloro, do HCO(aq), transfere elétrons para os átomos de bromo constituintes do Br2(). e) O coeficiente estequiométrico do ácido clorídrico, HC(aq), é menor do que o do ácido brômico, HBrO3(aq).

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Exercícios Complementares 01. (Uefs BA) No laboratório, às vezes ocorrem acidentes por conta da falta de atenção em determinados procedimentos, a exemplo do descarte em cesta de lixo comum, de sulfeto de ferro (II) úmido, recém-produzido em uma reação. Na presença de ar, a reação entre essa substância e a água, de acordo com a equação química representada não balanceada, produz calor que pode inflamar o enxofre elementar e causar incêndio.

04. (Mackenzie SP) O sulfeto de hidrogênio (H2S) é um composto corrosivo que pode ser encontrado no gás natural, em alguns tipos de petróleo, que contém elevado teor de enxofre, e é facilmente identificado por meio do seu odor característico de ovo podre. A equação química abaixo, não balanceada, indica uma das possíveis reações do sulfeto de hidrogênio.

FeS(s) + H2O() + O2(g) → Fe(OH)3 + S8(s)

H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr

02. (FCM MG) Após o balanceamento da reação a seguir, assinale a afirmativa correta: K2Cr2O7 + SnC2 + HC → KC + CrC3 + SnC4 + H2O a) Cada átomo de crômio do K2Cr2O7 perde 5 elétrons. b) O crômio do K2Cr2O7 reduz, enquanto o estanho do SnC2 oxida. c) O coeficiente mínimo e inteiro do CrC3 é 6, na equação balanceada. d) O K2Cr2O7 e o SnC2 agem como redutor e oxidante, respectivamente. 03. (Uespi PI) O dicromato de amônio é o composto inorgânico com a fórmula (NH4)2Cr2O7. Neste composto, e em todos os cromatos e dicromatos, o cromo está no seu estado de oxidação +6, comumente conhecido como cromo hexavalente. Representando a decomposição térmica de 1 mol de dicromato de amônio pela equação (NH4)2Cr2O7 → N2 + CrxOy + zH2O, os valores de x, y e z são respectivamente: a) 1, 2 e 3 b) 2, 3 e 4 c) 2, 2 e 7 d) 3, 2 e 4 e) 3, 3 e 2

05. (Unifesp SP) Ligas metálicas são comuns no cotidiano e muito utilizadas nas indústrias automobilística, aeronáutica, eletrônica e na construção civil, entre outras. Uma liga metálica binária contendo 60% em massa de cobre foi submetida à análise para identificação de seus componentes. Uma amostra de 8,175 g da liga foi colocada em contato com excesso de solução de ácido clorídrico, produzindo 0,05 mol de gás hidrogênio. O que restou da liga foi separado e transferido para um recipiente contendo solução de ácido nítrico concentrado. As reações ocorridas são representadas nas equações, em que um dos componentes da liga é representado pela letra M. M(s) + 2 HC(aq) → MC2(aq) + H2(g) Cu(s) + 4 HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 NO2(g) + 2 H2O() a) Determine a variação do número de oxidação das espécies que sofrem oxidação e redução na reação com ácido nítrico. b) Identifique o componente M da liga, apresentando os cálculos utilizados.

a) Cu - oxidação com variação de Nox igual a 2, ou seja, de 0 para +2. N - reduz com variação de Nox igual a 1, ou seja, de +5 para +4. b) Trata-se do zinco, cuja massa molar é 65,4 g⋅mol-1

b) A reação representada é classificada como de decomposição. c) O total de elétrons transferidos durante a reação química representada é 24. d) O enxofre no sulfeto de ferro (II) é reduzido a zero durante a reação química. e) O oxigênio é o agente redutor na reação química, e a soma do coeficiente estequiométrico dessa substância com o de Fe(OH)3 é 5.

Dado: H = 1, O = 16, S = 32, e Br = 80. A respeito do processo acima, é INCORRE TO afirmar que: a) O sulfeto de hidrogênio é o agente redutor. b) Para cada mol de H2S consumido, ocorre a produção de 196 g de H2SO4. c) A soma dos menores coeficientes inteiros do balanceamento da equação é 18. d) O bromo (Br2) sofre redução. e) O número de oxidação do enxofre no ácido sulfúrico é +6

06. (Unirg TO) A exposição de ferro metálico em um ambiente rico em oxigênio leva à formação do óxido de ferro (III), conhecido popularmente como ferrugem. A equação química balanceada que representa o processo de oxidação descrito é a seguinte: a) 1 Fe (s) + 1 O2 (g) 1 FeO2 (s) b) 2 Fe (s) + 2 O2 (g) 1 Fe2O4 (s) c) 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) d) 6 Fe (s) + 4 O2 (g) 2 Fe3O4 (s)

223

A14  Balanceamento de equações por oxirredução

A partir dessas informações e da equação química balanceada com os menores coeficientes estequiométricos inteiros, é correto afirmar: a) A água é o agente oxidante na equação química.

Química

07. (Fatec SP) Trilhos de ferrovias podem ser soldados com o uso da reação conhecida como termite. Essa reação consiste em aquecer alumínio em pó misturado a óxido de ferro (III), Fe2O3. Como produtos da reação, formam-se ferro metálico (que solda os trilhos) e óxido de alumínio, A2O3. Na equação química que representa essa reação, quando o coeficiente estequiométrico do alumínio for 1, o coeficiente estequiométrico do óxido de ferro (III) será 1 a) . 3 1 b) . 2 c) 1. d) 2 . e) 3. 08. (Mackenzie SP) De acordo com a nova regulamentação da lei seca brasileira, a ingestão de um bombom de licor ou de um medicamento homeopático que contenha álcool é passível de ser detectada no teste do bafômetro; nesses casos, porém, o motorista pode pedir a contraprova e realizar o teste novamente em 15 minutos, tempo suficiente para que o corpo absorva o etanol presente nesses produtos. A equação química, NÃO BALANCEADA, que ocorre durante a realização do teste do bafômetro está representada abaixo. CH3CH2OH + K2Cr2O7 + H2SO4 → CH3COOH + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

A14  Balanceamento de equações por oxirredução

É INCORRETO afirmar que: a) A soma dos menores coeficientes inteiros possíveis para o primeiro membro da equação, depois de realizado o balanceamento é igual a 13. b) O Nox do enxofre não sofre variação e é igual a +6. c) O crômio inicialmente presente no ânion dicromato é reduzido ao íon crômio (II). d) O etanol é oxidado a ácido acético. e) O dicromato de potássio é o agente oxidante. 09. (Uem PR) Sobre a reação química abaixo, considerando a, b, c, d, e números reais, assinale o que for correto. a HNO3 + b Cu → c Cu(NO3)2 + d NO + e H2O

(6c + d + e) . 3 A oxidação de 20 átomos de cobre metálico proporciona 40 elétrons para a reação de redução do HNO3 em NO. A proporção estequiométrica entre cobre metálico e nitrato de cobre é 1 : 1. O número de moléculas de água formadas depende apenas do número de moléculas de HNO3 reagido. Há formação de nitrato cuproso na reação.

01. Tem-se que a = 02. 04. 08. 16.

224

01-02-04-08

10. (Udesc SC) Reação de decomposição é quando um único reagente fornece dois ou mais novos produtos. Assim, a reação de decomposição térmica, abaixo, ocorre para 1 mol de dicromato de amônio: (NH4)2Cr2O7 → N2 + CraOb + c H2O Assinale a alternativa que corresponde aos valores de a, b e c, respectivamente: a) 3, 2 e 8 c) 2, 3 e 4 e) 3, 2 e 4 b) 2, 7 e 4 d) 2, 7 e 8 11. (Ufu MG) É bastante conhecido o efeito que a chuva ácida faz degradando esculturas de mármore. Porém outros materiais também sofrem degradação pela simples exposição à umidade, como é o caso das peças feitas de cobre, presentes nas cúpulas da Basílica de São Pedro, no Vaticano. O cobre, quando em contato com o ar úmido e o gás carbônico, sofre um processo de oxidação, formando carbonato de cobre II, que é o responsável pela coloração verde encontrada nas peças, conforme as equações (não balanceadas). Cu(s) + O2(g) + H2O() → Cu(OH)2(s) Cu(OH)2(s) + CO2(g) → CuCO3(s) + H2O() A análise dessas equações químicas revela que a) tanto o hidróxido de cobre II quanto o carbonato de cobre II são solúveis em água. b) o cobre sofre processo de oxidação na primeira equação, variando seu Nox de zero para +2. c) em período chuvosos e poluídos em Roma, o efeito de corrosão da cúpula da Basílica de São Pedro é diminuído. d) a primeira equação, quando balanceada, resulta, respectivamente, nos coeficientes 2, 2, 1, 2. 12. (Uefs BA) Ag(s) + H2S(g) + O2(g) → Ag2S(s) + H2O() Objetos de prata expostos a poluentes, como o sulfeto de hidrogênio, H2S(g), na presença do oxigênio, escurecem devido à formação de uma camada de sulfeto de prata, Ag2S(s), sobre a superfície, de acordo com a reação química representada pela equação química não balanceada. Após o balanceamento da equação química com os menores coeficientes estequiométricos e considerando-se as propriedades das substâncias químicas, é correto afirmar: a) A soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes é igual à dos produtos. b) O número de oxidação da prata é reduzido após a reação química representada. c) O sulfeto de hidrogênio é um gás constituído por moléculas de geometria linear e apolares. d) A relação entre a massa do sulfeto de hidrogênio e a do oxi17 . gênio, na reação química, é de 6 e) A quantidade mínima de matéria de prata necessária para a formação de 248,0 g de sulfeto de prata é de 2,0 mol.

FRENTE

QUÍMICA

MÓDULO A15

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES IÔNICAS Quando se fala em balancear uma reação, atestamos que é necessário haver uma igualdade entre a quantidade de espécies químicas presentes nos reagentes e nos produtos. Nas reações de oxirredução, além da conservação dos átomos e/ou íons envolvidos na reação, a quantidade de elétrons transferidos também deve ser conservada, ou seja, o número total de elétrons liberados pelo agente redutor deve ser igual ao número total de elétrons recebidos pelo agente oxidante.

ASSUNTOS ABORDADOS nn Balanceamento de equações

iônicas

Contudo, tornar essa quantidade igual à quantidade de átomos nos reagentes e produtos, nem sempre é sinal de que a equação está balanceada. Geralmente, isso ocorre em equações iônicas. É necessário igualar a quantidade de elétrons cedidos e recebidos no processo de oxirredução. Feito isso, garantidamente, a equação estará balanceada. Por exemplo, na reação do íon permanganato ( MnO4− ) com íon cloreto (C−) em meio ácido (H+), temos uma reação cuja equação química pode ser representada da seguinte forma:

MnO4− (aq) + H+ (aq) + C − (aq)  → Mn2+ (aq) + H2O() + C 2 (g) Utilizando o método das tentativas, podemos estabelecer coeficientes de tal forma que a quantidade de átomos nos reagentes é numericamente igual à quantidade de átomos nos produtos. Como exemplo disso, podemos estabelecer os seguintes coeficientes:

1 MnO4− (aq) + 8 H+ (aq) + 2 C − (aq)  → 1 Mn2+ (aq) + 4 H2O() + 1 C 2 (g) Observe que, ao utilizar tais coeficientes (1 - 8 - 2 → 1 - 4 - 1), igualamos a quantidade de átomos nos reagentes e nos produtos. Contudo, essa equação química não está devidamente balanceada. Isso porque a quantidade de elétrons cedidos e recebidos não é igual. Para se fazer o processo de balanceamento da equação, utilizaremos o método de oxirredução discutido na aula anterior.

Da equação, podemos observar que no caso do cloro, a perda de apenas 1 elétron não satisfaz a condição reacional, ou seja, temos, nos produtos da reação, dois átomos de cloro sob a forma de C2. Sendo assim, são necessários que dois íons cloretos (C−) sofram oxidação para formar o C2, o que implica na perda de 2 elétrons. Por outro lado, na redução do manganês, são consumidos 5 elétrons. 225

Química

Diante da situação: perda de 2 e recebimento de 5 elétrons, é necessário se alterar os coeficientes estequiométricos de tal forma que se obtenha a igualdade de elétrons cedidos e recebidos. Para que isso ocorra, usaremos a proporção 2 : 10, respectivamente, entre permanganato ( 2 MnO4− ) e cloreto (10 C−).

Dessa forma, podemos acertar os coeficientes do manganês e do cloro nos produtos da reação. Feito isso, temos a equação parcialmente balanceada a seguir. 2 MnO4− (aq) + H+ (aq) + 10 C − (aq) → 2 Mn2+ (aq) + H2 O() + 5 C 2 (g) Para acertar o coeficiente do íon H+ e dos hidrogênios na água, utilizamos a lei das cargas. Essa lei diz que, em uma reação de oxirredução, para que o número de elétrons cedidos e recebidos seja igual, a quantidade total de carga elétrica presente nos reagentes da reação deve ser igual à quantidade total de carga elétrica presente nos produtos da reação. Como não sabemos o coeficiente estequiométrico do íon H+, utilizamos a incógnita X. Multiplicando esse coeficiente, assim como os demais coeficientes presentes nos reagentes pela respectiva carga elétrica do íon, temos o total de carga elétrica nos reagentes. Para os produtos da reação, procedemos da mesma forma. Feito isso para os reagentes e produtos, podemos determinar o valor de X, por meio da igualdade de cargas elétricas dos reagentes e produtos.

Aplicando a lei das cargas, temos:

∑

A15  Balanceamento de equações iônicas

{

elétricas (Cargas dos reagentes )

2 ⋅ (−1) + X ⋅ (+1) + 10 ⋅ (−1)} =

=∑

elétricas (Cargas dos produtos )

{2 ⋅ (+2) }

− 2 + X − 10 =+ 4 X = 16 Determinado que o coeficiente do íon H+ é 16, podemos acertar o coeficiente da molécula de H2O. Assim, temos que a equação devidamente balanceada apresenta os seguintes coeficientes estequiométricos: 2 MnO4− (aq) + 16 H+ (aq) + 10 C − (aq) → 2 Mn2+ (aq) + 8 H2 O() + 5 C 2 (g)

226

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Exercícios de Fixação

MnO4– (aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) → Mn2+(aq) + H2O + Fe3+(aq) a) 10 b) 3

c) 14 d) 5

02. (Mackenzie SP) A respeito da equação iônica de oxirredução abaixo, não balanceada, são feitas as seguintes afirmações: IO3– + HSO3– → I2 + SO42– + H+ + H2O I.

A soma dos menores coeficientes inteiros possível para o balanceamento é 17; II. O agente oxidante é o ânion iodato; III. O composto que ganha elétrons sofre oxidação; IV. O Nox do enxofre varia de +5 para +6. Das afirmações anteriores, estão corretas somente a) II e III. c) I e III. e) I e IV. b) I e II. d) II e IV. 03. (EsPCEX) Dada a seguinte equação iônica de oxirredução da reação, usualmente utilizada em etapas de sínteses químicas, envolvendo o íon dicromato (Cr2O72–) e o ácido oxálico (H2C2O4): Cr2O72– + H2C2O4 + H+ → Cr3+ + CO2 + H2O Considerando a equação acima e o balanceamento de equações químicas por oxirredução, a soma total dos coeficientes mínimos e inteiros obtidos das espécies envolvidas e a substância que atua como agente redutor são, respectivamente, a) 21 e ácido oxálico. d) 27 e ácido oxálico. b) 26 e dicromato. e) 20 e hidrogênio. c) 19 e dicromato. 04. (Uefs BA) A ideia fundamental no processo de balanceamento de uma equação química de oxirredução é tornar o número de elétrons cedidos igual ao de elétrons recebidos, envolvidos na reação. MnO 4− (aq) + I–(aq) + H+(aq) → Mn2+(aq) + I2(aq) + H2O() A partir desse princípio e após o balanceamento da equação química com os menores coeficientes estequiométricos inteiros, é correto afirmar: a) O íon MnO 4− (aq) é o agente redutor na equação química. b) A relação entre os coeficientes estequiométricos da água e do íon iodeto é 1:1,6. c) O agente oxidante cede 5e– para o agente redutor na reação química representada. d) Os números de átomos no primeiro e no segundo membros da equação química são diferentes. e) A soma das cargas elétricas é igual no primeiro e no segundo membros da equação química.

05. (Escs DF) O teor de ferro na hemoglobina pode ser determinado por meio da conversão de todo o ferro presente na amostra de sangue a Fe3+, seguida de reação do material com permanganato, conforme pode ser observado na equação não balanceada a seguir. t H+ + u MnO4– + v Fe2+ → x Fe3+ + y Mn2+ + z H2O Após o balanceamento da equação com os menores coeficientes inteiros possíveis, os valores de t, u, v, x, y e z serão, respectivamente, iguais a: a) 4, 2, 3, 3, 2, 2; d) 8, 2, 4, 4, 1, 4; b) 4, 2, 2, 2, 2, 2; e) 8, 1, 3, 3, 2, 4. c) 8, 1, 5, 5, 1, 4; 06. (UECE) Desde a Antiguidade, nossos ancestrais gregos, romanos e maias já se preocupavam em cuidar da saúde dos dentes, mas a primeira escola de odontologia foi criada em 1840, nos Estados Unidos. A proteção dos dentes é assegurada pelo esmalte, constituído de hidroxiapatita, que os recobre e reage segundo a equação não balaceada: Ca10(PO4)6OH2(s) + H+(aq)  Ca2+(aq) + HPO42–(aq) + H2O() A reação direta, que enfraquece o esmalte e produz a cárie, é conhecida como desmineralização, e a reação inversa como mineralização. Sobre o sistema acima indicado, assinale a afirmação incorreta. a) A soma de todos os coeficientes das substâncias envolvidas na equação balanceada é 27. b) Trata-se de uma reação de oxirredução cujo agente redutor é o radical fosfato. c) A ingestão de refrigerantes com açúcar pode acelerar o processo de desmineralização. d) O papel do creme dental é manter a superfície dos dentes limpas para evitar a redução do pH da boca. 07. (Unifacs BA) O cromo VI, um dos 129 poluentes ambientais mais críticos, integra a listagem da EPA (Agência Ambiental dos EUA). Sabe-se, no entanto, que vários laboratórios usam ou têm usado a “solução sulfocrômica” para limpeza de vidrarias, a qual contém cromo hexavalente. O que pode ser feito é reduzi-lo para uma espécie menos perigosa, reagindo com ferro, segundo o processo representado pela equação química não balanceada CrO 24− (aq) + Fe (s) + H2O () → Cr(OH)3 (s) + Fe(OH)3 (s) + OH– (aq) De acordo com essas informações, é correto afirmar: 01. Em presença de 2,0 mol de água, a quantidade de matéria do agente redutor é 0,5 mol. 02. O Fe e o Cr apresentam as mesmas propriedades porque estão no mesmo período da Tabela Periódica. 03. Na presença de 56,0 g de Fe, para que a reação ocorra, são necessários 18,0 g de água. 04. A reação mostra que, na presença de ferro elementar, o cromo é reduzido a cromo elementar. 05. A redução de cromo só ocorre porque o ferro e o cromo são elementos que possuem potenciais de redução iguais. C-E-E-E-E

227

A15  Balanceamento de equações iônicas

01. (Acafe SC) Íons Fe2+ podem ser quantificados em uma reação de oxirredução com íons MnO4– padronizado em meio ácido. Uma vez balanceada a equação química abaixo, a soma dos menores coeficientes estequiométricos inteiros dos reagentes é:

Química

Exercícios Complementares 01. (Uesc BA) O ciclo do nitrogênio é um processo físico e bioquímico que converte nitrogênio atmosférico e compostos orgânicos nitrogenados em amônio e outros íons solúveis. Dentre as etapas desse processo, estão a nitrosação e a + nitrificação, que transformam o íon amônio NH4 (aq) , em íon nitrito, NO2− (aq) , e em íon nitrato, NO3− (aq) , sob ação de bactérias Nitrosomonas, Nitrosococus e Nitrobacter, que podem ser representadas, resumidamente, pelas equações químicas iônicas não balanceadas I e II. +

I. NH4 (aq) + O2 (aq) → NO2− (aq) + H+ (aq) + H2O() II. NO2− (aq) + O2 (aq) → NO3− (aq) Considerando-se essas informações e após balanceamento dessas equações químicas com os menores coeficientes estequiométricos inteiros, é correto afirmar: 01. As equações químicas I e II representam, respectivamente, etapas de redução do íon amônio e do íon nitrito. 02. O coeficiente estequiométrico do íon H+(aq) é igual a 4. 03. A carga elétrica total dos reagentes é diferente da carga elétrica total dos produtos na equação química I. 04. Os íons NO2− (aq) e NO3− (aq) são bases conjugadas do ácido +

NH4 (aq) de acordo com os conceitos de Brönsted-Lowry. 05. A soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes é igual à soma dos coeficientes estequiométricos dos produtos nas equações químicas I e II. E-C-E-E-E

A15  Balanceamento de equações iônicas

02. (Udesc SC) Observe esta reação iônica: MnO4− + I− + H+ → Mn2+ + I2 + H2O A alternativa que corresponde aos coeficientes corretamente balanceados. a) 1 ; 1 ; 1 ; 2 ; 5 ; 1 b) 2 ; 10 ; 16 ; 2 ; 5 ; 8 c) 2 ; 10 ; 1 ; 2 ; 5 ; 1 d) 2 ; 10 ; 1 ; 2 ; 5; 8 e) 1 ; 4 ; 8 ; 1 ; 2 ; 4 03. (Unifor CE) A fórmula de íon manganato é MnO24− e a do íon permanganato é MnO4− . Em meio aquoso básico, o íon permanganato se transforma no íon manganato, com liberação de oxigênio, O2. Na equação química que representa essa transformação, corretamente balanceada, os coeficientes estequiométricos do íon manganato e do íon hidroxila são, respectivamente, a) 3 e 1 b) 2 e 2 c) 2 e 1 d) 1 e 3 e) 1 e 2

228

04. (Upe PE) Uma das formas de detecção da embriaguez no trânsito é feita por meio de um bafômetro que contém um dispositivo com o sistema dicromato de potássio em meio ácido. Esse sistema em contato com álcool etílico, proveniente do bafo do motorista, provoca uma mudança na coloração. A equação simplificada que descreve o processo é apresentada a seguir: Dados: massas molares, Cr = 52g/mol; O = 16 g/mol. Cr2O72-(aq) + 8 H+(aq) + 3 CH3CH2OH(g) → 2 Cr3+(aq) + 3 CH3CHO(g) + 7 H2O() Diante disso, analise as seguintes considerações: I. A equação descrita refere-se a um processo químico, e, para que ele ocorra, o meio deve estar ácido. II. Há 216 gramas do íon dicromato em uma unidade de quantidade matéria, mol. III. 3 (três) mol de elétrons foram perdidos e ganhos na reação química. IV. A equação química necessita ser balanceada. V. O íon dicromato é o agente redutor, e o álcool etílico, o agente oxidante. São CORRETAS apenas a) II e V. d) I e II. b) I e IV. e) I, III e IV. c) I, II e V. 05. (Puc RJ) A reação do iodato de potássio com bissulfito de sódio, em meio aquoso pode ser representada na sua forma iônica, sem os íons espectadores, como segue: IO3– (aq) + HSO3– (aq) → I–(aq) + SO42– (aq) + H+ (aq) No balanço de massa e no balanço de carga com os menores coeficientes inteiros, a relação entre as quantidades, em mol, da espécie oxidante e da espécie redutora é de: a) 1:1 c) 1:3 e) 2:3 b) 1:2 d) 2:1 06. (UFRRJ) O permanganato de potássio (KMnO4) é um poderoso agente oxidante, que, em titulações redox, pode ser utilizado na determinação da concentração de peróxido de hidrogênio (H2O2) em água oxigenada comercial. Para tal, o KMnO4 deve ser padronizado com oxalato de sódio (Na2C2O4) por meio da reação abaixo

2 MnO4− + 5 C2O4− + 16 H+ 2 Mn++ + 10 CO2 + 8 H2O Não está correto afirmar que: a) O MnO −4 está sofrendo oxidação. b) A equação está balanceada corretamente. c) A reação se dá em meio ácido. d) O número de oxidação do Mn no MnO −4 é +7. e) O C2O 4+ é o agente redutor.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

BiO3− (aq) + H+ (aq) + Mn2+ (aq) →Bi3+ (aq) + MnO4− (aq) + H2O() Assim, com base nessas considerações, e a partir do balanceamento da equação química com os menores coeficientes estequiométricos inteiros, é correto afirmar: a) A soma dos números de elétrons cedidos e recebidos é igual a 10. b) O coeficiente estequiométrico do próton, H+, é três vezes maior que o coeficiente estequiométrico da água. c) A razão estequiométrica entre os coeficientes da espécie oxidante e da espécie redutora é igual a 1. d) Os coeficientes estequiométricos do íon BiO3− (aq) e do íon Bi3+(aq) têm valores numéricos diferentes. e) A soma das cargas elétricas no primeiro membro com as cargas elétricas no segundo membro da equação química é +26. 08. (Uespi PI) Os filtros contendo carvão ativo procuram eliminar o excesso de cloro na água tratada, segundo reação abaixo.

C 2 + C → CO2 + C − Após balanceamento pelo método de oxirredução em meio ácido, tendo-se o coeficiente estequiométrico do gás carbônico igual a 1 (um), indique a quantidade (coeficiente estequiométrico) e a posição da água na equação acima. a) Não tem água na equação. b) 1, reagentes. c) 1, produtos. d) 2, reagentes. e) 2, produtos. 09. (Ufla MG) Dada a equação não balanceada a seguir: Cr2O 27− + H+ + SO 23− → Cr3+ + H2O + SO 24− E considerando que uma reação de oxirredução pode ser desdobrada em duas semirreações: uma de oxidação e outra de redução, é CORRETO afirmar que a semirreação balanceada de redução é: a) 3 SO 23− + 3 H2O → 3 SO 24− + 6H+ + 6e– b) Cr2O 27− + 8 H+ + 3 SO 23− → 2 Cr3+ + 4 H2O + 3 SO 24−

11. (Fac. Santa Marcelina SP) O cádmio é extremamente tóxico, portanto, efluentes contendo esse metal devem ser devidamente tratados. Uma solução de nitrato de cádmio foi misturada com solução de metassilicato de sódio e o pH da mistura foi ajustado para 7,0 com adição de ácido sulfúrico. Após aquecimento, resfriamento e repouso, formou-se um sólido insolúvel no fundo do recipiente, o metassilicato de cádmio, removido através de um processo físico. A principal reação envolvida nesse tratamento é representada na equação química não balanceada: Cd(NO3)2 (aq) + Na2SiO3 (aq) → CdSiO3 (s) + NaNO3 (aq) A somatória dos menores valores inteiros dos coeficientes estequiométricos da equação química, corretamente balanceada, é a) 5. b) 6. c) 7. d) 8. e) 4. 12. (Unicastelo SP) Lítio (do grego lithos – pedra) Foi descoberto por Johan August Arfwedson em 1817, no desenvolvimento de um processo de análise do mineral de fórmula LiA(Si2O6). Posteriormente, descobriu-se lítio em outros minerais. Em 1818, G. Gmelin percebeu que os sais de lítio quando queimavam produziam chama vermelho-brilhante. O elemento lítio aparece em algumas águas minerais e em minerais como a lepidolita, o espodumênio, a petalita e outros. O isótopo natural 6Li, corresponde a 7,5% do total de lítio na natureza. Na forma metálica, reage violentamente com a água, produzindo hidróxido de lítio, LiOH, liberando o gás hidrogênio, que é totalmente inflamável. O lítio é usado há mais de 140 anos na medicina como antidepressivo e antirreumático. O carbonato de lítio (Li2CO3) é o princípio ativo de remédios para controle da psicose maníacodepressiva (PMD). O tratamento com sais de lítio é denominado litioterapia. As pilhas de lítio recarregáveis são leves e oferecem alta densidade de carga. Utiliza-se a de lítio-iodo em marca-passos. (Delmo Santiago Vaitsman et al. Para que servem os elementos químicos, 2001. Adaptado.)

c) Cr2O 27− + 14H+ + 6e– → 2 Cr3+ + 7 H2O d) Cr2O 27− → 2 Cr3+ 10. (Unifor CE) Em solução aquosa ácida (H+), o íon manganato (MnO 24− ) é muito instável. Sofre reação de desproporcionamento espontâneo, dando dióxido de manganês (MnO2) e o íon permanganato (MnO 4− ). Na equação que representa essa transformação, quando balanceada, os coeficientes estequiométricos do MnO 24− ), MnO 4− e MnO2 são, respectivamente, a) 3, 2 e 1 d) 2, 1 e 3 b) 3, 1 e 2 e) 1, 2 e 3 c) 2, 3 e 1

Na equação química que representa a reação de lítio metálico com água, quando o coeficiente estequiométrico do hidróxido de lítio é 1, o do hidrogênio gasoso é a) 1 1 b) 2 c) 2 d) 3 3 e) 2 229

A15  Balanceamento de equações iônicas

07. (Uefs BA) No balanceamento das equações de oxirredução, o fundamental é identificar o número de elétrons recebidos e cedidos, o número total de átomos de cada elemento químico no primeiro e segundo membros da equação química, além do total de carga elétrica em cada um de seus membros.

FRENTE

QUÍMICA

MÓDULO A16

ASSUNTOS ABORDADOS nn Casos especiais de oxirredução nn Desproporcionamento de elétrons ou auto-oxirredução nn Reações com peróxido de hidrogênio nn Reações com oxidação ou redução de dois elementos

CASOS ESPECIAIS DE OXIRREDUÇÃO O tratamento da água para uso humano, dependendo do tipo de água captada, requer conhecimento técnico e pessoal qualificado. Em relação às águas superficiais, por exemplo, o tratamento mínimo requerido envolve a filtração e a desinfecção. Há diversos tipos de desinfecção e para isso se utilizam agentes como ozônio, radiação ultravioleta, dióxido de cloro, iodo, sais de prata e cloro. O uso do cloro no tratamento de água talvez seja o método mais conhecido de todos. É bem comum se ouvir, por exemplo, que a água da piscina “tem cloro”. E de fato, de todos os agentes de desinfecção citados, o cloro é o mais indicado para o processo de desinfecção da água, principalmente em pequenos serviços de abastecimento. Os principais produtos da família do cloro disponíveis no mercado para realizar a desinfecção da água são: nn Cloro

gasoso; nn Hipoclorito de sódio; nn Hipoclorito de cálcio. No processo de tratamento químico da água com cloro gasoso, o processo reacional pode ser descrito pela equação química a seguir. É importante lembrar que o cloro é um poderoso oxidante e assim reage com grande número de substâncias orgânicas e inorgânicas presentes na água, como na remoção de gás sulfídrico, ferro e manganês. Contudo, no processo a seguir, representamos apenas a reação do cloro com a água. C2(g) + 2 H2O()  HOC(aq) + H3O+(aq) + C–(aq) HOC(aq) + H2O()  H3O+(aq) + CO–(aq) -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

230

C2(g) + H2O()  H3O+(aq) + CO–(aq) + C–(aq) Fonte: pexels / Juan Salamanca

Figura 01 - As águas límpidas de piscinas, assim como as águas que consumimos, passam por tratamento de cloração em um processo de reação de oxirredução.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Desproporcionamento de elétrons ou auto-oxirredução Vimos que o cloro gasoso ao reagir com a água produz íons hipoclorito e cloreto. Da mesma forma que fizemos o balanceamento de equações moleculares e iônicas, faremos o balanceamento dessa equação. Para isso, utilizaremos, também, o método de oxirredução. Portanto, devemos nos lembrar de: nn Determinar

o número de oxidação dos participantes e verificar se houve variação; nn Utilizar essas variações numéricas como coeficientes estequiométricos;

Aqui temos um fato interessante, pois o cloro sofre oxidação e ao mesmo tempo redução. Esses casos de oxirredução são denominados de auto-oxirredução ou desproporcionamento eletrônico. Para o balanceamento da equação, utilizamos as variações de Nox (proporção de 1 : 1). Contudo, o faremos nos produtos da reação, e não nos reagentes. Dessa forma, determinamos dois coeficientes: C2(g) + H2O()  H3O+(aq) + 1 C–(aq) + 1 CO–(aq) Uma vez que temos dois átomos de cloro (sob a forma de íons cloro) nos produtos, devemos ter o mesmo número de átomos de cloro nos reagentes. Assim, utilizaremos o coeficiente estequiométrico 1 para o cloro (1 C2). 1 C2(g) + H2O()  H3O+(aq) + 1 C–(aq) + 1 CO–(aq)

1 C2(g) + H2O()  x H3O+(aq) + 1 C–(aq) + 1 CO–(aq) Lei das cargas 0 = x -1 -1 x=2 A partir dos valores numéricos de variação do número de oxidação, temos que a proporção entre o íon cloreto e o íon hipoclorito é de 1 : 1. Encontraremos os demais coeficientes pelo processo de tentativas. 1 C2(g) + 3 H2O() → 2 H3O+ (aq) + 1 C– (aq) + 1 CO– (aq) Utilizaremos mais um exemplo de desproporcionamento eletrônico. O cloro, ao reagir com a água, pode formar vários tipos de íons. Em um dos processos reacionais o cloro reage formando íons cloreto (C-) e íons clorato ( CO3− ) de acordo com a reação a seguir: C2(aq) + H2O() → H+(aq) + C−(aq) + CO3− (aq) Utilizando o método da oxirredução, temos as seguintes variações para o número de oxidação das espécies químicas participantes:

Para que haja igualdade do número de elétrons cedidos e recebidos, a proporção entre o íon cloreto (C−) e o íon clorato ( CO3− ) é de 5 : 1, respectivamente.

Os demais coeficientes serão encontrados pelo processo de tentativas. Verifique, na equação, que o total de átomos de cloro nos produtos é numericamente igual a 6. Portanto, devemos utilizar como coeficiente estequiométrico no cloro reagente o número 3 (3 C2). A determinação do coeficiente do íon H+ é feita utilizando a lei das cargas elétricas.

Para determinar o coeficiente do H3O+, utilizaremos a regra das cargas, ou seja, atribuiremos o coeficiente x para o íon H3O+. Como não há carga em nenhum dos reagentes, temos que a soma total de carga elétrica nos reagentes é zero. 231

A16  Casos especiais de oxirredução

Conforme podemos observar, na reação do cloro com a água há formação do ácido hipocloroso (HOC), que é o agente desinfetante. Esse ácido hipocloroso formado, dependendo da acidez da água, se dissocia formando íon hipoclorito (OC–). A extensão dessa dissociação está ligada ao valor do pH. Em pH ácido há maior formação de ácido hipocloroso e em pH alcalino há maior formação de íon hipoclorito. O assunto de pH será estudado em aulas posteriores. Para essa aula, estudaremos o acerto dos coeficientes estequiométricos da equação química global.

Química

Aplicando a lei das cargas, temos: 3 C 2 aq H2O  x H aq 5 C aq 1 CO3 aq

cargas elétricass dos reagentes

cargas elétricas dos produtos

0 x 5 1 x 6

Dessa forma, os coeficientes da equação devidamente balanceada são: 3 C 2 ( aq) + 3 H2O (  ) → 6 H+ ( aq) + 5 C − ( aq) + 1 CO3− ( aq) Nos dois casos de auto-oxirredução, devemos observar que o elemento químico que sofre oxidação é o mesmo que sofre redução (C), portanto, o oxidante e o redutor são a mesma substância (C2).

Reações com peróxido de hidrogênio O peróxido de hidrogênio ou H2O2, conhecido também como água oxigenada, tem a propriedade de agir como oxidante ou redutor, dependendo do meio em que se encontra. Em meio ácido, o peróxido de hidrogênio atua como redutor. Um bom exemplo dessa ação redutora do peróxido de hidrogênio pode ser verificado na reação química entre permanganato de potássio e peróxido de hidrogênio em meio ácido. A seguir, temos a ação do H2O2 como redutor em meio ácido. KMnO4(aq) + H2O2() + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + H2O() + O2(g) Utilizando a determinação do número de oxidação para as substâncias envolvidas e calculando a variação do Nox, encontramos os seguintes valores:

Os demais coeficientes estequiométricos são determinados pelo método das tentativas. Para isso, devemos observar que: Temos dois átomos de potássio (K) nos reagentes. Logo, devemos utilizar o coeficiente estequiométrico 1 para o sulfato de potássio (1 K2SO4). Para balancear os átomos de manganês, devemos utilizar o coeficiente estequiométrico 2 para o sulfato de manganês (2 MnSO4), isso porque nos reagentes temos 2 átomos de manganês na substância permanganato de potássio (2 KMnO4). 2 KMnO4(aq) + 5 H2O2(aq) + H2SO4(aq) → 1 K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + H2O() + O2(g) A16  Casos especiais de oxirredução

Para os átomos de enxofre (S), devemos observar que existem 3 átomos de enxofre nos produtos, sendo 1 átomo de enxofre no sulfato de potássio (1 K2SO4) e 2 no sulfato de manganês (2 MnSO4). Portanto, devemos utilizar o coeficiente estequiométrico 3 no ácido sulfúrico (3 H2SO4). 2 KMnO4(aq) + 5 H2O2(aq) + 3 H2SO4(aq) → 1 K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + H2O() + O2(g) Para os átomos de hidrogênio, temos 16 átomos de hidrogênio nos reagentes, sendo 10 átomos na substância peróxido de hidrogênio (5 H2O2) e 6 átomos de hidrogênio no ácido sulfúrico (3 H2SO4). Assim, devemos utilizar como coeficiente estequiométrico 8 para a água (8 H2O). Dessa forma, só nos resta acertar o coeficiente estequiométrico do oxigênio gasoso no produto da reação. 232

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

2 KMnO4(aq) + 5 H2O2(aq) + 3 H2SO4(aq) → 1 K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 8 H2O() + O2(g) Para acertar os átomos de oxigênio, devemos lembrar que a decomposição do peróxido de hidrogênio produz todo o oxigênio gasoso da reação, ou seja, o coeficiente do oxigênio gasoso é igual ao coeficiente estequiométrico da H2O2. Assim, a equação fica devidamente balanceada com os seguintes coeficientes estequiométricos. 2 KMnO4(aq) + 5 H2O2(aq) + 3 H2SO4(aq) → 1 K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 8 H2O() + 5 O2(g)

Reações com oxidação ou redução de dois elementos Existem casos de oxirredução em que dois ou mais elementos químicos sofrem oxidação ou redução simultaneamente. Com o sulfeto de arsênio (As2S3) em presença de ácido nítrico (HNO3) e água ocorre a oxidação de dois elementos químicos (As e S). Para o balanceamento dos coeficientes estequiométrico desse tipo de reação devemos nos lembrar que num processo de oxirredução a quantidade de elétrons cedidos é sempre igual à quantidade de elétrons recebidos e que essas quantidades definem os coeficientes estequiométricos da equação. A reação do sulfeto de arsênio com ácido nítrico e as variações dos números de oxidação estão representadas a seguir:

Verifique na reação que o arsênio (As) sofre oxidação perdendo elétrons para cada átomo de arsênio. Como são dois átomos, temos um total de 4 elétrons perdidos pelo arsênio. Da mesma forma, o enxofre (S) do sulfeto de arsênio também é oxidado perdendo 8 elétrons para cada átomo de enxofre. Fazendo a proporção para 3 átomos de enxofre, temos um total de 24 elétrons perdidos pelos átomos de enxofre. Dessa forma, verificamos que o sulfeto de arsênio cede 28 elétrons para a reação de redução do nitrogênio. Contudo, o nitrogênio só consegue receber 3 elétrons para cada átomo reduzido. Logo, devemos estabelecer uma proporção entre sulfeto de arsênio e ácido nítrico para que a quantidade de elétrons cedidos seja igual à quantidade de elétrons recebidos. Uma boa saída para se atingir essa igualdade é inverter as variações de elétrons para oxidantes e redutores, ou seja, utilizando o coeficiente 3 para o sulfeto de arsênio (3 As2S3) teremos um total de 74 elétrons cedidos. Para isso, utilizamos o coeficiente 28 no ácido nítrico (28 HNO3). Assim, os 74 elétrons cedidos pelo sulfeto de arsênio podem ser recebidos pelo ácido nítrico. A16  Casos especiais de oxirredução

3 As2S3(aq) + 28 HNO3(aq) + H2O() → H2SO4(aq) + H3AsO4(aq) + NO(g) Os demais coeficientes são determinados pelo método das tentativas, utilizando esses dois coeficientes. Assim sendo, verifique que: Para os átomos de arsênio, temos 6 átomos desse elemento nos reagentes, ou seja, (3 As2S3). Logo, devemos utilizar o coeficiente 6 para o ácido arsênico (6 H3AsO4). Para os átomos de enxofre, temos 9 átomos desse elemento nos reagentes. Logo, devemos utilizar o coeficiente estequiométrico 9 para o ácido sulfúrico (9 H2SO4). Para os átomos de nitrogênio, temos 28 átomos desse elemento nos reagentes. Logo, devemos utilizar o coeficiente estequiométrico 28 para monóxido de nitrogênio (28 NO). 233

Química

Por último, podemos balancear os átomos de hidrogênio a partir dos átomos desse elemento químico nos produtos. Ao todo, temos 36 átomos de hidrogênio nos produtos (devem-se adicionar os átomos de hidrogênio presentes no H2SO4 e no ácido arsênico H3AsO4). Contudo, nos reagentes já existem 28 átomos de hidrogênio presentes no ácido nítrico. Logo, faltam 8 átomos de hidrogênio que devem estar presentes nas moléculas de água. Para isso, devemos utilizar o coeficiente estequiométrico 4 na molécula de água reagente (4 H2O). Dessa forma, a equação fica devidamente balanceada com todos os coeficientes estequiométricos. 3 As2S3(aq) + 28 HNO3(aq) + 4 H2O() → 9 H2SO4(aq) + 6 H3AsO4(aq) + 28 NO(g) Oxidante e redutores Para esse tipo de reação, dizemos que o sulfeto de arsênio é redutor, pois causou a redução dos átomos de nitrogênio do ácido nítrico. Ao mesmo tempo, o ácido nítrico é o oxidante, pois produziu a oxidação dos átomos de enxofre e arsênio presentes no sulfeto de arsênio.

Exercícios de Fixação 01. O NaCO3 e o NaCO2 são sais de sódio clorados. São empregados na indústria para a geração de dióxido de cloro, no branqueamento de fibras têxteis, polpa de celulose e papel. O NaCO3 é empregado também como herbicida não seletivo, desfoliante e dessecante. O NaCO2 por sua vez, tem aplicações também como desinfetante, em antissépticos bucais, cremes e géis dentais. Ambos os sais podem ser obtidos por meio da reação não balanceada abaixo.

ao mecanismo de ação da insulina. Ao contrário do íon trivalente, no estado de oxidação VI o cromo é classificado como composto mutagênico e carcinogênico em animais.

CO2 + NaOH → NaCO2 + NaCO3 + H2O

A soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes dessa equação química balanceada é igual a a) 17. c) 21. e) 25. b) 19. d) 23.

A soma dos menores coeficientes estequiométricos inteiros da reação é igual a a) 7 b) 6 c) 5 d) 4 e) 3 02. Dada a equação não balanceada,

A16  Casos especiais de oxirredução

As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO É correto que a soma dos menores coeficientes estequiométricos inteiros que tornam a equação devidamente balanceada é a) 9 b) 18 c) 28 d) 56 e) 78 03. (FGV SP) As reações químicas de oxirredução são importantes no nosso cotidiano; muitas delas fazem parte das funções vitais dos organismos de plantas e animais, como a fotossíntese e a respiração. O cromo trivalente é reconhecido atualmente como um elemento essencial no metabolismo de carboidratos e lipídeos, sendo que sua função está relacionada

234

A equação química, não balanceada, apresenta a redução do cromo (VI) pela glicose, em meio ácido: K2Cr2O7 (aq) + C6H12O6 (aq) + H2SO4 (aq) → Cr2 (SO4 )3 (aq) + K2SO4 (aq) + CO2 (g) + H2O()

04. (Puc GO) Durante a descarga de uma bateria de automóvel, o chumbo reage com o óxido de chumbo e com o ácido sulfúrico, formando sulfato de chumbo e água, conforme a equação não balanceada a seguir: Pb + PbO2 + H2SO4 → PbSO4 + H2O Considerando seus conhecimentos e a equação representada, julgue os itens a seguir em certo (C) ou errado (E) 01. A soma dos coeficientes da equação balanceada corresponde a 8. 02. Os números de oxidação do chumbo na equação são: 0, 4+ e 2+, respectivamente. 03. O sal formado é proveniente do ataque do ácido ao metal e da reação de neutralização com o óxido básico. C-C-C

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Exercícios Complementares

P(s) + HNO3(aq) + H2O() → H3PO4(aq) + NO(g) A reação entre o fósforo e o ácido nítrico, em meio aquoso, leva à produção de ácido fosfórico e de monóxido de nitrogênio, de acordo com a equação não balanceada. Após o balanceamento da equação química com os menores coeficientes estequiométricos inteiros, é correto afirmar: a) O coeficiente estequiométrico do agente oxidante é igual a 5. b) A soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes é igual a 8. c) O ácido nítrico é o agente redutor da reação de oxirredução representada. d) A quantidade total de elétrons cedidos e recebidos no processo de oxirredução é de 10 mol. e) O volume de NO(g) liberado pela reação de 93,0 g de fósforo com ácido nítrico suficiente é de 134,4L, nas CNTP. 02. (Unioeste PR) O ácido perclórico (HCO4) é um líquido incolor e é um dos ácidos mais fortes conhecidos. Sua ação sobre a matéria orgânica pode provocar explosão e o sal perclorato de amônio, juntamente com o alumínio, são utilizados na propulsão de foguetes. A equação, devidamente balanceada, que representa a reação do perclorato de amônio com alumínio é: a) 3 NH3CO4 + 3 A → A2O3 + AC3 + 6OH + 3 NO b) 3 NH4CO4 + 3 A → A2O3 + AC3 + 6 H2O + 3 NO c) 2 NH4CO4 + 3 A → A2O3 + AC2 + 4 H2O + 2 NO d) 3 NH4CO4 + 2 A → A2O3 + C3 + 6 H2O + 3 NO e) 2 NH4CO4 + 3 A → A2O3 + AC2 + 2 H2O+ + 2 NO 03. (Puc RJ) Os coeficientes estequiométricos da reação química balanceada dada abaixo são: KMnO4(aq) + FeC2(aq) + HC (aq) → MnC2(aq) + FeC3(aq) + KC (aq) + H2O (aq), a) 1, 5, 8, 1, 5, 1, 4. b) 5, 2, 3, 1, 2, 8, 10. c) 3, 5, 3, 1, 3, 10, 8. d) 2, 10, 3, 1, 2, 10, 8. 04. (UFRRJ) No teste do bafômetro, a amostra introduzida por meio do sopro reage com uma solução de dicromato de potássio, em meio ácido, segundo a reação abaixo: C2H6O + K2Cr2O7 + H2SO4 → Verde

C2H4O2 + Cr2 (SO4 )3 + K2SO4 + H2O Laranja

A mudança de cor da solução (laranja para verde) indica facilmente o nível de álcool no sangue. Essa reação, após ser balanceada, terá os coeficientes: a) 2, 2, 7, 2, 3, 2, 10. d) 3, 2, 8, 3, 2, 2, 11. b) 1, 2, 4, 1, 2, 3, 9. e) 1, 1, 4, 1, 1, 1, 5. c) 2, 1, 4, 2, 2, 1, 10.

05. (Ufscar SP) O peróxido de hidrogênio dissolvido em água é conhecido como água oxigenada. O H2O2 é um agente oxidante, mas pode também atuar como agente redutor, dependendo da reação. Na equação KMnO4(aq) + H2O2(aq) + H2SO4(aq) → MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + O2(g) + H2O() a soma dos coeficientes estequiométricos, após o balanceamento, e o agente oxidante, são a) 26 e KMnO4. d) 24 e H2O2. b) 24 e KMnO4. e) 23 e O2. c) 26 e H2O2. 06. (UFTM MG) Leia o texto. A maior parte do cobre metálico produzido atualmente é extraído de minérios de cobre, sendo o mais importante a calcopirita (CuFeS2). O minério bruto de cobre metálico é moído e separado de suas impurezas por meio de um processo no qual é misturado com óleo e água. A mistura de minério com óleo é removida da superfície da água. Após a separação, a calcopirita é submetida a uma forte corrente de ar, reagindo com o gás oxigênio e produzindo sulfeto de cobre(I), óxido de ferro(III) e dióxido de enxofre. O óxido de ferro(III) é removido com sílica. O sulfeto de cobre(I) é então aquecido em corrente de ar, sendo reduzido a cobre metálico. A soma dos coeficientes estequiométricos da equação de reação, devidamente balanceada, da formação do sulfeto de cobre(I) a partir da calcopirita é: a) 23. b) 21. c) 17. d) 11. e) 10. 07. (Feevale RS) Balanceando a equação: K2Cr2O7 + FeC2 + HC → CrC3 + FeC3 + H2O + KC a soma de todos os coeficientes, considerando os menores números inteiros possíveis, é a) 39. b) 20. c) 76. d) 19. e) 38. 08. Ao fazer o balanceamento da equação química, abaixo, utilizando os menores coeficientes inteiros possíveis, qual será o valor da soma geral de todos esses coeficientes ? CrC3 + NaClO3 + NaOH → Na2CrO4 + NaC + H2O a) 6

b) 8

c) 18

d) 27

e) 32

09. (UFG GO) A variação do número de oxidação pode ser utilizada para se determinar os coeficientes dos reagentes e produtos de uma equação química. Observe a equação química a seguir: Au3P + AuCl3 + H2O → H3PO2 + Auo + HC a) Identifique os reagentes oxidante e redutor. b) Acerte os coeficientes pelo método de oxirredução. a) agente oxidante → AuC3 agente redutor → Au3P b) 3Au3P + 1AuC3 + 6H2O → 3H3PO2 + 10Au + 3HC

235

A16  Casos especiais de oxirredução

01. (Uefs BA)

FRENTE

QUÍMICA

Exercícios de Aprofundamento 01. (ITA SP) Considere as equações químicas: I. F2 + H2O → 2HF + 1/2 O2 II. HCOOH → H2O + CO III. CO2 + H2 → H2O + CO IV. 2 H2O2 → 2 H2O + O2 V. (NH4)2CO3 → 2 NH3 + H2O + CO2 As que não representam reações de oxirredução são: a) I; III c) II; V e) II; IV; V b) II; IV d) IV; V 02. (ITA SP) Assinale a opção relativa aos números de oxidação CORRETOS do átomo de cloro nos compostos KCO2, Ca(CO)2, Mg(CO3)2 e Ba(CO4)2, respectivamente. a) –1, –1, – 1 e – 1 d) +3, +1, + 5 e + 6 b) +3, +1, + 2 e + 3 e) +3, +1, + 5 e + 7 c) +3, +2, + 4 e + 6

06. (Fuvest SP) O titânio pode ser encontrado no mineral ilmenita, FeTiO3. O metal ferro e o óxido de titânio (IV) sólido podem ser obtidos desse mineral, a partir de sua reação com monóxido de carbono. Tal reação forma, além dos produtos indicados, um composto gasoso. a) FeTiO3(s) + CO(g) → Fe(s) + TiO2(s) + CO2(g) a) Escreva a equação química balanceada da reação da ilmenita com monóxido de carbono, formando os três produtos citados. b) Um outro método de processamento do mineral consiste em fazer a ilmenita reagir com cloro e carvão, simultaneamente, produzindo cloreto de titânio (IV), cloreto de ferro (III) e monóxido de carbono. Considere que, na ilmenita, o estado de oxidação do ferro é +2. Preencha a tabela abaixo, indicando, para a reação descrita neste item, todos os elementos que sofrem oxidação ou redução e também a correspondente variação do número de oxidação.

03. (Unitau SP) Metais de transição podem formar compostos iônicos com fórmulas complexas, tais como: Zn(H2O)3(OH)+

Pt(NH3)3C 3−

Cr(CN) 36−

A carga do íon metálico central de cada um dos três complexos acima é, respectivamente, a) Zn+, Pt2+ e Cr3+ b) Zn+, Pt+ e Cr3+ c) Zn2+, Pt+ e Cr2+ d) Zn2+, Pt+ e Cr3+ e) Zn2+, Pt2+ e Cr3+ 04. (Puc MG) Para a equação não equilibrada: C2 + IO3- + OH- → IO4- + C- + H2O, São feitas algumas afirmações. Assinale a afirmação INCORRETA: a) A reação se processa em meio básico. b) O iodo foi oxidado. c) O C2 é o redutor. d) A variação do número de oxidação do iodo é de 2. e) O hidrogênio não sofreu oxidação nem redução. 05. (IME RJ) Assinale a alternativa que indica a soma dos menores coeficientes inteiros capazes de balancear a equação química a seguir: CrI3 + C2 + NaOH → NaIO4 + Na2CrO4 + NaC + H2O a) 73. b) 95. c) 173. d) 187 e) 217. 236

Gabarito questão 06 - letra b Os elementos titânio e oxigênio não sofrem variações de números de oxidação.

Sofre oxidação Sofre redução

Elementos

Variação do número de oxidação

Ferro

Carbono

Cloro

c) Que massa de ferro pode ser obtida, no máximo, a partir de 1,0 × 103 mols de ilmenita? Mostre os cálculos. tm = 5,6 ⋅ 104 g Dados: massas molares (g/mol) O ...... 16 Ti ...... 48 Fe ..... 56 07. (Unimontes MG) Substâncias como nitrato e fosfato, além de dióxido de carbono e água, são incorporadas pelo fitoplâncton durante o processo de fotossíntese, que transforma os compostos inorgânicos, dissolvidos em água, em matéria orgânica particulada, isto é, em tecido vegetal. Foi observado que o tecido do fitoplâncton marinho possui, em média, a proporção atômica C: N: P de 106: 16: 1, respectivamente. A formação do tecido vegetal, CxHyOzNtPv, encontra-se representada pela equação semibalanceada: CO2 + NO3− + HPO24− + 122 H2O + 18 H+ + luz  CxHyOzNtPv + 138 O2

Considerando a estequiometria da equação, pode-se afirmar que a fórmula unitária do tecido vegetal se encontra CORRETAMENTE representada em: a) C106H141O110N16P. c) C106H141O22N6P2. b) C106H12O22N16P. d) C106H263O110N16P.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

00-01-02-04

09. (Unesp SP) O peróxido de hidrogênio (H2O2) pode participar de reações de oxirredução como oxidante ou como redutor. Por exemplo, em meio ácido, íons dicromato (Cr2O 27− ) são reduzidos a íons crômico (Cr3+) pelo peróxido de hidrogênio, conforme a reação representada pela equação: Cr2O 27− (aq) + 3 H2O2() + 8 H+ (aq) → 2 Cr3+ (aq) + 3 O2 (g) + 7 H2O () a) Indique a variação do número de oxidação (NOX) dos íons dicromato (Cr2O 27− ) a íons crômico (Cr3+) e do oxigênio do peróxido de hidrogênio (H2O2), quando esse é oxidado a oxigênio gasoso (O2). Varia de +6 para +3. Logo, ∆nox = 3 b) Escreva a equação química balanceada da semirreação de redução do peróxido de hidrogênio à água em meio ácido. 3H2O2 → 3H2O + 3 O2

10. (UFMS) No setor dos têxteis, há vários tipos de fibras, as naturais (algodão, seda), as sintéticas (nylon, poliéster) e as artificiais ou modificadas (rayon). O nylon, um polímero de condensação, tem como um dos materiais de partida o ácido adípico, que pode ser obtido pela oxidação do cicloexeno com permanganato de potássio. A primeira etapa da reação, não balanceada, na qual o sal de potássio do ácido adípico se forma, é: C6H10 + KMnO4 → K2C6H8O4 + MnO2 + KOH + H2O Considerando, para efeito de cálculo, as massas atômicas: C = 12; H = 1; Mn = 55; K = 39 e O = 16, é correto afirmar que o número de mols de permanganato de potássio necessário para a oxidação total de 123 g de cicloexeno, será: a) 4,0. b) 5,0. c) 3,0. d) 4,5. e) 3,5. 11. (ITA SP) Considere as respectivas reações químicas representadas pelas seguintes equações químicas: I 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5 H2O2 → 1X + 2Y + 8H2O +5O2 II CrO3 + 6H2SO4 → 2Z + 6H2O + 3O2 III 2K2Cr2O7 + 10H2SO4 → 4KHSO4 + 2W + 8H2O + 3O2

Em relação às equações químicas I, II e III é CORRETO afirmar que: a) O produto X é KHSO4 . b) O produto Y é Mn(SO4)2 . c) O produto Z é CrSO4 . d) O peróxido de hidrogênio atua como agente oxidante. e) Os produtos Z e W representam o mesmo composto químico. 12. (Escs DF) Quando ocorre uma reação química, esta pode ser representada na forma de equação iônica, ou seja, nela aparecem apenas as espécies que participam efetivamente da transformação química. Aqueles íons presentes no meio e que não participam da reação (apenas “assistem”) denominam-se íons espectadores. Considere a reação estequiométrica a seguir, que é muito utilizada nos laboratórios de análises. Solução aquosa de permanganato de potássio (KMnO4(aq)) reagindo com solução aquosa de sulfato de ferro II (FeSO4(aq)) em presença de solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4(aq). As equações completa e iônica que traduzem essa reação, respectivamente, são: KMnO4(aq) + FeSO4(aq) + H2SO4(aq) → MnSO4(aq) + Fe2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + H2O() e MnO4–1(aq) + Fe+2(aq) + H+1(aq) → Mn+2(aq) + Fe+3(aq) + H2O() No balanceamento da equação iônica com os menores números inteiros, a soma de todos os coeficientes de cada espécie é igual a: a) 13 b) 24 c) 39 d) 48 e) 56 13. (Uel PR) O peróxido de hidrogênio puro é líquido, incolor, xaroposo e muito reativo. É comercializado como reagente químico em solução aquosa e, dependendo da concentração, pode ser empregado como antisséptico ou como alvejante. Considere as duas seguintes equações não equilibradas, como exemplos de reações que ocorrem ao se utilizar o peróxido de hidrogênio, e analise as afirmativas a seguir: 1ª. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → KHSO4 + MnSO4 + H2SO4 + H2O + O2 2ª. H2O2 + KI → I2 + KOH I.

O peróxido de hidrogênio é agente redutor em ambas as

II.

O peróxido de hidrogênio atua como agente redutor na pri-

III.

O número de elétrons envolvidos na semirreação do pe-

IV.

A soma algébrica dos coeficientes mínimos inteiros para a

equações. meira reação e como agente oxidante na segunda reação. róxido de hidrogênio na segunda reação é 2. primeira reação equilibrada é 26. São corretas as afirmativas: a) I, III e IV.

c) II e III.

b) II, III e IV.

d) I e III.

e) II e IV.

237

FRENTE A  Exercícios de Aprofundamento

08. (UFPE) A reação entre o íon permanganato (MnO4-) o íon oxalato, (C2O42-) em meio aquoso ácido, é utilizada para titulações em alguns laboratórios de análise química. Nessa reação, encontram-se além de outros produtos, o íon Mn2+ e o dióxido de carbono. A propósito dessa questão, avalie as afirmativas abaixo. 00. Nessa reação o íon permanganato é o agente oxidante. 01. O carbono é oxidado, perdendo 1 elétron. 02. Para balancear corretamente a reação química em questão (com coeficientes estequiométricos possuindo os menores valores inteiros possíveis), devemos adicionar 16 mols de íons H+ no lado dos reagentes. 03. O estado de oxidação do manganês no íon permanganato é +5. 04. São produzidos 4 mol de moléculas de água para cada mol de íon permanganato consumido.

wikimedia commons / Luis nunes alberto

FRENTE

QUÍMICA Por falar nisso O meio material ao nosso redor, com suas formas, propriedades e valores, reflete a enorme variedade de maneiras como os átomos se ligam para formar compostos. Na imagem de abertura dessa página, vemos uma teia de aranha. A resistência mecânica dos fios que compõem uma teia de aranha não é mero objeto de ficção científica. Os fios de proteínas que formam a rede para as aranhas capturarem suas presas são realmente muito fortes e isso se deve, dentre outros fatores, à forma como os átomos se ligam para formar o fio. Há três modelos de ligações químicas que mantêm os átomos unidos: iônica, covalente e metálica. No fio de teia de aranha, o modelo de ligação que utilizamos é a ligação covalente. Nesse contexto, o estudo das ligações químicas é de fundamental importância e essencial para melhor entendimento das transformações que ocorrem em nosso mundo. Nas próximas aulas, estudaremos os seguintes temas

B13 B14 B15 B16

Ligação iônica................................................................................. 240 Ligação covalente........................................................................... 247 Ligação covalente dupla e tripla.................................................... 253 Ligação metálica............................................................................. 259

FRENTE

QUÍMICA

MÓDULO B13

ASSUNTOS ABORDADOS nn Ligação iônica nn Modelos de ligações químicas nn Características da ligação iônica nn Regra do octeto nn Ligação iônica no cloreto de sódio (NaC) nn A organização reticular nn Dureza nn Tenacidade nn Condutividade elétrica nn Pontos de fusão e ebulição

LIGAÇÃO IÔNICA Quando observamos uma barra de ferro metálico, um cristal de sal de cozinha ou os fios que formam uma teia de aranha, não nos damos conta de que as ligações químicas são as responsáveis por suas diferenças e semelhanças. Nesses três casos, pode-se fazer uma análise do estado sólido da matéria por meio de modelos explicativos de ligações químicas. Lembre-se de que um modelo explicativo é uma situação imaginária de um fenômeno. Portanto, não possui existência física palpável, mas pode ser representado por símbolos reconhecidamente aceitos por uma comunidade científica: um modelo consensual.

Modelos de ligações químicas Para exemplificar as diversas formas de materiais, são usados quatro modelos de ligações: ligações iônicas, ligações covalentes, ligações metálicas e ligações intermoleculares. A escolha do modelo no ensino de ligações químicas deve ser compatível com o modelo atômico adotado. Na ligação iônica, por exemplo, podemos utilizar o modelo de átomo de Thomson e de Rutherford. Contudo, o modelo de átomo de Dalton é insuficiente para explicar esse tipo de ligação. Isso se deve ao fato de que a ligação iônica utiliza o modelo de transferência de elétros, mas o modelo de átomo de Dalton (bola de bilhar) não faz previsão de elétrons. Portanto, não podemos utilizá-lo. Dessa forma, começaremos nosso estudo de ligações químicas, ora adotando um modelo de átomo, ora adotando outro, de tal maneira que nos proporcione melhor entendimento das transformações dos materiais na natureza.

Características da ligação iônica Charles Augustin de Coulomb (1736-1806): Cientista francês que descobriu várias leis da Eletricidade, as leis de Coulomb, envolvendo forças de atração e repulsão. Em grande parte, é atribuído a Coulomb o estudo das forças eletrostáticas.

A reação química entre metais alcalinos (Li, Na, K) e halogênios (F, C) leva, geralmente, à formação de sais, que, se dissolvidos em solução aquosa, conduzem eletricidade. Essa é uma evidência de que os sais são formados por íons. Seria então a energia de coesão de um sal oriunda de interações eletrostáticas? Mas o que são interações eletrostáticas? Com o desenvolvimento da eletrostática – parte da Física que estuda as cargas elétricas –, já se podiam fazer previsões sobre o comportamento das cargas elétricas de tal maneira que: As forças elétricas são grandezas que traduzem interações entre cargas elétricas e dependem de fatores como intensidade e sinal das cargas, além da distância entre elas. De maneira geral, podemos dizer que nn Cargas

elétricas de sinais contrários apresentam forças elétricas de atração; elétricas de mesmos sinais apresentam forças elétricas de repulsão. nn A intensidade da força elétrica foi calculada por Coulomb da seguinte maneira: nn Cargas

Fonte: wikipedia

F = ko

240

em que: F = força de atração ou repulsão Q e q = cargas das partículas d = distância entre as cargas elétricas

Q ⋅q d2

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

O estudo das ligações iônicas é feito com base na teoria do octeto e nas forças eletrostáticas: quando dois íons de cargas elétricas de sinais opostos são formados, há uma grande força de atração mantendo-os unidos em um retículo iônico.

Em virtude da blindagem dos elétrons presentes nos níveis internos de energia, os elétrons de valência são menos atraídos pelo núcleo (carga nuclear efetiva) e, portanto, são mais facilmente transferidos. Representação de Lewis A representação simbólica utilizada na ligação iônica foi estabelecida pelo químico americano Gilbert Newton Lewis. Essa representação é chamada de símbolos de pontos de elétrons ou símbolos de Lewis. Figura 01 - Representação de Lewis para os átomos do segundo nível da Tabela Periódica. Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.

Para essa representação, devemos obedecer aos seguintes critérios: nn Os

elétrons são representados por pontos dispostos nos quatro lados do símbolo: o lado de cima, o de baixo, o esquerdo e o direito; nn Cada lado é equivalente e permite acomodar até dois elétrons; nn A disposição de dois elétrons de um lado e um elétron do outro é arbitrária.

Regra do octeto Os gases nobres são elementos que se caracterizam por apresentarem alto potencial de ionização, baixa afinidade por elétrons e baixíssima reatividade química. Isso nos leva a crer que a estabilidade química desses átomos esteja relacionada com um completo preenchimento da camada de valência. Pela representação de Lewis, descrita anteriormente, notamos que o gás nobre neônio apresenta oito elétrons na camada de valência. Aliás, com exceção do hélio, que possui dois elétrons, todos os demais gases nobres também possuem camada de valência completa com oito elétrons. Veja o quadro a seguir.

Tabela 01 - Distribuição dos elétrons em camadas para os gases nobres.

Segundo a regra do octeto, de maneira geral, podemos dizer que os átomos buscam o total preenchimento da camada de valência para adquirir estabilidade química semelhante à dos gases nobres, seja pela perda, pelo ganho ou pelo compartilhamento de seus elétrons. Regra do octeto: O desenvolvimento da regra do octeto foi feito pelo cientista alemão Walter Kossel (1888-1956) e pelos cientistas americanos Gilbert Newton Lewis (18751946) e Irving Langmuir (1881-1957).

Ligação iônica no cloreto de sódio (NaC) O cloreto de sódio é um composto de caráter predominantemente iônico, seus íons se arranjam em uma rede cristalina e são interligados por forças eletrostáticas regidas pela lei de Coulomb. A formação do íon Na+, a partir dos átomos de sódio, e do íon C−, a partir da substância pura simples C2, indica que houve transferência de elétrons. Pelas configurações eletrônicas, temos: Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 C: 1s22 2s2 2p6 3s2 3p5 Os dois primeiros níveis de energia do sódio e do cloro se apresentam totalmente preenchidos. O terceiro nível de energia do sódio apresenta um elétron no subnível 3s1. Já o terceiro nível de energia do cloro apresenta sete elétrons (3s2 3p5). Assim, pela regra do octeto, espera-se que os dois átomos ao reagirem entre si transfiram elétrons adquirindo configuração eletrônica de gás nobre. O sódio é um elemento metálico de baixa energia de ionização e baixa afinidade eletrônica. Logo, espera-se que o sódio ceda elétrons, formando o cátion; enquanto o cloro apresenta alta energia de ionização e alta afinidade eletrônica. Assim, durante a transferência de elétrons, o cloro deve receber elétrons, formando o ânion. Os dois íons resultantes dessa transferência de elétrons apresentam camadas de valência completamente preenchidas com oito elétrons. 241

B13  Ligação iônica

Os elétrons envolvidos na formação da ligação iônica são os elétrons de valência, presentes no último nível da configuração eletrônica. Porém, em uma ligação iônica, a transferência é feita de maneira que um dos átomos ceda elétrons, enquanto outro ganhe exatamente a mesma quantidade cedida pelo primeiro. Dessa forma, para que a ligação iônica ocorra de maneira satisfatória, é de fundamental importância envolver átomos de baixa energia de ionização, ou seja, aqueles que estão nos metais do extremo esquerdo da tabela periódica, e átomos de elevada afinidade eletrônica, os ametais, no extremo direito da tabela.

Distribuição dos elétrons em camadas para os gases nobres

Química

A organização reticular

Figura 02 - Formação da ligação iônica no cloreto de sódio. Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.

Outra forma de se estabelecer a ligação iônica é por meio da localização dos elementos químicos na Tabela Periódica. O sódio, por exemplo, pertence ao grupo 1 da tabela periódica, portanto, tem 1 elétron na camada de valência; o cloro, pertence ao grupo 17; apresenta 7 elétrons na camada de valência. Utilizando a regra do octeto, o sódio tem tendência de perder o elétron da camada de valência e formar um cátion monovalente. O cloro, por sua vez, tem tendência de ganhar 1 elétron para atingir o octeto. Portanto, o cloro tem tendência de formar ânion monovalente. Por exemplo, a ligação estabelecida entre o sódio e o cloro pode ser representada da seguinte forma:

Os compostos iônicos se apresentam na forma de sais, óxidos, sulfetos, hidretos e hidróxidos. Todos são sólidos quando puros em condições ambientes e se mantêm organizados em estruturas reticulares devido à atração eletrostática entre os íons positivos e negativos. Porém, íons de cargas de mesmo sinal se repelem. A força de atração será máxima quando um íon positivo estiver circundado pelo maior número possível de íons negativos e vice-versa. A essa quantidade de íons chamamos de número de coordenação. O número de coordenação pode ser igual para íons positivos e negativos, como no NaC, cujo retículo cristalino é mostrado na ilustração abaixo. Porém, pode ser diferente para o cátion e o ânion, como no cloreto de cálcio (CaC2), que apresenta número de íons positivos e negativos diferente.

Para se obter a fórmula do brometo de cálcio, devemos nos lembrar que o cálcio pertence ao segundo grupo da tabela periódica, portanto, forma cátion bivalente (Ca2+). O bromo, por sua vez, pertence ao grupo 17, logo, forma ânion monovalente para atingir o octeto (Br-). Dessa forma, podemos estabelecer a seguinte fórmula.

B13  Ligação iônica

Na formulação do sulfeto de alumínio, um sal, podemos estabelecer a seguinte análise. O alumínio pertence ao grupo 13 da tabela periódica, portanto, forma cátion trivalente (Al3+). O sulfeto pertence ao grupo 16 da tabela, portanto, forma ânion bivalente (S2-). Dessa forma, podemos estabelecer a seguinte fórmula para o sulfeto de alumínio.

Figura 03 - Retículo cristalino do cloreto de sódio. Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.

As células unitárias As células unitárias são as unidades que se repetem em um sólido cristalino. Existem três tipos de células unitárias: cúbica simples, cúbica de corpo centrado e cúbica de face centrada.

Figura 04 - Representação das estruturas cristalinas cúbica simples, cúbica de corpo centrado e cúbica de face centrada.

242

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

As estruturas mais simples são células unitárias cúbicas com um único átomo centrado em cada vértice. Isso ocorre na maioria dos metais. Se, além dos vértices, aparecer um átomo no centro da célula, o retículo é dito célula cúbica de corpo centrado. Já a célula cúbica de face centrada tem átomos em todos os vértices da célula, além de um átomo no centro de cada face. A estrutura do NaCl Por difração de raios X, podemos observar que a estrutura cristalina do cloreto de sódio é do tipo cúbica de face centrada. Isso significa dizer que em cada célula unitária existem quatro íons, ou seja, os íons 1 que estão no vértice da célula participam de oito células, contribuindo com apenas 8 para cada uma. Desse modo, os vértices contribuem com um único íon, pois são oito 1 vértices ( 8 ⋅ ) = 1. 8 Por outro lado, em cada face existe um íon que participa de duas células unitárias, logo 1 a contribuição das faces é de três átomos, pois há seis faces por célula unitária ( 6 ⋅ ) = 3. 2 Somando as duas contribuições, temos que em cada célula unitária de cloreto de sódio existem quatro íons.

Dureza

B13  Ligação iônica

Definimos dureza como a dificuldade que os materiais têm em perder matéria quando submetidos ao risco. Quanto maior a resistência ao risco, maior é o grau de dureza do material. Os sais, de maneira geral, são materiais de dureza média a elevada. A escala utilizada para medir a dureza dos materiais foi estabelecida por Mohs.

Figura 05 - Escala de dureza dos materiais segundo Mohs. A unha é mais dura que o talco e a gipsita.

243

Química

Condutividade elétrica Compostos iônicos não conduzem corrente elétrica em estado sólido. Porém, em estado líquido (fundidos), os sólidos iônicos liberam os íons cátions e ânions permitindo a mobilidade dos íons e a condução da corrente elétrica. No estado sólido, os íons estão presos no retículo cristalino, por isso não conduzem corrente elétrica. Outro meio em que os compostos iônicos conduzem corrente elétrica é a solução aquosa. Desde que haja uma boa solubilidade do composto em água, haverá dissociação e liberação dos íons que conduzirão a corrente elétrica.

Pontos de fusão e ebulição Os pontos de fusão e de ebulição dos compostos iônicos são relativamente elevados. A atração mútua exercida entre os íons de cargas de sinais opostos (força eletrostática) exige uma grande quantidade de calor para movimentá-los e produzir mudança de estado. Observe, no quadro abaixo, os pontos de fusão e ebulição de alguns compostos iônicos. Sólido

Ponto de fusão

Ponto de ebulição

NaCl

801 °C

1 465 °C

KC

776 °C

1 500 °C

CsC

645 °C

1 295 °C

NaBr

755 °C

1 390 °C

KBr

734 °C

1 435 °C

Tenacidade

B13  Ligação iônica

A tenacidade é a propriedade que os materiais têm de resistir ao impacto. Os sólidos iônicos são constituídos de íons de cargas opostas que se atraem mutuamente por forças eletrostáticas. Porém, quando submetidos ao impacto, um íon de carga positiva se aproxima de outro íon, também de carga positiva, gerando repulsão e quebra do retículo cristalino. Desse modo, os sais são materiais de baixa tenacidade.

Figura 06 - A tenacidade mede a resistência que um sólido tem de se submeter ao impacto. Em (a), temos um retículo cristalino iônico mostrando as disposições corretas dos íons cátions e ânions. Em (b), o impacto produz aproximação entre íons de mesmo sinal de carga elétrica, gerando repulsão elétrica. Em (c), o retículo quebrado devido à repulsão elétrica gerada entre os íons de cargas elétricas de mesmo sinal.

244

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Exercícios de Fixação 01. (UFG GO) A série americana intitulada Breaking Bad vem sendo apresentada no Brasil e relata a história de um professor de Química. Na abertura da série, dois símbolos químicos são destacados em relação às duas primeiras letras de cada palavra do título da série. Considerando a regra do octeto, a substância química formada pela ligação entre os dois elementos é a: a) Ba2Br2 b) Ba2Br3 c) Ba2Br d) BaBr3 e) BaBr2 02. (Uel PR) A posição dos elementos químicos na tabela periódica permite prever que resulta num composto iônico a combinação entre: a) cálcio e flúor b) hidrogênio e oxigênio c) fósforo e iodo d) nitrogênio e cloro e) carbono e hidrogênio 03. (Osec SP) Num composto, sendo X o cátion e Y o ânion e a fórmula X2Y3, provavelmente, os átomos X e Y no estado normal tinham os seguintes números de elétrons na última camada, respectivamente:

05. (Unicamp SP) Considerando os elementos sódio, magnésio, enxofre e cloro, escreva as fórmulas dos compostos iônicos que podem ser formados entre eles. Na2S; NaC; MgS; MgC2 06. (Vunesp SP) Têm-se dois elementos químicos A e B, com números atômicos iguais a 20 e 35, respectivamente: a) Escrever as configurações eletrônicas dos dois elementos. Com base nas configurações, dizer a que grupo da Tabela Periódica pertence cada um dos elementos em questão. b) Qual será a fórmula do composto formado entre os elementos A e B? Que tipo de ligação existirá entre A e B no composto formado? Justificar. Gabarito no final do módulo 07. (UFSE SE) Uma substância iônica foi representada pela fórmula XY. Sendo assim, na tabela periódica, é possível que X e Y se localizem, respectivamente, nas colunas: a) 1A e 2A. b) 1A e 6A. c) 2A e 1A. d) 2A e 6A. e) 2A e 7A. 08. (UFRJ) Observe o esboço da tabela periódica:

a) 2 e 3 b) 3 e 2 c) 2 e 5 d) 3 e 6 e) 5 e 6 04. (Puc Campinas SP) Na estrutura do cloreto de sódio encontramos um aglomerado de: a) cátions e ânions. b) macromoléculas. c) íons hidratados. d) átomos independentes. e) moléculas diatômicas.

Qual a fórmula molecular da substância resultante da ligação de A com C? A2C3 ou Al2O3 Gabarito 06 a) elemento A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2, grupo 2A; elemento B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5, grupo 7A b) AB2, ligação iônica.

Exercícios Complementares 02. (Osec SP) Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinoterrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, formam íons com número de carga:

a) MX

a) +1 e -1

b) MX2

b) -1 e +2

c) M2X

c) +2 e -1

d) M2X7

d) -2 e -2

e) M7X2

e) +1 e -2

B13  Ligação iônica

01. (Cesgranrio RJ) Um elemento M do grupo 2A forma um composto binário iônico com um elemento X do grupo 7A. Assinale, entre as opções abaixo, a fórmula mínima do respectivo composto:

245

Química

03. (UFPA) Sejam os elementos X, com 53 elétrons, e Y, com 38 elé-

08. (IF SP) O cloreto de potássio, KC, vem sendo utilizado no cha-

trons. Depois de fazer a sua distribuição eletrônica, podemos afir-

mado “sal light”, substituindo parte do cloreto de sódio que

mar que o composto mais provável formado pelos elementos é:

constitui o sal comum. Sabendo que o potássio é um elemento

a) YX2 b) Y3X2 c) Y2X3 d) Y2X e) YX 04. (UFRN) O composto formado a partir das substâncias cálcio e cloro deve apresentar fórmula, ligação química e estado físico, respectivamente: a) CaC, iônica, sólido b) CaC3, covalente, líquido c) Ca2C, metálica, gasoso d) CaC, iônica, líquido

do grupo 1 da tabela periódica (metal alcalino) e que o cloro é um elemento do grupo 17 da tabela periódica (halogênio), pode-se afirmar que as ligações químicas existentes nos cristais de cloreto de potássio são a) iônicas. b) metálicas. c) covalentes simples. d) covalentes duplas. e) covalentes triplas. 09. (FCM MG) O relógio na casa de um professor de Química tem seus numerais substituídos pelos símbolos dos elementos químicos, de acordo com seus números atômicos, conforme a figura.

e) CaC2, iônica, sólido 05. (GF RJ) Considere as configurações eletrônicas de dois elementos A e B no estado fundamental. A = 1s22s22p63s23p64s2 B = 1s22s22p63s23p5 Ao reagirem, a fórmula do composto formado por A e B e o tipo de ligação química da molécula serão, respectivamente: a) AB; ligação covalente b) A2B; ligação iônica c) AB2; ligação iônica

Analisando, na figura, a substância correspondente à hora mar-

d) AB3; ligação metálica

cada e utilizando seus conhecimentos a respeito da posição dos

e) A3B; ligação covalente 06. (Unisc RS) O átomo de cálcio pertence à família dos metais alcalinoterrosos e o átomo de flúor à família dos halogênios. O composto resultante e a ligação entre esses átomos serão a) CaF2 com ligação covalente. b) CaF com ligação covalente. c) CaF2 com ligação iônica. d) CaF com ligação iônica. e) Ca2F com ligação covalente. 07. (Unifor CE) O fluoreto de sódio é um haleto alcalino muito utilizado na prevenção de cáries e pode ser obtido a partir da rea-

B13  Ligação iônica

ção do ácido fluorídrico com carbonato de sódio. O tipo de ligação química existente entre o sódio e o flúor é: a) Covalente apolar b) Dipolo-dipolo c) Covalente polar d) Metálica e) Iônica 246

elementos na Tabela Periódica, assinale a alternativa FALSA: a) A substância apresenta fórmula MgF2, tendo como unidades de repetição cátions e ânions. b) A substância é predominantemente iônica, sólida, sendo boa condutora de eletricidade quando dissolvida em água e quando fundida. c) O principal fator responsável pelo caráter iônico da substância é seu alto valor na energia de rede. d) O caráter iônico dessa substância deve ser menor do que o caráter iônico da substância correspondente a 8h55 minutos. 10. (FPS PE) Considere os átomos X, com número atômico 13, e os átomos Y com número atômico 8. Entre esses átomos forma-se um composto com a seguinte fórmula: a) X3Y2 b) X2Y3 c) XY d) X4Y3 e) X2Y5

FRENTE

QUÍMICA

MÓDULO B14

LIGAÇÃO COVALENTE Em 1916, o norte-americano Gilbert Newton Lewis (1875 - 1946) apresentou a teoria eletrônica da valência, que partia da teoria do átomo de Böhr. Lewis supôs que a camada externa de gases nobres tem oito elétrons e que, em outros átomos, para adquirir estabilidade, havia uma tendência a se completar os oito elétrons também. Assim, a forma para o átomo completar esse outro elétrons na camada de valência podia ser por meio

ASSUNTOS ABORDADOS nn Ligação Covalente nn A natureza da ligação covalente nn A regra do octeto de Lewis nn O compartilhamento de elétrons

nn do

ganho ou da perda de elétrons externos, formando íons negativos ou positivos, numa ligação “iônica”, ou

nn do

compartilhamento de pares de elétrons com outros átomos, formando ligação “covalente”.

Na aula anterior, estudamos a ligação iônica, que é estabelecida por meio da transferência de elétrons entre os participantes da ligação. Nesta aula, iniciaremos nossos estudos sobre as ligações covalentes, que são estabelecidas por meio do compartilhamento de elétrons entre dois ou mais átomos. A substância metano (CH4), por exemplo, é o resultado da combinação de quatro átomos de hidrogênio e um átomo de carbono. A ligação presente entre os átomos de hidrogênio e o átomo de carbono, no metano, é a ligação covalente, que ocorre com o compartilhamento de elétrons da camada de valência. De maneira geral, dizemos que o compartilhamento de elétrons leva a um estado de energia mais estável que o estado de energia dos átomos isolados.

A natureza da ligação covalente Foi Gilbert Lewis quem percebeu a necessidade de um novo modelo de ligação química para explicar a dificuldade que os átomos dos elementos ametálicos tinham de estabelecer ligações iônicas. Em função dos altos valores de energia de ionização, esses átomos dificilmente formariam sistemas estáveis pela transferência de elétrons. Mesmo sem ter conhecimento completo do desenvolvimento sedimentado da Mecânica Quântica, Lewis previu que os átomos dos elementos ametálicos estabeleceriam ligações bastante estáveis pelo compartilhamento de pares de elétrons.

Figura 01 - Ligação covalente no metano. Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.

Na ideia de compartilhamento eletrônico, está inerente a questão da afinidade dos átomos por elétrons (afinidade eletrônica, potencial de ionização), bem como a questão da igualdade ou desigualdade com que estes são atraídos pelos núcleos. A afinidade associa-se ao conceito de valência como maneira de expressar a capacidade de combinação dos átomos. Para tratar das desigualdades de atrações atômicas sobre o par de elétrons compartilhado, Pauling introduziu o conceito de eletronegatividade . No estudo das ligações iônicas, vimos que elas são formadas a partir da transferência de elétrons, resultando em íons positivos (doador do elétron) e negativos (receptor do elétron) que se atraem de maneira mútua por forças de Coulomb. Portanto, as ligações iônicas são ligações de natureza elétrica, não direcionais, regidas por forças eletrostáticas. As ligações covalentes, por sua vez, não são de natureza elétrica. A transferência de elétrons entre os átomos de elementos ametálicos é muito difícil, em razão da alta energia de ionização. Mesmo assim, esses átomos se ligam constituindo moléculas com vários átomos por fórmula: moléculas diatômicas (H2, O2, F2), moléculas triatômicas (O3) e moléculas poliatômicas (S8, carbono grafita, carbono diamante). 247

Química

Mas, afinal, se a ligação química busca uma situação de menor energia e a transferência de elétrons entre os átomos de elementos ametálicos requer muita energia, como é que eles se ligam? Só em 1916, essa pergunta teve uma resposta satisfatória. Lewis propôs a teoria da ligação covalente, em que os átomos em uma molécula estabelecem o compartilhamento de elétrons. Nesse sentido, Lewis estabeleceu que um par de átomos compartilha um par de elétrons formando uma ligação. O par de elétrons compartilhado deve estar posicionado entre os núcleos dos dois átomos, para interagir fortemente com eles. Desse modo, não é necessário transferir elétrons, o que diminui, grandemente, a energia necessária para a formação da ligação química. A seguir, temos representações de ligações covalentes na molécula de hidrogênio, ácido clorídrico e ácido hipocloroso.

Figura 02 - Representação de ligações covalentes. Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.

Verifique que para todos os átomos, exceto o hidrogênio, há uma relação de igualdade de octeto de elétrons da camada de valência. O hidrogênio não obedece ao octeto e, sim, ao dueto de elétrons na camada de valência. A regra do octeto para ligações covalentes será estudada a seguir.

A regra do octeto de Lewis No estudo das ligações iônicas, vimos que a estabilidade química de um átomo depende da quantidade de elétrons presente na camada de valência. Os gases nobres, ditos muito estáveis, apresentam a camada de valência completa com oito elétrons, com exceção do hélio, que tem apenas dois. Estudamos também que, na formação da ligação iônica, os átomos ligantes participam ganhando ou perdendo elétrons de maneira que a camada de valência fique preferencialmente com oito elétrons. Distribuição dos elétrons em camadas para os gases nobres K

B14  Ligação Covalente

Tabela 01 - Com exceção do hélio, os demais gases nobres apresentam 8 elétrons na camada de valência.

Na ligação covalente, os átomos também buscam o octeto eletrônico de valência, porém de maneira diferente. Na ligação covalente, ocorre o compartilhamento de elétrons, e não a transferência como na ligação iônica. Na figura a seguir, temos os desenhos propostos por Lewis na busca do entendimento da ligação. Lewis imaginou que as ligações estabelecidas por átomos pudessem ter explicações com base na distribuição dos elétrons da camada de valência. 248

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Figura 03 - Teoria do octeto de Lewis, em que os elétrons da camada de valência são posicionados nos vértices de um cubo. Observe que, em alguns casos, como no do boro e do berílio, por exemplo, a regra do octeto não é perfeitamente obedecida. nn No

primeiro cubo, temos desenhado um elétron na camada de valência do átomo de hidrogênio, o que significa que o átomo de hidrogênio deve compartilhar um elétron com outro átomo ao estabelecer uma ligação covalente. Daí dizer que o hidrogênio é monovalente; nn No segundo cubo, temos o berílio, que possui dois elétrons de valência, sendo, portanto, bivalente; nn No terceiro cubo, temos o boro, com três elétrons de valência, sendo, portanto, trivalente; nn No quarto cubo, temos o átomo de carbono, que apresenta quatro elétrons na camada de valência, devendo compartilhar quatro elétrons para obter o octeto. O carbono é tetravalente; nn No quinto cubo, temos o nitrogênio, que apresenta cinco elétrons na camada de valência. Ao estabelecer ligações covalentes, basta compartilhar três novos elétrons para atingir o octeto. O nitrogênio é trivalente; nn No sexto cubo, temos o oxigênio, que apresenta seis elétrons de valência devendo compartilhar apenas dois elétrons para atingir o octeto. Logo, o oxigênio é bivalente; nn Por último, temos o flúor, com seus sete elétrons na camada de valência, tendo a necessidade de compartilhar apenas um elétron para atingir o octeto. Desse modo, o flúor é monovalente.

covalente existente numa molécula isolada de H2, molécula formada por dois átomos de H idênticos. Quando em baixa pressão e temperatura elevada, cada molécula de H2 está praticamente isolada, não sofrendo interações significativas com as moléculas vizinhas, muito distantes umas das outras. Nesse caso, a energia de estabilização da molécula isolada em relação aos seus átomos constituintes é essencialmente de origem covalente, proveniente das interações dos dois elétrons do par eletrônico com os núcleos atômicos da molécula. O hidrogênio, monovalente, pode ligar-se a outro átomo de hidrogênio e formar uma molécula biatômica, H2. Pela representação de Lewis, podemos descrever a molécula de hidrogênio da seguinte maneira: como o hidrogênio é monovalente, ele deve estabelecer uma ligação covalente H: H, ou seja, um par de elétrons compartilhado entre os dois átomos. Cada par de elétrons compartilhado por dois átomos pode ser representado por uma segunda notação, o traço. Dessa forma, a ligação covalente na molécula de hidrogênio H : H pode ser representada assim: H – H. Além das representações com pontos (representação de Lewis) e com traço, podemos descrever o compartilhamento de elétrons por meio de camadas eletrônicas. Utilizaremos para isso o modelo de átomo de Böhr, que, apesar de suas limitações, facilita o entendimento das ligações covalentes em nosso estudo. A seguir, temos a representação da molécula de hidrogênio pelo modelo de átomo de Böhr.

Figura 04 - Representação da molécula de hidrogênio, segundo o modelo de átomo de Böhr. Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.

Na formação da molécula de tetrafluorocarbono, devemos dispor de quatro átomos de flúor e um átomo de carbono. Desse modo, podemos estabelecer quatro ligações covalentes.

O compartilhamento de elétrons Estudaremos, a partir de agora, o compartilhamento de elétrons e a forma de representação desse modelo de ligação. Numa substância real geralmente há uma forma de ligação química predominante, como por exemplo, a ligação

Figura 05 - Representação da molécula de tetrafluorocarbono segundo o modelo de átomo de Böhr. Observe na ilustração que todos os átomos apresentam octeto de elétrons na camada de valência. Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.

249

B14  Ligação Covalente

Defensor da regra do octeto, Lewis desenhou cubos e imaginou a distribuição dos elétrons da camada de valência nos vértices desses cubos. À medida que aumentava o número de elétrons e eles ocupavam os vértices do cubo, aumentava também a capacidade de compartilhamento de elétrons pelo átomo (valência do átomo). No entanto, quando o átomo atingia um número de elétrons igual ou superior a cinco, a capacidade de combinação e compartilhamento do átomo diminuía. Isso quando os átomos se apresentavam no estado mais comum de ligação na natureza.

Química

Assim, podemos representar as substâncias hidrogênio e tetrafluorocarbono por fórmulas. A fórmula é a representação de uma molécula da substância. As diferentes formas representativas de uma substância são a fórmula molecular, a fórmula eletrônica ou de Lewis, e a fórmula estrutural. Posteriormente, discutiremos outros tipos de fórmulas. Na ilustração a seguir, temos as fórmulas moleculares, estruturais e fórmula eletrônica (Lewis) para o metano, o oxigênio e o nitrogênio. Molecular

Estrutural

Metano

CH4

Oxigênio

O=O

Nitrogênio

N≡N

Eletrônica

Tabela 02 - Representação das fórmulas molecular, estrutural e eletrônica.

SAIBA MAIS A ligação covalente do ponto de vista da energia potencial No início desse capítulo, vimos que os átomos estabelecem ligações químicas para diminuir o conteúdo de energia. Por isso, analisar a energia potencial na formação de uma ligação covalente é um aspecto importante. Energia potencial é a energia armazenada nas ligações entre os átomos de uma molécula durante a formação desta. Quando dois átomos se encontram distantes e no estado gasoso, ocorre atração entre os elétrons de um átomo e o núcleo do outro átomo. Os átomos se aproximam até que ocorre um equilíbrio entre as forças de atração (elétron-núcleo) e as forças de repulsão (elétron-elétron e núcleo-núcleo). Observe a ilustração a seguir.

B14  Ligação Covalente

Figura 06 - Ligação do hidrogênio sob o ponto de vista da energia potencial.

Nesse momento, estabelece-se a menor distância entre os núcleos dos dois átomos, de maneira que as eletrosferas estejam sobrepostas em regiões de compartilhamento de elétrons, denominadas orbitais moleculares. Dizemos então que uma ligação covalente foi estabelecida. Nesse ponto, o sistema armazena a menor quantidade de energia possível, tornando muito mais estável em relação ao estado inicial dos átomos isolados. A distância entre os dois átomos nos dá o raio de ligação covalente. No caso da ligação na molécula do hidrogênio, 74 pm (1 pm = 10−12 m). A partir desse ponto, se a distância entre os átomos diminui ainda mais, há um aumento brusco de energia potencial por causa de uma alta repulsão provocada pelos núcleos. O sistema fica totalmente instável à medida que a distância tende a valores muito pequenos.

250

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Exercícios de Fixação 01. (Ufes ES) As ligações químicas predominantes entre os átomos dos compostos HI, NH3 e NaC são respectivamente: a) iônica, covalente, iônica b) covalente, iônica, iônica c) iônica, covalente, covalente d) covalente; covalente, iônica e) iônica, iônica, covalente

d) He e Ne e) He e Ar

NÍVEIS

Que alternativa apresenta a fórmula e o tipo de ligação do composto formado? a) X2Y, iônico. b) XY2, covalente. c) XY2, iônico.

03. (UCBA) Considerando suas posições na Tabela Periódica, o hidrogênio (grupo 1) e o enxofre (grupo 16) devem formar o composto de fórmula: a) HS b) HS2 c) H2S

combinam-se. As distribuições de elétrons de X e Y são as seguintes:

02. (FCChagas BA) Pode-se dizer que na molécula H – C as eletrosferas dos átomos H e C são, respectivamente, iguais às eletrosferas dos átomos dos gases nobres: a) Ne e He b) Ne e Ar c) Ar e He

07. (FODiamantina MG) Dois elementos, representados por X e Y,

d) H2S3 e) H3S2

d) X2Y, covalente. e) X7Y2, covalente. 08. (UFMG) A curva abaixo mostra a variação da energia potencial Ep em função da distância entre os átomos, durante a formação da molécula H2 a partir de dois átomos de hidrogênio, inicialmente a uma distância infinita um do outro.

04. (FEEQ CE) O enxofre pode ser encontrado sob a forma de moléculas S2. Nessas moléculas, cada átomo adquiriu configuração eletrônica de gás nobre ao compartilhar quantos pares de elétrons? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

a) XY b) X2Y c) XY2 d) X3Y e) XY4 06. (FEEQ CE) O selênio e o enxofre pertencem ao grupo 16 da Tabela Periódica assim, o selênio e o sulfeto de hidrogênio são representados, respectivamente, pelas fórmulas: a) HSe e HS. b) H2Se e HS. c) HSe e H2S. d) H2Se e H2S e) H3Se e H3S

Em relação às informações obtidas da análise do gráfico, assinale a afirmativa FALSA. a) A energia potencial diminui na formação da ligação química. b) A quebra da ligação H-H consome 458 kJ/mol. c) O comprimento de ligação da molécula H2 é de 7,40 x 10-11 m. d) Os átomos separados por uma distância infinita se atraem mutuamente. 09. (Ufscar SP) Apresentam somente ligações covalentes:

B14  Ligação Covalente

05. (Puc SP) O composto formado pelos elementos químicos X e Y, de números atômicos respectivamente iguais a 6 e 9, terá fórmula:

a) NaC e H2SO4. b) Mn2O3 e MgH2. c) HC e Cl2O3. d) KNO3 e LiF. e) LiOH e CsI.

251

Química

Exercícios Complementares 01. (Unifor CE) Em todas as moléculas representadas, átomos diferentes unem-se, entre si, por apenas um par de elé-

As fórmulas estruturais que melhor representam essas três substâncias são, respectivamente,

trons. A que possui maior número de ligações desse tipo é: a) HCl b) H2O c) NH3 d) N2H4 e) CH4 02. (Furg RS) A água, o sal de cozinha e o butano (principal componente do gás de cozinha) são substâncias químicas que utilizamos diariamente para o preparo de alimentos. Esses compostos têm suas estruturas constituídas, respectivamente, por ligações do tipo a) iônicas, iônicas e covalentes. b) covalentes, covalentes e iônicas. c) covalentes, covalentes e covalentes. d) iônicas, iônicas e iônicas. e) covalentes, iônicas e covalentes. 03. (Udesc SC) Assinale a alternativa que apresenta, ao mesmo tempo, ligações covalente e iônica. a) CCl4 b) CO2 c) NH4Cl d) NaCl e) MgCl2

06. (Unimontes MG) A figura a seguir apresenta um modelo de representação da ligação química na molécula de água (H2O).

04. (UFMT) Assinale a fórmula de Lewis da molécula HCN.

05. (Puc SP) Sabendo-se que: nn a amônia (NH 3) é constituída por moléculas polares e

apresenta boa solubilidade em água. B14  Ligação Covalente

nn o diclorometano (CH2C 2) não possui isômeros. Sua mo-

lécula apresenta polaridade, devido à sua geometria e à alta eletronegatividade do elemento C. nn o dissulfeto de carbono (CS2) é um solvente apolar de

baixa temperatura de ebulição.

252

Segundo as características do modelo apresentado, pode-se afirmar que: a) A última camada dos átomos de hidrogênio e oxigênio apresenta dois elétrons em comum. b) O átomo de oxigênio passa a ter quatro elétrons a mais, após o estabelecimento da ligação. c) O núcleo do átomo de hidrogênio não tem nenhum efeito sobre um dos elétrons, na sua camada. d) Os dois elétrons da camada mais próxima do núcleo do oxigênio fazem ligação química mais forte. 07. (Udesc SC) Considere o elemento cloro formando compostos com, respectivamente, hidrogênio, carbono, potássio e alumínio. a) Com quais desses elementos o cloro forma compostos covalentes? Justifique sua resposta. Hidrogênio, carbono e alumínio b) Indique as fórmulas estruturais e moleculares dos com postos covalentes do cloro. moleculares: HC; CC4; ACl3

FRENTE

QUÍMICA

MÓDULO B15

LIGAÇÕES COVALENTES MÚLTIPLAS As ligações estabelecidas entre o hidrogênio e o cloro (HC) e entre o hidrogênio e o carbono (CH4) são ligações covalentes simples, ou seja, a aproximação e a sobreposição dos orbitais ocorrem de maneira frontal. Já na formação da molécula de oxigênio (O2) temos duas ligações covalentes de maneiras distintas: uma ligação frontal e outra ligação paralela, constituindo um caso de ligação múltipla do tipo dupla.

ASSUNTOS ABORDADOS nn Ligações Covalentes Múltiplas nn Ligações duplas e triplas nn A ligação covalente coordenada ou ligação dativa nn Características das ligações covalentes

Figura 01 - Fórmulas do cloreto de hidrogênio, do metano e do oxigênio.

Mas o que são aproximações de orbitais? Na aula anterior, vimos que as ligações covalentes são o resultado do compartilhamento de elétrons. Esse compartilhamento ocorre utilizando orbitais atômicos. Por exemplo, quando dois átomos de hidrogênio se unem para formar a molécula de hidrogênio (H2) por meio de uma ligação covalente, há a sobreposição de orbitais do tipo s. Isso porque na distribuição eletrônica no diagrama de energia, o hidrogênio utiliza subnível s de energia.

Já existem definições matemáticas, até o momento, para as geometrias de orbitais dos subníveis s e p. O subnível s apresenta orbital esférico; já o subnível p apresenta orbitais em forma de halteres (também chamada forma de oito ou helicoidal). Os subníveis de energia do tipo s só apresentam um orbital; e os subníveis de energia do tipo p apresentam três orbitais por subnível. Cada orbital do subnível p recebe uma denominação que pode ser px, py e pz. Os três orbitais (px, py e pz) estão dispostos em eixos que guardam entre si ângulos de 90o. A seguir, temos ilustrações dos orbitais s e p.

Figura 02 - Representação das geometrias de orbitais. Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.

Por meio dos orbitais podemos descrever as ligações covalentes sigma do hidrogênio (H2), do cloro (Cl2) e do cloreto de hidrogênio (HC), as quais ocorrem por aproximação frontal de orbitais. No caso do hidrogênio, temos dois orbitais s; para o cloreto de hidrogênio, utilizamos um orbital s (orbital do hidrogênio) e um orbital p (orbital do cloro). 253

Química

Representação da sobreposição frontal de orbitais s atômicos na formação do orbital molecular (s − s) no H2

Representação da sobreposição frontal de orbitais atômicos s e p na formação do orbital molecular (s − p) no HC

Representação da sobreposição frontal de orbitais atômicos p na formação do orbital molecular (p − p) no HC

Ligações duplas e triplas

B15  Ligações Covalentes Múltiplas

Para descrever ligações múltiplas do tipo dupla e tripla, devemos considerar duas formas de aproximação dos orbitais: a ligação direcional frontal e a ligação direcional paralela. Essas aproximações ou sobreposições de orbitais, sejam elas frontal ou paralela, caracterizam ligações covalentes que são classificadas em sigma ou pi. A aproximação com sobreposição frontal de orbitais produz a ligação sigma, cujo símbolo é a letra grega sigma (σ); já a aproximação com sobreposição lateral de dois orbitais p produz a ligação pi, cujo símbolo é a letra grega pi (p). A ligação pi só pode ser produzida pela aproximação de orbitais p. Além disso, nas ligações pi a sobreposição de orbitais ocorre acima e abaixo do eixo internuclear.

Figura 03 - Representação da sobreposição paralela de orbitais p para formar a ligação pi.

254

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Diferentemente de uma ligação sigma (σ), em uma ligação pi (π) não há nenhuma probabilidade de se encontrar o par de elétrons no eixo internuclear. A sobreposição paralela de orbitais p não ocorre com intensidade máxima como na ligação sigma. Dessa maneira, as ligações π são relativamente mais fracas que as ligações σ. Em uma ligação covalente dupla, temos uma ligação sigma e uma pi; na ligação covalente tripla, temos uma ligação sigma e duas pi. Já a ligação covalente simples é sempre sigma.

Figura 04 - Ligação dupla, representando a ligação sigma (frontal, em cor verde) e ligação pi (paralela, em cor azul) na molécula de oxigênio (O2).

Figura 05 - Ligação tripla, representando a ligação sigma (frontal, em cor azul) e duas ligações pi (paralelas, uma em cor verde e outra em cor amarela) na molécula de nitrogênio (N2).

Classificação das ligações em sigma e pi Vimos que as ligações covalentes podem apresentar sobreposição de orbitais de maneira frontal ou paralela. Na sobreposição frontal, temos a ligação covalente sigma; na sobreposição paralela, temos a ligação covalente pi. Da mesma forma, podemos classificar as ligações covalentes em simples, dupla ou tripla. Respectivamente, utilizamos traços simples, duplo e triplo para representar as ligações simples, dupla e tripla. Em termos de classificação das ligações covalentes em sigma (σ) e pi (p), as ligações simples são sempre ligações sigma (resultantes da aproximação frontal de orbitais). No caso das ligações duplas, temos uma ligação sigma e uma ligação pi. E, por último, na ligação tripla, temos uma ligação sigma e duas pi. B15  Ligações Covalentes Múltiplas

A seguir, ilustramos essas ligações.

Figura 06 - Representação das ligações simples, dupla e tripla, além da classificação das ligações covalentes em sigma (σ) e pi (p).

Na lateral, temos a representação da molécula do propino. Verifique que temos ligações covalentes frontais (sigma) e paralelas (pi). As ligações simples são todas frontais e por isso classificadas em sigma. Na ligação tripla, temos uma ligação frontal (sigma) e duas paralelas (pi).

Figura 07 - Representação de ligações sigma e pi na molécula do propino.

255

Química

Características das ligações covalentes Dentre as principais características das ligações covalentes, podemos citar: nn A

ligação covalente é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons em regiões denominadas orbitais moleculares;

nn Ocorre

preferencialmente entre elementos ametálicos com elevados valores de potencial de ionização e alta eletroafinidade: hidrogênio e hidrogênio, hidrogênio e ametal, ametal e ametal;

nn São

ligações direcionais formadas pela sobreposição de orbitais, overlap;

nn Se a aproximação e a sobreposição entre dois orbitais forem frontais, a ligação

será denominada ligação covalente sigma (σ); nn Se

a aproximação e a sobreposição entre os dois orbitais forem paralelas, a ligação será covalente pi (π).

A ligação covalente coordenada ou ligação dativa Em alguns casos, as substâncias estabelecem ligações covalentes em que o par de elétrons compartilhado entre os átomos é proveniente de apenas um dos átomos que participam da ligação. Esse tipo de ligação é denominado ligação “coordenada” ou “dativa”, termo este em desuso atualmente. A ligação covalente coordenada ocorre quando um dos átomos já estabeleceu o preenchimento completo da camada de valência e outro átomo ainda precisa compartilhar elétrons para atingir o octeto. No modelo regra do octeto, é permitido esse tipo de comportamento sem que haja restrições.

B15  Ligações Covalentes Múltiplas

Podemos citar como exemplo disso a formação do íon amônio a partir da reação da amônia com o íon H+. A amônia apresenta octeto completo na camada de valência e, quando em presença de um íon H+, fornece o par de elétrons para a formação da ligação covalente coordenada: um elétron é cedido ao íon H+ e imediatamente é compartilhado pelo nitrogênio, que mantém a camada de valência completa com oito elétrons. A camada de valência do hidrogênio também é completamente preenchida com dois elétrons. Formação do hidrônio (H3O+)

Formação do amônio (NH4+)

Água + cátion hidrogênio → hidrônio

Amônia + cátion hidrogênio → amônio

H2O + H+ → H3O+

NH3 + H+ → NH4+

Tabela 01 - Representação da ligação covalente coordenada (dativa). Essa representação leva em conta a forma moderna de se representar a ligação coordenada por um traço simples(−).

Observe que não houve perda de elétrons por parte dos átomos de oxigênio e nitrogênio. Apenas um compartilhamento especial, caracterizando a origem do par de elétrons compartilhado a partir do átomo de oxigênio, caso de formação do H3O+, e a partir do nitrogênio no caso do amônio (NH4+).

256

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Exercícios de Fixação 01. (IF SP) O ácido oxálico está presente em produtos utilizados para remover manchas de ferrugem em tecidos. A fórmula estrutural desse ácido é:

O exame dessa fórmula mostra que, na molécula de ácido oxálico, existem entre os átomos ligações a) iônicas. b) de hidrogênio. c) covalentes. d) metálicas. e) dativas. 02. (Uel PR) Dado o composto químico, cujo nome oficial PAC é ácido pent-2-en-4-inoico:

06. (UFG GO) O número quântico  está relacionado com a forma dos orbitais. Quando n = 2, o número quântico  pode assumir os valores 0 e 1. Pergunta-se: Gabarito no final do livro. a) qual a forma dos orbitais para  = 0 e  = 1? Desenhe-os. b) que tipo(s) de ligação(ões) química(s) esses orbitais podem realizar? Represente-a(s) com desenhos. 07. (Esal MG) O número máximo de ligações coordenadas ou dativas que o cloro pode efetuar é igual a: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 08. (Puc RJ) No composto P2O5, nas ligações P – O, o número de ligações covalentes dativas é: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 09. (ITA SP) Em relação à molécula esquematizada abaixo, são feitas as seguintes afirmações:

IU-

Quantas ligações sigma unem os átomos de carbono na molécula de hidrocarboneto? a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6 03. (Unificado RJ) No composto HC ≡ C − CH3 existem: a) 3 ligações π e 4 ligações sigma. b) 8 ligações sigma. c) 6 ligações π e 2 ligações sigma. d) 2 ligações π e 6 ligações sigma. e) 3 ligações sigma e 5 ligações π. 04. (UFF RJ) O NaClO (hipoclorito de sódio) é um sal vendido comercialmente em solução aquosa com os nomes de água sanitária e água de lavadeira, possuindo efeito bactericida e alvejante. No hipoclorito de sódio, o cloro estabelece: a) uma ligação iônica e uma ligação covalente normal. b) somente uma ligação iônica. c) somente uma ligação covalente dativa. d) uma ligação covalente normal e uma ligação covalente dativa. e) somente uma ligação covalente normal. 05. (Osec SP) No íon hidroxônio, H3O+, quantos elétrons existem em torno do núcleo do átomo de oxigênio? Dado: número atômico: H (1), O (8) a) 2 b) 6 c) 8 d) 10 e) 16

Entre os átomos de carbono 1 e 2 existe uma ligação sigma. II. Entre os átomos de carbono 1 e 2 existe uma ligação pi. III. Entre os átomos de carbono 1 e 2 existem duas ligações sigma. IV. Entre os átomos de carbono 1 e 2 existem duas ligações pi. V. Todas as ligações entre os átomos de carbono e hidrogênio são ligações sigma. Dentre as afirmações feitas estão CORRETAS apenas: a) I e II. d) I, III e V. b) I e III. e) II, IV e V. c) I, II e V. 10. (UFPE) Considerando os elementos químicos com as seguintes configurações eletrônicas: Aa: 1s1; Bb: 1s2 2s1; Cc: 1s2 2s2 2p2; Dd: 1s2 2s2 2p4; Ee: 1s2 2s2 2p5; Ff: 1s2 2s2 2p6; Gg: 1s2 2s2 2p6 3s1, Analise as afirmativas a seguir. 00. Apenas dois desses elementos apresentam configuração eletrônica de gás nobre. 01. Aa e Dd podem formar moléculas diatômicas homonucleares. 02. A molécula de Aa2 é formada por uma ligação simples, e a molécula de Dd2 tem ligação dupla. 03. Aa, Bb e Ff pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica. 04. Bb, Cc e Ee pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica. 01-02-04

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B15  Ligações Covalentes Múltiplas

Química

Exercícios Complementares 01. (Acafe SC) No jornal Folha de São Paulo, de 08 de outubro de 2012, foi publicada uma reportagem sobre uma jovem que teve o estômago removido após beber um coquetel com nitrogênio líquido em um bar “[...] Segundo testemunhas, a jovem passou mal logo após beber um drinque com nitrogênio líquido. O primeiro sintoma foi dificuldade em respirar, seguido de dor intensa no estômago […].” Baseado nas informações fornecidas e nos conceitos químicos, analise as afirmações a seguir. I. O nitrogênio líquido pode ser obtido pela destilação fracionada do ar liquefeito. II. Na medicina, o nitrogênio líquido pode ser utilizado na conservação de medula óssea e sêmen. III. O gás nitrogênio é o gás predominante na atmosfera terrestre. IV. Em sua molécula o gás nitrogênio possui duas ligações sigma e uma ligação π. Dado: N: 7 g/mol. Todas as afirmações corretas estão em: a) I - II - III - IV c) I - IV b) I - II - III d) II – III 02. (Udesc SC) No cloreto de amônio (NH4C) estão presentes: a) 3 ligações covalentes dativas e 1 ligação iônica. b) 4 ligações iônicas e 1 ligação covalente dativa. c) 2 ligações covalentes normais, 2 ligações covalentes dativas e 2 ligações iônicas. d) somente ligações iônicas. e) 4 ligações covalentes e 1 ligação iônica. 03. (UEPG PR) Um determinado elemento químico pertence ao quarto período da tabela periódica e apresenta como subnível mais energético, o subnível p com 5 elétrons. Sobre esse elemento, assinale o que for correto.

B15  Ligações Covalentes Múltiplas

01. Átomos desse elemento têm 5 elétrons na camada de valência. 02. Átomos desse elemento formam compostos com metais alcalinos por ligações covalentes. 04. O número atômico desse elemento é igual a 35. 08. Trata-se de um elemento com elevada eletronegatividade.

A combinação de X e O pode formar substâncias não iônicas e gasosas a temperatura e pressão ambientes. As fórmulas dessas substâncias são Dados: números atômicos: C= 6; N=7; O=8; S=16 a) NO e CO. b) CO e CO2. c) CO e SO2. d) SO3 e SO2. e) NO2 e SO2. 05. (Puc RS) A substância formada exclusivamente por ligações covalentes é representada por a) K2SO4 b) NaCl c) H2S d) NaOH e) BaH2 06. (UEPG PR) A formação de ligações covalentes pode ser descrita em termos de interpenetração de orbitais que, de acordo com a orientação espacial, origina ligações covalentes dos tipos sigma e pi. Avalie os compostos a seguir quanto à presença de ligações covalentes sigma e pi e assinale o que for correto. I. N2 II. H2CO3 III. Cl2 01. 02. 04. 08. 16.

No composto I, há 1 ligação sigma e 2 ligações pi. No composto III, há 2 ligações sigma. No composto III, há 1 ligação pi. No composto II, há 3 ligações pi. No composto II, há 5 ligações sigma. 01-16

07. (Fuvest SP) Os desenhos são representações de moléculas em que se procura manter proporções corretas entre raios atômicos e distâncias internucleares. Os desenhos podem representar, respectivamente, moléculas de:

04-08

04. (Fatec SP) Considere as seguintes informações sobre os elementos X e O.

258

Elemento

N° de elétrons na última camada

Período

a) oxigênio, água e metano. b) cloreto de hidrogênio, amônia e água. c) monóxido de carbono, dióxido de carbono e ozônio. d) cloreto de hidrogênio, dióxido de carbono e amônia. e) monóxido de carbono, oxigênio e ozônio.

FRENTE

QUÍMICA

MÓDULO B16

LIGAÇÃO METÁLICA

ASSUNTOS ABORDADOS

Diariamente, admiramos as enormes construções realizadas em todo o mundo: prédios gigantes, pontes que permitem a passagem de cargas da ordem de milhões de quilogramas, equipamentos que suportam milhares de graus Celsius de aquecimento sem sofrer deformações consideráveis. Porém, dificilmente nos preocupamos com o tipo de material que entra na constituição de tais estruturas.

nn Ligação metálica nn Propriedades dos metais nn O modelo de ligação do mar de elétrons nn A pirometalurgia do ferro

Mas o que permite uma resistência tão grande assim? E que tipo de substância está envolvida na constituição dos materiais metálicos? Quando questões como essas são feitas, quase sempre nossa resposta é: o ferro. De maneira geral, a resposta está correta, já que a substância ferro participa de um grande número de materiais empregados em nosso cotidiano, conferindo-lhes muita resistência. Porém, esse metal não é o único usado na sociedade.

A necessidade de dispositivos mais sofisticados e resistentes impunha ao homem o desenvolvimento de técnicas de transformações dos metais cada vez mais apuradas. Nesse contexto, surge a metalurgia dos metais, que ganha grande importância na produção de artefatos de guerra, como facas, lanças, espadas, pontas de lança e capacetes. Isso trouxe, como consequência, uma enorme perda de vidas nos confrontos de disputas pelo poder e pelo domínio. Ao mesmo tempo, aparecem os impactos ambientais causados pela extração das minas: qualquer metal que contribua para a produção de uma boa liga metálica deve ser extraído da natureza na forma de minerais.

Fonte: wikimedia commons / Małgorzata Kaczor

A história dos metais na evolução humana é muito interessante e, às vezes, se confunde com a própria história da sociedade. Podemos citar como exemplo disso a Idade do Cobre, a Idade do Bronze e a Idade do Ferro, na Pré-História, por volta de 4000 a 3500 a.C. Esses períodos se caracterizam pelo uso de utensílios cuja composição apresentava pelo menos um desses metais ou uma liga metálica no caso do bronze. Antes o domínio humano sobre a natureza era feito com base em instrumentos mais rústicos obtidos a partir de fragmentos de rochas (pedras), o que caracteriza a Idade da Pedra.

Figura 01 - Os materiais metálicos são constituídos por átomos em uma rede de energia bastante coesa e resistente à tração mecânica.

259

Química

Contudo, inúmeros benefícios foram colocados à disposição do ser humano a partir da manufatura dos metais. A Revolução Industrial não teria ocorrido se não houvesse o domínio das propriedades dos metais: caldeiras, fornos, reatores, equipamentos de alta precisão, dispositivos de uso doméstico, construção civil, transportes terrestre (estradas de ferro), aéreo e marítimo, enfim, uma vastidão de produtos e bens de consumo disponíveis para a sociedade. Atualmente é impensável listar todos os materiais ou ligas metálicas em que pelo menos um metal esteja presente em sua composição. A utilização dos metais faz parte do nosso cotidiano e está presente em um grande número de dispositivos, tanto nos simples como nos mais sofisticados. nn Zinco

– protetor de metais e pigmento branco;

nn Ferro

– fabricação de aço e parafusos;

nn Níquel nn Prata

– protetor de metais e pigmento branco;

– papel fotográfico e fabricação de espelhos;

nn Titânio – pinos para fraturas ósseas e motores de avião.

O estudo das propriedades elétricas dos metais levou ao conhecimento da eletrodeposição. Isso permitiu que materiais modernos como os plásticos tivessem um brilho especial. Esse recurso, conhecido como galvanoplastia, permite que o ouro, o crômio, a prata e o cobre sejam utilizados no revestimento de objetos de uso cotidiano. Entretanto, os métodos de extração continuam os mesmos e os impactos ambientais estão cada vez maiores: enormes áreas devastadas por desmatamentos, rios poluídos em virtude do lançamento de dejetos resultantes da extração do minério, contaminação de mananciais por metais pesados, assoreamentos de rios, desaparecimento de espécies de peixes e outras formas de vida, além do aparecimento de diversas doenças nas pessoas. As aplicações das substâncias metálicas só foram possíveis graças ao entendimento de suas propriedades.

Outra propriedade dos metais é a condutibilidade elétrica. A movimentação ordenada dos elétrons no interior de um sólido metálico foi bastante estudada no século XIX e hoje nos beneficiamos de dispositivos que só funcionam por causa da presença de corrente elétrica. Aparelhos de som, geladeiras, computadores e diversos outros dispositivos só podem ser utilizados com o auxílio da energia elétrica. Em alguns casos, podemos “guardar” a energia elétrica em pilhas e baterias, que são materiais acumuladores de carga elétrica. Em outros, o aparelho consome tanta energia elétrica que o uso dos acumuladores de cargas não é suficiente para mantê-lo em funcionamento. É necessário aí que a energia seja fornecida pela fiação metálica, ou seja, há condutibilidade elétrica. Um metal bom condutor de eletricidade deve apresentar baixa resistência ao fluxo de elétrons. O cobre, o ouro e a prata são bons condutores de eletricidade. Quando há impedimento do fluxo de elétrons, o metal se aquece e emite energia na forma de calor ou luz. Nesse caso, temos outro dispositivo bastante usado no cotidiano: são os resistores elétricos. Um bom exemplo do uso de um resistor elétrico é o chuveiro. No interior desse dispositivo, há uma fiação em forma de espiral chamada resistência elétrica, que tem por finalidade impedir o fluxo de elétron e assim aquecer o fio. Durante o contato entre a água e a resistência elétrica, ocorre a transferência de calor, que aquece a água. Isso torna nossos banhos mais agradáveis. Outras propriedades para caracterizar os metais são a maleabilidade e a ductibilidade. Ambas permitem que os metais sejam moldados em forma de folhas e fios. Moldar um metal é importante na produção de diversos artefatos de uso cotidiano. As folhas de zinco, de ferro e de alumínio são muito empregadas na indústria. Os fios de cobre utilizados na rede elétrica interna de nossas casas só foram produzidos porque o cobre é um metal bastante dúctil.

Provavelmente, você já teve uma sensação de frio ao tocar uma barra metálica ou se assustou com a rapidez com que uma vasilha metálica se aquece. A condutibilidade térmica dos metais é muito elevada, por isso sentimos tais sensações. A rapidez da transferência de calor do nosso corpo para o sólido metálico nos transmite a sensação de que o metal está frio. Mas, cuidado! Calor e frio não são atributos da matéria, ou seja, não são propriedades de um material, mas sensações produzidas por uma diferença de temperatura entre o material e o nosso corpo. A condutibilidade térmica é uma propriedade que permite o uso de metais e ligas metálicas nos meios laboratoriais e também no uso cotidiano, pois os metais são bons condutores de calor. 260

Fonte: wikimedia commons / Splarka at English Wikipedia

B16  Ligação Metálica

Propriedades dos metais

Figura 02 - Os metais são maleáveis, por isso podem ser transformados em folhas.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

O modelo de ligação do mar de elétrons Segundo esse modelo de ligação, os metais se organizam em uma rede de íons e átomos envolvidos por uma nuvem de elétrons. A nuvem eletrônica encontra-se deslocalizada, o que justifica propriedades como condutividade elétrica, condutividade térmica, maleabilidade e ductibilidade. Os elétrons, mesmo deslocalizados, ficam presos ao metal por forças eletrostáticas, embora nenhum deles pertença exclusivamente a um dos íons ou átomos da porção metálica considerada.

Fonte: wikimedia commons / Baran Ivo

Quando observamos um pedaço de fio de cobre, percebemos que ele apresenta uma cor meio avermelhada. Normalmente os metais não se comportam assim. Raros são os casos de metais que apresentam cores, ou seja, refletem a luz no espectro visível. A maioria dos metais tem cor branca ou prateada, porém em alguns deles, como o ouro (amarelo) e o cobre (avermelhado), temos cores diferentes. Outro aspecto comum aos metais é a presença de brilho, mas isso só acontece quando a luz incide sobre superfícies metálicas polidas e planas.

Existem diversas teorias explicativas das propriedades metálicas, dentre elas está a da ligação metálica. Chamamos de ligação metálica a ligação que mantém os átomos das substâncias metálicas unidos entre si, seja na forma de uma substância pura, como o ferro, seja na forma de uma mistura de substâncias, as ligas metálicas. Para isso, temos que agrupar, em uma mesma classe de ligação, substâncias que se encontram em estados físicos diferentes, como o ferro e o mercúrio. Quando verificamos e comparamos a propriedade ponto de fusão de dois metais como o ferro (1537 °C) e o mercúrio (−38,8 °C), dificilmente imaginamos que eles estabelecem o mesmo tipo de ligação química. As diferenças entre eles são notadamente marcantes. Em condições ambientes, o ferro se encontra no estado sólido, já o mercúrio se encontra no estado líquido. Mesmo assim, as duas substâncias realizam o mesmo tipo de ligação química, a ligação metálica. As ligações metálicas se caracterizam por um grande número de elétrons de valência livres envolvendo átomos e íons em uma rede eletrônica muito forte, mas de intensidades bastante diferentes. Daí o ferro e o mercúrio não se apresentarem no mesmo estado físico à temperatura de 25 °C. Isso ocorre por causa das diferentes intensidades de força entre os átomos que participam da ligação no ferro e no mercúrio. Normalmente, à medida que se aumenta o número de elétrons de valência em um metal, a intensidade da ligação metálica também aumenta.

Figura 04 - Modelo de ligação “mar de elétrons”. Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.

Como já sabemos, energia ou potencial de ionização é a energia gasta para retirar um elétron de átomo no estado gasoso formando um íon também no estado gasoso. A formação do mar de elétrons por parte dos metais pode ser entendida de forma mais clara quando analisamos a energia de ionização dos metais no quadro a seguir.

Figura 05 - Quadro de energia de ionização dos metais.

Observe que os elementos metálicos apresentam energias de ionização pequenas se comparados a outros elementos químicos. Dessa forma, retirar o elétron de valência é relativamente fácil quando se trata de um elemento metálico. Uma vez que isso acontece simultaneamente com um grande número de átomos metálicos, dizemos que a nuvem de elétrons pode ser formada. Mas, lembre-se: os átomos que perderam elétrons se convertem em espécies químicas dotadas de cargas positivas, os íons cátions, e isso explica por que os elétrons se mantêm presos ao retículo metálico e não se desprendem para o meio. 261

B16  Ligação Metálica

Figura 03 - Os fios de cobre são muito empregados na condução de corrente elétrica nas instalações domésticas.

Química

Existem outros modelos de ligação que também explicam de maneira bastante coerente a ligação metálica, como, por exemplo, o modelo do orbital molecular. Porém, o modelo de ligação do mar de elétrons é mais simples e mais acessível a todos e permite uma boa explicação dos fatos sem nenhum prejuízo do conceito de ligação metálica.

No processamento do ferro a partir de minerais, presentes na natureza, estão envolvidos alguns procedimentos técnicos que são comuns a essa atividade: mineração, concentração do minério, redução do minério a forma de metal livre, purificação de metal e mistura com outras substâncias para aumentar a sua resistência e qualidade. A forma mais importante de obtenção do ferro metálico é pela redução dos minerais hematita (Fe2O3) e magnetita (Fe3O4) feita em reatores químicos de operação contínua capazes de grandes produções diárias: os altos-fornos. Podemos reproduzir o funcionamento de um alto-forno por meio da ilustração abaixo.

SAIBA MAIS

Fonte: wikimedia commons / Diego Delso

Fonte: wikimedia commons / Jean-Pol GRANDMONT

A pirometalurgia do ferro

Figura 06 - Produção de liga de aço em siderurgia.

B16  Ligação Metálica

A metalurgia é o processo que cuida da extração e da preparação de metais a partir de suas fontes naturais. A arte de moldar equipamentos e utensílios de uso doméstico utilizando metal já é, há muito tempo, empregada. No decorrer da história, encontramos épocas em que determinado minério foi predominante no emprego e no fabrico desses utensílios. Em função disso, o período histórico recebeu o nome do minério empregado. Como exemplo, podemos citar a Idade da Pedra, a Idade do Bronze e Idade do Ferro. Na “modernidade tecnológica” em que vivemos, os metais são essenciais para o desenvolvimento de setores considerados estratégicos do país. A produção de ferramentas, móveis, pontes, prédios, utensílios domésticos, equipamentos laboratoriais de alta precisão, equipamentos aeroespaciais, entre outros, envolve em maior ou menor grau a participação de substâncias metálicas. A tecnologia dos metais é muito importante numa sociedade que busca avanços científicos. Assim, desenvolver um ramo da ciência que estude as principais características e os princípios tecnológicos dos metais é fundamental. Vejamos a obtenção e o processamento do metal ferro dentro de um ramo chamado pirometalurgia do ferro. 262

Figura 07 - Alto-forno para a produção de ferro a partir de seus minérios.

O alto-forno é carregado com uma mistura de minério de ferro, calcário e carvão coque. Este último é obtido pelo aquecimento em altas temperaturas do carvão na ausência de ar, apresenta pureza de até 90% em carbono e é utilizado como combustível dentro do alto-forno (produz calor por combustão). É também uma fonte dos gases redutores CO e H2. A função do carbonato de cálcio, ou calcário (CaCO3), é produzir, por decomposição, óxido de cálcio que reage com os silicatos para formar a escória. O carvão coque é queimado na presença do ar que entra na porção inferior do reator. O calor liberado nessa combustão produz temperaturas acima de 1500 °C. Por isso é que se introduz vapor d’água para controlar a temperatura do reator. Na porção inferior do alto-forno ocorre a redução dos óxidos de ferro a ferro metálico, que é recolhido no estado líquido.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

01. (Mauá SP) Cite características físicas que permitem identificar um elemento metálico. 02. (Fatec SP) A condutividade elétrica dos metais é explicada admitindo-se: a) ruptura de ligações iônicas. b) ruptura de ligações covalentes. c) existência de prótons livres. d) existência de elétrons livres. e) existência de nêutrons livres. 03. (Puc RS) Na tentativa de explicar a interação entre átomos de cobre e estanho no bronze, emprega-se o modelo de ligação: a) de Van der Waals b) covalente polar c) iônica d) metálica e) covalente apolar 04. (Puc MG) Considere as seguintes propriedades: I. II. III. IV.

energias de ionização baixas. orbitais de valências vazios. poucos elétrons de valência (diante do número de orbitais de valência). elevada condutividade elétrica.

Essas características se referem à(a): a) ligação covalente. b) interações de Van der Waals. c) ligação iônica. d) ligação metálica. e) ligações ponte de hidrogênio. 05. (Unificado RJ) Bário é um metal utilizado em velas para motores, pigmento para papel e fogos de artifício. A respeito de algumas características do bário, assinale a opção incorreta. a) Tem altos pontos de fusão e ebulição. b) Conduz bem a corrente elétrica no estado sólido. c) Forma composto iônico quando se liga ao flúor. d) Pertence à família dos metais alcalinoterrosos. e) Tende a receber dois elétrons quando se liga ao oxigênio. 06. (UFC CE) Nenhuma teoria convencional de ligação química capaz de justificar as propriedades dos compostos metálicos. Investigações indicam que os sólidos metálicos são compostos de um arranjo regular de íons positivos, no qual os elétrons das ligações estão apenas parcialmente localizados. Isso significa dizer que se tem um arranjo de íons metálicos distribuídos em um “mar” de elétrons móveis.

Com base nessas informações, é correto afirmar que os metais, geralmente: a) têm elevada condutividade elétrica e baixa condutividade térmica. b) são solúveis em solventes apolares e possuem baixas condutividades térmica e elétrica. c) são insolúveis em água e possuem baixa condutividade elétrica. d) conduzem com facilidade a corrente elétrica e são solúveis em água. e) possuem elevadas condutividades elétrica e térmica. 07. (Puc SP) O ouro utilizado na fabricação de joias pode apresentar diferentes tonalidades de cor vermelha. Essa coloração é em virtude de maior ou menor porcentagem de: a) A. b) Ag. c) Cu. d) Pb. e) Hg. 08. (UFRGS RS) O metal presente nas ligas de latão e bronze é: a) ferro b) zinco c) estanho d) cobre e) alumínio 09. (UFC CE) O aço comum é uma liga de: a) C + Zn. b) Cu + Zn. c) Fe + A. d) Fe + C. e) Fe + Cu 10. (UECE) Com o título Transformando gás em metal, a publicação Como funciona, de número 08, informa: “Há mais de cem anos os químicos previram que, sob pressão extrema, o hidrogênio poderia ser transformado em metal. Agora, dois cientistas do Instituto de Química Max-Planck afirmam ter provas conclusivas de que isso é possível”. Na condição de metal, o hidrogênio assumirá todas as características inerentes a esse conjunto de elementos. Assinale a opção que contém propriedade(s) que NÃO vale(m) para todos os metais. a) Ductibilidade e maleabilidade b) Condutibilidade elétrica e térmica c) Eletronegatividade relativamente baixa d) Estado sólido em condições ambientais

263

B16  Ligação Metálica

Gabarito questão 01 Condutividade elétrica, condutividade térmica, brilho, maleabilidade, ductibilidade, tenacidade (resistência a tração).

Exercícios de Fixação

Química

Exercícios Complementares 01. (Cefet PR) Analise as afirmações a seguir: I.

O metal X é leve, sofre pouca corrosão e é bastante utilizado na construção civil (portões, esquadrias) e na fabricação de aeronaves (ligas leves). II. O metal Y forma com o estanho uma liga denominada bronze, muito utilizada na fabricação de monumentos. III. O metal Z, de elevado ponto de fusão, é frequentemente utilizado em filamentos de lâmpadas incandescentes. Tais metais são, na ordem: a) estanho, cromo, platina b) zinco, tungstênio, chumbo c) cobre, estanho, ouro d) alumínio, cobre, tungstênio e) estanho, alumínio, cobre 02. (UFPE) As ligações químicas nas substâncias K(s), HC (g), KC (s) e Cl2(g), são respectivamente: a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar. b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar. c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente apolar. d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar. e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica. 03. (Fuvest SP) As figuras abaixo representam, esquematicamente, estruturas de diferentes substâncias, à temperatura ambiente.

B16  Ligação Metálica

Sendo assim, as figuras I, II e III podem representar, respectivamente, a) cloreto de sódio, dióxido de carbono e ferro. b) cloreto de sódio, ferro e dióxido de carbono. c) dióxido de carbono, ferro e cloreto de sódio. d) ferro, cloreto de sódio e dióxido de carbono. e) ferro, dióxido de carbono e cloreto de sódio. 04. (Ufac AC) A diversidade de materiais observados a nossa volta é resultado da capacidade de os elementos se combinarem, por ligações químicas, formando diferentes compostos. Relacione os compostos da coluna I com o tipo de ligação mostrado na coluna II. Coluna I 1. FeS2, pirita (ouro de tolo) 2. H2S, gás sulfídrico 3. latão (liga de cobre e zinco) 4. N2 (gás nitrogênio)

264

Coluna II ( ) ligação metálica ( ) ligação iônica ( ) ligação covalente ( ) ligação covalente polar Agora, marque a alternativa que corresponde à ordem obtida de cima para baixo. a) 3, 2, 1, 4 b) 4, 1, 3, 2 c) 2, 3, 1, 4 d) 3, 1, 4, 2 e) 1, 3, 2, 4 05. (UFRN) Gílson, estudando Química Geral, aprendeu que a posição de cada elemento na tabela periódica pode ser representada como um ponto (x,y) num gráfico de coordenadas (X = grupo, Y = período). Na prova de Química, o professor solicitou que se correlacionassem as coordenadas dos pares de elementos, tabeladas a seguir, com o provável tipo de ligação resultante de suas combinações. 1° par 2° par 3° par 4° par

(11, 4) e (14, 5) (15, 2) e (15, 2) (2, 4) e (17, 3) (14, 2) e (16, 2)

Na respectiva ordem dos pares de coordenadas acima, Gílson identificou corretamente que as ligações são do tipo: a) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar. b) iônica, covalente apolar, metálica, covalente polar. c) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar. d) covalente polar, iônica, covalente apolar, metálica. 06. (UnB DF) A embalagem é um dos requisitos de maior importância para a preservação dos alimentos. A qualidade e a quantidade dos alimentos industrializados devem ser mantidas dentro de determinado prazo, que envolve o tempo de transporte e distribuição, além do tempo que eles ficam nas prateleiras dos supermercados e das residências. Nesse sentido, os recipientes metálicos, as latas de aço ou alumínio, foram uma conquista tecnológica. A lata rígida, tradicionalmente constituída de aço com baixo teor de carbono e revestida de estanho, é conhecida como folha-de-flandres, sendo amplamente usada para molho de tomate, sardinha, milho e ervilha, entre outros. O estanho utilizado para cobrir aço é obtido a partir de um minério, a cassiterita. O processo de obtenção de estanho pode ser representado pela equação seguinte. ∆

SnO2(s) + 2C(s) → Sn(s) + 2CO(g)

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

A aplicação do estanho sobre o aço ocorre por um processo de eletrodeposição, que é realizado em um tanque contendo um eletrólito, uma lâmina de aço que serve como cátodo e uma lâmina de estanho entra em solução e deposita-se sobre o aço. A densidade de corrente controla a espessura do revestimento. Sobre a camada de estanho depositada, aplica-se um verniz, para isolar o alimento do metal. E–E–E–C Com o auxílio da tabela periódica, julgue os itens a seguir, relativos às informações do texto. 01. De acordo com o modelo atômico de Dalton, uma lâmina de aço, ao ser infinitamente dividida, produz elétrons, nêutrons e prótons. 02. O estanho apresenta dois elétrons na sua camada de valência. 03. Na formação do metal utilizado na fabricação de latas, a estabilidade das ligações entre os átomos de ferro pode ser explicada pela teoria do octeto. 04. Maleabilidade é uma propriedade fundamental dos metais, que justifica a sua aplicação na confecção de embalagens. 07. (Furg RS) Abaixo são apresentados quatro elementos químicos com seus respectivos números atômicos. 1. Na (Z = 11); 2. S (Z = 16); 3. A (Z = 13); 4. N (Z = 7). Analise as afirmativas abaixo: I. A ligação entre 1 e 2 será iônica. II. A ligação entre 4 e 4 será metálica. III. A ligação entre 3 e 3 será metálica. IV. A ligação entre 1 e 4 será covalente.

Assinale a alternativa que apresenta a sequência correta da coluna da direita, de cima para baixo. a) 3 – 1 – 4 – 2. b) 3 – 2 – 1 – 4. c) 4 – 1 – 3 – 2. d) 2 – 3 – 1 – 4. e) 1 – 3 – 2 – 4. 09. (Ufal AL) Os Hititas por volta de 2000 a.C. conquistaram o Egito usando armas de ferro superiores às armas egípcias confeccionadas em bronze. Sobre esses materiais pode-se afirmar corretamente que: a) Ferro e bronze são exemplos de substâncias puras. b) O bronze, uma liga de ferro e carbono, é menos resistente que o ferro puro. c) O bronze é muito frágil por ser um não metal. d) Somente o bronze é um exemplo de substância pura. e) O bronze é uma liga metálica constituída principalmente de cobre e estanho. 10. (UFMG) Nas figuras I e II, estão representados dois sólidos cristalinos, sem defeitos, que exibem dois tipos diferentes de ligação química:

08. (UFPR) A diversidade de materiais observados à nossa volta é resultado da capacidade de os elementos químicos se combinarem, por ligações químicas, formando diferentes compostos. Relacione os tipos de ligação mostrados na coluna da direita com os compostos da coluna da esquerda. 1. 2. 3. 4. ( ( ( (

NaC, sal de cozinha. H2S, gás sulfeto de hidrogênio Latão (liga de cobre e zinco). N2 (gás nitrogênio). ) Ligação metálica. ) Ligação iônica. ) Ligação covalente apolar. ) Ligação covalente polar.

Considerando-se essas informações, é CORRETO afirmar que: a) A Figura II corresponde a um sólido condutor de eletricidade. b) A Figura I corresponde a um sólido condutor de eletricidade. c) A Figura I corresponde a um material que, no estado líquido, é um isolante elétrico. d) A Figura II corresponde a um material que, no estado líquido, é um isolante elétrico.

265

B16  Ligação Metálica

Assinale a alternativa que apresenta as afirmações corretas. a) I e III. b) II e IV. c) I e IV. d) II e III. e) III e IV.

FRENTE

QUÍMICA

Exercícios de Aprofundamento 01. (IFSP) Todos os tipos de ligações químicas resultam do seguinte: a) combinação de átomos de elementos químicos diferentes. b) compartilhamento de elétrons das eletrosferas dos átomos. c) interações elétricas entre núcleos e eletrosferas dos átomos. d) transferência de elétrons e prótons de um átomo a outro. e) combinação de prótons dos núcleos de átomos diferentes. 02. (ITA SP) Em cristais de cloreto de sódio, cada íon de sódio tem como vizinhos mais próximos quantos íons cloreto? a) 1 b) 2 c) 4 d) 6 e) 8 03. (ESCS DF) O cloreto de césio é um composto a) molecular com fórmula química CsC2. b) iônico com fórmula química CsC. c) iônico com fórmula química CsC2. d) molecular com fórmula química CsC. 04. (FEI SP) As moléculas do monóxido de carbono (CO) e do dióxido de carbono (CO2) possuem diferenças nas suas estruturas moleculares. Assinale a alternativa correta: a) CO tem ligações iônicas; e CO2, ligações covalentes. b) CO tem duas ligações covalentes simples; e CO2 tem duas ligações covalentes simples e duas dativas c) Ambas possuem duas ligações covalentes dativas. d) CO possui uma ligação covalente dativa; e CO2 possui quatro ligações covalentes sigma. e) CO é linear; e CO2 é triangular 05. (UNICAMP SP) A fórmula estrutural da água oxigenada:

Fornece as seguintes informações: a molécula possui dois átomos de oxigênio ligados entre si e cada um deles ligado a um átomo de hidrogênio; há dois pares de elétrons isolados em cada átomo de oxigênio. Com as informações dadas a seguir, escreva a fórmula estrutural de uma molécula com as seguintes características: possui dois átomos de nitrogênio ligados entre si e cada um deles está ligado a dois átomos de hidrogênio: há um par de elétrons isolado em cada átomo de nitrogênio. Gab:

266

06. (UPE PE) A boa condutividade térmica dos metais é atribuída aos “elétrons livres”. Quando aquecemos uma dada região de uma peça metálica, os elétrons a) deslocam-se rapidamente, através do metal, transferindo energia aos átomos de regiões mais frias. b) entram em subníveis de maior energia, facilitando a formação de estruturas cristalinas mais complexas. c) dirigem-se para as regiões mais internas, ocupando, preferencialmente, os orbitais dos tipos “d” e “f”. d) ficam impossibilitados de se movimentarem, diminuindo a eletropositividade dos átomos. e) são ejetados da peça metálica com altíssimas velocidades, diminuindo a eletronegatividade dos átomos periféricos. 07. (UFJF MG) O mercúrio é um metal líquido à temperatura ambiente. Ele é utilizado no garimpo para extração de ouro, formando com este uma mistura homogênea. Para separar os dois metais, basta aquecer a mistura para que o mercúrio se evapore. Considerando-se essas informações, é INCORRETO afirmar que: a) A separação dos dois metais pode ser realizada, utilizando-se o método de destilação. b) A mistura dos metais apresenta duas fases. c) O mercúrio se evapora em uma temperatura mais baixa que a do ouro. d) O ouro se funde em uma temperatura mais alta que a do mercúrio. e) O mercúrio é mais volátil que o ouro. 08. (UFSCAR SP) Em competições esportivas é comum premiar os vencedores com medalhas que hierarquizam a classificação dos três primeiros colocados com ouro, prata e bronze. A medalha que tradicionalmente é conferida ao terceiro colocado é de bronze, que é a) uma solução sólida de cobre e estanho. b) uma liga metálica formada por prata e iodo. c) uma mistura heterogênea de cobre e estanho. d) a denominação em latim do elemento bromo. e) um amálgama de mercúrio e enxofre. 09. (PUC Camp SP) A mina de ouro é explorada pelo garimpo que, em uma parte do processo, utiliza mercúrio para formar uma liga metálica denominada a) amálgama. d) latão. b) aço. e) solda. c) bronze.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

10. (UERJ) As esferas da figura abaixo representam os íons formadores de um cristal de cloreto de sódio.

Considere que o íon com maior número de camadas eletrônicas é representado pela esfera de maior raio e que a distância entre os núcleos dos íons X e Y vale 10 3 unidades de comprimento. O símbolo do elemento formador do íon de menor tamanho e a menor distância, na mesma unidade de comprimento, entre o núcleo de um cátion e o núcleo de um ânion, são: a) C 3 b) Na, 3 c) C, 5 d) Na, 5 11. (PUC RJ) Qual das substâncias abaixo apresenta maior caráter iônico? a) KC b) NaI c) CaBr2 d) Li2S e) FeS

to de hexágonos regulares interconectados, nos quais cada átomo de carbono é ligado a três outros átomos de carbono, conforme ilustra a figura II. O comprimento da ligação carbono-carbono nos planos definidos pelos hexágonos na grafita é 1,42 Å, enquanto, no diamante, as ligações carbono-carbono têm 1,54 Å. Os planos constituídos por anéis hexagonais na grafita são mantidos unidos por forças de van der Waals e distam de 3,35 Å entre si. Uma característica física importante da grafita é o seu fácil quebramento — clivagem — paralelamente aos planos hexagonais. Com base nessas informações, julgue os itens a seguir, acerca das estruturas do carbono e da grafita. 01. No diamante, cada átomo de carbono está centrado em um tetraedro, analogamente ao carbono da molécula do metano. 02. Apesar de suas estruturas serem diferentes, as ligações químicas no diamante e na grafita são covalentes. 03. As ligações carbono-carbono em um mesmo plano definido pelos hexágonos na grafita são mais fracos que nas ligações cabono-carbono no diamante. 04. A clivagem acima mencionada deve-se à presença das ligações de van der Waals na estrutura da grafita. 05. Na figura II, o volume do prisma hexagonal oblíquo cujas arestas laterais são obtidas ligando-se os vértices 1 a 1’, 2 a 2’, 3 a 3’, 4 a 4’, 5 a 5’ e 6 a 6’ é superior a 30 Å3. 01-02-04 13. (ITA SP) Qual das opções a seguir apresenta o gráfico que mostra, esquematicamente, a variação da condutividade elétrica de um metal sólido com a temperatura?

FRENTE B  Exercícios de Aprofundamento

12. (UnB DF)

Ricardo Feltre. Química. São Paulo: Moderna, 4.ª ed., 1994 (com adaptações).

As figuras I e II acima ilustram as estruturas do diamante e da grafita, respectivamente. Na estrutura do diamante, cada átomo de carbono está ligado a quatro outros átomos de carbono. A grafita por sua vez, é constituída de anéis no forma-

267

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FRENTE

QUÍMICA Por falar nisso O estudo dos sais inorgânicos nos leva a compostos que apresentam os mais diversos usos. Do tempero de alimentos, como o cloreto de sódio, ao laxante chamado sal amargo (sal de Epson) os compostos inorgânicos têm representantes. O sal de Epson é um composto inorgânico, cuja fórmula é MgSO4. Seu nome sistemático é sulfato de magnésio. O cloreto de sódio, sal de uso caseiro, tem fórmula NaC. Não menos importante, não podemos deixar de citar compostos inorgânicos pertencentes à função óxido. Substâncias como o CO2 (dióxido de carbono), SO3 (trióxido de enxofre), N2O (óxido nitroso) e outros estão diretamente envolvidos no processo de impactos ambientais decorrentes do uso de combustíveis fósseis. Impactos como o efeito estufa, a chuva ácida, o smog fotoquímico e outros podem ser mais bem entendidos a partir do estudo do comportamento químico desses e de outros óxidos. Por último, citaremos o óxido de maior valor para a vida: a água. Trata-se de um composto de importância vital para a sobrevivência do planeta. Encontrada nos três estados físicos (sólido, líquido e gasoso), a água é o bem mais precioso que devemos preservar. Sem ela não há vida no planeta Terra. Nas próximas aulas, estudaremos os seguintes temas

C13 C14 C15 C16

Introdução ao estudo dos sais inorgânicos................................... 270 Nomenclatura e formulação de sais inorgânicos.......................... 274 Introdução ao estudo dos óxidos ................................................. 282 Classificação dos óxidos................................................................. 287

FRENTE

QUÍMICA

MÓDULO C13

ASSUNTOS ABORDADOS nn Sais inorgânicos nn A importância dos sais nn Conceito de sais nn Equação de dissociação

SAIS INORGÂNICOS O estudo dos compostos inorgânicos nos remete a produtos utilizados diariamente por todos nós. Na alimentação, por exemplo, temos sais que são utilizados como temperos. Nesse contexto, talvez tenhamos o sal mais famoso de todos, o NaC. Grande parte dos alimentos é temperada com sal de cozinha, cujo principal componente é o cloreto de sódio (NaC).

A importância dos sais

Fonte: wikipedia / Dr. J.S.Bhandari, India

A importância dos sais no nosso cotidiano é muito grande. Podemos até dizer que nossos alimentos são preparados e temperados basicamente com apenas um sal, o NaC. Mas o cloreto de sódio não é o único sal de que dispomos e que utilizamos no nosso dia a dia. Há sais que são utilizados como medicamentos, na correção de acidez dos solos, na agricultura como adubos, na indústria de produção de tecidos, de papéis e outros. A seguir, listamos alguns usos de sais. Na alimentação O NaC apresenta uso doméstico no processo de salga da comida e na conservação de alimentos (carnes e pescados). Na alimentação humana, é importante que ele contenha pequenas concentrações de compostos iodados, os quais são dificilmente encontrados na natureza. A carência metabólica de iodo pode acarretar problemas de tireoide, por isso ao sal de cozinha é adicionado iodo, geralmente na forma de sal de iodeto de potássio (KI). Entretanto, o excesso de NaC no organismo causa diversos problemas, muitos acarretados pelo aumento da pressão arterial. Na agricultura Devemos destacar, também, o uso de adubos no preparo de solos para o plantio utilizando os chamados NPK, sais à base de nitrogênio, fósforo e potássio. Os sais mais utilizados são o (NH4)2SO4 (sulfato de amônio), o KC (cloreto de potássio), K2SO4 (sulfato de potássio) e outros, como o Ca(H2PO4)2.H2O (superfostafo triplo). Os adubos químicos, porém, não ficam restritos aos compostos inorgânicos. A ureia, um composto orgânico, é muito utilizada no processo de adubação. A fórmula molecular da ureia é CO(NH2)2. Contudo, nesse momento, não faremos o estudo dos compostos orgânicos (como a ureia)- os quais serão estudados em aulas posteriores-, e tampouco estudaremos os sais orgânicos. Outro sal bastante utilizado como fertilizante é o Salitre do Chile, cujo nome sistemático é nitrato de sódio (NaNO3).

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Na correção de acidez de solos Os solos podem ser naturalmente ácidos devido à própria pobreza das bases do material de origem ou pelos processos de formação que favorecem a remoção ou lavagem de elementos básicos, como potássio, cálcio, magnésio e sódio. Para corrigir a acidez dos solos, podemos utilizar sais de carbonato, por exemplo, o carbonato de cálcio (CaCO3). Além do carbonato de cálcio, podemos utilizar para corrigir a acidez dos solos o óxido de cálcio (CaO), também chamado de cal viva. Em regiões de difícil acesso a esses corretivos de acidez, ainda se utilizam as cinzas resultantes das queimadas para se corrigir a acidez dos solos. Além desses sais, ainda podemos citar outros de igual importância, como o carbonato de sódio (Na2CO3), também chamado de barrilha, o qual é utilizado na fabricação de vidro, sabão, fotografias, tratamento têxtil, medicamentos e no tratamento de água de piscina, para redução de acidez. 270

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

O bicarbonato de sódio, também chamado de hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3), é um pó branco que, por aquecimento, perde gás carbônico. Muito usado em bebidas e sais efervescentes; como fermento químico; como reagente de laboratório; na eletrodeposição de ouro e platina; em curtumes; no tratamento de lã e da seda; em extintores de incêndio; como antiácido em Medicina (por ingestão); na cerâmica; para preservação da manteiga e de madeiras.

Assim, podemos dizer que: Ácidos e bases de Arrhenius neutralizam-se em meio aquoso formando água e sal. Após completa separação dos componentes por processo de destilação, restará um sólido predominantemente iônico, cuja estrutura é denominada sal. A representação do processo de neutralização pode ser feita em duas etapas: na primeira etapa, temos um processo químico de neutralização do ácido pela base; na segunda etapa, temos um processo físico de evaporação da água e cristalização do cloreto de sódio. Contudo, em laboratório não é possível visualizar essas duas etapas. Elas ocorrem simultaneamente.

O hipoclorito de sódio (NaCO), por sua vez, é um sal que tem propriedades oxidantes, desinfetantes e de branqueamento, servindo para inúmeras aplicações, tais como: alvejamento de celulose e têxteis, desinfecção de água potável, tratamento de efluentes industriais, tratamento de piscinas, desinfecção hospitalar, produção de água sanitária, lavagem neutralização 1ª etapa: NaOH(aq) + HC(aq)  → NaC(aq) + H2O() de frutas e legumes, além de agir como intermediário na produção de diversos produtos químicos.

evaporação 2ª etapa: NaC(aq) + H2O()  →

NaC(s) + H2O(v)

Conceito de sais

Equação global: NaOH(aq) + HC(aq)  → NaC(s) + H2O(v) O conceito de sal como espécie química é bastante amplo. Por isso, iniciaremos nosso estudo sobre tais compostos referindo-nos a algumas reações químicas que permitem obtê-los.

nn Reação do óxido de sódio com o cloreto de hidrogênio meio anidro → NaC(s) + H2O(g) Na2O(s) + HC(g) 

nn Reação

do sódio metálico com o cloro gasoso

meio anidro → 2 NaC(s) 2 Na(s) + C2(g) 

nn Reação do cianeto de potássio com o cloreto de amônio meio anidro → HCN(g) + NH3(g) + NaC(s) NaCN(s) + NH4C(s) 

Em meio aquoso, a análise de reações químicas que produzem sal torna-se mais complexa. Por exemplo, podemos juntar uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio com uma solução aquosa de hidróxido de sódio. neutralização → NaOH(aq) + HC(aq)  Na solução aquosa do cloreto de hidrogênio, ocorre ionização total, produzindo-se íons H3O+(aq) e C−(aq). Na solução aquosa de hidróxido de sódio, também ocorre total dissociação, havendo, portanto, apenas os íons Na+(aq) e OH−(aq).

Quando adicionamos uma solução à outra, em condições adequadas de estequiometria, haverá neutralização do íon OH− pelo íon H3O+, formando água. neutralização → 2 H2O H3O+(aq) + OH− (aq) 

Portanto, em primeira análise, o produto dessa reação (ácidos e bases de Arrhenius em meio aquoso) é apenas água e, não, o cloreto de sódio no estado sólido, como se esperava. O NaC encontra-se dissolvido sob a forma de íons Na+(aq) e C−(aq). Para ser obtido no estado sólido, é necessária a evaporação da água por destilação laboratorial ou natural. evaporação → NaC(s) + H2O(v) Na+(aq) + C−(aq) 

Equação de dissociação

Outra maneira utilizada para se propor a definição de sal está relacionada ao conceito de dissociação em meio aquoso. Segundo esse critério, sal é qualquer espécie química que em solução aquosa se dissocia liberando um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH- - lembrando que em presença de água o íon H+ reage formando o H3O+. Por exemplo, ao adicionar o cloreto de sódio em água, ele sofre dissociação da seguinte forma: meio aquoso → Na+(aq) + C-(aq) NaC(s) 

Observe que o cátion (Na+) presente em solução é diferente de H+. Ao mesmo tempo, o ânion (C-) também é diferente de OH-. Assim, podemos dizer que a espécie química NaC é um sal. Vamos a mais um exemplo. Considere a espécie química CaBr2 em meio aquoso. O processo de dissociação pode ser representado pela equação química a seguir: meio aquoso → Ca2+(aq) + 2 Br-(aq) CaBr2(s) 

Seguindo o conceito de que o cátion (Ca2+) e o ânion (Br-) presentes em solução são diferentes, respectivamente, do cátion H+ e do ânion OH-, o CaBr2 é um sal. Para o A(NO3)3, cujo nome oficial é nitrato de alumínio, temos a seguinte equação de dissociação: meio aquoso → A3+(aq) + 3 NO3− (aq) A(NO3)3(s) 

Seguindo o conceito de Arrehnius, o A(NO3)3 é um sal, uma vez que o cátion (A3+) e o ânion ( NO3− ) presentes em solução são diferentes, respectivamente, do cátion H+ e do ânion OH−. 271

C13  Sais Inorgânicos

Por exemplo, podemos obter o cloreto de sódio (NaC) em meio anidro (ausência de água no meio reacional) por meio das seguintes reações:

Química

Exercícios de Fixação 01. (UFPA) Nos supermercados da cidade, encontramos produtos: I. para limpeza de forno e desentupidores de pia, cuja substância ativa é o NaOH. II. bactericidas, cuja substância ativa é o NaClO. Essas substâncias ativas pertencem, respectivamente, às funções: Gabarito questão 03

meio aquoso a) ácido e base NaHCO3 ( s )  →Na+ ( aq) + HCO3− ( aq) meio aquoso b) base e óxido MgSO4 ( s ) →Mg2+ ( aq) + SO24− ( aq) meio aquoso NaC ( s )  →Na+ ( aq) + C − ( aq) c) óxido e sal meio aquoso CaCO3 ( s ) → Ca2+ ( aq) + CO23− ( aq) d) sal e ácido e) base e sal

02. (UECE) Prefira sempre bater as claras dos ovos em recipientes feitos de cobre. Os íons do cobre interagem com a proteína das claras, tornando a espuma mais firme. O cobre pode se apresentar sob a forma de dois íons. Considerando seus conhecimentos sobre o assunto e as tabelas de cátions de ânions, assinale a alternativa que representa corretamente os íons descritos no texto. a) Cu2– c) Co0 2+ b) Cu d) Co2+ 03. Alguns sais são utilizados diariamente por todos nós. Contudo, a maioria das pessoas não consegue identificar que tais produtos pertencem à função química sal.

05. (UCBA) Na água sanitária, o cloro está presente sob a forma de íons C- e: a) CO4+ d) CO+ + b) CO3 e) COc) CO4 06. (Mackenzie SP) Certas substâncias têm nome comercial característico (coluna A), bem diferente do nome químico, colocado junto com a respectiva fórmula na coluna B.

Coluna A

Coluna B

(1)

Barrilha

( )

Solução aquosa de peróxido de hidrogênio H2O2

(2)

Ácido muriático

( )

Nitrato de sódio NaCO3

(3)

Água oxigenada

( )

Ácido clorídrico HC(aq)

(4)

Soda cáustica

( )

Carbonato de sódio Na2CO3

(5)

Salitre do Chile

( )

Hidróxido de sódio NaOH

Associando a coluna A à B, temos a sequência numérica: a) 4, 1, 2, 5, 3 d) 1, 4, 3, 2, 5 b) 2, 5, 3, 1, 4 e) 3, 1, 4, 5, 2 c) 3, 5, 2, 1, 4 07. (Puc SP)

Por exemplo, O bicarbonato de sódio (NaHCO3) pode ser utilizado na pro-

Coluna A

dução de bolos e até mesmo no combate à azia estomacal; O sulfato de magnésio (MgSO4) é um sal com poder laxante, utilizado como medicamento.

Coluna B

(1)

Sulfato de alumínio

( )

Matéria-prima usada na manufatura de pinos utilizados em cirurgias ortopédicas

(2)

Platina

( )

Usado como um dos componentes de extintores de incêndio (pó pressurizado)

(3)

Hidróxido de sódio

( )

Usado no tratamento de água

(4)

Bicarbonato de sódio

( )

Usado em baterias de automóveis

(5)

Chumbo em placas

( )

Vendido no comércio com o nome de soda cáustica

O cloreto de sódio (NaC), talvez seja o sal de maior uso cotidiano, principalmente na salga de alimentos. O carbonato de cálcio (CaCO3) é um sal utilizado na correção da acidez de solos, processo chamado de calagem. Considerando seus conhecimentos e as informações do texto acima, represente as equações químicas de dissociação em meio aquoso dos sais listados. 04. (UFPA) Quando um prisioneiro, condenado à morte, é executado em uma câmara de gás, a substância letal, o gás HCN, é produzida no ato da execução por meio da reação: 2 NaCN + H2SO4 → 2 HCN + Na2SO4 C13  Sais Inorgânicos

Os reagentes e produtos dessa reação pertencem às funções inorgânicas a) ácido e base d) base e sal b) sal e óxido e) óxido e ácido c) sal e ácido

272

Relacionando as substâncias da coluna A com as afirmações da coluna B, a sequência numérica correta encontrada, de cima para baixo, é: a) 2, 1, 4, 3, 5 d) 5, 3, 4, 2, 1 b) 5, 4, 1, 2, 3 e) 2, 4, 1, 5, 3 c) 2, 1, 3, 5, 4

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Exercícios Complementares

02. (Puc RS) Relacione a coluna 1, que contém fórmulas de compostos químicos, com a da coluna 2, que apresenta algumas de suas aplicações.

Coluna 1

Coluna 2

(1)

CaSO4 . 2H2O

( )

Gravação em vidro

(2)

Ca(OH)2

( )

Caiação de paredes

(3)

( )

Construções e decorações

(4)

NaNO3

( )

Conservante de carnes

(5)

H3PO4

( )

Acidulante em bebidas

A sequência numérica correta, de cima para baixo, é: a) 3 – 2 – 5 – 1 – 4 d) 2 – 3 – 5 – 4 – 1 b) 3 – 2 – 1 – 4 – 5 e) 2 – 3 – 1 – 5 – 4 c) 2 – 4 – 5 – 1 – 3 03. (UFPR) Abaixo estão relacionados os usos industriais de alguns produtos. Numere a coluna da direita com base nas informações da coluna da esquerda.

Coluna 1

Coluna 2

(1)

Fabricação de sabão

( )

Carbono

(2)

Esterilização da água

( )

Calcário

(3)

Fabricação de fertilizantes

( )

Ácido nítrico

(4)

Fabricação do aço em alto-forno

( )

Soda

(5)

Fabricação de cimento

( )

Ozônio

Assinale a alternativa que apresenta a sequência correta da coluna da direita, de cima para baixo. a) 4, 5, 3, 1, 2 b) 2, 3, 5, 4, 1 c) 3, 4, 1, 5, 2 d) 4, 2, 5, 1, 3 e) 5, 1, 3, 2, 4

04. (UFSE SE) Assinale qual dos compostos abaixo está com sua fórmula errada. a) NaSO3 c) Na2SO4 e) KNO2 b) KNO3 d) Li2CO3 05. (Uerj RJ) A respeito de uma substância X, foi afirmado (observação experimental): I. é solida; II. conduz corrente elétrica após fusão; III. apresenta valores elevados para os pontos de fusão e ebulição. Dentre as substâncias a seguir, aquela que pode representar X é: a) O2 c) HC e) NaCl b) CO2 d) ZnS 06. (UFPR) Acidentalmente, os rótulos de três barricas contendo sais foram perdidos. Uma delas contém nitrato de amônio, outra, carbonato de sódio e outra, nitrato de sódio. Todos esses sais têm o mesmo aspecto (pós brancos). Têm-se as seguintes informações: I. Os sais de amônio, em presença de hidróxidos e carbonatos de metais alcalinos, desprendem amônia, NH3, de cheiro característico. II. Os carbonatos reagem com ácido produzindo efervescência, ou seja, desprendimento de gás carbônico. Com base no enunciado acima e nas informações, julgue os itens abaixo. 00. Os três sais são solúveis em água. 01. A fórmula molecular do nitrato de amônio é NH4NO2. 02. Tomando-se separadamente uma alíquota da solução aquosa de cada sal, aquela que reagir com vinagre será a do carbonato de sódio. 03. Comercialmente o hidróxido de sódio é conhecido como soda cáustica. 04. Na2CO3 é a fórmula molecular do nitrato de sódio. 00-02-03 07. (Acafe SC) É importante, ao comprar conservas em supermercados, verificar se a lata está amassada, pois a lata de folha-de-flandres (uma liga de ferro e carbono) tem uma proteção de estanho que pode romper quando sofre um impacto. Nesse caso, é mais provável que ocorra:

C13  Sais Inorgânicos

01. (UEPG PR) A sabedoria popular costuma interpretar o fenômeno de sal umedecido no interior de um saleiro como iminência de chuva. De fato, a probabilidade de chuva será maior quando a umidade relativa do ar estiver elevada, e nessas condições, o sal de cozinha, principalmente por conter impurezas, como MgC2 e MgSO4, tem a capacidade de absorver água da atmosfera, tornando-se umedecido. Em virtude dessa característica, podemos dizer que o sal de cozinha é uma substância: a) alotrópica d) aquosa b) crioscópica e) hidroscópica c) higroscópica

a) a não interferência na qualidade do produto. b) contaminação da conserva com íons estanho. c) alteração pronunciada no sabor do alimento. d) decomposição rápida do alimento. e) escurecimento total do alimento.

273

FRENTE

QUÍMICA

MÓDULO C14

ASSUNTOS ABORDADOS

NOMENCLATURA E FORMULAÇÃO DE SAIS

nn Nomenclatura e formulação de

Entre 1812 e 1814, o Sueco Jöns Jakob Berzelius introduziu normas fixas de simbologia dos elementos químicos, que são adotadas até hoje.

sais

nn Uso do sufixo eto nn Uso do sufixo ito nn Uso do sufixo ato nn Ânions de Ácidos e os sufixos eto, ito e ato nn Tabela de Nomenclatura de Cátions nn Tabela de Nomenclatura de Ânions nn Formulação de Sais

Berzelius argumentou que: “Os sinais químicos devem ser letras, para maior facilidade de anotação. Portanto, tomarei como símbolo químico a letra inicial do nome latino (ou comum) de cada elemento químico”. Isso se fez necessário porque havia um grande número de nomes para uma mesma espécie química. Contudo, Berzelius não foi o primeiro a propor regras de nomenclatura. Guyton Morveau já se havia atentando para isso. As regras de nomenclatura de Guyton foram aplicadas nas publicações de Lavoisier, em 1787, quando este lançou seu Traité Elémentaire de Chêmie (“Tratado Elementar de Química”). Até aquele momento a confusão de nomes era tamanha que se podia encontrar em publicações nomes como “pó de Algarrotti”, “sal de Alembroth”, “água fagedênica” ou “colcotar”. Esse tipo de nomenclatura não informava praticamente nada sobre os componentes de um produto químico. Termos como “óleo de tártaro pelo sino”, “óleo de vitríolo”, “manteiga de antimônio” ou “flores de zinco” eram utilizados causando uma grande confusão com as propriedades das substâncias e traduzindo uma ideia errada: esses compostos não possuíam nenhuma propriedade de óleo, manteiga ou flores. Na maioria das vezes eram venenos violentos. Essas regras de nomenclatura evoluíram e hoje temos a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) que regulamenta todo processo de padronização de nomenclatura e outras propriedades dos compostos, sejam eles orgânicos ou inorgânicos. Nos compostos inorgânicos, temos ácidos, bases, óxidos, hidretos e sais que recebem nomes sistemáticos sendo reconhecidos mundialmente por um único nome que corresponde a uma única fórmula química. Por exemplo, na aula anterior vimos um texto que fala da importância dos sais. Nesse texto, vimos fórmulas e nomes de vários compostos salinos, alguns bastante conhecidos de todos nós, como o cloreto de sódio; outros nem tanto, como o sal de Epson. A sistemática de nomenclatura dos sais inorgânicos segue regras definidas para que cada um de seus representantes tenha um único nome oficial. Da mesma forma, cada nome oficial só faz referência a uma única fórmula química.

Por exemplo: Fórmulas e nomes sistemáticos de sais

274

Fórmula

Nome

NaC

cloreto de sódio

CaC2

cloreto de cálcio

KNO3

nitrato de potássio

CaCO3

carbonato de cálcio

Na2SO4

sulfato de sódio

CaSO4

sulfato de cálcio

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Por esse sistema de nomenclatura, estabelecido pela IUPAC, os nomes dos sais devem ser escritos a partir dos nomes do ânion e do cátion. O nome do ânion deriva do nome do ácido que lhe deu origem. Já o nome do cátion é praticamente o mesmo nome do átomo do qual ele teve origem.

Uso do sufixo eto O NaC é obtido em laboratório na reação do HC com NaOH, em um processo de neutralização de acordo com a reação a seguir:

→ NaC(aq) + H2O() NaOH(aq) + HC(aq)  Portanto, no sal, temos os seguintes íons:

tre o nome do ácido e o nome do ânion. Para ácidos cujo nome é sufixado em oso, o ânion recebe nome sufixado em ito. Dessa forma o KNO3 recebe nome com base nos seguintes passos: Fórmula

Íons

Nome

KNO2

K1+ − cátion potássio    −  NO2 − ânion nitrito 

Nitrito de potássio

Uso do sufixo ato Analisaremos agora o CaSO4. Esse compostos é obtido em laboratório na reação do H2SO4 com Ca(OH)2, em um processo de neutralização de acordo com a reação a seguir:

Na+ - cátion proveniente da base C− - ânion proveniente do ácido O cátion teve origem no átomo de sódio e seu nome também é sódio. O ânion teve origem no ácido HC. Para o ânion, devemos utilizar a nomenclatura do ácido para atribuir o seu nome. O HC recebe nome de ácido clorídrico. Uma vez que o ácido tem sufixo terminado em ídrico, o ânion C- deve ser sufixado em eto. Portanto, o nome do C− é cloreto. Aqui devemos lembrar que há uma relação entre o nome do ácido e o nome do ânion. Dessa forma, o NaC recebe nome com base nos seguintes passos: Fórmula

Íons

Nome

NaC

+  Na − cátion sódio    C − ânion cloreto 

Cloreto de sódio

Uso do sufixo ito Num segundo exemplo, vamos utilizar KNO2. Esse composto é obtido em laboratório na reação do HNO2 com KOH, em um processo de neutralização de acordo com a reação a seguir:

→ KNO2(aq) + H2O() KOH(aq) + HNO2(aq) 

→ CaSO4(aq) + 2 H2O() Ca(OH)2(aq) + H2SO4(aq)  Portanto, no sal, temos os seguintes íons: Ca2+ - cátion proveniente da base SO42- - ânion proveniente do ácido O cátion teve origem no átomo de cálcio e seu nome também é cálcio. O ânion teve origem no ácido H2SO4. Para o ânion, devemos utilizar a nomenclatura do ácido para atribuir o seu nome. O H2SO4 recebe nome de ácido sulfúrico. Uma vez que o ácido tem sufixo terminado em ico, o ânion SO24− deve ser sufixado em ato. Portanto, o nome do SO24− é sulfato. Já vimos que há uma relação entre o nome do ácido e o nome do ânion. Para ácidos cujo nome é sufixado em ico, o ânion recebe nome sufixado em ato. Fórmula

Íons

Nome

CaSO4

2+  Ca − cátion cálcio   2 SO4 − ânion sulfato 

Sulfato de cálcio

A seguir, temos uma tabela onde estão relacionados os sufixos do ácido e do ânion.

Portanto, no sal, temos os seguintes íons: NO2- - ânion proveniente do ácido O cátion teve origem no átomo de potássio e seu nome também é potássio. O ânion teve origem no ácido HNO2. Para o ânion, devemos utilizar a nomenclatura do ácido para atribuir o seu nome. O HNO2 recebe nome de ácido nitroso. Uma vez que o ácido tem sufixo terminado em oso, o ânion NO2− deve ser sufixado em ito. Portanto, o nome do NO2− é nitrito. Novamente, devemos lembrar que há uma relação en-

Tabela de sufixo de nomenclatura dos ânions Sufixo do ácido

Sufixo do ânion

ídrico

eto

oso

ito

ico

ato

Na tabela a seguir, temos os nomes de alguns ânions feitos com base na equação de ionização do ácido que lhe deu origem. 275

C14  Nomeclatura de Sais

K+ - cátion proveniente da base

Química

Ânions de Ácidos e os sufixos eto, ito e ato

HF(aq)

 → H+ (aq)

ácido fluorídrico

HC(aq)

 → H+ (aq)

ácido clorídrico

HBr(aq)

 → H+ (aq)

ácido bromídrico

HI(aq)

 → H+ (aq)

ácido iodídrico

HCN(aq)

 → H+ (aq)

ácido cianídrico

H2 S(aq)

 → 2 H+ (aq)

ácido sulfídrico

H2 S(aq)

 → H+ (aq)

ácido sulfídrico

F- (aq)

HNO3 (aq)

ânion fluoreto

ácido nítrico

C - (aq)

HNO2 (aq)

ânion cloreto

ácido nitroso

Br - (aq)

H2CO3 (aq)

ânion brometo

ácido carbônico

I- (aq)

H2CO3 (aq)

ânion iodeto

ácido carbônico

CN- (aq)

H2 SO4 (aq)

ânion cianeto

ácido sulfúrico

S2- (aq)

H2 SO4 (aq)

ânion sulfeto

ácido sulfúrico

HS - (aq)

H3BO3 (aq)

 → H+ (aq)

NO3− (aq) ânion nitrato

 → H+ (aq)

NO− (aq) ânion nitrito

 → 2 H+ (aq)

CO32− (aq) ânion carbonato

 → H+ (aq)

HCO3− (aq) ânion bicarbonato

 → 2H+ (aq)

SO24− (aq) ânion sulfato

 → H+ (aq)

HSO4− (aq) ânion bissulfato

 → 3 H+ (aq)

ácido bórico

ânion bissulfeto

BO33− (aq) ânion borato

Com o uso desses processos de nomenclatura, os nomes da maioria dos ânions serão memorizados. Mas é necessário dizer que essas tabelas são ferramentas de formulação de sais, não sendo obrigatória a sua memorização. A seguir, temos os nomes dos principais cátions e ânions utilizados na formulação de sais e outros compostos.

Tabela de Nomenclatura de Cátions Principais cátions Monovalentes Li

Sódio

K+

Potássio

Rb+ Cs Fr

Ferro (III)

Magnésio

Ouro (III)

Ca2+

Cálcio

A3+

Alumínio

Rubídio

Sr2+

Estrôncio

Césio

Bário

Frâncio

Rádio

Zinco

Prata

Mercúrio

Au+

C14  Nomeclatura de Sais

Trivalentes Berílio

276

Bivalentes Lítio

Cobre (II)

Cobre (I)

Ouro (I)

Tetravalentes

Ferro (II)

Estanho (IV)

Mn2+

Manganês (II)

Pb4+

Chumbo (IV)

Sn2+

Estanho (II)

Mn4+

Manganês (IV)

Pb2+

Chumbo (II)

Ni2+

Níquel (II)

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Tabela de Nomenclatura de Ânions Principais ânions Bivalentes

Trivalentes

F-

Fluoreto

O2-

Óxido

PO3-4

Fosfato

C-

Cloreto

O2-2

Peróxido

AsO3-3

Arsenito

Br-

Brometo

S2-

Sulfeto

AsO3-4

Arseniato

I-

Iodeto

SO2-3

Sulfito

SbO3-3

Antimonito

CO-

Hipoclorito

SO2-4

Sulfato

SbO3-4

Antimoniato

CO2-

Clorito

S2O2-3

Tiossulfato

BO3-3

Borato

CO3-

Clorato

CO2-3

Carbonato

Fe(CN)3-6

Ferricianeto

CO-4

Perclorato

C2O2-4

Oxalato

NO2-

Nitrito

SiO2-3

Metassilicato

NO3-

Nitrato

HPO2-3

Fosfito

CN-

Cianeto

CrO2-4

Cromato

OCN-

Cianato

Cr2O2-7

Dicromato

SCN-

Tiocianato

MnO2-4

Manganato

PO3-

Metafosfato

MnO2-3

Manganito

H2PO2-

Hipofosfito

SnO2-2

Estanito

P2O74-

Pirofosfato

AO2-

Aluminato

SnO2-3

Estanato

SiO-44

Silicato

MnO-4

Permanganato

PbO2-2

Plumbito

Fe(CN)64-

Ferrocianato

OH-

Hidróxido

PbO2-3

Plumbato

H-

Hidreto

ZnO2-2

Zincato

CH3COO-

Acetato

S2O2-7

Pirossulfato

Tetravalentes

Formulação de Sais Na formulação de um sal, deve-se levar em conta o fato de que o composto é um sistema eletricamente neutro – a quantidade de carga positiva presente no cátion deve ser numericamente igual à quantidade de carga negativa presente no ânion. A seguir, temos a formulação de três sais: o cloreto de sódio (NaC), o nitrato de potássio (KNO3) e o sulfato de cálcio (CaSO4). 277

C14  Nomeclatura de Sais

Monovalentes

Química

C − cloreto

 →

NaC cloreto de sódio

K+ + potássio

NO3− nitrato

 →

NaNO3 nitrato de potássio

SO22− sulfato

 →

CaSO4 sulfato de cálcio

Na+ sódio

Ca2+ cálcio

Nesses três casos, podemos verificar que as cargas negativas e positivas dos íons são numericamente iguais. Isso implica o uso de proporções estequiométricas entre cátions e ânions de 1 : 1. Entretanto, há casos em que as cargas dos dois íons não são numericamente iguais. Para que ocorra uma neutralidade de cargas, torna-se necessário alterar a proporção entre cátions e ânions. Ca2+ + 2 Br −  → CaBr2 cálcio brometo brometo de cálcio 3 Ca2+ cálcio

2 PO34− fosfato

 →

Ca3 (PO4 )2 fosfato de cálcio

3 Pb4+ + chumbo(IV)

4 PO34− fosfato

 →

Pb3 (PO4 )4 fosfato de chumbo (IV)

Observe que, na formulação do brometo de cálcio, a proporção entre cátion e ânion é de 1 : 2. Já na formulação do fosfato de cálcio, a proporção entre cátion e ânion é de 3 : 2, e na formulação do fosfato de chumbo (IV) ou fosfato plúmbico essa proporção é de 3 : 4. Esses números, quando colocados subscritos junto aos símbolos dos elementos químicos em uma fórmula, são chamados índice ou atomicidade e indicam a quantidade exata de cada íon na fórmula do sal. Sempre que possível, os índices ou a atomicidade devem ser simplificados. Por exemplo, na formulação do pirofosfato de magnésio, a proporção correta entre cátion e ânion é de 2 : 1. Contudo, caso façamos a formulação obedecendo apenas à inversão de cargas do cátion e do ânion, chegaremos a uma fórmula em que há 4 íons Mg2+ para 2 íons P2O74− . 2 Mg2+

C14  Nomeclatura de Sais

magnésio

1 P2O74− pirofosfato

 → Mg4 (PO4 )2/ pirofosfato de magnésio

Nesse caso, devemos simplificar os índices ou a atomicidade por 2, ou seja, a fórmula correta do pirofosfato de magnésio é: Mg4(P2O7)2 ⇒ Mg2P2O7 Note que, nesse caso, o índice 4, para o magnésio, e o índice 2, para o pirofosfato, foram simplificados de tal forma que os índices finais são 2 para o magnésio e 1 para o pirofosfato. Quando o índice for 1, não há necessidade de representá-lo na fórmula. 278

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Exercícios de Fixação

Considerando seus conhecimentos sobre o assunto e as informações do texto, é correto propor que a representação por meio de fórmulas químicas para esses íons são, respectivamente, a) SO24− e HCO3− . d) SO3 e HCO3 . b) HSO4− e CO23− . e) SO24− (aq) e HCO3− (aq) . 2− 2− c) SO4 (aq) e HCO3 (aq) . 02. (UCS RS) Ao contrário do que muitas pessoas imaginam, o espinafre não é uma boa fonte de ferro. Isso porque o espinafre contém níveis altos de oxalato (ânion do ácido etanodioico), o qual se liga ao íon ferro II formando oxalato de ferro II, um sal insolúvel, o que reduz a absorção desse mineral. Assinale a alternativa na qual a formação do oxalato de ferro II citada acima está corretamente representada. a) 2 COO–(aq) + Fe(s) → (COO –)2Fe2+(s) b) CH2COO–(aq) + Fe(s) → CH2COO–Fe2+(s) c) COO–(aq) + Fe+2(aq) → FeCOO(s) d) C2O42–(aq) + Fe2+(aq) → FeC2O4(s) e) CH2COO–(aq) + Fe2+(s) → FeCH2COO(s) 03. (Asces PE) Detergentes líquidos e sabão em pó, para lavar louças, roupas e serem usados na limpeza geral da casa, entre outros produtos químicos não biodegradáveis, permanecem na natureza por muito tempo depois do descarte irresponsável. Eles contribuem para a deterioração do meio ambiente. Grande parte desses detergentes possui fosfatos em sua composição. O fosfato é um composto perigoso que causa prejuízos imensos à natureza. Qual a fórmula química do íon fosfato? a) PO33– c) PO43– 2– b) PO4 d) PO34–

e) PO23–

04. (Unesp SP) Compostos de crômio têm aplicação em muitos processos industriais, como o tratamento de couro em curtumes e a fabricação de tintas e pigmentos. Os resíduos provenientes desses usos industriais contêm, em geral, misturas de íons cromato (CrO42–), dicromato e crômio, que não devem ser descartados no ambiente, por causarem impactos significativos. Sabendo que no ânion dicromato o número de oxidação do crômio é o mesmo que no ânion cromato, e que é igual à metade desse valor no cátion crômio, as representações químicas que correspondem aos íons de dicromato e crômio são, correta e respectivamente,

a) Cr2O52– e Cr4+. b) Cr2O92– e Cr4+. c) Cr2O92 – e Cr3+. d) Cr2O72– e Cr3+. e) Cr2O52– e Cr2+. 05. (Udesc SC) Alguns sais inorgânicos são utilizados na medicina no tratamento de doenças, são exemplos disso o bicarbonato de sódio como antiácido, o carbonato de amônio como expectorante, o permanganato de potássio como antimicótico e o nitrato de potássio como diurético. Assinale a alternativa que contém a fórmula química desses sais, respectivamente. a) Na2CO3, (NH4) 2CO3, KMnO4 e KNO3 b) NaHCO3, (NH4)2CO3, KMnO4 e KNO3 c) NaHCO3, (NH4) 2CO3, KMnO4 e K2NO3 d) NaHCO3, NH4CO3, KMnO4 e KNO3 e) Na2CO3, NH4CO3, KMnO4 e K2NO3 06. (Cefet PR) “O fosfato de cálcio é um importante componente dos ossos e dos dentes do corpo, e encontra-se na forma de minerais. O bicarbonato de sódio é um antiácido estomacal, neutraliza o excesso de ácido clorídrico no suco gástrico. O diidrogenopirofosfato de sódio é misturado com amido e aromatizante no preparo de pudins instantâneos. O tiossulfato de sódio é usado para remover o gosto desagradável da água potável fortemente clorada”. Indique a alternativa que contém as fórmulas corretas das substâncias citadas no texto. a) Ca3(PO4)2; Na2CO3; Na2P2O7; Na2S2O3 b) Ca(PO4); NaHCO3; Na4P2O7; Na2S2O3 c) Ca3(PO4)2; NaHCO3; Na2H2P2O7; Na2S2O3 d) Ca3(PO4)2; NaHCO3; Na2H2P2O7; Na2S2O4 e) Ca3(PO4)2; NaHCO3; Na4P2O7; Na2S2O4 07. (Fac. Direito de Sorocaba SP) Soda cáustica e o ácido sulfúrico são substâncias utilizadas em diversos segmentos da indústria. A soda cáustica é utilizada na produção do alumínio a partir da bauxita, e o ácido sulfúrico é utilizado no processamento de minérios de urânio para a obtenção do elemento radioativo rádio. As fórmulas da soda cáustica e do ácido sulfúrico, assim como do produto da reação entre eles, são, respectivamente, a) NaOH, H2SO4 e Na2SO4. b) KOH, H2S e K2S. c) NaOH, HSO4 e NaSO4. d) Ca(OH)2, H2SO3 e CaSO3. e) KOH, H2SO4 e K2SO4.

279

C14  Nomeclatura de Sais

01. Quando analisamos a composição físico-química presente no rótulo de uma garrafa de água mineral, encontramos diversas espécies químicas. Dentre elas, temos dissolvidos na água, os íons sulfato e bicarbonato (hidrogenocarbonato).

Química

Exercícios Complementares 01. (Unesp SP) Bicarbonato de sódio e carbonato de sódio são duas substâncias químicas muito presentes no cotidiano. Entre várias aplicações, o bicarbonato de sódio é utilizado como antiácido estomacal e fermento de pães e de bolos, e o carbonato de sódio, conhecido como barrilha ou soda, tem sua principal aplicação na fabricação de vidro comum. As fórmulas químicas do bicarbonato de sódio e do carbonato de sódio estão correta e respectivamente representadas em a) NaHCO3 e NaOH. b) Na(CO3)2 e NaHCO3. c) NaHCO3 e Na2CO3. d) Na(HCO3)2 e NaOH. e) Na2HCO3 e Na2CO3.

nuíram em razão da exploração. A ilha de Fernando de Noronha é um exemplo no Brasil onde é notada a diminuição de água potável. Em média, para cada litro de água do mar, há cerca de 32 gramas de sal, composto por vários elementos como: C–

02. (Escs DF) A desinfecção tem por finalidade destruir micro-organismos nocivos à saúde para evitar infecções e doenças. Uma das substâncias químicas utilizadas para isso é o hipoclorito de sódio. O hipoclorito de sódio em alta concentração não é comercializado normalmente, ele chega ao consumidor doméstico como água sanitária, que é uma solução diluída dessa substância usada para desinfecção de verduras e legumes.

e) CaC2, K2Na e K2SO4

A substância ativa responsável pelo papel de desinfecção no hipoclorito de sódio também se encontra presente na seguinte substância: a) NaO; b) O2; c) HC; d) Ca(CO)2; e) Na.

C14  Nomeclatura de Sais

03. (Udesc SC) O leite de magnésia é uma suspensão de Mg(aq)(OH)2(s) em água. Esta suspensão dissolve-se com a adição de HC(aq), gerando uma solução final aquosa incolor que contém cloreto de magnésio. As funções químicas das substâncias Mg(OH)2, HC e cloreto de magnésio, respectivamente, são: a) óxido, ácido e base b) óxido, ácido e sal c) base, ácido e óxido d) sal, ácido e óxido e) base, ácido e sal 04. (Unificado RJ) Dessalinização da água A dessalinização corresponde a um processo físico-químico de retirada de sais da água do mar, tornando-a doce e própria para o consumo. Há o risco de falta de água potável no planeta. Já existem regiões onde os lençóis freáticos dimi-

280

(55,04%), Na+ (30,61%), SO42– (7,68%), Mg2+ (3,69%), Ca2+ (1,16%) e K+ (1,10%). Com os íons presentes na água do mar, é possível formar os sais a) MgK2, NaC e CaC2 b) NaC, MgSO4 e K2SO4 c) C2SO4, KC e MgC3 d) CaSO4, MgNa2 e Na2SO4 05. Durante uma atividade experimental no laboratório, o professor de química teve que interromper sua aula, pois presenciou uma situação de bullying. Um grupo de alunos utilizou de seus conhecimentos sobre as substâncias 1 - (AgNO3) 2 - (H2SO4) 3 - (H2O2) 4 - (Na) para assustar algumas garotas. A substância 1 foi derramada sobre as bancadas para manchar as mãos, a 2 nas cadeiras para queimar jaleco, a 3 foi jogada nos cabelos para descolorir e a 4 foi lançada na água para assustar com uma pequena explosão. As nomenclaturas das substâncias 1, 2 e 3 são respectivamente: a) nitrato de prata, peróxido de hidrogênio e ácido sulfúrico. b) nitrato de prata, ácido sulfúrico e óxido de hidrogênio. c) nitrato de prata, ácido sulfúrico e peróxido de hidrogênio. d) ácido sulfúrico, peróxido de hidrogênio e nitrato de prata. e) ácido sulfúrico, nitrato de prata e peróxido de hidrogênio. 06. (Puc RS) “Grande parte do interesse pelo sal, como os experimentos dos antigos chineses com o salitre, visava proporcionar aos militares métodos mais eficientes de detonar coisas e gente. No século XIX, descobriu-se que o clorato de potássio produzia uma explosão maior que a pólvora tradicional, o nitrato de potássio. E o magnésio tinha propriedades explosivas ainda mais impressionantes.” KURLANSKY, Mark. Sal: uma história do mundo. São Paulo: SENAC, 2004. p. 291.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

07. (Unificado RJ) Em uma bancada de laboratório, estão quatro balões volumétricos (frascos de vidro com calibrações únicas) utilizados para o preparo de soluções de concentração conhecida, rotulados com as seguintes fórmulas, conforme mostra a figura abaixo.

Em relação às substâncias contidas nos frascos, analise as afirmativas a seguir. I. Os balões P e R indicam, respectivamente, as funções ácido e sal. II. Os balões Q e S indicam, respectivamente, as funções ácido e sal. III. Os balões P e Q correspondem, respectivamente, a ácido sulfúrico e ácido nitroso. IV. Os balões R e S indicam, respectivamente, as funções base e sal. V. Os balões R e S correspondem, respectivamente, a hidróxido de alumínio e permanganato de potássio. São corretas APENAS as afirmativas a) I e II. b) II e III. c) I, II e III. d) II, III e IV. e) II, IV e V. 08. (UEPG PR) Considere os compostos representados abaixo e assinale o que for correto. a) FeC2 b) KSCN c) Pb(NO3)2 d) NaF e) Cr2(SO4)3 f) A2O3 g) K2Cr2O7 h) A(OH)3

01. O sulfato de cromo (III) é formado por um ânion trivalente e um cátion divalente. 02. O alumínio tem nox = +2 no óxido e nox = +3 na base. 04. No fluoreto de sódio, o cátion e o ânion são monovalentes. 08. Os cátions presentes nos compostos cloreto de ferro (II) e nitrato de chumbo (II) são divalentes. 16. O potássio tem nox = +1 tanto no tiocianato como no dicromato. 04-08-16

09. (Uespi PI) Muitas reações químicas acontecem em meio aquoso. Soluções contendo (I) H2SO4 e (II) H2CO3 são facilmente encontradas e podem reagir com (III) Ba(OH)2 para formar (IV) BaSO4, (V) Ba(HCO3)2 e (VI) BaCO3. Como podemos classificar, respectivamente, as substâncias destacadas no texto (I), (II), (III), (IV), (V) e (VI)? a) ácido, ácido, base, sal, sal e sal b) ácido, ácido, base, sal, ácido e sal c) base, base, ácido, sal, sal e sal d) ácido, base, base, sal, ácido e base e) ácido, ácido, sal, base, base, sal 10. (Escs DF) As estruturas mineralizadas de alguns animais são formadas principalmente por íons cálcio, magnésio, carbonatos, fosfatos e sulfatos. Os ossos e os dentes dos vertebrados, por exemplo, são constituídos principalmente por fosfato de cálcio. As conchas dos moluscos e os corais são principalmente de carbonato de cálcio. Os esqueletos dos invertebrados contêm um pouco de carbonato de magnésio e também já foi encontrado no material esquelético de um protozoário denominado Acantharia sulfato de estrôncio. As substâncias citadas no texto são sais inorgânicos representados pelas fórmulas: a) K3PO4, K2CO3, MgCO3 e SnSO3 b) K3PO4, K2CO3, MnCO3 e SrSO4 c) Ca3(PO4)2, CaCO3, MnCO3 e SnSO4 d) Ca3(PO4)2, CaCO3, MgCO3 e SrSO3 e) Ca3(PO4)2, CaCO3, MgCO3 e SrSO4 11. (Mackenzie SP) O hipoclorito de sódio é um sal utilizado frequentemente em soluções aquosas como desinfetante e/ou agente alvejante. Esse sal pode ser preparado pela absorção do gás cloro em solução de hidróxido de sódio mantida sob resfriamento, de modo a prevenir a formação de clorato de sódio. As soluções comerciais de hipoclorito de sódio sempre contêm quantidade significativa de cloreto de sódio, obtido como subproduto durante a formação do hipoclorito. Assim, é correto afirmar que as fórmulas químicas do hipoclorito de sódio, clorato de sódio e cloreto de sódio são, respectivamente, a) NaCO, NaCO3 e NaC. b) NaCO2, NaCO4 e NaC. c) NaCO, NaCO2 e NaC. d) NaCO, NaCO4 e NaCO2. e) NaCO2, NaCO3 e NaC. 281

C14  Nomeclatura de Sais

O sal que produzia maior explosão provém da reação entre as substâncias de fórmulas a) HC e KOH. b) HCO e Mg(OH)2. c) HCO2 e K(OH)2. d) HCO3 e KOH. e) HNO3 e KOH.

FRENTE

QUÍMICA

MÓDULO C15

ASSUNTOS ABORDADOS nn Óxidos nn O ar que respiramos nn Definição de óxido nn A importância dos óxidos nn Nomenclatura nn Classificação dos óxidos

ÓXIDOS O ar que respiramos Se compararmos a qualidade do ar da era pré-industrial ao ar que respiramos hoje, especialmente nas grandes metrópoles, deparamo-nos com uma imensa e absurda diferença. E, apesar do grande avanço do aparato tecnológico desenvolvido nas últimas décadas, as chaminés de nossas fábricas (que produzem bens e serviços altamente avançados no sentido de melhorar nossa qualidade de vida), os escapes de nossos automóveis e aviões, as queimadas de coberturas vegetais, naturais ou plantadas etc., continuam a lançar na atmosfera grandes quantidades de espécies químicas gasosas e particuladas. Hoje, apesar de se conhecer uma ínfima parte do poder tóxico dessas espécies, já sabemos o suficiente para entender o grande risco que elas representam para as diferentes formas de vida da biosfera.

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Nela, o homem é a única espécie viva que, ao mesmo tempo, sofre as consequências de inúmeros impactos negativos à sua qualidade de vida e assiste a quase tudo de braços amarrados, quase sem forças para mudar e melhorar o seu destino neste planeta.

282

As chamadas tecnologias limpas e os programas de monitoração da qualidade ambiental somente alcançarão suas principais e reais metas quando a ciência ambiental souber valorizar - e a sociedade civil cobrar do poder público constituído - a determinação e manutenção da qualidade do ar que respiramos. Essa cobrança será tanto mais efetiva na manutenção da qualidade do ar que respiramos quanto mais exigente e especializada ela for. Assim, chegará o dia em que saberemos avaliar, valorizar e propor/ executar ações corretivas efetivas sobre o risco ecológico de incrementos na concentração de espécies químicas lançadas à atmosfera que coloquem em risco, por menor que seja, a vida do homem e de todos os outros organismos vivos da biosfera. Fonte: Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/01/atmosfera.pdf>. Acessado em 20 Jul. 2016.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

A capacidade de combinação do oxigênio é realmente impressionante. Com raras exceções, ele forma compostos binários (dois elementos) com praticamente todos os elementos químicos da tabela periódica. Sejam sólidos, líquidos ou gases, esses compostos se apresentam em grande número e importância para todos nós - haja vista que a substância de maior prioridade para a vida na Terra, a água, pertence à classe dos compostos binários do oxigênio. Para facilitar nosso estudo, chamaremos a partir de agora de óxidos todos os compostos binários do oxigênio em que esse elemento químico é representado pelo átomo de maior eletronegatividade na substância. O termo óxido será utilizado daqui para frente apenas para representar uma estrutura, pois em termos comportamentais os óxidos são ácidos ou bases de Arrhenius, dependendo do meio. Compostos oxigenados do elemento flúor (OF2 e O2F2) não serão agrupados na classe dos óxidos, uma vez que o átomo de flúor é mais eletronegativo que o oxigênio.

A importância dos óxidos Existe um número muito grande de óxidos e todos eles participam de forma direta em nosso cotidiano. Óxidos como CO2, SO2, SO3, NO, NO2 e CO estão constantemente relacionados a efeitos atmosféricos, como efeito estufa e chuva ácida. Por outro lado, o dióxido de carbono também é de fundamental importância para a vida na Terra. É a partir dele, água, luz e clorofila que os vegetais sintetizam os carboidratos e vários outros compostos químicos. luz/clorofila 6 CO2 (g) + 6 H2O(v)  → C6H12O6 (aq) + 6 O2 (g)

Fonte: wikipedia / Benjah-bmm27

Óxidos de ferro, manganês, estanho e alumínio são muito importantes no extrativismo mineral, pois são fontes de metais utilizadas industrialmente. Dentre eles, podemos citar a magnetita (F3O4), a hematita (Fe2O3), a pirolusita (MnO2) e a bauxita (A2O3).

Imagem 01 - A hematita (Fe2O3) em pó, em condições ambientes, é um sólido de cor vermelha.

Outro óxido metálico de grande interesse é o óxido de cálcio ou cal viva (CaO), utilizado na construção civil no preparo de argamassas para reboco de casas. É obtido a partir da decomposição do carbonato de cálcio (CaCO3) por aquecimento (pirólise). É também importante na correção da acidez de solos, por isso é muito utilizado na agricultura. pirólise → CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) 

Já o óxido de zinco (ZnO) é utilizado em protetores solares e serve de filtro para as radiações ultravioleta. Assim como o óxido de ferro II (FeO), pode ser utilizado no preparo de maquiagens faciais.

Nomenclatura de óxidos Acabamos de ver vários óxidos de maneira não sistemática. Ora utilizamos um sistema de nomenclatura oficial, por exemplo, dióxido de carbono, ora utilizamos nomes não sistemáticos, como bauxita e magnetita. De acordo com a nomenclatura sistemática, os óxidos podem ser classificados, inicialmente, em duas categorias: os óxidos metálicos e os óxidos ametálicos. Óxidos metálicos A nomenclatura dos óxidos metálicos pode ser feita utilizando-se da palavra óxido; da preposição de e finalizando o nome deve ser citado o nome do elemento metálico. óxido + de + nome do elemento metálico A seguir, temos exemplos de óxidos metálicos de cálcio, magnésio, zinco e bário e seus respectivos nomes de óxidos metálicos.

Na tabela a seguir, temos outros exemplos de óxidos metálicos e seus nomes sistemáticos. 283

C15  Óxidos

Definição de óxido

Química

Fórmula

Nome sistemático

Na2O

óxido de sódio

K2O

óxido de potássio

SrO

óxido de estrôncio

Ag2O

Óxido de prata

Se o elemento metálico produz mais de um tipo de óxido, é necessário citar o nome do metal e a capacidade de ligação dele (valência). Essa capacidade de ligação ou valência deve ser expressa em algarismos romanos. Deve-se também atribuir as terminações oso e ico, respectivamente, à menor e à maior capacidade de ligação do metal (valência ou nox). FeO

óxido de ferro II óxido ferroso

Fe2O3

óxido de ferro III óxido férrico

Au2O

óxido de ouro I óxido auroso

Au2O3

óxido de ouro III óxido áurico

MnO

óxido de manganês II óxido manganoso

MnO2

óxido de manganês IV óxido mangânico

A seguir, fórmulas e nomes de óxidos não metálicos. Fórmula

Nome sistemático

monóxido de carbono

CO2

dióxido de carbono

SO2

dióxido de enxofre

SO3

trióxido de enxofre

P2O5

pentóxido de difósforo

N2O3

trióxido de dinitrogênio

N2O5

pentóxido de dinitrogênio

Classificação dos óxidos Já vimos no início dessa aula que os óxidos podem ser divididos em duas categorias: os óxidos metálicos e os óxidos não metálicos. Contudo, essa classificação não é suficiente para entender o comportamento químico dos óxidos. Existem óxidos que dependendo do meio reacional se comportam como base, ácido, anfótero, neutro e ainda existem aqueles que apresentam duplo comportamento, ou seja, têm propriedades ácidas e básicas ao mesmo tempo, dependendo do meio reacional, é claro. A partir de agora, passaremos ao estudo do comportamento reacional dos óxidos, classificando-os nessas classes reacionais.

Óxidos não metálicos No caso de óxidos não metálicos, a nomenclatura é feita quantificando os átomos de cada elemento presente na fórmula. Por exemplo, dentre os óxidos que o elemento cloro pode formar podemos citar: C2O3, C2O5, C2O7.

C15  Óxidos

Contudo, lembre-se de que a classificação de um óxido em básico, ácido, indiferente ou neutro, anfótero e duplo é feita em função do comportamento desse óxido quando em presença de água. No caso de óxidos que apresentam índice ou atomicidade 1 para o elemento não metálico, não há obrigatoriedade em citar a quantificação mono. Por exemplo, o nitrogênio pode formar o NO. Nesse caso, quantificamos os átomos de oxigênio e citamos, mas não há necessidade de citar a quantidade de átomos de nitrogênio. Assim, o nome do composto NO é monóxido de nitrogênio ou monóxido de mononitrogênio. 284

Propriedades químicas dos óxidos básicos Quando dissolvemos a cal virgem (óxido de cálcio, CaO) em água há formação de meio básico, presença de OH−(aq), base de Arrhenius. Logo, o CaO(s) é classificado como óxido básico, apesar de no estado anidro (sólido) ele não manifestar essa propriedade.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Os principais elementos metálicos que produzem óxidos de caráter básico são os metais dos grupos 1 e 2 da tabela periódica. Os metais do grupo 1 são chamados de metais alcalinos; os metais do grupo 2 são os alcalinoterrosos. Além desses dois grupos ainda podemos citar a prata e outros metais cujo número de oxidação é relativamente baixo. Contudo, devemos lembrar que o caráter básico depende de um comportamento e não da estrutura. Reagem com água formando bases ou hidróxidos de Arrhenius A seguir, temos algumas reações de óxidos básicos dos grupos 1 e 2 da tabela periódica com água, formando bases ou hidróxidos de Arrhenius. Na2O(s) + H2O() → 2 NaOH(aq) CaO(s) + H2O() → Ca(OH)2(aq)

BaO(s) + H2O() → Ba(OH)2(aq) Reagem com ácidos formando sais Os óxidos de metais alcalinos e alcalinoterrosos são classificados como básicos, pois em meio aquoso reagem com a água formando bases de Arrhenius. Contudo, se a solução aquosa apresentar caráter ácido, os óxidos básicos reagem formando sal. A seguir, temos reações de óxidos básicos com soluções aquosas de ácidos de Arrhenius. Na2O(s) + HC(aq) → NaC(aq) + H2O() BaO(s) + 2 HNO3 (aq) → Ba(NO3)2(aq) + H2O() Na próxima aula, estudaremos os demais comportamentos dos óxidos.

Exercícios de Fixação

02. (Uefs BA) Um cloreto metálico é indicado pela fórmula MeC3. Prevê-se para o óxido desse metal a fórmula: a) Me2O3 d) MeO2 b) Me2O e) MeO3 c) MeO 03. Na noite de 21 de agosto de 1986, uma nuvem tóxica de gases saiu do fundo de um lago vulcânico, o lago de Nios, na África. Técnicos concluíram que a nuvem de gases continha sulfeto de hidrogênio, monóxido de carbono, dióxido de carbono e dióxido de enxofre. O item que contém corretamente as fórmulas dos gases citados acima é: a) H2SO4, CO, CO2 e SO3 b) CaO, H2SO3, CO2 e H2SO4 c) CO, CO2, SO3 e H2SO4 d) CO, H2S, SO2 e CO2 e) H2S, CO, CO2 e SO3 04. (Puc SP) Um óxido básico é um óxido iônico que reage com água tendo um hidróxido como produto. São óxidos básicos todas as seguintes substâncias: a) CO2, SO3, TiO2 d) Li2O, Mg(OH)2, SiO2 b) CaO, Na2O, K2O e) KNO3, CaO, BaSO4 c) CaSO4, MgO, CO

05. (Unitau SP) Assinale a alternativa que apresenta correspondência das fórmulas químicas das seguintes substâncias: hidróxido ferroso, hidróxido férrico, ácido sulfídrico, ácido sulfúrico, ácido nítrico e óxido de carbono. a) FeOH; Fe(OH)3; H2S; H2SO4; HNO3; CO2 b) Fe(OH)3; Fe(OH)2; H2S; H2SO4; HNO3; CO2 c) Fe(OH)2; Fe(OH)3; H2SO4; H2S; HNO3; CO d) Fe(OH)2; Fe(OH)3; H2S; H2SO4; HNO3; CO e) FeOH; Fe(OH)2; H2S; H2SO4; HNO3; CO2 06. (UFSE SE) Carbono, alumínio e lítio podem combinar-se com o oxigênio dando origem aos compostos: a) C2O5 , A3O2 e LiO b) CO , AO e LiO c) CO2 , AO e Li2O3 d) CO2 , A2O3 e Li2O e) CO2 , A3O4 e Li3O2 07. (Integrado RJ) O consumidor brasileiro já está informado de que os alimentos industrializados que ingere contêm substâncias cuja função básica é a de preservá-los da deterioração. Alguns exemplos dessas substâncias são: conservantes - ácido bórico (P,II) e anidrido sulfuroso (P,V) ; antioxidante - ácido fosfórico (A,III); antiumectantes - carbonato de cálcio (A.U, I) e dióxido de silício (AU. VIII) . Marque a opção que indica a fórmula de cada substância na ordem apresentada no texto. a) H2BO4; SO3; H3PO3; K2CO3; Si2O b) H3BO3; SO2; H3PO3; K2CO3; SiO2 c) H3BO3; SO2; H3PO4; CaCO3; SiO2 d) H3BO3; SO3; H3PO4; CaCO3; Si2O e) H3BO4; SO2; H3PO3; CaCO3; SiO2

285

C15  Óxidos

01. (UFGD MS) Os átomos dos metais alcalinoterrosos (M) apresentam dois elétrons em sua camada de valência. É de prever que os óxidos (O2−) e os cloretos (C−) desses metais tenham, respectivamente, as fórmulas mínimas: a) MO e MC2 d) MO2 e MC4 b) MO e MC e) M2O e MC2 c) MO2 e MC

Química

Exercícios Complementares 01. (UFSC) Escolha a(s) proposição (ões), cujo nome está CORRETAMENTE associado à fórmula química. 01. CO2, monóxido de carbono. 02. NaC, cloreto de sódio. 04. KOH, óxido de potássio. 08. Ca(OH)2, hidróxido de cálcio. 16. HC, ácido cloroso. 32. A2O3, óxido de alumínio. 64. MgBr2, brometo de manganês. 02-08-32

C15  Óxidos

02. (Puc RS) Na primeira coluna , estão relacionados compostos inorgânicos e, na segunda coluna (abaixo), suas aplicações. 1. Hidróxido de Sódio 2. Ácido Nítrico 3. Dióxido de Carbono 4. Sulfato de Magnésio 5. Hidrogênio Carbonato de Sódio

05. (UFTM MG) Os aditivos alimentares são utilizados para conservação e melhora das características de alimentos industrializados. Na lista de ingredientes de um pacote de salgadinho, consta a presença de dióxido de silício e de urucum, além de diversos outros elementos. Sabendo-se que o dióxido de silício é uma substância que absorve água e que o urucum é uma planta utilizada no artesanato indígena, os aditivos mencionados podem ser classificados, respectivamente, como: a) umectante e corante. b) umectante e edulcorante. c) hidratante e edulcorante. d) antiumectante e antioxidante. e) antiumectante e corante.

( ) Na forma sólida conhecido como “gelo seco”, é usado como artifício cênico em shows. ( ) Conhecida como soda cáustica, pode ser usada para a produção de sabão. ( ) Tem ação oxidante, e uma de suas principais aplicações é a fabricação de explosivos. ( ) É usado como ferimento de pães e bolos. ( ) No comércio, é conhecido pelo nome de “sal amargo”, e tem aplicação medicinal devido à ação laxativa.

06. (UFPB) Ao longo do tempo, a Química, cada vez mais, tem trazido benefícios que facilitam nosso cotidiano, desde o tratamento de água até o desenvolvimento de produtos que empregam tecnologias aeroespaciais. Para desenvolver novas tendências em Química, é necessário entender os fundamentos da ligação química, que fornecem subsídios para compreender a formação de compostos. Considere um elemento químico X que apresenta as seguintes características: seu óxido reage com água, formando uma base de fórmula geral X(OH)2 e sua distribuição eletrônica apresenta dois elétrons na camada de valência.

Relacionando-se a coluna da esquerda com a da direita, obtêm-se de cima para baixo, os números na sequência a) 2, 1, 3, 5, 4 b) 3, 1, 2, 5, 4 c) 3, 2, 5, 4, 1 d) 4, 3, 2, 1, 5 e) 5, 4, 3, 2, 1

Com base nessas informações, é correto afirmar que o elemento X a) é um metal alcalino. b) apresenta fórmula química X2CO3 para seu carbonato. c) tem fórmula química XO2 para seu óxido. d) tem número atômico (Z) igual a 19. e) é um metal alcalino terroso.

03. (Mackenzie SP) A fórmula molecular do gás incolor e inodoro que não é combustível nem comburente e, portanto, pode ser usado para apagar incêndios, é: a) H2S b) O2 c) H2 d) CO2 e) CH4

07. (Unemat MT) O composto mais comum de cálcio é o carbonato de cálcio, que ocorre naturalmente na forma de calcário. O calcário é decomposto por aquecimento em óxido de cálcio e dióxido de carbono. Por sua vez, o óxido de cálcio reage exotermicamente com a água, formando o hidróxido de cálcio, conhecido como cal apagado.

04. (Uespi PI) Podemos considerar a ferrugem uma mistura de: a) Fe(OH)2 e Fe(OH)3 b) FeBr e Fe(OH)2 c) FeO e Fe2O3 d) FeC3 e Fe(OH)2 e) FeO e FeC2

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Assinale a alternativa que apresenta corretamente as fórmulas químicas dos compostos citados no texto: carbonato de cálcio, óxido de cálcio, dióxido de carbono e hidróxido de cálcio: a) Ca(HCO3), CaO2, CO2, Ca(OH)2. b) CaCO3, CaO, CO2, Ca(OH)2. c) CaCO3, CaO, CO2, CaOH. d) CaCO3, Ca2O, CO, CaOH. e) Ca(CO3)2, CaO, CO2, Ca(OH)2.

FRENTE

QUÍMICA

MÓDULO C16

ÓXIDOS (II) Vimos, na aula anterior, que os óxidos de metais alcalinos e alcalinoterrosos apresentam comportamento básico, ou seja, em meio aquoso reagem com água formando bases ou hidróxidos; e, em presença de solução aquosa ácida, reagem formando sais. Porém, não existem óxidos apenas de elementos metálicos, há também óxidos de elementos não metálicos. Por exemplo, o carbono pode formar os óxidos CO e CO2, respectivamente, monóxido e dióxido de carbono. O nitrogênio, por sua vez, pode formar os óxidos NO, N2O, NO2, N2O3 e N2O5. Já o enxofre pode formar o dióxido e o trióxido de enxofre, respectivamente, SO2 e SO3.

ASSUNTOS ABORDADOS nn Óxidos (II) nn Chuva ácida nn Anidridos de ácidos nn Reações de óxidos ácidos com soluções básicas nn Óxidos neutros ou indiferentes nn Óxidos anfóteros nn Óxidos duplo, mistos ou salinos nn Os peróxidos inorgânicos

Os óxidos não metálicos citados no texto acima são gasosos em condições ambientes. Portanto, estão presentes na atmosfera terrestre, seja de maneira natural ou produzida pela ação humana. Os ciclos biogeoquímicos do carbono, nitrogênio e enxofre produzem a quantidade natural de óxidos que está presente na atmosfera. Por outro lado, a ação do homem tem alterado, aumentando grandemente, a quantidade desses óxidos na atmosfera resultando em impactos ambientais. O enxofre é um elemento essencial à vida na Terra, sendo alguns de seus compostos de grande importância biológica: organismos vivos, incluindo plantas, assimilam espécies de enxofre, enquanto que, ao mesmo tempo, várias formas de enxofre são emitidas como produto final de seus metabolismos. Grandes quantidades de enxofre são lançadas na atmosfera na forma de dióxido de enxofre, um dos mais comuns poluentes atmosféricos. As principais fontes de emissão desse gás são a queima de combustíveis fósseis e atividades industriais (refino de petróleo, metalurgia, cimento), enquanto que a atividade vulcânica é a principal fonte associada a emissões naturais de SO2. A queima da biomassa também tem sido considerada uma fonte importante de enxofre atmosférico, principalmente nas regiões tropicais. Da mesma forma que o elemento enxofre é essencial à vida na Terra, o elemento nitrogênio também o é, sendo necessário, por exemplo, na constituição das proteínas e do DNA, que contém as informações genéticas. A atmosfera é o principal reservatório de nitrogênio, sob forma de N2, embora as plantas e animais não possam utilizá-lo diretamente. Os animais necessitam do nitrogênio incorporado em compostos orgânicos (aminoácidos e proteínas), enquanto que plantas e algas necessitam do nitrogênio sob a forma de íons nitrato (NO3-) ou íons amônio (NH4+). Como nosso interesse nesse momento é o estudo do comportamento ácido dos óxidos, focaremos nos principais óxidos de nitrogênio e enxofre que apresentem esse comportamento.

Chuva ácida No caso de espécies de enxofre e nitrogênio, tais processos estão relacionados com possíveis danos para o ambiente, como os resultantes da formação do ácido sulfúrico (H2SO4) e do ácido nítrico (HNO3), principais substâncias ácidas inorgânicas na atmosfera. O termo chuva ácida tem sido usado para todos os processos de deposição úmida. 287

Química

O valor do pH da água de chuva encontra-se mais comumente entre 4,5 e 5,6, devido ao conteúdo natural de dióxido de carbono (CO2) e de espécies de enxofre. Valores de pH mais baixos têm sido observados, principalmente no Hemisfério Norte, como resultado do aumento da concentração de óxidos de nitrogênio e enxofre na atmosfera e a consequente formação de substâncias ácidas. A chuva ácida polui rios e lagos, causando danos à flora e fauna aquáticas e à vegetação. Ao se infiltrar nos solos, os ácidos presentes na água de chuva reagem com diversas substâncias, liberando íons metálicos tóxicos como A3+, Pb2+, Cd2+, os quais podem ser introduzidos na cadeia alimentar. A acidez aliada à alta concentração de metais tem sido responsável pela devastação de peixes e plantas aquáticas em vários locais.

Anidridos de ácidos Vimos que alguns elementos químicos formam óxidos de comportamento ácido. Dentre esses elementos podemos citar o carbono, sob a forma de CO2; o nitrogênio sob a forma de NO2, N2O3 e N2O5; o enxofre sob a forma de SO2 e SO3. Esses óxidos são os principais envolvidos na formação da chuva ácida. A dissolução do CO2(g) em meio aquoso produz um meio ácido, ou seja, o CO2 reage com a água formando o ácido carbônico (H2CO3) que ioniza e produz o íon H3O+. Logo, o dióxido de carbono em meio anidro é classificado como óxido ácido. Da mesma forma que o CO2 reage em meio aquoso formando ácido, os óxidos de nitrogênio (NO2, N2O3 e N2O5) e os óxidos de enxofre (SO2 e SO3) também o fazem. Assim, esses óxidos são classificados com óxidos ácidos. Uma vez que esses óxidos reagem com água, podemos atribuir à nomenclatura a palavra anidrido ou anidro.

A seguir, temos as reações dos óxidos ácidos com água, acima citados, produzindo ácidos de Arrhenius. CO2(g)

+ H2O() → H2CO3(aq)

anidrido carbônico

ácido carbônico

N2O3 (g) + H2O() → 2 HNO2(aq) anidrido nitroso

N2O5(g) + anidrido nítrico

SO2 (g) + anidrido sulfuroso

SO3 (g) + anidrido sulfúrico

ácido nitroso

H2O() → 2 HNO3(aq) ácido nítrico

H2O() → H2SO3(aq) ácido sulfuroso

H2O() → H2SO4(aq) ácido sulfúrico

O óxido de nitrogênio, cuja fórmula molecular é NO2, reage com água formando dois ácidos (HNO2 e HNO3). 2 NO2(g) + H2O() → HNO2(aq) + HNO3(aq), Por isso, o NO2 recebe nome de dióxido de nitrogênio ou anidrido nítrico-nitroso. Grande parte dos óxidos moleculares ametálicos apresenta comportamento ácido. Já vimos que o CO2, SO2, SO3, N2O3, N2O5 são óxidos de comportamento ácido, pois em presença de água produzem meio ácido. Da mesma forma, os óxidos de cloro (C2O, C2O3, C2O5, C2O7) também apresentam comportamento ácido, ou seja, em soluções aquosas produzem meio ácido. C 2O + H2O () → 2HCO (aq) anidrido ácido hipocloroso hipocloroso C 2O2 + H2O () → 2 HCO2 (aq) anidrido ácido cloroso cloroso

C16  Óxidos (II)

C 2O5 + H2O () → 2 HCO3 (aq) anidrido ácido clórico clórico Por exemplo, na aula anterior, apresentamos a nomenclatura de óxidos não metálicos quantificando os átomos de oxigênio e do elemento não metálico presente. A partir de agora, também utilizaremos a nomenclatura com a palavra anidrido. 288

C 2O7 + H2O () → 2 HCO4 (aq) anidrido ácido perclórico perclórico

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Uma vez que os óxidos ácidos reagem com água formando ácidos de Arrehnius, e esses compostos reagem com soluções básicas formando sal e água, podemos afirmar que os óxidos ácidos em soluções aquosas de ácidos reagem formando sal e água. A seguir, temos reações de óxidos ácidos com soluções aquosas básicas. CO2(g) + 2 NaOH(aq) → Na2CO3(aq) + H2O() N2O5(g) + 2 KOH(aq) → 2 KNO3(aq) + H2O()

Óxidos neutros ou indiferentes Os óxidos neutros – CO (monóxido de carbono), NO (óxido nítrico) e N2O (óxido nitroso) – não manifestam nenhum comportamento reacional quando em contato com a água. Daí serem classificados como indiferentes. Vale destacar que a não reatividade desses óxidos só acontece na presença de água. CO(s) + H2O() → não há reação NO(s) + H2O() → não há reação N2O(s) + H2O() → não há reação Em outros meios, eles reagem bem. Por exemplo, o óxido nítrico (NO) é um bom agente redutor em meios de oxirredução.

Óxidos anfóteros Nesse caso, o comportamento não depende só da água. Óxidos anfóteros manifestam suas propriedades em meios aquosos ácidos e básicos. Ou seja, na presença de solução aquosa ácida, os óxidos anfóteros manifestam comportamento básico. E na presença de soluções básicas os óxidos anfóteros manifestam comportamento ácido. Por apresentarem esse comportamento é que são chamados de anfóteros. Os principais óxidos anfóteros são ZnO, A2O3, SnO, PbO, PbO2, As2O3. A seguir, temos a reação do óxido de zinco em meio ácido e em meio básico. Em ambos os meios há reação formando sal e água. ZnO (s) + HC (aq) → ZnC 2 (aq) + H2O () cloreto de zinco

Óxidos duplos, mistos ou salinos Diz-se que um óxido é duplo quando apresenta comportamento de dois outros óxidos em um meio reacional. Por exemplo, quando reagimos os óxidos de ferro (FeO e Fe2O3) como solução aquosa de HC, seguida de completa evaporação do solvente, encontramos dois sólidos diferentes: cloreto ferroso (FeC2) e cloreto férrico (FeC3). FeO(s) + 2 HC(aq) → FeC2(aq) + H2O() Fe2O3(s) + 6 HC(aq) → 2 FeC3(aq) + 3 H2O() No entanto, esses dois compostos sólidos podem ser obtidos por meio da reação de um único óxido, a magnetita (Fe3O4), com solução aquosa de HC. Fe3O4(s) + 8 HC(aq) → FeC2(aq) + 2 FeC3(aq) + 4 H2O() Diz-se, então, que o Fe3O4 é um óxido de comportamento duplo, pois reage de maneira idêntica à reação conjunta de dois outros óxidos. Os principais óxidos duplos são Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4 e Sn3O4.

Os peróxidos inorgânicos Os peróxidos inorgânicos são compostos que em meio aquoso apresentam comportamento básico, além de produzirem água oxigenada (peróxido de hidrogênio em solução aquosa), que é o único peróxido molecular (H2O2). Os demais peróxidos possuem comportamento iônico por causa da presença do grupo O2ligado diretamente a um metal alcalino 2 ou alcalinoterrosos (alguns como cálcio, estrôncio e bário). Li2O2 - peróxido de lítio Na2O2 - peróxido de sódio K2O2 - peróxido de potássio BaO2 - peróxido de bário CaO2 - peróxido de cálcio Os peróxidos de metais alcalinos e alcalinoterrosos reagem com ácidos inorgânicos fortes produzindo sal e água oxigenada (H2O2). A seguir, temos as reações de peróxidos com ácidos. Na2O2(s) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2O2() K2O2(s) + H2SO4(aq) → K2SO4(aq) + H2O2() BaO2(s) + H2SO4(aq) → BaSO4(aq) + H2O2()

ZnO(s) + 2 NaOH (aq) → Na2 ZnO2 (aq) + H2O () zincato de sódio

CaO2(s) + 2 HNO3(aq) → Ca(NO3)2(aq) + H2O2() K2O2(s) + 2 HC(aq) → 2 KC(aq) + H2O2() 289

C16  Óxidos (II)

Reações de óxidos ácidos com soluções básicas

Química

Exercícios de Fixação 01. (Fac. Direito de Sorocaba SP) A composição do ar é, em grande parte, devida à atividade vulcânica. Com exceção do gás oxigênio, produzido pela fotossíntese de plantas, algas e cianobactérias, todos os demais gases presentes na atmosfera foram originados no interior da Terra e exalados por erupções vulcânicas. Dentre os mais importantes, temos o metano, o dióxido de carbono, o dióxido de enxofre, o gás sulfídrico e o cloreto de hidrogênio. Dos gases apresentados no texto, dois deles são ácidos e outros dois são geradores de ácidos. Os gases geradores de ácidos citados no texto são a) SO2 e H2S. d) CH4 e H2S. b) CO2 e SO2. e) CH4 e HC. c) H2S e HC.

C16  Óxidos (II)

02. (Unicastelo SP) O dióxido de carbono e o monóxido de carbono são formados, respectivamente, na combustão completa e incompleta de hidrocarbonetos. Considerando as substâncias citadas, é correto afirmar que a propriedade que pertence somente ao monóxido de carbono é a de a) reagir com água de cal, Ca(OH)2, formando CaCO3. b) ser uma substância química. c) possuir propriedades ácidas. d) ser inofensivo aos animais vertebrados. e) ser inflamável. 03. (UFF RJ) A Química está intrinsecamente ligada ao desenvolvimento do homem, já que abarca todas as transformações de matérias e teorias correspondentes. No Império Romano, usava-se chumbo em utensílios de cozinha, encanamentos de água e recipientes para guardar bebidas como o vinho. Esse elemento químico na sua forma metálica não é venenoso, tanto que muitas pessoas conseguem viver anos com bala de chumbo alojada no corpo. Já outras, que aspiram ou ingerem compostos de chumbo, podem até morrer de plumbismo. Crianças, em especial as que moram em casas cujas paredes foram pintadas com tinta à base de chumbo, correm o risco de, ao colocar farelos de tinta na boca, contrair plumbismo. Um dos compostos do chumbo é o Pb3O4. Em relação a esse composto, pode-se afirmar que: a) O Pb3O4 é um óxido misto ou duplo. b) O Pb3O4 é um óxido neutro. c) O Pb3O4 reage com o HBr produzindo brometo de etila, Br2 e água. d) No Pb3O4 o nox do chumbo é +4. e) O Pb3O4 é um oxido anfótero e, em razão disso, só reage com as bases fortes.

290

04. (FMJ SP) Os óxidos possuem inúmeras aplicações químicas. Uma das formas de classificá-los é por meio de seu caráter ácido, básico ou anfótero. Dois óxidos que podem ser classificados como anfóteros são a) ZnO e MgO. c) A2O3 e MgO. e) A2O3 e ZnO. b) A2O3 e C2O. d) MgO e CaO. 05. (Unitau SP) As substâncias químicas CO2, CaO, (NH4)3 PO4, NH4OH, HCN, NaHCO3, NO2 e SO3 são classificadas, respectivamente, como a) óxido básico, óxido básico, base, base, ácido, sal, óxido ácido e óxido básico. b) óxido ácido, óxido básico, sal, base, ácido, sal, óxido ácido e óxido ácido. c) óxido ácido, óxido ácido, base, sal, ácido, sal, óxido básico e óxido básico. d) óxido básico, óxido ácido, sal, base, ácido, óxido ácido, óxido ácido e óxido ácido. e) óxido ácido, óxido básico, sal, sal, ácido, sal, óxido ácido e óxido básico. 06. (Enem MEC) Cientistas da Austrália descobriram um meio de produzir roupas que se limpam sozinhas. A equipe de pesquisadores usou nanocristais de dióxido de titânio (TiO2) que, sob ação da luz solar, são capazes de decompor as partículas de sujeira na superfície de um tecido. O estudo apresentou bons resultados com fibras de algodão e seda. Nesses casos, foram removidas manchas de vinho, bastante resistentes. A nanocamada protetora poderá ser útil na prevenção de infecções em hospitais, uma vez que o dióxido de titânio também mostrou ser eficaz na destruição das paredes celulares de microrganismos que provocam infecções. O termo nano vem da unidade de medida nanômetro, que é a bilionésima parte de 1 metro. Veja. Especial Tecnologia. São Paulo: Abril, set. 2008 (adaptado).

A partir dos resultados obtidos pelos pesquisadores em relação ao uso de nanocristais de dióxido de titânio na produção de tecidos e considerando uma possível utilização dessa substância no combate às infecções hospitalares, pode-se associar que os nanocristais de dióxido de titânio a) são pouco eficiente em ambientes fechados e escuros. b) possuem dimensões menores que as de seus átomos formadores. c) são pouco eficientes na remoção de partículas de sujeira de natureza orgânica. d) destroem micro-organismos causadores de infecções, por meio de osmose celular. e) interagem fortemente com material orgânico devido à sua natureza apolar.

Ciências da Natureza e suas Tecnologias

Exercícios Complementares

01-02-04

02. (UERN) Representado pela fórmula química CO, o monóxido de carbono é um gás incolor e inodoro proveniente da combustão incompleta de combustíveis fósseis (carvão mineral, petróleo e gás natural). Se inalado em altas concentrações pode matar por asfixia. Isso ocorre porque, ao ser inspirado, o monóxido de carbono é capaz de estabelecer ligações químicas altamente estáveis com a hemoglobina das hemácias, formando a carboxiemoglobina (HbC), o que as impossibilita de transportar oxigênio em todo o processo de respiração. Fonte: Disponível em: http://www.infoescola.com/quimica/monoxido-de-carbono/.

O óxido citado no trecho anterior pode ser classificado como óxido a) ácido. b) básico. c) neutro. d) anfótero. 03. (Cefet PR) A água oxigenada, usada para limpar ferimentos, é uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio que, na presença de luz, sofre decomposição. A alternativa que apresenta a reação corretamente equacionada e balanceada, da decomposição da água oxigenada na presença de luz, é: luz a) 2H2O2 (aq)  → 2H2O () + O2 (g) luz b) H2O2 (aq)  → H2O () + O2 (g) luz c) H2O2 (aq)  → H2 (g) + O2 (g) luz d) H2O2 (aq)  → 2H2O () + O2 (g) luz e) 2H2O2 (aq)  → 2H2O () + H2 (g) 04. (Unievangélica GO) Leia a notícia a seguir. Goiás tem aumento de 20% nas queimadas em relação a 2012. De janeiro até hoje (13/08), houve 2 747 incêndios urbanos e rurais em Goiás. O Centro-Oeste conta com 39,9% do total das queimadas, atrás da Amazônia, 42%. Disponível em:<http://www.opovo.com.br/app/opovo/brasil/2013/08/17/ noticiasjornalbrasil,311236 7/goias-tem-aumento-de-20-nas-queimadas-em-relacao-a-2012.shtml>. Acesso em: 02 out. 2013. (Adaptado).

As queimadas no Centro-Oeste elevaram os níveis de monóxido de carbono, um gás tóxico que não reage com a água por ser um óxido neutro. Apresenta somente óxidos neutros: a) Na2O, N2O3 e CO2 c) Na2O3, ZnO e CO2 b) N2O, NO e CO d) N2O5, N2O3 e CO 05. (Unesp SP) Considere as seguintes afirmações a respeitos dos óxidos: I. Óxidos de metais alcalinos são tipicamente iônicos. II. Óxidos de ametais são tipicamente covalentes. III. Óxidos básicos são capazes de neutralizar um ácido formando sal mais água. IV. Óxidos anfóteros não reagem com ácidos ou com base. Estão corretas as afirmativas: a) I, II e III, apenas. c) I, II e IV, apenas. e) I e III, apenas. b) II e III, apenas. d) II, III e IV, apenas. 06. (Unitau SP) O pH da chuva em ambientes não poluídos e poluídos (com gases como NO2 e SO2) é, respectivamente, a) neutro e ácido. b) levemente ácido e ácido. c) neutro e básico. d) básico e ácido. e) levemente ácido e básico. 07. (UFV MG) As cinzas provenientes da queima de vegetais podem ser utilizadas na produção de sabão por serem ricas em óxidos, principalmente os de metais alcalinos e alcalinoterrosos. Na formação desses óxidos iônicos ocorre a transferência dos elétrons de valência do metal para o oxigênio. As fórmulas químicas dos óxidos de potássio e de cálcio são, respectivamente: a) KO e CaO. b) K2O e CaO. c) KO2 e CaO2. d) K2O e Ca2O. 08. (Mackenzie SP) A partir da pirita, minério também chamado de ouro dos tolos, pode-se obter ácido sulfúrico pelo processo representado nas etapas abaixo. 4 FeS2 + 11 O2  → 2 Fe2O3 + 8 SO2 V2 O5 2 SO2 + A → 2 SO3 SO3 + B  → H2SO4 Nesse processo, as substâncias A e B são, respectivamente, a) H2 e O2. b) SO2 e H2S. c) O2 e H2O. d) SO2 e H2O. e) O3 e H2.

291

C16  Óxidos (II)

01. (Uem PR) Assinale o que for correto. 01. São exemplos de soluções ácidas: a água mineral com gás, o suco de laranja e o suco gástrico. 02. São exemplos de soluções básicas: a tinta à base de cal e uma solução aquosa de bicarbonato de sódio. 04. São exemplos de sais: o bicarbonato de sódio, o sal de cozinha e o hipoclorito de sódio usado para fabricar água sanitária. 08. São exemplos de óxidos: o OF2, o O2F2 e o N2O. 16. Os óxidos básicos possuem caráter iônico e não reagem com a água.

FRENTE

QUÍMICA

Exercícios de Aprofundamento 01. (UEPB) Dentre os elementos da tabela periódica, cerca de dezessete são considerados essenciais para o crescimento dos vegetais. Assinale o item abaixo que contém apenas elementos que podem ser considerados essenciais aos vegetais: a) O, Br, K, Mg, Hg, Fe, C b) C, O, N, H, Se, Cd, C c) C, S, H, Na, P, O, N d) Pb, O, N, Li, C, Cu, A, Zn e) He, V, Be, O, C, N, S, P 02. (Ufac AC) Existem muitas substâncias químicas que são utilizadas diariamente e são encontradas em produtos de supermercados e, por isso, estão presentes na maioria das residências. Alguns desses produtos são: água sanitária, sabão, vinagre, sal e açúcar. Os compostos químicos presentes são geralmente identificados nos rótulos. Para os produtos citados, os compostos químicos são, respectivamente: a) HlO, NH4OH, CHO2H, NaC, C6H6 b) KC, C2H6, CH3OH, CaCO3, CH3CH2OH c) H2O2, NH3, C6H6, NaC, C6H12O6 d) HCO, NaOH, CH3COOH, KIO3, C12H22O11 e) H2O2, C2H4, CH3CO2H, NaCO, C6H12O6 03. (FMJ SP) As águas submetidas a tratamento vêm de rios, lagos ou reservatórios e podem conter micro-organismos patogênicos. Para se obter água potável, é necessário garantir a não existência desses micro-organismos, utilizando-se produtos que os exterminem e não prejudiquem a potabilidade. Portanto, o bactericida a ser usado, no tratamento da água, deverá agir sem prejudicar a qualidade da água.

de bário e silicato de sódio numa solução de água. O dióxido de carbono do ar naturalmente dissolve-se na água, dando início a uma reação que deriva em cristais de carbonato de bário. O processo químico também baixa o pH da solução ao redor dos cristais, os quais, por sua vez, reagem com o silicato de sódio dissolvido. Com o pH ácido é adicionada uma camada de sílica às estruturas, usando o ácido da solução, permitindo a continuidade da formação de cristais de carbonato de bário. “Ao longo de pelo menos 200 anos, as pessoas têm questionado como formas complexas conseguem evoluir na natureza”, declara Noorduin. “Este trabalho ajuda a demonstrar o que é possível (fazer) apenas com mudanças químicas e ambientais.” http://diariodigital.sapo.pt/news.asp?id_news=641134

A respeito das substâncias inorgânicas sublinhadas no texto, pode-se afirmar que suas fórmulas químicas são, respectivamente, a) BaC2, Na2SiO3, CO2 e BaCO3. b) BaC, Na2SiO3, CO2 e BaCO3. c) BaC2, Na2SiO, CO2 e Ba2CO3. d) BaC, Na2SiO, CO e Ba2CO3. e) BaC, Na2SiO3, CO e Ba2CO3. 05. (ITA SP) Forma-se um óxido sólido que se dispersa no ar, na forma de fumaça, na queima de: a) fósforo branco. b) diamante. c) grafite. d) enxofre. e) cloro.

Três substâncias largamente usadas como bactericidas para água são: a) cloro, iodo e sulfato de bário. b) cloro, ozônio e hipoclorito de sódio. c) cloro, sulfato de bário e hipoclorito de cálcio. d) cloro, água oxigenada e sulfato de sódio. e) cloro, sulfato de alumínio e iodo.

06. (UFG GO) Como fonte de energia, termelétricas utilizam carvão mineral, o qual, no Brasil, contém quantidades apreciáveis do mineral pirita, FeS2. Qual poluente é gerado na queima desse carvão? a) CO2 b) Fe2O3 c) H2S d) S2 e) SO2

04. (Mackenzie SP) O cientista Wim L Noorduin, da Escola de Engenharia e Ciências Aplicadas (SEAS, na sigla em inglês) em Harvard, nos EUA, aprendeu a manipular gradientes químicos para criar estruturas microscópicas semelhantes a flores. Nas suas experiências, Noorduin aprendeu a controlar minúsculos cristais, em placas de vidro e lâminas de metal, para criar estruturas específicas. Noorduin e a sua equipe dissolveram cloreto

07. (ITA SP) Nas condições ambientes, assinale a opção que contém apenas óxidos neutros. a) NO2, CO e Al2O3 b) N2O, NO e CO c) N2O, NO e NO2 d) SiO2, CO2 e Al2O3 e) SiO2, CO2 e CO

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Ciências da Natureza e suas Tecnologias

08. (UEG GO) Os óxidos, quimicamente, são compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Dependendo da natureza do outro elemento químico, este pode apresentar característica ácida, básica ou anfótera. Considere o CaO e o ZnO e responda aos itens abaixo. a) Mostre a equação química balanceada da reação do óxido de cálcio com água e justifique se se trata de um óxido ácido → Ca(OH)2(aq) ou básico. a) CaO(s) + H2O() Hidróxido de cálcio b) Sabendo que o ZnO apresenta uma caráter anfótero, mostre a equação química para a sua reação com ácido clorídrico.

a) básico, pois reage com a água produzindo base: BaO + H2O → Ba(OH)2

09. (Unimontes MG) A água oxigenada (H2O2) é um produto muito utilizado na indústria de tecido e papel. Nas etapas finais de preparação industrial desse produto, tem-se a reação representada a seguir: BaO(s) +

1 O (g) → BaO(s) 2 2

Após a reação, faz-se a reação do BaO2 com ácido sulfúrico (H2SO4) aquoso, para formar a água oxigenada. Baseando-se nas informações fornecidas, responda: a) O composto BaO tem caráter ácido ou básico? Justifique usando uma equação química balanceada. b) Qual a função química do composto BaO2? b) peróxido inorgânico c) Represente, por equação química, a reação do BaO2(s) com o H2SO4(aq). c) BaO2 + H2SO4 → BaSO4 + H2O2

10. (UFG GO) Superóxido de potássio sólido, KO2(s), é comumente empregado em máscaras protetoras contra gases. Esse superóxido remove tanto o vapor d´água exalado quanto o gás carbônico. O vapor d´água é removido após reagir com o superóxido. O gás carbônico é removido após reagir com um dos produtos da reação anterior. Escreva as equações químicas que representam as reações químicas envolvidas. Gabarito no final do módulo. 11. (FGV SP) No esquema seguinte, que representa uma unidade de tratamento de água, são apresentados os reagentes químicos usados e as principais etapas de separação.

a) básico; decantação; filtração. b) básico; cristalização; filtração. c) básico; decantação; flotação. d) ácido; cristalização; flotação. e) ácido; decantação; filtração. 12. (Udesc SC) O gás SO2 é um dos principais poluentes atmosféricos, sendo que sua presença na atmosfera resulta em danos à saúde dos seres vivos. Esse gás é solúvel em água, podendo ser incorporado às gotículas de água que formam as nuvens, formando a substância H2SO3. Essa substância pode ainda reagir com H2O2 na atmosfera, para formar ácido sulfúrico. Esse é um dos caminhos para a formação da “chuva ácida”, sendo que a quantificação do ácido pode ser realizada pela reação com KOH, que gera K2SO4 e água. As funções químicas relacionadas às substâncias de fórmula SO2, H2SO3, H2O2, KOH e K2SO4 são, respectivamente: a) base, ácido, peróxido, óxido e sal. b) sal, peróxido, base, ácido e óxido. c) peróxido, ácido, ácido, base e sal. d) óxido, ácido, peróxido, base e sal. e) óxido, sal, base, ácido e sal.

13. (UFCG PB) Dois metais X e Y se combinam com o nitrogênio formando os seguintes compostos: X3N e Y3N2. Assinale dentre as alternativas abaixo aquela que contém as fórmulas corretas dos óxidos e superóxidos destes dois elementos: a) X2O XO2 YO YO4 b) X2O XO2 Y2O3 YO4 c) XO XO2 Y2O3 YO4 d) X2O XO YO YO2 e) XO2 XO YO YO2 14. (Mackenzie SP) O vazamento de 400 mil m3 de rejeito de bauxita de uma empresa mineradora no rio Muriaé (MG) causou a suspensão da captação e da distribuição de água em várias cidades do Rio de Janeiro. Segundo as agências ambientais de Minas e do Rio, o material não é tóxico, pois é constituído unicamente de argila contendo óxido de ferro III (Fe2O3) e sulfato de alumínio (Al2(SO4)3). Sabe-se que o principal componente da bauxita é o óxido de alumínio, representado pela fórmula Gabarito 10 a) A(OH)3. Equação que representa a reação entre o vab) AO2. por de água e o peróxido: 4 KO2(s) + 2 H2O(g) → 4 KOH(s) + 3 O2(g) ou c) A3O2. 2 KO2(s) + 2 H2O(g) → 4 KOH(s) + H2O2() + O2(g) d) AO. Remoção do gás carbônico: KOH(s) + CO2(g) → KHCO3(s) ou e) A2O3. 2 KOH(s) + CO2(g) → K2CO3(s) + H2O

(www.novoguiabarretos.com/paginas/nossa%20agua.html. Adaptado)

É correto afirmar que o produto da interação da cal (CaO) com a água e os nomes dos processos de separação mostrados nas etapas 2 e 3 são, respectivamente:

15. (UFT TO) A utilização de combustíveis fósseis com altos teores de enxofre e sua consequente queima geram anidridos de enxofre, que quando na atmosfera, em contato com a água da chuva, geram seus respectivos ácidos, originando o que chamamos de chuva ácida. Indique a alternativa que mostra CORRETAMENTE as fórmulas que representam os anidridos e os ácidos formados. 293

FRENTE C  Exercícios de Aprofundamento

b) ZnO(s) + 2HC(aq) → ZnCl2(aq) + H2O() Cloreto de zinco

Química

a) SO2 → H2SO4 b) SO3 → H2SO3 c) SO → HSO3– d) S → H2S e) SO3 → H2SO4

e e e e e

SO → H2SO3 SO2 → H2SO4 SO2 → H2SO3 SO3 → HSO3– SO2 → H2SO3

16. (UEPG PR) Identifique, entre as alternativas abaixo, aquela(s) que traz(em) o(s) nome(s) correto(s) para cada um dos sais apresentados. 04-08 01. 02. 04. 08. 16.

Ca(NO2)2 é o nitrato de cálcio. CuSO4 é o sulfato de cobre(I). K3PO4 é o fosfato de potássio. NaBr é o brometo de sódio. Fe2(SO4)3 é o sulfato de ferro(II).

17. (Puc Campinas SP) O quartzo é um mineral cuja composição química é SiO2, dióxido de silício. Considerando os valores de eletronegatividade para o silício e oxigênio, 1,8 e 3,5, respectivamente, e seus grupos da tabela periódica (o silício pertence ao grupo 14 e o oxigênio ao grupo 16), prevê-se que a ligação entre esses átomos seja: a) covalente apolar. b) covalente coordenada. c) covalente polar. d) iônica. e) metálica. 18. (IF SC) O nitrato de amônio é uma substância que é instável em determinadas condições de temperatura ou que, quando em contato com outras substâncias, pode explodir. Por ser uma opção mais barata do que outros compostos, há alguns anos foi usado como propelente em airbags. Em certos casos, o vigor com que este composto infla o airbag pode causar a morte de passageiros. Por isso, algumas montadoras de automóveis foram levadas a substituir milhares de airbags de veículos em circulação.

FRENTE C  Exercícios de Aprofundamento

Sabendo-se que, entre outros fatores, a decomposição do nitrato de amônio leva à formação de monóxido de dinitrogênio e água, ambos no estado gasoso, assinale no cartão-resposta a soma da(s) proposição(ões) CORRETA(S). 01-04 01. O nitrato de amônio é um sal. Cada íon fórmula é constituído por um cátion NH4+ e um ânion NO3–. 02. A decomposição de um mol de nitrato de amônio produz 1/2 mol de monóxido de dinitrogênio e 2 mol de água. 04. A formação de produtos gasosos durante a decomposição do nitrato de amônio explica o motivo pelo qual o airbag infla. 08. Nas condições normais de temperatura e pressão, a decomposição de 1 mol de nitrato de amônio produz um total de 11,2 L de gás. 16. O nitrato de amônio é uma substância orgânica. 32. O íon amônio apresenta geometria piramidal.

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19. (Unirg TO) O cloro é um elemento eletronegativo que pode ligar-se a metais para formar compostos iônicos. O ferro e o cobre, por exemplo, podem resultar em cátions com diferentes valências como Fe2+, Fe3+, Cu1+ e Cu2+. As fórmulas moleculares do cloreto férrico e do cloreto cúprico são respectivamente: a) FeCl2 e CuCl2 b) FeCl2 e CuCl c) FeCl3 e CuCl2 d) FeCl3 e CuCl 20. (UCB DF) As substâncias inorgânicas são comumente organizadas em grandes classes de compostos: as funções inorgânicas. A classificação de um composto como um ácido, uma base ou um óxido depende, obviamente, das respectivas propriedades químicas. A respeito desse tema, assinale a alternativa correta. a) Um ácido de Arrhenius é uma substância iônica que libera íons H+ em presença de água. b) O H2O2 é uma substância conhecida como peróxido de hidrogênio. O oxigênio nessa substância tem número de oxidação igual a –1. c) Um exemplo de base de Arrhenius é a amônia, NH3. d) O dióxido de carbono é uma substância iônica, que é importante no efeito estufa. e) O ácido sulfúrico, H2SO4, é uma molécula com fraca capacidade de produzir íons H+. 21. (Unicesumar SP) O pentóxido de fósforo (P2O5) é um sólido cristalino que reage prontamente com a água. É obtido a partir da combustão do fósforo e utilizado comercialmente em fertilizantes e para a obtenção de ácido fosfórico. O óxido de cálcio (cal viva) é um sólido iônico de alta temperatura de fusão que também reage prontamente com a água. Tem grande aplicação na indústria devido ao seu caráter alcalino. A cal reage com o pentóxido de fósforo gerando um produto bastante encontrado na composição de fertilizantes. As substâncias formadas na reação do pentóxido de fósforo com água, na reação da cal viva com a água e na reação da cal com o pentóxido de fósforo são, respectivamente, a) H3PO4, Ca(OH)2 e Ca3(PO4)2. b) H3PO3, Ca(OH)2 e CaPO3. c) H3P, CaOH e CaP. d) H3PO3, CaOH e Ca2PO3. e) H3PO4, Ca(OH)3 e CaPO4.