Guia do estudante química (2017) by Sandro Baldez

VESTIBULAR+ENEM 2017

AULAS SOBRE OS TEMAS QUE MAIS CAEM NAS PROVAS

quÃmica

Fundada em 1950

VICTOR CIVITA (1907-1990)

ROBERTO CIVITA (1936-2013)

Conselho Editorial: Victor Civita Neto (Presidente), Thomaz Souto Côrrea (Vice-Presidente), Alecsandra Zapparolli, Eurípedes Alcântara, Giancarlo Civita e José Roberto Guzzo Presidente Abril Mídia: Walter Longo Presidente Editora Abril: Alexandre Caldini Diretor Comercial: Rogério Gabriel Comprido Diretor de Vendas para Audiência: Dimas Mietto Diretor de Marketing: Tiago Afonso Diretora Digital e Mobile: Sandra Carvalho Diretor de Apoio Editorial: Edward Pimenta Diretora Editorial Abril: Alecsandra Zapparolli

Diretor Editorial - Estilo de Vida: Sérgio Gwercman Diretor de Redação: Fabio Volpe Diretor de Arte: Fábio Bosquê Editores: Ana Prado, Fábio Akio Sasaki, Lisandra Matias, Paulo Montoia Repórter: Ana Lourenço Analista de Informações Gerenciais: Simone Chaves de Toledo Analista de Informações Gerenciais Jr.: Maria Fernanda Teperdgian Designers: Dânue Falcão, Vitor Inoue Estagiários Guilherme Eler, Sophia Kraenkel Atendimento ao Leitor: Carolina Garofalo, Sandra Hadich, Sonia Santos, Walkiria Giorgino CTI Eduardo Blanco (Supervisor) PRODUTO DIGITAL Gerente de Negócios Digitais: Marianne Nishihata Gerentes de Produto: Pedro Moreno e Renata Gomes de Aguiar Analistas de Produto: Elaine Cristina dos Santos e Leonam Bernardo Designers: Danilo Braga, Juliana Moreira, Simone Yamamoto Animação: Felipe Thiroux Estagiário: Daniel Ito Desenvolvimento: Anderson Renato Poli, Cah Felix, Denis V Russo, Eduardo Borges Ferreira, Elton Prado. Estagiário: Vinicius Arruda COLABORARAM NESTA EDIÇÃO Edição: Thereza Venturoli Consultoria: Julia Higashi Arte: 45 Jujubas (capa) e Multi-SP (infografia) Revisão: José Vicente Bernardo www.guiadoestudante.com.br GE QUÍMICA 2017 ed.4 (ISBN 978-85-69522-08-9) é uma publicação da Editora Abril. Distribuída em todo o país pela Dinap S.A. Distribuidora Nacional de Publicações, São Paulo. IMPRESSA NA GRÁFICA ABRIL Av. Otaviano Alves de Lima, 4400, CEP 02909-900 – Freguesia do Ó – São Paulo – SP

APRESENTAÇÃO

Um plano para os seus estudos Este GUIA DO ESTUDANTE QUÍMICA oferece uma ajuda e tanto para as provas, mas é claro que um único guia não abrange toda a preparação necessária para o Enem e os demais vestibulares. É por isso que o GUIA DO ESTUDANTE tem uma série de publicações que, juntas, fornecem um material completo para um ótimo plano de estudos. O roteiro a seguir é uma sugestão de como você pode tirar melhor proveito de nossos guias, seguindo uma trilha segura para o sucesso nas provas.

1 Decida o que vai prestar

O primeiro passo para todo vestibulando é escolher com clareza a carreira e a universidade onde pretende estudar. Conhecendo o grau de dificuldade do processo seletivo e as matérias que têm peso maior na hora da prova, fica bem mais fácil planejar os seus estudos para obter bons resultados. COMO O GE PODE AJUDAR VOCÊ O GE PROFISSÕES traz todos os cursos superiores existentes no Brasil, explica em detalhes as características de mais de 260 carreiras e ainda indica as instituições que oferecem os cursos de melhor qualidade, de acordo com o ranking de estrelas do GUIA DO ESTUDANTE e com a avaliação oficial do MEC.

2 Revise as matérias-chave

CAPA: 45 JUJUBAS

CALENDÁRIO GE 2016 Veja quando são lançadas as nossas publicações MÊS Janeiro Fevereiro

GE HISTÓRIA

Março

GE ATUALIDADES 1

Julho

GE GEOGRAFIA GE QUÍMICA GE PORTUGUÊS GE BIOLOGIA GE ENEM GE FUVEST GE REDAÇÃO

Agosto

GE ATUALIDADES 2

Setembro

GE MATEMÁTICA GE FÍSICA

Outubro

GE PROFISSÕES

Para começar seus estudos, nada melhor do que revisar os pontos mais importantes das principais matérias do Ensino Médio. Você pode repassar todas as matérias ou focar apenas em algumas delas. Além de rever os conteúdos, é fundamental fazer muito exercício para praticar.

Abril

COMO O GE PODE AJUDAR VOCÊ Além do GE QUÍMICA, que você já tem em mãos, produzimos um guia para cada matéria do Ensino Médio: GE GEOGRAFIA, História, Português, Redação, Biologia, Matemática e Física. Todos reúnem os temas que mais caem nas provas, trazem muitas questões de vestibulares para fazer e têm uma linguagem fácil de entender, permitindo que você estude sozinho.

Junho

3 Mantenha-se atualizado

O passo final é reforçar os estudos sobre atualidades, pois as provas exigem alunos cada vez mais antenados com os principais fatos que ocorrem no Brasil e no mundo. Além disso, é preciso conhecer em detalhes o seu processo seletivo – o Enem, por exemplo, é muito diferente dos demais vestibulares. COMO O GE PODE AJUDAR VOCÊ O GE Enem e o GE Fuvest servem como verdadeiros “manuais de instrução”, que mantêm você sempre atualizado sobre todos os segredos dos dois maiores vestibulares do país. Com duas edições no ano, o GE ATUALIDADES traz fatos do noticiário que podem cair nas próximas provas – e com explicações claras, para quem não tem o costume de ler jornais nem revistas.

PUBLICAÇÃO

Maio

Novembro Dezembro Os guias ficam um ano nas bancas – com exceção do ATUALIDADES, que é semestral. Você pode comprá-los também nas lojas on-line das livrarias Cultura e Saraiva. FALE COM A GENTE: Av. das Nações Unidas, 7221, 18º andar, CEP 05425-902, São Paulo/SP, ou email para: guiadoestudante.abril@atleitor.com.br

GE QUÍMICA 2017

CARTA AO LEITOR

8 EM CADA 10 APROVADOS NA USP USARAM

Ri melhor quem gargalha

m amigo chega na roda e, animado, começa a contar uma piada. Você já conhece a anedota. Qual a melhor reação? Alternativa a: corta logo a conversa, avisando que a história é velha e batida. Alternativa b: espera que o amigo termine a narrativa e ri, fingindo que a piada é inédita. Resolução: a primeira atitude vai deixar o amigo sem graça e você, de tabela, constrangido. Na segunda, a conversa com certeza rolará solta, sem criar nenhum mal-estar. Então, alternativa correta: b. Você tem a mesma opção quando se prepara para o vestibular. a) descartar a revisão porque é muito chato estudar tudo de novo, ou b) armar-se de paciência para rever o conteúdo que cairá nas provas. Nós torcemos para que você assinale a alternativa b. Por isso preparamos esta nova edição do GUIA DO ESTUDANTE QUÍMICA, com os grandes temas das provas do Enem e dos maiores vestibulares do país. Aqui você relembra em aulas e exercícios os conceitos básicos da química, como massa atômica e mol, as propriedades dos elementos, os tipos de ligações entre os átomos e os fundamentos de química orgânica. O material foi elaborado pelas professoras Andrea Godinho de Carvalho Lauro, do Colégio Vértice, e Julia Higashi, do Colégio Marupiara, ambos em São Paulo. E editado em linguagem simples, especial para quem estuda sozinho – tudo a partir de fatos da atualidade, como aquecimento global e o acidente ambiental no Rio Doce. Como você quer reagir diante da lista de aprovados no vestibular? a) com uma gargalhada de alegria; b) com um risinho amarelo. Temos certeza de que, se encarar os estudos com bom humor e paciência, você assinalará a alternativa correta: a. A redação

6 GE QUÍMICA 2017

SELO DE QUALIDADE GUIA DO ESTUDANTE O selo de qualidade acima é resultado de uma pesquisa realizada com 351 estudantes aprovados em três dos principais cursos da Universidade de São Paulo no vestibular 2015. São eles: � DIREITO, DA FACULDADE DO LARGO SÃO FRANCISCO; � ENGENHARIA, DA ESCOLA POLITÉCNICA; e � MEDICINA, DA FACULDADE DE MEDICINA DA USP 8 em cada 10 entrevistados na pesquisa usaram algum conteúdo do GUIA DO ESTUDANTE durante sua preparação para o vestibular Entre os que utilizaram versões impressas do GUIA DO ESTUDANTE: 88% disseram que os guias ajudaram na preparação. 97% recomendaram os guias para outros estudantes.

TESTADO E APROVADO! A pesquisa quantitativa por meio de entrevista pessoal foi realizada nos dias 11 e 12 de fevereiro de 2015, nos campi de matrícula dos cursos de Direito, Medicina e Engenharia da Universidade de São Paulo (USP).

� Universo total de estudantes aprovados nesses cursos: 1.725 alunos. � Amostra utilizada na pesquisa: 351 entrevistados. � Margem de erro amostral: 4,7 pontos percentuais.

SUMÁRIO

Sumário Química VESTIBULAR + ENEM 2017

62 Grandezas Massa atômica, massa molecular, mol e massa molar 66 Cálculos estequiométricos Relação entre mol e massa, volume molar, pureza dos reagentes e rendimento de uma reação 70 Concentração de soluções Dissolução, solubilidade, concentração, misturas com reação e sem reação 76 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção

MATÉRIA E ENERGIA

GLOSSÁRIO

8 Os principais conceitos que você encontrará nesta publicação

78 As consequências do petróleo muito barato A queda no preço do barril tem efeitos econômicos tanto para empresas como para países 80 Petróleo, preferência internacional Infográfico 82 Termoquímica Reações endotérmicas e exotérmicas, entalpia, entalpia-padrão e entalpia de formação 87 Reações de oxirredução Pilhas, potência de uma pilha e espontaneidade da reação 90 Energia nuclear Estabilidade do núcleo, emissões radiativas, meiavida, fissão e fusão nuclear 94 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção

A ESTRUTURA DA MATÉRIA

10 Esportes de risco na Baía da Guanabara A água poluída é uma ameaça à saúde dos atletas de vela e windsurf dos Jogos Olímpicos 12 A física e a química tratam a água Infográfico 14 A física da química Estados e propriedades gerais e específicas da matéria, substâncias e misturas 20 Atomística Modelos atômicos, prótons, nêutrons e distribuição eletrônica 26 Tabela periódica A organização da tabela, propriedades periódicas e aperiódicas dos elementos químicos 30 Ligações químicas Teoria do octeto, ligações iônicas, covalentes e metálicas, fórmulas químicas 36 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção

EQUILÍBRIO QUÍMICO

96 Como era doce este rio Os danos do rompimento de uma barragem em Mariana , o maior acidente ambiental brasileiro 98 A acidez do meio Infográfico 100 Reações reversíveis Equilíbrio dinâmico e constante de equilíbrio 103 Deslocamento do equilíbrio Princípio de Le Chatelier, fatores que influem no deslocamento 106 Equilíbrio iônico Equilíbrio em ácidos e bases 109 pH e pOH Produto iônico da água, escala de pH 112 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção

COMPOSTOS ORGÂNICOS AS TRANSFORMAÇÕES

38 Esperança contra as mudanças climáticas Na COP21 países ricos concordam com medidas contra o aquecimento global 40 Você respira química Infográfico 42 Substâncias inorgânicas Ácidos, bases e sais, nomenclatura e fórmulas 45 Reações químicas Balanceamento de equações e tipos de reações 50 Óxidos Óxidos iônicos e moleculares e a ação dos óxidos na atmosfera 52 Cinética química Velocidade das reações, teoria das colisões e catalisadores 56 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção

114 Diferentes caminhos para a obesidade Pesquisas recentes apontam fatores inéditos que levam ao ganho de peso 116 Compostos orgânicos Representação e nomenclatura, hidrocarbonetos, funções oxigenadas e nitrogenadas 122 Propriedades físicas de compostos orgânicos Polaridade, solubilidade de forças intermoleculares 125 Isomeria Isomeria plana e espacial 127 Reações orgânicas Hidrogenação catalítica, esterificação, saponificação e polimerização 130 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção RAIO-X

CÁLCULOS QUÍMICOS

58 Balanço da Lei Seca O endurecimento da lei em 2012 leva o brasileiro a mudar hábitos de vida 60 O hálito denuncia Infográfico

132 As características dos enunciados que costumam cair nas provas do Enem e dos principais vestibulares SIMULADO

134 32 questões e resoluções passo a passo GE QUÍMICA 2017

GLOSSÁRIO

Conceitos básicos Os principais termos que você precisa saber para estudar química

COMBUSTÃO Reação de uma substância com oxigênio do ar que libera energia. Entre os compostos orgânicos, a combustão é completa quando existe oxigênio suficiente para formar produtos como CO2 e água. E incompleta quando há pouco oxigênio, e o produto é CO e fuligem. COMPLEXO ATIVADO Numa reação química, estado de transição (de maior energia) entre os reagentes e os produtos.

ANEL BENZÊNICO Na química orgânica, cadeia fechada de seis átomos de carbono unidos por ligações simples e duplas, intercaladas.

COEFICIENTE Numa equação química, indica a quantidade de determinado composto molecular ou composto iônico. Em 3 H2O, o coeficiente é o número 3 e indica três moléculas de água.

ANFÓTERA É a substância que pode assumir caráter ácido ou básico, dependendo da substância com que interage.

COMPOSTO INORGÂNICO É aquele que se enquadra nas funções inorgânicas: ácidos, bases, sais ou óxidos.

ANODO Polo negativo de uma pilha, aquele no qual ocorre a oxidação.

COMPOSTO ORGÂNICO Aquele que contém átomos de carbono (C).

ÂNION Íon com mais elétrons do que prótons e, portanto, de carga elétrica negativa (recebe elétrons).

CONCENTRAÇÃO É a quantidade de soluto em determinada quantidade de solução, dada em partes por milhão (ppm), em termos de volume, massa ou mol (C = msoluto /Vsolução ou [ ] = nsoluto/ Vsolução).

B BALANCEAR UMA EQUAÇÃO Significa encontrar a proporção, em mol, entre a quantidade de reagentes e a de produtos.

C CAMADA ELETRÔNICA OU NÍVEL DE ENERGIA É a localização do elétron ao redor do núcleo do átomo. Cada camada é dividida em vários subníveis. A camada mais externa que contém elétrons é chamada camada de valência. CADEIA SATURADA Na química orgânica, sequência de átomos de carbonos unidos por ligações simples, apenas. Em oposição, insaturada é a cadeia em que os carbonos se unem por ligações duplas ou triplas. CATALISADOR Substância que, adicionada a uma reação, aumenta sua velocidade sem participar diretamente dela, ou seja, sem ser consumida.

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA É a distribuição dos elétrons pelos níveis e subníveis de energia. CONSTANTE DE AVOGADRO É a quantidade de átomos, moléculas ou íons que existe em 1 mol de determinada substância ou amostra. Vale, aproximadamente, 6 . 1023. Essa constante também é chamada número de Avogadro.

D DENSIDADE É a relação entre a massa de uma solução qualquer e seu volume (dsolução = msolução/ Vsolução). DISSOCIAÇÃO IÔNICA É o processo pelo qual os cátions se separam dos ânions num composto iônico.

CÁTION Íon com mais prótons do que elétrons e, portanto, de carga elétrica positiva (é aquele que doa elétrons).

ELEMENTO QUÍMICO Conjunto de átomos que contêm o mesmo número de prótons no núcleo, o que lhes confere as mesmas propriedades químicas e físicas.

CATODO Polo positivo de uma pilha, aquele em que ocorre a redução de uma espécie química.

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS São aqueles que têm o último elétron num subnível s ou p.

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ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO São aqueles cujo último subnível preenchido é d ou f. ELETRÓLISE Reação química gerada pela passagem de uma corrente elétrica. ELETRÓLITO Composto que, dissolvido em água, é bom condutor elétrico. ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea) Energia mínima necessária para que uma reação se inicie. ENTALPIA (H) Total de energia contida nos reagentes e nos produtos de uma reação. A variação de entalpia mede a variação de energia ao final da reação (∆H = Hprodutos – Hreagentes). Entalpia-padrão é a entalpia numa reação realizada em condições-padrão – a 25 °C e 1 atm. EQUILÍBRIO QUÍMICO OU DINÂMICO Numa reação reversível, é a situação em que as reações direta e inversa ocorrem simultaneamente e à mesma velocidade. No caso de reações que envolvem íons, esse equilíbrio é chamado equilíbrio iônico. ESPÉCIES QUÍMICAS Nome genérico que se dá às partículas fundamentais da química: átomos, íons ou moléculas. ESTADO FUNDAMENTAL Estado de um átomo em que os elétrons não são excitados por nenhuma forma de energia, como luz ou calor.

F FAMÍLIAS São as colunas verticais da tabela periódica, também chamadas grupos.

G GASES NOBRES OU RAROS Elementos estáveis, cujos átomos não precisam se agrupar em moléculas ou compostos iônicos. GRAU DE PUREZA OU TEOR É, numa mistura, a porcentagem de determinada substância que participa de uma reação. GRUPO FUNCIONAL Átomo, ou conjunto de átomos, ligado a uma cadeia de carbonos, que define certas propriedades.

H HIDRÓLISE Reação em que os compostos são desdobrados quando interagem com a água.

I ÍNDICE OU ATOMICIDADE Indica o número de átomos de determinado elemento, numa substância ou num composto. Em H2O, a atomicidade do hidrogênio é 2, e a do oxigênio, 1.

MOL Grandeza que indica a quantidade de matéria. É o número de átomos, moléculas ou íons numa amostra (1 mol = 6 . 1023 átomos, moléculas ou íons).

IONIZAÇÃO Formação de cátions e ânions, a partir de uma molécula.

NÚMERO ATÔMICO Número de prótons no núcleo de um átomo (símbolo: Z).

ÍONS Espécies que ganham ou perdem elétrons numa ligação química.

NÚMERO DE MASSA Soma de prótons e nêutrons no núcleo de um átomo (símbolo: A).

ISÓBAROS Átomos de elementos químicos diferentes que têm o mesmo número de massa (A).

ISOELETRÔNICOS Espécies químicas que têm o mesmo número de elétrons. ISOMERIA Acontece quando dois ou mais compostos têm a mesma fórmula molecular mas diferentes fórmulas estruturais. Isômeros têm os mesmos elementos, na mesma quantidade, mas propriedades diferentes. ISÓTONOS Átomos de elementos químicos distintos que têm diferentes números de massa (A), diversos números atômicos (Z), mas o mesmo número de nêutrons (n). ISÓTOPOS Átomos com mesmo número de prótons – portanto, de um mesmo elemento químico –, mas com diferente número de nêutrons. Dois isótopos apresentam Z iguais e A diferentes.

M MASSA ATÔMICA (MA) Massa de um átomo (medida em unidades de massa, u). MASSA MOLAR (M) É a massa de um mol de átomos, moléculas ou íons, em gramas (g).

OXIRREDUÇÃO Reação química em que ocorre transferência de elétrons entre as substâncias.

P PERÍODOS Linhas horizontais da tabela periódica. pH (POTENCIAL HIDROGENIÔNICO) É a medida da acidez ou basicidade de uma solução, baseada na concentração de íons H+. Quanto mais alto o pH de uma substância, menor seu pOH (potencial hidroxiliônico, que mede a concentração de íons OH–). POLARIDADE Propriedade de uma molécula que apresenta um polo positivo e outro negativo. A polaridade de uma molécula depende da forma como os elétrons se distribuem ao redor do núcleo, nos átomos que a compõem. POLÍMERO Macromolécula formada por reações em que uma pequena parte (o monômero) se repete centenas ou milhares de vezes. POTENCIAL DE IONIZAÇÃO Energia necessária para retirar um elétron de um átomo no estado gasoso e, assim, formar um cátion.

MASSA MOLECULAR (MM) Soma das massas atômicas (MA) dos elementos de um composto (medida em unidades de massa, u).

POTENCIAL-PADRÃO DE REDUÇÃO E DE OXIDAÇÃO (E0red OU E0ox) Medida, em volts (V), da tendência que determinado material tem de sofrer oxidação ou redução – ou seja, de doar ou de receber elétrons.

MEIA-VIDA Também chamada período de semidesintegração, é o tempo necessário para que se desintegre metade dos átomos existentes em qualquer quantidade de um radioisótopo.

PROPRIEDADES APERIÓDICAS São aquelas que dependem do número atômico, mas não se repetem periodicamente na tabela.

MOLÉCULA Estrutura formada por átomos que compartilham elétrons (unidos por ligações covalentes normais ou dativas).

PROPRIEDADES PERIÓDICAS São aquelas cujos valores variam em função do número atômico do elemento químico e se repetem com regularidade na tabela periódica.

Q QUANTIDADE DE MATÉRIA (n) É a quantidade de mol numa amostra, dada pela proporção entre a massa da amostra (m, em gramas) e a massa molar das substâncias que a compõem (M, em gramas/ mol): n = m / M.

R RADIATIVIDADE Fenômeno pelo qual o núcleo atômico de um elemento emite radiação, de modo a adquirir estabilidade. REAÇÃO GLOBAL Equação química que representa a reação total, sem indicação das etapas intermediárias. REAÇÃO QUÍMICA Combinação de substâncias ou compostos que resulta em outras substâncias mais simples ou mais complexas. REAÇÃO REVERSÍVEL É aquela em que os reagentes se transformam em produtos e os produtos voltam a reagir, formando novamente os reagentes. RENDIMENTO É a proporção entre a quantidade de produto que poderia se formar, teoricamente, numa reação, e aquela que efetivamente se forma, em porcentagem. RETÍCULO CRISTALINO Aglomerado de íons. É a estrutura de uma substância iônica ou um composto iônico.

S SISTEMA Qualquer porção de matéria separada para estudo e análise. SOLUBILIDADE Capacidade de uma substância de se dissolver em outra substância. SOLUÇÕES São sistemas homogêneos (ou misturas homogêneas), ou seja, que apresentam aspecto uniforme. Toda solução contém um solvente (substância que dissolve) e um soluto (substância dissolvida).

V VOLUME MOLAR Volume ocupado por 1 mol de uma substância no estado gasoso, dado em litros (L). Em CNTP (0 OC, 1 atm), 1 mol de qualquer gás ocupa 22,4 L.

GE QUÍMICA 2017

ESTRUTURA DA MATÉRIA CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO

Infográfico: tratamento químico da água ...............................................12 A física da química ..........................................................................................14 Atomística ..........................................................................................................20 Tabela Periódica ...............................................................................................26 Ligações químicas ...........................................................................................30 Como cai na prova + Resumo .......................................................................36

Esportes de risco na Baía da Guanabara Além de superar os concorrentes, os atletas de provas aquáticas terão de driblar a sujeira e a poluição nos Jogos Olímpicos.

uando a cidade do Rio de Janeiro se candidatou a sediar os Jogos Olímpicos de 2016, em 2009, o governo estadual fluminense e a prefeitura carioca assumiram o compromisso de despoluir pelo menos 80% da Baía da Guanabara. Mas, às vésperas da abertura dos jogos, as águas da baía continuam pontilhadas por ilhas de lixo. Institutos de pesquisa afirmam que as águas estão, também, carregadas de microrganismos transmissores de doenças. A situação é considerada um obstáculo para a realização das provas e um risco para a saúde dos competidores das provas que ocorrerão ali, como windsurf e vela. O bolsão de água é o local de deságue de mais de 30 rios que atravessam a região metropolitana do Rio. E é principalmente desses rios que vêm o lixo e o esgoto que contaminam a baía. A cada mês, são retiradas das barreiras flutuantes instaladas na foz dos rios cerca de 230 toneladas de sacos plásticos, sofás, caixotes, carcaças de automóveis e de eletrodomésticos. Outras 38 toneladas são recolhidas nas patrulhas feitas por barcos. Em agosto de 2015, o governador do Rio, Luiz Fernando Pezão, já havia admitido que a meta de despoluição não seria atingida. Segundo ele, para limpar a baía, seriam necessários anos de investimento em saneamento básico nas cidades cortadas pelos rios. Mas, de

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acordo com o prefeito do Rio, Eduardo Paes, a sujeira das águas não coloca em risco a saúde dos competidores, já que a monitoração feita regularmente pela Secretaria de Estado do Ambiente, do governo estadual, indica que a concentração de bactérias é tolerável. No entanto, outra análise, realizada pela Universidade Feevale, de Novo Hamburgo, mostra que a poluição avança das margens para regiões centrais da baía. E alguns trechos, mesmo que livres de bactérias, têm uma concentração 1,7 milhão de vezes maior de vírus patogênicos do que o admitido nos Estados Unidos e Europa. Estima-se que bastaria a um atleta engolir o equivalente a três colheres de chá dessa água para ser contaminado. Além de primordial para a existência de vida – inclusive de bactérias e vírus –, a água é um solvente universal, capaz de dissolver um número imenso de LIXÃO FLUTUANTE substâncias químicas. Além de garrafas, sacos Neste capítulo você plásticos, restos de móveis relembra os conceitos e eletrodomésticos, a básicos de mistura e água poluída de rios que da organização das desaguam na Baía da substâncias em áto- Guanabara torna o local mos e moléculas. inapropriado para atletas

MARCELO CORTES/FOTOARENA

GE QUÍMICA 2017

ESTRUTURA DA MATÉRIA INFOGRÁFICO

A física e a química tratam a água A água g bruta – aquela q retirada de rios, lagos g ou reservatórios – é uma mistura de moléculas de H2O com outras de matéria orgânica, g como microrganismos g e microalgas, g e de substâncias inorgânicas, g como grãos g de rocha. Pode também conter poluentes, p como p pesticidas e efluentes industriais. Essa água g bruta torna-se água g potável p depois p de uma série de processos físicos e químicos que separam as impurezas e equilibram a acidez A ÁGUA, DE BRUTA A POTÁVEL 1 Captação A água que entra numa estação de tratamento carrega poluentes não dissolvidos, como microrganismos e grãos de areia. Essa é a água bruta.

Cloro

2 Desinfecção e neutralização Assim que chega à estação, a água bruta recebe uma série de compostos químicos – no geral, cloro, cal e sulfato de alumínio.

Em reação com a água, o hipoclorito de sódio (NaClO), um composto iônico, libera o íon hipoclorito (ClO–). Esse íon mata microrganismos ao atacar a membrana de suas células.

NaClO

Cal

Também chamada óxido de cálcio (CaO), a cal reage com a água e forma uma base, o hidróxido de cálcio (Ca(OH)₂). Essa base eleva o pH da água – ou seja, diminui sua acidez (veja capítulo 5).

CaO

Sulfato de alumínio Al(OH)3

Lançado na água, o sulfato de alumínio (Al₂(SO₄)₃) reage com o hidróxido de cálcio e forma o hidróxido de alumínio (Al(OH)₃). Esse hidróxido se combina com as partículas em suspensão na água por diferença de polaridade e as agrega em flocos (sobre polaridade, veja o capítulo 3).

H2O

MULTI/SP

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Floculação É um processo físico: os flocos resultantes da coagulação são agitados por grandes pás e aos poucos se agrupam em blocos maiores e mais densos que a água.

4 Decantação É um processo também físico, de separação de sólidos e líquidos ou de líquidos que não se misturam. No tanque de tratamento, os flocos se acumulam no fundo, porque são mais densos.

UNIVERSAL, MAS NEM TANTO A água é considerada solvente universal porque é capaz de dissolver uma imensa variedade de substâncias. Mas a dissolução só ocorre quando as moléculas H2O interagem com as da substância adicionada. E isso depende da polaridade das moléculas (veja polaridade no capítulo 3). As moléculas da água são polares e só dissolvem moléculas também polares, como as do etanol. As de óleo (não polares) permanecem separadas ÁGUA + ETANOL

ÁGUA + ÓLEO

Molécula de óleo Moléculas de água H2O

interação polar

O átomo de oxigênio (O) da molécula de água é mais eletronegativo que os dois átomos de hidrogênio (H). Isso faz com que a molécula fique como um ímã, com dois polos, um negativo (do lado do oxigênio) e outro positivo (do lado dos hidrogênios).

Molécula de etanol C₂H₆O

O etanol só tem polaridade numa das extremidades da molécula, onde o oxigênio se liga ao hidrogênio. É nessa área que o oxigênio da água exerce o seu poder, interagindo com a molécula de etanol. Como resultado, o etanol se dissolve na água.

sem interação polar

Moléculas de água H2O

As moléculas de gordura são apolares. Assim, não participam do jogo de atração com as moléculas da água. As duas substâncias permanecem separadas, e a mistura, com duas fases, é heterogênea.

Flúor

7 5 Filtração Remove as partículas que não decantaram na etapa anterior. A água passa por três camadas de carvão ativado, areia e cascalho, que retêm gradativamente as impurezas sólidas. Ao mesmo tempo que ocorre esse processo físico, a água sofre ajustes finais da acidez e desinfecção (processos químicos).

6 Adição de flúor No Brasil, a água tratada é fluoretada – ou seja, recebe compostos de flúor, que se dissolvem e liberam íons fluoreto (F–). O flúor reforça o esmalte dos dentes, reduzindo a incidência de cáries na população.

Distribuição A água que é distribuída pela rede geral para as indústrias e residências não é composta apenas de moléculas H₂O e íons fluoreto. Ela ainda contém porções minúsculas de sais minerais. GE QUÍMICA 2017

ESTRUTURA DA MATÉRIA A FÍSICA DA QUÍMICA

TUDO “IGUAL QUE NEM” Esteja no estado sólido, esteja no estado líquido ou gasoso, água é sempre água – uma combinação de átomos de hidrogênio e oxigênio

De que o mundo é feito Composto p de uma única substância ou de uma mistura, todo material tem propriedades gerais e específicas

P MATÉRIA É tudo o que tem massa e ocupa espaço – ou seja, tem volume.

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raticamente tudo o que vemos, tocamos e sentimos pelo olfato ou pelo paladar são compostos químicos, ou uma mistura de diferentes compostos. Naturais ou sintetizados (produzidos em laboratório), todos os materiais são genericamente chamados de matéria. Na física, a matéria é estudada como um corpo cujo comportamento é analisado sob determinadas forças ou certos campos de força. Por

exemplo, como se comporta um veículo quando acelerado ou freado. Já a química estuda a matéria, sua estrutura e propriedades sob pontos de vista diferentes. Para a química, o que importa são a composição da matéria, as transformações por que a matéria passa e a energia envolvida nessas transformações.

Estados da matéria

Tanto para a física quanto para a química, o estado físico de um material é fundamental para sua identificação. A matéria pode estar no estado sólido, líquido ou gasoso, dependendo do grau de agitação das partículas que a constituem e da intensidade de atração entre elas. No estado sólido, as partículas estão organizadas de maneira harmoniosa e sob alto grau de atração, mas agitam-se pouco. Por isso os sólidos têm forma e volume fixos. No estado líquido, a atração entre as partículas ainda é grande, mas seu grau de agitação aumenta um pouco. Não é possível manter as partículas organizadas. Daí que os líquidos têm volume constante, mas tomam a forma do recipiente que os contém. No estado gasoso, a atração entre as partículas é mínima, e o grau de agitação é muito grande. Gases alteram seu volume conforme o recipiente que os contém. Todo material assume este ou aquele estado físico, dependendo da pressão e da temperatura em que se encontra. Mas cada material reage de um modo diferente ao aumento ou à diminuição da temperatura ou da pressão.

O QUE ISSO TEM A VER COM ECOLOGIA A condensação e a vaporização da água são fenômenos naturais de grande impacto no meio ambiente. Essas mudanças de estado da água estão no centro do ciclo hidrológico na Terra. O ciclo é o caminho que a água percorre ao evaporar de lagos e mares para a atmosfera, condensar-se e cair na forma de chuva. O líquido então escorre para o subsolo e volta aos rios e mares, fechando o ciclo. A poluição e o esgotamento de mananciais reduzem o volume de água potável e de fácil acesso no planeta. Com consumo rápido demais, a natureza não tem tempo para repor os estoques.

PRESSÃO É a força aplicada sobre uma área, que pode alterar a distância entre as partículas do corpo e a intensidade com que elas se atraem.

TEMPERATURA

É a medida do grau de agitação das partículas, ou seja, uma temperatura maior determina maior agitação.

Propriedades gerais

A química utiliza diversos conceitos da física. Um deles é a massa – a grandeza que mede a quantidade de matéria existente em um corpo. A massa é medida mais comumente em gramas (g) e seus múltiplos ou submúltiplos, como quilograma (kg), miligrama (mg) etc. Outro conceito da física importante para a química é o volume – a grandeza que mede o espaço ocupado por certa massa de matéria. As unidades mais comuns para volume são o metro cúbico (m3), o litro (L) e seus múltiplos e submúltiplos, como centímetro cúbico (cm3), quilômetro cúbico (km3), decilitro (dL) e centilitro (cL). É comum, nas questões de vestibular e Enem, que você precise fazer a conversão de unidades. Veja algumas relações entre as unidades de volume: 1L 1 mL 1.000 L 1012 L

10 cm 1 cm3 1 m3 1 km3 3

Para massa: x 10

kg : 10

x 10 hg

x 10 dag

: 10

x 10 g

x 10 dg

: 10

cg : 10

x 10 mg : 10

Massa e volume não são suficientes para identificar um tipo de matéria. Isso depende de outras características e propriedades específicas. iSTOCK PHOTOS

O QUE ISSO TEM A VER COM MATEMÁTICA Em qualquer cálculo, as unidades de medida devem ser uniformizadas. E você precisa conhecer o procedimento básico de conversão de múltiplos e submúltiplos das principais unidades. Veja:

Para volume: x 1.000 x 1.000 x 1.000 x 1.000 x 1.000 x 1.000 km3 hm3 dam3

dm3 cm3 mm3

: 1.000 : 1.000 : 1.000 : 1.000 : 1.000 : 1.000 GE QUÍMICA 2017

ESTRUTURA DA MATÉRIA A FÍSICA DA QUÍMICA

Propriedades específicas

Cada tipo de material tem propriedades específicas, que ajudam em sua identificação. Algumas das principais propriedades específicas de um material são:

NA PRÁTICA DENSIDADE

Um balão de festa que se enche por sopro não permanece flutuando porque o ar que sopramos é mais denso do que o ar atmosférico do lado externo do balão. O ar da atmosfera é uma mistura de gases com densidade de 1,2 g/L. Já a mistura que expiramos contém uma boa proporção de gases mais densos – principalmente o gás carbônico, que tem densidade de 1,8 g/L. Coisa bem diferente acontece com um balão cheio de gás hélio. Como tem densidade muito menor que a do ar atmosférico (0,16 g/L), o balão vence até mesmo a gravidade e sobe.

Ponto de fusão (PF): É a temperatura na qual ocorre a fusão durante o aquecimento (ou a solidificação durante o resfriamento) de um material submetido a uma pressão constante. Ponto de ebulição (PE): É a temperatura na qual ocorre tanto a ebulição (durante o aquecimento) quanto a condensação/ liquefação (durante o resfriamento) de um material submetido a pressão constante. Os pontos de fusão e ebulição de cada substância são determinados experimentalmente. Como a temperatura varia conforme a pressão, esses pontos são sempre definidos, por padrão, ao nível do mar, onde a pressão é de 1 atmosfera. a Veja abaixo os pontos de fusão e de ebulição de alguns materiais. PE (em °C)

Estado físico a temperatura ambiente (25 oC)

MATERIAL

PF (em °C)

Álcool etílico

– 117 °C

78 °C

Líquido

Oxigênio

– 218 °C

– 183 °C

Gasoso

Ferro

1.535 °C

2.885 °C

Sólido

Densidade: Outra propriedade específica da matéria – a relação entre a massa de um material e o volume por ele ocupado. Matematicamente: d= m V A unidade adotada para a densidade pode ser grama por centímetro cúbico, grama por litro, ou quilograma por litro (g/cm3, g/L ou kg/L). Se o alumínio tem densidade de 2,7 g/cm3, então, cada centímetro cúbico de alumínio tem massa de 2,7 gramas. É a diferença de densidade que faz com que alguns materiais flutuem sobre outros. E isso ocorre também entre materiais de mesma natureza – a água, por exemplo. No estado líquido, a água tem densidade de 1 g/cm3. Já no estado sólido, a densidade da água cai para 0,92 g/cm3. Por isso, pedaços de gelo boiam num copo com

16 GE QUÍMICA 2017

1 ATMOSFERA

É a pressão exercida pela atmosfera terrestre ao nível do mar. Equivale a 760 milímetros de mercúrio (760 mm Hg).

MAIS LEVE

QUE A ÁGUA No Mar Morto, a concentração de sais diluídos é tão alta que a densidade da água sobe de 1,03 kg/L para 1,24 kg/L . Parece pouco, mas isso é suficiente para sustentar uma pessoa sem nenhuma boia

refrigerante. Já o ferro em barra (portanto, no estado sólido) tem densidade muito maior que a água, de 7,86 g/cm3. Por isso, afunda. Solubilidade É a quarta característica importante dos materiais – quanto o material é capaz de se dissolver em água a determinada temperatura. Quanto maior é a solubilidade de uma substância, mais solúvel ela é. Podese medir a solubilidade de uma substância (soluto) em qualquer outra substância (solvente), mas a medida mais importante é em relação à água. O máximo de cloreto de sódio (sal de cozinha) que se consegue dissolver em 100 g de água, a 20 °C, é 36 g. Além dessa proporção, acumulam-se grãos de sal no fundo do recipiente. Já de sacarose (açúcar) podem-se dissolver no mesmo volume de água, à mesma temperatura, 204 g. Isso significa que o açúcar é mais solúvel em água do que o sal.

Substância e mistura

As propriedades específicas só nos auxiliam a identificar um material se a amostra for composta de uma única substância. Misturas de substâncias não têm suas características tabeladas porque elas dependem da proporção em que seus componentes estão misturados. Nesse caso, os químicos e físicos só têm três atitudes a tomar: experimentar, observar e comparar.

MUDANÇAS DE ESTADO DE UMA SUBSTÂNCIA

vap or

Temperatura (ºC)

Temperatura de ebulição

líquido

líquido + vapor

Temperatura de fusão

5. Quando todo o material puro se transforma em vapor, a temperatura volta a se elevar. Se encontrar alguma barreira mais fria, o vapor se condensa (volta ao estado líquido). É o que ocorre com a tampa de uma panela durante o cozimento. 4. Ao atingir o ponto de ebulição (PE), a substância começa a se transformar em vapor. Até que tudo esteja vaporizado, a temperatura não muda. Na água, essa temperatura é de 100 oC. 3. Quando todo o material tiver passado para o estado líquido, a temperatura volta a se elevar.

sólido + líquido

2. No PF começa o derretimento. Para a água, o PF é O oC. A temperatura se mantém constante enquanto houver algum material a ser derretido.

sólido

Uma substância é uma mistura composta de partículas de mesmo tipo (veja elementos químicos, átomos e moléculas na pág. 20 deste capítulo). As substâncias têm comportamento muito característico: à medida que a temperatura cai ou sobe, podem mudar de estado físico. Mas, durante essa mudança, a temperatura do material não se altera. Já numa mistura – um material formado por duas ou mais substâncias –, as mudanças de estado acontecem numa temperatura que se altera. Compare, nos gráficos ao lado, o comportamento de substâncias e de misturas, durante a mudança de estado. Algumas misturas se comportam como substâncias em uma das mudanças de estado, mas nunca nas duas. As que apresentam variação de temperatura no PE são chamadas misturas eutéticas. Aquelas para as quais a temperatura varia no PF são chamadas misturas azeotrópicas. Os gráficos ao lado representam as mudanças de estado desses dois tipos de mistura.

1. Para uma substância sólida qualquer, a temperatura se eleva no decorrer do tempo até atingir a temperatura de fusão, no ponto de fusão (PF).

Tempo (minutos)

MUDANÇAS DE ESTADO DE UMA MISTURA

Passagem do estado sólido para o líquido

Vaporização ou evaporação

Passagem do estado líquido para o gasoso

Solidificação

Passagem do estado líquido para o sólido

Condensação

Passagem do estado gasoso para o líquido

Sublimação

Passagem do estado sólido para o gasoso, ou vice-versa

GARDEL BERTRAND

Início da ebulição líquid

Intervalo de ebulição

Início da fusão

s ó li d o

Fim da fusão

Intervalo de ebulição O mesmo ocorre na ebulição. A passagem de líquido para gasoso começa em determinada temperatura. Mas, de novo, como diferentes substâncias têm diferentes pontos de ebulição, a transformação da mistura só se conclui numa temperatura mais alta. Completada a vaporização, a temperatura volta a subir num ritmo mais acelerado. Intervalo de fusão A certa temperatura, a mistura começa a entrar em fusão. Mas, porque diferentes substâncias têm diferentes pontos de fusão, até toda a mistura derreter, a temperatura continua se elevando, ainda que de maneira mais suave.

Intervalo de fusão

Tempo (minutos)

MISTURAS EUTÉTICA E AZEOTRÓPICA Uma mistura eutética se comporta como

Uma mistura azeotrópica se comporta como

substância apenas no ponto de fusão (PF)

substância apenas no ponto de ebulição (PE)

Temperatura

Temperatura Ebulição Ebulição

Fusão Tempo

PE constante

Fusão

Fim da ebulição

PF constante

O estado físico da matéria é definido pela forma como as moléculas se agregam. No estado sólido, as moléculas são muito coesas e, portanto, a forma é bem definida. No estado líquido, a força de coesão entre as moléculas é menor. Por isso, o líquido assume o formato do recipiente. No estado gasoso, a matéria tem as moléculas livres. Em vista disso, os gases assumem todo o espaço disponível, podendo ser comprimido ou descomprimido. Quando uma substância muda de estado físico, o que se altera é a maneira como as moléculas se organizam. As mudanças de estado (também chamadas mudanças de fase) são:

vap or

Temperatura (ºC)

TOME NOTA

Fusão Tempo

GE QUÍMICA 2017

ESTRUTURA DA MATÉRIA A FÍSICA DA QUÍMICA

Classificação das misturas

Na natureza, é muito raro encontrarmos substâncias com grau de pureza total. Quase tudo é mistura, mesmo quando ela não é facilmente percebida. É o caso do ar atmosférico. O ar é uma mistura de diversos gases, como nitrogênio, oxigênio e gases nobres. Se estiver poluído, o ar contém, ainda, boa concentração de outras substâncias, como partículas de fuligem ou monóxido de carbono. O mesmo acontece com a água: na natureza, costuma carregar sais minerais. Nas torneiras das cidades brasileiras, ela vem misturada ao flúor, que ajuda a proteger os dentes contra as cáries. Na indústria, também é raro o uso de substâncias absolutamente puras. Os metais preciosos, como prata e ouro, são extraídos misturados a outras substâncias minerais e têm de ser purificados antes da fabricação de qualquer peça, como joias. Mas porque são muito moles, precisam ser combinados com outros metais, em ligas que permitem a moldagem das peças. Qualquer porção de matéria separada para estudo e análise chama-se sistema. A primeira observação a ser feita na classificação de um sistema é se ele é homogêneo ou heterogêneo. Sistema homogêneo é aquele em que existe uma única fase (são monofásicos ou unifásicos). Em oposição, sistema heterogêneo é aquele que apresenta mais de uma fase (são polifásicos). Todas as substâncias puras constituem sistemas homogêneos. A não ser quando estão em diferentes estados físicos ou em mudança de estado – aí, comportam-se como sistemas heterogêneos. Nas fotos ao lado, você confere alguns sistemas homogêneos e heterogêneos. As soluções também são misturas que apresentam apenas uma fase – ou seja, são sistemas homogêneos. É o caso de uma xícara de chá.

GRAU DE PUREZA

HOMOGÊNEO E HETEROGÊNEO

É a proporção entre a massa de um dos componentes e a massa total da mistura:

A água no copo constitui um sistema homogêneo, porque tem uma única fase. A água é uma substância pura, e toda a porção dentro do copo tem as mesmas propriedades

p = ms mt O grau de pureza costuma ser apresentado em porcentagem.

[1]

Um copo com água e óleo tem duas fases (duas partes com diferentes propriedades, como cor e densidade). O sistema é heterogêneo [2]

UMA SÓ SUBSTÂNCIA, MAS HETEROGÊNEA FASE

Um copo com água e gelo, apesar de conter uma única substância, é um sistema heterogêneo. Há duas fases: uma de água no estado sólido e outra de água no estado líquido

É uma porção do sistema que apresenta as mesmas propriedades. Algumas fases são visíveis apenas por microscópio. É o caso do sangue, do leite e da gelatina, que, a olho nu, parecem sistemas homogêneos, mas são, na verdade, heterogêneos.

[3]

A chaleira contém apenas água fervente. Mas o sistema dentro dela é heterogêneo, porque, ao entrar em ebulição, a água está passando do estado líquido para o gasoso [4]

TOME NOTA HOMOGÊNEOS (monofásicos)

MISTURAS HOMOGÊNEAS (soluções) SUBSTÂNCIAS PURAS

ATENÇÃO

MISTURAS HETEROGÊNEAS

a quantidade deste ou daquele gás na mistura. • Todo sistema sólido é heterogêneo. Uma exceção apenas: as ligas metálicas são misturas homogêneas.

SISTEMAS HETEROGÊNEOS (polifásicos)

18 GE QUÍMICA 2017

SUBSTÂNCIAS PURAS (em mudança de estado físico)

• Todo sistema gasoso é homogêneo, não importa

SEPARAÇÃO DE MISTURAS

Para separar misturas heterogêneas, os métodos mais comuns são:

Filtração

Utilizada para misturas de fases líquida e sólida ou sólida e gasosa. A mistura atravessa um filtro que retém as fases sólidas e permite a passagem das fases líquidas ou gasosas. É adotado nos aspiradores de pó e numa estação de tratamento de água.

Decantação

Retira da fase líquida sólidos ou outros líquidos imiscíveis (que não se misturam, como óleo e água), pela diferença de densidade entre as fases.

Para separar misturas homogêneas, os métodos mais comuns são:

Evaporação

Separa o sólido de uma mistura. É como se obtém o sal de cozinha da água do mar nas salinas.

Destilação simples

Separa sólidos dissolvidos em líquidos, com base na diferença dos pontos de ebulição (PE) dos compostos da mistura. Quanto maior for essa diferença, mais eficiente será a separação. 3. Em contato com as paredes mais frias do tubo, o vapor se condensa, e o líquido é separado 1. A mistura é fervida

1. A solução de água e barro é deixada em repouso

2. Passado o tempo, as fases se separam: líquida (água) e sólida (terra)

3. Entornando o recipiente, separa-se a água da terra

Dissolução fracionada

Separa duas ou mais fases sólidas, empregando um solvente que dissolve apenas um dos sólidos da mistura.

1. Numa mistura de areia e sal é adicionada água, que dissolve o sal

3. O sal é separado pela evaporação da água

2. Na filtração, a areia fica retida

Separação magnética

Utilizada quando um dos sólidos da mistura é um metal que é atraído por ímãs. LIMALHA DE FERRO

ENXOFRE

[1] DERCILIO [2] [3] [4] ISTOCK

2. A substância de ponto de ebulição mais baixo (o líquido) evapora antes

Liquefação fracionada

Separa componentes de misturas gasosas. A mistura é comprimida e resfriada até que passe para o estado líquido. A temperatura é então elevada lentamente. Os gases são separados, um a um, por destilação fracionada.

Destilação fracionada

Segue o princípio da destilação simples, mas faz a separação de líquidos miscíveis, como água e álcool, que têm pontos de ebulição muito próximos. É o processo usado nas refinarias para separar os diferentes derivados do petróleo, como gasolina e diesel.

Gás

Gasolina

Querosene

Óleo diesel

Óleo combustível

Óleo cru

Fornalha

Parafina, alcatrão

GE QUÍMICA 2017

ESTRUTURA DA MATÉRIA ATOMÍSTICA

PURA ENERGIA LIBERADA O efeito luminoso da queima de fogos de artifício é causado pelo movimento de vaivém de elétrons em torno do núcleo

A química dos átomos O modelo aceito pela química hoje prevê que um átomo é composto de um núcleo com prótons e nêutrons, cercado por uma nuvem de elétrons

udo o que existe no Universo – as estrelas, como o Sol, as rochas, a água de rios e oceanos e os seres vivos – é feito de matéria. E toda matéria é constituída de átomos. O átomo é uma unidade básica da matéria, formada por um núcleo rodeado por uma nuvem de partículas.

20 GE QUÍMICA 2017

Ou seja, o átomo é como um tijolo da matéria, mas contém partículas ainda menores. Esse conceito surgiu apenas no século XIX, com a criação dos primeiros modelos atômicos. Isso dependeu de uma grande mudança na forma como o mundo era observado e analisado.

a ideia, na forma de uma lei científica ou de um conjunto de leis que constituem uma teoria. Para fenômenos que não podem ser observados nem medidos, a teoria é denominada modelo – uma analogia que permite a explicação do fenômeno. Foi o que aconteceu no século XVIII, quando os cientistas começaram a se questionar sobre a estrutura dos átomos. Átomos são partículas minúsculas, impossíveis de serem vistas mesmo pelos equipamentos mais sofisticados. Daí a necessidade de construir um modelo que explique a estrutura atômica.

O modelo de Dalton

O inglês John Dalton foi um dos pioneiros a pesquisar os átomos de maneira científica, no início do século XIX. Ele analisou os resultados de experimentos realizados por dois franceses – Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust. Essas experiências afastavam o caráter mágico das reações químicas e propunham uma explicação racional para o fenômeno. Dalton criou um modelo atômico, muito baseado no conceito grego antigo. Para o inglês,

MACIÇO Para Dalton, o átomo era uma esfera indivisível

o átomo é uma esfera maciça e indivisível; toda matéria é formada por átomos, partículas indivisíveis; átomos de um mesmo elemento são iguais em massa e propriedades; átomos de elementos diferentes têm distintas massa e propriedades; os compostos são formados de átomos que se combinam em proporção simples.

O modelo de Thomson

Modelos atômicos

Ciências que estudam a natureza, como a química, a física e a biologia, têm sua atividade baseada no método científico, uma série de etapas que precisam ser cumpridas rigorosamente, ao fim das quais é possível chegar a conclusões sólidas sobre o fenômeno estudado. O pesquisador observa um fenômeno, define a questão a ser respondida, faz medidas, coleta e compara dados. Com isso ele formula uma possível explicação para o fenônemo – uma hipótese, que precisa ser testada. Se a hipótese se comprova válida, o pesquisador pode generalizar MARCOS PINTO

Na segunda metade do século XIX, experimentos com gases que recebem descargas elétricas indicaram que o átomo continha partículas com carga elétrica negativa. No fim do século, outro inglês, Joseph John Thomson, descobriu a primeira partícula subatômica – o elétron. Isso provou que o átomo não é indivisível, mas composto de partículas menores. Thomson propôs, então, um novo modelo atômico, que foi apelidado de “pudim de passas” (veja ao lado).

O modelo Rutherford-Böhr

O modelo atômico aceito atualmente pela química começou a ser esboçado por Ernest Rutherford, no início do século XX. O pesquisador inglês bombardeou uma lâmina finíssima de ouro (com 10–4 mm de espessura) com partículas alfa,

PUDIM DE PASSAS Para Thomson, o átomo seria o pudim e teria carga positiva Cada elétron, com carga negativa, seria uma uva-passa incrustada

GE QUÍMICA 2017

ESTRUTURA DA MATÉRIA ATOMÍSTICA

emitidas por um material radiativo. Rutherford sabia que as partículas alfa têm carga elétrica positiva e, no experimento, constatou que a maioria das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro sem sofrer nenhum desvio de trajetória. Mas algumas delas se desviavam ou eram rebatidas de volta ao colidir com a lâmina de ouro. E, com base nessas observações, Rutherford chegou às seguintes conclusões: se a maioria das partículas alfa atravessou a lâmina sem se desviar, os átomos da lâmina de ouro deviam ter grandes espaços vazios; se algumas partículas alfa foram rebatidas, então os átomos da lâmina deviam apresentar uma parte central muito pequena e densa – um núcleo; por fim, se outra parte das partículas alfa (que têm carga positiva) sofreu algum desvio ao atravessar a lâmina, então o núcleo dos átomos de ouro deve ter carga positiva (lembre-se de que cargas iguais se repelem). Com essas hipóteses, Rutherford só precisou raciocinar: para equilibrar a carga elétrica positiva do núcleo, os vazios deviam ser povoados de elétrons, de carga negativa. Daí surgiu o modelo atômico de Rutherford, que foi aperfeiçoado pelo dinamarquês Niels Böhr, poucos anos depois. Esse modelo lembra o formato do sistema solar, com o núcleo representando o Sol e os elétrons, os planetas. Nos anos 1930, os nêutrons, sem carga elétrica, foram descobertos e incorporados ao modelo. Com a descoberta do nêutron, o átomo teve seu modelo completado. Hoje, são bem conhecidas as propriedades fundamentais de cada uma dessas partículas. núcleo

nêutrons

prótons

elétrons

O modelo Rutherford-Böhr descreve o átomo como um minúsculo sistema solar

PARTÍCULA SUBATÔMICA

CARGA

MASSA RELATIVA

MASSA (g)

Próton (p)

1,67 . 10–24

Nêutron (n)

1,67 . 10–24

Elétron (e )

–1

1 /1.840

–

22 GE QUÍMICA 2017

9,1 . 10

–28

Diferenças e semelhanças ELEMENTO QUÍMICO é o conjunto de átomos quimicamente iguais – ou seja, que têm o mesmo número de prótons.

São os prótons, no núcleo atômico, que definem um elemento químico. Cada elemento químico tem um nome e é representado por um símbolo, que indica seu nome. Esse símbolo é composto de uma ou duas letras (sempre começando com maiúscula e terminando com minúscula), que muitas vezes se referem ao nome do elemento em latim. Veja alguns exemplos: ELEMENTO

SÍMBOLO

INDICA O NOME

Hidrogênio

hidrogenium

Carbono

carbonium

Cálcio

calcium

Sódio

natrium

Fósforo

phosphorus

Ouro

aurum

Prótons e nêutrons

O número de prótons é chamado número atômico (Z). Por exemplo: para o átomo de ferro (Fe), que contém 26 prótons, Z = 26; para o sódio (Na), com 11 prótons, Z = 11. A soma do número de prótons (p) e o número de nêutrons (n) é o número de massa (A). O número de prótons é o mesmo que o número atômico. Então: A=Z+n A proporção entre o número de prótons e o de nêutrons define algumas semelhanças e diferenças entre os átomos: ISÓTOPOS São átomos com o mesmo número de prótons, mas com diferente número de nêutrons. Se têm o mesmo número de prótons, esses átomos têm o mesmo número atômico Z e, portanto, são um mesmo elemento, com propriedades químicas semelhantes. Mas, devido à variação no número de nêutrons, suas propriedades físicas podem diferir ligeiramente. Veja, como exemplo, os isótopos do cálcio (Ca): Isótopo 1 do cálcio Isótopo 2 do cálcio 20 p 20 p – Ca (Z = 20) 20 e A = 41 Ca (Z = 20) 20 e– A = 42 21 n 22 n

{

Os isótopos de um elemento químico não recebem nomes especiais. São identificados apenas como “isótopo”. No caso do cálcio, por exemplo: Ca41 lê-se isótopo 41 do cálcio (cálcio-41) 42 20Ca lê-se isótopo 42 do cálcio (cálcio-42) 20

O único elemento químico cujos isótopos recebem nomes especiais é o hidrogênio. Veja: ISÓTOPO

NOME ESPECIAL

prótio ou hidrogênio (Z = 1, A = 1)

deutério (Z = 1, A = 2)

trítio ou tritério (Z = 1, A = 3)

Ca (Z = 20)

{

K (Z = 19)

{

19 p 19 e– A = 40 21 n

Repare que o número de prótons (Z) do cálcio é diferente do número de prótons do potássio. Então eles são elementos químicos distintos. Ainda assim, têm o mesmo número de massa (A). A diferença está no número de nêutrons. ISÓTONOS São átomos de elementos químicos distintos que têm diferentes número de massa (A) e número atômico (Z), mas apresentam o mesmo número de nêutrons (n). Nesse caso, a diferença está no número de prótons. São isótonos: B11 e 6C12 (boro-11 e carbono-12) 31 e 16S32 (fósforo-31 e enxofre-32) 15P 5

Elétrons

20 p 20 e–

átomo neutro (p = e–)

ISÓBAROS São átomos de elementos químicos diferentes que têm o mesmo número de massa (A). Nesse caso, eles diferem tanto em suas propriedades químicas quanto nas físicas. O cálcio (Ca), por exemplo, é isóbaro do potássio (K). Veja: 20 p 20 e– A = 40 20 n

CÁTIONS É o nome que se dá aos íons positivos – ou seja, átomos que perderam elétrons e, portanto, têm mais cargas positivas (dadas pelos prótons). O total de elétrons cedidos é sempre igual ao total de cargas negativas perdidas. Veja, no exemplo abaixo, como um átomo neutro de cálcio se transforma num cátion: Ca (Z = 20)

átomo cede elétrons, é um íon positivo; se recebe elétrons, é chamado íon negativo. Veja:

O número de elétrons (e–) e a relação entre esse número e a quantidade de prótons, no núcleo, também definem propriedades químicas importantes de um átomo. Íons são átomos que ganham ou perdem elétrons numa ligação química. A maioria dos átomos liga-se uns aos outros, a fim de alcançar a estabilidade. Se, numa ligação, um

20 p perde Ca (Z = 20) – Ca2+ 18 e 2 elétrons

p > e–

2 cargas positivas

cátion de cálcio

TOME NOTA • Ca é o átomo de cálcio • Ca2+ é como se representa o cátion bivalente de cálcio (com dois elétrons a menos) Esse tipo de notação vale para qualquer cátion.

ÂNIONS São átomos eletrizados negativamente – ou seja, com mais cargas negativas (elétrons) do que cargas positivas (prótons). Para que um átomo neutro se torne um ânion, ele tem de ganhar elétrons. O total de elétrons recebidos é sempre igual ao total de cargas negativas adquiridas. Veja como um átomo neutro de nitrogênio (N) se transforma em ânion: N (Z = 7)

7p 7 e–

átomo neutro (p = e–)

ganha

N (Z = 7)

3 elétrons

(e– > p)

7p 10 e–

3 cargas negativas

N3–

ânion de nitrogênio

TOME NOTA • N é o átomo de nitrogênio • N3– é como se representa o ânion trivalente do nitrogênio (com três elétrons a mais) Esse tipo de notação vale para qualquer ânion.

Átomos neutros ou íons de elementos químicos diferentes podem apresentar o mesmo número de elétrons. Quando isso ocorre, dizemos que esses átomos são isoeletrônicos. GE QUÍMICA 2017

ESTRUTURA DA MATÉRIA ATOMÍSTICA

A organização dos elétrons

Configuração eletrônica

A região ocupada pela nuvem de elétrons, em torno do núcleo, chama-se eletrosfera. Em 1913, Niels Böhr fez uma série de experimentos que resultaram nos seguintes postulados a respeito da eletrosfera: os elétrons se movimentam em trajetórias circulares, chamadas camadas ou níveis de energia. Cada um desses níveis tem um valor energético; quanto mais externo for o nível, mais energia ele tem; um elétron que absorve energia (elétrica, luz, calor, por exemplo) salta de uma camada mais interna para outra mais externa; um elétron que volta à sua camada interna original libera a energia recebida na forma de ondas eletromagnéticas. A ciência conhece sete níveis de energia, que podem abrigar até 112 elétrons. Por isso, dizemos que a eletrosfera se divide em sete camadas eletrônicas, cada uma delas com o máximo possível de elétrons. Veja:

K=1 L=2 M=3 N=4 O=5 P=6 Q=7

CAMADA (nível de energia)

Número máximo de elétrons

K (1)

L (2)

M (3)

N (4)

O (5)

P (6)

Q (7)

Cada nível de energia da eletrosfera contém diversos subníveis, identificados pelas letras minúsculas s, p, d, f. Cada subnível comporta um número máximo de elétrons. SUBNÍVEL

NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS

REPRESENTAÇÃO

s1–2

p1–6

d1–10

f1–14

A forma como os elétrons se distribuem pelos subníveis é chamada configuração eletrônica. Veja a tabela abaixo e acompanhe o raciocínio para entender, passo a passo, como os elétrons se dispõem pelas camadas e subníveis: CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA

Camadas (níveis)

K (1)

L (2)

M (3)

N (4)

O (5)

P (6)

Q (7)

Nº máximo de elétrons

Subníveis

1s2

2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 7s2 • Cada subnível comporta um número máximo de elétrons: s=2 p=6 d = 10 f = 14 • A camada 1 tem apenas o subnível s, onde cabem, no máximo, dois elétrons. • A camada 2 comporta oito elétrons, em dois subníveis, s e p. Dois elétrons lotam o subnível s. Os outros seis elétrons vão para o subnível p. • A camada 3 tem três subníveis: s, p e d. Os subníveis s e p já contêm oito elétrons. A camada comporta mais dez elétrons, no subnível d. No total, o nível M comporta 18 elétrons. • As camadas 4 e 5 comportam 32 elétrons cada uma, em quatro subníveis: s, p, d e f.

4s2 4p6 4d10 4f14 Nível de energia

24 GE QUÍMICA 2017

Subnível

O número de elétrons existentes nesta camada 4 é 2 + 6 + 10 + 14 = 32

Número de elétrons no subnível

A energia de um elétron depende da camada e do subnível que ele ocupa. Num átomo no estado fundamental (sem elétrons excitados por alguma forma de energia), os elétrons se distribuem em ordem crescente seguindo as diagonais do diagrama de Linus Pauling. Veja: 1s

Em cada linha horizontal estão listadas as camadas com seus possíveis subníveis de energia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d...

Os elétrons se distribuem seguindo o zigue-zague mostrado pela linha pontilhada azul: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d... O subnível mais energético é sempre o último a receber elétrons na distribuição. Nem sempre esse subnível pertence à última camada

Veja como se distribuem os elétrons do hidrogênio e do sódio. O hidrogênio neutro (H) tem apenas um próton e um elétron (não contém nêutrons). Então: Esse elétron só pode estar na camada K (1); Como essa camada tem apenas um subnível energético, a localização do elétron tem de ser 1s1 Para o sódio (Na), com 11 elétrons, o raciocínio é o mesmo: Os elétrons vão se distribuindo pelas camadas e, em cada uma delas, pelos subníveis, seguindo o zigue-zague de Linus Pauling: 1s2, 2s2, 2p6 e 3s1 Os elétrons mais energizados estão no último subnível. Mas preste atenção no zigue-zague: nem sempre o último subnível está na última camada. Essa é a camada de valência, que contém os elétrons que participam das ligações químicas. Repare na distribuição de elétrons do ferro e do bromo. Para o ferro (Z = 26): • Subníveis: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 • Níveis: K = 2 L = 8 M = 14 N = 2 • Subnível mais energético: 3d, com 6 elétrons • Camada de valência 4 (4s) com 2 elétrons Para o bromo (Z = 35): • Subníveis: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 • Níveis: K = 2 L = 8 M = 18 N = 7 • Subnível mais energético: 4p, com 5 elétrons • Camada de valência 4 (4s2 e 4p5) com 7 elétrons FERNANDO GONSALES

SAIBA MAIS A QUÍMICA DOS FOGOS DE ARTIFÍCIO

Os fogos de artifício são fabricados basicamente de pólvora combinada com sais de diferentes elementos químicos. A cor da luz produzida pela explosão é determinada por esse elemento: o lítio dá o vermelho; o cálcio, o laranja; e o cobre, o azul. O processo de produção das cores chama-se luminescência e ocorre quando elétrons excitados pelo calor da explosão da pólvora liberam essa energia de volta e retornam para o nível menos energético do átomo. Veja o que acontece com os elétrons de um átomo quando ele produz a luz colorida dos fogos.

Imagine um átomo qualquer com seis elétrons. A distribuição normal desses elétrons é: 1s2, 2s2, 2p2 – ou seja, dois elétrons na camada K (1), que só tem o subnível s, e quatro outros elétrons na camada L (2), dois no subnível s e outros dois no subnível p.

Se o átomo recebe uma descarga de energia, como o calor da explosão da pólvora nos fogos de artifício, um dos elétrons que ocupava o subnível mais energético salta para subníveis mais energéticos ainda – neste caso, para um subnível da camada M (3).

3. Um elétron não pode acumular essa energia. Por isso, logo devolve a energia extra e retorna para o subnível energético original. A devolução dessa energia para o meio ambiente se dá na forma de luz colorida. O show pirotécnico acontece.

TOME NOTA Os elétrons perdidos por um cátion (íon positivo) são sempre aqueles da camada de valência, e não do último subnível de distribuição. Então, para identificar os elétrons que o cátion cede, você deve: 1. distribuir os elétrons do átomo neutro, segundo as camadas e os subníveis (em zigue-zague); 2. identificar a camada de valência e dela retirar os elétrons cedidos a outro átomo. GE QUÍMICA 2017

ESTRUTURA DA MATÉRIA TABELA PERIÓDICA

vez mais necessário um sistema de organização que permitisse trabalhar com os elementos. Houve várias tentativas (veja o quadro “Saiba mais”, na pág. ao lado). A classificação que prevaleceu foi a proposta pelo russo Dimitri Mendeleev.

A tabela de Mendeleev

[1]

INDIVIDUALIDADE ATÔMICA Cada elemento químico é um átomo com características específicas

Cada coisa em seu lugar Quem sabe ler a tabela periódica obtém dela informações sobre diversas propriedades dos elementos

ciência conhece 118 elementos químicos. Mas 26 deles não existem na natureza. São átomos extremamente instáveis e, por isso, só aparecem quando sintetizados em laboratório (veja o capítulo 4). A descoberta dos elementos químicos foi feita paulatinamente. Até o fim do século XVII, conheciam-se apenas 14 deles; um século depois, eram 33. Com o advento da ciência moderna, no século XIX, 83 elementos foram identificados. Com uma lista desse tamanho, tornava-se cada

26 GE QUÍMICA 2017

Em 1869, Mendeleev juntou as tentativas anteriores e dispôs os elementos conhecidos num quadro com doze linhas (na horizontal) e oito colunas (na vertical). Na horizontal, os elementos obedeciam à ordem crescente de massa (dada pela soma do número de prótons e o de nêutrons). Na vertical, apresentavam características semelhantes. Mendeleev atribuía as imperfeições da tabela a erros no cálculo das massas. Ele tinha tanta certeza disso que deixou alguns espaços vagos na tabela, para o encaixe de elementos ainda não descobertos. Essas vagas foram, depois, realmente preenchidas (veja na tabela a seguir). Mendeleev não acertou em tudo. Para ele, por exemplo, as propriedades químicas de um elemento eram dadas pela massa, como imaginavam também seus contemporâneos. Hoje, sabe-se que o que caracteriza um elemento é o número de prótons, ou seja, o número atômico (Z). Por isso, a tabela periódica usada hoje é construída em função de Z. Seja como for, a ordem dos elementos não foi muito alterada, pois, na maior parte das vezes, a massa cresce conforme o número de prótons. Foi por isso que Mendeleev acertou na previsão dos elementos químicos desconhecidos à sua época. A disposição proposta por Mendeleev agrupa os elementos de acordo com características importantes dos átomos. Acompanhe, a seguir, a identificação dessas características.

H 1.01

Elementos conhecidos de Mendeleev Elementos desconhecidos mas previstos por Mendeleev

He Li Be B C N O F 4.00 6.94 9.01 10.8 12.0 14.0 16.0 19.0 Ne Na Mg Al Si P S Cl 20.2 23.0 24.3 27.0 28.1 31.0 32.1 35.5 K Ar 40.0 39.1 Cu 63.5 Rb Kr 83.8 85.5 Ag 108 Ce Xe 131 133 Au 197 Rn Fr (222) (223)

Ca 40.1 Zn 65.4 Sr 87.6 Cd 112 Ba 137 Hg 201 Ra (226)

Sc 45.0 Ga 69.7 Y 88.9 In 115 La 139 Ti 204 Ac (227)

Ti 47.9 Ge 72.6 Zr 91.2 Sn 119 Hf 179 Pb 207 Th 232

V 50.9 As 74.9 Nb 92.9 Sb 122 Ta 181 Bi 209 Pa (231)

Cr 52.0 Se 79.0 Mo 95.9 Te 128 W 184 Po (210) U 238

Mn Fe Co Ni 54.9 55.9 58.9 58.7 Br 79.9 Tc Ru Rh Pd (99) 101 103 106 I 127 Re Os Ir Pt 180 194 192 195 At (210)

PERÍODOS São as sete linhas horizontais. Todos os elementos de um mesmo período têm o mesmo número de camadas eletrônicas. 1º PERÍODO

Elemento

Uma camada

Número de elétrons

Hidrogênio (H)

Hélio (He)

2º PERÍODO

Elemento

Duas camadas

Número de elétrons

Lítio (3Li)

K, L

K = 2, L = 1

Berilo (4Be)

K, L

K = 2, L = 2

Boro (5B)

K, L

K = 2, L = 3

Carbono (6C)

K, L

K = 2, L = 4

Nitrogênio (7N)

K, L

K = 2, L = 5

Oxigênio (8O)

K, L

K = 2, L = 6

Flúor (9O)

K, L

K = 2, L = 7

Neônio (10N)

K, L

K = 2, L = 8

FAMÍLIAS OU GRUPOS Correspondem às colunas. Na nomenclatura recomendada pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (Iupac), as famílias são numeradas de 1 a 18. Os elementos de uma mesma família apresentam configurações eletrônicas semelhantes, o que lhes confere, também, propriedades químicas semelhantes. Por exemplo: todos os elementos da família do berilo (Be) têm distribuição eletrônica que apresenta como característica ns2, em que n é o período em que se encontra o último subnível de energia. Esse número cresce conforme descemos pela coluna de uma mesma família; Mas a configuração eletrônica de todos os elementos da família do Be termina com dois elétrons sempre no subnível s; Isso significa que o berílio (Be) e todos os elementos abaixo dele têm dois elétrons na camada de valência. E esses elétrons estão sempre no subnível s de energia. Veja: Be 1s2 2 12Mg 1s 2 20Ca 1s 2 38Sr 1s 2 56Ba 1s 2 88Ra 1s 4

2s2 ......3s2 ..............4s2 .....................5s2 ...........................6s2 ..................................7s2

[1] DAVID MACK/SCIENCE PHOTO LIBRARY [2] SSPL/GETTY IMAGES

Propriedades periódicas e aperiódicas

As propriedades periódicas são aquelas cujos valores crescem ou decrescem em função do número atômico e se repetem a cada grupo de elementos. São propriedades periódicas o raio atômico, o potencial de ionização e a afinidade eletrônica (veja na página 29). As propriedades aperiódicas também dependem do número atômico, mas não se repetem regularmente na tabela. Um exemplo de propriedade aperiódica é a massa atômica, pois ela sempre cresce com o aumento do número atômico, mas não se repete nunca entre todos os elementos.

SAIBA MAIS Uma classificação científica se baseia em diferenças e semelhanças. Foi isso o que os químicos começaram a procurar na relação de elementos, principalmente a partir do século XIX. Em 1817, o químico alemão Johann Wolfgang Döbereiner percebeu que, em alguns grupos de três elementos que apresentavam propriedades semelhantes, a massa atômica (MA) de um deles sempre era a média aritmética da massa atômica dos outros dois. Döbereiner organizou, então, grupos de três elementos na chamada lei das tríades. As tríades logo caíram, pois abrangiam um número pequeno de elementos. Algumas tríades de Döbereiner: ELEMENTOS

Cloro (Cl)

35,5

Bromo (Br)

Iodo (I)

127

Cálcio (Ca)

Estrôncio (Sr)

Bário (Ba)

137

MÉDIA ARITMÉTICA

80 ≈

127 + 35,5 2

88 ≈

137 + 40 2

Em 1863, o geólogo francês Alexandre-Émile de Chancourtois tomou por base um cilindro e traçou uma curva helicoidal (em forma de hélice) que dividia o cilindro em 16 fatias verticais. Os elementos de propriedades semelhantes caíam todos na mesma fatia. No mesmo ano, o químico inglês Alexander Reina Newlands colocou as massas atômicas em ordem crescente e, com isso, organizou grupos de sete elementos. Ele reparou que as propriedades se repetiam no oitavo elemento – ou seja, ele encontrou uma periodicidade, que foi chamada de lei das oitavas. Essa classificação apresentava erros porque os valores das massas atômicas estavam errados.

Li B Be Al

Na K

Ca [2]

Os elementos dispostos no cilindro de Chancourtois, quando lidos na vertical, apresentavam as mesmas propriedades químicas. Os átomos de berilo (Be), magnésio (Mg) e cálcio (Ca), por exemplo, ligam-se a outros átomos da mesma maneira GE QUÍMICA 2017

28 GE QUÍMICA 2017

Períodos

SÉRIE DOS ACTINÍDEOS

SÉRIE DOS LANTANÍDEOS

Grupos ou famílias 5

104

22 41

105

106

É um elemento especial, colocado em destaque na tabela porque apresenta algumas características dos metais e outras dos não metais. Este elemento não se inclui em nenhum grupo.

HIDROGÊNIO

A ordem criada por Mendeleev permite que se identifiquem as principais características de cada elemento

TABELA PERIÓDICA

107

108

109

111

110

112

5 13

33 51

100

Sb Bi

7 15

101

102

9 17

103

ESTRUTURA DA MATÉRIA TABELA PERIÓDICA

GE QUÍMICA 2017

• Constituem a maior parte dos elementos; • Exceto o mercúrio (Hg), são sólidos em condições normais de temperatura e pressão; • Bons condutores de calor e eletricidade; • Maleáveis e dúcteis (podem ser transformados em fios); • Geralmente apresentam quatro ou menos elétrons na camada de valência; • Formam cátions.

• Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos; • Propriedades inversas às dos metais; • Têm, geralmente, quatro ou mais elétrons na camada de valência; • Formam ânions.

AMETAIS OU NÃO METAIS Propriedades entre as dos metais e as dos não metais: • Conduzem calor relativamente bem; • Conduzem eletricidade relativamente bem; • Nas condições normais de temperatura e pressão, são sólidos.

SEMIMETAIS OU METALOIDES Naturalmente estáveis – ou seja, existem na natureza na forma de átomos isolados, não combinados com outros.

ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6

O último elétron está no subnível

O último subnível preenchido é nd ou nf.

ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO

Metais alcalinos (coluna 1) Metais alcalino-terrosos (coluna 2) Família do boro (coluna 13) Família do carbono (coluna 14) Família do nitrogênio (coluna 15) Família dos calcogênios (coluna 16) Família dos halogênios (coluna 17) Família dos gases nobres (coluna 18)

FAMÍLIAS OU GRUPOS

Têm o último elétron num subnível s ou p.

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

Afinidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, captura um elétron. Eletronegatividade é a capacidade de um átomo de se combinar com outros átomos atraindo seus elétrons. Para receber um elétron, um átomo precisa ter alguma eletronegatividade – uma força de atração exercida pelos prótons. Quanto menor é o raio de um átomo, maior é sua força de atração. Os átomos mais eletronegativos são os que têm as maiores afinidades eletrônicas. Os elementos de maior afinidade eletrônica são os não metais. Os gases nobres, que são naturalmente estáveis, têm afinidade eletrônica nula. Por isso são excluídos do esquema ao lado.

AFINIDADE ELETRÔNICA E ELETRONEGATIVIDADE

GASES NOBRES OU RAROS

É também uma propriedade periódica – a energia necessária para formar cátions, retirando um elétron de um átomo no estado gasoso. Quanto mais afastado do núcleo está o elétron, mais fácil é retirá-lo e, portanto, menor energia será necessária. Então, quanto menor for o raio atômico, maior será a energia de ionização. Na tabela periódica, o potencial de ionização cresce no sentido inverso ao do raio do átomo.

O átomo não tem contorno nítido. Por isso, o conceito de raio atômico dá apenas uma ideia da distância média do núcleo à região de máxima probabilidade de se encontrarem os elétrons do nível de energia mais externo. Quanto mais camadas, maior o raio de um átomo. Entre átomos com o mesmo número de camadas, o tamanho é definido pelo número de prótons no núcleo (Z): quanto mais prótons tiver um átomo, mais atraídos os elétrons serão e, portanto, menor será o raio. O tamanho dos átomos cresce conforme a família e o período em que ele se encaixa.

METAIS

POTENCIAL DE IONIZAÇÃO OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO

TAMANHO OU RAIO DO ÁTOMO

ESTRUTURA DA MATÉRIA LIGAÇÕES QUÍMICAS

JOGO DE MONTAR Assim como blocos de brinquedo, os elementos químicos se combinam conforme seu tamanho, sua natureza e formato, em ligações mais, ou menos, estáveis

Como os átomos se casam Um elemento q químico p pode fazer ligações g ç cedendo, compartilhando ou ganhando elétrons

30 GE QUÍMICA 2017

os 92 elementos encontrados na natureza, a maioria não existe na forma de átomo. No geral, as substâncias são formadas por átomos combinados com outros. O elemento oxigênio (O), por exemplo, está na água ligado ao hidrogênio (H) e no gás carbônico ligado ao carbono (C). Até o gás oxigênio da atmosfera é uma combinação de dois átomos desse elemento. Existe uma boa razão para isso: a configuração eletrônica da maioria dos átomos deixa-os instáveis. E, para alcançar a estabilidade química, os átomos se interligam.

ESTABILIDADE QUÍMICA É uma estabilidade relacionada à energia dos elétrons, e não ao núcleo atômico. É quimicamente estável o átomo, ou o grupo de átomos, que tem elétrons em número adequado para se manter energeticamente estável.

Oito na camada de valência

Gilbert Lewis propôs, em 1916, um modelo que explica como os átomos se ligam. Lewis se baseou no único grupo de elementos que é encontrado na natureza em sua forma elementar (como átomo isolado): os seis gases nobres, ou gases raros – hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn) –, todos pertencentes à família 18 da tabela periódica. Esses elementos são perfeitamente estáveis. Por isso, nunca se combinam com outros na natureza. O ponto em comum que Lewis encontrou entre os átomos dos gases nobres é que todos têm oito elétrons em seu nível de valência (a última camada de elétrons). O único que foge à regra é o hélio (He): os dois elétrons desse elemento completam a camada K (1). Daí surgiu a teoria do octeto, segundo a qual atinge a estabilidade o átomo que tiver em sua última camada oito elétrons. Daí o fato de os átomos se ligarem uns aos outros, para compartilhar, ceder ou receber elétrons.

NA PRÁTICA TEORIA DO OCTETO

TEORIA DO OCTETO A teoria do octeto não explica com perfeição todos os tipos de ligação química. As ligações que formam as substâncias metálicas, por exemplo, são explicadas por teorias mais complexas, que não constituem conteúdo do Ensino Médio.

Gasess nobres 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn

K (1)

L (2)

2 2 2 2 2 2

8 8 8 8 8

M (3)

N (4)

O (5)

P (6)

Q (7)

Elétrons por camada

Na: 1s2

2s2 2p6

3s1

K (1) = 2, L (2) = 8, M (3) = 1

Cl: 1s2

2s2 2p6

3s2 3p5

K (1) = 2, L (2) = 8, M (3) = 7

11 17

Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 perde 1 elétron 11Na a+: 1s2 2s2 2p6 Camada: K = 2 e– L = 8 e– M = 1 e– K = 2 e– L = 8 e– Total de elétrons: 11 e– Total de elétrons: 10 e–

8 18 18 18

8 18 32

8 18

É um dos tipos de ligação química explicados pela teoria do octeto. As ligações iônicas ocorrem entre átomos de eletronegatividade diferente – ou seja, um átomo que apresenta grande capacidade de atrair elétrons de outro, com capacidade menor. É o caso da ligação entre metais e não metais. A ligação é feita pela transferência de elétrons. E se chama ligação iônica porque transforma átomos neutros em íons – cátions (que cederam elétrons) e ânions (que receberam elétrons). O resultado é um composto iônico. Ligações iônicas – ou seja, as que unem átomos na forma de cátions (com carga elétrica positiva) a ânions (com carga elétrica negativa) são muito ISTOCK

Configuração eletrônica

DOIS É BOM, OITO É MELHOR Com exceção do hélio (He), todos os gases nobres têm oito elétrons na camada de valência. Com esse número, esses átomos não precisam se combinar com nada. Para o He bastam dois elétrons para completar a camada K (1).

Ligação g ç iônica

Verifique a configuração eletrônica de cada um desses átomos:

A teoria do octeto diz: para serem estáveis, os átomos devem ter oito elétrons na última camada. Repare que: para o Na, é mais fácil ceder o elétron da camada de valência, M (3), e ficar com os oito da camada L (2); para o Cl, por outro lado, é mais fácil somar um elétron aos sete já existentes na sua camada de valência, M (3). Veja:

DISTRIBUIÇÃO DOS ELÉTRONS DOS GASES NOBRES

C Camada

O sal de cozinha é o cloreto de sódio, um composto iônico formado da combinação de átomos de sódio (Na) com átomos de cloro (Cl). Veja como se dá essa ligação: No estado fundamental, o Na tem, ao todo, 11 elétrons; o átomo de Cl, também no estado fundamental, tem 17 elétrons no total.

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ganha 1 elétron 17Cl–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Camada: K = 2 e– L = 8 e– M = 7 e– K = 2 e– L = 8 e– M = 8 e– Total de elétrons: 17 e– Total de elétrons: 18 e–

Ao perder o único elétron que tem na camada de valência, o átomo de Na ficou com oito elétrons na última camada, L (2). De outro lado, o átomo de Cl pegou o elétron cedido pelo Na e completou a camada de valência, M (3), com oito elétrons. A ligação criou dois íons: o Na, que cedeu um elétron, transformou-se num cátion (Na+). O Cl, que recebeu um elétron, é agora um ânion (Cl–). Trata-se de uma ligação iônica. Compare a configuração eletrônica final dos dois íons com a distribuição dos elétrons nos gases nobres, na tabela ao lado. Observe que o cátion Na+ ficou com distribuição eletrônica igual à do neônio (Ne). Já a configuração do ânion cloreto (Cl–),é igual à do argônio (Ar). Ou seja, os íons Na+ e Cl– são tão estáveis quanto um gás nobre. GE QUÍMICA 2017

ESTRUTURA DA MATÉRIA LIGAÇÕES QUÍMICAS

fortes. E os íons unidos formam um aglomerado chamado retículo cristalino. Veja como é o retículo cristalino do cloreto de sódio (NaCl):

Cl–

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Na+ Cl

Cl–

–

O flúor (F) e o alumínio (Al) podem formar um composto iônico chamado fluoreto de alumínio. Siga o raciocínio, passo a passo, para descobrir a fórmula desse composto: Primeiro, fazemos a configuração eletrônica de cada um dos átomos e verificamos o número de elétrons que cada um deles tem na camada de valência: Configuração eletrônica

Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

M (3) = 3

F: 1s2 2s2 2p5

L (2) = 7

13 9

TOME NOTA Um átomo neutro e seu íon têm propriedades químicas diferentes. Por exemplo: • O sódio (Na) em contato com a pele causa queimaduras e reage com o ar e a água. • O cloro (Cl) na forma de gás é altamente tóxico. • Já o cloreto de sódio (NaCl), formado pelos íons de cloro e sódio, é nosso inofensivo sal de cozinha.

Elétrons na camada de valência

O Al tem apenas três elétrons na camada de valência. É mais fácil para o átomo ceder esses três elétrons e ficar estável com os oito da camada anterior. Mas o F já tem sete elétrons na última camada. Precisa só de mais um para ficar estável, com oito elétrons. Isso significa que são necessários três átomos de F para receber os três elétrons cedidos pelo Al. Ou seja, no composto fluoreto de alumínio, o Al tem de se ligar a três átomos de F. Ao ceder os elétrons, o Al se transforma no cátion de valência 3+ (Al3+). E cada átomo de F se transforma num ânion de valência 1– (F–). Então, a fórmula será AlF3. O índice 3, no pé da letra F de flúor, representa três átomos desse elemento.

Ligação covalente

É outro tipo de ligação explicada pela teoria dos octetos. Mas, ao contrário da ligação iônica, a ligação covalente ocorre com átomos que têm eletronegatividades próximas – por exemplo, entre dois não metais. Nesse caso, os átomos compartilham elétrons. Há dois tipos de ligação covalente: a normal e a dativa (ou coordenada).

32 GE QUÍMICA 2017

Numa ligação covalente normal, os átomos contribuem com o mesmo número de elétrons a serem compartilhados. Os compostos formados por esse tipo de ligação não contêm íons. São chamados moléculas. É assim que se formam algumas das substâncias mais importantes para a vida, como a água e os gases hidrogênio e oxigênio. O número de elétrons compartilhados indica o número de ligações covalentes entre os átomos. Veja o caso do gás oxigênio (O2), formado por dois átomos desse elemento (O): O elemento químico O é um ametal (pertence à família 16, dos calcogênios). Como os demais elementos dessa família, o O tem seis elétrons na camada de valência (veja na pág. 26). Sua configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p4, em que L (2) = 6. Com esses seis elétrons na camada L (2), cada átomo O precisa de mais dois elétrons para completar o octeto e ficar estável, com configuração semelhante à de um gás nobre, o neônio (Ne): 1s2 2s2 2p6, em que L (2) = 8. Um átomo O pode receber esses dois elétrons de um metal, numa ligação iônica. Mas numa ligação com outro elemento não metal (ametal), a ligação será covalente. Para que dois átomos O se unam, eles precisam compartilhar dois elétrons da camada de valência. Estabelecem-se, então, duas ligações covalentes – uma ligação dupla.

NA PRÁTICA LIGAÇÃO COVALENTE

O gás hidrogênio é formado por dois átomos desse elemento. Veja como esses dois átomos se interligam: • Cada átomo de hidrogênio (H) tem número atômico 1 (um próton) e, portanto, um único elétron: H (Z = 1) com distribuição eletrônica 1s1 • Nos dois átomos, esse elétron só pode estar na camada K (1): 1s1. • Para ficarem estáveis, os átomos precisam completar a camada K, que deve ter dois elétrons. Então, eles compartilham seu único elétron, numa ligação covalente. • Desse modo, cada átomo H fica com a configuração eletrônica 1s2, igual à de um gás nobre, o hélio (He). Graficamente, é isto o que acontece:

átomos isolados

molécula de H2

Ligação covalente dativa

Ligação metálica

Também chamada de ligação coordenada, ocorre quando um átomo “empresta” um par de elétrons para outro. Só faz uma ligação covalente dativa o átomo que: já tem todas as ligações covalentes normais necessárias para alcançar a estabilidade; mantém na camada de valência ao menos um par de elétrons livres, não envolvidos em nenhuma ligação; seja menos eletronegativo que o outro átomo (se for mais eletronegativo, ele será incapaz de emprestar elétrons). Note que a ligação covalente dativa é semelhante à ligação covalente normal, já que, nos dois casos, temos envolvido um par de elétrons. A diferença é que: na covalente normal, cada átomo cede um elétron para formar o par compartilhado; na dativa, os dois elétrons do par compartilhado saem de apenas um dos átomos.

É a ligação química entre elementos classificados como metais. Essa ligação não forma moléculas, nem se explica pela teoria do octeto. Essa ligação se dá com parte dos átomos perdendo os elétrons da camada de valência e formando cátions. Nos metais, muitos cátions estão envolvidos por uma quantidade enorme de elétrons livres – um mar de elétrons. Um metal se mantém sólido à temperatura ambiente (com exceção do mercúrio, Hg) por causa da força de atração entre os elétrons livres e os cátions, que é muito intensa.

Propriedades das substâncias

As substâncias iônicas se caracterizam por: Pontos de fusão e ebulição (PF e PE) muito elevados; Estado físico sólido à temperatura ambiente (25 °C). São cristais duros; Condutividade elétrica: não conduzem corrente elétrica em seu estado sólido, mas sim no estado líquido, ou quando dissolvidas em água.

NA PRÁTICA

Substâncias moleculares se caracterizam por: PE e PF baixos quando comparados aos das substâncias iônicas; Estado físico variável à temperatura ambiente (25 oC); Condutividade elétrica: as substâncias moleculares (substâncias puras) não conduzem corrente elétrica em nenhum estado físico. Mas, em solução aquosa em que se formam íons, são bons condutores de eletricidade;

LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA

O ozônio, composto de três átomos de oxigênio (O3), inclui uma ligação covalente dativa. Veja na ilustração abaixo:

Fórmula eletrônica ou fórmula de Lewis x x

O x O

x x x x

S x O

Fórmula estrutural

As características principais dos metais são: PE e PF elevados; Estado físico: são sólidos à temperatura ambiente (25 oC), com exceção do mercúrio (Hg). Os metais são maleáveis, dúcteis (capazes de produzir fios), no geral brilhantes. Condutividade elétrica alta. São também bons condutores de calor.

Fórmula molecular

SO 2

x x

AS PROPRIEDADES DE ALGUNS TIPOS DE SUBSTÂNCIA Compostos iônicos

ATENÇÃO Nem sempre a ligação covalente dativa é indicada por seta, mas por traço, como são indicadas as covalentes comuns.

Compostos moleculares

Metais

NaCl (cloreto de sódio)

CaO (óxido de cálcio, ou cal virgem)

HCl (ácido clorídrico)

H2O (água)

Fe (ferro)

Al (alumínio)

PF (°C)

801

2.614

–114,8

1.538

660

PE (°C)

1.413

2.800

–84,9

100

2.862

2.519

Estado físico

sólido

gás

líquido

sólido

Substância

GE QUÍMICA 2017

ESTRUTURA DA MATÉRIA LIGAÇÕES QUÍMICAS

Fórmulas

Os compostos são representados por fórmulas. Existem fundamentalmente três tipos de fórmula: a química, a eletrônica e a estrutural, que representam os compostos iônicos e os moleculares. Não existem fórmulas para os metais puros nem para as ligas metálicas. Os metais puros são representados apenas pelo símbolo do elemento químico que o constitui: Fe para ferro, W para tungstênio e Au para ouro puro (24 quilates). As ligas metálicas são representadas comumente pela porcentagem de cada metal que a constitui. Por exemplo: o ouro 18 quilates tem 75% de ouro (Au). Fórmula química é a que indica o tipo e o número de átomos envolvidos numa ligação:

H2SO4 O composto agrega hidrogênio (H), enxofre (S) e oxigênio (O)

Os índices indicam que o composto leva dois átomos de hidrogênio (H) para um átomo de enxofre (S) e quatro de oxigênio (O)

Para descobrir a natureza de um composto e sua fórmula, é preciso: 1. Conhecer o número de elétrons em sua camada de valência, lembrando que: Metais têm, geralmente, até quatro elétrons na camada de valência; Ametais têm de quatro a sete elétrons nessa camada. 2. Entender como esses elétrons participam da ligação atômica: Entre ametais, as ligações são sempre covalentes. O número de elétrons que falta para o octeto de cada átomo é igual ao número de ligações covalentes que cada átomo deve fazer. Num composto iônico, entre metais e ametais, os elétrons se combinam de outra maneira: Metais doam todos os elétrons da camada de valência e se transformam em cátions com valência (ou carga) 1+, 2+ ou 3+; Ametais recebem os elétrons que restam para completar o octeto e transformam-se em ânions com valência 3–, 2– ou 1–. 3. Por fim, a fórmula de um composto iônico deve igualar o número de elétrons cedidos ao número de elétrons recebidos entre os átomos:

34 GE QUÍMICA 2017

Se o cátion A tem valência x+, então precisará se ligar a x átomos do elemento B; Se o ânion B tem valência y–, então precisará de y átomos do elemento A. Veja, abaixo, uma forma prática de definir a fórmula de um composto iônico.

NA PRÁTICA FÓRMULA DE COMPOSTO IÔNICO Raciocínio simples para igualar o número de elétrons cedidos e recebidos num composto iônico:

y–

Ay Bx

Perceba que íons com cargas opostas (1+ e 1–, ou 3+ e 3–) se ligam na proporção de um para um (1:1). Por exemplo, na ligação entre os íons cálcio (Ca2+) e oxigênio (O2–), a fórmula do composto é apenas CaO, porque basta um átomo de cada elemento para garantir a estabilidade.

TOME NOTA Ligações entre átomos de diferentes metais constituem as ligas metálicas. Veja alguns exemplos de ligas: Liga metálica

Ligação entre

Utilização

Aço

Fe + C (ferro e carbono)

Estruturas metálicas

Latão

Cu + Zn (cobre e zinco)

Instrumentos musicais, bijuterias, torneiras

Bronze

Cu + Sn (cobre e estanho)

Estátuas e sinos

Ouro 18 quilates

Au + Ag + Cu (ouro, prata e cobre)

Joias

A fórmula eletrônica, também chamada fórmula de Lewis, representa os elétrons da camada de valência de cada átomo e as ligações entre eles, sejam elas iônicas, sejam covalentes (veja abaixo).

NA PRÁTICA DISTRIBUIÇÃO ATÔMICA E LIGAÇÕES Considere um elemento químico E em sua forma neutra que tem número atômico igual a 38.

PARA LIGAÇÃO IÔNICA

–

O sódio (Na) cede seu único elétron da última camada e fica com carga 1+

O cloro (Cl) fica com oito elétrons na camada de valência e carga 1–

a) Que tipo de ligação E tem tendência a realizar? Primeiro, você deve saber que o número de elétrons num átomo é igual ao número de prótons, o número atômico (Z). Então, E tem 38 elétrons. Segundo, lembre-se dos conceitos de ânion e cátion. Ânion é o íon de carga elétrica negativa – ou seja, um átomo que para atingir a estabilidade precisa ganhar elétrons. Cátion é o oposto: um íon de carga positiva, com tendência a doar elétrons.

PARA LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL

O O Átomo de oxigênio (O)

Cada átomo O tem seis elétrons na camada de valência

Os dois átomos compartilham dois elétrons em duas ligações covalentes

PARA LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA

O átomo de enxofre (S) compartilha um par de elétrons com um dos átomos de oxigênio (O) por ligação covalente dativa

O Com este outro átomo O, o átomo S estabelece duas ligações covalentes normais

A fórmula estrutural representa apenas os dois tipos de ligação covalente, as covalentes normais e as dativas. As ligações covalentes normais são indicadas por traços, e as dativas, por setas. Veja como uma molécula de água é representada pelos três tipos de fórmula: Fórmula eletrônica Fórmula estrutural Fórmula molecular

H O H H

O H2O

Para descobrir se E tende a ganhar ou perder elétrons, é preciso fazer a configuração eletrônica, distribuindo pelas camadas os 38 elétrons: Para E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 Pela teoria do octeto, para se estabilizar, um átomo deve ter 8 elétrons na última camada – a camada de valência. No caso de E, a última camada é a 5 (ou O), na qual existem apenas 2 elétrons (5s2). Para ficar com 8 elétrons na última camada, é mais fácil para E perder os 2 elétrons da camada de valência do que ganhar 6 elétrons de outro elemento químico qualquer. Repare que, cedendo esses dois elétrons de 5s2, E ficará com 8 deles na camada N (4s2 4p6). Assim, E tem tendência a doar elétrons numa ligação iônica (quando a ligação acontecer com um átomo que tem tendência a receber elétrons) ou metálica (quando a ligação acontecer com um outro átomo com a mesma tendência a doar elétrons). b) Esse elemento químico formará um cátion ou um ânion? Agora ficou fácil: se a tendência é de ceder elétrons, o átomo formará um cátion. c) Represente a fórmula do composto neutro formado por E e o elemento químico Q, que tem um só elétron na camada de valência. Temos E2+ e Q1– Lembrando o raciocínio para igualar o número de elétrons cedidos e recebidos no composto, ficamos com E1Q2. Ou seja: um átomo de E e dois átomos de Q formam um composto neutro. GE QUÍMICA 2017

COMO CAI NA PROVA

1. (UFRN 2013) O efeito fotoelétrico está presente no cotidiano, por exemplo,

no mecanismo que permite o funcionamento das portas dos shoppings e nos sistemas de iluminação pública, por meio dos quais as lâmpadas acendem e apagam. Esse efeito acontece porque, nas células fotoelétricas, os metais emitem elétrons quando são iluminados em determinadas condições. O potássio e o sódio são usados na produção de determinadas células fotoelétricas pela relativa facilidade de seus átomos emitirem elétrons quando ganham energia. Segundo sua posição na Tabela Periódica, o uso desses metais está relacionado com a) o baixo valor do potencial de ionização dos átomos desses metais. b) o alto valor da afinidade eletrônica dos átomos desses metais. c) o alto valor da eletronegatividade dos átomos desses metais. d) o alto valor do potencial de ionização dos átomos desses metais.

RESOLUÇÃO O potencial de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo, em uma substância que está em estado gasoso. Essa medida indica a capacidade de perda de elétrons de cada elemento químico. Os metais alcalinos pertencem ao grupo I – lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). São elementos que estão na primeira coluna da tabela periódica (afora o hidrogênio, que é um elemento especial). Os átomos desse grupo necessitam de pouca energia para perder elétrons da camada de valência (da última camada). Lembrando, ainda: um átomo que perde seus elétrons de valência transforma-se num cátion; e o potencial de ionização cresce na proporção inversa ao raio do átomo – quanto maior o raio, menor será o potencial de ionização. Resposta: A

RESOLUÇÃO A questão pede que você domine conceitos básicos da química. Analisando cada uma das alternativas: a) Incorreta. A tabela traz dados do isótopo estável do tungstênio – o elemento em seu estado neutro. Isso significa que o número de elétrons é igual ao número de prótons. Você deve se lembrar que o número de prótons equivale ao número atômico (Z). Segundo a tabela, o número atômico do tungstênio é 74. Portanto, o número de elétrons é também 74. b) Correta. Basta fazer a distribuição eletrônica dos 74 elétrons, no diagrama de Linus Pauling: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3dd10 4p6 5s 5 2 4dd10 5p 5 6 6s 6 2 4ff14 5dd4. c) Incorreta. O número de massa é a soma do número atômico com o número de nêutrons (A = Z + N). Sabemos que Z = 74. Portanto, N = 184 – 74 → N = 110 d) Incorreta. Já vimos que o número de massa (184) é a soma do número de prótons com o de nêutrons. e) Incorreta. Como já verificamos na análise da alternativa c, o número de nêutrons é 110. Resposta: B

3. (CFTMG 2016) Observe os dois gráficos de variação da temperatura ao longo do tempo, disponibilizados abaixo:

2. (Unesp 2016) Leia o texto e examine a tabela para responder a questão

a seguir. O ano de 2015 foi eleito como o Ano Internacional da Luz, devido à importância da luz para o Universo e para a humanidade. A iluminação artificial, que garantiu a iluminação noturna, impactou diretamente a qualidade de vida do homem e o desenvolvimento da civilização. A geração de luz em uma lâmpada incandescente se deve ao aquecimento de seu filamento de tungstênio provocado pela passagem de corrente elétrica, envolvendo temperaturas ao redor de 3.000 oC. Algumas informações e propriedades do isótopo estável do tungstênio estão apresentadas na tabela. Símbolo

Número atômico

Número de massa

184

Ponto de fusão

3.422 oC

Eletronegatividade (Pauling)

2,36

Densidade

19,3 g . cm–3

A partir das informações contidas na tabela, é correto afirmar que o átomo neutro de tungstênio possui a) 73 elétrons. b) 2 elétrons na camada de valência. c) 111 nêutrons. d) 184 prótons. e) 74 nêutrons.

36 GE QUÍMICA 2017

Um dos gráficos corresponde ao perfil de uma substância pura e o outro, ao perfil de uma mistura. O período de tempo que a substância pura permanece totalmente líquida e a temperatura de ebulição da mistura, respectivamente, são a) 5s e 10 oC. b) 5s e 100 oC. c) 10s e 50 oC. d) 10s e 60 oC.

RESOLUÇÃO Primeiro, você deve identificar o gráfico que se refere a mudanças de estado de uma substância pura. É o segundo gráfico, pois só substâncias puras permanecem com a temperatura constante durante as mudanças de estado. Repare que esse gráfico mostra o comportamento da substância conforme a temperatura desce. Portanto, o primeiro patamar de temperatura constante refere-se à passagem de gás para líquido (condensação), e o segundo, à passagem do estado líquido para

RESUMO

o sólido (solidificação). O período em que a substância permanece totalmente líquida está no intervalo de 10 s a 15 s – ou seja, a substância permanece no estado líquido durante 5 s. SUBSTÂNCIA PURA G

G–L L

L –S

A segunda parte da questão pede a temperatura de ebulição da mistura – informação que deve ser obtida da leitura do primeiro gráfico. Para uma mistura, a temperatura pode variar nas mudanças de estado, pois cada substância tem seu próprio ponto de fusão e de ebulição. Temperatura de ebulição é a temperatura na qual ocorre tanto a ebulição (no aquecimento) quanto a condensação (ou liquefação), no resfriamento. Desta vez, o gráfico mostra a reação da mistura ao aquecimento. Identificando as mudanças de estado, temos: MISTURA TEMP. DE EBULIÇÃO

S–L

L –G

Estrutura da matéria SUBSTÂNCIA E MISTURA A Durante a mudança de estado, a temperatura de uma substância não se altera. Já numa mistura, a temperatura se altera nas mudanças de estado. As misturas cuja temperatura varia no ponto de ebulição são eutéticas. Aquelas nas quais a temperatura varia no ponto de fusão são azeotrópicas. Misturas homogêneas têm apenas uma fase; heterogêneas são aquelas que têm mais de uma fase. MODELOS ATÔMICOS Modelo de Dalton: o átomo é uma esfera maciça e indivisível. Modelo de Thomson: o átomo é como um pudim de passas, com os elétrons incrustados no núcleo. Modelo Rutherford-Böhr: um núcleo com elétrons circulando em volta. PRÓTONS, NÊUTRONS E ELÉTRONS O número de prótons é o número atômico (Z). A soma do número atômico com o número de nêutrons resulta no número de massa (A). Isótopos: átomos de mesmo Z, mas com diferente número de nêutrons, e, portanto, diferentes A. A relação entre o número de prótons e o de elétrons define as propriedades químicas dos átomos. Íons são átomos que ganham ou perdem elétrons. Cátions perdem elétrons, ânions ganham.

Pelo gráfico, podemos concluir que na mistura o ponto de ebulição – quando a substância passa do estado líquido para o gasoso – é de 100 oC. Resposta: B

4. (Unesp 2015) Alguns historiadores da Ciência atribuem ao filósofo

pré-socrático Empédocles a Teoria dos Quatro Elementos. Segundo essa teoria, a constituição de tudo o que existe no mundo e sua transformação se dariam a partir de quatro elementos básicos: fogo, ar, água e terra. Hoje, a química tem outra definição para elemento: o conjunto de átomos que possuem o mesmo número atômico. Portanto, definir a água como elemento está quimicamente incorreto, porque trata-se de: a) uma mistura de três elementos. b) uma substância simples com dois elementos. c) uma substância composta com três elementos. d) uma mistura de dois elementos. e) uma substância composta com dois elementos.

RESOLUÇÃO Você deve se lembrar da fórmula química da água: H2O. Portanto, a água não é uma substância simples, porque é formada de dois elementos químicos, hidrogênio e oxigênio, representada por uma única fórmula. Também não é uma mistura. Misturas são formadas por dois ou mais compostos químicos, cada um deles com sua fórmula. Por exemplo, a água salgada: água (H2O) mais cloreto de sódio (NaCl). Essas fórmulas não se alteram porque os dois compostos foram misturados. Resposta: E

NÍVEIS E SUBNÍVEIS DE ENERGIA Os elétrons se distribuem por sete camadas, chamadas níveis de energia. Essas camadas podem ser nomeadas por letras, e cada uma delas comporta um número máximo de elétrons: 1

CAMADAS

ELÉTRONS

SUBNÍVEIS DE ENERGIA A Cada nível de energia é dividido em subníveis. Existem quatro subníveis: s, p, d e ff. E cada um desses subníveis também comporta um número máximo de elétrons: SUBNÍVEIS

NÚMERO DE ELÉTRONS

O diagrama de Pauling define a ordem em que os elétrons se distribuem pelos níveis e seus respectivos subníveis: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10... A camada de valência é a última camada a conter elétrons, independentemente do subnível em que esses elétrons se encontram. LIGAÇÕES ATÔMICAS Teoria do octeto: os átomos se ligam preenchendo camada de valência com oito elétrons. Ligações iônicas unem cátions a ânions. Quanto mais eletronegativo for um átomo, maior será sua força de atração sobre elétrons de outro átomo. Nas ligações covalentes, os átomos de eletronegatividade próxima compartilham elétrons. Nas ligações covalentes dativas, os elétrons compartilhados pertencem originalmente a apenas um dos átomos.

GE QUÍMICA 2017

AS TRANSFORMAÇÕES CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO

Infográfico: gases da atmosfera .................................................................40 Substâncias inorgânicas ...............................................................................42 Reações químicas ............................................................................................45 Óxidos ..................................................................................................................50 Cinética química ..............................................................................................52 Como cai na prova + Resumo .......................................................................56

Esperança contra as mudanças climáticas Em acordo inédito, 195 nações se comprometem a tomar medidas para deter o aquecimento global e ajudar as nações mais pobres a se adaptar à nova era

m dezembro de 2015, representantes de 195 nações reuniram-se em Paris, na 21ª Conferência das Partes (COP21), da Convenção das Nações Unidas sobre a Mudança do Clima, e chegaram a um consenso histórico: é preciso tomar medidas para diminuir a temperatura da Terra em 1,5 oC e para evitar que, ao longo deste século, qualquer aumento nessa temperatura fique num patamar bem abaixo de 2 oC sobre a temperatura do período anterior à Revolução Industrial, no século XIX. Concordaram, também, em ajudar financeiramente os países em desenvolvimento, para ajudá-los a se adaptar à nova era. Essas conquistas merecem comemoração. No entanto, todas as medidas são voluntárias, ou seja, por ora, não passam de promessas. O aquecimento global tem efeitos dramáticos. De acordo com a série de relatórios do Painel Intergovernamental sobre Mudança do Clima (IPCC), da Organização das Nações Unidas (ONU), o grande responsável por essa intensificação é o homem, que desmata grandes áreas e queima combustíveis fósseis, como petróleo, carvão mineral e gás natural. Os compostos com carbono liberados na queima de petróleo, carvão mineral e gás natural, e nas queimadas de florestas, reagem com outras substâncias no ar e deixa como produto gás carbônico (CO2),

38 GE QUÍMICA 2017

que abafa o planeta. Segundo o IPCC, se nada for feito, a Terra poderá ter um aumento na temperatura média de quase 8% até 2100. Os termômetros já subiram 1 oC, entre o final do século XIX e o ano de 2015. E esse grau centígrado extra já é suficiente para derreter as calotas polares e a neve no alto das montanhas, elevando o nível dos mares e interferindo nas correntes marinhas. Provoca, também, mudanças nos regimes de ventos e chuvas, aumentando a ocorrência de secas e enchentes. Tudo isso é um sério risco à biodiversidade e à própria alimentação humana. Sem clima estável, espécies animais e vegetais não sobrevivem, e a agricultura pode se ver incapaz de produzir alimento para os mais de 7 bilhões de habitantes da Terra. No infográfico da página 40 você vê as reações químicas que liberam carbono na atmosfera, agravando o efeito estufa e causando outro fenômeno meteorológico ERA GELO, prejudicial ao planeta, VIROU ÁGUA a destruição da cama- O aquecimento global da de ozônio. Nas aulas é acusado de acelerar seguintes, você entende o derretimento de um pouco mais sobre as geleiras como esta, no reações entre diferentes Alasca, lançando ao mar tipos de compostos. grandes icebergs

ISTOCK

GE QUÍMICA 2017

AS TRANSFORMAÇÕES INFOGRÁFICO

Você respira química A atmosfera da Terra é uma mistura de gases. Fenômenos atmosféricos, como o aumento do efeito estufa e o buraco na camada de ozônio, são resultado da combinação de fenômenos físicos com os químicos REAÇÃO AÉREA Raios de sol

1 Radiação

Os raios de sol se propagam por radiação – ou seja, na forma de ondas. É assim que a luz atravessa o espaço sideral.

3 Agitação

Os restantes 70% da energia se espalham pela atmosfera, aquecendo as moléculas dos gases que compõem o ar. Essa energia aumenta a agitação das moléculas.

79%

Nitrogênio (N2)

20%

Oxigênio (O2)

2 Reflexão

A atmosfera funciona como as paredes de vidro de uma estufa: reflete de volta para o espaço cerca de 30% da energia solar que aqui chega.

Atmosfera

4 Prisão do calor

1% Outros gases, inclusive os do efeito estufa Dióxido de Carbono (CO2)

Ao bater no solo, no mar ou em qualquer objeto na superfície do planeta, a energia é refletida de volta para o ar e não consegue atravessar toda a atmosfera, de volta para o espaço sideral. Então, ela é absorvida pelas moléculas do ar – é o efeito estufa.

5 Pré-era industrial

Antes da Revolução Industrial, na segunda metade do século XVIII, a concentração de CO2 era de 0,027% – ou seja, a cada 1 milhão de litros de ar, apenas 270 eram CO2.

Metano (CH4) Óxido Nitroso (N2O) Ozônio (O3)

Composição do ar Poucos gases absorvem a energia solar. Junto a outros, os gases do efeito estufa integram bem menos de 1% do volume de gases atmosféricos. Os principais são dióxido de carbono (CO2) e metano (CH4). São gases importantes para o surgimento e a manutenção da vida no planeta. Sem eles, a Terra teria uma temperatura mínima de –18 ºC. Mas o aumento de sua concentração tem efeitos danosos.

CO2 NA ATMOSFERA Litros de CO2 para cada milhão de litros de ar

270

MULTI/SP

séc. XVIII

40 GE QUÍMICA 2017

400 Hoje

COMO OS CFCs DESTROEM A CAMADA DE OZÔNIO Os CFCs – compostos de carbono e flúor – interferem no ciclo natural do ozônio e diminuem a concentração desse gás na atmosfera Com o gás CFC Uma molécula de CFC, como CFCl3 , é quebrada pelos raios ultravioleta (UV) e libera um Cl.

Processo natural As moléculas de oxigênio (O2) se combinam em moléculas de ozônio (O3), que voltam a se dividir em duas moléculas O2 , num ciclo permanente.

Cl O3

O ClO volta a bater num O3 , forma duas moléculas O2 e libera um átomo Cl.

O Cl livre choca-se com uma molécula de ozônio e lhe rouba um átomo de oxigênio, formando o radical livre ClO. ClO

CFCl3

O3 O2

Esse Cl quebra outra molécula O3. O ciclo se repete indefinidamente, e a camada de ozônio fica cada vez mais rala.

Hoje Hoj Ho ojje 6 Hoje

A indu iindustrialização ind industrializa industrializaç dustrializ ustrializaç stria aç strializ ação ão aumentou aaumento aum aumen m nttou tou muito m ito a emis em missão i sã emissão de carbo bono, tantoo pela queima ma ddee combustí tíve v is carbono, combustíveis fósseis quanto quuan a to pelas as queimadas as e derrubadass de de matas. Hoje, ccada ada 1 mi milh l ão de litr tros os ddee ar cont nttém milhão litros contém quase 400 litros os de CO2.

CH4

SiO4

Silicato presente em grãos de areia

CO2 CO

H2O

ILHAS DE CALOR Os grandes centros urbanos podem ter temperatura bem mais alta que a de regiões ao seu redor. Com a escassez de vegetação, as extensas áreas cobertas de asfalto e concreto refletem para o ar grande parte dos raios infravermelhos recebidos do Sol. A poluição por partículas de pó, fuligem e gases, como o monóxido de carbono (CO), ajuda a reter o calor perto da superfície.

COMO OS COMBUSTÍVEIS CRIAM CO2 Combustão da gasolina

C8H18

Combustão do etanol

C2H5OH

25/2 O2

8 CO2 + 9 H2O

3 O2

2 CO2 + 3 H2O GE QUÍMICA 2017

AS TRANSFORMAÇÕES SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS

Ácidos, bases e sais A natureza de um composto inorgânico depende dos elementos que o formam e das ligações entre eles

odemos dizer que a química trabalha com a receita de tudo o que existe no mundo material: os tipos de átomos que compõem a matéria e suas possíveis combinações. E, assim como um livro de culinária é dividido entre pratos doces e salgados, a química tem duas partes fundamentais: as funções orgânicas e as inorgânicas. As funções orgânicas envolvem substâncias que têm o carbono (C)

42 GE QUÍMICA 2017

AZEDINHO A sensação ácida que o paladar percebe no vinagre vem dos íons H+ liberados pelo ácido acético

como elemento principal (veja o capítulo 6). Já as funções inorgânicas são aquelas relativas às substâncias compostas pelos demais elementos e obtidas de recursos minerais. As funções inorgânicas são, por sua vez, classificadas de acordo com suas características e propriedades, em ácidos, bases, sais e óxidos. Aqui tratamos de ácidos, bases e sais. Óxidos serão tratados mais adiante.

Ácidos

São substâncias moleculares. Uma das principais propriedades dos ácidos é que, quando puros, não conduzem eletricidade. Porém, quando estão dissolvidos em água, formam íons – ou seja, sofrem ionização. Isso faz com que a solução passe a conduzir eletricidade. Porque perde átomos de hidrogênio, o restante da molécula do ácido fica com carga negativa. A carga depende do número de hidrogênios ionizados: para um hidrogênio ionizado (H+), a carga adquirida pelo restante do grupo de átomos é (1–), para dois hidrogênios ionizados (2 H+), a carga adquirida pelo restante do grupo de átomos é (2–). E assim por diante. Todos os ácidos formam íons H+. Esse cátion é o responsável pelas propriedades comuns aos ácidos, como o sabor azedo. No estômago, é a acidez do ácido clorídrico (HCl) que garante a digestão dos alimentos. Veja outros exemplos de ionização: O ácido clorídrico (HCl) perde seu único H (que se transforma em cátion H+). O restante da molécula passa a ser o ânion Cl1 O ácido nítrico (HNO3) forma um cátion H+ e um ânion NO31– O ácido sulfúrico (H2SO4) forma dois cátions H+ e o ânion SO42– O ácido fosfórico H3PO4 forma três cátions H+ e o ânion PO43–

IONIZAÇÃO É o processo pelo qual os átomos de hidrogênio (H) interagem com a água e se separam da molécula, transformando-se no cátion H+.

ARCO-ÍRIS Um indicador universal adquire diversas cores quando misturado a ácidos ou bases. Na sequência de tubos de ensaio, a cor muda de vermelho (meio mais ácido) para o verde (meio neutro) e, por fim, o violeta, o meio mais básico

Sais

Os sais podem ser obtidos por uma reação química entre um ácido e uma base numa solução aquosa. Essa é uma reação de neutralização, que tem como produto um sal e água. É fácil entender por que uma reação de neutralização cria água. Acompanhe o raciocínio: Em água, um ácido se dissocia em um ânion e cátions H+; Também dissolvida em água, uma base se dissocia em um cátion e ânions OH–; Quando essas duas soluções são combinadas, os cátions H+ reagem com os ânions OH– formando moléculas H2O, a água. O sal é a união dos ânions provenientes do ácido com os cátions originados da base. Como toda substância formada por cátions e ânions, os sais são compostos iônicos. Quando são dissolvidos em água, resultam numa solução que conduz eletricidade pelo mecanismo da dissociação iônica.

Bases

As bases são também conhecidas como hidróxidos, e contêm sempre o ânion hidroxila – um átomo de oxigênio ligado a um de hidrogênio, com carga negativa (OH–). É esse ânion que dá às bases sua característica de adstringência – um sabor que “amarra” a boca, como o caju verde. As bases são compostos iônicos – ou seja, aqueles formados por ligações iônicas –, que se estabelecem entre metais e ametais. Num composto iônico, os átomos não se organizam em moléculas, mas em retículo cristalino. No estado sólido, as bases puras não conduzem eletricidade, pois os íons estão presos no retículo cristalino. E a eletricidade só seria conduzida se eles estivessem livres para se deslocar. Mas, quando dissolvidas em água, as bases sofrem dissociação iônica a ou dissociação eletrolítica, e os íons do composto se separam: de um lado, o ânion OH–, de outro, o cátion que completava o composto.

Indicadores ácido-base

São substâncias usadas para identificar a natureza de uma substância, porque mudam de cor quando combinadas a um ácido ou a uma base. Algumas dessas substâncias são produzidas em ISTOCK

laboratório. A fenolftaleína, por exemplo, é incolor quando em contato com um ácido, mas fica vermelha se misturada a uma base. O azul de bromotimol é amarelo num ácido e azul numa base. Alguns extratos vegetais – de flores ou do repolho-roxo, por exemplo – são chamados indicadores universais, porque mudam de coloração mesmo com uma pequena variação de acidez ou basicidade.

TOME NOTA A diferença entre ionização e dissociação iônica é que, no primeiro processo, os íons são criados a partir de uma molécula neutra. No segundo, os íons já existem no composto iônico. Apenas são separados dele.

NA PRÁTICA O sal de cozinha, NaCl, pode ser obtido da combinação entre um ácido e uma base: o ácido clorídrico (HCl) e a soda cáustica (hidróxido de sódio, NaOH). Veja: • O composto molecular HCl, em água, se ioniza num cátion H+ e num ânion Cl– ; • O outro composto iônico NaOH se dissocia em Na+ e OH– ; • O cátion H+ se combina com o ânion OH– e forma moléculas de água; • O cátion Na+ se une ao ânion Cl–: é o sal de cozinha, NaCl. GE QUÍMICA 2017

AS TRANSFORMAÇÕES SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS

TRANSMISSÃO DE ELETRICIDADE A condutividade elétrica depende da existência de íons na solução

Para NaCl Gerador Lâmpada

Solução aquosa de NaCl Na+ Cl– Na+ Cl– Cl– Na+ Cl– Na+

Cl– Na+

Na+ Cl–

Cl– Na+

Na+ Cl– H2O

O sal de cozinha (NaCl) é um composto iônico. Sua estrutura é estável e neutra porque os íons estão “casados”. Na água, os íons se soltam e, livres, trafegam de um polo a outro do fio elétrico.

Para sacarose Gerador Lâmpada

Solução aquosa de sacarose M M M M M M M M

M M M M M M M M

São soluções que conduzem bem a eletricidade. As substâncias dessas soluções são chamadas eletrólitos. A condutividade elétrica depende da existência de íons. Assim, é fácil entender que uma solução de compostos iônicos conduza bem a eletricidade. Sais e bases são compostos iônicos que dão soluções eletrolíticas. Quanto mais solúvel é uma base ou um sal, maior é sua capacidade de transmitir eletricidade e maior é a condutividade da solução. Já a condutividade elétrica de compostos moleculares (que não contêm íons) depende da capacidade que as moléculas do composto têm de se ionizar em solução aquosa. É o caso dos ácidos. Todos os ácidos sofrem ionização. Então, todos têm condutividade elétrica quando em solução. Os compostos moleculares que não se ionizam produzem soluções não eletrolíticas. É o caso da sacarose. Veja, no infográfico Transmissão de eletricidade, à esquerda, a diferença entre a condutividade de um composto iônico e a de outra solução, de um composto molecular, que não se ioniza.

Nomenclatura e fórmulas

Nomear um sal e montar sua fórmula não é nada difícil. Mas requer bastante atenção. Vamos passo a passo. O nome de um sal... 1. ...vem dos compostos que o originaram (um ácido e uma base). 2. ...começa pelo nome do ânion (vindo do ácido) seguido pelo nome do cátion (vindo da base). 3. O cátion mantém o nome do próprio elemento químico. 4. O nome do ânion pode terminar em “eto”, “ato” ou “ito”. Isso depende do nome do ácido que deu origem ao ânion. DO ÁCIDO SAI O NOME DO SAL

H2 O

A sacarose é um composto molecular, sem íons. As moléculas (M) se separam, na água, mas mantêm todos os seus átomos. A sacarose não se ioniza. Sem íons na solução, não há eletricidade para trafegar entre os polos.

44 GE QUÍMICA 2017

Soluções eletrolíticas

Os ácidos terminados em...

...correspondem a ânions terminados em

ÍDRICO

ETO

ICO

ATO

OSO

ITO

Veja alguns exemplos: Ácido sulfídrico (H2S) íon sulfeto S2– Ácido sulfúrico (H2SO4) íon sulfato SO42– Ácido sulfuroso (H2SO3) íon sulfito SO2– 3

A fórmula de um sal deve trazer a quantidade de átomos envolvidos. Nesse caso, segue-se a regra para a fórmula de qualquer composto iônico: analisa-se a configuração eletrônica de cada um dos elementos químicos do composto e verifica-se a proporção entre eles (veja no capítulo 1).

NA PRÁTICA NOMENCLATURA E FÓRMULA

O cloreto de sódio, produzido da combinação de ácido clorídrico com hidróxido de sódio: • O primeiro nome, cloreto, indica que o Cl– é o ânion retirado de um ácido (clorídrico). • A segunda parte do nome, “de sódio” Na+, indica que o sódio é o cátion da base. • Se a fórmula traz antes o cátion e depois o ânion, a fórmula do cloreto de sódio é NaCl. • NaCl é um cloreto, e não clorato ou clorito, porque o ânion saiu de um ácido cujo nome termina em “ídrico”.

Na1+ 3

(PO43-)1

Na3PO4

Ca22+

(SO42- )2

CaSO4

Fe33+

(PO3-4 )3

FePO4

TOME NOTA Substância

Ânions

Cátions Sal

H2SO4 (ácido sulfúrico)

(SO42– ) (sulfato)

H+

NaOH (hidróxido de sódio)

(OH–) (hidróxido)

Na+ (sódio)

H2SO3 (ácido sulfuroso)

(SO32–) (sulfito)

H+

NaOH (hidróxido de sódio)

(OH–) (hidróxido)

Na+ (sódio)

Na2SO4 (sulfato de sódio)

Na2SO3 (sulfito de sódio)

AS TRANSFORMAÇÕES REAÇÕES QUÍMICAS

A COR COMO TESTEMUNHA A reação de uma solução de nitrato de chumbo com outra, de iodeto de potássio, produz o amarelíssimo iodeto de chumbo

Quebrar para recombinar O que são reações, os fatores que podem provocá-las e os indicadores de que uma delas ocorreu

ocê já viu, nas aulas anteriores, que as substâncias são formadas de átomos; esses átomos se juntam em moléculas ou num retículo cristalino; e essa junção atômica se dá por meio de ligações químicas. Agora você vai ver que, quando as ligações químicas são quebradas, ocorre uma reação química; numa reação, as substâncias originais (reagentes) se recombinam e dão origem a outras substâncias (produtos). Numa reação química, a estrutura da matéria é alterada. Mas DAVID TAYLOR/SCIENCE PHOTO LIBRARY

ainda identificamos os átomos que compõem cada substância. Por exemplo, numa molécula de água, identificamos perfeitamente os elementos químicos hidrogênio e oxigênio que a compõem. Uma reação ocorre quando as ligações químicas se rompem. Isso se dá quando a quantidade de energia num sistema é alterada. Essa mudança pode acontecer por diversos meios, como a alteração da temperatura, a mistura de substâncias que funcionam como catalisadores, a incidência de luz ou a passagem de corrente elétrica. GE QUÍMICA 2017

AS TRANSFORMAÇÕES REAÇÕES QUÍMICAS

Balanceamento de equações químicas EVIDÊNCIAS DE QUE OCORRE UMA REAÇÃO

Efervescência A mistura de duas ou mais substâncias libera um gás

Formação de precipitado A mistura de duas soluções cria sólidos que se depositam no fundo do recipiente

Mudança de cor Duas soluções misturadas criam uma terceira, de outra cor

Liberação de luz ou mudança de temperatura Duas ou mais substâncias, em qualquer estado físico, quando são misturadas, absorvem ou liberam luz ou calor. Exemplo disso é a combustão

Uma reação é representada como equação química. Assim como ocorre nas receitas de culinária, uma reação depende não apenas dos ingredientes (reagentes), mas também da proporção em que esses ingredientes são empregados. Veja o que ocorre com a reação dos gases oxigênio (O2) e hidrogênio (H2), que resulta em água (H2O): Estado inicial

H2 Gás hidrogênio

Gás oxigênio

PF = –259ºC PE = –253ºC

PF = –218ºC PE = –183ºC

Misturando os dois gases

e lançando uma faísca

H2O Água

PF = 0ºC PE = 100ºC

Repare que o produto da reação acima (a água) tem propriedades muito diferentes das dos reagentes – estado físico, pontos de fusão (PF) e de ebulição (PE). Então houve uma reação química. Mas a natureza dos átomos não se alterou: o oxigênio continua sendo oxigênio, e o hidrogênio, hidrogênio. Assim como as equações matemáticas, as quantidades de um lado da equação devem ser iguais às quantidades do outro lado. Então, para escrever a equação de uma reação, é preciso: Conhecer a fórmula dos reagentes; Conhecer a fórmula dos produtos; e Verificar se a quantidade de átomos de um lado da equação (dos reagentes) é igual à quantidade de átomos do outro lado (dos produtos). Na reação que resulta em água, sabemos que a água é produto da reação dos gases hidrogênio e oxigênio. E conhecemos a fórmula de cada uma dessas substâncias. Veja: Estado inicial

Gás oxigênio

Gás hidrogênio

H2 (2 átomos)

Estado final

46 GE QUÍMICA 20177

Estado final

O2 (2 átomos)

Misturando os dois gases

e lançando uma faísca

H2O Água

H2O (3 átomos)

No entanto, repare: o número de átomos do produto (H2O) é diferente do número de átomos dos reagentes. Falta um átomo de oxigênio. Para igualar esse número, temos de fazer o balanceamento da equação. Isso é feito acrescentando-se coeficientes. O coeficiente não altera o número de átomos, mas de moléculas:

NA PRÁTICA BALANCEAMENTO

Algumas dicas para fazer o balanceamento de uma equação. Vamos balancear a seguinte equação: O2 → CO2 + H2O C2H6O + etanol oxigênio dióxido de carbono água (2 C, 6 H, 1 O) (2 O) (1 C, 2 O) (2 H, 1 O)

2 H2

Índice = número de átomos

2 H2 O

Coeficiente = número de moléculas

Repare que agora temos duas moléculas de hidrogênio (com dois átomos cada uma) e uma molécula de oxigênio (também com dois átomos cada uma). O produto são duas moléculas de água. O número de átomos se mantém dos dois lados: quatro átomos de hidrogênio e dois átomos de oxigênio. No balanceamento de uma equação jamais se mexe nos índices – ou seja, jamais se altera o número de átomos. Fazer isso significa alterar a substância. Por exemplo: H2O é uma molécula de água. Mas H2O2 é peróxido de hidrogênio, a água oxigenada. O balanceamento de uma equação explica muita coisa. Por exemplo, o metano (CH4), que contribui para o aquecimento global ao intensificar o efeito estufa. Veja a reação referente a esse fenômeno químico: Uma molécula de metano

+ Duas moléculas de oxigênio

Uma molécula de dióxido de carbono

CH4 (1 C, 4 H),

+ Duas moléculas de água

• Passo 2: para balancear o carbono (C), que tem 2 átomos de um lado, temos de mudar o coeficiente do outro lado: C2H6O + O2 → 2 CO2 + H2O

ÍNDICE O índice é também chamado atomicidade, porque indica o número de átomos de um composto.

• Passo 3: de hidrogênio (H), há seis átomos de um lado e apenas dois de outro. Para balancear, vamos de novo aplicar o coeficiente adequado: C2H6O + O2 → 2 CO2 + 3 H2O • Passo 4: conferimos se o número de átomos dos demais elementos está igual dos dois lados. Neste caso, temos três átomos de oxigênio entre os reagentes e sete deles no produto. Então, temos de alterar o coeficiente de um dos reagentes: C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

2O2

CO2

(4 O),

(1 C, 2 O),

2H2O (4 H, 2 O)

Note que: O número de átomos de carbono e de hidrogênio permanece o mesmo, dos dois lados da equação (1 C) e (4 H); O mesmo acontece com o oxigênio: os quatro átomos existentes no início da reação se mantêm no produto; Só que, no produto, os átomos de oxigênio se separam: dois deles compõem o dióxido de carbono (CO2); os outros dois entram em duas moléculas de água (2 H2O). ISTOCK

• Passo 1: comece o balanceamento pelos elementos que aparecem apenas uma vez de cada lado da equação. No caso, o hidrogênio (H) e o carbono (C).

ATENÇÃO Nas provas, as questões sobre balanceamento costumam fornecer no enunciado a fórmula das substâncias ou compostos envolvidos na reação. Mas, em alguns casos, os examinadores consideram esse dado como conhecido pelo aluno. Vale a pena, então, memorizar as fórmulas de compostos mais comuns. GE QUÍMICA 2017

AS TRANSFORMAÇÕES REAÇÕES QUÍMICAS

Tipos de reações

As reações podem ser classificadas por diferentes critérios. Alguns dos principais tipos são:

REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO Duas ou mais substâncias resultam num único produto. Genericamente: A + B C São reações de síntese: H2 + Cl2 2 HCl 2 CO + O2 2 CO2 CaO + H2O Ca(OH)2

→

K K

K+Cl–K+

Cl–

Cl2

2 K (sólido) + Cl2 (gasoso)

→

2 KCl (sólido)

SÍNTESE O potássio é sólido e tem estrutura cristalina. O cloro tem estrutura molecular. A combinação das duas substâncias provoca uma reação que sintetiza uma terceira substância, o cloreto de potássio. Esse cloreto é sólido e de estrutura cristalina, mas diferente da estrutura de qualquer um dos reagentes

ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO Nesse tipo de reação, um único composto se separa em substâncias mais simples quando é submetido a calor, corrente elétrica ou luz. Genericamente: A B + C Dependendo do agente físico usado, a decomposição recebe nomes diferentes. Uma decomposição obtida por calor é chamada pirólise (piros = fogo e lise = quebra). A resultante da passagem de corrente elétrica é eletrólise, e a produzida por luz, fotólise. Constituem reações de decomposição: (NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + 4 H2O + N2 (pirólise) 2 H2O2 2 H2O + O2 (fotólise)

48 GE QUÍMICA 2017

Hg2 Hg2 O2– O2–

→

2 HgO(sólido)

→

Hg Hg O2

2 Hg(líquido)

O2(gasoso)

DECOMPOSIÇÃO O óxido de mercúrio é um sólido de estrutura cristalina. O símbolo ∆ sobre a seta, na figura ao lado, representa aquecimento. Se o óxido de mercúrio é aquecido, a substância se decompõe em seus elementos originais: mercúrio e oxigênio

DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA Uma substância simples reage com uma substância composta (constituída de vários elementos). Nessa reação, a substância simples desloca (ou seja, substitui) um elemento da substância composta. Genericamente: A + BC AC + B

H2O

OH– H2O

2 Li (sólido)

+ 2 H2O (líquido)

→

2 átomos de hidrogênio significa 1 átomo de oxigênio

• Quando o coeficiente for maior que 1, ele é multiplicado pelo índice dos elementos para indicar o número de átomos:

OH– Li+

→

Li Li

O BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS

• Quando o coeficiente ou o índice forem iguais a 1, não é necessário escrevê-los:

São reações de deslocamento: Cl2 + 2 KI 2 KCl + I2 Zn + 2 AgNO3 Zn(NO3)2 + 2 Ag Br2 + (NH4)2S 2 NH4Br + S

H2O

TOME NOTA

2H2O

significa

2 LiOH (aquoso) + H2 (gasoso)

SIMPLES TROCA Na reação entre o lítio e a água, os átomos de hidrogênio e oxigênio da água se separam. O lítio se combina com o oxigênio e com parte dos átomos de hidrogênio para formar o hidróxido de lítio, em solução aquosa. Outra parte dos átomos de hidrogênio se recombina de dois em dois, constituindo o gás hidrogênio

OS TIPOS DE REAÇÃO • Síntese ou adição •A+B → C

DUPLA TROCA Íons de cargas iguais trocam de posição, produzindo outros dois compostos. Genericamente:

• Análise ou decomposição •A → B+C

São reações de dupla troca: HNO3 (aq) + KCN (aq) KNO3 (aq) + HCN (g) 3 Ca(OH)2 (aq) + 2 FeCl3 (aq) 3 CaCl2 (aq) + 2 Fe(OH)3 (s) H2SO4 (aq) + 2 NaOH(aq) Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l)

Ag+

CrO42–

2 x 1 = 2 átomos de oxigênio

• Deslocamento ou simples troca • A + BC → AC + B

AB + CD AD + CB

NO3–

2 x 2 = 4 átomos de hidrogênio

→

Na+

2 AgNO3 (aquoso) + Na2CrO4 (aquoso) → Ag2CrO4 (sólido) + 2 NaNO3 (aquoso) DUPLA TROCA Todos os reagentes estão dissolvidos em água. Veja que o ânion de um composto se combina com o cátion de outro. Assim, a prata (Ag+) se casa com o CrO42–. E o sódio (Na+), com o NO3–. Entre os produtos, um está no estado sólido.

• Dupla-troca • AB + CD → AD + CB

ATENÇÃO Nas equações químicas, as indicações (g), (l) e (s) que aparecem ao pé de alguns compostos indicam o estado físico da substância – gasoso, líquido ou sólido, respectivamente. A indicação (aq) significa solução aquosa. GE QUÍMICA 2017

AS TRANSFORMAÇÕES ÓXIDOS

VERMELHO DE CORROSÃO A ferrugem, que ataca as superfícies metálicas, é uma reação do ferro com oxigênio e a água existente no ar, que resulta num hidróxido

Casamentos perfeitos Combinando-se com metais ou ametais, o oxigênio forma compostos estáveis e poderosos

xidos são substâncias binárias, aquelas formadas por dois elementos químicos. Um desses é, obrigatoriamente, o oxigênio (O). O outro elemento pode ser um metal ou um ametal. Num óxido, o oxigênio é sempre o elemento mais eletronegativo. Quando se liga a um metal, o oxigênio estabelece uma ligação iônica. Se unido a um ametal, a ligação é covalente (veja no capítulo 1). Dessa forma, existem dois tipos de óxido: os iônicos e os moleculares.

Óxidos iônicos

Os metais usados no dia a dia são obtidos da purificação de minérios. E grande parte desses minérios é constituída de óxidos iônicos. Os óxidos iônicos são nomeados de acordo com o metal que se liga ao oxigênio. Isso significa que o número de átomos de oxigênio que compõem um óxido iônico não importa para o nome de um óxido iônico. Mas é claro que, na

50 GE QUÍMICA 2017

fórmula, esse número tem de ser balanceado com a valência do outro elemento. Veja os exemplos abaixo: NOME

FÓRMULA

NÚMERO DE CÁTIONS

NÚMERO DE ÂNIONS O2– 1

MgO

2 Na+ 1 Mg2+

Al2O3

2 Al3+

Óxido de sódio

Na2O

Óxido de magnésio Óxido de alumínio

elemento químico do composto. Então, termos como “di”, “tri” ou “tetra” podem aparecer duas vezes no nome de um óxido. Veja:

A maioria dos óxidos iônicos tem uma propriedade importante: reage com a água, formando uma base, um hidróxido. Isso ocorre especialmente entre os óxidos de metais alcalinos e os alcalino-terrosos (famílias 1 e 2 da tabela periódica). Veja: Na2O + H2O → 2 NaOH (óxido de sódio + água = hidróxido de sódio) CaO + H2O → Ca(OH)2 (óxido de cálcio + água = hidróxido de cálcio)

O alumínio é extraído de um óxido de alumínio chamado bauxita

Na natureza, o ferro existe na forma do óxido chamado hematita

Óxidos moleculares

PREFIXO

SIGNIFICADO

NÚMERO DE ÁTOMOS DO AMETAL

NOME DO COMPOSTO

N2O

1 (mono)

2 N (di)

Monóxido de dinitrogênio

NO2

2 (di)

Dióxido de nitrogênio

CO2

2 (di)

Dióxido de carbono

N2O4

4 (tetra)

2 N (di)

Tetróxido de dinitrogênio

P2O5

5 (penta)

2 P (di)

Pentóxido de difósforo

Repare que o prefixo “mono” não é usado para o ametal. Não dizemos dióxido de monocarbono, mas dióxido de carbono, apenas.

FLÚOR Num óxido, o oxigênio é sempre o elemento mais eletronegativo (tem maior facilidade de receber elétrons). Como o flúor é o único elemento mais eletronegativo que o oxigênio, não existem óxidos de flúor.

Os óxidos moleculares podem reagir com a água e formar ácidos. A atmosfera é rica em umidade. Assim, é fácil que ocorram reações que produzam ácidos. Em outras palavras, os óxidos moleculares podem ser grandes agentes poluidores. Alguma proporção de óxidos moleculares na atmosfera é natural. O problema está no aumento dessa proporção, ç causado pelas atividades humanas. É o caso do gás carbônico (dióxido de carbono, CO2). O excesso de CO2 não tem como efeito apenas o aumento do efeito estufa e as consequentes alterações climáticas (veja ( o infográfico na pág. 40). Esse gás, ao reagir com a água, cria ácido carbônico. Outros óxidos produzem outros ácidos, como o sulfuroso e o sulfúrico. Juntos, esses ácidos criam as chuvas ácidas, que afetam o solo, a vegetação e os mananciais, além de comprometerem as estruturas de concreto e metal construídas pelo homem ((veja mais sobre acidez no capítulo 5). 5

Mono

Tri

Tetra

ATENÇÃO

Penta

Numa ligação iônica, o átomo oxigênio (O) sempre 2– recebe dois elétrons e se transforma no ânion O . O número de átomos O depende da carga (positiva) do cátion que compõe o óxido iônico.

Esses prefixos são usados tanto para indicar o número de átomos O quanto o de átomos do outro ISTOCK

NÚMERO DE ÁTOMOS O

Os óxidos e a atmosfera

Por essa propriedade, os óxidos iônicos podem ser usados para neutralizar os ácidos, criando a partir deles um sal. São aqueles que se formam da ligação entre o oxigênio e qualquer ametal. A única exceção é o flúor. Muitos óxidos moleculares são gasosos. É o caso do gás carbônico (CO2) e do monóxido de carbono (CO). Nos óxidos moleculares, o oxigênio pode se combinar em diversas proporções ao outro elemento químico. Por exemplo, existem seis óxidos de nitrogênio: NO, NO2, N2O, N2O3, N2O4 e N2O5. O número de átomos O varia para balancear o número de átomos N. Mas todas essas substâncias são óxidos. Para identificar o número de átomos que compõem um óxido molecular, usamos prefixos:

FÓRMULA

GE QUÍMICA 2017

AS TRANSFORMAÇÕES CINÉTICA QUÍMICA

E FAZ-SE A LUZ Quando um fósforo é aceso desencadeia-se uma reação química em altíssima velocidade

Uma questão de ritmo Para uma reação ocorrer, as partículas dos reagentes devem atingir a energia mínima para quebrar as ligações

s reações químicas ocorrem em diferentes velocidades. Algumas, como o acender de um fósforo, são instantâneas. Outras são mais lentas, como o metabolismo dos alimentos no organismo humano ou o apodrecimento de um alimento malconservado. Há, ainda, aquelas que levam dezenas ou centenas de milhões de anos para ocorrer, como a formação da atmosfera terrestre ou do petróleo. A velocidade das reações depende de uma série de fatores. E a área da química que estuda essa velocidade e os fatores que nelas influem chama-se cinética química.

de concentração (sobre concentração e mol, veja o capítulo 3). A regra geral é que, em toda reação, a quantidade de reagentes diminui, enquanto a quantidade dos produtos aumenta. Para a reação R → P, a concentração de R cai, enquanto a concentração de P sobe. Essa mudança nas concentrações não mantém o mesmo ritmo durante toda a reação. No início, a quantidade de R cai rapidamente e a de P sobe rapidamente. Com o passar do tempo, a variação segue mais lenta. Como regra geral, à medida que os reagentes são consumidos, a velocidade da reação diminui. Veja:

Em física, na mecânica, a velocidade é a variação do espaço percorrido por um móvel em determinado intervalo de tempo. Na química, o conceito de velocidade é um pouco diferente: é a rapidez com que uma reação se realiza, sempre levando em conta a quantidade de reagentes consumidos ou a de produtos formados. Essa quantidade pode ser expressa em massa, volume ou em mol. Pode, também, ser dada em termos

52 GE QUÍMICA 2017

Concentração mol.L–1

Rapidez das reações

[P]

[R] Tempo

AS CURVAS A concentração do produto P (em azul) cresce à medida que o reagente R (em vermelho) é consumido. As curvas aproximam-se gradualmente da paralela com o eixo do tempo. Isso indica que a transformação de R em P é cada vez mais lenta.

O gráfico dá muitas informações importantes: A quantidade de substância P no início da reação é zero. Então essa substância é o produto, e R, o reagente; No início da reação, a concentração de P e a de R variam muito rapidamente; Depois, a concentração de ambas as substâncias varia num ritmo mais lento.

Porém, para essa mesma reação, se a temperatura dos reagentes for elevada, a situação muda. Acompanhe: Quanto mais alta a temperatura, maior é a agitação das moléculas; Com velocidade maior, os átomos trombam com maior energia cinética; Isso faz com que as eletrosferas se confundam, criando um complexo ativado – um estado de transição entre as substâncias originais (reagentes) e a formação de novas substâncias (produtos). Veja:

Teoria das colisões

Você sabe: uma reação química ocorre quando as ligações entre átomos ou íons dos reagentes se quebram e se rearranjam, formando novas substâncias, os produtos. Mas como e quando isso ocorre? Como sempre fazem quando querem entender um fenômeno impossível de ser visto diretamente, os químicos criaram um modelo para explicar o que ocorre durante uma reação química, com base no que é observado em experimentos. Esse modelo é a teoria das colisões. De acordo com essa tese, para que uma reação ocorra, as partículas dos reagentes devem colidir entre si numa determinada velocidade e com certa frequência. Numa substância, a cada segundo ocorrem bilhões de colisões entre átomos, íons ou moléculas. Mas poucas dessas colisões iniciam uma reação – ou seja, ocorre um número muito menor de colisões efetivas. Isso depende de dois fatores: a energia e a orientação do choque. A energia do choque é cinética – ou seja, aquela relacionada à velocidade das moléculas. É fácil de entender: se um carro colidir com um poste a 100 km/h, o estrago será maior do que se o choque se desse a 50 km/h. Assim também acontece com as moléculas e os íons: para que as ligações se quebrem, é preciso que a colisão tenha a energia cinética adequada. Quanto maior a energia, maior a velocidade da reação. Quanto maior o número de colisões entre as partículas, maior a possibilidade de conseguir a energia necessária para quebrar as ligações dos reagentes. Mas essa efetividade depende, ainda, de uma orientação adequada. A teoria das colisões propõe também uma explicação para o fato de que nem todas as colisões desencadeiam uma reação. Acompanhe: Moléculas que se movem lentamente têm baixa energia cinética; Ao colidirem, as eletrosferas dessas moléculas não se interpenetram. Ao contrário, se repelem, por causa da carga dos elétrons. Assim, não há quebra de ligações nem formação de novas substâncias.

+ +

REAGENTES

COMPLEXO ATIVADO

PRODUTOS

NA PRÁTICA COLISÕES EFETIVAS

Para que a reação NO3 (g) + CO (g) NO2 (g) + CO2 (g) ocorra, três condições têm de ser satisfeitas:

O C

1. Orientação correta A colisão pode ter energia suficiente, mas essa orientação não é adequada porque o choque se dará entre os átomos de oxigênio, que não reagem entre si. Neste caso, não ocorre a reação.

ORIENTAÇÃO É importante a posição dos átomos na hora do choque. Uma orientação adequada é aquela que põe em contato direto os átomos que vão estabelecer as novas ligações.

C O

2. Energia suficiente Nesta segunda possibilidade, a orientação das partículas dos reagentes é adequada: o átomo C quebrará as ligações de NO3 para roubar um átomo O. Mas a colisão ocorre numa velocidade muito baixa. Não há energia suficiente para provocar uma reação.

N O

C O

N O

C O

3. Tudo certo A velocidade com que as partículas se chocam fornece energia suficiente para a quebra das ligações. E a orientação das partículas dos reagentes é adequada: o átomo C baterá num átomo O. GE QUÍMICA 2017

AS TRANSFORMAÇÕES CINÉTICA QUÍMICA

No complexo ativado, as ligações estão enfraquecidas, prestes a se romper. Quando o sistema atinge a energia mínima necessária para rompêlas, a reação se completa com a formação de novas substâncias. Romper essa barreira energética significa atingir a energia de ativação (Ea) – aquela necessária para desencadear a reação. A energia de ativação é sempre maior que a energia original dos reagentes. Essa variação pode ser representada em gráfico. Para a reação CO + NO2 → CO2 + NO, o gráfico de energia seria este: O

2. Complexo ativado

Energia potencial, KJ

O C

ENERGIA DE ATIVAÇÃO Podemos então dizer que a energia de ativação é a energia mínima necessária para que uma reação seja desencadeada.

Ea1= 134 kJ O

O que influi na velocidade

1. Reagentes Ea2= 360 kJ

3. Produtos

VARIAÇÃO DE ENERGIA 1. As moléculas dos dois reagentes viajam a uma velocidade que dá ao conjunto a energia cinética adequada 2. Se no choque a energia superar a barreira da energia de ativação, os átomos, por um instante, confundirão seus elétrons, enfraquecendo as ligações 3. Reorganizados os átomos em novas substâncias, a energia do sistema volta a cair

Caminho da reação

Entre duas reações que ocorram nas mesmas condições, a que tem menor energia de ativação (Ea) se dará com maior rapidez, pois mais facilmente as moléculas atingirão a energia de ativação e, por consequência, o estado de complexo ativado. Compare as reações mostradas nos dois gráficos abaixo:

Energia potencial

REAÇÃO I

Ea Reagentes Produtos Caminho da reação

Energia potencial

REAÇÃO II

Reagentes

Produtos Caminho da reação

54 GE QUÍMICA 2017

ENERGIA E VELOCIDADE Pelo pico da curva em cada um dos gráficos percebe-se que a energia de ativação da reação II é mais alta que a energia de ativação da reação I. Isso significa que a barreira energética que os reagentes da reação II têm de ultrapassar para reagir entre si é mais alta. Então, a reação II é mais lenta do que a reação I.

ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES A velocidade das partículas de uma substância depende do estado físico em que ela se encontra. A velocidade é baixa no estado sólido, cresce no estado líquido e atinge o máximo no estado gasoso. Quanto maior é a velocidade das partículas, maior é a energia do sistema e mais veloz é a reação, então as reações com reagentes gasosos costumam ser as mais rápidas.

NA PRÁTICA ESTADO FÍSICO

Quando misturadas, as substâncias cloreto de sódio (NaCl) e nitrato de prata (AgNO3) fazem uma reação de dupla troca que resulta em dois produtos: nitrato de sódio (NaNO3) e o precipitado de cloreto de prata (AgCl). Mas esse precipitado só aparece quando a reação se dá em uma solução. Separados pela água e livres, os íons Ag+ e Cl– colidem com boa velocidade, reagem e formam o precipitado. Já quando os reagentes estão no estado sólido, os íons estão presos no retículo cristalino do sal – a reação não ocorre.

SUPERFÍCIE DE CONTATO Experimentalmente se verifica que a velocidade de uma reação é tanto maior quanto maior for a superfície de contato entre as substâncias reagentes. Nesse sentido, sistemas gasosos e líquidos oferecem condições mais favoráveis que os sistemas sólidos. Explica-se: uma reação acontece entre os átomos de uma substância. No estado sólido, só os átomos da superfície entrarão em contato com os da substância com que deveriam reagir. Assim, quanto mais pulverizado for o sólido, maior será a superfície de contato entre os átomos e maior a velocidade da reação.

NA PRÁTICA SUPERFÍCIE DE CONTATO

Um comprimido de vitamina C colocado em água provoca efervescência. Inteiro, somente os átomos da superfície entrarão em contato com a água, e a reação vai ocorrendo lentamente à medida que os átomos vão paulatinamente sendo expostos. Se o comprimido for quebrado em vários pedacinhos, a

Catalisadores

reação ocorrerá mais rapidamente, pois mais átomos serão expostos à água ao mesmo tempo. Daí, mais colisões ocorrem num mesmo intervalo de tempo, e maior é a velocidade da reação.

NA PRÁTICA TEMPERATURA

A influência da temperatura na velocidade das reações tem várias aplicações no dia a dia. Por exemplo, o cozimento de feijão (ou qualquer outro alimento) em panela de pressão. A pressão mais alta eleva a temperatura no interior da panela, e o feijão cozinha mais rápido. No sentido inverso, a baixa temperatura no interior de uma geladeira retarda o processo de apodrecimento dos alimentos.

CONCENTRAÇÃO É a quantidade de moléculas existentes em determinado volume de reagentes. Quanto maior é a concentração de um reagente, mais moléculas dessa substância existem em determinado volume. Como a velocidade de uma reação depende do número de colisões efetivas, então quanto mais próximas estiverem as moléculas, maiores serão as chances de ocorrer colisões efetivas. Por isso, um aumento na concentração dos reagentes eleva a velocidade da reação.

NA PRÁTICA CONCENTRAÇÃO

Qualquer combustão depende da reação do combustível com o oxigênio. Uma palha de aço posta sobre uma chama queima-se relativamente rápido, porque o ar contém certa concentração de oxigênio. Mas a combustão será muito mais veloz se for provocada num recipiente fechado, que contenha apenas oxigênio. A concentração de oxigênio no ar é menor do que num ambiente de oxigênio puro, é claro.

O QUE ISSO TEM A VER COM MATEMÁTICA Leitura de gráficos é conhecimento muito pedido nas provas de matemática, física e química. Você deve saber como ler um gráfico como este. A cada valor do eixo x (Caminho da reação) corresponde um valor do eixo y (Energia potencial).

Reação não catalisada x Energia potencial, KJ

TEMPERATURA Quanto mais alta a temperatura, maior a velocidade da reação. Isso porque a temperatura tem relação direta com a velocidade das partículas e, portanto, com a energia cinética do sistema. Quanto maior a temperatura, maior é a energia cinética das moléculas e, portanto, maior será a probabilidade de um choque efetivo – aquele que ocorre com a energia suficiente e na orientação adequada.

São substâncias químicas que aumentam a velocidade de uma reação sem participar diretamente dela, ou seja, sem serem consumidas. Os catalisadores alteram o mecanismo de uma reação, baixando a barreira da energia de ativação. Ao final da reação, os catalisadores podem ser recuperados e reaproveitados. Veja no gráfico abaixo como uma reação tem a velocidade alterada com o emprego de um catalisador:

Reação catalisada Ea Ea Reagentes Variação entre energia inicial e energia final da reação Produtos Caminho da reação

MÃOZINHA AMIGA Repare que as duas reações começam no mesmo patamar de energia. E veja a diferença de altura das duas curvas. Na reação não catalisada, os reagentes têm de alcançar uma energia de ativação muito mais alta do que na reação catalisada. Então, a velocidade da reação catalisada é maior.

Os catalisadores não provocam uma reação, apenas a aceleram. E cada reação tem um catalisador específico. Nos seres vivos, as enzimas, produzidas pelas células, fazem o papel de catalisadores nas reações do metabolismo – as transformações que as substâncias sofrem no interior das células. Sem essas reações, as células não podem crescer nem se reproduzir nem exercer suas funções específicas. As enzimas aceleram o metabolismo, e sua carência leva a desordens metabólicas que causam doenças no fígado, nos rins ou nos músculos, por exemplo.

Outros fatores

Outras condições podem acelerar a velocidade de uma reação, como a eletricidade e a luz. No meio natural, a reação entre os gases hidrogênio e oxigênio para formar água é muito lenta, pode levar anos. Mas, quando se passa uma corrente elétrica pelo sistema, a reação ocorre instantaneamente. Assim, a eletricidade influi na velocidade da reação. Mas não pode ser considerada um catalisador, porque não é uma substância química. É uma forma de energia que ajuda o sistema reacional a atingir a energia de ativação. O mesmo ocorre com a luz. GE QUÍMICA 2017

COMO CAI NA PROVA

1. (IFSP 2016) O ácido maleico, C H (COOH) , pode ser totalmente queimado, segundo a equação: C2H2(COOH)2 + O2 � CO2 + H2O

2 2

Se essa equação for corretamente balanceada, os coeficientes são os seguintes: a) 1, 4, 3, 2. b) 1, 4, 2, 3. c) 1, 2, 4, 3. d) 1, 3, 4, 2. e) 2, 3, 4, 1.

RESOLUÇÃO Para balancear a reação, o número de átomos do lado esquerdo deve ser igual ao número do lado direito. Para isso, definimos os coeficientes estequiométricos. Na reação C2H2(COOH)2 + O2 � CO2 + H2O , temos: Lado esquerdo

Lado direito

4 átomos de C

1 átomo de C

4 átomos de H

2 átomos de H

6 átomos de O

3 átomos de O

• Para igualar os quatro C do lado esquerdo, ficamos com 4 CO2. • Para os quatro H, ficamos com 2 H2O. • Repare que, depois dos passos acima, ficamos com dez átomos de oxigênio – oito em 4 CO2 e dois em 2 H2O. Voltamos ao lado esquerdo e acrescentamos um coeficiente em O2 – 3 O2. A equação balanceada é C2H2(COOH)2 + 3 O2 � 4 CO2 + 2 H2O Resposta: D

2. (UFSM 2015) Os sais estão presentes nos shows pirotécnicos. Os fogos de

artifício utilizam sais pulverizados de diferentes íons metálicos como, por exemplo, o sódio (cor amarela) e o potássio (cor violeta), misturados com material explosivo, como a pólvora. Quando a pólvora queima, elétrons dos metais presentes sofrem excitação eletrônica, liberando a energia na forma de luz. Sobre a cinética da reação, é correto afirmar: a) Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, mais rápida é a reação; assim, quanto mais dividido o reagente sólido, mais a reação será acelerada. b) A queima dos fogos de artifício é facilitada pelo uso de sais pulverizados, pois estes diminuem a energia de ativação da reação. c) A temperatura gerada na queima de fogos de artifício reduz a frequência dos choques entre as partículas de reagentes, tornando a reação mais rápida. d) A reação é mais rápida, pois, ao se utilizar o sal pulverizado, a frequência das colisões é menor, favorecendo, assim, a reação. e) A pólvora age como um catalisador, diminuindo a energia de ativação total da reação química.

RESOLUÇÃO Você deve se lembrar dos fatores que influem na velocidade de uma reação: • Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade, porque o número de choques entre os reagentes aumenta e, assim, maior é a probabilidade de um choque com energia suficiente e na orientação adequada para promover a reação; • Catalisadores: são substâncias que aumentam a velocidade de uma reação sem que sejam consumidas. Os catalisadores diminuem a energia de ativação.

56 GE QUÍMICA 2017

• Quanto maior a temperatura, maior será a velocidade, pois o aumento da temperatura aumenta a energia cinética (a agitação) das partículas. Com isso, novamente, maior é a probabilidade de choques que promovam a reação. Analisando as alternativas: a) Correta. Quanto maior a superfície de contato (triturado, pulverizado, dividido) entre os reagentes, maior contato entre os reagentes, possibilitando o choque. Com o aumento de choques, a possibilidade de choques efetivos (geometria adequada e energia suficiente) aumenta e, por isso, mais rápida é a reação. b) Incorreta. A pulverização aumenta a área de contato. O que reduziria a energia de ativação seria um catalisador. c) Incorreta. Temperaturas mais altas aumentam agitação das partículas, o que faz com que ocorram mais choques efetivos. d) Incorreta. Qualquer fator que reduza a frequência das colisões reduz também a velocidade da reação. A pulverização, como já vimos, aumenta a frequência, acelerando a reação. e) Incorreta. A pólvora não age como catalisador, pois é consumida durante o processo de queima. Resposta: A

3. (UFSM 2015) Os portugueses tiveram grande influência em nossa cultura e hábitos alimentares. Foram eles que trouxeram o pão, produzido à base de cereais, como o trigo, a aveia e a cevada. Fonte: Universidade Federal de Brasília. A contribuição dos portugueses. ATAN/DAB/SPS/MS

Para fazer a massa de pães e bolos aumentar de volume, é comum o uso de algumas substâncias químicas: I. O bromato de potássio era comumente utilizado no preparo do pão francês; no entanto, nos dias atuais, essa substância está proibida, mesmo em pequenas quantidades. O bromato de potássio era utilizado para proporcionar um aumento de volume no produto final devido à formação de O2 conforme a reação D 2 KBr(s) + 3 O2(g) 2 KBrO3 (s) ---------- II. A adição de fermentos, como o bicarbonato de sódio no preparo de bolos, é utilizada desde a antiguidade até os dias atuais, e resulta no crescimento da massa e na maciez do bolo. O bicarbonato de sódio, devido à liberação de gás carbônico, é utilizado para expandir a massa e deixá-la fofa, conforme a reação D Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O 2 NaHCO3(s) ---------- Sobre essas reações, é correto afirmar que: a) a primeira é de síntese e a segunda é de deslocamento. b) a primeira é de decomposição e a segunda é de deslocamento. c) a primeira é de síntese e a segunda é de decomposição. d) as duas são de decomposição. e) as duas são de síntese, pois formam O2 e CO2 respectivamente.

RESOLUÇÃO Lembrando: as reações são classificadas como: • reação de síntese ou adição: duas ou mais substâncias resultam num único produto; • reação de análise ou decomposição: um único composto se separa em substâncias mais simples; • reação de deslocamento ou simples troca: uma substância simples reage com uma substância composta, produzindo outros dois compostos;

RESUMO

• reação de dupla troca: íons de cargas iguais trocam de posição, produzindo outros dois compostos. Analisando as duas reações, vemos que um único composto se decompõe em outros, mais simples, pela simples ação do calor (indicado pelo símbolo D). D 2 KBr(s) + 3 O2(g) 2 KBrO3 (s) ---------- D 2 NaHCO3(s) ---------- Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O Temos, então, duas reações de decomposição Resposta: D

4. (Udesc 2015) Um estudante de química obteve uma solução indicadora

ácido-base, triturando no liquidificador algumas folhas de repolho roxo com água. Em seguida, ele dividiu a solução obtida em três tubos de ensaio (A, B e C) e no primeiro tubo adicionou uma pequena quantidade de vinagre (solução de ácido acético); no segundo, alguns cristais de soda cáustica (NaOH), e no terceiro, alguns cristais de sal para churrasco (NaCl), obtendo o resultado conforme mostra o quadro: Tubo de ensaio

Substância adicionada

Coloração inicial

Coloração final

Vinagre

Roxa

Vermelha

Soda cáustica

Roxa

Verde

Sal para churrasco

Roxa

Se o estudante realizar outro experimento adicionando no tubo A, KOH, no B, HNO3 , e no C, KNO3 , contendo a solução inicial extraída do repolho roxo, a coloração final, respectivamente será: a) roxa, verde, roxa. b) roxa, vermelha, verde. c) verde, roxa, vermelha. d) vermelha, verde, roxa. e) verde, vermelha, roxa.

RESOLUÇÃO Um indicador ácido-base é uma solução que mostra se uma substância é um ácido ou uma base. Se não mudar de cor, a substância adicionada não é nem ácido, nem base (pode ser um sal). Você deve conhecer a função química de cada composto e as regras básicas de nomenclatura e fórmula. • Vinagre é uma solução de ácido acético – portanto, um ácido. Segundo o enunciado, a cor do indicador mudou para vermelho. Então essa é a cor para ácidos; • Soda cáustica é hidróxido de sódio. Hidróxidos (que contêm o ânion OH –) são sempre bases. Se a cor mudou para verde, essa é a cor esperada para bases em geral. • E o sal de cozinha (NaCl), o nome já indica: sal. Como não é nem ácido nem base, é natural que o indicador não mude de cor. Agora basta identificar sua natureza. E, para isso, você deve conhecer as regras básicas da construção de fórmulas: • KOH: o radical (OH –) indica que se trata de uma base: a cor mudará para verde. • HNO3 : o cátion H+ indica que se trata de um ácido: a cor muda para vermelho • KNO3 : repare que este composto é a união do cátion K+, da base KOH, com o ânion NO3– , do ácido HNO3 , acima. A ligação entre dois íons liberados da combinação de ácido com base resulta num sal. No indicador ácido-base, a cor não se altera. Resposta: E

As transformações ÁCIDOS, BASES E SAIS Ácidos são substâncias moleculares. Dissolvidos em água, sofrem ionização e liberam cátions H+. Bases (hidróxidos) são compostos iônicos que contêm ânions OH–. Em solução aquosa, as bases sofrem dissociação iônica. Sais são compostos iônicos que também sofrem dissociação iônica quando dissolvidos em água. Podem ser obtidos da reação entre um ácido e uma base, no processo de neutralização. ÁCIDOS TERMINADOS EM...

...CORRESPONDEM A ÍONS TERMINADOS EM

ÍDRICO

ETO

ICO

ATO

OSO

ITO

REAÇÕES QUÍMICAS Ocorrem quando as ligações químicas de uma substância são quebradas e os átomos se combinam em novas substâncias. Tipos de reações: • Síntese: A + B → C • Decomposição: A → B + C (pirólise, eletrólise) • Simples troca: A + BC → AC + B • Dupla troca: AB + CD → AD + CB ÓXIDOS São compostos binários em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Óxidos iônicos: o oxigênio se liga a um metal. A maioria reage com a água e forma uma base. Óxidos moleculares: o oxigênio se une a um ametal, em ligação covalente. Muitos são gases. Podem reagir com a água e formar ácidos. Óxidos moleculares, como CO2 , SO2 e NO2 , se transformam em ácido na atmosfera e contribuem para aumentar a acidez da chuva, de mares e solos. VELOCIDADE DAS REAÇÕES É a rapidez com que uma reação ocorre, em razão dos produtos formados ou dos reagentes consumidos. Em geral, a quantidade de reagentes diminui enquanto a de produtos aumenta. Para ocorrer uma reação, é preciso que as partículas se choquem com velocidade suficientemente grande para gerar energia acima da energia de ativação, e na orientação adequada (os átomos que vão se combinar devem entrar em contato direto). Complexo ativado: estado intermediário entre substâncias iniciais e finais de uma reação. Catalisadores: substâncias químicas que reduzem a energia de ativação e, assim, aceleram as reações. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÃO Numa reação química a quantidade de matéria não se altera. A quantidade de átomos ou moléculas dos reagentes deve ser igual à soma das quantidades dos produtos. Balancear a equação é encontrar essa proporção, definindo o número de compostos que entram na reação. Para isso, usamos os coeficientes. Para balancear a equação H2 + O2 → H2O precisamos acrescentar o coeficiente 2 diante do H2 e do produto H2O: 2 H2 + O2 → 2 H2O.

GE QUÍMICA 2017

CÁLCULOS QUÍMICOS CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO

Infográfico: concentração de álcool no organismo ..............................60 Grandezas ...........................................................................................................62 Cálculos estequiométricos............................................................................66 Concentração de soluções.............................................................................70 Como cai na prova + Resumo .......................................................................76

Balanço da Lei Seca Pesquisas indicam que o endurecimento da lei, em 2012, levou a uma queda no número de pessoas que bebem antes de pegar na direção

Lei Seca vem alterando os hábitos do brasileiro. Na pesquisa Vigilância de Fatores de Risco e Proteção para Doenças Crônicas por Inquérito Telefônico (Vigitel) de 2014, 5,9% de adultos admitiram dirigir após consumir qualquer quantidade de bebida alcoólica. Em 2012, antes de ser instituída a tolerância zero ao álcool, essa proporção era de 7%. Isso representa uma queda de 16% em dois anos. A Vigitel é feita por entrevista telefônica, com quase 41 mil pessoas maiores de idade, nas 26 capitais brasileiras e no Distrito Federal. Outro indicador dessa mudança de hábitos é a proporção de motoristas flagrados em blitz nas estradas federais: em 2012, a Polícia Rodoviária Federal (PRF) autuava um motorista a cada 25 testes; em 2014, um a cada 51 testes. Em termos concretos, a Lei Seca tem resultado numa ligeira redução nos acidentes que envolvem motoristas alcoolizados. Entre 2012 e 2014, segundo a PRF, os casos de acidentes desse tipo nas estradas federais caíram cerca de 2,5%. O número de mortes manteve-se estacionado entre 2014 e 2015, em torno de 500. Apesar de parecer pequena, especialistas consideram que a queda é significativa se levarmos em conta que a frota de veículos que trafega pelas estradas brasileiras aumenta a cada ano

58 GE QUÍMICA 2017

A Lei Seca que entrou em vigor em 2008 admitia que o motorista apresentasse um teor alcoólico de até 0,1 mg por litro. Em 2012, a legislação foi endurecida e instituiu a tolerância zero para o álcool. O motorista pego com qualquer quantidade de álcool no sangue pode ser multado, ter a habilitação suspensa e ser detido. O Brasil é um dos 25 países do mundo que têm legislação assim rígida, e um dos 130 que utilizam bafômetros para medir a alcoolemia (concentração de álcool no sangue) dos motoristas. Segundo a Organização Mundial da Saúde (OMS), os acidentes de trânsito custam à economia global 1,8 trilhão de dólares a cada ano, matam 1,2 milhão de pessoas e ferem pelo menos outras 30 milhões. A fim de reduzir esses índices trágicos, a Organização das Nações Unidas (ONU) _ incluiu na Agenda 2030 para o Desenvolvimento Sustentável a meta de reduzir pela metade o número de mortes O SOPRO QUE DENUNCIA e feridos no trânsito. O Brasil é um dos 25 países Neste capítulo você que têm tolerância zero ao revê as grandezas e álcool na direção e um dos os conceitos básicos 130 que usam bafômetros usados no cálculo de para medir a concentração concentração de subs- de álcool no sangue dos tâncias nas soluções. motoristas, em blitz

EDUARDO ANIZELLI/FOLHAPRESS

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CÁLCULOS QUÍMICOS INFOGRÁFICO

O hálito denuncia A embriaguez g e a ressaca são resultado da intoxicação ç do organismo g p por etanol. Esse álcool cai na corrente sanguínea g ep passa pelos p p pulmões,, onde p participa p das trocas ggasosas. É aí que q o bafômetro identifica no hálito de um motorista a proporção de álcool existente no organismo

Etanol

1 É álcool na veia As moléculas de álcool (etanol) não são digeridas. Parte delas passa direto para o sangue, através da mucosa da boca, do estômago e, principalmente, dos intestinos.

2 Uma dose, duas doses... A concentração de álcool que passa para o sangue é proporcional à quantidade ingerida e ao teor alcoólico da bebida.

TEOR ALCOÓLICO A concentração média de etanol em diferentes tipos de bebida (% sobre volume) Máximo Mínimo

Esôfago 54

Fígado

20 15

Estômago 16 12 5

Rum

Gim

60 GE QUÍMICA 2017

Uísque

Cachaça

Vodca

Saquê

Vinho

Cerveja

Intestino

3 Bafômetro em ação

4 Um certo ar de bêbado Os gases expirados pelo motorista reagem com as substâncias dos tubos. O etanol se transforma em acetaldeído, e o dicromato de potássio, em sulfato de cromo III – Cr₂(SO₄)₃. O tubo muda de cor.

Os bafômetros acusam o álcool no hálito por diversas reações químicas. No caso dos aparelhos descartáveis, o ar passa e reage com dicromato de potássio (K₂Cr₂O₇) e ácido sulfúrico (H₂SO₄). O K₂Cr₂O₇ tem uma cor alaranjada.

K2Cr2O7

K2Cr2O7 Dicromato de potássio

Acetaldeído Sulfato de cromo III

REAÇÃO H2SO4 Ácido sulfúrico SEM ETANOL: A COR DO TUBO ESTÁ ALARANJADA

Etanol H2SO4 COM ETANOL: A COR DO TUBO MUDA PARA VERDE

5 Efeitos A quantidade exagerada de álcool no sangue intoxica os neurônios. A pessoa tem a percepção alterada e perde a coordenação motora. Por isso trança as pernas, enxerga dobrado, fala de maneira arrastada e tem as reações retardadas. O etanol também inibe a produção do hormônio ADH, que retém água no organismo, dando início a um processo de desidratação.

O DIA SEGUINTE Ao chegar ao fígado, o etanol sofre uma reação de oxidação, que o transforma em acetaldeído e volta à corrente sanguínea. Depois de percorrer todo o organismo, o acetaldeído retorna ao fígado para ser novamente metabolizado em ácido acético. E só numa terceira passagem é liberado como água e dióxido de carbono.

Pulmão

Dióxido de carbono e água (CO2 + HO2) Fígado

Etanol (CH3CH2OH)

Acetaldeído (CH3CHO)

Ácido acético (C2H4O2)

O acetaldeído é dezenas de vezes mais tóxico que o etanol e pode permanecer no organismo por horas. Para metabolizar essa substância, o fígado ativa enzimas que deveriam estar produzindo glicose. É a carência de glicose no sangue que dá o mal-estar da ressaca, no dia seguinte. A boca seca e a sede são sintomas da desidratação. GE QUÍMICA 2017

CÁLCULOS QUÍMICOS GRANDEZAS

CILADA ATÔMICA Isto é uma roda de 48 átomos de ferro (picos amarelos) sobre uma superfície de cobre. As ondas azuis, no centro, são elétrons de átomos de cobre, presos na armadilha

Pequeno, pequeno, mesmo Para definir a massa dos minúsculos átomos, os cientistas criaram um padrão, fatiando o átomo de carbono

MULTI/SP

A 62 GE QUÍMICA 2017

quantidade de uma substância no organismo humano costuma ser dada em miligramas (mg) ou em mililitros (mL). Mas, para medir grandezas como massa e volume de corpos minúsculos, como átomos e moléculas, os químicos precisam de padrões especiais. O conjunto de átomos na imagem acima, por exemplo, mede alguns nanômetros. Um nanômetro é um bilionésimo de metro (10–9 m, ou 0,000000001 metro). Isso é muito pequeno, mesmo: você chega a 1 nanômetro se dividir 1 milímetro em 1 milhão de partes e separar apenas uma. A quí-

mica tem também padrões especiais para medir quantidades no mundo atômico – o número de átomos e moléculas de uma amostra e a massa de cada uma dessas partículas de matéria.

O padrão massa atômica

Um átomo é tão pequeno que no ponto final desta frase existem milhões deles. A maior parte da massa de um átomo está no núcleo. Por isso, quando falamos em massa do átomo, consideramos apenas a massa de prótons e nêutrons. Mas essa medida é absurdamente pequena para

Massa molecular

ser expressa em qualquer padrão usado no dia a dia, como o grama (g). Em química, o padrão para expressar a massa dos átomos é a unidade de massa atômica (u). Uma unidade de massa atômica foi definida tomando por base o átomo de carbono-12 – o isótopo de carbono que tem número de massa igual a 12. Ao átomo de C-12 foi atribuída arbitrariamente massa atômica (MA) de 12 unidades de massa atômica (12 u). Então, uma unidade de massa atômica equivale a 1/12 da massa atômica do carbono-12.

É a massa de todos os átomos que formam uma molécula. Para descobrir a massa molecular (MM) de uma substância, basta, então, somar a massa atômica (MA) dos elementos que a constituem. O gás hidrogênio (H2), por exemplo, leva dois átomos de hidrogênio. A MM do gás hidrogênio é 2 u, a soma da MA de cada átomo.

NA PRÁTICA CÁLCULO DA MASSA MOLECULAR

MM da água (H2O): pela tabela periódica, sabemos que MA de H = 1 u e MA de O = 16 u. Se a molécula de água tem dois átomos H e um átomo O, a MM da água é 18 u. Veja: ÁTOMO DE CARBONO-12 (dividido em 12 partes iguais)

Unidade de massa atômica = 1/12 da massa do núcleo do C-12

H Átomo de hidrogênio

Unidade de massa atômica

A massa atômica medida

Como o nome diz, o padrão unidade de massa atômica (u) é usado para medir a MA dos átomos. O átomo do hidrogênio (H), o mais leve de todos os elementos, tem massa de 1 u – ou seja, sua MA é 1 vezes a massa de um átomo de carbono-12. 12 O hidrogênio, que tem apenas um próton, tem MA = 1 u. Podemos comparar a massa de todos os átomos à do hidrogênio. Então, por exemplo, a massa atômica do alumínio (Al) é 27 u. Isso significa que são necessários 27 átomos H para chegar à massa de um átomo Al. Portanto, um átomo Al tem MA = 27 u. A massa atômica de cada elemento foi medida experimentalmente em laboratório. E esse dado é fornecido nas tabelas periódicas mais completas. No geral, aparecem com valores arredondados.

H2 O TOME NOTA O número de massa (A) é o total de partículas que definem a massa de um átomo – prótons e nêutrons no núcleo (veja o capítulo 1). A massa atômica (MA) é a medida dessa massa.

2 . 1 u + 1 . 16u = 18 u MMágua = 18 u MM da sacarose: dadas a fórmula da sacarose e a massa atômica dos elementos químicos que integram essa molécula (H = 1 u, C = 12 u e O = 16 u), temos que uma molécula de sacarose é 342 vezes mais pesada que a unidade de massa atômica.

C12H22O11 12 . 12 u + 22 . 1 u + 11 . 16 u = 342 u MMsacarose = 342 u MM do sulfato de alumínio: a fórmula desse sulfato mostra que a substância é composta de três ânions sulfato e dois cátions alumínio. Esses três íons contêm três átomos de enxofre (S) e 12 átomos de oxigênio (O). A MA de cada elemento químico é: Para Al, MA = 27 u Para S, MA = 32 u Para O, MA = 16 u.

Al2 ( S O4 )3 2 . 27 u + 3 . 32 u + 12 . 16 u = 342 u MM sulfato de alumínio = 342 u

TOME NOTA Não confunda massa atômica (MA) com número de massa (A): • A = número de prótons + número de nêutrons • MA = massa do átomo DON EIGLER/IBM ALMADEN RESEARCH CENTER

GE QUÍMICA 2017

CÁLCULOS QUÍMICOS GRANDEZAS

O mol

Massa molar

A massa molar (M) é a massa de 1 mol de átomos, moléculas ou íons, dada em gramas. Se conhecemos a massa atômica (MA) de um elemento químico, podemos calcular a massa molar, ou seja, a massa de 1 mol de átomos desse elemento. É o mesmo que calcular o preço de uma dúzia de barras de chocolate, sabendo-se quanto custa apenas uma delas.

Contar o número de átomos, moléculas ou íons de uma substância é tarefa impossível a olho nu. Apenas microscópios eletrônicos, de varredura, conseguem captar alguma imagem dos átomos, como a da foto da página 60. Para calcular quantos átomos, moléculas ou íons existem em determinado volume de uma substância, a química usa a grandeza chamada mol (pela regra oficial, não existe plural de mol: 1 mol, 2 mol, 3 mol etc.). Mol mede simplesmente a quantidade de matéria. E tem o mesmo papel que a palavra dúzia. Assim como uma dúzia contém 12 unidades, um mol contém cerca de 6 . 1023 unidades. Assim como a dúzia pode ser usada para bananas, ovos ou parafusos, a unidade mol é empregada para medir o número de átomos, íons ou moléculas. O mol foi adotado para todos os átomos e substâncias também com base nos átomos de C-12. Por medição direta, os químicos descobriram que 12 gramas de C-12 contêm 6,02 . 1023 átomos – valor que arredondamos para 6 . 1023. Daí surgiu o padrão chamado constante de Avogadro: 1 mol = número de átomos em 12 gramas de C-12 = 6 . 1023 átomos. Esse número padrão foi adotado para contar o número de qualquer tipo de partícula: átomos, moléculas ou íons: 1 mol de moléculas são 6 . 1023 moléculas 1 mol de átomos são 6 . 1023 átomos 1 mol de íons são 6 . 1023 íons Podemos calcular quantos átomos existem em 1 mol de determinada substância. É como calcular o número de patas em um rebanho: se cada boi ou vaca tem quatro patas e se o rebanho tem 80 reses, o número de patas é 320. Agora imagine que vamos contar o número total de patas do rebanho de 80 reses mais dez galinhas. Pelo mesmo raciocínio, teremos 80 . 4 + 10 . 2 = 340 patas. Para contar o número de átomos de um mol de água fazemos o mesmo: A fórmula da água: H2O; 1 mol de água contém 6 . 1023 moléculas H2O. Então 1 mol de água contém: Uma molécula de água contém dois átomos H e um átomo O; 1 mol de átomos O: 6 . 1023 átomos 2 mol de átomos H: 2. 6 . 1023 No total, 1 mol de moléculas de H2O contém (12 + 6) . 1023 átomos = 18 . 1023 átomos, ou 1,8 . 1024 átomos.

64 GE QUÍMICA 2017

NA PRÁTICA MASSA MOLAR

Para o carbono-12 (C-12): • Sabemos que 1 mol de átomos C-12 = 6 . 1023 átomos; • E sabemos que 1 mol de C-12 tem massa de 12 g; • Na linguagem da química, a massa molar do C-12 é 12 g/mol. Para o ferro (Fe): • 1 mol de Fe contém 6 . 1023 átomos; • Os átomos Fe têm MA = 56 u; • Então a massa molar (M) do Fe = 56 g/mol. O mesmo é válido para as moléculas de uma substância composta: a massa molar, aquela de 1 mol de moléculas, corresponde à massa molecular.

NA PRÁTICA MASSA MOLAR DA ÁGUA

TOME NOTA A massa molar é numericamente igual à massa molecular (MM) ou à massa atômica (MA). Só o que muda é a unidade: para MM, a unidade é u (unidades); para a massa molar (M), a unidade é g/mol (grama por mol).

• Fórmula da água: H2O; • A massa de uma molécula (MM) de água é a soma da massa atômica dos dois átomos H e do único átomo O; • Para H, MA = 1; para O, MA = 16; • A fórmula da água contém dois átomos H e um átomo O. Então a massa molecular MM = 18 u; • Mas 1 mol de água contém 6 . 1023 moléculas; • Então a massa molar (M) da água é 18 g/mol – ou seja, 1 mol de moléculas de água tem massa de 18 gramas. E quantos átomos existem nesses 18 gramas, ou seja, em 1 mol de água? • Pela fórmula, cada molécula H2O tem 3 átomos; • Então cada mol de moléculas contém 3 . 6 . 1023 átomos; • Em 1 mol de água existem 18 . 1023 átomos.

A equivalência entre massa atômica, massa molecular e a massa em gramas de uma substância é muito útil para comparações.

NA PRÁTICA

Com esses conceitos, podemos, também, calcular a massa de um único átomo ou de uma única molécula. Sabemos que 6 . 1023 moléculas de água têm massa de 18 gramas. Então, qual a massa de uma molécula? Basta montar uma regra de três: Massa molar

EQUIVALÊNCIA DE MASSAS

Comparando dois sistemas, um com gás carbônico (CO2) e outro com gás etano (C2H6): Sistema I

Moléculas

gramas de H O (1 mol) { 18x gramas de H O 2

6 . 1023 1

x = 18 g / 6 . 1023 moléculas Fazendo as contas e arredondando o resultado, temos que uma molécula de água tem massa de 3 . 10–23 grama, que equivale a 0,00000000000000000000003 grama.

Sistema II

1 mol n mol C2H6

Com esses dados podemos montar a tabela:

1 mol de CO2

1 mol de C2H6

44 30

Número de moléculas

Número de átomos

6 . 1023

3 . 6 . 1023

6 . 1023

n (mol) =

massa (g) M (g/mol)

NA PRÁTICA NÚMERO DE MOLÉCULAS

Num laboratório há dois frascos: em um deles há 1,8 g de glicose, e em outro, 1,8 g de água. Em qual dos dois há maior número de moléculas? (Dados: H2O = 18 g/mol e C6H12O6 = 180 g/mol)

• Da tabela periódica temos que C = 12 u, H = 1 u e O = 16 u; • MM de CO2 = 12 u + 2 . 16 u = 44 u; • MM de C2H6 = 2 . 12 u + 6 . 1 u = 30 u;

Massa molar (g/mol)

corresponde a massa molar (M) corresponde a massa (g)

Resolvendo a regra de três:

Pela ilustração, sabemos que os dois sistemas contêm seis moléculas. A figura também mostra que cada molécula de CO2 tem três átomos, e cada molécula de C2H6, oito átomos. Ainda que o número de moléculas em cada sistema seja igual, os elementos químicos e o número de átomos dessas moléculas são diferentes. Então, a massa do Sistema I não é igual à massa do Sistema II. Calculando a massa molar (em gramas) de cada um desses sistemas:

Massa molecular (u)

• 18 u é a massa molecular (MM) da água, isto é, quantas vezes a molécula de água é mais pesada em relação a u; • 18 g é a massa molar da água, isto é, a massa que contém 6 . 1023 moléculas de água; • a massa de uma molécula de água (H2O), em gramas, é 3 . 10 – 23 g.

Podemos definir uma fórmula para auxiliar nos cálculos de quantidade de matéria (n), por uma simples regra de proporção (regrinha de três): 1 mol tem sua massa molar. Então n mol têm massa m. Veja:

CO2

Quantidade de matéria (mol)

TOME NOTA

8 . 6 . 1023

Acompanhe o raciocínio: 1,8g p/ H2O n = n = 0,1 mol de moléculas 18g/mol p/ C6H12O6 n =

1,8g n = 0,01 mol de moléculas 180g/mol

Ora, 0,01 mol é menos que 0,1 mol de moléculas. Então, há mais moléculas em 1,8 g de água que em 1,8 g de glicose. GE QUÍMICA 2017

CÁLCULOS QUÍMICOS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

A proporção entre reagentes e produtos A quantidade de matéria que participa de uma reação pode ser medida em massa ou em mol

RECEITA FURADA Como um bolo, uma reação química só ocorre com a proporção exata dos ingredientes

stequiometria ou cálculo estequiométrico são os cálculos feitos para determinar as quantidades dos reagentes e produtos numa reação química. Do mesmo modo como, para fazer um bolo, precisamos de uma receita que traga a quantidade de farinha, leite, ovos e açúcar, precisamos saber quanto de reagente usamos para certa quantidade de produto. Uma equação em que essas proporções estão corretas é uma equação balanceada (veja o capítulo 2). Observe a equação abaixo: 2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2 (g)

A equação está balanceada, pois a quantidade de átomos nos reagentes é igual ao número deles no produto: dois átomos de carbono (C) quatro átomos de oxigênio (O2). A equação dá a receita da reação: a cada duas moléculas de monóxido de carbono (em 2 CO) que reagem com uma molécula de gás oxigênio

(O2) formam-se duas moléculas de dióxido de carbono (2 CO2). Porém, na prática, é impossível trabalhar apenas com uma ou duas moléculas. É aí que entra a grandeza quantidade de matéria, o mol, que vale aproximadamente 6 . 1023 átomos ou moléculas. Na equação da reação de síntese do dióxido de carbono, mantendo a proporção do número de moléculas, dada pelos coeficientes, podemos dizer que “2 mol de CO reagem com 1 mol de O2 para formar 2 mol de CO2”. Perceba que não se fala mais em moléculas, isoladamente, mas em mol de moléculas. Mas a proporção se mantém. Então concluímos que, numa equação balanceada, os coeficientes dão a proporção, em mol, das substâncias empregadas.

Mol e massa

Além de relacionar mol à quantidade de moléculas ou átomos, podemos também associá-lo à massa de uma substância, por meio da massa molar (veja a pág. 64). Observe:

EQUIVALÊNCIA ENTRE MOL, MOLÉCULAS E MASSA

2 CO (g)

66 GE QUÍMICA 2017

1 O2 (g)

→

2 CO2 (g)

Em mol

2 mol de CO

reagem com 1 mol de O2

produzindo 2 mol de CO2

Em moléculas

2 . 6 . 1023 moléculas de CO

reagem com 6 . 1023 moléculas de O2 produzindo 2 . 6 . 1023 moléculas de CO2

Em massa

2 . 28 g de CO

reagem com 32 g de O2

produzindo 2 . 44 g de CO2

Quantidade de um gás

Lembrando: todo e qualquer gás tem características especiais: ocupa todo o volume disponível e é facilmente comprimido; expande-se com o aumento da temperatura; quanto mais comprimido estiver, maior será a pressão. Por essas características, a quantidade de um gás qualquer num recipiente varia, dependendo de seu volume, sua temperatura e da pressão à qual está submetido. Esses fatores são as variáveis de estado de um gás. A medida de quantidade de um gás depende, então, de conhecermos essas variáveis: Volume é o espaço ocupado pelas partículas do gás. Depende da temperatura e da pressão do sistema. As unidades de volume mais comuns são litro (L), metro cúbico (m3) e seus submúltiplos. A pressão é resultado do choque das moléculas de um gás com as paredes do recipiente que o contém. A pressão sobe quando a temperatura sobe, ou quando o volume diminui. A unidade mais utilizada em química para medir a pressão de um gás é atmosfera (atm). A temperatura termodinâmica a é a medida da energia cinética das partículas do gás. Quanto maior é a temperatura de um gás, mais agitadas ficam as partículas. Se a temperatura sobe, a pressão também sobe, e maior será a pressão exercida sobre as paredes do recipiente. A temperatura termodinâmica é geralmente medida em Kelvin (K) e, assim como a escala Celsius (oC), é centígrada (dividida em 100 graus). Zero Kelvin (0 K) corresponde a -273 °C. Para transformar a temperatura de Celsius (oC) para Kelvin (K): T = t + 273, em que t é a temperatura em °C, e T, a temperatura em Kelvin. n mol

Um gás ocupa certo volume a determinada temperatura

n mol Se o gás for comprimido (aumento de pressão), o volume se reduz

Se a temperatura subir, a pressão também aumenta

Volume molar de um ggás

É o volume ocupado por 1 mol de um gás nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP): a 0 °C e 1 atm. Nessas condições, qualquer gás ocupa um volume de 22,4 L. Fixado isso, podemos estabelecer a equivalência entre mol e volume. Veja na tabela a seguir essa equivalência na reação entre o monóxido de carbono (CO) e o oxigênio gasoso (O2) que produz dióxido de carbono (CO2). EQUIVALÊNCIA ENTRE MOL E VOLUME

2 CO (g) Em mol

2 mol de CO

1 O2 (g)

→

2 CO2

(g)

reagem g com

1 mol de O2

p produzindo

2 mol de CO2

Em volume (CNTP) 2 . 22,4 L de CO reagem g com

22, 2 4 L de O2

p produzindo

2 . 22, 2 4 L de CO2

NA PRÁTICA MASSA MOLAR

A formação da amônia ocorre segundo a reação N2 + 3 H2 2 NH3 Sabendo que 2,8 g de nitrogênio gasoso reagem com a quantidade adequada de hidrogênio gasoso para formar amônia, calcule a massa do gás hidrogênio consumida nessa reação. Passo a passo, a solução: 1. Verificamos se a equação química está balanceada comparando o número de átomos dos dois lados da equação: em N2 + 3 H2 2 NH3 temos 2 átomos N e 6 átomos H nos reagentes e também no produto. Então, a equação está balanceada. 2. Mantendo a proporção da equação e substituindo a grandeza, de número de moléculas para mol, sabemos que 1 mol de N2 reage com 3 mol de H2 para formar 2 mol de NH3. 3. Mas o exercício utiliza a grandeza massa. Precisamos, então, da equivalência entre a massa molar de cada reagente e produto. Aí vem novo passo: • Consultando a tabela periódica, descobrimos a massa atômica dos átomos N (MA = 14 u) e H (MA = 1 u). 4. Mantendo a proporção acima (coeficientes) em mol e considerando a informação de que 2,8 g do gás nitrogênio (N2) reagem de maneira correta para produzir amônia, temos: • O gás nitrogênio (N2) tem dois átomos N. Então, sua massa molecular (MM) = 28 u. Como a massa molar é numericamente igual à MM, temos que a massa molar de N2 = 28 g/mol; • O mesmo raciocínio para o hidrogênio (H2): MA = 1 u; então, H2 tem MM = 2 u. Então, M = 2g/mol e 3 H2 = 6 g. 5. Pela regra de três: N2 + 3 H2 2 NH3 1 mol + 3 mol 2 mol 28 g de N2 reagem com 6 g de H2 2,8 g de N2 reagem com m g de H2 Daí que m = 2,8 , .6 28 A massa de H2 consumida na formação da amônia a partir de 2,8 g de N2 é de 0,6 g. GE QUÍMICA 2017

CÁLCULOS QUÍMICOS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

NA PRÁTICA QUANTIDADE DE MOL

Uma das substâncias presentes no gás de cozinha é o propano. Durante a queima do propano, o gás oxigênio (O2) é consumido e ocorre a produção de dióxido de carbono (CO2) e vapor d’água. Qual a quantidade, em mol, de oxigênio consumido na queima de 8,8 g de propano (C3H8)?

Essa é a quantidade das duas substâncias, em massa e mol. Se mantivermos a proporção entre produtos e reagentes, podemos comparar qualquer medida. Por exemplo, o volume de CO2 formado em CNTP. Lembrando: em CNTP, 1 mol de qualquer gás ocupa 22,4 L.

• Escrevemos a equação que representa a reação:

Então, 3 mol de CO2 ocuparão 3 . 22,4 L = 67,2 L. Para descobrir o volume V de CO2 produzido:

C3H8 + O2 → CO2 + H2O

• Balanceamos a equação:

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

• Utilizando as proporções mol e massa, temos: C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H20 1 mol

5 mol

44 g de C3H8 8,8 g de C3H8

3 mol

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O 44 g 3 . 22,4 L 8,8 g V (L) 67,2 . 8,8 = 44 . V

4 mol

reagem com 5 mol de O2 reagem com n mol de O2

5 . 8,8 = 44 . n → n = 1 mol de oxigênio (O2)

V = 67,2 . 8,8 → V = 13,44 L 44 O volume de CO2 produzido na queima de 8,8 g propano é de 13,44 L.

A queima de 8,8 g de propano (C3H8) exige 1 mol de oxigênio (O2).

Pureza dos reagentes

O grau de pureza é uma medida relacionada a misturas. O grau de pureza de uma substância – esteja ela no estado líquido, sólido ou gasoso – indica a porcentagem dessa substância que efetivamente interessa numa reação, quando essa substância está numa mistura. Grau de pureza é o mesmo que teor. Para as transformações químicas, o grau de pureza é muito importante. No motor dos auto-

móveis, a queima da gasolina é uma reação entre a gasolina e as moléculas de oxigênio (O2) do ar atmosférico. Porém, o ar não contém só oxigênio. Na verdade, esse gás corresponde a menos de 20% de qualquer volume de ar atmosférico. E 78% desse volume é de nitrogênio (N2). Só que o N2 não entra na queima da gasolina. O que interessa é só o oxigênio. Então, dizemos que o grau de pureza do ar em relação ao oxigênio é de 20%.

[1]

68 GE QUÍMICA 2017

DEPENDE DO USO O grau de pureza desejável para um material depende do que se espera dele. O latão é uma liga metálica que tem pureza de apenas 30% de zinco. Os restantes 70% são de cobre

[2]

NA PRÁTICA PUREZA

Considere a reação FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S. Qual é a massa de cloreto de ferro II (FeCl2 ) obtida pela reação de 1.100 g de sulfeto de ferro II (FeS), 80% de pureza com excesso de ácido clorídrico (HCl)? Primeiro, uma observação: a expressão “com excesso”, no enunciado, significa que nem todo HCl vai ser utilizado na reação. O enunciado fornece a equação já balanceada. Também é informado o grau de pureza de FeS (80%) e a massa que entra na reação (1.100 g). Isso significa que o FeS está misturado a outras substâncias e que, dos 1.100 g dessa mistura, apenas 80% são de FeS. Só essa quantidade reage com o ácido clorídrico (HCl). Calculando a massa de FeS: mFeS = 80% de 1.100 g mFeS = 880 g Na tabela periódica, consultamos a massa atômica de cada elemento envolvido na reação química e encontramos a massa molar. E, pela regra de três, a massa necessária: FeS + 2 HCl → FeCl2 1 mol 2 mol 1 mol

H2S 1 mol

88 g de FeS produzem 127 g de FeCl2 880 g de FeS produzem m g de FeCl2 88 . m = 880 . 127 m= 1.270 g Essa é a massa de FeCl2 que será produzida pela reação entre HCl e 1.100 g de FeS com 80% de pureza. [1] FERNANDO GONSALES [2] ISTOCK

Rendimento de uma reação

Teoricamente, todas as reações têm 100% de rendimento – ou seja, toda quantidade de reagentes se transforma em produtos. Foi isso o que consideramos em todos os cálculos feitos até aqui, nesta aula. Porém, na prática, as reações sempre apresentam alguma perda. Nem todo reagente é consumido; portanto, nem todo produto é formado. Quando o rendimento de uma reação é diferente de 100%, a quantidade de produto é menor que a esperada. O rendimento de uma reação depende de vários fatores, que, por sua vez, dependem das condições em que a reação é realizada. Preste atenção: o cálculo do rendimento de uma reação segue o mesmo raciocínio que fizemos para encontrar o produto da reação de um reagente com grau de pureza inferior a 100%. A diferença é que a medida do grau de pureza é feita antes dos cálculos estequiométricos. Já a medida do rendimento é feita depois dos cálculos estequiométricos.

NA PRÁTICA RENDIMENTO

Queimando-se 30 g de carbono puro, com rendimento de 90%, qual é a massa de dióxido de carbono (CO2) obtida, conforme a equação C + O2 CO2? O enunciado informa a equação, e ela já está balanceada. O enunciado também afirma que o rendimento da reação é inferior a 100%. Então, a massa do produto também será menor do que a esperada. Vamos calcular a massa do produto se a reação tivesse 100% de rendimento: C + O2 CO2 1 mol 1 mol 1 mol 12 g 32 g 44 g Montamos a regra de três para a quantidade de carbono puro envolvida na reação: 12 g de C produzem 44 g de CO2 30 g de C produzem m g de CO2 12 . m = 30 . 44 m = 110 g de CO2 Então, uma reação com 100% de rendimento produziria 110 g de CO2. Mas a reação tem rendimento de 90%. Então é só calcular 90% de 110 g. Assim, a reação de 30 g de C com 90% de rendimento resulta em apenas 99 g de CO2. GE QUÍMICA 2017

CÁLCULOS QUÍMICOS CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES

CHUÁÁÁ... A água é um solvente universal – nela se dissolve quase tudo. Os peixes, por exemplo, dependem do oxigênio dissolvido nos mares e rios

O que se dissolve em quê A solubilidade de uma solução ç depende p de reações entre as moléculas do solvente e dos solutos

ecordando: as misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas, dependendo do número de fases que apresentam. Com uma única fase, homogênea; com mais de uma, heterogênea. As misturas homogêneas também são chamadas de soluções, e seus componentes, de solutos e solventes. O soluto é aquele cujas partículas se distribuem homogeneamente pelo solvente no processo da dissolução ((sobre soluções, veja o capítulo 1). A concentração de uma solução indica a quantidade de soluto distribuída numa solução.

Dissolução

Para que um soluto se dissolva num solvente, é preciso que suas partículas (moléculas ou íons) interajam. Veja o que ocorre quando se dissolve sal de cozinha em água: A água é um composto molecular. Os átomos que formam a molécula da água, o hidrogênio (H) e o oxigênio (O), têm diferentes graus de eletronegatividade: o átomo O é muito eletronegativo (tem grande poder de atrair elétrons), enquanto o átomo H é pouco eletronegativo (menor poder de atração). Na molécula, o átomo O e os dois átomos H estão ligados – ou seja, compartilham elétrons. Se

70 GE QUÍMICA 2017

o átomo O atrai os elétrons com maior intensidade, os elétrons ficam mais próximos a esse átomo. Isso cria uma polaridade e na molécula. Uma molécula polar é aquela em que os elétrons não estão distribuídos de forma igual entre os átomos. Esse tipo de molécula tem um polo positivo (H, com menos elétrons perto) e um polo negativo (O, com mais elétrons perto). Já o cloreto de sódio (NaCl) é um composto iônico que no estado sólido tem os íons Na+ e Cl– organizados em retículo cristalino. Esse retículo se mantém unido porque os íons se atraem devido a suas cargas opostas ((sobre íons, moléculas e eletronegatividade, veja o capítulo 1).

entre os átomos de hidrogênio e oxigênio. Mas ficam mais próximos do oxigênio

O cloreto de sódio (NaCl) se dissolve em água porque as moléculas da água (H2O) interagem com os íons do sal (Na+ e Cl–) por meio de seus dois polos: o polo negativo (O) interage com os íons positivos (Na+), e o polo positivo (H) interage com os íons negativos (Cl–). Como resultado desse puxa de cá, puxa de lá, a água consegue separar os íons do sal, intrometendo suas moléculas entre os íons. A solução fica saturada – sobra soluto sem ser dissolvido – quando as moléculas de água não são suficientes para separar os íons do sal.

formação de polos. Resultado: a solubilidade do oxigênio em água é muito pequena. A interação entre as partículas não é o único fator que define se uma substância é ou não solúvel em outra. Tanto é que nem todo composto iônico é solúvel em água, mas esses outros fatores não são estudados no Ensino Médio.

Solubilidade

A água tem moléculas que interagem com um imenso número de substâncias. Por isso é chamada solvente universal – o mais importante para o estudo de solubilidade. Esses dados são obtidos experimentalmente, e com eles podemos construir gráficos chamados curvas de solubilidade. A curva de solubilidade indica a quantidade máxima de uma substância capaz de se dissolver em 100 gramas de água, a uma dada temperatura. Veja o gráfico:

ADEUS, RETÍCULO O sal se dissolve quando suas ligações iônicas são quebradas pelas moléculas de água. Acompanhe: água

Na+ + Cl–

Água Sal

2 N + Na

Na+ Cl–

3 1

Cl–

1. Enquanto não se dissolve, o sal permanece com os íons Na+ e Cl– unidos no retículo cristalino; 2. Quando as moléculas de água entram em contato com o retículo cristalino, o átomo de oxigênio atrai o íon positivo Na+ e... 3. ... os átomos de hidrogênio atraem o íon negativo Cl–.

Toda dissolução envolve a interação entre as partículas do soluto e do solvente. Mas atenção: nessa interação não há compartilhamento de elétrons, apenas aproximação. A dissolução por polaridade não ocorre apenas entre moléculas e íons, mas também entre dois tipos de molécula. O açúcar, por exemplo, não é um composto iônico, mas molecular, e também se dissolve em água. Isso porque as moléculas de açúcar, assim como as de água, também são polares. Dessa forma, todas elas interagem. Se não há interação, a dissolução é mínima ou praticamente não ocorre. O gás oxigênio (O2), por exemplo, dissolve-se muito pouco em água. É que as moléculas formadas por átomos iguais (como O2) não apresentam diferença de eletronegatividade. Por quê? Ora, porque os dois átomos são do mesmo elemento químico. Sem diferença de eletronegatividade não há a ISTOCK

Coeficiente de solubilidade (g/100g de água)

NaCl(s)

140

KNO3

120

K2CrO4

100 80

NaCl

60 40

Ce2(SO4)3

20 20

80 temperatura (oC)

UNS MAIS, OUTROS MENOS O gráfico mostra a curva de solubilidade de quatro sais. Repare que o coeficiente de solubilidade é dado em gramas da substância a cada 100 gramas de água. Perceba, também, que, para três desses sais, a solubilidade aumenta conforme a temperatura se eleva – algumas vezes, muito rapidamente, como no caso do sal KNO3. Mas, para um desses sais, o Ce2(SO4)3 , quanto mais quente fica a água, mais difícil é sua dissolução.

ATENÇÃO Alguns autores chamam de solvente a substância que participa da solução em maior quantidade; para outros, solvente é a substância que se encontra no mesmo estado físico da solução, independentemente da quantidade. A água, porém, é sempre considerada solvente. E, quando se fala em solução, sem especificar o solvente, subentende-se solução aquosa. GE QUÍMICA 2017

CÁLCULOS QUÍMICOS CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES

ATENÇÃO Nas expressões químicas, a concentração em mol/L é indicada por dois colchetes [ ]

Concentração

Concentração de uma solução é a quantidade de soluto distribuída numa determinada quantidade de solução. Pela concentração conseguimos determinar quanto do soluto existe em determinado volume ou determinada massa de uma solução. Assim como a solubilidade, a concentração também é uma proporção: concentração =

quantidade de soluto quantidade de solução

Essas quantidades de soluto e solução podem ser expressas em massa, volume ou em quantidade de matéria.

Concentração comum (g/L)

É uma forma muito usual de expressar a concentração (C) de uma solução. Concentração comum é a relação entre a massa de soluto e o volume da solução: C = massa de soluto (em gramas) volume de solução (em litros)

msoluto Vsolução

Uma solução de ácido clorídrico (HCl) com concentração de 30 g/L é uma solução em que para cada litro têm-se 30 g de HCl.

Importante: concentração de uma solução não é o mesmo que densidade de uma solução. Ambas as medidas são uma relação entre massa e volume. Mas veja a diferença: Concentração é a massa de soluto em uma solução; Densidade é a massa de determinado volume de solução, dada pela expressão: d = massa de solução unidades: g/mL, g/L, kg/L volume de solução

Uma solução de NaCl com densidade 1 .200 g/L e concentração de 120 g/L é uma solução em que: A cada litro de solução existem 120 gramas do soluto NaCl (concentração); Cada litro de solução (solvente + soluto) tem massa de 1.200 g (densidade).

Concentração em quantidade de matéria (mol/L)

É a relação entre a quantidade de matéria (mol) e o volume em litros da solução. Sua representação pode ser dada pela fórmula do soluto entre colchetes ou apenas por um par de colchetes fechado. (Lembre-se de que utilizamos a letra n para representar quantidade de matéria.) [ ] = quantidade de matéria (mol) volume de solução (em litros) [ ]=

n (mol) V (em litros)

NA PRÁTICA CONCENTRAÇÃO EM g/L

Uma solução de hidróxido de sódio tem concentração de 40 g/L. Qual seria a quantidade em massa de soluto presente em 100 mL dessa solução? Pelo enunciado, sabemos que: C = 40 g/L Vsolução = 100 mL (que corresponde a 0,1 L).

ATENÇÃO O cálculo da concentração só é possível quando, numa solução, a distribuição do soluto pela solução é homogênea e, portanto, proporcional ao volume.

72 GE QUÍMICA 2017

Usando a fórmula, podemos calcular qual a massa de soluto presente nela:

msoluto Vsolução

40 g/L =

msoluto → msoluto = 4g 0,1 L

Ou seja, se em 1 litro de solução existem 40 g de hidróxido de sódio, em 100 mL existirão 4 g.

NA PRÁTICA CONCENTRAÇÃO EM MOL/L

Se uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) tem concentração de 1,2 mol/L, qual é a quantidade de matéria do soluto em 300 mL dessa solução? Sabemos pelo enunciado que: [NaOH] = 1,2 mol/L Vsolução = 300 mL (que corresponde a 0,3 L). Pela fórmula da concentração em quantidade de matéria, temos que: 1,2 mol/L = nsoluto → nsoluto = 0,36 mol 0,3 L Então, se 1 litro da solução contém 1,2 mol de NaOH, em 300 mL temos 0,36 mol dessa matéria.

Também podemos utilizar a massa molar para relacionar a concentração comum, em g/L, com a concentração em quantidade de matéria, em mol/L.

NA PRÁTICA

Concentração em porcentagem de massa

É a concentração que relaciona massa de soluto por massa de solução (m/m). Geralmente, é dada em porcentagem, ou a massa de soluto contida em 100 gramas de solução.

FLÚOR VERSUS CÁRIE A adição de flúor nas pastas dentais é pequena, mas suficiente para combater as bactérias que corroem os dentes

% em massa = massa de soluto (em gramas) massa de solução (em gramas)

RELAÇÃO ENTRE g/L E MOL/L

Para a mesma solução de NaOH com concentração de 1,2 mol/L: Pela tabela periódica, sabemos que a massa molar (M) dessa base é de 40 g/mol (Na = 23 u , O = 16 u e H = 1 u); Sabemos também que a quantidade de uma substância, em mol, é igual à massa da substância dividida por sua massa molar: n= m M Então, podemos estabelecer a reação: m m = 48 g n = m 1,2 mol = M 40 g/mol Descobrimos, assim, que 1,2 mol de NaOH tem 48 g de massa. Então, a concentração de NaOH na solução é C = 48 g/L.

Esse tipo de cálculo da concentração ainda permite prever a concentração de íons presentes em uma solução.

NA PRÁTICA CONCENTRAÇÃO EM PORCENTAGEM

Uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) a 5% é aquela que apresenta, a cada 100 g de solução, 5 gramas de NaOH. Ou a cada 1 quilo (1.000 gramas) de solução, 50 gramas de NaOH. Note que em 100 g de solução existem 95 g de solvente: Hidróxido de sódio 5% (m/m) soluto 5g

solvente 95g

solução 100g

Concentração em partes por milhão (ppm)

É uma medida utilizada quando a solução tem uma quantidade muito pequena de soluto. Pode ser expressa em massa ou em volume. em massa

1 g de soluto 1 mg de soluto ou 106 g de solução 1 kg de solução

NA PRÁTICA CONCENTRAÇÃO DE ÍONS

Uma solução foi preparada dissolvendo-se 0,4 mol de cloreto de alumínio (AlCl3 ) em água suficiente para totalizar 1 litro de solução. Qual é a concentração em mol/L dos íons presentes na solução? Acompanhe o raciocínio: O enunciado nos informa a concentração: [AlCl3] = 0,4 mol/L O composto AlCl3 tem um íon positivo Al3+ (cátion) e três íons negativos Cl– (ânions). Sabemos que a água separa esses íons segundo 3+ sua polaridade: AlCl3 Al + 3 Cl– . Ou seja, para cada mol de AlCl3 dissolvido haverá a formação de 1 mol de íons Al3+ e três mol de íons Cl–, distribuídos homogeneamente pela solução. Então, podemos dizer que [Al3+] = 0,4 mol/L e [Cl–] = 1,2 mol/L ALEX SILVA

1 ppm

3 de soluto 1 L de soluto em volume 1 cm ou 3 1 m de solução 106 L de solução

SAIBA MAIS Nos cremes dentais há, aproximadamente, 1.500 ppm de flúor sob a forma de íons fluoreto. A relação “partes por milhão” se dá entre as grandezas de massa: a cada 1 milhão de miligramas de creme dental (106 mg, ou 1 kg), existem 1.500 mg de fluoreto. GE QUÍMICA 2017

CÁLCULOS QUÍMICOS CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES

Proporções corretas

Diluição e concentração

m laboratório, para realização de experimentos, os químicos nem sempre utilizam substâncias puras, mas dissolvidas em soluções aquosas. Em solução, a superfície de contato entre os reagentes é maior – o que faz com que a reação ocorra mais rapidamente, e a observação dos fenômenos químicos fica mais fácil. Nesta aula veremos os vários procedimentos realizados em laboratório: desde a preparação, a diluição até a mistura de diversas soluções.

Preparo de uma solução

Qualquer solução antes de começar a ser preparada precisa ter definidos o volume e a concentração. O preparo de 250 mililitros de uma solução de sulfato de níquel [NiSO4] = 0,1 mol/L segue os seguintes passos: Cálculo da quantidade de soluto necessária para a solução: Volume da solução: 250 mL; Concentração: 0,1 mol/L Sabemos que [

]

n = V

Então:

n = 0,1 mol/L . 0,25 L n = 0,025 mol de NiSO4 (Lembre-se de que o volume (V) se refere ao volume da solução, e não apenas da água.) Consultando a tabela periódica, sabemos que 1 mol de NiSO4 tem MM = 155 g/mol. Então, pela regra de três, descobrimos a massa de 0,025 mol: 1 mol 0,025 mol SEM GELO, POR FAVOR Quanto mais água se acrescenta, mais diluído fica o suco de laranja

74 GE QUÍMICA 2017

– 155 g – mg

m = 0,025 . 155 = 3,9 g 1 Temos as medidas exatas da solução a ser preparada: 250 mL de solução com 3,9 g de NiSO4.

Lidamos com o conceito de concentração comumente no dia a dia. Um café forte é aquele em que a água tem alta concentração das substâncias contidas no pó. Um refresco aguado é aquele em que a quantidade de polpa de fruta é pouca em comparação à quantidade de água – ou seja, a polpa está muito diluída. De modo geral, pode-se dizer que: Diluir uma solução significa acrescentar solvente à solução. Isso aumenta o volume final da solução, mas a quantidade de soluto permanece inalterada. Daí, a concentração da solução é menor; Concentrar uma solução significa diminuir a quantidade de solvente. Nesse caso, o volume da solução diminui, mas a quantidade de soluto permanece constante, o que resulta no aumento da concentração. O aumento na concentração pode ser feito pela evaporação do solvente. Repare que, nos dois processos – de diluição e concentração –, só se altera o volume da solução. A quantidade de soluto permanece constante. Assim, podemos estabelecer algumas relações entre dois momentos de uma mesma solução que sofre um processo de concentração ou diluição. Acompanhe: Considere uma solução com concentração inicial C1 (dada em g/L) e volume inicial V1 (dado em L). Sabemos que a concentração é a massa do soluto dividida pelo volume da solução, então: C1 = m1/V1 m1 = C1 . V1 Se a concentração inicial da solução for alterada, teremos: C2 = m2/V2 e, portanto, m2 = C2 . V2, em que C2 é a concentração final e V2, o volume final. Mas sabemos que a massa do soluto não se altera. Se m1 = m2 C1 . V1 = C2 . V2 Ou seja, numa solução cuja concentração é aumentada ou diminuída, a concentração e o volume são inversamente proporcionais: se o volume da solução sobe, a concentração desce; se o volume da solução desce, a concentração se eleva. O raciocínio é válido para concentrações medidas em quantidade de matéria ([ ], em mol/L). A quantidade de matéria não se altera, e a concentração é inversamente proporcional ao volume: [ ]1 . V1 = [ ]2 . V2

NA PRÁTICA DILUIÇÃO

A 100 mL de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,3 mol/L adicionamos 400 mL de água. Qual é a concentração da nova solução?

• O enunciado dá os valores iniciais da solução: [NaOH]1 = 0,3 mol/L e V1 = 0,1 L (100 mL). Queremos descobrir o valor de [NaOH]2.

• Se recebeu mais água, a solução foi diluída.

• Para encontrar [NaOH]2, é preciso, primeiro, descobrir o volume final da solução (V2): a soma do volume inicial (V1 = 100 mL) com a água adicionada (400 mL) é V2 = 100 mL + 400 mL = 500 mL (0,5 L)

• Sabemos que [ ]1 . V1 = [ ]2 . V2 Então: 0,3 . 0,1 = [NaOH]2 . 0,5 [NaOH]2 = 0,06 mol/L A concentração da solução final de hidróxido de sódio será de 0,06 mol/L.

Mistura sem reação

Quando se misturam duas soluções, a concentração e o volume finais dependem do fato de ocorrer, ou não, alguma reação química entre os componentes das soluções misturadas. Na mistura de soluções em que não há reação química entre os componentes, o volume e a concentração dos solutos na solução final são diferentes dos valores originais. Se as soluções misturadas (a, b, c...) têm mesmo soluto e mesmo solvente, a quantidade de matéria da solução resultante (nF) é a soma da quantidade de matéria dos solutos das soluções iniciais (nF = na + nb + nc + ...). E o volume final é a soma dos volumes de cada uma das soluções originais: (VF = Va + Vb + Vc + ...) Já para as soluções com solutos diferentes, no caso de misturas sem reação química, apenas o volume se altera – o que, por sua vez, altera a concentração. O raciocínio é claro: a quantidade de matéria permanece a mesma, tanto para a substância A quanto para a substância B. Sobe apenas o volume.

NA PRÁTICA SEM REAÇÃO

Qual é a concentração final de uma solução preparada pela adição de 80 mL de uma solução de KOH 0,5 mol/L a 20 mL de uma solução de mesmo soluto, de concentração 1,2 mol/L? [S1] = [KOH] = 0,5 mol/L; V1 = 0,08 L [S2] = [KOH] = 1,2 mol/L; V2 = 0,02 L

Sabemos que n = [ ] . V . Então: n1 = 0,5 mol/L . 0,08 L = 0,04 mol n2 = 1,2 mol/L . 0,02 L = 0,024 mol

Sabemos, também, que o volume final é a soma dos dois volumes iniciais: V1 + V2 = 0,08 + 0,02 → VF = 0,1 L

Se as duas soluções têm o mesmo soluto, a quantidade de matéria final é a soma das quantidades iniciais de matéria: nF = na + nb = 0,04 + 0,024 = 0,064 mol

E a concentração final é a relação entre o volume e a quantidade de matéria finais: [KOH] = nf = 0,064 Vf 0,1 [KOH] = 0,64 mol/L

Mistura com reação

Em alguns casos, na mistura de duas soluções, os componentes de uma reagem com os componentes da outra, formando novas substâncias. Para determinar a quantidade final de cada uma dessas substâncias é preciso analisar os cálculos estequiométricos da reação.

NA PRÁTICA COM REAÇÃO

Numa mistura de solução de nitrato de prata (AgNO3(aq)) com outra solução, de cloreto de sódio (NaCl(aq),), ocorre a precipitação do cloreto de prata (AgCl(s) , de M = 143 g/mol), segundo a equação AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) Num béquer misturaram-se 200 mL de solução 0,4 mol/L de AgNO3 e 400 mL de solução de NaCl de concentração 0,2 mol/L. Determine a massa do precipitado. Perceba que só é possível saber a massa do precipitado se for conhecida a quantidade de cada soluto. Para isso, fazemos o cálculo estequiométrico:

Primeiro, calculamos a quantidade de matéria de cada soluto nas soluções iniciais: Para a solução de AgNO3: [AgNO3] = 0,4 mol/L V = 0,2 L [ ]=n / V n= [ ] . V = 0,4 . 0,2 = 0,08 mol Para a solução de NaCl: [NaCl] = 0,2 mol/L V = 0,4 L [ ]=n / V n= [ ] . V = 0,2 . 0,4 = 0,08 mol

Sabendo quanto de cada soluto reagiu, fazemos o cálculo estequiométrico: AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) 1mol 1mol 1mol 1mol Mantendo a proporção, temos que: 0,08 mol + 0,08 mol 0,08 mol + 0,08 mol A quantidade de AgCl precipitado é 0,08 mol

Por fim, calculamos a massa desse precipitado pela relação n = m M 0,08 = m = 11,44 g 143

A massa do precipitado é de 11,44 gramas. GE QUÍMICA 2017

COMO CAI NA PROVA

1. (PUCCAMP 2016) O consumo excessivo de sal pode acarretar o aumento

da pressão das artérias, também chamada de hipertensão. Para evitar esse problema, o Ministério da Saúde recomenda o consumo diário máximo de 5 g de sal (1,7 g de sódio). Uma pessoa que consome a quantidade de sal máxima recomendada está ingerindo um número de íons sódio igual a Dados: Massa molar do Na = 23,0 g/mol. Constante de Avogadro: 6,0 . 1023 mol–1. a) 1,0 . 1021 b) 2,4 . 1021 c) 3,8 . 1022 d) 4,4 . 1022 e) 6,0 . 1023

RESOLUÇÃO O sal de cozinha é o cloreto de sódio (NaCl), em que os dois elementos são íons, Na+ e Cl–. Sabemos que esta substância é composta dos íons sódio e cloro. O exercício informa que em 5 g de sal há 1,7 g de sódio. Mol é a unidade que mede a quantidade de matéria em uma amostra. Assim como uma dúzia equivale a 12 unidades, um mol equivale a 6 . 1023 partículas. Essas partículas podem ser átomos, moléculas, íons. E massa molar é a massa de um mol de partículas. No caso deste exercício, essas partículas são íons Na+. Sabemos que a massa molar de 6 . 1023 íons Na+ é 23 g. Para descobrir a quantidade de Na+ em 5 g de sal, basta fazer a regra de três: 6,0 . 1023 íons Na+ --------------------- 23 g x ---------------------------------------------------- 1,7 g x = 0,443478 . 1023 íons Na+ � x = 4,4 . 1022 íons Na+ Resposta: D

2. (Unimontes 2014) Um procedimento depende de 0,9 g de sulfato cúprico

anidro, CuSO4 , porém tem-se disponível o sulfato cúprico penta-hidratado, CuSO4 . 5H2O. Para a realização do procedimento, deve-se pesar uma quantidade de CuSO4 . 5H2O aproximadamente, igual a... Dados: Massas atômicas: Cu=63,5; S=32; O=16; H=1 a) 0,58 g. b) 1,56 g. c) 1,41 g. d) 0,90 g.

RESOLUÇÃO Entendendo o enunciado: precisa-se de 0,9 g de CuSO4 . No entanto, dispõe-se dessa substância misturada a H2O. Para cada molécula de CuSO4 há 5 moléculas de água (H2O). O que se pede é a massa de CuSO4 . 5 H2O necessária para se obter 0,9 g de CuSO4 . Os conceitos envolvidos na questão: massa molecular, mol e massa molar. 1 átomo de cobre (Cu), com massa 63,5 u; 1 átomo de enxofre (S), de massa 32 u; 4 átomos de oxigênio (O), com massa total de 16 . 4 = 64 u Portanto, a massa molecular de CuSO4 é 159,5 u. O mesmo raciocínio para 5 H2O: 10 átomos de hidrogênio (H), com massa 10 u 5 átomos de oxigênio (O) com massa 80 u Então a massa de 5 H2O é 90 u. A massa total da mistura. CuSO4 . 5 H2O é a soma das massas de cada uma das substâncias: 159,5 + 90 = 249,5 u – esta é a massa de um mol CuSO4 . 5H2O.

76 GE QUÍMICA 2017

Você deve se lembrar de que a massa molar é numericamente igual à massa molecular, só que em gramas. Assim, a massa molar do CuSO4 . 5H2O é 249,5 g/mol, sendo que 159,5 g correspondem ao sulfato cúprico e 90 g correspondem às moléculas de água. Para descobrir a massa necessária de sulfato cúprico, basta resolver a regra de três: 249,5 g de CuSO4 . 5H2O --------------- 159,5 g de CuSO4 m --------------------------------------------------- 0,9 g m = 1,41g Resposta: C

3. (PUCRJ 2015, adaptada) Considere as seguintes informações:

I. A quantidade de sais dissolvidos no Mar Morto é da ordem de 40 . 109 ton. II. O volume de água no Mar Morto é 122. 10⁹ m3 com os sais dissolvidos. Calcule a concentração de sais dissolvidos, em g/L, nas águas do Mar Morto.

RESOLUÇÃO Questão fácil. Você só tem de dominar o conceito de concentração comum, a proporção de um soluto em um solvente. Deve se lembrar, também, da conversão de tonelada em grama. Convertendo tonelada para grama: 1 ton = 1.000 kg = 1.000.000 g (10 6g) Assim, para calcular a massa de soluto: 1 ton --------------------- 10 6 g 40 . 10 9 ton ---------- m m = 40 . 10 15 g O volume de solvente (a água do Mar Morto) é dado m3. Novamente, conversão de medidas, de m3 para L. 1 m3 = 1.000 L. Então, 1 m3 ------------------------- 1.000 L 122 . 109m 3 ---------- v v = 122 . 1012 L Calculando a concentração, pela fórmula C = m soluto V solução C = 40 . 1015 g = 327,87 g . L–1 122 . 1012 L Resposta: a concentração de sais no Mar Morto é de 327,87 g/L.

4. (IFSP 2013) O metal manganês, empregado na obtenção de ligas metálicas, pode ser obtido no estado líquido, a partir do mineral pirolusita, MnO2, pela reação representada por: 3 MnO2 (sólido) + 4 Al(sólido) � 3 Mn(líquido) + 2 Al2O3 (sólido) Considerando que o rendimento da reação seja de 100%, a massa de alumínio, em quilogramas, que deve reagir completamente para a obtenção de 165 kg de manganês, é: Dados: Massas molares em g/mol: Al = 27; Mn = 55; O = 16 a) 54 b) 108 c) 192 d) 221 e) 310

RESUMO Lorem ipsondolor Cálculos químicos

RESOLUÇÃO Lembrando: os coeficientes estequiométricos indicam a proporção, em mol, das substâncias empregadas. Pela equação química apresentada no enunciado, sabemos que 4 mol de Al produzem 3 mol de Mn. Pede-se a massa de Al que deve reagir para produzir 165 kg de Mn. Precisamos então descobrir a massa, em gramas, que equivale a essas quantidades de mol. Cada mol de Al tem massa de 27 g. Portanto, 4 mol tem massa de 108 g. Cada mol de Mn tem massa de 55 g. Para 3 mol, são 165g. Por regra de três , a massa de Al necessária para a produção de 165 kg de Mn: 108 g de Al (4 mol) -------------------- 165 g de Mn (3 mol) m ------------------------------------------------------ 165.000 g (165 kg) m = 108.000 g ou 108 kg Resposta: B

5. (IFPE 2016) O ácido bórico (H BO ) ou seus sais, como borato de sódio e 3

borato de cálcio, são bastante usados como antissépticos, inseticidas e como retardantes de chamas. Na medicina oftalmológica, é usado como água boricada, que consiste em uma solução de ácido bórico em água destilada. Sabendo-se que a concentração em quantidade de matéria (mol/L) do ácido bórico, nessa solução, é 0,5 mol/L, assinale a alternativa correta para massa de ácido bórico, em gramas, que deve ser pesada para preparar 200 litros desse medicamento. Dados: Massas molares, em g/mol: H = 1; B = 11; O = 16 a) 9.500 b) 1.200 c) 6.200 d) 4.500 e) 3.900

RESOLUÇÃO A concentração em quantidade do ácido bórico é 0,5 mol/L, ou seja, para cada 1 L de solução há 0,5 mol de ácido bórico. Para 200 L do medicamento, então: 0,5 mol de H3BO3 -------------------- 1 L de solução n -------------------------------------------------- 200 L de solução n = 100 mol de H3BO3 Traduzindo: para produzir 200 litros de medicamento, precisaríamos de 100 mol de H3BO3. Porém, o exercício pede a quantidade de H3BO3 em massa – ou seja, a massa molar de H3BO3. O enunciado fornece a massa molar de cada um dos elementos químicos. Assim, temos Para H = 1 g/mol; então para 3 mol de H, a massa é de 3 g/mol; Para 1 mol de B, a massa é de 11 g/mol; Para 1 mol de O = 16, então para 3 mol de O a massa é de 48 g/mol Somando a massa molar de todos esses elementos, temos a massa molar do composto H3BO3: 3 + 11 + 48 = 62 g/mol. Com a massa molar, calculamos a massa de 100 mol de H3BO3 , novamente por uma simples regra de três: 1 mol de H3BO3 ---------------------- 62 g 100 mol de H3BO3 ----------------- m m = 6.200 g Resposta: C

GRANDEZAS GIAMCORE MAGNA E UNIDADES accum am, Massa vullam, atômica core feum (MA)auguerit, é a massa si de blam, um quat. átomo, Lormedida sequat lorerci em unidade tem accum de massa il ulputatômica nummy (u). nit Uma unidade atômica valeinit 1/12 massa do exeros átomo nullam adit eade admassa tetumsan hent lor adionsequip do do zzrit Carbono-12 Massa (MM)veéa doisótopo dolor sum amcorer(C-12). sustrud dui etmolecular autpatin eugue soma massa de todos os zzrit átomos que el formam umaincing molélenimda vulluptate consectem wismod ulputatum et lutdiamcom molumsandip. cula ou um composto iônico. A unidade da massa molecular também é u. Mol é a unidade de medida para a quantidade EAFACIDUNT DOLOBOR sustrud magna de matéria contida em certo volume. O molfeugiam funcionaveniam como a zzrilit luptatem iriusto consequi eraesto eugait luptat do ese unidade dúzia para objetos, e é um número absoluto, usado para contar átomos, íons oumincillandre moléculas: tantos molonullan de átomos, tat dolut venis amconsed commodi ver tantos de moléculas etc. sustrudmol modigniam ipsuscillam, cor iliquat. Num volobor eraestionum ing eniatummy nulputem vent amet CÁLCULOS iusto odignim ESTEQUIOMÉTRICOS quisis adiam aliquat São vel osesequip cálculos que podemos fazer a partir dos coeficientes de uma reação balanceada. Os coeficientes IS NULLA FEUGAIT indicamaut a proporção venim nostrud de cada min ut reagente wissecteemagnibh produto, em et nim mol.incillandre Essa proporção do commy se mantém non hendip na contagem eu feugait do número lobore de moléculas, átomos e nulluptatum íons e na massa dessas espécies. magnim am, quisciduis venit in velendi gnissenit, sequat. Equat. Ut iliscidunt la commy nostion hendiam commod dit velendrero diat,gás velnum ing ex elit at pratin esectet GASES A quantidade de um recipiente depende das nonullan de heniam doloreet do eusua facil utpat. Ostoe variáveis estado do gás:amcore seu volume, temperatura nosto consequisl ullandrem quat am aodiamet, pressão velent a que opratet gás está submetido. Essas três variáveis se inter-relacionam: alterando-se umanonse alteram-se as demais. dolorem veliquatue min velesequam facipisim zzriure. Temperatura termodinâmica é a medida da energia cinética (agitação) das partículas docommy gás, geralmente medida em kelRCILIQUATET VULLAN ute nullaorem ip ero consectet o lumKvel + 273).exerosting Volume molar endreros de aut um ilis gásat. é Lesto o volume dovin, (1ulput K = Cveliquis lorperci tio in henim iusci bla at. Gait ocupado pordolutpat um molullaore do gás riurerit em CNTP (condições normais de atummolore etiepressão). te er ipisim ditvalor wisl nunca ipsum varia dunt velis temperatura Esse e valealiquat. 22,4 L. SOLUÇÕES NONUMMOGrau LOBORERO de pureza, etumsandrem ou teor, é a porcentagem dolorperatemde dodeterduis minada aciduntsubstância vel ullametpresente nosto coreet numaalis mistura. aliquipit Concentração vent adignisim éa quantidade ipsuscipit inde Delsoluto ut lutat distribuída aute mincill emandipsustis determinada do exeraestrud quantidade eum nissed essequat volore tem adit erser ip elenit de solução. É semprenonulput uma proporção, e pode dada ing em diversas et irilit iureet unidades, laoremcomo veraess parte equisi. porEcte milhão vulla(ppm), commymassa nullam, de soluto por volume de solução ounonulla quantidade de lorem matésis nulluptat, sum venibh elesto(g/L), conum facilit nit delesto ea feui blandre eui tet lam A curva de solubilidade ria por volume de solução (mol/L). indica a quantidade de determinada substância que é capaz IS NULLA FEUGAIT aut venim nostrud minautdada wissecte magnibh de se dissolver em 100 gramas de água, temperatura. et nim incillandre do commy non hendip eu feugait lobore TRANSFORMAÇÕES magnim am, quisciduis EM nulluptatum SOLUÇÕES Diluir venituma in velendi solução gnissenit, significa acrescentar sequat. Equat. solvente Ut iliscidunt à solução. la commy Issonostion aumenta hendiam o volume commod final, mas dit velendrero não alteradiat, a quantidade vel ing ex elit de soluto at pratin – portanto, esectet nonullan reduz a concentração da solução. sentido inverso, concentrar uma heniam doloreet amcore No do eu facil utpat. solução é diminuir a quantidade de solvente: o volume da soRCILIQUATET ute commy nullaorem ip eropermanece consectet lução cai, mas aVULLAN quantidade de soluto, novamente, constante. lum vel ulput Emveliquis misturas exerosting de soluções endreros feitas autcom ilis at. osLesto mesmos dosolutos lorpercietiosolventes, dolutpat ullaore nas quais riurerit nãoinocorrem henim iusci reações bla at.entre Gait solventes e solutos, final de matéria é a aliquat. soma da atummolore tie te era quantidade ipisim dit wisl ipsum dunt velis quantidade de matéria de cada soluto e cada solvente: nF = na +NONUMMO nb + nc +... OLOBORERO mesmo é válido etumsandrem para o volume dolorperatem final da solução: do duis vel Vc + ... Já nosto nas coreet misturas alisem aliquipit que osvent componentes adignisim Vacidunt F = Va + V b +ullamet das soluções reagem si, o cálculo da quantidade final ipsuscipit in Del ut lutatentre aute mincill andipsustis do exeraestrud eum nissed essequat nonulput voloreda tem adit er ip elenit.dos de cada componente ou do produto reação depende cálculos estequiométricos.

GE QUÍMICA 2017

EQUILÍBRIO QUÍMICO CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO

Infográfico: acidez da chuva ........................................................................98 Reações reversíveis .......................................................................................100 Deslocamento do equilíbrio .......................................................................103 Equilíbrio iônico ............................................................................................106 pH e pOH ...........................................................................................................109 Como cai na prova + Resumo .....................................................................112

Como era doce este rio O rompimento de uma barragem de rejeitos no município mineiro de Mariana deixa um rastro de destruição que deve levar anos para ser superado

desastre ocorreu numa tarde de quintafeira, no início de novembro. Uma barragem de rejeitos da extração de ferro de uma mina da empresa Samarco, nos arredores da cidade de Mariana, Minas Gerais, se rompeu. Em questão de minutos, 50 milhões de metros cúbicos de água carregada de metais pesados inundaram com uma lama vermelha o leito do pequeno Rio Gualaxo do Norte. Metais pesados são substâncias como o mercúrio e o cádmio, facilmente solúveis em água e que, assimilados por organismos vivos, interferem no seu bom funcionamento. Em cadeia, os rejeitos foram carregados do Gualaxo para outros rios, até desaguarem no Rio Doce. E, em poucos dias, chegaram ao Oceano Atlântico, nas costas do Espírito Santo, 600 quilômetros distante do local da tragédia. Ao longo desse caminho, a lama solapou margens, destruiu barcos, arrasou plantações e soterrou casas. Saldo do desastre: mais de 20 mortos e centenas de desabrigados, dezenas de casas soterradas e milhões de peixes mortos. Os danos causados pelo maior acidente ambiental do país não se restringem aos prejuízos imediatos. Deixa um rastro de problemas sociais, econômicos e ambientais que prometem perdurar por anos. Segundo o Comitê da Bacia Hidrográfica do Rio Doce, 500 mil pessoas tiveram o fornecimento de água comprometido em Minas Gerais e Espírito

96 GE QUÍMICA 2017

Santo. Mas, depois, começaram a ser analisados os danos de mais longo prazo – por exemplo, a sobrevivência da população ribeirinha que tem na pesca seu ganha-pão. Existem danos mais duradouros, impossíveis de ser contabilizados de imediato. Ao longo do percurso, a onda assoreou e mudou o curso do leito dos rios e soterrou nascentes. A destruição não foi idêntica ao longo de todo o trajeto da lama tóxica. Nos primeiros trechos atingidos, nos rios menores, a lama extravasou as margens e matou a vegetação ali existente por soterramento. Ao chegar ao Rio Doce, mais largo, os dejetos se acomodaram ao leito e apenas sujaram as margens. Mas, em ambos os casos, ocorreu contaminação das águas e do solo. Passados meses do desastre, ninguém sabe dizer quanto tempo será necessário para que se recupere o ecossistema aquático do Rio Doce, de seus afluentes e da região da foz. Um dos efeitos da TSUNAMI DE LAMA contaminação dos rios A onda de rejeitos da atingidos pelo desastre extração de ferro da foi a alteração na aci- mineradora Samarco, dez da água. O índice em Mariana, percorreu de acidez é uma gran- 600 quilômetros até a foz deza química, que você do Rio Doce, nas costas vê neste capítulo. do Espírito Santo

FABIO BRAGA/FOLHAPRESS

GE QUÍMICA 2017

EQUILÍBRIO QUÍMICO INFOGRÁFICO

A acidez do meio Um dos indicadores de poluição ambiental é o nível de acidez da água. O aumento da acidez ocorre quando há um desequilíbrio nas reações entre a água e outras substâncias. É assim que chuvas e rios ficam mais ácidos

H2O

ATÉ CERTA DOSE É NATURAL

FUMAÇA VENENOSA

A água da chuva já é um pouco ácida. O problema é quando essa acidez aumenta muito

A chuva ácida é causada por substâncias liberadas principalmente pela queima de combustíveis fósseis

1 A água no ar CO2

A água pura é composta apenas de moléculas H₂O, e tem pH = 7, ou seja, é neutra (veja na pág. 111).

CO2

H2O

não é pura. As moléculas H₂O se combinam com o dióxido de carbono (CO₂).

H2O

ácido carbônico se ioniza e 4 Olibera um íon hidrogênio (H+).

MULTI/SP

NO2

5 Acidez do bem

Nos carros O calor liberado pela explosão no motor dos automóveis fornece a energia necessária para a formação de NO e NO₂. Esse gás é liberado pelo escapamento.

A água de um rio limpo também é pouco ácida. A flora e a fauna aquáticas agradecem e florescem. H+

H+

6 Efeito multiplicador Mas a chuva ácida pode elevar essa acidez. São responsáveis, também, pelo aumento da acidez indústrias, fazendas, frigoríficos e mineradoras que despejam nos rios a água usada no sistema de produção, sem tratamento.

98 GE QUÍMICA 2017

Na atmosfera O NO reage com o oxigênio (O₂), formando dióxido de nitrogênio (NO₂). Esse gás, misturado com fuligem e poeira, é que dá ao céu azul o tom marrom, comum nas grandes cidades.

O pH da água diminui e a chuva fica ligeiramente ácida. Normal.

HCO3

carbônico (H₂CO₃).

H+

NO2

2 Mas a água da atmosfera

3 Essa reação produz ácido H2CO3

O PROCESSO DO NITROGÊNIO

H2O

7 Acidez do mal O aumento da acidez afeta, primeiro, organismos menores, como pequenas algas, larvas e insetos. Aos poucos, o efeito nefasto agride toda a cadeia alimentar, eliminando todos os organismos. O rio ou o lago morre.

H2O

PROCESSO DO ENXOFRE

SO2

= HNO3

3 Nas nuvens O NO₂ sofre novas reações e se transforma em ácido nítrico (HNO₃). Esse ácido eleva a acidez da água, que cairá na forma de chuva.

SO2 +

H2O

H2SO3

SO3 +

H2O

H2SO4

SO2

H2O

Outro vilão O nitrogênio tem lá sua parte de culpa, mas o maior responsável pela chuva ácida é o enxofre (S). A reação da gasolina e do diesel com o oxigênio, no motor, gera dióxido e trióxido de enxofre (SO₂ e SO₃, respectivamente), que são liberados pelo escapamento dos veículos.

Fábrica de ácido O SO₂ que sobe para a atmosfera reage com as moléculas de água (H₂O), formando ácido sulfuroso (H₂SO₃). O SO₂ reage também com o O₂, produzindo trióxido de enxofre (SO₃). Esse trióxido, por sua vez, combina-se com a água e cria o ácido sulfúrico (H₂SO₄), que é muito forte.

HNO3

H2SO4

H2SO3

CaCO3

6 Efeito corrosivo O H₂SO₄ reage com o mármore (CaCO₃) e provoca a corrosão de fachadas e monumentos feitos desse material.

SO2

8 Longo alcance Indústrias e termelétricas também podem lançar no ar compostos de enxofre e nitrogênio. Carregados pelo vento, esses compostos podem contaminar o ar, num raio de mais de 100 quilômetros.

GE QUÍMICA 2017

EQUILÍBRIO QUÍMICO REAÇÕES REVERSÍVEIS

Em círculo vicioso Algumas reações se revertem, transformando em reagente o que era produto, e vice-versa

xistem dois tipos de reação: as reversíveis e as irreversíveis. Uma reação irreversível é aquela que não pode ser feita no sentido inverso. Por exemplo, a combustão: na queima de uma folha de papel ou de gasolina, a substância original deixa de existir e é impossível recuperar o papel ou o combustível do produto da reação, CO2 e cinzas. Uma reação reversível é aquela em que os reagentes se transformam em produtos e esses produtos voltam a se transformar nas substâncias originais, os reagentes. Um exemplo de reação reversível é a formação de gás carbônico quando se abre uma garrafa de refrigerante. O que define se uma reação é reversível ou irreversível tem a ver com o equilíbrio químico, ou equilíbrio dinâmico. Numa reação reversível, os elementos A e B reagem para formar C e D. Essa é a chamada reação direta: A + B C + D No sentido contrário, os produtos C e D reagem para formar novamente A e B, numa reação inversa: C + D A+ B Representamos essa situação de reversibilidade assim: C + D A + B

Situação de equilíbrio

Considere uma reação reversível que ocorre num sistema fechado (um recipiente que não permita que nenhuma substância saia nem entre). No início da reação existirão apenas moléculas dos reagentes colidindo entre si até obter energia suficiente para formar os produtos, na reação direta. Desde o momento em que surgem moléculas dos produtos no sistema, elas também entram em colisão, até obter energia para formar novamente os reagentes, na reação inversa. Ocorrem, então, duas reações simultaneamente. Mantenha em mente: a concentração dos reagentes influencia na velocidade da reação (veja o capítulo 2). No início da reação direta, quando temos apenas moléculas dos reagentes, a velocidade de formação dos produtos é a máxima.

100 GE QUÍMICA 2017

SAIBA MAIS QUEBRA DO EQUILÍBRIO

Ao abrir uma garrafa de refrigerante você provoca várias reações.

A reação mais notável é a de formação do ácido carbônico (H2CO3), que se decompõe em água (H2O) e gás carbônico (CO2). Com a garrafa fechada, e em temperatura constante, essa reação reversível permanece em equilíbrio: o H2CO3 se forma e, ao mesmo tempo, se decompõe. Quando a garrafa é aberta, a pressão no interior cai – o que altera a velocidade das duas reações. O líquido borbulha.

ESPUMANTE Quando uma garrafa de refrigerante ou de champanhe é aberta, uma reação química é deflagrada e forma gás carbônico. O gás escapa, criando a espuma

Concentração

Isso porque existem muitas moléculas para colidir e se transformar em produtos. À medida que os reagentes se transformam em produtos, a quantidade de reagentes cai e, por consequência, cai também a velocidade da reação direta. Por outro lado, a velocidade da reação inversa é nula no início da reação, pois não há moléculas de produtos. Mas, à medida que os produtos se formam, sua concentração aumenta, e também a velocidade da reação. Em algum momento desse processo de vaivém, a velocidade das reações direta e inversa se iguala. As reações continuam acontecendo, nos dois sentidos, mas a concentração de produtos e reagentes não mais se altera. Essa é a situação de equilíbrio químico ou equilíbrio dinâmico. É como se fosse um jogo de cabo de guerra, em que as forças aplicadas de cada um dos lados são iguais, mas opostas, se anulando. Num gráfico, a variação na concentração das substâncias de uma reação qualquer fica assim:

Se os dois gráficos forem comparados, o momento em que a concentração de cada substância se estabiliza coincide com o momento em que a velocidade das duas reações se iguala.

NA PRÁTICA EQUILÍBRIO DE REAÇÕES REVERSÍVEIS

A reação de decomposição do N2O4 (g) em NO2 (g) é reversível: 2 NO2 (g) N2O4 (g) O gás N2O4 é incolor; o gás NO2 tem cor castanho-avermelhada. Num sistema isolado, à medida que as moléculas de N2O4 se colidem e reagem, a cor vai se alterando pelo aumento gradual na concentração de NO2. Em determinado momento, a cor não se altera mais, pois o sistema entra em equilíbrio.

N2 O 4

Vd = Vi

NO2

reagentes N2O4 (s)

N2O4 (g)

2 N2O(g)

produtos Tempo

TANTO DE UM, TANTO DE OUTRO Veja no eixo da concentração: no início, há bem mais reagentes do que produtos. Mas, a partir de certo momento, a velocidade da reação direta é a mesma que a da reação inversa (Vd = Vi). A partir de então, as concentrações de reagentes e produtos se mantêm constantes.

Velocidade da reação inversa Tempo

JUNTINHAS Repare como a velocidade das reações varia no decorrer do tempo. No início, quando há apenas reagentes, a reação direta ocorre em alta velocidade. Nesse mesmo momento, a reação inversa ainda é muito lenta, pois praticamente não há produtos para reagir. Mas, à medida que a reação ocorre, a velocidade da reação direta se reduz e a da reação inversa cresce. Em certo momento, as velocidades se igualam (Vd = Vi). É o equilíbrio químico. ISTOCK

A certa altura, existem tantas moléculas de N2O4 quanto de NO2. A reação alcança o equilíbrio químico e a cor se estabiliza

N2 O 4

Velocidade da reação direta Equilíbrio químico Vd = Vi

As moléculas de N2O4 começam a reagir entre si e, aos poucos, surgem moléculas de NO2. A cor começa a se alterar

Num gráfico, a concentração de cada uma das duas substâncias nessa reação reversível é assim representada:

Concentração

Velocidade de reação

Para essa mesma reação genérica, o gráfico das velocidades das reações direta e inversa é:

Num sistema fechado existem apenas moléculas de N2O4

NO2

Tempo

1 No início da reação, a concentração de N2O4 é a máxima. Não há nenhuma molécula de NO2.

2 As moléculas de N2O4 começam a reagir, e sua concentração cai. Por outro lado, a concentracão de NO2 sobe.

3 Quando a reação entra em equilíbrio, as concentrações de N2O4 e NO2 permanecem constantes GE QUÍMICA 2017

101

EQUILÍBRIO QUÍMICO REAÇÕES REVERSÍVEIS

Constante de equilíbrio

Na década de 1860, os cientistas noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage verificaram que, para qualquer reação reversível, o equilíbrio químico apresenta uma regularidade. Eles criaram a lei de ação das massas, que define uma constante de equilíbrio (Kc) em termos de concentração. A lei diz que, em uma reação reversível, mantida constante a temperatura, a razão entre as concentrações de produtos e reagentes elevadas a seus coeficientes estequiométricos é constante. Considere a seguinte reação reversível:

TOME NOTA Lembre-se de que os colchetes são indicação de concentração. Por exemplo, [A] é a concentração da substância A.

cC+dD

aA+bB

[C]c [D]d Se Kc = [A]a [B]b

A e B reagem para formar C e D; Ao mesmo tempo, C e D reagem para formar A e B; As letras a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos da reação (o número que indica a quantidade de mol de cada substância participante da reação).

Temos que, para N2O4(g) Kc =

A constante de equilíbrio para a reação aA+bB c C + d D é dada pela expressão: Kc =

[C]c [D]d [A]a [B]b

O valor da constante de equilíbrio é específico para cada reação e depende da temperatura. No entanto, não depende da concentração inicial de reagentes. Veja na tabela abaixo os resultados de diversos experimentos com a reação reversível entre N2O4 e NO2, em diferentes concentrações iniciais, todos realizados à temperatura de 100 °C: EXPERIMENTO

ATENÇÃO No cálculo de uma constante de equilíbrio, consideram-se as concentrações em mol/L sempre da situação de equilíbrio.

CONCENTRAÇÕES CONCENTRAÇÕES RAZÃO DAS INICIAIS NO EQUILÍBRIO CONCENTRAÇÕES (MOL/L) (MOL/L) NO EQUILÍBRIO [NO2]

[N2O4]

[NO2]

[N2O4]

[NO2]2 / [N2O4]

0,100

0,120

0,040

0,360

0,100

0,160

0,070

0,366

0,100

0,071

0,014

0,360

Repare na coluna Concentrações iniciais que: No experimento 1, o recipiente contém 0,100 mol/L de N2O4 e nada de NO2; No experimento 2, o recipiente contém 0,100 mol/L de NO2 e 0,100 mol/L de N2O4; No experimento 3, o recipiente contém somente NO2, na concentração de 100 mol/L.

102 GE QUÍMICA 2017

Após determinado tempo, a coloração do gás estabilizou-se dentro de cada recipiente, indicando que o sistema entrou em equilíbrio. A coluna Concentrações no equilíbrio mostra quanto de NO2 e de N2O4 existia no momento em que o equilíbrio foi alcançado. Repare que as concentrações no equilíbrio diferem de um experimento a outro, dependendo da concentração inicial de reagentes. Agora observe a coluna Razão de concentrações no equilíbrio. Veja que os valores são muito próximos, praticamente iguais em todos os experimentos. Esse valor que se mantém é a constante de equilíbrio da reação N2O4 2 NO2.

[NO2]2 [N2O4]

2 NO2(g)

= 0,36 a 100 0C

Repare que, na razão que define Kc, o numerador traz os produtos, e o denominador, os reagentes. Então, quanto mais produtos a reação formar, maior será sua Kc. Se o valor da constante de equilíbrio foi maior que 1, a reação direta é favorecida – ou seja, ocorre mais espontaneamente. Se o valor da constante for menor que 1, então a reação mais espontânea é a reação inversa. Para reforçar: Kc > 1 reação direta é favorecida; Kc < 1 reação inversa é favorecida. Se a reação N2O4 NO2 apresenta Kc = 0,36, que é menor que 1, então a reação favorecida é a inversa, de NO2 para N2O4.

NA PRÁTICA REAÇÃO DIRETA

Veja o que ocorre na reação de formação do SO3 a partir da reação entre SO2 e O2, a uma temperatura de 25 oC: 2 SO2 (g) + O2 (g) Kc =

[SO3]2 [SO2]2 [O2]

2 SO3 (g) = 9,9 . 1025

O resultado, maior que 1, indica que a reação favorecida é a direta, de SO2 para SO3.

EQUILÍBRIO QUÍMICO DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO

“Sempre que uma ação externa é exercida sobre um sistema em equilíbrio, o sistema tende a se reajustar, deslocando-se no sentido de minimizar a ação exercida e restabelecer o equilíbrio”. Trocando em miúdos: uma reação química reversível que esteja em equilíbrio tende a permanecer nesse estado. No caso de falta de equilíbrio, a reação se altera, a fim de alcançá-lo. O deslocamento do equilíbrio pode ser provocado por mudanças na concentração de produtos ou de reagentes, ou por mudanças na temperatura ou na pressão. Em qualquer uma dessas alterações, o sistema responde imediatamente, aumentando ou diminuindo a velocidade da reação direta ou da inversa. Essa resposta do sistema é o deslocamento de equilíbrio.

SUA AVÓ JÁ TEVE UM Os galinhos que preveem chuva mudam de cor por causa do deslocamento do equilíbrio q de uma reação reversível

Influência da concentração

Considere um sistema fechado em equilíbrio, sob temperatura constante, em que ocorre a seguinte reação reversível: 2 AB A2 + B2

Equilíbrio de cá, equilíbrio de lá Os fatores que definem o ponto em que não há mais alteração na quantidade de reagentes e de produtos

um bibelô: um galo azul que se torna rosado quando ameaça chover. Por trás dessa aparente mágica está um fenômeno químico muito simples, que envolve a concentração de substâncias que participam de uma reação. No caso, essas substâncias são um sal, que recobre a peça, e a água existente na forma de vapor, no ar. O sal, quando está seco, é azul. Mas, quando hidratado, muda de cor: Composto azul + H2O(g) Composto rosa O aumento na concentração de um dos reagentes (no caso, H2O) provoca o deslocamento do equilíbrio da reação: aumenta a produção de composto rosa, e, por isso, o galinho acusa a proximidade da chuva.

Princípio de Le Chatelier

Entre o fim do século XIX e início do XX, o francês Henry Le Chatelier notou que sistemas em equilíbrio podem ser influenciados por alguma ação externa. O princípio de Le Chatelier diz que:

A constante de equilíbrio Kc é dada por: [AB]2 , em que Kc = [A2] . [B2] • A2 e B2 são reagentes e • AB é o produto. A adição de A2 (reagente) aumenta o valor do denominador. Então, para manter Kc constante, a concentração do produto AB (no numerador) deve também se elevar. O sistema se encarrega disso e restabelece o equilíbrio, agora com uma concentração maior de AB. Quando isso acontece, dizemos que a reação direta é favorecida e o equilíbrio é deslocado para a direita. É isso o que ocorre com o galinho da chuva. No sentido inverso: se reduzirmos a quantidade de reagente A2, parte do produto AB vai se decompor, produzindo mais A2 e restabelecendo Kc. Isso significa que a reação inversa é favorecida e o equilíbrio é deslocado para a esquerda. O mesmo se dá quando alteramos a quantidade de produto: para quantidade maior de AB, o valor do numerador sobe e a reação inversa é favorecida, com maior produção dos reagentes A2 e B2. Para quantidade menor de AB e Kc constante, a reação direta é favorecida, com deslocamento para a direita. Em qualquer um dos casos, a concentração de equilíbrio de cada substância difere da concentração original. No entanto, no equilíbrio, Kc se mantém, se a temperatura for constante. GE QUÍMICA 2017

103

EQUILÍBRIO QUÍMICO DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO

NA PRÁTICA EQUILÍBRIO E CONCENTRAÇÃO

Veja o que acontece quando na reação de síntese da amônia (NH3) adicionamos certa quantidade de N2 a um sistema inicialmente em equilíbrio e sob temperatura constante. A reação reversível é: 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) Equilíbrio inicial

As condições a que uma reação está submetida envolve outros fatores, como temperatura, pressão e a presença de um catalisador. Veja como um sistema se comporta sob a influência de cada um desses fatores.

H2 NH3

2,0

N2 1,0

N2 adicionado ao equilíbrio neste ponto

N2 t =1

t =2

TEMPO

A faixa amarela mostra a concentração inicial de equilíbrio dos reagentes e do produto: • [H2] = 3,0 mol/L • [NH3] = 2,0 mol/L • [N2] = 0,5 mol/L No momento t1 acrescenta-se N2 no recipiente. A concentração de N2 se eleva de 0,5 para 1,5 mol/L. Imediatamente há alteração na concentração das outras duas substâncias: a de H2 cai e a de NH3 sobe. Essa alteração provoca, também, mudança na concentração de N2 , que volta a cair um pouco. Se a concentração de NH3 sobe, então a reação direta foi favorecida: houve deslocamento do equilíbrio para a direita. Tudo em busca do novo ponto de equilíbrio. Depois de algum tempo, a partir de t2, as reações direta e inversa voltam a se equilibrar, agora com as novas concentrações: • [H2] ≈ 2,4 mol/L • [NH3] ≈ 2,3 mol/L • [N2] ≈ 1,3 mol/L Podemos confirmar que a alteração nas concentrações não afetou o Kc , substituindo os valores conhecidos na equação de equilíbrio. Para o equilíbrio (Kc1), com as concentrações iniciais: [NH3]2 Kc1 = [N2] . [H2]3 Kc1 =

(2,0)2 0,5 . (3,0)3

4,0 13,5 Kc1 ≈ 0,29 Kc1 =

104 GE QUÍMICA 2017

Confirmado: as concentrações se alteraram, mas o equilíbrio permaneceu o mesmo.

A influência de outros fatores

3,0 CONCENTRAÇÃO (MOL/L)

Novo equilíbrio

Restabelecendo o equilíbrio

A constante de equilíbrio com as novas concentrações (Kc2), depois do acréscimo de N2: (2,3)2 Kc2 = 1,3 . (2,4)3 5,3 Kc2 = 17,9 Kc2 ≈ 0,29

Temperatura Mantenha em mente: as reações reversíveis envolvem sempre duas reações simultâneas: a reação direta e a inversa. Uma delas é endotérmica, e a outra, exotérmica. Um aumento da temperatura aumenta a energia disponível no sistema. Em resposta, o sistema absorverá mais energia – ou seja, as reações que absorvem energia (endotérmicas) serão aceleradas, ou favorecidas. Um decréscimo de temperatura causa o efeito contrário: para compensar a queda de energia no sistema, a reação exotérmica é favorecida.

NA PRÁTICA EQUILÍBRIO E TEMPERATURA

Na reação de H2 com N2, que resulta em amônia (NH3) 3 H2(g) + N2(g)

exotérmica 2 NH 3(g) endotérmica

∆H = – 22 kcal

• Se a temperatura subir, a reação endotérmica será favorecida: cresce a produção de H2 e N2. • Se a temperatura cair, a reação exotérmica será favorecida: aumenta a produção de NH3.

A temperatura é o único fator que pode alterar o valor da constante de equilíbrio. É fácil entender por quê, analisando a influência da temperatura sobre a reação entre nitrogênio (N2) e hidrogênio (H2) que resulta em amônia (NH3). Retomando, a constante de equilíbrio dessa reação é dada por: Kc =

[NH3]2 [N2] . [H2]3

Acompanhe o raciocínio: • Aumento da temperatura reação endotérmica se acelera aumenta a produção de H2 e N2 Kc diminui; • Queda de temperatura reação exotérmica favorecida aumenta a produção de NH3 Kc sobe.

Tudo num único diagrama

Um diagrama de entalpia fornece todas as informações necessárias sobre o comportamento de uma reação reversível. Acompanhe no diagrama abaixo, considerando que o sistema está em equilíbrio: A (g) + B (g)

C (g)

A pressão sobre um sistema com substâncias no estado gasoso, se alterada, pode afetar o equilíbrio químico. Mas não tem praticamente nenhum efeito sobre a constante de equilíbrio. De acordo com o princípio de Le Chatelier, qualquer alteração no equilíbrio provoca uma mudança no sistema para minimizar a ação aplicada. Assim, se houver aumento de pressão, o sistema responde tentando diminuí-la: favorece a reação de menor volume. Se houver diminuição, o sistema tenta aumentá-la, favorecendo a reação de maior volume. Mas a constante permanece a mesma.

1. A reação direta é A + B C. Esta é uma reação exotérmica, pois a entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes. (Lembre-se: ∆H = Hp – Hr, então ∆H = 10 – 25 e ∆H = – 15 kJ.) Um aumento na temperatura do sistema não favoreceria essa reação porque o equilíbrio seria deslocado para a esquerda. O valor de Kc diminuiria.

NA PRÁTICA

2. A reação inversa é C A + B. É uma reação endotérmica e absorve a mesma quantidade de energia liberada pela reação direta. Então, ∆H = + 15 kJ. Uma redução na temperatura do sistema não favoreceria essa reação porque deslocaria o equilíbrio para a direita. O valor de Kc aumentaria.

EQUILÍBRIO E PRESSÃO

3. Sabemos que a maior curva de energia de ativação (Ea) se refere à reação não catalisada, porque existe uma segunda curva, abaixo, que mostra que a energia de ativação pode ser menor.

Considerando, mais uma vez, a reação de produção da amônia, temos: 3 H2(g) + N2(g) exotérmica 2 NH3(g) ∆H = – 22 kcal 3 mol 1 mol endotérmica (3V) (1V)

2 mol (2V)

Nessa reação, 3 mol de hidrogênio reagem com 1 mol de nitrogênio para formar 2 mol de amônia. Em termos de volume molar (V), os gases reagentes ocupam 4 V, e o gás resultante ocupa apenas 2 V. Se a pressão aumentar, o sistema terá o equilíbrio deslocado no sentido do menor volume, à direita – a reação direta será favorecida, produzindo mais do produto que ocupa volume menor. Se, ao contrário, a pressão sobre o sistema for reduzida, a reação se deslocará para a esquerda. A reação inversa será favorecida e crescerá a produção de reagentes, que ocupam mais volume. De novo, a alteração da pressão é minimizada. Em todos os casos, Kc permanece constante.

Catalisadores jamais deslocam o equilíbrio – ou seja, não alteram o estado final de equilíbrio. Apenas aumentam a velocidade da reação direta e da inversa. A única consequência da aplicação de um catalisador sobre uma reação é fazer com que o sistema alcance o ponto de equilíbrio mais rapidamente.

100kJ

50kJ

A (g) + B (g) Reagente

C (g) Produto

25kJ 10kJ

4. A curva mais baixa se refere, então, à reação catalisada. O catalisador não altera o valor da constante de equilíbrio (Kc). No entanto, como a reação catalisada acontece mais rapidamente, o ponto de equilíbrio é atingido mais rapidamente. 5. A adição de A ou de B provocaria um deslocamento para a direita e a formação de maior quantidade de C. No sentido contrário, a adição de C provocaria um deslocamento para a esquerda e a formação de maior quantidade de A e B. 6. Analisando a equação da reação, percebemos que o volume dos reagentes é maior que o do produto (2 V e 1 V, respectivamente). Então, se houver diminuição da pressão, o equilíbrio do sistema será deslocado para a esquerda, pois o volume dos gases reagentes é maior. O aumento da pressão deslocaria para a direita, pois o volume gasoso dos produtos é menor.

TOME NOTA ALTERAÇÃO NAS CONDIÇÕES DA REAÇÃO

DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO

Adição de reagente

No sentido dos produtos �

Adição de produto

No sentido dos reagentes �

Retirada de reagente

No sentido dos reagentes �

Aumento da pressão

No sentido da contração do volume = menor número de mol

Diminuição de pressão

No sentido da expansão do volume = maior número de mol

Aumento da temperatura

No sentido da reação endotérmica = absorve calor

Diminuição da temperatura

No sentido da reação exotérmica = libera calor

Adição de catalisador

Não desloca o equilíbrio GE QUÍMICA 2017

105

EQUILÍBRIO QUÍMICO EQUILÍBRIO IÔNICO

AQUÁRIO AMEAÇADO Os corais são vulneráveis à acidez dos oceanos. A extinção de um banco de corais compromete toda a comunidade marinha da região

Enquanto isso, entre os íons... Ácidos e bases entram em reações reversíveis. E algumas delas são prejudiciais ao meio ambiente

s regras do equilíbrio químico valem também para as reações reversíveis que envolvem íons e compostos iônicos, como bases e ácidos. É o caso da dissolução de um eletrólito AB(s) em água, em que ocorre a separação dos íons em entidades químicas A+(aq) e B–(aq) (veja o capítulo 3). A reação reversível acontece também quando um ácido e uma base são dissolvidos em água e formam íons, no processo de ionização. O equilíbrio químico de reações que envolvem íons chama-se equilíbrio iônico. E sua constante de equilíbrio é a constante de ionização. Os fundamentos desse equilíbrio e dessa constante são semelhantes aos do equilíbrio e da constante para compostos moleculares – só com algumas particularidades para ácidos e bases. As reações com compostos iônicos geralmente acontecem em presença da água. A natureza está

106 GE QUÍMICA 2017

repleta de reações reversíveis entre compostos iônicos, com seus próprios pontos de equilíbrio. Quando algum fator é alterado, o equilíbrio é deslocado. É o que ocorre no aumento da acidez dos oceanos, que afeta diretamente corais e, com isso, coloca em risco a fauna que depende da proteção desses bancos. A reação entre o dióxido de carbono (CO2) e as moléculas de água (H2O) libera íons H+, responsáveis pelo aumento da acidez: CO2 (g) + H2O(l)

HCO3—(aq) + H+(aq)

Quanto mais dióxido de carbono, maior a acidez da água. A água já tem, naturalmente, algum grau de acidez. No entanto, o aumento na concentração de CO2 na atmosfera eleva também a concentração desse gás nas águas superficiais do planeta. O equilíbrio é deslocado pela maior

concentração de reagentes ou de produtos. Nesse caso, o aumento de concentração de CO2 desloca o equilíbrio para a direita. A reação de ionização aumenta e, então, sobe o nível de acidez da água.

A relação que define Ka é: [ +]a . [A [ –]b Ka = [H [HA]c Repare que a, b e c são os coeficientes estequiométricos da equação. Essa é a expressão da constante química. A única diferença é que, na maioria das vezes, os ácidos liberam apenas um íon H+. Então, não haverá na expressão de Ka nenhum valor elevado a qualquer potência. Se o ácido for forte (se tiver grande tendência a se dissociar em íons), o valor de Ka será alto, já que o numerador será maior que o do denominador. Se o ácido for fraco, o valor do numerador será menor que o do denominador. Então, o valor de Ka será baixo. Assim como ocorre com as constantes químicas em geral, a constante de equilíbrio iônico também é definida experimentalmente. E costuma ser fornecida no enunciado das questões das provas. Tanto a constante de ionização (Ka)quanto o grau de ionização ( a ) variam com a temperatura.

COMO OS MARES FICAM M MA MAIS ÁCIDOSS

CO2

m 1 A atmosfera contém dióxido de carbono

2 O CO2 reage com a água

CO2

5 O átomo de hidrogênio liberado do ácido carbônico permanece solto na água, na forma de H+. É o principal fator de aumento da acidez

H2O H+ H2CO C 3

3 A reação produz ácido carbônico

MULTI/SP

HCO CO3–11

4 A molécula do ácido se dissocia e forma um íon de bicarbonato

CO3–2

6 O íon bicarbonato se dissocia mais uma vez, liberando outro íon H+, que contribuirá para aumentar ainda mais a acidez

NA PRÁTICA ÁCIDOS

A equação de ionização do ácido clorídrico é HCl (aq) H+ (aq) + Cl– (aq)

Equilíbrio de ácidos

A ionização não se dá da mesma maneira para todos os ácidos (sobre ( ácidos e bases, veja capítulo 2). Eles podem ter maior ou menor capacidade de reagir com a água e formar íons. Os ácidos fortes são aqueles com grande capacidade de interagir com a água. Mais de 50% de suas moléculas sofrem ionização. Os ácidos fracos interagem menos com a água e, por consequência, menos de 5% de suas moléculas ionizam quando em contato com solução aquosa. Essa porcentagem de moléculas que interagem é chamada de grau de ionização ( a ) e é diretamente associada à força de um ácido: Ácidos fortes: a * 50% Ácidos moderados: 5% < a < 50% Ácidos fracos: a ) 5% Todo ácido tem sua constante de ionização, calculada para determinada temperatura. Considere uma reação de ionização genérica, expressa assim: c HA(aq) ISTOCK

a H+(aq) + b A–(aq)

A constante ácida dessa substância é dada por + – Ka = [H ] . [Cl ] [HCl]

CONSTANTE DE IONIZAÇÃO Para os ácidos, a constante de ionização pode ser chamada de constante ácida (Ka).

O ácido clorídrico é um ácido forte ( a ≈ 90%). Porque ele tem grande capacidade de se ionizar, o equilíbrio é alcançado quando a concentração de íons H+ e Cl– é maior que a concentração de ácido não ionizado (HCl). Assim, o numerador é maior que o denominador e, por consequência, Ka é maior que 1 (Ka > 1). Fazendo o mesmo raciocínio para uma ácido fraco, como o cianídrico (HCN ), que tem a < 5%, a equação de ionização do ácido cianídrico é HCN

H+ + CN–

E sua Ka é dada por: Ka =

[H+] . [CN–] [HCN]

Como o ácido cianídrico tem baixo grau de ionização, o equilíbrio ocorre quando a concentração do HCN não ionizado é maior que a concentração de íons H+ e CN–. Nesse caso, o denominador é maior que o numerador. Então, o valor de Ka é menor que 1 (Ka < 1). GE QUÍMICA 2017

107

EQUILÍBRIO QUÍMICO EQUILÍBRIO IÔNICO

Equilíbrio de bases

Para as bases, o raciocínio é similar: quanto mais íons OH– existirem numa solução, mais forte a base é. Como as bases contêm íons, sua constante de equilíbrio também é chamada constante de ionização.

NA PRÁTICA BASES

A ionização do hidróxido de amônio:

NH4OH (aq) Kb =

+ 4 (aq)

+ OH

– (aq)

[OH–(aq)] [NH4+(aq)] = 1,8 . 10–5 mol/L (25 oC) [NH4OH(aq)]

Perceba que esse Kb< 1. Em equilíbrio, a solução tem menor concentração de íons OH– e NH4+ e maior concentração da base não ionizada (NH4OH).

Quanto maior a concentração de íons, maior o valor de Ki (Ka ou Kb). Conhecendo os valores das constantes de ionização de dois eletrólitos, podemos comparar suas forças em soluções de mesma concentração.

NA PRÁTICA GRAU DE IONIZAÇÃO

Considere duas soluções 0,1 mol/L dos ácidos benzoico e barbitúrico a 25 °C. Em qual delas há maior concentração do íon H+? Dados: ácido benzoico: Ka = 6,5 . 10–5 ; ácido barbitúrico: Ka = 1,0 . 10–5 (ambos a 25 °C) Para os dois ácidos, Ka < 1. Então, a concentração de íons é menor que a de ácido não ionizado. Daí que os dois ácidos são fracos. Para saber qual das soluções tem maior concentração de íons, basta comparar seus Ka. Confira: o ácido benzoico libera mais íons ( Ka = 6,5 . 10–5). Ele é o ácido mais forte.

É possível relacionar as constantes de ionização (Ka ou Kb) a outras medidas, como o grau de ionização e a concentração das soluções: Constante e grau de ionização Ka = [ ] . a 2 (para ácidos) e Kb = [ ] . a 2 (para bases), em que: Ka é a constante de ionização do ácido; Kb é a constante de ionização da base;

108 GE QUÍMICA 2017

CONSTANTE DE IONIZAÇÃO Para as bases, a constante de ionização pode ser também chamada de constante básica ou constante de basicidade (Kb).

[ ] é a concentração do ácido ou da base; a é o grau de ionização. Concentração e grau de ionização [H+] = [ ] . a (para ácidos) e [OH–] = [ ] . a (para bases), em que [H+] é a concentração de íons H+; [OH–] é a concentração de íons OH–; [ ] é a concentração do ácido ou da base; a é o grau de ionização. Lembre-se: todos os valores são definidos para determinada temperatura – no geral, 25 oC.

Deslocamento

Todos os conceitos sobre deslocamento de equilíbrio químico, estudados neste capítulo, valem também para os equilíbrios iônicos, em fase aquosa. Veja o que acontece com o deslocamento do equilíbrio iônico entre o CO2 atmosférico e a água dos mares: HCO3–(aq) + H+(aq) ∆H < 0 CO2(g) + H2O(l)

O aumento da concentração de CO2 desloca o equilíbrio para a direita, aumentando a concentração de H+ e, portanto, a acidez da água. A entalpia é menor que zero – a reação direta é exotérmica. A redução da temperatura favorece essa reação – mais íons H+ são liberados. Por isso, os mares mais frios tendem a ser mais ácidos. O equilíbrio também pode ser afetado pela pressão sobre o gás. Um aumento de pressão desloca o equilíbrio para a direita, neste caso, o lado que não tem nenhum gás. O acréscimo de íons numa solução aquosa também pode interferir no equilíbrio. Veja: Numa solução de hidróxido de amônio, temos o seguinte equilíbrio estabelecido: NH4+(aq) + OH–(aq) NH4OH(aq) Se adicionarmos o sal cloreto de amônio (NH4Cl) a essa solução, o sal se dissolverá, estabelecendo seu próprio equilíbrio: NH4Cl(aq) NH4+(aq) + Cl–(aq) Os dois equilíbrios têm um íon em comum (NH4+). Aumentando a concentração desse íon, o equilíbrio da primeira reação se desloca para a esquerda. Se houver um íon comum entre os dois equilíbrios (como ocorre neste caso), o deslocamento do primeiro afeta o segundo. A alcalinidade (basicidade) do hidróxido de amônio cai devido à redução de íons OH– e ao aumento da concentração da base não ionizada. A base se torna ainda mais fraca.

EQUILÍBRIO QUÍMICO pH E pOH

DEPENDE DO pH Só em solos ácidos nascem hortênsias azuis. Se o solo for alcalino, as flores brotam rosadas

A acidez em escala A concentração de íons positivos ou negativos define o caráter ácido ou alcalino de uma solução

ocê já viu que moléculas de ácidos, como as do ácido clorídrico (HCl), ou de bases, como as da amônia (NH3), têm a capacidade de interagir com as moléculas de água e formar íons. Quanto maior a capacidade de interação, mais íons são formados e mais forte é o eletrólito. Agora vamos ver que também as moléculas da água interagem entre si. Nessa interação, uma molécula de água se divide nos íons H+ e OH–, no processo chamado autoionização da água. E esse conceito é importante para entender outro conceito muito usado no dia a dia – o de pH. RAUL654

O que é pH

A concentração de íons H+ numa solução define seu grau de acidez. Essa concentração é medida pelo pH, o potencial hidrogeniônico. Quanto mais H+ uma solução tem, maior é sua acidez. Quanto menos H+, mais básica é a solução. O pH é o índice que mede a acidez ou a basicidade de uma solução. O pH segue uma escala de zero a 14, na qual: 0 ≤ pH < 7 referem-se a soluções ácidas; pH = 7, a soluções neutras; 7 < pH ≤ 14, a soluções básicas (ou alcalinas). GE QUÍMICA 2017

109

EQUILÍBRIO QUÍMICO pH E pOH

Produto iônico da água

H+(aq) + OH–(aq)

O caráter ácido ou básico de uma solução tem relação direta com a concentração de solutos no volume total da solução. E toda reação tem uma constante de equilíbrio – um ponto em que as reações direta e inversa se equilibram e as concentrações se estabilizam. A constante de equilíbrio da água (Kw) é dada pelo produto iônico, a multiplicação das concentrações de íons H+ e OH–: Kw = [H+] . [OH–], em que Kw é a constante de equilíbrio da água (a letra w vem de water, água em inglês); [H+] é a concentração de íons hidrogênio; [OH–] é a concentração de íons hidroxila. O valor de Kw é conhecido experimentalmente: à temperatura de 25 ºC, Kw = 10–14. Esse é um valor muito pequeno – 0,00000000000001 –, o que indica que a reação de autoionização da água não é fácil de ocorrer. A cada vez que libera um íon H+, a molécula H2O libera também um íon OH–. Portanto, na água pura, [H+] = [OH–] Agora acompanhe o raciocínio: • Sabe-se que Kw = 10–14 • E sabe-se que Kw = [H+] . [OH–] • Então [H+] = [OH–] = 10–7 mol/L Uma concentração de 10 mol/L significa que, na água pura, a cada 10 milhões de moléculas H2O, apenas uma libera um íon H+ e um OH–; A concentração de OH– é igual à concentração de H+; Como [H+] define a acidez e [OH–], a basicidade, se [H+] = [OH–], a água é neutra. –7

A água pura é neutra. Mas a adição de um ácido faz com que [H+] aumente. Como efeito

110 GE QUÍMICA 2017

O truque da escala pH

Até agora, nestas aulas, a natureza ácida ou básica de uma solução foi indicada em termos de concentração. Mas você deve ter reparado que esses valores podem ser muito menores que 1 (por isso são dados como potências negativas de base 10). Para facilitar a vida dos pesquisadores, o bioquímico sueco Soren Peter Lauritz Sorensen teve uma ótima ideia: dispensar a base 10 e trabalhar apenas com os expoentes – ou seja, com logaritmos (veja o Tome nota, na página ao lado). Ele foi o criador dos conceitos de pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial hidroxiliônico). A definição: pH = – log [H+]

e pOH = – log [OH–]

ATENÇÃO 25 ºC Considera-se 25 oC a temperaturapadrão para todas as medições referentes ao pH. Caso um texto ou uma questão de prova não traga explicitamente o dado, esta é a temperatura que deve ser considerada.

Preste atenção na escala de pH: os valores maiores indicam soluções mais básicas. Os menores, soluções mais ácidas.

ESCALA DE pH

MAIS ÁCIDO

H2O(l)

ANFÓTERA É toda substância que pode assumir caráter ácido ou básico, dependendo da substância com que interage.

0 1 2 3 4 5

6 Neutro 7 8 9 10 11

MAIS ALCALINO

A água é o solvente universal, aquele em que praticamente todas as substâncias se dissolvem. Por isso, a escala de pH tem como base as concentrações dos íons H+ e OH– na água pura. E daí a importância de entender a autoionização da água. A água é neutra porque [H+] = [OH–]. A água é anfótera: dependendo da substância com que reage, ela doa íons H+ ou recebe íons OH–. Isso significa que a água realiza sua própria ionização. A equação química dessa autoionização é:

dessa alteração em [H+], o equilíbrio se desloca e [OH–] diminui. Assim, define-se: um meio ácido é aquele que tem [H+] > 10–7 mol/L e [OH–] < 10–7mol/L. Por outro lado, com a adição de uma base à água pura, [OH–] cresce. O deslocamento do equilíbrio faz com que [H+] caia. Assim, definimos: um meio básico ou alcalino é aquele que tem [OH–] > 10–7 mol/L e [H+] < 10–7 mol/L.

12 13 14

Ácido muriático (clorídrico) Ácido de baterias Suco de limão Refrigerantes à base de cola Vinagre Vinhos e cervejas Bananas, tomates Café Urina humana Leite Água destilada Água do mar Bicarbonato de sódio Pasta dental Leite de magnésia Amoníaco Alvejante

TOME NOTA A notação científica usa as potências de base 10 para indicar grandezas muito altas ou muito pequenas: • 107 = 10 . 10 . 10 . 10 . 10 . 10 . 10 = 10 000 000 • 10 –7 = 1 : 10 : 10 : 10 : 10 : 10 : 10 : 10 = 0,0000001 Mas, nos cálculos com tais valores, o logaritmo é bem mais prático. Logaritmo é a operação matemática que indica o expoente de determinada bc = a potência: logb a = c Mantenha em mente: • Podemos aplicar o logaritmo dos dois lados de uma igualdade, sem alterá-la: log a = log (b . c) se a = b . c • Uma das propriedades dos logaritmos diz que: log (b . c) = log b + log c Aplicando essas definições e propriedades à expressão matemática do produto iônico, temos: • Sabemos que Kw = 10 –14 Então log Kw = – 14 • Sabemos também que Kw = [H+] . [OH–] Então log Kw = log [H+] + log [OH–] → –14 = log [H+] + log [OH–] Se, na água pura, [H+] = [OH–], então – 14 = 2 . log [H+] Onde se conclui que log [H+] = – 14/2 → log [H+] = – 7 (E também log [OH–] = – 7) Por definição, pH = – log [H+] Então, para a água pura, pH = pOH = – (– 7) = 7

O pH de soluções aquosas

Mantenha em mente: para qualquer solução aquosa, pH + pOH = 14 Para uma solução ácida, [H+] > 10–7 mol/L e [OH–] < 10–7 mol/L. Então, para uma solução ácida, pH < 7 e pOH > 7 Do mesmo modo, para uma solução básica, [H+] < 10–7 mol/L e [OH–] > 10–7 mol/L Então, para uma solução básica, pH > 7 e pOH < 7

FERNANDO GONSALES

Em gráfico, a variação da acidez do pH e do pOH da água é assim representada: pH

14 13 12 11 10 Adição de 9 ácido 8 7 6 H+ 5 4 3 2 1 0

pOH pH

OH–

14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

pOH

H+

14 13 12 11 Adição de 10 9 base 8 7 – 6 OH 5 4 3 2 1 0

COMO A ACIDEZ VARIA O diagrama da esquerda mostra o que ocorre quando um ácido é adicionado a uma solução aquosa. O da direita, o que acontece quando a substância adicionada é uma base. Em cada um dos gráficos, a escala de pH está à esquerda, e a escala de pOH, à direita. Repare que no centro das escalas pH = pOH = 7. Esses são os valores para a água pura. O primeiro gráfico mostra que, adicionado um ácido, o pH cai e o pOH sobe: a acidez fica maior. No segundo gráfico, acrescentada uma base à solução, o pH sobe e o pOH cai: a solução fica mais alcalina.

NA PRÁTICA pH DE SOLUÇÃO AQUOSA

Qual é o valor do pH e do pOH de uma solução aquosa de HCl de concentração 0,01 mol/L? (HCl é um ácido forte, a = 100%) • Equação da ionização do HCl, em água: H+ + Cl– HCl • Calculamos a concentração de íons H+ nessa solução: [H+] = [ ] . a ([ ] = concentração inicial do soluto) [H+] = 0,01 . 100 / 100 = 10–2 mol/L • Transformamos, agora, a concentração em pH: pH = – log [H+] pH = – log 10–2 = 2 Se para qualquer solução aquosa pH + pOH = 14. Então pOH = 14 – 2 → pOH = 12

ATENÇÃO pH = – log [H+] pOH = – log [OH–] Para qualquer solução, pH + pOH = 14 Solução ácida pH < 7 Solução básica pH > 7 Água pura pH = 7

GE QUÍMICA 2017

111

COMO CAI NA PROVA

1. (PUCPR 2016) O Princípio de Le Chatelier infere que, quando uma per-

turbação é imposta a um sistema químico em equilíbrio, este irá se deslocar de forma a minimizar tal perturbação. Disponível em: <brasilescola.com/exercicios-quimica/exercicios-sobreprincipio-le-chatelier.htm> O gráfico apresentado a seguir indica situações referentes à perturbação do equilíbrio químico indicado pela equação H2(g) + I2(g) 2HI(g)

Agora, analisando as alternativas: a) Incorreta. Como visto no gráfico, a adição de H2 aumenta a concentração desse gás e favorece o consumo de I2. b) Correta. O consumo de I2 quando da adição de gás hidrogênio. c) Incorreta. Você deve se lembrar que, numa reação endotérmica, o aumento da temperatura favorece a formação dos produtos – no caso, a quantidade de HI. d) Incorreta. Ao contrário, um aumento na pressão total do sistema favoreceria a reação de formação de HI, uma substância composta. e) Incorreta. O gráfico mostra a adição de H2 , e não sua formação. Resposta: B

2. (UEG 2013) Durante a manifestação das reações químicas, ocorrem

variações de energia. A quantidade de energia envolvida está associada às características químicas dos reagentes consumidos e dos produtos que serão formados. O gráfico abaixo representa um diagrama de variação de energia de uma reação química hipotética em que a mistura dos reagentes A e B levam à formação dos produtos C e D. A partir da equação química apresentada e da observação do gráfico, considerando também que a reação é endotérmica em favor da formação do ácido iodídrico, a dinâmica do equilíbrio favorecerá: a) a formação de iodo quando da adição de gás hidrogênio. b) o consumo de iodo quando da adição de gás hidrogênio. c) a diminuição na quantidade de ácido iodídrico quando do aumento da temperatura. d) o aumento na quantidade das substâncias simples quando ocorrer elevação da pressão total do sistema. e) formação de gás hidrogênio na reação direta a partir de em virtude da adição de ácido iodídrico.

RESOLUÇÃO Analisando o gráfico: • Até o tempo t1 , o sistema estava em equilíbrio químico, ou seja, as velocidades das reações direta e inversa eram iguais. Até aí, então, as reações acontecem nos dois sentidos, sem alterar a concentração dos reagentes (H H2 e I2) nem a dos produtos (HI); • Exatamente em t1 é adicionado H2 , levando ao aumento da concentração desse reagente;

Com base no diagrama, no sentido direto da reação, conclui-se que a a) energia de ativação da reação sem o catalisador é igual a 15 kJ. b) energia de ativação da reação com o catalisador é igual a 40 kJ. c) reação é endotérmica. d) variação de entalpia da reação é igual a –30 kJ.

RESOLUÇÃO Você deve saber interpretar o gráfico: Energia de ativação da reação não catalisada Energia de ativação da reação catalisada Variação de entalpia

Adição de H2

• Ou seja, no tempo t1 o equilíbrio é perturbado e, para minimizar esta perturbação, aumenta o consumo do H2. Por consequência, cresce também o consumo de I2 e, finalmente, o aumento na concentração do produto HI; • Em t2 o sistema entra em equilíbrio novamente. O enunciado informa, ainda, que a reação é endotérmica (absorve calor) em favor da formação do ácido iodídrico (HI). Isso significa que, se aumentamos a temperatura, favorecemos este sentido da reação – formação de mais HI e consumo maior de H2 e I2.

112 GE QUÍMICA 2017

Reação não catalisada Reação catalisada

O catalisador apenas aumenta a velocidade da reação, ao diminuir a energia de ativação. Portanto, a curva mais baixa se refere à reação catalisada. A energia de ativação (Ea ) nesse caso é dada pela diferença entre a entalpia dos reagentes antes da reação e durante ela: Ea = 35 kJ – 20 = 15 kJ Já a curva maior se refere a reação não catalisada. Calculando a energia de ativação: Ea = 60 kJ – 20 = 40 kJ Essas duas constatações descartam as alternativa a e b. Voltando ao gráfico: • os reagentes (A e B) têm 20 kJ de entalpia; • os produtos (C e D) têm entapia – 10 kJ.

RESUMO

Essa diferença nas entalpias indica que houve liberação de energia durante a reação (que, portanto, é exotérmica). Descartada a alternativa c. Para calcular a variação de entalpia (∆H), fazemos: ∆H = Hprodutos − Hreagentes ∆H = −10 – 20 = − 30 kJ Resposta: D

3. (UFRN 2013, adaptado) O pH é um dos parâmetros da qualidade da água doce para consumo. Os valores dos parâmetros da qualidade da água para consumo são regulados pelo Conselho Nacional do Meio Ambiente (Conama), entre outros órgãos reguladores. Na Resolução nº 357/2005 do Conama, em relação ao pH para águas doces, definem-se valores aceitos, como os apresentados no quadro abaixo. Classe de água doce

Usos principais

Destinadas ao abastecimento para consumo humano, após tratamento simplificado, e à proteção de comunidades aquáticas.

6a9

Destinadas ao abastecimento para consumo humano, após tratamento convencional, à proteção de comunidades aquáticas e à recriação de contato primário, entre outras.

6a9

Destinadas ao abastecimento para consumo humano, após tratamento convencional ou avançado.

6a9

Em um laboratório de análise de águas, obtêm-se os seguintes valores de [H+] para quatro amostras de águas, identificadas como IAD, IIAD, IIIAD e IVAD. Amostra

[H+] em mol/L

IAD

10 –4

IIAD

10 –5

IIIAD

10 –7

IVAD

10 –10

Em relação à qualidade da água, a amostra adequada para consumo humano é a a) IIIAD. b) IIAD. c) IVAD. d) IAD.

RESOLUÇÃO Por definição, pH = – log [H+] Assim, o pH de cada amostra é o valor absoluto do expoente da potência: Amostra

[H+] em mol/L

IAD

4,0

IIAD

5,0

IIIAD

7,0

IVAD

10,0

Lorem ipsondolor Equilíbrio químico REAÇÃO REVERSÍVEL GIAMCORE MAGNA accum Umaam, reação vullam, reversível core feum é auguerit, aquela em si blam, que osquat. reagentes Lor sequat se transformam lorerci temem accum produtos, il ulput que nummy voltamnit a nullam se transformar adit ea nos ad tetumsan reagentes.hent Na reação lor init direta, adionsequip os reagentes exeros doedolor A B formam sum zzrit C e D. amcorer Na reação sustrud inversa, dui etCautpatin e D formam eugue novavelenim vulluptate consectem zzrit wismod el ulputatum incing mente A e B. et lutdiamcom molumsandip. EQUILÍBRIO QUÍMICO Uma reação reversível atinge o equilíEAFACIDUNT brio químico quando DOLOBOR as reações sustrud direta magna e inversa feugiam continuam veniam zzrilit luptatem eraesto eugait luptat do ese acontecendo nairiusto mesmaconsequi velocidade, nos dois sentidos, mas a tat dolut venisde amconsed commodi onullan ver concentração produtosmincillandre e reagentes não se altera. sustrud modigniam ipsuscillam, cor iliquat. Num volobor DE CONSTANTE eraestionum EQUILÍBRIO ing Em eniatummy uma reação nulputem reversível, vent manamet iustoconstante tida odignim quisis a temperatura, adiam aliquat a razão velentre esequip as concentrações de produtos e reagentes elevados a seus coeficientes estequioIS NULLAéFEUGAIT métricos constante. aut venim nostrud min ut wissecte magnibh Para a reação aA +do bBcommy cC +non dD, hendip a constante de equilíbrio et nim incillandre eu feugait lobore magnim am, por: quisciduis nulluptatum venit in velendi gnisse(K c) é dada nit, sequat. [C]c [D]dEquat. Ut iliscidunt la commy nostion hendiam Kc = commod ditb velendrero diat, vel ing ex elit at pratin esectet [A]a [B] nonullan O valor da constante heniam doloreet de equilíbrio amcore é específico do eu facil para utpat. cada reação Osto eodiamet, não depende velentdas pratet concentrações. nosto consequisl O único ullandrem fator que quat altera am esse valorveliquatue é a mudança temperatura. dolorem minde velesequam nonse facipisim zzriure. DESLOCAMENTO RCILIQUATET VULLAN DO EQUILÍBRIO ute commy nullaorem Uma reação ip ero química consectet relum vel ulput versível que esteja veliquis em exerosting equilíbrioendreros tende a aut permanecer ilis at. Lesto nesse dolorperci No estado. tio dolutpat caso de falta ullaore deriurerit equilíbrio, in henim a reação iuscise blaaltera, at. Gait a fim de alcançá-lo, a reação direta a indireta: atummolore tie te favorecendo er ipisim dit wisl ipsum duntou velis aliquat. • A adição de reagentes favorece a reação direta; a adição de NONUMMO etumsandrem dolorperatem do duis produto, a LOBORERO reação inversa; •acidunt O aumento vel ullamet da pressão nostodesloca coreet alis o equilíbrio aliquipit vent no sentido adignisim de ipsuscipit menor volume in Del utgasoso lutat aute (menor mincill número andipsustis de mol); do exeraestrud a redução eum nissed nonulput volore tem adit(maior er ip elenit ing desloca noessequat sentido de maior volume gasoso número mol); etde irilit iureet laorem veraess equisi. Ecte vulla commy nullam, venibh elestodesloca conum nonulla facilitda nitreação lorem •sisOnulluptat, aumentosum de temperatura no sentido delesto endotérmica; ea feui blandre a redução eui tet desloca lam no sentido da reação exotérmica; •ISCatalisadores nãoaut deslocam o equilíbrio. NULLA FEUGAIT venim nostrud min ut wissecte magnibh et nim incillandre do commy non hendip eu feugait lobore magnim am, quisciduis venit in velendi gnissenit, EQUILÍBRIO IÔNICO É onulluptatum equilíbrio de reações que envolvem sequat. íons e compostos Equat. Ut iliscidunt iônicos.laAcommy constante nostion de hendiam equilíbriocommod desses dit velendrero compostos é a diat, constante vel ing deex ionização elit at pratin (Ka , Kesectet b ou Ki).nonullan + – heniam amcore do eu facil utpat. . [A ] [H ]doloreet Ka = [HA] RCILIQUATET Ka = [ ] . a 2 VULLAN ute commy nullaorem ip ero consectet – [H+] evel lum [OH ulput ] = [veliquis ] . a exerosting endreros aut ilis at. Lesto dolorperci tio dolutpat ullaore riurerit in henim iusci bla at. Gait + – atummolore te =er–ipisim ipsum dunt velis ] ewisl pOH = – log [OH ] aliquat. ACIDEZ E pH tiepH log [Hdit • Para qualquer solução aquosa, pH + pOH = 14. + •NONUMMO Para solução LOBORERO ácida: [Hetumsandrem ] > 10–7 mol/L, dolorperatem [OH–] < 10–7do mol/L duis acidunt (pH < 7vel e pOH ullamet > 7).nosto coreet alis aliquipit vent adignisim – •ipsuscipit Para solução in Delbásica, ut lutat aute [H+] mincill < 10–7 mol/L andipsustis e [OHdo ] >exeraestrud 10–7 mol/L eum (pHnissed > 7 e pOH essequat < 7). nonulput volore tem adit er ip elenit.

A única amostra com valor de pH dentro da faixa adequada para consumo é a IIIAD Resposta: A GE QUÍMICA 2017

113

QUÍMICA ORGÂNICA CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO

Compostos orgânicos ...................................................................................116 Propriedades físicas dos compostos orgânicos ...................................122 Isomeria ............................................................................................................125 Reações orgânicas .........................................................................................127 Como cai na prova + Resumo .....................................................................130

Diferentes caminhos para a obesidade Descobertas recentes mostram que diversos fatores contribuem para o ganho de peso – dos hábitos de sono às bactérias que colonizam os intestinos

desequilíbrio entre calorias ingeridas e calorias queimadas é o mecanismo básico do ganho de peso. A energia em excesso é armazenada na forma de gordura. E a queima ou estocagem de energia depende do metabolismo de cada um – a transformação de substâncias em outras, por meio de reações químicas, garantindo a sobrevivência e o bom funcionamento das células. No entanto, as Ciências da Saúde têm demonstrado que existe uma relação direta entre a bioquímica do metabolismo e os mecanismos neurológicos. O cérebro responde a estímulos internos e externos, definindo condições favoráveis ao sobrepeso. Descobertas indicam que pessoas que dormem menos, por exemplo, têm maior tendência a engordar. E uma das causas disso é o desequilíbrio entre dois hormônios que regulam a fome e a estocagem de energia. A privação do sono leva a um aumento na concentração de grelina, que aumenta a vontade de comer, e a uma queda na concentração de leptina, hormônio que dá a sensação de saciedade. Pesquisadores da Universidade de Chicago, em Illinois, descobriram que jovens que dormem apenas quatro horas por noite, por duas noites consecutivas, têm 18% menos de leptina e 28% mais de grelina do que aqueles que dormem dez horas no mesmo período. Com o desequilíbrio, o cérebro pede mais alimento.

114 GE QUÍMICA 2017

Ninguém engorda sozinho. A absorção de calorias depende, também, da biodiversidade na comunidade de bactérias que habitam o intestino de cada um. A chamada microbiota é composta de um número de germes praticamente igual ao número de células do corpo. Em obesos, o intestino é habitado por um tipo de micróbio que absorve mais nutrientes, mas, por outro lado, queima menos energia. No sentido inverso, a obesidade provoca, ela mesma, alterações na microbiodiversidade. Trabalho de pesquisadores da Universidade de Washington, em Saint Louis, comprovou que camundongos criados em ambiente asséptico, mesmo comendo mais, engordam menos do que aqueles que vivem em ambiente contaminado. Ou seja, com uma paupérrima microbiota, a absorção dos nutrientes é muito menor. Carboidratos e gorduras – alimentos calóricos – são substâncias ALÉM DA ESTÉTICA orgânicas, formadas de Praia de Copacabana, moléculas com carbono. Rio de Janeiro. O sobrepeso Neste capítulo você co- é uma preocupação que nhece a estrutura dos diz respeito à saúde. diferentes compostos E nem sempre a causa desse tipo, suas fórmu- está apenas na ingestão las e propriedades. excessiva de calorias

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GE QUÍMICA 2017

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QUÍMICA ORGÂNICA COMPOSTOS ORGÂNICOS

PAU PRA TODA OBRA Tudo o que é vivo na Terra, vegetais, animais, fungos e microrganismos, contém átomos de carbono

Os compostos da vida A grande g versatilidade do carbono faz desse elemento químico q o principal p componente dos seres vivos

E SERES VIVOS O sueco Jöns Jakob Berzelius esquematizou a ideia de que só seres vivos sintetizavam compostos de carbono na chamada teoria da força vital

116 GE QUÍMICA 2017

m 1828, contrariando todas as expectativas, o alemão Friederich Wöhler conseguiu sintetizar um composto orgânico, ureia, em laboratório. Mais significativo ainda é que a ureia foi obtida de cianato de amônio, uma substância mineral. Até então, acreditavase que os compostos orgânicos – aqueles que contêm carbono (C) – eram produzidos só por seres vivos. Desde a realização de Wöhler, muitos outros compostos foram sintetizados em laboratório, e a química orgânica deixou de ser a química dos seres vivos para se tornar o ramo que estuda os compostos de carbono.

O elemento químico carbono

O carbono merece um ramo inteiro da química. Esse elemento químico tem algumas características que lhe conferem propriedades únicas. Um átomo de carbono tem quatro elétrons em sua camada de valência e, por isso, para

completar o octeto (oito elétrons na última camada), precisa fazer quatro ligações covalentes com outros átomos. Essas ligações podem ser simples, duplas ou triplas. Veja:

Os quatro elétrons fazem quatro ligações covalentes simples

Dois elétrons em ligação covalente simples e outros dois em ligação covalente dupla

Quatro elétrons, aos pares, em duas ligações covalentes duplas

Um elétron em ligação covalente simples e três em ligação covalente tripla

Essa versatilidade na forma de compartilhar seus quatro elétrons permite que o carbono estabeleça grande variedade de ligações.

Os carbonos podem se unir e formar longas cadeias, eventualmente incluindo átomos de outros elementos:

Não se preocupe com o nome desses compostos por enquanto. Mas repare nas características e nas limitações de cada fórmula. Acompanhe na tabela: Uma mesma fórmula molecular pode indicar diversos compostos. Butano e metilpropano, por exemplo, têm como fórmula C4H10, mas são substâncias diferentes, com propriedades particulares. Isso confunde a identificação do composto. Por isso, as fórmulas moleculares não costumam ser utilizadas na química orgânica. A fórmula estrutural também é pouco utilizada porque estruturas maiores são muito difíceis de visualizar. As fórmulas mais utilizadas são a estrutural simplificada e a bastão. Repare que na fórmula bastão a cadeia carbônica é mostrada como um zigue-zague, e os átomos de hidrogênio da cadeia costumam ser omitidos. Os demais átomos devem estar sempre explícitos, como no exemplo abaixo

C C C C

C C C C C C

C C N C

Além do carbono, os elementos químicos que mais aparecem nos compostos químicos são: hidrogênio (H), oxigênio (O), nitrogênio (N) e enxofre (S). Todos esses elementos são ametais que fazem ligações covalentes entre si e com o carbono. Por isso, são raros os compostos iônicos entre as substâncias orgânicas. A maioria é molecular (sobre ligações iônicas e moleculares, veja capítulo 1).

Representação

Os compostos orgânicos podem ser representados de muitas maneiras. A tabela abaixo traz algumas delas.

CH3 OH

Fórmulas Molecular

Estrutural

Estrutural Simplificada

Bastão

Compostos

Butano

Metilpropano

Ciclobutano

Ácido but-2-enoico

C4H10

HHH H H CCCC H HHH H

H H HC H

H CH H C CH H H

H H C

H C H

C H H

Uma cadeia de carbono pode ser aberta ou fechada. Na cadeia aberta, os átomos de carbono organizam-se em linha (como no exemplo do butano, na tabela). Na cadeia fechada, esses átomos se fecham num anel, ou um ciclo. Esse é o caso do ciclobutano. Cadeia principal é a que contém o maior número de átomos de carbono entre as extremidades. Os outros átomos “pendurados” como enfeites de árvore de Natal são as ramificações (R). É importante conhecer as principais ramificações porque são esses grupos de átomos que definem a natureza do composto. Veja uma cadeia ramificada:

H3C CH2 CH2 H3C

CH3 H3C CH CH3

H2C

CH2

H2C

CH2

C4H8

C4H6O2

H O H CCCC H H H OH

H3C CH CH COOH

Estradiol

O OH

H3C

CH2

CH3

CH2

CH3

Benzeno

C6H6

H C H C C

C H

CH2

CH3

Cadeia Principal

CH CH CH

CH3

Ramificações ISTOCK

GE QUÍMICA 2017

117

QUÍMICA ORGÂNICA COMPOSTOS ORGÂNICOS

Nomenclatura

A nomenclatura dos compostos orgânicos segue um princípio rígido: cada composto orgânico tem o próprio nome, e esse deve ser deduzido da fórmula estrutural do composto. O inverso também deve ser verdadeiro: a estrutura deve indicar o nome exato do composto. A lista de regras adotadas sobre esse princípio básico, para definição de nomes dos compostos, é muito longa. Por isso, no Ensino Médio, estudamos compostos cujos nomes seguem uma regra mais simples, básica: todo nome de composto orgânico é dado por PREFIXO + INFIXO + SUFIXO Prefixo indica o número de átomos de carbono da cadeia principal; Infixo indica o tipo de ligação existente entre carbonos da cadeia principal – simples, dupla ou tripla; Sufixo indica a função orgânica à qual o composto pertence. Veja cada um desses elementos, abaixo:

SAIBA MAIS ORGÂNICA EM BOTIJÃO

Os botijões usados nas cozinhas contêm gás liquefeito de petróleo (GLP), uma mistura dos hidrocarbonetos butano e propano

118 GE QUÍMICA 2017

PREFIXO INFIXO (número de C) (tipo de ligação)

SUFIXO (função orgânica)

1 C – MET 2 C – ET 3 C – PROP 4 C – BUT 5 C – PENT 6 C – HEX 7 C – HEPT 8 C – OCT 9 C – NON 10 C – DEC

O – hidrocarboneto OL – álcool OICO – ácido carboxílico AL – aldeído ONA – cetona

AN (ligação simples) EN (uma ligação dupla) IN (uma ligação tripla) DIEN (duas ligações duplas) DIIN (duas ligações triplas)

As ramificações também recebem nomes de acordo com o número de átomos de carbono que contêm. Nesse caso, ao prefixo que indica o número de carbonos da cadeia principal adiciona-se o sufixo il: Número Exemplo de C na Prefixo de cadeia cadeia secundária

Número de C Prefixo + nas cadeias sufixo (cadeia secundárias secundária)

Met

– CH3

+ il = metil

– CH2 – CH3

+ il = etil

Prop

– CH2 – CH2– CH3 3

+ il = propil

NA PRÁTICA PREFIXO, INFIXO E SUFIXO

Pelas regras de nomenclatura, o metano • tem um carbono na cadeia principal (prefixo met); • o carbono faz ligações simples (infixo an); • o composto é um hidrocarboneto (sufixo o). Então, sua fórmula estrutural é:

H H C H H Pelas mesmas regras, o etanol • tem dois carbonos na cadeia principal (prefixo et); • os carbonos fazem ligações simples (infixo an); • o composto é um álcool (sufixo ol). Então, sua fórmula estrutural é:

H H H C C O H

O grupo _ OH é característico dos alcoóis

H H Ou, na forma estrutural simplificada: CH3 – CH2 – OH Podemos também deduzir o nome de um composto a partir de sua fórmula estrutural. Para a fórmula:

O H3C C CH3

O grupo C é característico das cetonas

• São três carbonos, então prefixo prop; • todos os carbonos são unidos por ligações simples (infixo an); • para descobrir o sufixo, é preciso reconhecer na fórmula os grupos de átomos que definem a função do composto (veja nas págs. 120 e 121). Neste caso, a dupla ligação do carbono com o oxigênio caracteriza a função cetona (sufixo ona). Então, o composto é prop / an / ona: propanona.

TOME NOTA Quando o composto tem uma cadeia de carbono fechada, o nome deve começar pela palavra “ciclo”. Por exemplo: ciclobutano, ciclopentano, ciclopropano.

Hidrocarbonetos

Posições numeradas

São compostos formados apenas de carbono (C) e de hidrogênio (H). Com exceção do metano, eles se formam sob condições de alta pressão e temperatura e sofrem combustão facilmente. Por isso, são importantes combustíveis dos séculos XX e XXI. O gás natural é metano. O petróleo e o carvão mineral são misturas de hidrocarbonetos. Os hidrocarbonetos são divididos em diversas classes de compostos, segundo o tipo de cadeia formada e de ligações entre os carbonos. Veja a tabela abaixo.

Para definir a posição de insaturações, grupos funcionais e ramificações, recorremos a números, que passam a integrar o nome do composto. Para numerar a cadeia principal, seguimos a regra: Caso exista um grupo funcional, começar a numeração pelo carbono da extremidade mais próxima dele; Na ausência de um grupo funcional, começar na extremidade mais próxima de uma insaturação (ligação dupla ou tripla); E, se houver apenas ramificações, iniciar pela extremidade mais próxima de uma delas.

HIDROCARBONETOS COMPOSTOS FORMADOS APENAS POR CARBONO E HIDROGÊNIO Hidrocarboneto

Fórmula geral

Alcanos (cadeia aberta – só ligações simples entre C)

CnH2n+2

H3C

CH2

CH3

Prop/an/o

Alcenos (cadeia aberta – uma ligação dupla entre C)

CnH2n

H2C

CH3

Prop/en/o

Exemplo

NA PRÁTICA POSIÇÕES NUMERADAS

Considere a seguinte fórmula estrutural: Alcinos (cadeia aberta – uma ligação tripla entre C)

CnH2n-2

Alcadienos (cadeia aberta – duas ligações duplas entre C)

CnH2n-2

H2C

Cicloalcanos ou ciclanos (cadeia fechada – só ligações simples entre carbonos)

CnH2n

Cicloalcenos ou ciclenos (cadeia fechada – uma ligação dupla entre carbonos, no anel)

CnH2n-2

Aromáticos

–

H2C

CH3

Prop/in/o

CH2

Buta–1, 3/dien/o

CH2

CH3 CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH – CH2 – CH3 CH3 A cadeia principal contém sete carbonos. E não existem nem grupo funcional nem insaturação, apenas duas ramificações (CH3 , metil):

Ciclo/but/an/o

H2C

CH2

CH Ciclo/but/en/o

H2C

CH3 � ramificação CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH – CH2 – CH3 CH3 � ramificação

CH2

Benzeno

O carbono mais próximo de uma ramificação é o carbono de CH3, à direita:

CH3 3 2 1 CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH – CH2 – CH3 CH3 7

O benzeno – também chamado anel benzênico ou aromático – é uma cadeia de seis átomos de carbono unidos por ligações simples e duplas, intercaladas. O anel pode ser representado de duas formas: ligação dupla ligação simples

O círculo indica que os seis átomos de carbono são unidos por ligações simples e duplas, alternadamente

O nome do composto é definido por: • número de carbonos na cadeia principal: sete. Prefixo hept • todas as ligações são simples. Infixo an • a função orgânica é hidrocarboneto. Sufixo o • existem duas ramificações. Prefixo di • as ramificações estão nas posições 3 e 4 Então, o nome do composto é 3,4-dimetilheptano (C9H20). GE QUÍMICA 2017

119

QUÍMICA ORGÂNICA COMPOSTOS ORGÂNICOS

Características dos compostos

três carbonos, an, pelas ligações simples, e 1, 2, 3 – triol porque as três hidroxilas estão em diferentes átomos de carbono).

A maneira como os átomos de hidrogênio e carbono se unem dá origem a vários compostos orgânicos. Um composto pode, ainda, conter átomos de outros elementos, como oxigênio e nitrogênio. É o caso da molécula do analgésico paracetamol.

H N

H Glicerina

Paracetamol (analgésico)

Então, dependendo dos elementos químicos presentes, bem como da forma como esses elementos se ligam, os compostos orgânicos apresentam diversas funções orgânicas. A função orgânica de um composto define suas propriedades químicas (e algumas físicas) – do mesmo modo como se definem as funções ácido, base, sal ou óxido, em química inorgânica. Na orgânica, as funções são definidas pelos grupos funcionais – determinados grupos de átomos que se ligam de maneira bem específica à cadeia principal.

Funções oxigenadas

Fenóis É outra função oxigenada. Apresentam uma hidroxila (OH) ligada a um anel benzênico. Os fenóis são usados na fabricação de medicamentos e de polímeros. OH

ATENÇÃO Perceba que nos alcoóis e fenóis o oxigênio está preso à cadeia de carbonos, mas não no meio dela. Nos éteres, o oxigênio interrompe a cadeia.

Contêm átomos de oxigênio (O). Podem ser classificadas em várias famílias:

HIDROXIBENZENO Também chamado fenol comum, tem apenas um radical hidroxila (OH) ligado ao anel benzênico

Hidroxibenzeno

Éteres Compostos com um átomo de oxigênio (O) entre os átomos de carbono. Genericamente, os éteres podem ser assim representados: R e R’ são cadeias de carbono.

Alcoóis A característica comum a esses compostos é ter uma hidroxila (OH) ligada a um carbono saturado, ou seja, com quatro ligações simples. Observe:

São éteres os seguintes compostos: H3C

CH2

H3C

CH3

CH2

Metoxietano

CH2

CH3

Etoxietano

Aldeídos e cetonas Têm um oxigênio ligado a um carbono por dupla ligação (C=O, grupo carbonila). A carbonila na extremidade da cadeia caracteriza os aldeídos. No meio da cadeia, caracteriza a função cetona.

Uma das ligações simples do carbono é com o radical hidroxila (OH)

Pertencem ao grupo funcional dos alcoóis o etanol, o metanol e a glicerina. • Metanol (CH3 – OH) O carbono saturado faz uma ligação simples com OH e outras três com três átomos de hidrogênio (H). • Etanol (CH3 – CH2 – OH) A partir da esquerda, o primeiro átomo de carbono faz três ligações com três átomos de hidrogênio (H) e uma ligação com outro átomo de carbono. Este, por sua vez, liga-se a dois átomos de hidrogênio (H) e a uma hidroxila (OH). • Glicerina (ou glicerol, C3H8O3) Também chamado propan–1,2,3–triol (prop, por ter

120 GE QUÍMICA 2017

Cada traço ao redor do carbono indica uma ligação simples. Este é um carbono saturado

Carbonila

Cetonas

O C

O R CO R ou R C R

O ALDEÍDO E CETONA O benzaldeído (à dir.) é um aldeído que entra como ingrediente do aroma de amêndoas. A acetofenona é uma função cetona e está presente nos grãos de pistache

Aldeídos

R C H O

H Benzaldeído (ingrediente do aroma de amêndoas)

Acetofenona (pistache)

Ácidos carboxílicos Têm o grupo funcional carboxila – um átomo de carbono da extremidade da cadeia ligado a um oxigênio por dupla ligação e, ao mesmo tempo, a uma hidroxila (COOH). Comparados com os demais compostos orgânicos, estes são os ácidos mais fortes, porque o hidrogênio ligado à carboxila se ioniza. Genericamente, esses compostos são representados assim:

usados principalmente na indústria alimentícia como flavorizantes, que dão sabor aos alimentos.

O O Butanoato de etila Flavorizante de abacaxi

Funções nitrogenadas

São compostos que contêm nitrogênio. Aminas Derivados da amônia em que átomos de hidrogênio são substituídos por cadeias de carbono. São classificadas como aminas primárias (quando apenas um dos hidrogênios é substituído), secundárias (dois hidrogênios substituídos) ou terciárias (três hidrogênios substituídos).

C R

COOH é o grupo funcional carboxila e R, uma cadeia de carbono.

FÓRMULA GERAL

C H

amina primária

ÁCIDO METANOICO Também chamado ácido fórmico, porque foi inicialmente isolado de formigas

Ácido

H O R1

Ácido carboxílico (ácido acético)

R Éster

Álcool

O CH3

H2N

Álcool (etanol)

CH2

CH3 CH3

Água

FÓRMULA GERAL

+ H2O

O grupo funcional característico dos ésteres é: O C O

C O

Os ésteres têm várias aplicações: como solventes, polímeros, medicamentos, sabões, mas são

R''

amina secundária

amina terciária

CH2

CH3

1,5-pentanodiamina cadaverina

NH2

Amidas Derivadas de ácidos carboxílicos em que a hidroxila (OH) é substituída pelo grupo amino (NH2), ou pelo nitrogênio (N) ligado a uma ou duas cadeias de carbono.

PRODUÇÃO DE UM ÉSTER O acetato de etila resulta da reação de um ácido com um álcool

H2O

Éster (acetato de etila)

C O

FÓRMULA GERAL

As aminas têm um comportamento similar ao da amônia e, assim como ela, são substâncias básicas. Podem se formar da decomposição de material orgânico. São aminas, por exemplo, que dão o mau cheiro característico de carnes e peixes podres. Daí seus nomes sugestivos, como putrescina e cadaverina.

Ésteres São obtidos da reação entre ácidos carboxílicos e alcoóis (veja reação de esterificação, neste capítulo). Nessa reação, a hidroxila (OH) do grupo carboxila é substituída pela cadeia carbônica do álcool e ocorre formação de água. Veja: R

NH2

FÓRMULA GERAL

O R C

FÓRMULA GERAL

NH2

R C

FÓRMULA GERAL

O NH

R C N

R'' amida primária

amida secundária

amida terciária

A função da amida é a função presente na ligação peptídica para formação das proteínas. Compostos orgânicos podem apresentar mais de uma função – ou seja, mais de um grupo característico de átomos. As propriedades de cada um depende da interação entre todos os grupos funcionais existentes em cada molécula. GE QUÍMICA 2017

121

QUÍMICA ORGÂNICA PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS

INCOMPATIBILIDADE O óleo é composto de moléculas apolares e a água, de moléculas polares. Essa diferença faz com que os dois compostos sejam imiscíveis

Quem combina, quem não combina A solubilidade de um composto depende das forças entre as moléculas e entre seus átomos

s vários grupos de átomos presentes nos compostos orgânicos determinam propriedades diferentes para cada um deles. Vamos, agora, juntar vários pontos que já conhecemos: A maioria dos compostos orgânicos são moléculas, formadas por ligações covalentes; Nas moléculas, sejam elas orgânicas, sejam inorgânicas, os átomos compartilham elétrons para tornar-se estáveis segundo a regra do octeto; Esse compartilhamento pode ser desigual, como no caso da água: o oxigênio é um átomo muito mais eletronegativo que o hidrogênio, e atrai os elétrons com maior força – formando um dipolo. Esse tipo de molécula é chamado molécula polar (veja no capítulo 3).

122 GE QUÍMICA 2017

Portanto, podemos determinar a polaridade também dos compostos orgânicos, sempre pensando na diferença de eletronegatividade dos átomos.

Polaridade

Nas cadeias de carbono, os átomos se unem por ligações covalentes. Se os átomos de carbono dividem igualmente seus elétrons, não existe diferença de eletronegatividade de um lado ou de outro da cadeia. O mesmo acontece com cadeias de carbono e hidrogênio. Esses elementos têm eletronegatividades muito próximas. Portanto, o compartilhamento de elétrons entre seus átomos é bem equilibrado. Daí, os hidrocarbonetos, que só contêm carbonos e hidrogênios, são sempre substâncias apolares.

Mas um composto orgânico, em que exista outro elemento químico além do carbono e do hidrogênio, pode ser polar. Só depende do tamanho da cadeia principal e da eletronegatividade dos grupos funcionais “pendurados” na cadeia principal. Nas funções oxigenadas e nitrogenadas, as ligações entre o carbono e os átomos de oxigênio ou nitrogênio são desiguais, pois a eletronegatividade do carbono e dos dois outros elementos é muito diversa. Além disso, as funções oxigenadas ou nitrogenadas podem, ainda, conter hidrogênios ligados a outros oxigênios ou nitrogênio. Nesse caso, também há diferença de eletronegatividade e, portanto, forma-se um dipolo – literalmente, dois polos, um positivo, outro negativo. Então, os compostos de funções oxigenadas e nitrogenadas têm sempre uma parte apolar (a cadeia carbônica que apresenta apenas átomos de carbono ligados a átomos de hidrogênio) e uma parte polar, em que há a formação de um dipolo. No entanto, as moléculas orgânicas apresentam sempre um equilíbrio de forças: aquelas que têm um dipolo mas a parte apolar é pequena (contendo de um a quatro átomos de carbono, apenas) são predominantemente polares. Veja dois exemplos de moléculas desse tipo:

H O

polar

Molécula polar

Se a cadeia de carbono é grande (com mais de quatro átomos), mesmo que a molécula apresente um dipolo, dizemos que ela é predominantemente apolar. É o que acontece com os óleos essenciais, usados nas indústrias alimentícia e farmacêutica: CH3

Tudo isso é válido também para os compostos orgânicos. Os hidrocarbonetos são sempre apolares e, por isso, sempre insolúveis em água. Moléculas predominantemente apolares como os óleos e as gorduras também são insolúveis em água. Já o etanol, o ácido acético e os açúcares, como a glicose e a frutose, são compostos predominantemente polares – o que lhes garante grande solubilidade em água. Na dissolução, os grupamentos polares interagem com as moléculas da água e, assim, o composto se dissolve. Veja abaixo os grupamentos polares de dois compostos:

CH3 O

CH3 geraniol

GERANIOL O dipolo está na função álcool (C – OH). Mas a cadeia de carbonos é muito grande. Molécula predominantemente apolar ISTOCK

H3C

CH2OH

C CH2OH

Glicose

CH2OH

Frutose

De outro lado, a vitamina A (retinol) e a vitamina D (calciferol) são moléculas predominantemente apolares e, portanto, pouco solúveis em água. Mas são solúveis em gorduras, que são predominantemente apolares. Veja: H3C

H3C

O H

apolar

Molécula polar

Já vimos na química inorgânica: Para que um composto qualquer se dissolva em outro, é preciso que haja algum tipo de interação entre soluto e solvente; Na dissolução de compostos iônicos em água, a interação ocorre entre os íons do composto e os dipolos da água (veja no capítulo 3); Também para os compostos moleculares, para que haja dissolução, tem de haver interação entre as moléculas do solvente (água) e do soluto. Moléculas polares interagem com moléculas polares, e moléculas apolares, com moléculas apolares. A regra geral: semelhante dissolve semelhante.

apolar

Polaridade e solubilidade

CH3

H3C

CH3

O QUE ISSO TEM A VER COM BIOLOGIA A diferença de polaridade entre o petróleo e a água é o que torna um derramamento de óleo no mar um desastre ambiental. As cadeias de hidrocarboneto apolares não se dissolvem na água. O óleo forma uma película à tona d’água, que impede a entrada de luz e as trocas gasosas entre mar e atmosfera. Isso afeta toda a cadeia alimentar marinha, a começar pelos fitoplânctons, impedidos de fazer a fotossíntese.

H3C OH

carvona CARVONA O dipolo está na função cetona (C = O). Mas, de novo, é grande o número de átomos de carbono. Então, a molécula é predominantemente apolar

CH3 VITAMINA A As moléculas de retinol contêm grande número de carbonos. Por isso, apesar de terem uma região de dipolo, são predominantemente apolares. Assim, só se dissolvem bem em solventes também apolares, como as gorduras GE QUÍMICA 2017

123

QUÍMICA ORGÂNICA PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS

TOME NOTA O que mantém a água no estado sólido ou líquido são pontes de hidrogênio. Uma única molécula pode atrair até quatro outras moléculas. Veja: H

H O – + H +– O H+ O H – – O H H + H H OH

Forças intermoleculares

São as forças de atração entre uma molécula e sua vizinha. A alteração do estado físico de uma substância depende da intensificação ou destruição dessas forças. No estado sólido, as moléculas estão mais próximas. Por isso, apresentam interações intensas. No estado líquido, mais afastadas, as moléculas interagem mais fracamente. No estado gasoso, essas forças simplesmente não existem. Quanto mais intensas são essas interações, mais difícil é mudar o estado físico de um material, porque a destruição das forças intermoleculares exige mais energia. Daí, podemos concluir que, quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, mais altos serão o ponto de fusão (PF) e o ponto de ebulição (PE). Comparadas às ligações covalentes e iônicas, que unem os átomos, as forças intermoleculares são fracas. Essas forças surgem devido à diferença de polaridade das moléculas e são diferentes para moléculas polares e apolares. As moléculas apolares interagem pelas forças de London, ou forças de Van der Waals, as mais fracas de todas. São substâncias que apresentam os menores pontos de fusão e de ebulição entre os compostos orgânicos. Mas, quanto maior a cadeia carbônica, maior a molécula e, também, maior a interação entre elas. Isso significa que entre as moléculas apolares, o PF e o PE sobem à medida que a molécula cresce. Confira na tabela abaixo. COMPOSTO

FÓRMULA

P.F. (ºC)

P.E. (ºC)

Metano

CH4

–183

–162

Etano

CH3CH3

–172

–88,5

Propano

CH3CH2CH3

–187

–42

Butano

CH3(CH2)2CH3

–138

Pentano

CH3(CH2)3CH3

–130

Hexano

CH3(CH2)4CH3

–95

Heptano

CH3(CH2)5CH3

–90,5

Já as moléculas polares podem interagir por meio de dois tipos de força: os dipolos permanentes e as pontes de hidrogênio (ou ligações de hidrogênio). Cetonas, aldeídos, éteres e ésteres não fazem pontes de hidrogênio. Suas moléculas interagem por dipolos permanentes. As pontes de hidrogênio se formam apenas quando, na molécula, um hidrogênio se liga ao flúor, ao oxigênio ou

124 GE QUÍMICA 2017

ao nitrogênio (F, O, N). As pontes aparecem nos alcoóis, fenóis, ácidos carboxílicos, aminas e amidas. OH

R fenol

álcool

ácido carboxílico

O R

amina

amida

PONTES DE HIDROGÊNIO Todos estes compostos orgânicos contêm um átomo de hidrogênio ligado ao oxigênio ou ao nitrogênio

As pontes de hidrogênio são mais poderosas que os dipolos permanentes. Por isso, os compostos que contêm ligações de hidrogênio entre suas moléculas têm maiores PF e PE, se comparados com os que interagem apenas por dipolos ou por forças de London. Nesse caso, também, quanto maior a molécula (quanto maior for a massa molar da substância), mais altos serão os PF e PE das substâncias. Veja na tabela abaixo: FUNÇÃO

MASSA MOLAR

1 CH3 – O – CH3

éter

46 g/mol –140 –24

2 CH3 – CH2 – OH

álcool

46 g/mol –115 78,3

3 CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3

éter

74 g/mol –116 34,6

COMPOSTO

4 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – OH álcool

PF (ºC)

74 g/mol –90

PE (ºC)

117,7

A MASSA FAZ DIFERENÇA Entre compostos cujas moléculas têm massas molares próximas, têm PF e PE mais altos aqueles com força intermolecular mais intensa. Na tabela, entre os compostos 1 e 2, ou entre 3 e 4, a força intermolecular é maior nos compostos 2 e 4 devido às pontes de hidrogênio. Por outro lado, entre compostos com mesmo tipo de interação intermolecular, quanto maior é a massa molar, mais altos são os PF e PE. Compare os PF e PE dos compostos 1 e 3 ou 2 e 4.

ATENÇÃO Ligações interatômicas são as que ocorrem entre os átomos para formar uma substância. Forças intermoleculares são as interações que ocorrem entre as moléculas, que põem a substância no estado sólido ou líquido.

QUÍMICA ORGÂNICA ISOMERIA

A diferença está nos detalhes

IGUAIS, MAS NEM TANTO Como gêmeos, compostos com mesma fórmula molecular podem ter propriedades muito diferentes

A versatilidade do carbono faz com que a isomeria seja um fenômeno comum entre os compostos orgânicos

uando discutem a possibilidade de encontrarmos vida fora da Terra, a maioria dos astrobiólogos concorda em um ponto: qualquer ET deve ter organismo composto fundamentalmente de carbono, como os seres vivos da Terra. Por quê? Ora, porque o carbono é o elemento mais versátil de todos os elementos químicos existentes no Universo. Por serem tetravalentes (apresentarem quatro elétrons na última camada), o carbono é capaz de formar cadeias estáveis com outros elementos – principalmente com o hidrogênio e o oxigênio. Essa mesma versatilidade dá aos compostos orgânicos outra característica: existem entre eles muitos compostos isômeros. Isomeria é o fenômeno no qual dois ou mais compostos têm a mesma fórmula molecular, mas diferentes fórmulas estruturais. Isômeros têm os mesmos elementos químicos, na mesma quantidade, mas apresentam propriedades diferentes porque os átomos se unem de maneira diferente. São isômeros, por exemplo, o butano e o metilpropano. A fórmula molecular de ambos é C4H10. No entanto, a forma das ligações é bem diferente. Repare na disposição dos átomos de C e H nos dois compostos:

H H H H H H C C C C H H H H H Butano: 4 C + 10 H

C H H

H C C

H H

C H H

H Metilpropano: 4 C + 10 H

Existem duas grandes categorias de isomeria: plana (ou estrutural) e espacial. Na isomeria plana a diferença está, fundamentalmente, na combinação dos átomos – quem se liga a quem. E essa forma é percebida na fórmula estrutural. A isomeria espacial é aquela na qual as diferenças estão na distribuição dos ISTOCK

átomos no espaço real, com suas três dimensões. Essas duas categorias se dividem em diversos subtipos. Veja no esquema abaixo.

ISOMERIA

PLANA OU ESTRUTURAL Diferentes tipos de ligação (cadeias abertas ou fechadas, ligações triplas ou duplas, ramificações e grupos funcionais

Isomeria de função Isomeria de cadeia Isomeria de posição Isomeria de metameria Isomeria de tautomeria

ISOMERIA ESPACIAL Ligações em diferentes orientações no espaço tridimensional

Isomeria geométrica cis-trans Isomeria óptica

Isomeria plana

As diferenças aparecem na fórmula estrutural plana – aquela que você lê nos livros ou escreve no caderno. As diferentes ligações entre os átomos de dois compostos isômeros definem distintas funções orgânicas, tipos de cadeias ou posições. Os tipos de isomeria plana são: Isomeria de função: os isômeros pertencem a funções distintas. Veja dois exemplos: Fórmula molecular

Função

Fórmula estrutural

ÁLCOOL

H3C

CH2

ÉTER

H3C

C2H6O CH3

GE QUÍMICA 2017

125

QUÍMICA ORGÂNICA ISOMERIA

Isomeria espacial

Isomeria de cadeia: os isômeros pertencem à mesma função, mas apresentam diferentes tipos de cadeia. Fórmula molecular

Função ALDEÍDO

Fórmula estrutural

H3C

CH2

O H

(cadeia reta)

H3C

C4H8O

As moléculas são estruturas tridimensionais, com os átomos se ligando em diferentes orientações e ângulos. Essa diferença na orientação define a isomeria espacial, ou estereoisomeria, e só é identificada pela análise da estrutura espacial do composto. Existem diversos tipos de isomeria espacial:

ALDEÍDO

O H

ATENÇÃO

CH3

A isomeria geométrica tem outra subdivisão – “cis” ou “trans”. O Enem não costuma pedir que você identifique essas variações, mas é bom saber que elas existem, para não se confundir nos enunciados. Sempre que se falar em “cis” ou “trans”, trata-se de isomeria geométrica.

(cadeia ramificada)

Isomeria de posição: os isômeros pertencem à mesma função e têm os mesmos tipos de cadeia, mas apresentam diferença na posição de um grupo funcional, de uma ramificação ou de uma insaturação. Fórmula molecular

Função

Fórmula estrutural

OH ÁLCOOL

H3C

C3H8O

CH2

OH ÁLCOOL

H3C

CH3

Função AMINA

CH2

Grupos ou átomos diferentes

H3C

CH2

H C C H aldeído

126 GE QUÍMICA 2017

O H

OH H C C H H enol

II Grupos ou átomos diferentes

Repare: • Há dois C em ligação dupla; • Cada C está associado a dois grupos ou átomos diferentes (em I, a H3C e H; em II, a CH3 e H)

Grupos ou átomos diferentes

H3C

CH3

II Grupos ou átomos diferentes

C C H3C

CH3 Ligação dupla

CH3

Tautomeria (ou isomeria dinâmica): dois compostos colocados em contato entram em equilíbrio químico. O aldeído e o enol, por exemplo, têm a mesma fórmula molecular, C2H4O. Qualquer um deles, no estado líquido, ou em solução, se transforma no outro, em equilíbrio dinâmico.

CH3

Ligação dupla

C4H11N AMINA

H3C C C

Fórmula estrutural

H3C

Já no composto abaixo, apesar de apresentar a dupla ligação, um dos C apresenta dois ligantes iguais (CH3) e, por isso, não apresenta isomeria geométrica.

Isomeria de compensação (metameria): os isômeros pertencem à mesma função e têm o mesmo tipo de cadeia, mas apresentam diferença na posição dos átomos de qualquer elemento, afora o C e o H. Por exemplo, o oxigênio e o nitrogênio. Fórmula molecular

Isomeria geométrica: os compostos apresentam insaturação por dupla ligação e cada um dos carbonos dessa dupla está ligado a um átomo ou grupo de átomos diferente. Veja a diferença:

Isomeria óptica: a molécula tem, pelo menos, um carbono assimétrico (ou carbono quiral) – um C ligado a quatro grupos diferentes entre si. Os carbonos assimétricos são assinalados nas fórmulas estruturais com um asterisco. Veja:

H O H C C CH3

OH H2C C CH3

H cetona

enol

H3C

O C* C OH H

ácido láctico ou ácido 2-hidroxipropanoico

QUÍMICA ORGÂNICA REAÇÕES ORGÂNICAS

PODER DE LIMPEZA Sabões e detergentes eliminam a gordura porque suas moléculas forçam a interação entre esses compostos orgânicos e a água

Carbono por todos os lados Remédios, biocombustível, plásticos – vários produtos dependem das reações entre compostos orgânicos

ão tantos os tipos de reações que envolvem compostos orgânicos, que as cadeias de carbono são praticamente onipresentes no nosso dia a dia. Existem desses compostos nos alimentos industrializados, nos frascos de xampu, no próprio xampu, no revestimento antiaderente das panelas, nas garrafas de refrigerante e na estrutura dos automóveis. Apresentamos apenas algumas das mais importantes reações orgânicas: a hidrogenação, a esterificação, a saponificação e as reações de polimerização. É importante que você aprenda a reconhecer as principais características desses compostos e reações, bem como sua estrutura básica. ISTOCK

Hidrogenação catalítica

É a reação usada na produção de margarina com óleos vegetais. A reação ocorre pela adição de uma molécula de H2 a uma molécula de composto orgânico que faz uma ligação dupla ou tripla (chamadas insaturações). Veja:

H H

C C eteno

H H

H H + H H

Ni ∆

H C C H H H etano

1. A molécula de eteno tem uma dupla ligação entre os átomos de carbono

2. Cada átomo da molécula H2 liga-se a um dos carbonos do eteno

3. O símbolo Ni indica que foi usado níquel como catalisador. E o símbolo ∆ informa que a reação aconteceu sob aquecimento

4. Com a entrada dos átomos de hidrogênio, os carbonos trocam a ligação dupla por simples

Essa é uma reação muito lenta e, por isso, precisa ser catalisada. Os catalisadores mais utilizados são o níquel (como na reação acima) e o paládio. GE QUÍMICA 2017

127

QUÍMICA ORGÂNICA REAÇÕES ORGÂNICAS

Esterificação

As gorduras e os óleos – como aqueles com que se fabrica a margarina – são triglicerídeos, triésteres do glicerol (ou glicerina). Ésteres são compostos formados de alcoóis e ácidos carboxílicos (veja nas págs. 120 e 121). No caso dos óleos usados na produção de margarina, o álcool é o glicerol, e o ácido carboxílico, um ácido graxo. Abaixo você vê um exemplo de um triglicerídeo. Dependendo da cadeia lateral, o triglicerídeo é saturado (contém apenas ligações simples) ou insaturado (apresenta ligações duplas).

É o produto da reação entre um ácido carboxílico e um álcool:

Ácido carboxílico

O +

CH3 C OH

O CH

O O O O

CH2

Álcool

glicerina + 3 ácidos graxos

CH2

CH CH2

O C R + 3 H3C OH

catalisador

OH + 3 R C O CH3

O Óleo vegetal ou animal (Ésteres de glicerina)

OH Álcool metílico

128 GE QUÍMICA 2017

Ésteres metílicos dos ácidos graxos

Glicerina

indústria de cosméticos, farmacêutica e alimentos

BIODIESEL

Saponificação

Também chamada de hidrólise básica de ésteres, a reação de saponificação é a que produz o sabão. Nela, forma-se um sal orgânico ou de ácido carboxílico. Para fabricar sabão, empregam-se óleos ou gorduras e hidróxido de sódio. Veja:

POLI-INSATURADO Este triglicerídeo é poli-insaturado porque tem mais de uma cadeia de carbonos com ligações duplas.

As gorduras são saturadas, e os óleos, insaturados. Essa diferença na estrutura faz com que as gorduras tenham uma consistência muito mais firme que a dos óleos. Na fabricação da margarina, os óleos são total ou parcialmente hidrogenados, dependendo da consistência desejada. A gordura saturada é mais prejudicial ao organismo. É ela que se acumula nas artérias e aumenta o risco de doenças cardiovasculares. Esse tipo de gordura é próprio das carnes. Já as gorduras insaturadas aumentam o colesterol bom (HDL). A maioria dos óleos vegetais é constituída de triglicerídeos insaturados. O azeite de oliva é um óleo monoinsaturado. Já os óleos de canola e girassol são poli-insaturados.

H2O

O O O O O

O CH2 CH3

O C R

MONOINSATURADO Este triglicerídeo tem duas cadeias com ligações simples e uma delas com uma ligação dupla. É monoinsaturado.

CH2

CH3 C

CH2 CH3

O CH

Água

O C R

O O O O O

SATURADA Cada zigue-zague representa uma cadeia de carbonos de um ácido graxo, que se liga à molécula de glicerina. O triglicerídeo é saturado porque todas as ligações entre os carbonos dessa cadeia são simples.

CH2

Éster

A reação inversa – éster + água → ácido carboxílico + álcool – chama-se hidrólise ácida dos ésteres, porque só ocorre em meio de pH < 7. Outro tipo de reação dos ésteres é a transesterificação. Nela, o álcool que deu origem ao éster é substituído por outro tipo de álcool. O processo da transesterificação é utilizado, por exemplo, na produção do biodiesel com óleos vegetais.

Triglicerídeos CH2

H C O OC (CH2)14 CH3 H C O OC (CH2)14 CH3 + 3NaOH H C O OC (CH2)14 CH3 H Tripalmitil-glicerol é uma gordura, triglicerídeo saturado

H C OH H C OH + 3 CH3 (CH2)14 COO–Na+ H C OH H

Hidróxido de sódio é um reagente na produção de sabão

Glicerol é um álcool, um dos produtos da reação de saponificação

Palmitato de sódio é um sal orgânico que tem uma extremidade polar e outra apolar. Este é o sabão

Os polímeros são representados assim:

NA PRÁTICA

Tudo o que está dentro dos parênteses é o monômero

POLARIDADE E APOLARIDADE

A característica de ter uma extremidade polar e outra apolar dá ao palmitato de sódio uma propriedade importante: é ele que possibilita dissolver a gordura em água. Por si só, a água não remove gorduras porque suas moléculas são polares, e as de óleo, apolares. (Lembre-se, quanto à polaridade, iguais atraem iguais: um composto polar dissolve só compostos polares, e um apolar só dissolve compostos apolares.) O sabão, no entanto, por sua estrutura, consegue “jogar nos dois times”.

H H

H H H

(C C)C

H H

H H H

H H H C

H3C

CH2 CH2

CH2

O Na –

Quando se lava uma peça de roupa, gotas microscópicas de gordura são envolvidas pelas moléculas do sabão e formam estruturas chamadas micelas. Numa micela, a ponta apolar da cadeia do sabão interage com o óleo, e a extremidade polar, com a água. A gordura é, assim, arrancada da Óleo superfície e boia solta, na água. A roupa fica limpa.

(C C)

H H H H

H H

Este é um polímero de adição – um composto originalmente insaturado que se torna saturado. Esse tipo de reação cria polímeros como isopor e borracha sintética. Veja alguns desses polímeros, seus monômeros e sua representação.

A extremidade da cadeia é polar. Assim, interage com a água, que também é polar

A cadeia de carbono é apolar. Por isso, interage bem com o óleo e a gordura, que também são apolares

(C C ) C

A letra n indica o número de vezes que esse monômero se repetirá numa molécula polimerizada

H H

polietileno

CH2

H H H

O CH2

H H H H

NOME DO POLÍMERO

MONÔMERO

Polietileno (plásticos)

Eteno (etileno)

H2C

CH2

H Policloreto de vinila (PVC)

REPRESENTAÇÃO DO POLÍMERO

[ CH2 CH2 ]n

Cl C

CH2 CH

Cloreto de vinila

Água

Poliestireno (isopor)

Sabão

C C H

CH2 CH

Vinil benzeno (estireno)

Micela

Poliésteres, como o PET, e poliamidas, como o náilon, são polímeros formados por condensação, na qual a união de várias moléculas expulsa moléculas pequenas, como as da água. É também o que acontece na formação das proteínas. Os monômeros desses polímeros naturais são aminoácidos unidos por ligação peptídica: um grupo carboxila se liga a um grupo amina, eliminando uma molécula H2O.

Polimerização

A palavra polímero já descreve que tipo de composto é este: poli (muitos) / meros (partes). Os polímeros são macromoléculas formadas por reações em que uma pequena parte (o monômero) se repete centenas ou milhares de vezes.

unidade monomérica

O M

cadeia polimérica

Cadeia lateral

n H

etileno (ou eteno)

COH Grupo carboxila

Várias moléculas de aminoácidos formam uma macromolécula chamada polipeptídeo. Veja:

H C

NH2 Grupo amina

O polietileno, por exemplo, o plástico mais popular do mundo, é fabricado pela reação de polimerização do monômero etileno. Veja: H

NH2 CH R

OH + HN

CO2H

Dipeptídeo

H2O + NH2 CH

R' NH

CO2H

ligação peptídica GE QUÍMICA 2017

129

COMO CAI NA PROVA

1. (Uece 2016) O ácido pentanoico (conhecido como ácido valérico) é um 2. (Espcex/Aman 2016) O composto denominado comercialmente Aspartame líquido oleoso, com cheiro de queijo velho, tem aplicações como sedativo e hipnótico. Se aplicado diretamente na pele, tem uma efetiva ação sobre a acne. O

é comumente utilizado como adoçante artificial, na sua versão enantiomérica denominada S,S-aspartamo. A nomenclatura oficial do Aspartame especificada pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) é ácido, e sua estrutura química de função mista pode ser vista abaixo.

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – C – OH Ácido pentanoico

De acordo com sua fórmula estrutural, seu isômero correto é o: a) propanoato de etila. b) etóxi-propano. c) 3-metil-butanal. d) pentan-2-ona.

RESOLUÇÃO Recordando: isômeros têm os mesmos elementos químicos, na mesma quantidade, mas apresentam propriedades diferentes porque os átomos se unem de maneira diferente. Assim, a alternativa que apresentar um composto com a mesma fórmula molecular do ácido pentanóico será o seu isômero. O enunciado já apresenta a fórmula estrutural do ácido pentanoico, assim é só contar os carbonos, os hidrogênios e os oxigênios para descobrir a fórmula molecular: • 5 carbonos: C5 • 10 hidrogênios: H10 • 2 oxigênios: O2 Na alternativa a, o propanoato de etila é um éster que tem o grupo funcional característico O R–C O – R1

Contando os carbonos, hidrogênios e oxigênios: • 5 carbonos: C5 • 10 hidrogênios: H10 • 2 oxigênios: O2 Então, a fórmula molecular do propanoato de etila é: C5H10O2 , a mesma do ácido pentanoico. Os dois compostos são, portanto, isômeros.

Éter Etóxi-propano

R–C–R

Aldeído 3-metil-butanol

Cetona Pentan-2-ona

130 GE QUÍMICA 2017

A fórmula molecular e as funções orgânicas que podem ser reconhecidas na estrutura do Aspartame são: a) C14H16N2O4 álcool; ácido carboxílico; amida; éter. b) C12H18N2O5 amina; álcool; cetona; éster. c) C14H18N2O5 amina; ácido carboxílico; amida; éster. d) C13H18N2O4 amida; ácido carboxílico; aldeído; éter. e) C14H16N3O5 nitrocomposto; aldeído; amida; cetona.

RESOLUÇÃO Relembrando que, na representação da estrutura em bastão, os átomos de hidrogênio e carbono são normalmente omitidos. Identificando esses átomos na representação, temos a seguinte estrutura: H

H H C

C H

O H

C N C

NH2

C C

H O C

C C

H H

H CH3

Para encontrar a fórmula molecular do Aspartame, precisamos apenas contar o número de átomos: • 14 carbonos: C14 ; • 18 hidrogênios: H18 ; • 2 nitrogênios: N2 ; • 5 oxigênios: O5 . Então a fórmula molecular do Aspartame é: C14H18N2O5. Para a identificação das funções orgânicas, você precisa ter memorizado os grupos funcionais característicos: amida ácido carboxílico

O OH Resposta: C

N NH2 amina

Resposta: A

CH3

Estrutura do Aspartame

As demais alternativas trazem compostos cujo grupo funcional característico não apresenta dois átomos de oxigênio. Com isso, não têm a mesma fórmula molecular e, portanto, não são isômeros. Veja: O

NH2

etila et = 2 carbonos

N OH

Sua fórmula completa é: O H3C – CH2 – C propanoato O– CH2 – CH3 prop = 3 carbonos

CH3 O éster

RESUMO

3. (PUCSP 2015) A melanina é o pigmento responsável pela pigmentação

da pele e do cabelo. Em nosso organismo, a melanina é produzida a partir da polimerização da tirosina, cuja estrutura está representada a seguir.

O OH

Química orgânica NOMENCLATURA Todo composto tem o nome formado por prefixo (número de carbonos na cadeia principal) + infixo (tipo de ligações na cadeia) + sufixo (função orgânica do composto).

PREFIXO (número de C)

INFIXO (tipo de ligação)

SUFIXO (função orgânica)

1 C – MET

AN (ligação simples)

O – hidrocarboneto

2 C – ET

EN (uma ligação dupla)

OL – álcool

3 C – PROP

IN (uma ligação tripla)

OICO – ácido carboxílico

4 C – BUT

DIEN (duas ligações

AL – aldeído

5 C – PENT

duplas)

ONA – cetona

Está(ão) correta(s) apenas a(s) afirmação(ões) a) I e II. b) I e III. c) II e III. d) I. e) III.

6 C – HEX

DIIN (duas ligações

7 C – HEPT

triplas)

RESOLUÇÃO

8 C – OCT

Para definir a fórmula molecular, contamos os átomos. Acrescentando esses átomos ao esquema apresentado, temos H H O H

9 C – NON

NH2

Sobre a tirosina foram feitas algumas afirmações: I. A sua fórmula molecular é C9H11NO3. II. A tirosina contém apenas um carbono quiral (assimétrico) em sua estrutura. III. A tirosina apresenta as funções cetona, álcool e amina.

H HO

C C

C C C H H NH2

As ramificações são nomeadas de acordo com o número de átomos de carbono que contêm.

Número Exemplo de C na Prefixo de cadeia cadeia secundária

H Contando os átomos: • 9 carbonos: C9 ; • 11 hidrogênios: H11 ; • 1 nitrogênio: N; • 3 oxigênios: O3 . Portanto, a fórmula molecular da melanina é C9H11NO3 . Afirmação I: correta. Analisando a afirmação II: carbono quiral, ou assimétrico, é o carbono ligado a quatro ligantes diferentes. Na melanina, encontramos um carbono quiral, assinalado na fórmula estrutural com um asterisco:

H H HO Afirmação II: correta.

C C

H H O C C* C H H NH2

Analisando a afirmação III: você deve identificar os grupos funcionais:

fenol

OH HO Afirmação III: incorreta. Resposta: A

NH2 amina

10 C – DEC

ácido carboxílico

Número de C Prefixo + nas cadeias sufixo (cadeia secundárias secundária)

Met

– CH3

+ il = metil

– CH2 – CH3

+ il = etil

Prop

– CH2 – CH2– CH3

+ il = propil

FUNÇÕES ORGÂNICAS Grupos funcionais são conjuntos de átomos que se ligam de maneira bem específica à cadeia principal, definindo uma função. Hidrocarbonetos contêm apenas átomos de carbono e hidrogênio. São divididos em várias classes, de acordo com o tipo de cadeia de carbono e o de ligações – simples, duplas ou triplas. Pertencem às funções oxigenadas compostos com grupos de átomos de oxigênio: alcoóis, fenóis, éteres, ácidos carboxílicos, ésteres, aldeídos e cetonas. Compostos de funções nitrogenadas contêm nitrogênio: aminas e amidas. ISÔMEROS São moléculas com mesmo número de átomos dos mesmos elementos químicos, mas com propriedades diferentes. A isomeria pode ser plana ou espacial. E essas diferenças podem estar relacionadas às funções orgânicas, ao tipo de cadeia, aos ângulos das ligações ou à posição dos átomos de carbono.

GE QUÍMICA 2017

131

RAIO-X DECIFRE OS ENUNCIADOS E VEJA AS CARACTERÍSTICAS TÍPICAS DAS QUESTÕES QUE CAEM NAS PROVAS FUVEST 2015 – 1a FASE A grafite de um lápis tem quinze centímetros de comprimento e dois milímetros de espessura. Dentre os valores abaixo, o que mais se aproxima do número de átomos[1] presentes nessa grafite é (Nota: Assuma que a grafite é um cilindro circular reto[2], feito de grafite pura. A espessura da grafite é o diâmetro da base do cilindro. Adote os valores aproximados de: 2,2 g/cm3 para a densidade[3] da grafite; 12 g/mol para a massa molar do carbono; 6,0 . 1023 mol – 1 [4] para a constante de Avogadro) a) 5x1023 b) 1x1023 c) 5x1022 d) 1x1022 e) 5x1021 DICAS PARA A RESOLUÇÃO

Repare: as alternativas a, c e e trazem o mesmo valor 5, só que multiplicado por 10 elevado a expoentes diferentes: 21, 22 e 23. Não confie no chute. A alternativa correta é a c, cujo expoente é 22. Para chegar a essa resposta, é fundamental que você saiba fazer contas com potências de 10. Lembre-se: a cada vez que um valor é dividido por 10, o expoente cai em uma unidade. Veja a resolução em detalhes no Simulado, na pág. 142.

1 Seja prático e atento na leitura do enunciado. Depois de ler a questão por inteiro, releia o texto e grife os dados que realmente importam para a resposta. Neste caso: as medidas do grafite e o que você deve calcular: o número de átomos naquele grafite. 2 Muitas das questões do Enem exigem mais do que o conhecimento específico na disciplina em questão. Nesta, para chegar à resposta correta, você deve associar conhecimentos de química à matemática. É preciso que você se lembre do cálculo de volume de um cilindro: Vcilindro = Abase . Altura. 3 Aqui a questão exige que você domine um conceito da física: densidade é a massa de matéria em determinado volume: d = m/V 4 Saber interpretar a notação matemática é também importante. A expressão mol– 1 usada para o número de Avogadro indica que o mol é o denominador de uma fração. A expressão poderia ser escrita assim: 6,0 . 1023 partículas (átomos). mol

ENEM 2014 Diesel é uma mistura de hidrocarbonetos que também apresenta enxofre em sua composição. Esse enxofre é um componente indesejável, pois o trióxido de enxofre gerado é um dos grandes causadores da chuva ácida. Nos anos 1980[1], não havia regulamentação e era utilizado óleo diesel com 13 000 ppm de enxofre[2]. Em 2009, o diesel passou a ter 1 800 ppm de enxofre (S1800) e, em seguida, foi inserido no mercado o diesel S500 (500 ppm). Em 2012, foi difundido o diesel S50, com 50 ppm de enxofre em sua composição. Atualmente, é produzido um diesel com teores de enxofre ainda menores. Os impactos da má qualidade do óleo diesel brasileiro. Disponível em: www.cnt.org.br. Acesso em: 20 dez. 2012 (adaptado).

A substituição do diesel usado nos anos 1980 por aquele difundido em 2012 permitiu uma redução percentual de emissão de SO3 de: a) 86,2%. b) 96,2%. c) 97,2%. d) 99,6%. e) 99,9%.

1 Você consegue acompanhar o raciocínio do enunciado? O texto apresenta uma série de mudanças na concentração de enxofre no diesel usado no Brasil, em ordem cronológica, dos anos 1980 até hoje. E a questão refere-se a uma das etapas dessas mudanças. Leia atentamente o enunciado e vá anotando cada uma das etapas. 2 Você deve estar familiarizado com a unidade ppm – partes por milhão, que indica concentração. No contexto da questão, 13 mil ppm de enxofre significa 13 mil átomos de enxofre a cada 1 milhão de moléculas do diesel. Esse conhecimento vem mais de leitura de jornais e revistas do que de aulas na escola. Quem se mantém atualizado em questões como aquecimento global já terá encontrado essa expressão em reportagens e relatórios que informam a concentração de gases do efeito estufa na atmosfera.

DICAS PARA A RESOLUÇÃO Repare: a questão não pede nenhum conhecimento de química, apenas de matemática. Para calcular o

percentual de redução entre 1980 e 2012, você deve considerar o valor de 1980 como 100% e resolver o problema por uma simples regrinha de três. A alternativa correta é a d. Veja a resolução em detalhes no Simulado, na pág. 142

132 GE QUIMICA 2017

UNICAMP 2014 Explosão e incêndio se combinaram no terminal marítimo de São Francisco do Sul, em Santa Catarina, espalhando muita fumaça pela cidade e pela região. O incidente ocorreu com uma carga de fertilizante em que se estima tenham sido decompostas 10 mil toneladas de nitrato de amônio. A fumaça branca que foi eliminada durante quatro dias era de composição complexa, mas apresentava principalmente os produtos da decomposição térmica do nitrato de amônio: monóxido de dinitrogênio e água. Em abril de 2013, um acidente semelhante ocorreu em West, Estados Unidos da América, envolvendo a mesma substância. Infelizmente, naquele caso, houve uma explosão, ocasionando a morte de muitas pessoas.[1] a) Com base nessas informações, escreva a equação química da decomposição térmica que ocorreu com o nitrato de amônio. b) Dado que os valores das energias padrão de formação em kJ . mol-1 das substâncias envolvidas são nitrato de amônio (–366), monóxido de dinitrogênio (82) e água (–242), o processo de decomposição ocorrido no incidente é endotérmico ou exotérr mico?Justifique sua resposta considerando a decomposição em condições padrão.

1 Identifique o que realmente interessa para responder à questão. As menções ao acidente em Santa Catarina e a comparação com o evento nos Estados Unidos são dispensáveis.

DICAS PARA A RESOLUÇÃO

A Os examinadores querem avaliar se você conhece a nomenclatura dos compostos (prefixos e sufixos). E se você tem capacidade de identificar no texto a estrutura básica da equação. B Ao pedir que se justifique a resposta, você vai demonstrar não apenas o conhecimento que tem da disciplina, mas também a capacidade de associar conceitos. Nesta questão, você deve mostrar que a reação é exotérmica, libera calor. Veja o passo a passo no Simulado, na pág. 143.

UNIFOR 2014, adaptada 1 Problemas ambientais estão entre os temas mais comuns no Enem e vestibulares em geral, e não apenas em geografia. Em química, questões sobre aquecimento global, efeito estufa e chuva ácida aparecem regularmente. E, como ocorre muitas vezes, também, nem sempre a menção a algum desses problemas está relacionada ao que se pede na questão. Neste caso, por exemplo, a chuva ácida é citada apenas como parte da apresentação do composto. A resolução não depende de você conhecer o processo de aumento da acidez da chuva. 2 Leitura de gráficos é habilidade cobrada praticamente em todas as provas do Enem, principalmente nas de física e química, além de matemática, é claro. Em química, você encontra gráficos em questões que tratam de temas como solubilidade e velocidade de reações.

O dióxido de nitrogênio é um gás de cor castanhoavermelhada, de cheiro forte e irritante. É um agente oxidante forte e sua presença na atmosfera contribui para a formação de chuvas ácidas[1]. Em um recipiente contendo apenas NO2, ocorre o seguinte processo a temperatura constante: 2NO2(g) ←→ → 2NO(g) + O2(g) As concentrações do reagente e dos produtos foram acompanhadas com o passar do tempo, conforme mostra o gráfico[2] abaixo.

DICAS PARA A RESOLUÇÃO

Ⅲ Não se confunda. Para analisar se a alternativa

é correta, você deve saber que a concentração dos reagentes sempre cai. Com isso, você já resolve que a linha A refere-se ao reagente NO2. Para definir a que produtos se referem as linhas B e C, é preciso obter da equação apresentada no enunciado a proporção entre o número de mol dos reagentes e dos produtos e comparar essa proporção com a concentração de cada substância, a partir do equilíbrio.

Ⅳ Para responder corretamente à questão, você

deve se lembrar do conceito de equilíbrio químico: o ponto em que a concentração de reagentes e produtos se mantém constante. No gráfico, isso aparece no ponto em que todas as linhas se tornam paralelas – ou seja, o tempo passa, mas a concentração de cada substância não se altera.

Analisando o gráfico, indique se a afirmação abaixo é verdadeira (V) ou falsa (F): I. O aumento da pressão favorece a formação de NO(g) e O2(g). II. Ao atingir o equilíbrio, a constante de equilíbrio terá valor de 640. III. As curvas A, B e C representam respectivamente as concentrações de NO2, NO e O2. IV. A partir de 6s o sistema atinge o equilíbrio e não ocorre alteração nas concentrações. V. O aumento da pressão favorece o deslocamento da reação no sentido do NO2(g).

Ⅴ Se você leu todas as afirmações antes de co-

meçar a resolver a questão, então reparou que a afirmação V é exatamente o inverso da alternativa II. Deslocar a reação – ou deslocar o equilíbrio de uma reação – é favorecer a reação direta ou a inversa. Então, se você já descobriu que a afirmação I é incorreta, esta só pode ser correta. Veja o passo a passo da resolução no Simulado, na pág. 144.

GE QUÍMICA 2017

133

SIMULADO QUESTÕES SELECIONADAS ENTRE OS MAIORES VESTIBULARES DO PAÍS COM RESPOSTAS COMENTADAS CAPÍTULO 1

1. (Uerj 2014)

A tabela abaixo apresenta o nome de alguns minerais e a fórmula química da substância que constitui cada um deles.

Mineral

Fórmula química da substância

Calcita

CaCO3

Cerussita

PbCO3

Estroncianita

SrCO3

Magnesita

MgCO3

Rodocrosita

MnCO3

Siderita

FeCO3

Witherita

BaCO3

Considerando a tabela, apresente o nome do mineral cujo metal no estado fundamental possui quatro elétrons na sua camada de valência. Apresente, também, a fórmula química da substância que contém o metal de maior raio atômico.

2. (Fuvest 2015)

Cinco cremes dentais de diferentes marcas têm os mesmos componentes em suas formulações, diferindo, apenas, na porcentagem de água contida em cada um. A tabela a seguir apresenta massas e respectivos volumes (medidos a 25 oC) desses cremes dentais. Marca

Massa (g)

Volume (mL)

120

180

120

Supondo que a densidade desses cremes dentais varie apenas em função da porcentagem de água, em massa, contida em cada um, pode-se dizer que a marca que apresenta maior porcentagem de água em sua composição é (Dado: densidade da água (a 25 oC) = 1,0 g/mL) a) A. b) B. c) C. d) D. e) E.

134 GE QUÍMICA 2017

3. (UTFPR 2014)

O desastre nuclear ocorrido na usina nuclear de Fukushima I, localizada no Japão, tem sido considerado o maior acidente nuclear da história. Devido a esse acidente foram detectados vazamentos principalmente de 53 I 137 e 137 , que contaminaram a água próxima da usina. A respeito dessa informação 55 Cs assinale a alternativa correta. a) Os elementos iodo e césio apresentam o mesmo número de nêutrons. b) Os elementos iodo e césio são isóbaros. c) O iodo tem número atômico maior que o césio. d) A água é uma substância pura simples. e) O césio tem número de massa maior que o iodo.

4. (PUC-RS 2014)

Em 2013, comemorou-se o centenário da publicação de um trabalho que marcou época no desenvolvimento da teoria atômica. Intitulado Sobre a constituição de átomos e moléculas, o trabalho oferece uma descrição da estrutura atômica na qual os elétrons descrevem órbitas bem definidas e podem saltar de uma órbita a outra mediante a absorção ou emissão de radiação. _________, o autor desse trabalho, elaborou seu modelo atômico tomando as ideias de Rutherford como ponto de partida. Segundo Rutherford, o átomo contém um núcleo positivo muito pequeno, ao redor do qual se movem os elétrons. Assim surgiu a famosa imagem do átomo como _________, a qual substituiu a noção de _________ de que o átomo seria semelhante a _________. As expressões que completam corretamente o texto são, respectivamente: a) Bohr, um sistema solar em miniatura, Thomson, um pudim de passas. b) Bohr, um pudim de passas, Dalton, uma bola de bilhar. c) Thomson, um sistema solar em miniatura, Dalton, um pudim de passas. d) Thomson,um pudim de passas, Demócrito, uma bola de bilhar. e) De Broglie, um sistema solar em miniatura, Thomson, uma bola de bilhar.

5. (Fuvest 2015)

Quando começaram a ser produzidos em larga escala, em meados do século XX, objetos de plástico eram considerados substitutos de qualidade inferior para objetos feitos de outros materiais. Com o tempo, essa concepção mudou bastante. Por exemplo, canecas eram feitas de folha de flandres, uma liga metálica, mas, hoje, também são feitas de louça ou de plástico. Esses materiais podem apresentar vantagens e desvantagens para sua utilização em canecas, como as listadas a seguir: I. ter boa resistência a impactos, mas não poder ser levado diretamente ao fogo; II. poder ser levado diretamente ao fogo, mas estar sujeito a corrosão; III. apresentar pouca reatividade química, mas ter pouca resistência a impactos.

Os materiais utilizados na confecção de canecas os quais apresentam as propriedades I, II e III são, respectivamente, a) metal, plástico, louça. b) metal, louça, plástico. c) louça, metal, plástico. d) plástico, louça, metal. e) plástico, metal, louça.

(Fuvest 2014) Em um laboratório químico, um estudante encontrou quatro frascos (1, 2, 3 e 4) contendo soluções aquosas incolores de sacarose, KCl, HCl e NaOH, não necessariamente nessa ordem. Para identificar essas soluções, fez alguns experimentos simples, cujos resultados são apresentados na tabela a seguir: Cor da solução após a Condutibilidade Reação com adição de fenolftaleína elétrica Mg(OH)2

Frasco

CAPÍTULO 2

6. (UPF 2014, adaptado)

A combustão completa da vela, sem o ajuste dos coeficientes estequiométricos, pode ser representada genericamente pela equação: C20H42 + O2(g) › CO2(g) + H2O(g)

incolor

conduz

não

rosa

conduz

não

incolor

conduz

sim

incolor

não conduz

não

(Dado: Soluções aquosas contendo o indicador fenolftaleína são incolores em pH menor do que 8,5 e têm coloração rosa em pH igual a ou maior do que 8,5.)

Considerando que vários fatores podem interferir na rapidez de uma reação química, analise as afirmações a seguir e marque V para verdadeiro e F para falso: ( ) Fatores como o aumento da temperatura e da concentração dos reagentes influenciam na rapidez de uma reação e sempre a tornam mais lenta. ( ) Para que uma reação ocorra, é necessário que haja colisão entre as moléculas, orientação favorável e energia suficiente. ( ) No processo descrito, se a vela for coberta com um recipiente, é possível que a chama se apague. ( ) Ao aumentar a superfície de contato dos reagentes, a rapidez da reação não será afetada, o que implica maior tempo de reação.

7. (Espcex/Aman 2015)

“Uma amostra de açúcar exposta ao oxigênio do ar pode demorar muito tempo para reagir. Entretanto, em nosso organismo, o açúcar é consumido em poucos segundos quando entra em contato com o oxigênio. Tal fato se deve à presença de enzimas que agem sobre as moléculas do açúcar, criando estruturas que reagem mais facilmente com o oxigênio...”.

As soluções aquosas contidas nos frascos 1, 2, 3 e 4 são, respectivamente, de a) HCl, NaOH, KCl e sacarose. b) KCl, NaOH, HCl e sacarose. c) HCl, sacarose, NaOH e KCl d) KCl, sacarose, HCl e NaOH. e) NaOH, HCl, sacarose e KCl

9. (UEM-PAS 2014, adaptado)

Hoje a preocupação sobre poluição atmosférica está voltada ao poluente ozônio troposférico (O3), relacionado ao câncer, à pneumonia e à asma. Paulo Saldiva, do laboratório de poluição atmosférica da USP, afirma que os veículos melhoraram a queima e diminuíram a emissão de CO, entretanto o O3 ainda não está regulamentado. Para Saldiva, o comprador deve checar a emissão de hidrocarbonetos e óxidos nitrosos – que reagem e produzem O3 – se quiser um carro menos inimigo da natureza Revista Galileu, Ed. Globo, agosto de 2012.

Adaptado de Usberco e Salvador, Química, vol 2, FTD, SP, pág 377, 2009.

Baseado no texto acima, a alternativa que justifica corretamente a ação química dessas enzimas é: a) As enzimas atuam como inibidoras da reação, por ocasionarem a diminuição da energia de ativação do processo e, consequentemente, acelerarem a reação entre o açúcar e o oxigênio. b) As enzimas atuam como inibidoras da reação, por ocasionarem o aumento da energia de ativação do processo e, consequentemente, acelerarem a reação entre o açúcar e o oxigênio. c) As enzimas atuam como catalisadores da reação, por ocasionarem o aumento da energia de ativação do processo, fornecendo mais energia para a realização da reação entre o açúcar e o oxigênio. d) As enzimas atuam como catalisadores da reação, por ocasionarem a diminuição da energia de ativação do processo, provendo rotas alternativas de reação menos energéticas, acelerando a reação entre o açúcar e o oxigênio. e) As enzimas atuam como catalisadores da reação, por ocasionarem a diminuição da energia de ativação do processo ao inibirem a ação oxidante do oxigênio, desacelerando a reação entre o açúcar e o oxigênio.

Dadas abaixo algumas reações químicas envolvidas na formação do O3 troposférico e com base no texto acima, analise as afirmações a seguir e marque V para verdadeiro e F para falso: NO2(g)

luz

O(g) + O2(g)

NO(g) + O(g)

etapa 1

etapa 2

( ) O NO2 liberado na queima de combustíveis fósseis é precursor da formação de O3 , e o O(g) é considerado um intermediário de reação. ( ) No ser humano, o ar penetra pelo nariz, passa pela faringe, pela laringe, pela traqueia, pelos brônquios e pelos bronquíolos. A asma alérgica, causada por inalação de O3 ou por outros poluentes, está relacionada a um processo inflamatório nos brônquios e nos bronquíolos. ( ) O NO2 é um poluente atmosférico que, além de auxiliar na formação de O3 troposférico, ainda pode gerar ácido nítrico na presença de água, causando chuvas ácidas. ( ) As reações de formação de O3 troposférico são favorecidas em cidades de clima quente, porque a elevação da temperatura propicia maior frequência de choques e com maior energia cinética entre as moléculas gasosas reagentes. GE QUÍMICA 2017

135

SIMULADO

10. (UFSM 2014)

Na produção de eletricidade são, algumas vezes, usados geradores a óleo. Quando o óleo queima, produz SO2 , que deve ser eliminado antes de ser emitido ao ar, pois é formador de chuva ácida. Um dos métodos para a sua eliminação usa o calcário, produzindo sulfito de cálcio, que, posteriormente, é removido por precipitação eletrostática. As reações envolvidas na eliminação do SO2 são: 1. CaCO3 › CaO(s) + CO2(g) 2. CaO(s) + SO2(g) CaSO3(s) As reações 1 e 2 denominam-se, respectivamente, reações de a) deslocamento e análise. b) deslocamento e síntese. c) síntese e análise. d) análise e síntese. e) síntese e deslocamento.

11. (Uema 2014, adaptada)

A Fórmula Indy de automobilismo, realizada em Indianápolis, Estados Unidos, usa o metanol como combustível, que em combustão possui chama invisível. Por isso são comuns acidentes nos quais os pilotos se queimam sem que o fogo seja visto. Uma forma de obtenção desse composto pode ser reagir dióxido de carbono gasoso mais gás hidrogênio e utilizar como catalisador o CrO3 – ZnO (sólido branco e granular) numa temperatura na faixa de 320–380 oC e pressão de 340 atm. Considerando o exposto, identifique no gráfico a seguir a curva que representa a reação que utiliza um catalisador. Explique sua opção. B

Energia A

As massas molares dos elementos carbono, oxigênio, enxofre e cálcio são iguais a 12 g/mol, 16 g/mol, 32 g/mol e 40 g/mol, respectivamente. BAIRD, C. Química ambiental. Porto Alegre: Bookman. 2002 (adaptado).

Considerando um rendimento de 90% no processo, a massa de gesso obtida, em gramas, por mol de gás retido é mais próxima de a) 64 b) 108 c) 122 d) 136 e) 245

13. (Enem 2014)

Diesel é uma mistura de hidrocarbonetos que também apresenta enxofre em sua composição. Esse enxofre é um componente indesejável, pois o trióxido de enxofre gerado é um dos grandes causadores da chuva ácida. Nos anos 1980, não havia regulamentação e era utilizado óleo diesel com 13 000 ppm de enxofre. Em 2009, o diesel passou a ter 1 800 ppm de enxofre (S1800) e, em seguida, foi inserido no mercado o diesel S500 (500 ppm). Em 2012, foi difundido o diesel S50, com 50 ppm de enxofre em sua composição. Atualmente, é produzido um diesel com teores de enxofre ainda menores. Os Impactos da má qualidade do óleo diesel brasileiro. Disponível em: www.cnt.org.br. Acesso em: 20 dez. 2012 (adaptado).

A substituição do diesel usado nos anos 1980 por aquele difundido em 2012 permitiu uma redução percentual de emissão de SO3 de: a) 86,2%. b) 96,2%. c) 97,2%. d) 99,6%. e) 99,9%.

14. (Fuvest 2015) Sentido da reação

CAPÍTULO 3

12. (Enem 2014)

Grandes fontes de emissão do gás dióxido de enxofre são as indústrias de extração de cobre e níquel, em decorrência da oxidação dos minérios sulfurados. Para evitar a liberação desses óxidos na atmosfera e a consequente formação da chuva ácida, o gás pode ser lavado, em um processo conhecido como dessulfurização, conforme mostrado na equação (1).

A grafite de um lápis tem quinze centímetros de comprimento e dois milímetros de espessura. Dentre os valores abaixo, o que mais se aproxima do número de átomos presentes nessa grafite é Nota: Assuma que a grafite é um cilindro circular reto, feito de grafite pura. A espessura da grafite é o diâmetro da base do cilindro. Adote os valores aproximados de: 1. 2,2 g/cm3 para a densidade da grafite; 2. 12 g/mol para a massa molar do carbono; 3. 6,0 . 1023 mol– 1 para a constante de Avogadro. a) 5 x 1023 b) 1 x 1023 c) 5 x 1022 d) 1 x 1022 e) 5 x 1021

CaCO3 (s) + SO2 (g) → CaSO3 (s) + CO2 (g) (1) Por sua vez, o sulfito de cálcio formado pode ser oxidado, com o auxílio do ar atmosférico, para a obtenção do sulfato de cálcio, como mostrado na equação (2). Essa etapa é de grande interesse porque o produto da reação, popularmente conhecido como gesso, é utilizado para fins agrícolas. 2 CaSO3 (s) + O2 (g) → 2 CaSO4 (s) (2)

136 GE QUÍMICA 2017

15. (Mackenzie 2014)

A calcita é um mineral encontrado na forma de cristais e em uma grande variedade de formas, como também nas estalactites e estalagmites. É o principal constituinte dos calcários e mármores, ocorrendo também em conchas e rochas sedimentares. Pelo fato de ser composta por CaCO3, a calcita reage facilmente com HCl, formando cloreto de cálcio, gás carbônico e água. Considerando que

uma amostra de 10 g de calcita, extraída de uma caverna, ao reagir com quantidade suficiente de HCl, produziu 1,792 L de gás carbônico, medido nas CNTP, é correto afirmar que essa amostra apresentava um teor de CaCO3 da ordem de (Dado: massa molar (g/mol) CaCO3 = 100) a) 75% b) 80% c) 85% d) 90% e) 95%

16. (Enem 2013)

A varfarina é um fármaco que diminui a agregação plaquetária, e por isso é utilizada como anticoagulante, desde que esteja presente no plasma, com uma concentração superior a 1,0 mg/L. Entretanto, concentrações plasmáticas superiores a 4,0 mg/L podem desencadear hemorragias. As moléculas desse fármaco ficam retidas no espaço intravascular e dissolvidas exclusivamente no plasma, que representa aproximadamente 60% do sangue em volume. Em um medicamento, a varfarina é administrada por via intravenosa na forma de solução aquosa, com concentração de 3,0 mg/mL. Um indivíduo adulto, com volume sanguíneo total de 5,0 L, será submetido a um tratamento com solução injetável desse medicamento. Qual é o máximo volume da solução do medicamento que pode ser administrado a esse indivíduo, pela via intravenosa, de maneira que não ocorram hemorragias causadas pelo anticoagulante? a) 1,0 mL b) 1,7 mL c) 2,7 mL d) 4,0 mL e) 6,7 mL

CAPÍTULO 4

Uma pilha de zinco e prata pode ser montada com eletrodos de zinco e prata e representada, segundo a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), pela notação Zn (s) / Zn 2+ (aq) 1 mol.L–1 // Ag+ (aq) 1 mol.L –1 / Ag (s). As equações que representam as semirreações de cada espécie e os respectivos potenciais-padrão de redução (25 oC e 1 atm) são apresentadas a seguir: Zn2+(aq) + 2e– → Zn (s) Ag+(aq) + 1e– → Ag (s)

A revelação das chapas de raios X gera uma solução que contém íons prata na forma de Ag(SO2O3)23 –. Para evitar a descarga desse metal no ambiente, a recuperação de prata metálica pode ser feita tratando eletroquimicamente essa solução com uma espécie adequada. O quadro apresenta semirreações de redução de alguns íons metálicos. E0 (V)

Ag(S2O3)23– (aq) + e– W Ag (s)+ 2S2O32–(aq)

+ 0,02

Cu2+ (aq) + 2 e– W Cu (s)

+ 0,34

Pt2+ (aq) + 2 e– W Pt (s)

+ 1,20

Al3+ (aq) + 3 e– W Al (s)

– 1,66

Sn2+ (aq) + 2 e– W Sn (s)

– 0,14

Zn2+ (aq) + 2 e– W Zn (s)

– 0,76

E0 = – 0,76 V E0 = + 0,80 V

Com base nas informações apresentadas, são feitas as afirmativas abaixo. I. No eletrodo de zinco ocorre o processo químico de oxidação. II. O cátodo da pilha será o eletrodo de prata. III. Ocorre o desgaste da placa de zinco devido ao processo químico de redução do zinco. IV. O sentido espontâneo do processo será Zn+2 + 2 Ag0 → Zn0 + 2Ag+. V. Entre os eletrodos de zinco e prata existe uma diferença de potencial-padrão de 1,56 V. Estão corretas apenas as afirmativas a) I e III. b) II, III e IV. c) I, II e V. d) III, IV e V. e) IV e V.

19. (Espcex/Aman 2015)

é de apenas 12,8 horas, pois ele A meia-vida do radioisótopo cobre-64 sofre decaimento se transformando em zinco, conforme a representação

64 29

17. (Enem 2014)

Semirreação de redução

18. (Espcex/Aman) 2015)

Cu 6430 Zn +–10

Considerando uma amostra inicial de 128 mg de cobre-64, após 76,8 horas, a massa restante desse radioisótopo será de: a) 2 mg b) 10 mg c) 12 mg d) 28 mg e) 54 mg

20. (PUC-Rio 2015)

O metanol é um álcool utilizado como combustível em alguns tipos de competição automotiva, por exemplo, na Fórmula Indy. A queima completa (ver reação termoquímica abaixo) de 1L de metanol (densidade 0,80 g.mL–1) produz energia na forma de calor (em kJ) e CO2 (em gramas), nas seguintes quantidades respectivamente: 2 CH3OH(l) + 3 O2(g) 4H2O(l) + 2CO2(g) ; ∆H = –1453 kJ (Considere: M(CH3OH) = 32g mol–1 e M(CO2) = 44g mol–1 )

Das espécies apresentadas, a adequada para essa recuperação é a) Cu (s). b) Pt (s). c) Al 3+ (aq). d) Sn (s). e) Zn 2+ (aq).

a) 18,2 x 103 e 1,1 x 103 b) 21,3 x 103 e 0,8 x 103 c) 21,3 x 103 e 1,1 x 103 d) 18,2 x 103 e 0,8 x 103 e) 36,4 x 103 e 1,8 x 103 GE QUÍMICA 2017

137

SIMULADO

21. (Unicamp 2014)

Explosão e incêndio se combinaram no terminal marítimo de São Francisco do Sul, em Santa Catarina, espalhando muita fumaça pela cidade e pela região. O incidente ocorreu com uma carga de fertilizante em que se estima tenham sido decompostas 10 mil toneladas de nitrato de amônio. A fumaça branca que foi eliminada durante 4 dias era de composição complexa, mas apresentava principalmente os produtos da decomposição térmica do nitrato de amônio: monóxido de dinitrogênio e água. Em abril de 2013, 3 um acidente semelhante ocorreu em West, Estados Unidos da América, envolvendo a mesma substância. Infelizmente, naquele caso, houve uma explosão, ocasionando a morte de muitas pessoas. a) Com base nessas informações, escreva a equação química da decomposição térmica que ocorreu com o nitrato de amônio. b) Dado que os valores das energias-padrão de formação em kJ.mol–1 das substâncias envolvidas são nitrato de amônio (–366), monóxido de dinitrogênio (82) e água (–242), o processo de decomposição ocorrido no incidente é endotérmico ou exotérmico? Justifique sua resposta considerando a decomposição em condições padrão.

CAPÍTULO 5

22. (Unifor 2014, adaptada)

O dióxido de nitrogênio é um gás de cor castanho-avermelhada, a de cheiro forte e irritante. É um agente oxidante forte e sua presença na atmosfera contribui para a formação de chuvas ácidas. Em um recipiente contendo apenas NO2, ocorre o seguinte processo a temperatura constante: 2NO2 (g) 2NO (g) + O2 (g) As concentrações do reagente e dos produtos foram acompanhadas com o passar do tempo, conforme mostra o gráfico abaixo.

I. Os detritos deixados indevidamente pelos visitantes se decompõem, liberando metano, que pode oxidar os espeleotemas. II. O aumento da concentração de gás carbônico que é liberado na respiração dos visitantes, e que interage com a água do ambiente, pode provocar a dissolução progressiva dos espeleotemas. III. A concentração de oxigênio no ar diminui nos períodos de visita, e essa diminuição seria compensada pela liberação de O2 pelos espeleotemas. O controle do número de visitantes, do ponto de vista da química, é explicado por a) I, apenas. b) II, apenas. c) III, apenas. d) I e III, apenas. e) I, II e III.

24. (UEL 2014, adaptada)

O fenômeno chamado Smog Fotoquímico é catalisado por luz solar e é reconhecido como um conjunto de reações químicas que ocorrem nas atmosferas das regiões metropolitanas. Os reagentes originais mais importantes nas ocorrências do Smog Fotoquímico são o óxido nítrico (NOx), os hidrocarbonetos e os compostos orgânicos voláteis (COvs), que são poluentes emitidos no ar, provenientes da queima incompleta dos motores de combustão interna e de outras fontes. A reação desses compostos na presença de luz solar é apresentada a seguir. COVS + NOX + O2 + luz solar → mistura de O3, HNO3, compostos orgânicos. Como se observa, um dos produtos da reação do Smog Fotoquímico é o HNO3, que pode contribuir para a formação de chuva ácida. O uso de catalisadores metálicos colocados no sistema de exaustão de veículos movidos a gasolina, antes do tubo de escape, contribui para a redução da emissão de NOx. Com base no texto e levando em conta que o HNO3 é o produto formado, considere as afirmativas a seguir. I. Se uma amostra de 100,00 mL de chuva ácida tem pH 4,00, o volume de solução de NaOH 0,01 mol/L para consumir o ácido é de 1, 1 00 mL. II. A precipitação de chuvas ácidas é capaz de dissolver o alumínio na forma de Al(OH)3 retido em sedimentos e rochas. III. A precipitação de chuvas ácidas em solos contendo CaCO3 aumenta o pH do solo. Assinale a alternativa correta. a) Somente as afirmativas I e II são corretas. b) Somente as afirmativas I e III são corretas. c) Somente as afirmativas II e III são corretas. d) Todas as afirmativas são corretas. e) Todas as afirmativas são incorretas.

23. (Fuvest 2015)

A Gruta do Lago Azul (MS), uma caverna composta por um lago e várias salas, em que se encontram espeleotemas de origem carbonática (estalactites e estalagmites), é uma importante atração turística. O número de visitantes, entretanto, é controlado, não ultrapassando 300 por dia. Um estudante, ao tentar explicar tal restrição, levantou as seguintes hipóteses:

138 GE QUÍMICA 2017

25. (UEMG 2014)

O potencial hidrogeniônico (pH) é uma medida de acidez presente nos mais diversos sistemas químicos, sejam eles orgânicos ou não. A figura a seguir mostra alguns valores de pH encontrados em quatro partes do corpo humano, a 25 °C.

Com base nos sistemas dados (boca, estômago, pâncreas e intestino delgado) e nas informações fornecidas, é correto afirmar que a) a acidez no estômago é decorrente da produção do ácido sulfúrico. b) a boca é tão alcalina quanto o intestino delgado. c) no intestino delgado, a concentração de íons hidrogênio é igual a 6,7 mol/L. d) o estômago é cerca de 1 milhão (106) de vezes mais ácido que o pâncreas.

26. (UFG 2014, adaptada)

O extrato de amora pode funcionar como um indicador natural de pH, apresentando diferentes colorações de acordo com o caráter ácido ou alcalino das soluções, conforme demonstrado na tabela a seguir. A partir da tabela abaixo, calcule a) o pH e indique a cor de uma solução de Ca(OH)2 preparada na concentração de 0,050 mol . L–1 na presença do indicador natural; b) o pH e indique a cor resultante após a mistura de 10 mL de Ca(OH)2 na concentração de 0,100 mol . L–1 com 30 mL de H2SO4 a 0,100 mol . L–1 , na presença do indicador natural. pH

Cor

1–2

Rosa

3–6

Lilás

7 – 10

Roxo

11 – 12

Roxo-azulado

Azul

Amarelo

o isômero óptico S leva à malformação congênita, afetando principalmente o desenvolvimento normal dos braços e pernas do bebê. COELHO, F. A. S. “Fármacos e quiralídade”. Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola, São Paulo, n. 3, maio 2001 (adaptado).

Essa malformação congênita ocorre porque esses isômeros ópticos a) reagem entre si. b) não podem ser separados. c) não estão presentes em partes iguais. d) interagem de maneira distinta com o organismo. e) são estruturas com diferentes grupos funcionais.

29. (Enem 2014)

A capacidade de limpeza e a eficiência de um sabão dependem de sua propriedade de formar micelas estáveis, que arrastam com facilidade as moléculas impregnadas no material a ser limpo. Tais micelas têm em sua estrutura partes capazes de interagir com substâncias polares, como a água, e partes que podem interagir com substâncias apolares, como as gorduras e os óleos. SANTOS, W. L. P; MOL, G. S. (Coords.). Química e sociedade. São Paulo: Nova Geração, 2005 (adaptado).

A substância capaz de formar as estruturas mencionadas é a) C18H36 b) C17H33COONa. c) CH3CH2COONa. d) CH3CH2CH2COOH. e) CH3CH2CH2CH2OCH2CH2CH2CH3

30. (Uerj 2015) CAPÍTULO 6

27. (PUCPR 2015, adaptada)

A vanilina é a substância responsável pelo aroma de baunilha presente na composição de determinados vinhos. Esse aroma se reduz, porém, à medida que a vanilina reage com o ácido etanoico, de acordo com a equação química abaixo.

O poliestireno (PS) é um polímero muito utilizado na fabricação de recipientes de plásticos, tais como: copos e pratos descartáveis, pentes, equipamentos de laboratório, partes internas de geladeiras, além do isopor (poliestireno expandido). Este polímero é obtido na polimerização por adição do estireno (vinilbenzeno). A estrutura desse monômero é:

HCC

CH2

A cadeia carbônica deste monômero é classificada como: a) Normal, insaturada, homogênea e aromática. b) Ramificada, insaturada, homogênea e aromática. c) Ramificada, saturada, homogênea e aromática. d) Ramificada, insaturada, heterogênea e aromática. e) Normal, saturada, heterogênea e alifática.

28. (Enem 2014, adaptada)

A talidomida é um sedativo leve e foi muito utilizado no tratamento de náuseas, comuns no início da gravidez. Quando foi lançada, era considerada segura para o uso de grávidas, sendo administrada como uma mistura racêmica composta pelos seus dois enantiômeros (R e S). Entretanto, não se sabia, na época, que

A substância orgânica produzida nessa reação altera o aroma do vinho, pois apresenta um novo grupamento pertencente à função química denominada: a) éster b) álcool c) cetona d) aldeído

31. (PUCRS 2014)

Analise as informações a seguir. Em 2001, algumas indústrias brasileiras começaram a abolir voluntariamente o uso dos plastificantes ftalatos em brinquedos e mordedores, entre muitos outros itens fabricados em PVC flexível destinados à primeira infância, pois os ftalatos causam uma série de problemas à saúde, incluindo danos ao fígado, aos rins e aos pulmões, bem como anormalidades no sistema reprodutivo e no desenvolvimento sexual, sendo classificados como prováveis carcinogênicos humanos. A fórmula a seguir representa a estrutura do dibutilftalato, principal substância identificada nas amostras estudadas, que pode causar GE QUÍMICA 2017

139

SIMULADO esses efeitos irreversíveis muito graves quando inalado, ingerido ou posto em contato com a pele.

Para a segunda parte da questão: que o raio cresce quanto menor for o número de prótons (que define o número atômico). Isso porque quanto menos prótons um elemento tem, menor é o poder de atração do núcleo (carga positiva) sobre os elétrons (carga negativa). Além disso, o raio aumenta, também, m com o número de camadas eletrônicas. Assim, na tabela periódica, temos:

Em relação ao dibutilftalato, é correto afirmar que é um composto orgânico a) da função dos éteres. b) de cadeia alifática. c) de fórmula molecular C16H22O4 d) de elevada solubilidade em água. e) de isomeria cis-trans.

32. (Espcex/Aman 2015)

A aspirina foi um dos primeiros medicamentos sintéticos desenvolvidos e ainda é um dos fármacos mais consumidos no mundo. Contém como princípio ativo o ácido acetilsalicílico (AAS), um analgésico e antipirético, de fórmula estrutural plana simplificada mostrada abaixo:

Dentre os metais citados na questão, Ca, Sr, Mg, Ba e Pb, o Ba tem maior raio, pela junção dos dois fatores. Portanto, a fórmula química da substância que contém o metal de maior raio é BaCO3.

2. Você se lembra: densidade é a relação entre massa e volume ( d = m ). Com os dados oferecidos no enunciado, é possível calcular as densidades das diferentes marcas de creme dental. Marca de creme dental Massa (g)

Volume (mL)

Densidade (g/mL)

d = 30 = 1, 1 5 g/mL 20

120

180

120

Fórmula estrutural plana do ácido acetilsalicílico

Considerando a fórmula estrutural plana simplificada do AAS, a alternativa que apresenta corretamente a fórmula molecular do composto e os grupos funcionais orgânicos presentes na estrutura é: a) C9H8O4 ; amina e ácido carboxílico. b) C10H8O4 ; éster e ácido carboxílico. c) C9H4O4 ; ácido carboxílico e éter. d) C10H8O4 ; éster e álcool. e) C9H8O4 ; éster e ácido carboxílico.

RESPOSTAS CAPÍTULO 1

1. Para a primeira parte da questão: dos metais presentes nas substâncias

(cálcio, chumbo, estrôncio, magnésio, manganês, ferro e bário), os metais Ca, Sr, Mg e Ba pertencem à segunda coluna da tabela periódica e, portanto, têm apenas 2 elétrons na camada de valência. Considerando os números atômicos dos metais restantes (25 Mn, 26 Fe e 828 Pb) verificamos que o único que corresponde à exigência de possuir 4 elétrons na camada de valência seria o chumbo, assim teremos: 82

Pb 1s22s22p63s23p64s23dd104p65s 5 24dd105p 5 66s24ff145dd106p2

A camada mais externa (camada de valência) do Pb será: 6s 6 26p 6 2 . Portanto, o mineral cujo metal no estado fundamental tem quatro elétrons na camada de valência é a cerussita.

140 GE QUÍMICA 2017

d = 60 = 1, 1 429 g/mL 42 d = 90 = 1, 1 2 g/mL 75 d = 120 = 1, 1 5 g/mL 80 d = 180 = 1, 1 5 g/mL 120

Sabemos que, e quanto maior for a proporção de água, menor será a densidade da solução. Então, a marca C apresenta a maior porcentagem de água.

3. A questão exige que você saiba ler as informações sobre um elemento químico, interpretando os números que aparecem acima e abaixo do símbolo: número de massa número atômico

A Z

símbolo químico

Você deve, também, saber o significado de alguns termos: • Número atômico (Z) é o número de prótons; • Número de massa (A) é a soma de prótons e nêutrons (A = Z + N); • Isóbaros são átomos de mesmo número de massa. Analisando cada alternativa: a) A = Z + N. Então N = A – Z. • Para I, temos: N = 1377 – 53 = 84 nêutrons; • Para Cs termos: N = 1377 – 555 = 82 nêutrons. Falsa.

b) Sim, ambos os elementos apresentam A = 137. Verdadeira. c) Para I, Z = 53; para Cs, Z = 55. Falsa. d) A água (H2O) é uma substância pura composta, pois apresenta dois elementos em sua composição: hidrogênio e oxigênio. Falsa. e) Já vimos na alternativa b que Cs e I têm o mesmo número de massa (A). Resposta: B

4. A questão pede que você conheça um pouco da história da química, no caso,

o desenvolvimento dos modelos atômicos. Os primeiros modelos atômicos foram imaginados por filósofos da Antiguidade, como Demócrito. Mas os normalmente citados nas aulas e exames são os desenvolvidos no século XIX e início do XX. Cronologicamente, o primeiro modelo foi o de Dalton: o átomo é uma esfera semelhante a uma bola de bilhar, maciça e indivisível. O segundo, o de Thomson: o átomo não é indivisível, mas composto de partículas menores. O modelo descrevia uma esfera maciça de carga positiva pontilhada por partículas de carga negativa (pudim de passas). O último modelo, de Rutherfor-Börh no início do século XX, é o mais aceito hoje: um núcleo denso (carga positiva) rodeado por uma nuvem de elétrons (carga negativa). O desenho clássico do modelo Rutherfor-Böhr é semelhante a um minissistema solar. Resposta: A

5. A questão fala em propriedades químicas e, principalmente, físicas. E você pode respondê-la apenas se lembrando de objetos fabricados no dia a dia. Repare, apenas, que as propriedades, na questão, são citadas duas a duas. Mas vamos analisar cada uma das propriedades citadas. Veja na tabela abaixo:

• Inibidores, ao contrário, reduzem a velocidade de uma reação porque baixam a energia de ativação. Resposta: D

8. Para responder corretamente à questão, você precisa se lembrar dos

conceitos de ácido, base e sal. Lembrando: • Ácidos são substâncias que, puras, não conduzem eletricidade. Mas, dissolvidos em água, produzem cátions de hidrogênio (H+), bons condutores; • Bases são substâncias que contêm o ânion (OH–). Dissolvidas em água, esse íon se dissocia de seu cátion, e a solução se torna condutora de eletricidade; • O pH é a escala de acidez de uma solução. Valores de pH menores que 7 são ácidas; iguais a 7, neutras; e acima de 7, básicas. • Compostos moleculares são formados apenas por ligações covalentes, ou seja, não possuem íons (veja o capítulo 1).

Analisando a tabela: • Frasco 1: ocorre condução de eletricidade, não ocorre reação com hidróxido de magnésio e a solução não apresenta pH igual ou maior do que 8,5. Portanto, a solução é de cloreto de potássio (KCl) ; • Frasco 2: é o único que tem coloração rosa e, portanto, o único que apresenta pH igual ou maior do que 8,5. Isso significa que seu conteúdo é uma base. A única base entre as substâncias apresentadas é NaOH; • Frasco 3: ocorre reação com Mg (OH)2 que é uma base. Para reagir com uma base, a outra substância deve ser um ácido (reação de neutralização) – neste caso, HCl. • Frasco 4: não ocorre condução de eletricidade, conclui-se que a solução é um composto molecular, a sacarose. A tabela fica, então, assim:

Plástico

Metal

Louça

Resiste a impacto

Sim

Não

Resiste ao fogo

Não

Sim

Não

Frasco

Cor da solução após a adição de fenolftaleína

Condutibilidade elétrica

Reação com Mg(OH)2

Sofre corrosão

Não

Sim

Não

1 (KCl)

incolor

conduz

não

Reage pouco com outros materiais

Médio

Sim

2 (NaOH)

rosa

conduz

não

3 (HCl)

incolor

conduz

não

não conduz

não

Resposta: E

4 (sacarose) incolor

CAPÍTULO 2

6. Analisando cada uma das alternativas:

• Falsa. Aumento de temperatura e na concentração dos reagentes acelera uma reação; • Verdadeira. Para que uma reação ocorra, as moléculas devem se chocar numa orientação favorável e o sistema deve atingir a energia de efetivação; • Verdadeira. Com pouco oxigênio, a combustão cessa e a vela se apaga; • Falsa. Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade da reação (o que implica menor tempo de reação).

7. Aqui você deve se lembrar de alguns conceitos de cinética química:

• Energia de ativação é a energia necessária para que uma reação se inicie. Quanto menor for a energia de ativação, mais rápida é uma reação; • Colisão efetiva é aquela que ocorre quando átomos, íons ou moléculas se chocam a uma velocidade adequada e, também, numa orientação que coloque em contato átomos capazes de estabelecer as novas ligações químicas; • Catalisadores, como as enzimas, são substâncias que aumentam a velocidade de uma reação, baixando a energia de ativação;

Resposta: B

9. Verdadeiro. Conforme as etapas de formação de ozônio, percebe-se que

o NO2 liberado na queima de combustíveis fósseis é quebrado pela ação da luz, liberando O(g). Esse átomo de oxigênio, por sua vez, reage com a molécula O2(g) do ar, produzindo O3. Portanto, o O(g) é considerado um intermediário de reação. Verdadeiro. A sequência de órgãos do sistema respiratório está correta. A asma alérgica é uma inflamação nos brônquios e nos bronquíolos, e esse processo pode ser desencadeado por O3, e também por outras substâncias, como pólen ou poeira. Verdadeiro. O NO2 é um óxido molecular, poluente da atmosfera. Além de ajudar na formação de O3 troposférico, e, na presença de água, pode gerar o ácido nítrico (HNO3), responsável pelas chuvas ácidas. A sequência de reações é a seguinte: 2 NO + O2 3 NO2 + H2O

2 NO2 2 HNO3 + NO

Verdadeiro. As reações de formação de O3 são favorecidas em cidades de clima quente, porque a elevação da temperatura aumenta a frequência de choques entre as moléculas reagentes. GE QUÍMICA 2017

141

SIMULADO

10. Analisando cada uma das reações:

1. CaCO3 CaO(s) + CO2(g) Um composto se separa em substâncias mais simples: reação de análise ou decomposição. 2. CaO(S) + SO2(s) CaSO3(s) Duas substâncias simples se unem em um único produto: reação de síntese. Resposta: D

11. Você deve se lembrar de que, na presença de um catalisador, a energia

de ativação diminui, acelerando a reação. Portanto, a curva A é a que se refere à reação em que ocorre catálise.

Curva A (presença do catalisador)

A regra de três para a porcentagem reduzida no período: 100% 13 000 X% 12 950 x = 99,6% Resposta: D

14. Novamente, habilidades matemáticas associadas a conhecimentos de

química. Primeiro, é preciso calcular o volume do cilindro de grafite: Vcilindro = Área da base . Altura Vcilindro = π . r2 . h → Vcilindro = π . (10 –1) 2 . 15 Vcilindro = 0,472 cm3

O enunciado fornece a densidade da grafite, poderemos calcular a massa do cilindro (massa de grafite): 2,2 g/cm3. Por regra de três, temos 1 cm3 2,2 g m 0,471 cm3 m = 1,0362 g A partir daqui entra a química. Você deve saber que a grafite é formada somente por átomos de carbono (C). O enunciado dá a massa molar do C: 12 g/mol. Para calcular o número de átomos em 1 mol, usamos a constante de Avogadro, 6,0 . 1023 mol– 1.

CAPÍTULO 3

12. Antes de mais nada, compreenda bem o enunciado. A formação do

gesso (CaSO4) a partir do dióxido de enxofre (SO2) acontece por etapas: primeiro, uma reação consome o SO2 e forma o sulfito de cálcio (CaSO3), depois, este será consumido na segunda etapa, na qual se forma o gesso (CaSO4). Encontrando a reação global, temos 2CaCO3(s) + 2SO2(g) 2CaSO3(s) + 2CO2(g) (1) (2) 2CaSO3(s) + O2(g) 2CaSO4(s) Global 2CaSO4(s) + 2CO2 2CaSO3(s) + 2SO2(g) + O2(g)

O resultado vem de nova regrinha de três: 6,0 . 1023 átomos 12 g x átomos 1,0362 g 22 x = 5,18 . 10 átomos Resposta: C

15. Segundo o enunciado, o CaCO constitui apenas parte do mineral calcita. 3

Repare que, para cada 2 mol de gesso (CaSO4), foram necessários 2 mol de SO2. Então a reação de cada mol de SO2 resulta em 1 mol de gesso.

O problema pede a proporção de CaCO3 em 10 g do mineral. E nos fornece o volume de CO2 produzido na reação desse composto com HCl. Com isso, montamos e balanceamos a equação: CaCO3 + 2HCl 2H2O + CO2 + CaCl2

2 CaCO3(s) + 2 SO2(g) + O2(g) 2 mol 1 mol

2 CaSO4(s) + 2CO2 2 mol 1 mol

A equação balanceada fornece as proporções, em mol, dos reagentes e produtos: CaCO3 + 2HCl 2 H2O + CO2 + CaCl2 1 mol 2 mol 2 mol 1 mol 1 mol

Mas, se o processo tem rendimento de 90%, serão produzidos, na realidade, 0,9 mol. Resta calcular a massa de 0,9 mol de gesso. Para isso, usamos a massa molar de CaSO4: 1 Ca = 1 . 40 = 40 1 S = 1 . 32 = 32 4 O = 4 . 16 = 64 Massa a molar do CaSO4 = 136 g/mol Para chegar aos 90%, fazemos 136 g . 0,9 = 122,4 g.

Conhecendo a massa molar do CaCO3 e sabendo que qualquer gás nas CNTP ocupa um volume de 22,4 L, encontramos a massa de CaCO3 na amostra de calcita: CaCO3 + 2HCl 2 H2O + CO2 + CaCl2 100 g 22,4 L 1,792 L m m=8g

Global

Assim, a massa de gesso obtida para cada mol de SO2 retido num processo com 90% de rendimento é de 122,4 g. Resposta: C

Outra regra de três dá o teor: 100% 10 g x% 8g x = 80% Resposta: B

13. Esta questão exige mais habilidades matemáticas do que químicas: pede 16. Esta é mais uma questão que exige habilidades químicas associadas a um cálculo simples de porcentagem. Em 2008 eram 13 000 ppm; em 2012, 50 ppm. Entre os dois anos, a redução foi de 13 000 – 50 = 12 950 ppm.

142 GE QUÍMICA 2017

matemáticas. As moléculas do fármaco se dissolvem exclusivamente no plasma, que representa aproximadamente 60% do volume de sangue de um indivíduo. O adulto apresentado no enunciado tem volume sanguíneo total de 5,0 L. Encon-

tramos, então, o volume de plasma correspondente a esses 60%: 100% 5,0 L 60% Vplasma Vplasma = 3 L Acima de uma concentração de 4,0 mg/L o fármaco desencadeia hemorragias. portanto, esta seria a concentração máxima do medicamento. Conhecendo o volume de plasma (3 L) no paciente, descobrimos a quantidade máxima de varfarina que ele pode receber: 1 L de plasma 4 mg de varfarina 3 L de plasma m de varfarina m de varfarina = 12 mg

Lembre que as pilhas funcionam por reações espontâneas e apresentam sempre um ∆E0 > 0. (veja no capítulo 4). Portanto, no sentido espontâneo da reação, temos Zn(s) + 2 Ag+(aq) Global Zn2+(aq) + 2 Ag(s) V. Verdadeiro. Para calcular o diferencial de potencial-padrão, consideramos que ∆ E0 = E0redução + E0oxidação. Daí que ∆E0 = 0,8 + 0,76 = + 1,56V Resposta: C

19. A questão exige apenas que você conheça o conceito de meia-vida. Meia-

O cálculo final é para encontrar o volume máximo do fármaco que pode ser administrado ao paciente. Sabemos que a solução aquosa tem concentração do medicamento de 3,0 mg/mL. E que para 3 L de plasma, o máximo de varfarina indicado é de 12 mg. Portanto, 1 mL de solução 3 mg de varfarina Vmáximo de solução 12 mg de varfarina Vmáximo = 4 mL Resposta: D

vida de um radioisótopo é o tempo necessário para a desintegração de metade dos átomos existentes em uma amostra desse isótopo, qualquer seja a massa da amostra. A meia-vida do radioisótopo de cobre-64 é de 12,8 horas. Isso significa que, a cada 12,8 horas, qualquer quantidade desse radioisótopo cai pela metade. A questão pede a quantidade depois de um período maior que 1 meia-vida. Então, encontramos a quantas meias-vidas correspondem as 76,8 horas e, depois, seguindo cada período de meia-vida, chegamos à resposta: 76,8 horas = 6 meias-vidas 12,8 horas 128 mg 12,8 horas 64 mg 12,8 horas 32 mg 12,8 horas 16 mg 12,8 horas 8 mg 12,8 horas 4 mg 12,8 horas 2 mg Resposta: A

CAPÍTULO 4

20. A questão pede o cálculo da energia produzida por 1 L de metanol e,

17. A questão pede conhecimento sobre reações de redução. Você se lembra

que E0 apresentado na tabela é o potencial-padrão de redução de uma espécie – a medida, em volt, da tendência que a espécie tem de receber elétrons. A reação de redução de Ag(SO2O3)23– é esta: Ag(SO2O3)23– (aq) + e– → Ag(s) + 2 S2O32– (aq) A essa reação, corresponde uma de oxidação da outra espécie, que doa os elétrons: X(s) → X+ (aq) + e– A espécie adequada pedida na questão é aquela que apresenta potencial de redução menor que a redução de Ag(S2O2)23–, que é de + 0,02 V. Temos três opções: Al3+ (aq) + 3 e– ←→ Al (s) (Eo = – 1,66 V) Sn2+ (aq) + 2 e– ←→ Sn (s) (Eo = – 0,14 V) Zn2+ (aq) + 2 e– ←→ Zn (s) (Eo = – 0,76 V) Repare que as semirreações apresentadas são de redução. Portanto, os metais Al, Sn e Zn resultantes dessas semirreações podem sofrer oxidação. De todas as espécies apresentadas no enunciado, são estas as adequadas para a recuperação. Resposta: D

18. Analisando cada uma das alternativas:

I. Verdadeiro. Das duas substâncias, Zn2+(aq) tem o menor potencial de redução e, portanto, sofre oxidação. II. Verdadeiro. O polo positivo é chamado de catodo e é o eletrodo onde ocorre a redução. III. Falso. O zinco sofre oxidação e não redução, por isso a sua placa sofre desgaste. IV. Falso. Primeiro, entenda: o índice zero em Ag0 e Zn0 informa que se trata aqui dos metais Ag e Zn, eletricamente neutros, e não de seus íons. Em uma pilha, a espécie com maior potencial de redução sofre redução, enquanto a outra, oxidação. Das duas substâncias, Zn2+(aq) tem o menor potencial de redução e, portanto, sofre oxidação. E a prata sofre redução. Assim, encontramos a equação global: Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e– (oxidação – anodo – desgaste) 2 Ag+(aq) + 2 e– 2 Ag(s) (redução – catodo) Zn(s) + 2 Ag+(aq) Global Zn2+(aq) + 2 Ag(s)

para tanto, precisamos calcular a massa de metanol que corresponde a volume. Conhecemos a densidade, então 1 mL de metanol 0,8 g de metanol 1000 mL (1 L) de metanol m m = 800 g de metanol Pela equação termoquímica apresentada no enunciado, sabemos que a queima de 2 mol de metanol libera 1 453 kJ. E, conhecendo a massa molar do metanol, determinamos a variação de entalpia dessa queima: libera 1453 kJ 2 mol = 64 g ∆H 800 g ∆H = 18 162 kJ = 18,2 x 103 kJ Ainda utilizando a equação balanceada, podemos calcular a massa de CO2 utilizando, novamente, a regra de três. Sabemos que 2 mol de metanol resultam em 2 mol de CO2. Portanto, 88 g de CO2 64 g de metanol 800 g de metanol m 3 m = 1 100 g = 1,1 x 10 g Resposta: A

21. a) Você deve associar o nome à fórmula de cada uma das substâncias

inorgânicas citadas: • nitrato de amônio: NH4NO3; • monóxido de dinitrogênio: N2O. É preciso, também, atenção na leitura do enunciado. A decomposição do nitrato de amônio é descrita assim: “os produtos da decomposição térmica do nitrato de amônio: monóxido de dinitrogênio e água”. Assim, identificamos que NH4NO3 é o reagente e o monóxido de dinitrogênio N2O e a água H2O são os produtos. Agora é só montar e balancear a equação química: NH4NO3(s) ∆ N2O(g) + 2H2O(g) b) Você tem de se lembrar: exotérmica é a reação que libera energia térmica. Portanto, a variação da entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes: GE QUÍMICA 2017

143

SIMULADO ∆H = Hprodutos – Hreagentes < 0. Ao contrário, endotérmica é a reação que absorve energia na forma de calor. Portanto, a variação da entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes: ∆H = Hprodutos – Hreagentes > 0. O enunciado fornece a energia-padrão de formação de cada um dos compostos. Então, na equação, temos: NH4NO3(s) ∆ N2O(g) + 2H2O(g) – 3666 kJ + 82 kJ 2(–242) kJ k ∆H = Hprodutos – Hreagentes ∆H = [+ 82 kJ + 2(–242) kJ kJ] – [–3666 kJ] ∆H = –366 kJ ∆H < 0 o processo de decomposição é exotérmico.

CAPÍTULO 5

22. Pela notação (seta em dois sentidos) apresentada no enunciado, a reação é reversível. Vamos entender o gráfico: • As curvas representam a evolução da reação ao longo do tempo, medindo a concentração de cada uma das substâncias ao longo do tempo; • Identificando o reagente: numa reação, você sabe, quanto maior a concentração de produtos, menor é a concentração de reagentes. A curva correspondente a A é a única cuja concentração cai. Daí que A é o reagente – 2NO O2 (g). Então, B e C correspondem aos produtos. • Identificando cada um dos produtos: observe no gráfico que, depois de deter-r minado tempo, a quantidade formada de C é o dobro da quantidade de B. Veja:

Depois de 8 segundos, a quantidade de B formada corresponde à metade da quantidade de C.

• Essa diferença de quantidade está relacionada às proporções estequiométricas de B e C na reação. Para 1 mol de B que se forma, formam-se 2 mol de C. Por fim, relacionando essa proporção com as quantidades apresentadas na equação química do enunciado, concluímos que C e B correspondem aos produtos 2NO(g) e O2(g)), respectivamente. Além disso, esta é a reação direta. Vamos às alternativas: I. Incorreta. Um aumento na pressão desloca o equilíbrio no sentido da contração de volume, ou seja, no sentido que produz menor número de mol. Observando a reação, você verifica que o aumento da pressão favorecerá a reação inversa (formação de NO2). Deslocará o equilíbrio para a esquerda. 2NO2(g) P � esquerda 2NO(g)( + O(g) 2 vol. 2 vol. 1 vol. 3 vol. 2 volumes P � esquerda 3 volumes

144 GE QUÍMICA 2017

II. Incorreta. Do gráfico calculamos a constante de equilíbrio:

[NO]]2 .[O2] [NO2]2 ( 0 . 10–33)2 . (400 . 10–33) (80 Keq = (200 . 10–3)2 800 . 800 . 10–6 . 400 . 10–3 Keq = 200 . 200 . 10–6 Keq =

Keq = 6400 . 10–3 = 6, 6 4 . 10–1 No ponto de equilíbrio, a constante de equilíbrio vale 6, 6 4 . 10 –11, que é o mesmo que 6400 . 10–3. III. Incorreta. Como vimos no início da resolução, as curvas A, B e C representam respectivamente as concentrações de NO2 , O2 e NO. IV. Incorreta. O sistema atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam. E isso acontece quando as concentrações dos reagentes e dos produtos não mais se alteram. No gráfico, vemos que isso acontece aos 8 segundos.

VV. Correta. Como já vimos na análise da alternativa I, o aumento da pressão deslocará o equilíbrio no sentido da formação de NO2.

23. Analisando as afirmações:

I. Incorreta. Você deve se lembrar de que o carbonato de cálcio é o principal constituinte do mármore, da casca do ovo e de corais. É um sal que reage com ácidos, provocando a corrosão. II. Correta. O gás carbônico é um óxido molecular ((veja no capítulo 22), que na presença de água produz ácido carbônico. E o carbonato de cálcio reage com esse ácido, conforme a reação CaSO3(s) + H2O(l) + CO2(g) → Ca2+ (aq) + 2HCO3–(aq) O aumento da concentração de gás carbônico (liberado na respiração dos visitantes), aumenta a quantidade do ácido carbônico produzido – o que aumenta a corrosão dos espeleotemas. III. Incorreta. Verificando a reação no item II, vemos que a concentração de gás

oxigênio não deslocará o equilíbrio químico. Portanto, não haverá deslocamento do equilíbrio químico, nem favorecendo e nem desfavorecendo a reação. Resposta: B

24. I. Correta. Do enunciado temos que o volume de chuva analisada é

de 100 mL e seu pH é 4,0. Você deve saber que pH = − log [H+]. O valor do pH é o expoente negativo da concentração de H+, portanto a [H+] = 10−4 mol/L. Aplicando a regra de três, descobrimos a quantidade de H+ que há na amostra: 1,0 . 10–4 mol 1000 mL + 100 mL [H ] + –5 [H ] = 1,0 . 10 mol Para neutralizar cada H+ é necessário um OH– (H+ + OH– → H2O), ou seja, serão necessários 10–5 mol de OH– para neutralizar o ácido presente nessa amostra de chuva. Sabendo que a solução de NaOH utilizada é 0,01 mol/L, calculamos a quantidade de OH– em 1 mL dessa solução por uma nova regra de três: [OH–]: 1000 mL 0,01 mol 100 mL n –5 n = 1 . 10 mol Portanto, 1,0 mL de NaOH consome a quantidade de ácido citada na alternativa. II. Correta. A solução de HNO3 na água da chuva ácida contém íons H+, que reagem com OH– do hidróxido de alumínio, em uma reação de neutralização. Essa reação diminui a concentração de OH–, que é consumido pelo ácido. Isso provoca o deslocamento do equilíbrio químico, favorecendo a diluição do hidróxido de alumínio, conforme a reação Al(OH)3 ←→ Al3+(aq) + 3OH−(aq) III. Incorreta. A chuva, por ser ácida, diminui o pH do solo. Resposta: A

25. Analisando cada uma das alternativas:

a) Incorreta. Você deve se lembrar de alguns conceitos básicos de biologia: o ácido presente (formado) no estômago é o ácido clorídrico e não o ácido sulfúrico. b) Incorreta. Observe que, tanto na boca quanto no intestino delgado, o pH = 6,7. Lembrando da escala de pH, você sabe que valores abaixo de 7,0 indicam meio ácido. Portanto, esse valor de pH não é de substância alcalina, mas ácida. b) Incorreta. Lembrando-se da escala de pH, pH = − log [H+]. Assim, a concentração de H+ no intestino delgado é de 10−6,7 mol/L b) Correta. Você deve se lembrar que pH = − log [H+]. O enunciado indica que no estômago o pH = 2 e, portanto a concentração de H+ = 10−2 mol/L. Já no pâncreas o pH = 8 e, portanto a [H+]= 10−8 mol/L. A concentração de H+ no estômago é , portanto, 1 milhão de vezes maior que no pâncreas: 10−8/10−2 = 106. Resolução: D

26. a) Para a solução de Ca(OH) : 2

Na dissociação do Ca(OH)2 a quantidade formada de OH− é: Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH– 0,050 mol/L 2 . 0,05 mol/L = 0,10 mol/L Conhecendo a concentração de OH , calculamos o pOH da solução: [OH–] = 0,10 mol/L pOH = – log 10–1 = 1 Sabendo que, pH + pOH = 14 e que o pOH da solução é igual a 1, concluímos que o pH desta solução é 13. A cor da solução para esse valor de pH, na tabela, é o azul. −

b) O enunciado pede que trabalhemos com a mistura de 10 ml de Ca(OH)2 0,100 mol/L–1 com 30 mL de H2SO4 0,100 mol/L–1 :

Lembre-se que a mistura de uma base, como Ca(OH)2 , com um ácido, como H2SO4, provoca uma reação de neutralização com a formação de um sal e água. Vamos equacionar essa reação: Ca(OH)2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 H2O. Da equação obtemos a proporção, em mol, de reagentes e produtos: 1 mol de Ca(OH)2 é neutralizado por 1 mol de H2SO4. Para calcular quantos mol de Ca(OH)2 e de H2SO4 há em cada uma das amostras, fazemos a regra de três para cada um desses compostos: Para H2SO4: Para Ca(OH)2: 1000 mL 1000 mL 0,1 mol 0,1 mol 10 mL 10 mL n mol Ca(OH)2 n mol H2SO4 −3 −3 n = 3 . 10 mol n = 10 mol Voltando à equação balanceada, temos: H2SO4 + Ca(OH)2 → 2 H2O + CaSO4 0,1 mol 1000 mL −3 10−3 mol 3 . 10 mol excesso de 2 . 10–3 mol

O excesso na concentração de H+ em H2SO4 é o responsável pelo pH da solução final. Para calcular a concentração, precisamos conhecer o volume que contém esse excesso: Vtotal = volume da solução de Ca(OH)2 + volume da solução de H2SO4 Vtotal = 10 mL + 30 mL = 40 mL = 0,04 L. Agora calculamos a concentração do ácido H2SO4 : [H2SO4] = n mol /V [H2SO4] = 2 . 10−3 mol/ 0,04L [H2SO4] = 5 . 10−2 mol/L Observando a ionização do ácido sulfúrico, temos 2 H+ + SO42− H2SO4 → 1 mol 2 mol 1 mol −2 −2 5 . 10 mol/L 10 . 10 mol/L Sabendo que a [H+] = 10 . 10−2 mol/L = 10−1 mol/L e usando a escala de pH, concluímos que o pH desta solução é 1. Cor rosa.

CAPÍTULO 6

27. Basta analisar a estrutura do monômero. Primeiro, existe um anel

aromático (que já era indicado, também, pelo termo benzeno em vinilbenzeno). Esse anel é a que contém mais átomos de carbono. Portanto, é a cadeia principal do monômero. E a essa cadeia principal está ligado um radical HC = CH2 . Identificando essas partes na estrutura do monômero: HC

CH2

Radicais

Anel aromático (Cadeia principal)

Repare que: • O monômero tem uma anel aromático: cadeia aromática; • a cadeia principal liga-se a um radical (HC = HC2 ): cadeia ramificada; • na cadeia principal, o anel aromático tem ligações duplas entre carbonos: cadeia insaturada; • não existe nenhum outro elemento além de carbono e hidrogênio: cadeia homogênea. Temos, portanto, uma cadeia ramificada, insaturada, homogênea e aromática. Resposta: B GE QUÍMICA 2017

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SIMULADO

28. Você deve se lembrar da característica dos isômeros ópticos: os com- 31. Novamente, a questão pede que você identifique as funções orgânicas. postos são química e fisicamente iguais, mas diferentes em suas propriedades fisiológicas (ou seja, agem diferentemente no organismo). No caso da forma S da talidomida, o fármaco provoca a malformação f dos membros. A questão pede o motivo que causaria essa malformação congênita. Analisando as alternativas: a) Incorreta. Na isomeria óptica os isômeros agem de forma diferente no organismo. O motivo de a forma S causar a malformação congênita não tem nada a ver com a reação química entre esses isômeros. b) Incorreta. A malformação congênita também não é causada pela união entre os isômeros ópticos. c) Incorreta. A malformação independe da concentração da talidomida na forma S. d) Correta. Essa é a definição de isômeros ópticos. e) Incorreta. Os isômeros ópticos têm estruturas semelhantes, inclusive grupos funcionais. A diferença está na sua orientação espacial. Resposta: D

29. A questão pede conhecimentos sobre polaridade e apolaridade de compostos

e substâncias. Você deve lembrar que, para interagir, as moléculas devem ser ambas polares, ou ambas apolares. A água é polar e óleos e gorduras são apolares – suas moléculas não interagem entre si. Então, para dissolver óleos e gorduras, é necessário um composto que faça a ponte entre os dois, com uma extremidade polar e outra apolar. Cadeias longas de carbono (pelo menos 12 C) ligados a hidrogênios (hidrocarbonetos) são apolares. Mas isso muda se a cadeia longa contiver outro elemento químico, por exemplo, oxigênio ou nitrogênio. Nos sabões e detergentes, as cadeias carbônicas (apenas C ligados a H) são longas e contêm, numa das extremidades, uma função que lhes confere polaridade que atrai as moléculas de água. Mas, atenção, isso não significa que as cadeias carbônicas do sabão se dissolvam na água. Mais um detalhe: compostos que contenham outro elemento além de C e H mas em cadeias curtas (com menos de 12 C) não ã têm extremidade apolar – são sempre polares.

Analisando cada alternativa:

a) Incorreta. A função orgânica presente é éster (grupo RCOOR).

b) Incorreta. Cadeia alifática é sinônimo de cadeia aberta, mas o composto apresenta cadeia aromática. ca.

c) Correta. Aqui você deve saber b ler l a fó fórmula l estruturall ddo dibutilftalato apresentada no enunciado, transformá-la em fórmula molecular e compará-la com a fórmula molecular fornecida na alternativa ((CC16H22O4). Lembre-se que, na fórmula estrutural bastão, as ligações entre C e H da cadeia carbônica são apresentadas em ziguezague. Lembrando que o carbono é tetravalente (ou seja, faz quatro ligações covalentes), você conta facilmente o número de carbonos e de hidrogênios do dibutilftalato. Veja: H H C C C C C H C H

O HH HH HH C O C C H3 C C C C O C C C H3 HH O HH HH

S 166 C; 22 H e 4 O São O. Analisando as alternativas, portanto: a) Incorreta. A fórmula refere-se a um hidrocarboneto – apolar em ambas as extremidades. b) Correta. A fórmula mostra que a cadeia tem uma parte apolar ((177 C ligados a 33 H) e uma parte polar (COO−Na+). H33C17

O ONa

c) Incorreta. A extremidade COO−Na+ é polar. Mas a sua cadeia é pequena demais (apenas 2 C ligados a H) para ser apolar. d) Incorreta. Novamente, esta molécula apresenta uma cadeia carbônica pequena ( C). Portanto, não apresenta uma parte apolar. (3 e) Incorreta. Novamente, cadeia carbônica pequena demais para ter uma extremidade apolar. Resposta: B

d) Incorreta. Para ser solúvel em água, o composto deve ter uma extremidade polar e outra apolar. A função oxigenada numa das extremidades do dibutilftalato tornaria polar essa parte da molécula. No entanto, o tamanho da cadeia ((166 C) é grande o suficiente para que a molécula seja considerada predominantemente apolar. E essa apolaridade a faz insolúvel em água. e) Incorreta. O composto não apresenta isomeria geométrica, pois esse tipo de isomeria ocorre em compostos insaturados de cadeia aberta ou cadeia cíclica que apresente elementos (ligantes) diferentes unidos ao carbono da dupla. Resposta: C

32. Para encontrar a fórmula molecular do composto basta contar o número de átomos de cada um dos elementos químicos. Veja:

30. Você deve saber ler as fórmulas estruturais e identificar os grupos em

São 9 C, 8 H e 4 O. A fórmula correta é C9H8O4.

cada cadeia. O grupo formado na reação é um éster (grupo RCOOR), surgido da reação entre o grupo carboxila (COOH) do ácido etanoico e a hidroxila (–OH) da vanila. Esta é uma reação de esterificação.

Os grupos funcionais orgânicos você encontra analisando a estrutura da fórmula estrutural. E lembrando: ésteres contêm uma carbonila ( ) e 1 átomo de oxigênio entre carbonila e outro átomo de carbono. Ácidos carboxílicos contêm a função carboxila: COOH. Veja ao lado:

Resposta: A

Resolução: E

146 GE QUÍMICA 2017

C C

CH CH

OH C O

CH3