Química 2 by Sonim

MANUAL DO PROFESSOR

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cotidiano e transformações ENSINO MÉDIO COMPONENTE CURRICULAR

QUÍMICA

Dalton Sebastião Franco Graduado em Farmácia - Habilitação farmacêutico-bioquímico pela Sociedade Objetivo de Ensino Superior - Instituto Unificado de Ensino Superior Objetivo de Goiânia - Goiás Licenciatura Plena pela Universidade Católica de Brasília Professor de Química das redes pública e particular de Brasília e Goiás

1ª edição São Paulo - 2016

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MANUAL DO PROFESSOR

Lauri Cericato Flávia Renata P. A. Fugita Editora Valquíria Baddini Tronolone Editor assistente Tiago Jonas de Almeida Assistente editorial Adriana de Oliveira Pacheco Assessoria Guilherme Zaínotti Miguel Fahur Bottino, Lara Vieira Leite, Mónica Huguenin de Araujo Faria, Paula Feijó de Medeiros, Rodolfo da Silva Campos, Talita Marcilia de Oliveira Silva, Tatiana Ferreira de Souza, Jennifer Amanda Zsurger Nagy, Ana Luiza Arêas Matos Alves Gerente de produção editorial Mariana Milani Coordenador de produção editorial Marcelo Henrique Ferreira Fontes Coordenadora de arte Daniela Máximo Projeto gráfico Casa Paulistana Projeto de capa Bruno Attili Foto de capa Thais Falcão/Olho do Falcão Modelos da capa: Andrei Lopes, Angélica Souza, Beatriz Raielle, Bruna Soares, Bruno Guedes, Caio Freitas, Denis Wiltemburg, Eloá Souza, Jardo Gomes, Karina Farias, Karoline Vicente, Letícia Silva, Lilith Moreira, Maria Eduarda Ferreira, Rafael Souza, Tarik Abdo, Thaís Souza Supervisora de arte Isabel Cristina Corandin Marques Diagramação Adriana M. Nery de Souza, Eduardo Benetorio, Gabriel Basaglia, José Aparecido A. da Silva, Laura Alexandra Pereira, Nadir Fernandes Racheti, Sara Slovac Savero Tratamento de imagens Eziquiel Racheti Coordenadora de ilustrações e cartografia Mareia Berne Ilustrações Luis Moura, Paulo César Pereira Cartografia Allmaps Coordenadora de preparação e revisão Lilian Semenichin Supervisora de preparação e revisão lzabel Cristina Rodrigues Preparação Ana Lúcia Horn, Edna Viana, Márcia Anjo Revisão Desirée Araújo, Kátia Cardoso, Lilian Vismari, Regina Barrozo, Yara Affonso Coordenador de iconografia e licenciamento de textos Expedito Arantes Supervisora de licenciamento de textos Elaine Bueno Iconografia Gradeia Naliati Diretor de operações e produção gráfica Reginaldo Soares Damasceno

Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP) (Câmara Brasileira do Livro, SP, Brasil) Franco, Dalton Sebastião Química cotidiano e transformações, 20 ano/ Dalton Sebastião Franco. - 1. ed. - São Paulo : FTD, 2016. (Coleção Química cotidiano e transformações) Componente curricular: Química. ISBN 978-85-96-00338-4 (aluno) ISBN 978-85-96-00339-1 (professor)

1. Química (Ensino Médio) 1. Título. li. Série. CDD-540.7

16-03351 Índices para catálogo sistemático: 1. Química : Ensino médio 540.7

Em respeito ao meio ambiente. as folhas deste livro toram produzidas com fibras obtidas de árvores de florestas plantadas. com origem certificada.

EDITORA FTD S.A. Rua Rui Barbosa, 156 - Bela Vista - São Paulo-SP CEP 01326-010- Tel. (0-XX-11) 3598-6000 Caixa Postal 65149 -CEP da Caixa Postal 01390-970 www.ftd.com.br E-mail: central.alendimento@ftd.oom.br

Impresso no Parque Gráfico da Editora FTD CNPJ 61.186.490/0016-33 Avenida Antonio Bardella, 300 Guarulhos-SP - CEP 07220-020 Tel. (11) 3545-8600 e Fax (11) 2412-5375

Na história da humanidade, a Química sempre se fez presente, proporcionando bem-estar e assegurando meios para o desenvolvimento de tecnologias de última geração, além de permitir, é claro, o controle de qualidade de vários produtos disponíveis no mercado de consumo direto. Podemos afirmar que nunca se produziram tantos materiais e dispositivos que dependem da Química como atualmente. Praticamente tudo o que nos cerca envolve a Química, desde a tinta que imprimiu estas palavras até os nanotubos usados nos microcomputadores. Por isso, precisamos aplicar com sabedoria os conhecimentos químicos para que todos possam vivenciar o que essa ciência proporciona de melhor. Foi pensando nisso que escrevemos este livro para você, caro aluno. Vivemos um momento de grandes mudanças. Aprender Química é estabelecer vínculos com o meio em que vivemos e entender como essa ciência se desenvolveu ao longo do tempo. A abordagem adotada neste livro evidencia a importância da Química e permitirá que você contribua de forma efetiva com a busca de uma sociedade mais justa e ambientalmente sustentável.

Bom estudo!

Abertura dos capítulos Cada capítulo é introduzido por páginas duplas que recorrem a imagens, textos e questões que estimulam a exploração de conhecimentos prévios, a reflexão, o levantamento de hipóteses, a realização de pesquisas, entre outros. No final da seção de exercícios complementares, há questões que retomam o tema explorado na abertura.

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Esta seção mostra a construção de determinado(s) conceito(s) e/ou apresenta os cientistas envolvidos no contexto do desenvolvimento da Química.

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Contexto histórico

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Nesta seção há atividades práticas, experimentos, por exemplo, que complementam a teoria, auxiliando na aprendizagem.

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Exercícios complementares São questões relacionadas aos t emas tratados no capítulo, extraídas dos vestibulares das principais universidades do país e das provas do Exame Nacional do Ensino Médio. No final desta seção, há sempre uma ou mais questões que retomam o tema explorado na abertura do capítulo.

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Sugestão Neste boxe, há sugestões que complementam e auxiliam a compreensão dos temas tratados. Os ícones indicam o tipo de sugestão:

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Esta seção é constituída por textos, imagens e atividades que exploram a interdisciplinaridade dos conteúdos abordados por meio de questionamentos e debates.

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Conexões Esta seção apresenta textos e atividades que visam estimular a pesquisa, a reflexão e o protagonismo do aluno sobre conteúdos relacionados com meio ambiente, cidadania, tecnologia e sociedade.

~ Capítulo 1

~ Capítulo 2

Gases................................................................................................................. 1o

Soluções ..................................................................................................... 38

Introdução ao estudo dos gases........................................ 12 Contexto histórico....................................................................... 12

Água, um solvente poderoso................................................. 40

Gás ideal: um modelo para os cientistas ................ 14

Coeficiente de solubilidade ............................ .. 41

Variáveis de estado de um gás......................................... 15

As soluções.................................................................................................... 41

Atividade prática........................................................................... 19

Expressando a concentração das soluções................................................................................................. 46 Concentração em massa......................................................... 46

Transformação isotérmica .................................................... 20

Densidade de uma solução (d).......................... 47

Transformação isobárica ........................................................ 21

Título ......................................................................................................... 50

Transformação isovolumétrica (ou isocórica) ... 23

Concentração em partes por milhão (ppm) ........ 52

Equaçã o geral dos gases.............................................................. 24

Química em rede ........................................................................ 52

Transformações de estado......................................................... 18

Misturas gasosas....................................................................................27 Pressão total e pressão parcial......................................... 27 Pressão parcial e fração em quantidade de matéria .................................................................................. 28

Concentração em quantidade de matéria........... 55 Fração em quantidade de matéria.............................. 56

Conexões....................................................................................................58 Exercícios complementares........................................... 60

Volume parcial e fração em quantidade de matéria .................................................................................. 28

Propriedades dos gases ................................................................29 Pressão e solubilidade .............................................................. 29

~ Capítulo 3

Diluição, mistura de soluções e dispersões coloidais......................................................... 62

Densidade dos gases.................................................................. 30 Difusão e efusão gasosas ...................................................... 31

Conexões.......................................................................................................34 Exercícios complementares.............................................36

Diluição de soluções..........................................................................64 Química em rede ........................................................................... 68

Mistura de soluções ......................................................................... 70

Mesmo sol uto ................................................................................... 70

Crioscopia .......................................................................................... 101

Solutos diferentes que não reagem entre si ...... 71

Osmose................................................................................................. 103

Solutos diferentes que reagem entre si. ................. 72

Titulação ........................................................................................................... 74

Influência do número de partículas em solução.................................................................................................. 107

Dispersões coloidais .......................................................................... 76

Conexões.................................................................................................108 Exercícios complementares........................................ 110

Efeito Tyndall .................................................................................... 76 Atividade prática........................................................................... 77 Classificação dos coloides ..................................................... 78

Conexões.......................................................................................................81 Exercícios complementares.............................................82

Capítulo 5 Termoquímica ...............................................................................114 O conceito de calor............................................................................116

Conversões de energia.............................................................. 116

Capítulo 4 Propriedades coligativas..........................................84 Os estados físicos das substâncias..................................86

Unidades de medida de energia................................. 117

Processos endotérmicos e exotérmicos.................. 117 Energia nas transformações físicas

Diagramas de fases...................................................................... 87

da matéria ..........................................................................................118

Química em rede ....... .................................. 89

Calorímetro.......................................................................................119

Pressão de vapor.................................................................................... 91

Contexto histórico................................................................. 120

Umi dade relativa do ar............................................................ 93

Valor energético dos alimentos ................................. 121

Temperatura de ebulição ...................................................... 94

Atividade prática........................................................................ 122

Propriedades coligativas..............................................................98

Entalpia ........................................................................................................ 124

Tonoscopia ........................................................................................... 98

Lei de Hess·····························-························-························-····· 125

Ebulioscopia........................................................................................ 99

Variação de entalpia-padrão........................................ 130

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Combustíveis e as fontes alternativas de energia ............................................................................................................ 135

Lei da ação das massas ............................................................... 165

Poder calorífico ............................................................................ 138

Mecanismo de reação ............................................................ 167

O carvão como fonte de energia................................ 140

Conexões................................................................................................. 170 Exercícios complementares.......................................... 171

Ordem de reação..................................................................... 166

Fontes renováveis de energia ........................................ 141

Conexões....................................................................................................144 Exercícios complementares.......................................... 146 ~ ~

Capítulo 6 . ·t·1ca qu1m1ca . . .....................................................................148 C1ne

Capítulo 7 Equilíbrios químicos....................................................... 174 Equilíbrio.................................................................................................... 176 Reversibilidade e equilíbrio químico ............... 176

Taxa média de desenvolvimento de uma reação ........................................................................................ 150

Constante de equilíbrio químico .................................... 178

Condições reacionais ..................................................................... 152

Análise do valor numérico de Kc······························· 180

Colisões e estado de transição...................................... 153

Deslocamento de equilíbrio químico ......... 183

Energia de ativação.................................................................. 154

Fatores que influenciam a taxa de desenvolvimento das reações químicas ................ 157 Concentração dos reagentes .......................................... 157

O fator concentração .......................................................... 183 O fator pressão............................................................................. 186 O fator temperatura ............................................................ 186 Atividade prática........................................................................ 187

Atividade prática........................................................................ 158 Superfície de contato ............................................................. 159

Equilíbrio iônico ...................................................................................188

Temperatura.................................................................................... 160

Constantes K. e Kb.................................................................. 189

Pressão .................................................................................................. 162

Equilíbrio iônico da água ................................................... 190

Catalisadores.................................................................................. 162

Lei da diluição de Ostwald.............................................. 192

Contexto histórico.................................................................... 163

Contexto histórico.................................................................... 193

Potencial h idrogeniõnico (pH) e potencial

Potencial de uma pilha ............... ................. ... 224

hidroxiliônico (pOH) ....................................................................... 194

Corrosão e proteção de metais ....................................229

Indicadores ácido-base......................................................... 195

Hidrólise salina...................................................................................... 197 Sistemas-tampão ................................................................................200 Química em rede ........................................................................ 201 Cálculo do pH de um sistema-tampão ..................202

Pilhas e baterias comerciais ..................................................231 Pilhas secas comuns..................................................................231 Pilhas secas alcalinas ...............................................................232 Células a combustível .............................................................232 Baterias de chumbo .................................................................233 Baterias de níquel-cádmio e de

Produto de solubilidade ............................................................203

hidreto metálico..........................................................................234

Precipitação de sais .................................................................. 204

Baterias de íons lítio................................................................235

Conexões....................................................................................................206 Exercícios complementares.......................................... 208

Eletrólise ........................................................................................................237 Atividade prática........................................................................238 Tipos de eletrólise .....................................................................239 Aplicações da eletrólise ....................................................... 241

Capítulo 8 Oxirredução e eletroquímica........................210 Reações de oxirredução ............................................................. 212

Leis de Faraday........................ ·-····················· ·-····················· __ . ..244

Conexões...................................... .·-····················· ··-····················· ··-· ··247 Exercícios complementares........·-························-·····248

Número de oxidação............................................................... 213 Química em rede ........................................................................ 216

Balanceamento de reações de oxirredução ................................................................................................ 217 Introdução à eletroquímica................................................... 221

Apêndice . .............................................................................................251 Sugestões para pesquisa e leitura ....254 Referências bibliográficas..................................255

Oxirredução e a geração de energia elétrica ............................................................................222

Lista de siglas........................................... ·-···················· __...256

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JúlioVeme 8/2/1828, Nantes (França) · 24/3/1905, Amiens {França)

"É o mais amável dos homens; muito tratável e despido de etiquetas; barba cerrada e já

um tanto nevada (... ) conversação animada... " Assim a edição de 16 de fevereiro de 1877 de A Província de São Paulo descreveu o Bretão de Nantes, Julio Verne. Submarinos ainda não existiam quando, em 1870, apresentou a seus leitores as aventuras do Capitão Nemo em "Vinte Mil Léguas Submarinas", assim como satélites artificiais, a utopia higienista pós-Pasteur de "Os Quinhentos Milhões da Begum" (1879), ou dar a volta ao mundo a bordo de um balão, como propôs seu clássico de 1872, eram devaneios impossíveis fora dos terrenos da ficção. Seus leitores pouco sabiam sobre o centro da Terra, as profundezas do mar e do universo. "Da Terra à Lua", de 1865, propiciou u1na inédita experiência de viagem espacial. Nu.ma época em que as limitações tecnológicas impossibilitavam a humanidade de realizar aventuras como as descritas, Verne, associando imaginação aos conhecimentos científicos de seu tempo ofereceu aos seus contemporâneos a experiência de escapismo num mundo carregado de realismo industrial e positivista. Sua obra marcou não apenas a história da literatura, mas a própria produção científica. Influenciou o aviador Juan de La Cierva a criar um protótipo primitivo de helicóptero, o autogiro. George Claude descobriu o principio da utilização da energia térmica dos mares inspirado pelo submarino Nautilus e Norbert Casteret tomou-se espeleólogo após ler "Viagem ao Centro da Terra" (1864). [... ] [Júlio Veme] Chegou a estudar direito em Paris, mas quando "Cinco Semanas em um Balão" chegou às livrarias, às vésperas do Natal de 1863, sua nova e definitiva carreira se iniciou. A primeira edição esgotara em oito dias, rendendo-lhe um contrato com Pierre-Jules Hetzel, editor e amigo, influente no mercad.o literário francês. Sua editora contava com obras de Balzac, Victor Hugo e Stendhal. Hoje, o escritor está fortemente associado à ficção científica, mas muitas de suas obras narram aventuras ao estilo de romances tradicionais de sua época. [...] [... J JULIO Verne. Acervo Estadão, São Paulo. Disponível em: <http://acervo.estadao.com.br/noticias/personalidades, julio-veme,987,0.htm>. Acesso em: 27 abr. 2016.

[.. .]

- Que estará ele tramando desta ve z? - indagou-se Kennedy, quando o amigo despediu-se para voltar a Londres, no mês de janeiro. A pergunta foi respondida pela notícia publicada no Daily Telegraph. - Santo Deus, o homem enlouqueceu! - exclamou. - Que ideia a de atravessar a África num balão! Era só o que faltava! Agora compreendo no que esteve matutando durante estes dois anos! A cada exclamação, Kennedy dava um soco na própria cabeça e quando a velha governanta in· sinuou-lhe que talvez a notícia não passasse de invencionices de jornal, retrucou veementemente: - Invencionices? Então eu não conl1eço aquele desmiolado? Só ele seria capaz de inventar essa história de viajar pelo ar! Ora essa, parece que tem inveja das águias ... Não, isso é demais! Se facilitarem, qualquer dia vai querer partir para a Lua! Tenho que dar um jeito de convencê-lo a desistir! [... ] VERNE, J. Cinco semanas num balão. Texto em português de Marques Rebelo. São Paulo: Ediouro, 1972.

1. Você conhece outras narrativas, ficcionais ou não, que envolvam voo de balão? Em caso afirmativo, compartilhe-as com seus colegas. 2 . Quando as crianças enchem de ar um balão de aniversário e o soltam, normalmente elas se decepcionam com a altura que o balão atinge ao subir. No entanto, quando enchemos o mesn10 balão com gás hélio, utilizando um aparelho compressor, ele sobe em alta velocidade, atingindo alturas elevadas, e subitamente desaparece. Com base em seus conhecimentos, responda: qual propriedade química explica essa diferença de comportamento?

Introdução ao estudo dos gases

Sarah 8arty/Shutler'Stocl:..com

A atmosfera terrestre originou-se de atividade vulcânica e levou em torno de 4 bilhões de anos para se desenvolver e tornar-se o que é hoje: uma camada gasosa de aproximadamente 1 000 km de extensão que envolve a Terra, protegendo e garantindo a perpetuação da vida. Nela estão presentes Gráfico 1. Composição aproximada gases como dióxido de carbono (ou do ar atmosférico em ºlo de volume gás carbônico), vapor de água, ozô([volume do gás/volume total] · 100). nio, nitrogênio, oxigênio e algumas outras substâncias, que constituem o outros que chamamos de ar atmosférico. Os 1ºA, gases oxigênio (0 2) e nitrogênio (N2) Figura 1. Na estratosfera, uma das são os mais abundantes nessa mis- camadas da atmosfera terrestre, onde tura, representando, juntos, aproxi- há a presença da camada de ozônio, a do Sol é dispersa pelas partículas dos madamente 99º/o do volume total. O luz gases. Isso faz com que percebamos a restante, cerca de 1%, é composto de cor azul quando olhamos para o céu, argônio, gás carbôn ico ((0 2), neônio, pois comprimentos de onda mais curtos "' hélio etc. Essas substâncias permane- se dispersam com maior facilidade. "'" cem na atmosfera por causa da temperatura e da gravidade da Terra . -~ _g O estudo dos sistemas gasosos - entre eles, a atmosfera - é muito lil importante. O 0 2 que respiramos vem do ar atmosférico, que também fornece C0 2 para a fotossíntese. É na atmosfera que temos a formação de chuvas a partir da condensação do vapor de água proveniente da evaporação de lagos, rios e oceanos. É nela também que milhões de pessoas se locomovem em todo o mundo utilizando o transporte aéreo. Fonte de pesquisa: LENZI, E.; FAVERO, L. O. B. Os gases apresentam propriedades químicas diferentes: alguns são reat ivos; ouIntrodução à Química da atmosfera. Ciência, vida e sobrevivência. Grupo Gen/ tros, inertes; outros ainda, tóxicos. No que diz respeito às suas propriedades físicas, LTC, São Paulo, 2012. entretanto, eles se comportam de maneira bastante semelhante. Todos apresentam massas molares relativamente pequenas e se constituem de elementos não metálicos. Como vimos anteriormente, ao definirmos estados físicos da matéria, eles se expandem espontaneamente e preenchem o recipiente no qual estão contidos, ou seja, passam a ter o volume do recipiente. Além disso, são compressíveis (seu volume diminui após aplicação de uma pressão) e formam misturas homogêneas.

.. ..

Contexto histórico Um pouco sobre o desenvolvimento do termo gás Ao longo do tempo houve vários termos para designar um dos mais intrigantes estados da matéria: o gasoso. Uma série de nomes - que variavam conforme o contexto com o qual estavam relacionados - foi utilizada Para indicá-lo - "espírito" " ar" "essência" " parte não fixa da matéria" "névoa " entre tantos outros - até que, no século XVII, cunhou-se o termo utilizado atualmente, "gás". Os gases, hoje estudados majoritariamente por químicos e físicos, já estiveram mais associados ao misticismo e à medicina. No século XVI, por exemplo, a Europa passava por guerras e enfrentava a peste bubônica. O uso de novos " remédios químicos" (remédios que eram produzidos em laboratórios alquímicos) permeava a medicina. Os chamados " médicos químicos" eram seguidores de Paracelso, pseudônimo de Philippus Aureolus Theophrastus Bombastus von Hohenheim (1493-1541 ), e utilizavam substâncias químicas, geralmente de origem mineral, no tratamento de doenças. Nesse contexto, o conceito de gás esteve atrelado a fatos observados no tratamento de doenças e a conceitos medicinais, filosóficos e alquímicos. No início do século XVII, o médico e químico belga Jan Baptiste van Helmont (1580-1644), em seus estudos das substâncias semelhantes ao ar, chamou-as de caos, pois, para ele, essas substâncias eram desordenadas e sem forma, como o caos definido pela mitologia grega. Em flamengo - ou neerlandês, uma das três línguas faladas na Bélgica -, a primeira consoante dessa palavra é pronunciada de maneira semelhante ao "g", e assim originou-se a palavra gás. ,

Capítulo 1

Van Helmont foi muito influenciado pelas doutrinas de Paracelso e acabou sendo um dos maiores entusiastas da iatroquímica, escola que buscava explicações químicas para os fenômenos vitais. Segundo ele, todo processo material do corpo poderia ser explicado com base nas determinações de um espírito especial (na alquimia medieval, espírito significava qualquer líquido obtido pela destilação). Para Van Helmont, o gás era uma " essência inerente a um objeto" . Segundo esse pensamento, o gás seria portador de archeus (espíritos ou forças imanentes à matéria) e do fermento de um corpo (entidade que materializava o archeus), presentes em todos os objetos. Ele acreditava que o archeus e o fermento se desprendiam de um objeto quando este passava por uma transformação. Em razão da peste na Europa, o cientista belga observou muitos doentes, participou de autópsias e concluiu que a peste bubônica era um gás que, ao Van Helmont, à direita, em seu interagir com o archeus humano, causaria danos à saúde ou levaria pessoas à laborató rio com um alquímico, foi o morte. Fez a mesma associação com os gases tóxicos presentes nas minas de primeiro cientista a usar o termo gás. carvão. Ele afirmou que o gás presente nessas minas, que chamou de mórbido, era uma matéria sutil (livre de sua " casca " material mais externa e impura) que não se podia reter em frascos e causava explosões. O médico inglês George Thomson (1619-1677), um dos seguidores de Van Helmont, também acreditava que a peste bubônica consistia em um gás venenoso ou um " espírito selvagem". Para ele, haveria um gás vital ou " espírito existente no organismo" que se difundiria através do sangue em todo o organismo, sendo o responsável pela saúde e pela doença. Thomson também denominava " espírito selvagem " os gases liberados nas transformações químicas, como os que eram produzidos na queima do enxofre. Gás, de acordo com ele, era um " espírito selvagem que não podia ser aprisionado ou confinado " . Outra definição para gases foi elaborada em 1697 por Steven Blankaart (16501702). Ele definiu gás como um espírito que não coagula (que não é facilmente condensado - gás incoercível e silvestre), um espírito da vida (archeus influus) ou, ainda, um bálsamo que preserva o corpo da corrupção. Entretanto, Blankaart não menciona o gás como uma causa de doenças, como era comum entre os médicos da época, seguidores de Van Helmont. Os filósofos naturalistas com inclinação mecanicista foram resistentes ao uso do termo proposto por Van Helmont. O filósofo natural, físico e químico irlandês Robert Boyle (1627-1691) foi um dos críticos do uso do termo " gás" . Boyle, resPfSTILI. N TI..\ &. tOIJ \"' . ponsável por uma importante lei a respeito do comportamento dos gases, chamava os gases liberados em uma transformação química de " ares". Por exemplo, " ar fictício" ou " ar artificial" eram os termos empregados para designar o gás produzido Ilustração presente no livro pela reação entre vinagre e pó de coral (carbonato de cálcio). Loimotomia (1666), de Na Inglaterra, os chamados "químicos da pneumática ", como Stephen Hales Thomson, mostra a dissecção (1677-1761), Joseph Black (1728-1 799) e Henry Cavendish (1731-1810), continua- do corpo de uma vítima da peste. Ao lado do corpo há ram usando o termo " ar" para designar os gases. O termo gás só foi retomado no um recipiente com enxofre em final do século XVIII - quando surgiu a Química moderna e foi possível desenvolver combustão, pois se acreditava uma nomenclatura com base em uma nova visão da constituição da matéria e de suas que os " fumos de enxofre" poderiam ajudar a purificar o transformações, apresentada por cientistas como Antoine Laurent de Lavoisier (1743ar da contaminação pela peste. 1794) -, mas com definição já muito diferente da empregada por Van Helmont.

Atividades

Escreva no caderno

1. Apesar de Van Helmont ter cunhado o termo gás no século XVII, ele levou bastante tempo até ser adotado por todos os qtúmicos. Discuta com seus colegas se o termo gás tem o mesmo significado no século XVII e atualmente.

2. Van Helmont e outros médicos do século XVII acreditavam que a peste bubônica era um gás que interagia com o archeus do ser humano, causando danos a sua saúde ou sua morte. Em sua opinião, que característica(s) dos gases pode(m) ter possibilitado a sua identificação com a peste?

Gases

Gás ideal: um modelo para os cientistas ~

Entre os séculos XVII e XIX, cientistas como Robert Boyle, o físico francês Edme Mariotte (1620-1684), o físico e químico francês Jacques Alexandre César Charles (1746-1823), o físico e químico francês Joseph Louis Gay-Lussac (17781850) e o físico e químico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856) estudaram o comportamento das substâncias no estado gasoso. Esses estudos, que resultaram em leis (conforme veremos mais adiante neste capítulo), fundamentaram o desenvolvimento de um modelo chamado de gás ideal. De acordo com esse modelo, certas propriedades físicas dos gases, como compressibilidade, difusibilidade e expansibilidade, podem ser justificadas com base no estado de agregação das partículas. Nos gases, elas se encontram relativamente distantes umas das outras e ocupam um volume pequeno em relação ao volume total ocupado pelo gás. De modo geral, podemos afirmar que cada partícula se comporta como se as outras não existissem. Em outras palavras, a interação entre as partículas que compõem o gás é muito baixa, podendo ser negligenciada. Além disso, seu movimento é intenso e caótico. Trata-se, portanto, de um gás hipotético. Na prática, quando se analisa um sistema real baseando-se nessas considerações, pequenos erros são introduzidos, o que pode ser aceitável se não se desejar muita exatidão. Gases reais podem se aproximar de um comportamento ideal quando são submetidos a baixas pressões e a altas temperaturas (bem maiores que a temperatura de ebulição da substância). Como nessas condições as moléculas dos gases estão muito afastadas umas das outras, as interações intermoleculares reduzem-se - mas, é importante salientar, nunca chegam a zero. Quanto mais fraca a interação entre as moléculas de um gás, mais próximo seu comportamento será do comportamento dos gases ideais. Esse modelo foi elaborado ao longo de muitos anos e contou com a colaboração de diversos cientistas. Em 1957, o físico e matemático Rudolf Clausius (18221888) publicou uma versão mais completa desse modelo que acabou ficando conhecida como teoria cinética dos gases. Essa teoria descreve por que os gases (ideais) se comportam de determinada forma, mas não como eles se comportam (isso é dado pela equação dos gases ideais, que estudaremos ainda neste capítulo). Em resumo, a teoria cinética dos gases estabelece que: •

• • •

Os gases são formados por uma quantidade muito grande de partículas (moléculas ou átomos, no caso dos gases nobres) que se movimentam com rapidez e de maneira desordenada. A velocidade do deslocamento dessas partículas depende da temperatura do sistema gasoso. O volume ocupado pelas partículas do gás é irrisório em comparação com o volume total do recipiente que as contém. As forças de atração e repulsão entre as partículas são negligenciáveis. As partículas, ao se deslocarem, colidem umas com as outras e com as paredes do recipiente que as contém. Nesse processo, energia é transferida, mas a energia cinética média das partículas permanece a mesma, se a temperatura não variar.

Sobre esse último ponto, vamos recordar alguns tópicos de Física. A energia cinética de uma partícula está associada a sua massa e a sua velocidade, segundo a equação: 1

E = - ·m·v e

em que Ec é a energia cinética, m, a massa e v, a velocidade.

Capítulo 1

Part ícul as de uma mesma substância gasosa em um recipiente (ou seja, de mesma massa) podem apresentar velocidades dife rentes. De acordo com a equação, elas podem, portanto, ter energias cinéticas distintas. Entretanto, considera-se que os choques entre elas são perfeitamente elásticos (lembre-se dos seus estudos sobre colisões em Física), dessa fo rma, não há variação da energia total (para uma temperatura constante). Uma partícula pode transferir energia para outra, mas a energia do sistema se mantém. Assim, podemos dizer que as partículas do gás apresentam uma velocidade média e, consequentemente, uma energia cinética média, que depende da temperatura . A teoria cinética nos permite explicar do ponto de vista molecular as variáveis de estado pressão e temperatura, que abordaremos a seguir.

~ Variáveis de estado de um gás Para descrever o comportamento dos gases (ou o estado gasoso), é preciso lançar mão das g ran dezas físicas temperatura, pressão e volume, que são também denominadas variáveis de estado.

Temperatura A temperatura termodinâmica ou absoluta (T) é a grandeza que mede

a energia cinét ica média (ou , de maneira simplif icada, o grau de agitação) das partículas que compõem um material. Partículas de dois gases iguais em recipientes diferentes a uma mesma temperatura terão a mesma energia cinética média. Se dobrarmos a temperatura de um deles, a energia cinética média de suas partículas dobrará. Dessa forma, há uma relação diretamente proporcional entre a temperatura termodinâmica e a energia cinética média, e podemos escrever:

Ecm = k · T

em que E,m é a energia cinética média, T, a temperatura termodinâmica e k, um fator de proporcionalidade. Essa temperatura, comum em Química, é expressa na escala kelvin (K), de acordo com recomendação do Sistema Internacional de Unidades (SI). Como no Brasil se costuma utilizar o grau Celsius, é interessante saber como converter Celsius em kelvin:

T(K) = t (ºC)

273, 15

A escala kelvin foi desenvolvida pelo físico irlandês William Thomson (18241907), primeiro cientista a alcançar a nobreza britânica, passando a ser chamado de barão Kelvin de Largs. Suas pesquisas, extremamente diversificadas, foram fundamentais para a t ran sformação da ciência física no que ela se tornou hoje. Um conceito interessante que resulta dessa escala é o de zero absoluto, estado teórico de uma substância em que suas partículas se encontram em completo repouso. Na temperatura de O K (- 273, 15 ºC), a energia cinét ica das part ículas seria igual a zero. Os cient istas ainda não conseguiram fazer sistemas atingirem essa temperatura, embora tenham chegado perto dela. Gases

~ Pressão O físico e matemático italiano Evangelista vácuo • • v•••• • Torricelli (1608-1647) foi um dos primeiros a ..••• demonstrar que gases, mais especificamente os • presentes na atmosfera, exercem pressão. Ele conduziu um experimento importante que conh sistiu em inverter um tubo de ensaio de vidro cheio de mercúrio em uma cuba ~ ! cheia do mesmo líquido. Ao fazer pressão 1} .S: 1 atmosférica isso, notou que o mercúrio dentro ~ i do tubo desceu até certo ponto e ---Hg(t) .§. og, parou. Torricelli pôde medir a altura ~~ da coluna do líquido dentro do tubo figura 2. Representação do ..,_ 3 experimento de Torricelli. A :s- .2s ao nível do mar: 76 cm. Ele deduziu altura "h" corresponde à pressão i~ que deveria haver alguma força atu- atmosférica. O mercúrio escoa até certa altura, mantendo um desnível ~ 'M ~ ando no mercúrio presente na cuba e de 76 cm em relação à superfície ~ ~ - ; $! que empurrava o líquido para den- externa (ao nível do mar). tro do tubo de ensaio e atribuiu essa força à camada de ar atmosférico. Com esse experimento, mostrou que os gases têm peso. Verificou também, com o auxílio de seu cunhado Florin Périer, que essa força variava com a altitude: a coluna de mercúrio no tubo diminuía quando a medida era feita em altitudes maiores. Esse aparato é denominado barômetro, e chamamos de pressão atmosférica a relação entre essa força e a área superficial do mercúrio na cuba. Lembre-se de que, no início de nossos estudos de Química, definimos a grandeza pressão (P) como a relação entre uma força F (em nevvtons, N) e uma área A (em metros quadrados, m2), conforme a seguinte equação.

! ! ! !

----~--- -

Figura 3. Florin Périer, cunhado de Torricelli, e alguns amigos subiram o Puy de Dôme, um monte quase 1 500 m acima do nível do mar, nas montanhas da França central, e observaram que a pressão do ar variava com a altitude. Gravura de Yan Dargent.

F P= A figura 4. Quanto maior for a quantidade de gás dentro de um recipiente, maior será a frequência de colisões e, consequentemente, a pressão exercida sobre suas paredes internas aumenta. Se adicionarmos uma grande quantidade de gás a um balão de borracha, as paredes do balão não suportarão a alta pressão e estourarão.

Qualquer líquido pode ser utilizado em um barômetro, mas não se deve esquecer que a altura da coluna depende de sua densidade. Em um barômetro de água, por exemplo, a altura da coluna ao nível do mar seria de aproximadamente 1O cm, e não 76 cm, como no caso do mercúrio. Existem outros aparelhos para medir pressão. O esfigmomanômetro, por exemplo, é utilizado em clínicas e hospitais para medir a pressão arterial. As principais unidades de medida de pressão são o centímetro ou milímetro de mercúrio (cmHg ou mmHg), a atmosfera (atm) e o Pascal (Pa); essa última é a recomendada pela IUPAC e pelo SI. Não confunda atmosfera (atm) com a camada de gases que envolve a Terra (a atmosfera terrestre). Uma pressão de um ~ pascal é definida como uma força de 1 N distribuída uniformemente por uma a: ~ área superficial de 1 m2 , perpendicular à direção da força {Pa = N/m 2). Veja na Tabela 1 as equivalências entre essas unidades de pressão.

i j ~

Tabela 1. Unidades de medida de pressão Unidade Atmosfera

Símbolo atm

Centímetro de mercúrio

cmHg

M ilímetro de mercúrio

mmHg

Pascal

Relação entre as unidades

1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg = = 101325 Pa - 1,0 · 105 Pa

A pressão exercida por um gás, de acordo com a teoria cinética, resulta da colisão entre as partículas e as paredes do recipiente que o contém, e sua magnitude depende da frequência e da intensidade desses choques.

~ Volume Volume (V) é a grandeza associada ao espaço ocupado por uma substância. Como já mencionamos, os gases não têm volume definido, eles ocupam o volume do recipiente. A Tabela 2 apresenta algumas unidades de medida de volume.

Tabela 2. Unidades de medida de volume mais comuns Unidade Metro cúbico Litro

Símbolo

Relação entre as unidades

m3 L

Mililitro

Centímetro cúbico

cm 3

1 m 3 = 1 000 L = 1 000 000 ml = = 1 000000 cm 3

O SI recomen da o metro cúbico (m 3) como unidade básica de volume.

~ Volume molar Como vimos anteriormente ao estudarmos o conceito de mol, Gay-Lussac

s,2"' e

verif icou em seus estudos que, a uma mesma temperatura e pressão, os vo lu- f mes de gases participantes de uma reação possuem uma proporção fixa entre ; si. No início do século XIX, ele enunciou a lei das com binaçõ es gasosas (lei volumétrica). Avogadro combinou essa lei com o modelo atômico de Dalton e

concluiu que vo lumes iguais de gases tinham o mesmo número de moléculas (às mesmas tem peratura e pressão). Apesar de sua hipótese não ter sido aceita de imediato, Avogadro f oi responsável por estabelecer uma relação entre quantidade de partículas e uma grandeza associada à matéria (volume), ou seja, ele possibilitou a conexão ent re a escala atômica e o mundo macroscópico. A grandeza quantidade de matéria só foi introduzida no contexto da Química nas décadas de 1950 e 1960, quase 150 anos após a hipótese de Avogadro (de 1811 ). Assim, pode-se afirmar que 1 mol de qualquer gás ocupa o mesmo volume, desde que sob as mesmas temperatura e pressão. Esse vo lume ocupado por 1 mo l de moléculas de um gás é denominado volume molar. Para uniformizar a linguagem utilizada nos relatos de dados químicos, a IUPAC sugere o uso dos valores 273, 15 K (O ºC) para a temperatura e 101 325 Pa (1 atm) para a pressão. Essas condições são chamadas de condições normais de temperatura e pressão (CNTP). O volume molar, determinado experimentalmente nas CNTP, é igual a 22,4 L; em outras palavras, 1 mol de moléculas de uma substância no estado gasoso tem volume igual a 22,4 L nas CNTP. Podemos estabelecer uma relação entre o volume molar, a constante de Avogadro, a massa molar e a quantidade de matéria (em mols). Lembre que 1 mol de matéria tem 6,0 · 1023 partículas (moléculas, átomos etc.) e determi-

Figura 5. Gay-Lussac foi um ci entista prolífico. Em 1804, com o físico, astrônomo e matemático francês Jean-Baptiste Biot (17741862), subiu 4 000 metros em um balão para estudar a variação magnética da Terra em relação à altura. Essa foi a primeira ascensão de balão com finalidades científicas. Gravura da série "Les merveilles de la science" (1867-1891), realizada por Louis Figuier.

nada massa molar. Um moldo gás dióxido de carbono (C0 2), por exemplo, tem

6,0 · 10 23 moléculas, apresenta massa molar de 44 g e ocupa, nas CNTP, um volume de 22,4 L. Gases

Professor, as respostas completas das atividades deste livro estão no guia de resoluções nas Orientações para o professor.

1. A pressão de uma substância gasosa pode ser expressa em diversas unidades, como k.Pa e atm. A unidade metra cúbico (m3 ) e seus submúltiplos, como o decímetro cúbico e o centímetro cúbico, além do litro, também são muito utilizados na medida de volumes gasosos.

Considerando seus conhecimentos sobre transformações de unidades, faça o que se pede. a) Faça a conversão para atm do valor de pressão de 380 mmHg. o.s atm b) Estabeleça uma relação entre as unidades de medida de volume citadas no texto. 2. As partículas dos gases presentes na atmosfera também são submetidas à aceleração gravitacional. Por que elas não se concentram na superfície da Terra? Se achar necessário, converse com seu professor de Física para chegar a uma explicação. 3. Um médico ou um profissional da área da saúde mede nossa pressão arterial utilizando um esfigmomanômetro. Ao final da medição, uma razão numérica é dada, 12 por 8, por exemplo. Pesquise e explique como se chega a esses números.

4. (UFRN) Um airbag é uma bolsa que infla rapidamente e que, num acidente de carro, ajuda a prevenir lesões graves, como mostra a figura a seguir. Quando se produz a desaceleração repentina do carro, é conectado automaticamente um interruptor, que inicia uma reação química, liberando o gás nitrogênio em quantidade suficiente, conforme a equação abaixo: 6NaN 3 (t') + Fe 2 0 3 (s) ~ 3Na2 0(s) + 2Fe(s) + 9N2 (g)

Considere que o volume de um molde gás, nas CNTP, corresponda a 22,4 litros. Nessas condições, de acordo com a equação química, quando reagem 3 mols de NaN3, o volume de nitrogênio que se obtém é, aproximadamente, de: @ 101 litros. b) 202 litros.

c) 56 litros. d) 45 litros.

Transformações de estado O estado em que uma substância gasosa se encontra, que é determinado pelas variáveis pressão, temperatura e volume, pode sofrer modificações ou transformações. Se pelo menos uma dessas variáveis for alterada, dizemos que houve uma transformação de estado. Para avaliar o comportamento dos gases e as transformações de estado, os cientistas tiveram de empregar sistemas fechados. Um sistema é tudo aquilo que está sob estudo, separa-se do Universo por um limite denominado fronteira e pode ou não trocar massa e/ou energia com o meio ambiente (ou vizinhança). Entre um sistema fechado e a vizinhança só pode haver t roca de energia. A temperatura, o volume e a pressão de um gás em um recipiente fechado, por exemplo, podem variar, mas a quantidade de partículas presente nesse recipiente se manterá constante. Antes de iniciarmos a abordagem de três transformações importantes, é preciso chamar atenção para dois pontos: primeiro, os experimentos realizados por Boyle, Mariotte, Charles e Gay-Lussac, que trataram dessas t ran sformações e possibilitaram o estabelecimento de leis, foram realizados antes do desenvolvimento da teoria cinética. Na verdade, como já dissemos, foram essas leis que permitiram o desenvolvimento dessa teoria. Entretanto, acreditamos que a compreensão das mudanças de estado será facilitada se as interpretarmos do ponto de vista da teoria cinética, o que significa utilizar a representação de partículas em agitação no interior de um recipiente. Segundo, é preciso não esquecer que o comportamento dessas partículas que constituem um gás é descrito por um modelo e não pode ser observado diretamente. Como int rodução ao estudo dessas transformações, sugerimos a realização da atividade prática a seguir.

Capítulo 1

Objetivo

1•

Observar as relações entre pressão, volume e temperatura para quantidades fixas de gás.

Materiais • 1 seringa descartável sem agulha com capacidade entre 60 e lOOmL • 2 béqueres de 500 mL

Procedimentos 1i Parte

• • • •

1 chapa de aquecimento balões de aniversário ' agua gelo

• 1 garrafa PET de 250 mL ou SOOmL • tesoura

Atenção Esta atividade prática deve ser realizada sob supervisão e orientação do professor. O uso de chapa de aquecimento e material perfurocortante requer cuidado e atenção. Componentes sólidos recidáveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível, guardados para reutilização no laboratório.

a) Utilizando os balões de aniversário, faça um pequeno balão que caiba dentro da seringa com folga. b) lntroduza o balão dentro da seringa sem o êmbolo, procurando colocá-lo o mais próximo possível da ponta da seringa. c) Feche a ponta da seringa com uma tampa adequada, adesivo ou os pró-

Esquema da primeira parte do experimento.

prios dedos e, em seguida, introduza o êmbolo na seringa, pressionando-o. Observe o que acontece com o balão. d)Retire a tampa da seringa e pressione o êmbolo até que ele fique bem próximo do balão. Reintroduza a tampa e puxe o êmbolo. Observe o que acontece com o balão. 2ª Parte

a) Coloque, aproximadamente, 100 mL de água em cada um dos béqueres. b) Coloque um dos béqueres na chapa de aquecimento e aguarde até que se inicie a fervura da água. Quando a ebulição começar, interrompa o aquecimento. c) Coloque alguns cubos de gelo no outro béquer.

garrafa PET / com balão de aniversário na boca

béquer com água gelada

Para concluir

------

d)Envolva a boca da garrafa PET com um balão vazio. Coloque o fundo da garrafa em contato com a água quente e observe o que acontece com o balão. e) Retire a garrafa da água quente e coloque-a na água gelada. Observe o que acontece com o balão.

béquer com água quente

Esquema da segunda parte do experimento.

Escreva no caderno

1. Identifique, na primeira parte do experimento, se ocorreu variação da temperatura do sistema, da pressão aplicada sobre o balão e/ou do volume do balão. Em caso afirmativo, tente justificar o que você observou ao mover o êmbolo da seringa.

2. Identifique, na segunda parte do experimento, se ocorreu variação de temperatura, da pressão e/ou do volume do sistema. Em caso afirmativo, tente justificar o que você observou ao colocar a garrafa PET na água quente e, em seguida, na água fria.

3. Ilustre o que você observou nos dois experimentos, dando ênfase ao comportamento das partículas de gás dentro dos balões.

Gases

~ Transformação isotérmica

·i

gás ~ retido

mercúrio

f! r----- ----

tran sformações isotérmicas. A palavra " isotérmica" tem origem nos radicais

! .a "'

As transformações que ocorrem à temperatura constante são denominadas

figura 6. Experimento em que Boyle demonstrou a relação entre pressão exercida sobre um sistema gasoso e seu volume. (Imagem em cores ilustrativas.)

gregos ísos, que significa "mesmo", e thermós, que significa " calor". Robert Boyle foi o primeiro a invest igar a relação entre pressão exercida sobre um sistema gasoso e seu volume a uma temperatura constante. Para isso, ele usou um tubo na forma da letra J, como o mostrado na Figura 6. Ao adicionar mais mercúrio ao tubo pela extremidade aberta, ele verificou que a pressão exercida sobre o gás retido acima da coluna de mercúrio no lado esquerdo aumentava, e o volume diminuía. Ele conseguiu verificar que o volume caía pela metade quando a pressão era dobrada. Boyle foi um dos primeiros a realizar experimentos em que uma variável era modificada para que seu efeito sobre outra fosse avaliado. Edme Mariotte, alguns anos depois, chegou a conclusões semelhantes e as divulgou na França. Os dados produzidos por esses cientistas serviram para estabelecer uma relação empírica entre as variáveis pressão e volume, que ficou conhecida como lei de Boyle-Mariotte. Segundo essa lei, a pressão e o volume de um sistema gasoso fechado (à temperatura constante) são grandezas físicas inversamente proporcionais, ou seja, o aumento da pressão produz diminuição de volume, e vice-versa. Matematicamente, isso significa que o produto entre essas grandezas é uma constante: P · V = k, sendo k uma constante de proporcionalidade. A Figura 7 é outra possível representação da lei de Boyle-Mariotte. Note que, quando a pressão aplicada dobra (transformação representada pela adição de mais um cilindro sobre um êmbolo móvel onde não há ação de atrito), o volume cai pela metade.

transformação ....;.._--~~

situação inicial V1 = V(volume inicial)

P1 = P (pressão inicial)

situ ação final

V1 =

(volume final)

P, = 2P (pressão final) figura 7. Representação esquemática de transformação segundo a lei de Boyle-Mariotte. As partículas no interior do recipiente são as de um gás qualquer; i indica estado inicial e f. estado final. Lembre-se de que partículas não podem ser observadas dentro de um recipiente. essa representação visa apenas facilitar o entendimento da transformação. Mantenha isso em mente ao analisar outras ilustrações desse tipo. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Essa proporcionalidade pode ser expressa da seguinte forma:

em que P; e V; são a pressão e o volume iniciais e P1 e V1, a pressão e o volume finais.

Capítulo 1

A Tabela 3 a seguir mostra valores genéricos de pressão e de volume de um gás ideal qualquer, quando ele se encontra à temperatura constante, e a representação gráfica da relação entre essas grandezas. Note que o produto entre elas é uma constante: 4(P · V).

Tabela 3. Relação entre diferentes valores genéricos de pressão e volume e gráfico P x V Pressão (atm)

Volume(L)

P · V(atm · L)

4(P · V)

Representação gráfica

Pressão (atm) 2P

4(P · V)

-- -

'' '' ' '' ' ''' ' ' ' • ' • ' ' '' • '' '' ' ' ·--~----·------~------------~ '' ' •' ' ' • ' ' ' ' ' ' ' ' - - - - i ' - - - - - - ' -----------,' - - -.'' '' ' '' ' ---.----, ------~-------' ' ' ' ' ' ' ' ' ''

4(P · V)

i..

----,------,------------.

'' '

·&

·;z "

1 1

1 1 1

-V2

. Volume (L)

~ Transformação isobárica Uma transformação em que a pressão aplicada ao sistema permanece constante é chamada de tran sformação isobárica. A palavra "isobárica " tem origem nos radicais gregos ísos, que significa "mesmo" , e báros, que significa " pressão" . Em 1787, Charles apresentou os resultados de uma série de experimentos que apontavam para uma relação diretamente proporcional entre as variáveis de estado temperatura e volume (à pressão constante). Essa verificação experimental foi feita também por Gay-Lussac, o que redundou no que ficou conhecido como a primeira lei de Charles e Gay-Lussac. De acordo com essa lei, a uma dada pressão, o volume ocupado por uma massa constante de um gás varia de maneira diretamente proporcional à sua temperatura termodinâmica (temperatura na escala kelvin). Assim, o volume de um gás aumenta quando a temperatura aumenta e d iminui quando a temperatura diminu i. Matematicamente, isso significa que a razão entre essas grandezas é uma constante. Do ponto de vista da teoria cinética, podemos interpretar essa lei da seguinte forma: à medida que a temperatura de um gás contido em um recipiente fechado aumenta, a agitação (ou a energia cinética média) das partículas que o compõem também aumenta, o que acarreta mais colisões entre elas e as paredes internas do recipiente. Se considerarmos que esse sistema é vedado por um êmbolo móvel (sobre o qual não há ação de atrito; veja a Figura 8), a colisão mais intensa Gases

das partículas com a parede interna do êmbolo o fará se deslocar para cima, aumentando o volume. Em outras palavras, para que seja possível manter a pressão interna constante, o aumento do número de colisões das moléculas, provocado pelo aquecimento do sistema, deve ser acompanhado de um aumento de volume. Você pode verificar facilmente a primeira lei de Charles e Gay-Lussac. Basta encher parcialmente de ar um saco plástico (de preferência, fino e preto), vedá-lo bem e, em seguida, deixá-lo sob o sol. Com o aquecimento do ar no interior do saco, seu volume aumenta.

transforma~ão

" Q

situação inicial

situação final

T1 = T V1 = V

Tr = 2T Vr = 2V

Figura 8. Representação esquemática de transformação segundo a primeira lei de Charles e Gay-Lussac. As partículas no interior do recipiente são as de um gás qualquer; i indica estado inicial e f, estado final. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

A relação entre essas gran dezas pode ser expressa da seguinte forma: V, _ V1 T; - T1

em que Vi e Ti são o volume e a temperatura iniciais, e V1 e T1, o volume e a temperatura finais. Para um gás ideal qualquer à pressão constante, a Tabela 4 mostra os valores genéricos de volume e de temperatura e a representação gráfica da relação entre

essas grandezas. Note que a razão entre elas é uma constante:

= k, sendo k

uma constante de proporcionalidade. Tabela 4. Relação entte diferentes valores genéricos de volume e temperatura e gráfico T x V

Volume (L)

Temperatura (K)

V T (L · K- 1) -

Representação gráfica

.." .,,.."'

Volume (L)

-V T

1- - - - -

-1- -

- -

1' 1 1 1

•'

V T

V 4V

Capítulo 1

V T

1 1 1 - ... - - - -1- - - - 1 1 1 1 1 , 1 1 1 1

1 - -

- -

' 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1

1' 1 1 1 1 1 1 1 1

------ --...... -,

1 1 1 1 1 1 1 1

1 1 1 1 1 1 1 1 1 1

1- ---------------------,,

•

"' -~;Bo

·e

Temperatura (K)

~ Transformação isovolumétrica

(ou isocórica} As transformações que ocorrem a volume constante são denominadas transform ações isovolumétricas ou isocóricas. Os cientistas Charles e Gay-Lussac, em ocasiões diferentes, também realizaram estudos sobre a relação entre as variáveis de estado pressão e temperatura em sistemas gasosos a volume constante. Eles verificaram que, a um dado volume, a pressão exercida por uma massa constante de um gás varia de maneira diretamente proporcional à temperatura termodinâmica (temperatura na escala kelvin). Essa conclusão tirada a partir de experimentos realizados em condições bem estabelecidas é conhecida como a segunda lei de Charles e Gay-Lussac.

Como afirmamos no início deste capítulo, ao abordarmos a teoria cinética e a temperatura termodinâmica, a energia cinética média das partículas é diretamente proporcional à temperatura. Podemos retomar esse conceito para interpretar a segunda lei de Charles e Gay-Lussac. Considere um sistema que consiste em um gás contido em um recipiente fechado dotado de um êmbolo móvel que não sofre ação do atrito. Assuma que ele esteja a uma temperatura inicial T; e uma pressão inicial Pi (Figura 9). Se dobrarmos a temperatura, a energia cinética média das partículas que compõem o gás também dobrará. Isso resultará em um aumento da velocidade das partículas (lembre que Ec =

i ·m · v

)

e, consequentemente,

uma intensificação da colisão entre elas e as paredes internas do recipiente, o que significa um aumento da pressão. Para que o volume do sistema permaneça constante, é preciso acrescentar mais um cilindro sobre o êmbolo (aumentar a pressão externa). Caso contrário, teríamos um aumento de volume com o aumento da temperatura, ou seja, uma transformação isobárica. Em certas embalagens de tipo spray, é comum vermos uma advertência como: Mantenha longe de fontes de calor. Isso é uma consequência direta dessa lei. Se um tubo de spray- por exemplo, um de desodorante - for aquecido, a pressão exercida sobre as paredes internas do recipiente (de volume constante) aumentará drasticamente, resultando em risco de explosão.

transformação

situação in icial

situação f inal

P=P 1 T1 = T

P = 2P

' ' Figura 9. Representação esquemática de transformação conforme a segunda lei T = 2T

de Charles e Gay-Lussac. As partículas no interior do recipiente são as de um gás qualquer; i ind ica estado inicial e f, estado final. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Matematicamente, essa lei implica que a razão entre as grandezas pressão e temperatura é uma constante. Assim, podemos expressá-la da seguinte forma:

em que Pi e T; são a pressão e a temperatura iniciais, e P1 e T1, a pressão e a temperatura finais. Gases

A Tabela 5 mostra valores genéricos de pressão e de temperatura e a representação gráfica da relação entre essas grandezas quando o volume de um gás ideal qualquer é constante. Note que a razão entre essas grandezas é uma constante:

= k, sendo k uma constante de proporcionalidade.

Tabela 5. Relação entre diferentes valores genéricos de pressão e temperatura e gráfico T x P

Pressão (atm)

Temperatura (K)

p -

Representação gráfica

T (atm · K- 1 ) p

Pressão (atm)

-, -

1 -

' ' '

' ' 1

' '

1 '

. .. .

- •

1 1 '

•

' 1

- - - - -,' - - - - - ' - - - - - - - - - - - , '

' '

1 o

- - - - ;' - - - - - ~ - - - - - - - - - - -: ,

, ' ,

•

1 • 1

t t

4T Temperatura (K)

•

Como já mencionado, a hipótese de Avogadro estipula que volumes iguais de gases diferentes têm o mesmo número de moléculas nas mesmas condições de temperatura e pressão. Dessa hipótese resultou outra lei empírica denominada lei de Avogadro, que diz o seguinte: o volume de um gás, a determinadas pressão e temperatura, é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás. Essa proporcionalidade pode ser descrita pela expressão abaixo: V= k · n

em que k é uma constante de proporcionalidade, V, o volume e n, a quantidade de matéria. Todas essas leis empíricas discutidas até aqui envolveram a análise da relação entre duas variáveis, enquanto duas outras eram mantidas constantes. Se combinarmos a lei de Boyle-Mariotte, a primeira lei de Charles e Gay-Lussac e a lei de Avogadro, chegaremos a uma equação geral dos gases ou lei combinada dos gases. Vejamos como se chega a essa equação. Lembre-se de que essas três leis implicam relações de proporcionalidade. Segundo a lei de Boyle-Mariotte, o volume é inversamente proporcional à pressão (para n e T constantes); de acordo com a primeira lei de Charles e Gay-Lussac, o volume é diretamente proporcional à temperatura (para n e P constantes); e conforme a lei de Avogadro, o volume é diretamente proporcional à quantidade de matéria (para P e T constantes). Assim:

em que rx representa proporcionalidade.

Capítulo 1

Podemos expressar as t rês em uma única relação: nT V ,x -

Assumindo que a quantidade de matéria (n) do gás é f ixa e levando em conta que uma relação de proporcionalidade pode ser expressa por um valor constante, rearranjando, teremos:

PV - = k T g em que k é uma constante. 9 Essa equação indica que, quando uma determinada quantidade de gás (ideal) passa por uma transformação de estado, a relação entre as variáveis pressão, volume e temperatura será sempre uma constante. Ou seja, a relação entre elas no estado anterior à transformação (inicial) é igual à relação no estado posterior à t ransformação (final). Obtemos então a equação geral dos gases:

Se a quantidade de matéria for variável, podemos considerar a relação de proporcionalidade como o produto entre uma constante R e a quantidade de matéria (n). Assim:

= n·R

Essa equação é chamada de equação de estado de um gás ideal, lei do gás ideal ou equação de Clapeyron, em homenagem ao físico francês Benoit Paul-Émile Clapeyron (1799-1864), que a estabeleceu. Lembre-se de que o conceito de gás ideal implica assumir que as partículas que compõem um gás ideal não interagem umas com as outras e o volume combinado dessas partículas, em relação ao volume ocupado pelo gás, é negligenciável. A equação se aplica, portanto, a condições em que a pressão é baixa e a temperatura, elevada. A constante de proporcionalidade R é chamada de constante universal dos gases ideais e tem o mesmo valor para todos os gases. Dependendo das unidades adotadas para pressão e volume, a constante R pode assumir diversos valores. A temperatura tem de ser dada sempre em kelvins, e a quantidade de matéria é dada em mols. Veja a Tabela 6.

Tabela 6 . Valores numérico s da constante universal dos gases ideais R em algumas unidades Unidade

Valor numérico

atm · L mol · K

0,082

kPa · L mol · K

8 31*

mmHg · L mol · K

62,36

•valor no SI. Gases

1. (UECE) Quando da nossa respiração, na etapa da

a) A transformação representada por 1 é isotérmica.

inalação, o diafragma se expande deixando maior o volume do pulmão. Neste caso, a pressão interna do pulmão fica menor que a pressão atmosférica per-

Classifique as transformações II e 111 como isobárica ou isovolumétrica.

mitindo a entrada de ar no pulmão até uniformizar as pressões. Quando a pressão aumenta, o volume do pulmão diminui e o ar é expelido. No processo respiratório é comprovada uma importante lei dos gases atribuída a: a) Charles.

c) Avogadro.

b) Gay-Lussac.

@ Boyle.

4. (UFU-MG) Em uma atividade experimental o probexigas cheias na boca de cada uma delas. Em seguida, colocou uma das garrafas em uma ba-

mações são regidas, respectivamente, pelas leis de Boyle-Mariotte e primeira e segunda leis de Charles e Gay-Lussac. Considerando essas informações, identifique o gráfico que traduz o conceito da lei de Boyle-Mariotte. Justifique sua escolha.

cia com água quente e a outra em uma bacia com água fria. Um dos balões murchou e o outro ficou mais cheio. Sobre estes fatos, assinale a alternativa correta. a) O balão que murchou foi colocado em água quente, pois o aumento da temperatura causou uma contração dos gases da bexiga.

@o balão que ficou mais cheio foi colocado em

Temperatura

zer do produto P 2V2 em relação a essa constante k, ou seja, é maior, menor ou igual à constante k?

fessor pegou duas garrafas PET vazias e colocou

2. As transformações gasosas podem ser isotérmicas, isobáricas ou isovolumétricas. Essas transfor-

.. Volume

b)Considerando que o produto P 1V1 é numericamente igual a uma constante k, o que podemos di-

água quente, devido ao aumento da temperatura do sistema e à expansão dos gases presentes na bexiga.

·"'g lil

§ ~

\!)

c) O volume do balão que foi colocado em água fria Pressão

Pressão

(1)

(11)

diminuiu, porque a pressão do sistema aumentou, reduzindo o choque das partículas de gás com as paredes do balão. d)Em qualquer um dos casos, o volume dos balões

Volume

Pressão

foi alterado, porque o tamanho das partículas de gás foi modificado. 5. (UFV-MG) Recentemente três brasileiros atingiram o cume do monte Everest. Todos usavam um supri-

Temperatura

Pressão (111)

(IV)

3. Para a transformação de uma massa gasosa, considerada ideal, foi feita a seguinte representação gráfica:

mento extra de oxigênio. Se, durante a escalada, um deles tivesse enchido um balão flexível com uma certa quantidade de 0 2, a uma temperatura de -48 ºC (225 K), a uma pressão de 30 kPa, e o balão atingisse um volume de 2,5 L, o volume do mesmo balão, contendo a mesma quantidade de oxigênio, próximo ao nível do mar, a 100 kPa e a 27 ºC (300 K) , seria:

Pressão (111)

a)2,5 L

P, (11)

(1)

p2 --~---------'

Capítulo 1

@)l ,OL c) 2,24L

d) 11,1 L V,

Volume

e)0,42 L

Misturas gasosas Como mencionamos no início deste capítulo, gases tendem a formar misturas homogêneas, que apresentam uma única fase. O estudo de misturas de substâncias gasosas é de fundamental importância, pois elas são empregadas em diversos processos industriais. O gás liquefeito de petróleo (GLP), utilizado em botijões de cozinha, por exemplo, é uma mistura cujos principais componentes são os gases propano e butano. Outros exemplos são o ar atmosférico, o ar utilizado em cilindros para mergulho e o gás natural. É importante salientar que consideraremos as misturas gasosas como ideais, ou seja, tudo que aprendemos sobre o comportamento dos gases ideais se aplica às misturas gasosas. Tenha em mente também que nessas misturas homogêneas de gases não há reação entre os componentes. No próximo capítulo, estudaremos misturas homogêneas envolvendo a água e outras substâncias.

~ Pressão total e pressão parcial John Dalton foi um cientista que se destacou no estudo das propriedades físicas das misturas gasosas. Seus estudos sobre a composição da atmosfera e meteorologia, tema que chegou a desenvolver em livro publicado em 1793, levaram-no à concepção da teoria atômica, que abordamos no início de nossos estudos de Química. Ele realizou uma série de experimentos utilizando misturas gasosas de diversos tipos em recipientes fechados com temperatura e volume constantes e percebeu que a pressão que um dos componentes exerce, chamada de pressão parcial, é a mesma que esse componente exerceria se não fizesse parte de uma mistura, se estivesse sozinho no recipiente. Assim, a pressão total exercida por uma mistura de gases A, B, C, ... N é dada pela soma das pressões parciais dos componentes A, B, C, ... N.

O processo de transporte de substâncias gasosas é feito por gasodutos, que são extensas redes de encanamento, em algumas regiões, subterrâneas. Parte do gás natural veicular (GNV), disponível para uso em automóveis com motor adaptado, é transportado da Bolívia até o Brasil por gasodutos. O GLP. proveniente do petróleo, também chega até as estações de engarrafamento por gasodutos. Esses dispositivos de transporte são submetidos a elevados valores de pressão, que podem variar de 35 atm a 100 atm, dependendo do diâmetro e do tempo de uso.

P = PA + Pa + Pc + ... + P,. em que P é a pressão exercida por todos os gases que constituem a mistura, pA, a pressão exercida apenas pelo gás A, p8 , a pressão exercida apenas pelo gás B, e assim por diante. Essa expressão recebeu o nome de lei de Dalton ou lei das pressões parciais e permite concluir que cada componente gasoso se comporta de maneira independente. Considere o sistema da Figura 10. Ele representa uma mistura gasosa formada por nA mols de um gás A e n8 mols de um gás B. Como podemos determinar a pressão total desse sistema gasoso? De acordo com a equação de estado dos gases ideais (PV = nRT), a pressão é diretamente proporcional à quantidade de matéria (n). Como os dois gases estão presentes no mesmo recipiente, V, R e T são iguais. Assim, podemos calcular a pressão do componente A: pA = nA · (:);e a pressão do componente B: p8 = n8

· (:

J. De acordo com a lei das pressões parciais,

a pressão total é dada pelo somatório das pressões de A e B. p =p +p As

~ p = nA . ( RT ( RT J ~ p = (n + n ) . ( RT J~ v J+ nª. v As v

Trecho do Gasoduto Brasil-Bolívia que passa pela Rodovia PR-423, chegando até uma refinaria, Araucária, PR, 2015.

{ "

gásA

ft.

gás B

Figura 10. Representação esquemática de uma mistura gasosa. Trata-se da representação de dois gases quaisquer diatômicos A e B. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Gases

~ Pressão parcial e fração em quantidade de

matéria Como o comportamento de cada componente em uma mistura gasosa é independente, podemos estabelecer uma relação entre pressão parcial, pressão total e fração em quantidade de matéria. Definimos a fração em quantidade de matéria (x) de um gás qualquer em uma mistura gasosa como a razão entre sua quantidade de matéria e a quantidade de matéria total dos gases presentes na mistura (nr0 ra1). Assim, para um gás A em uma mistura qualquer, a fração é dada

por: XA = n A . Se dividirmos a equação para a determinação da pressão parcial do Total

gás A pela equação para determinação da pressão total da mistura gasosa, teremos:

Sabendo que (nA + n8 = n,0 ,a1), podemos escrever: nA => p = P. ( nA ) => PA = p (nA + ne) A nTotal

~ PA = P. XA .r________,

em que pA é a pressão parcial do componente gasoso A, P, a pressão total e XA, a fração em quantidade de matéria do componente gasoso A . Retomaremos o tema da fração em quantidade de matéria no próximo capítulo, quando estudaremos soluções em meio aquoso.

~ Volume parcial e fração em quantidade de matéria Podemos determinar também o volume ocupado por um gás presente em uma mistura gasosa de dois ou mais componentes. O conceito de volume parcial ocupado por um componente de uma mistura foi proposto pelo físico francês Émile Hilaire Amagat (1841-1915), que se baseou na equação de estado dos gases ideais e na lei de Dalton. De acordo com Amagat, o volume total de uma mistura gasosa pode ser determinado pela soma dos volumes parciais dos componentes dessa mistura, desde que a temperatura e a pressão permaneçam constantes. O raciocínio é igual ao utilizado para o conceito de pressão parcial: o volume parcial de um gás em uma mistura é o volume que ele ocuparia se não fizesse parte dessa mistura, mas estivesse sob a mesma pressão e a mesma temperatura. Assim, para um sistema de dois gases quaisquer A e B, o volume total é dado por:

v,otal

+ VB

A relação estabelecida nessa equação ficou conhecida como lei de Amagat ou lei dos volumes parciais. Podemos determinar os volumes parciais dos gases A e B utilizando a equação de estado dos gases ideais e substituí-los na equação acima. Assim, o volume total será dado por: V ,01a1

Capítulo 1

= nA ·( R:) + ne ·( R:) => V total = (nA + ne) · ( RPT)

Se dividirmos a equação para a determinação do volume parcial do gás A pela equação para determinação do volume total da mistura gasosa, teremos:

n . ,f(j VA - _ _ A_.,,__1+--,,!---,-",- => VA = nA => VA = [ nA ) => Vtotal ( + ) f( 1 V,c,.al (n A + nB) Vtotal ntotal nA ne . 1

VA = v ,otal. XA

em que VA é o volume parcial do componente gasoso A, V,orat' o volume total e xA' a fração em quantidade de matéria do componente gasoso A.

Propriedades dos gases Você já se perguntou por que, quando abrimos uma garrafa de refrigerante, há a formação de bolhas no líquido? Por que, quando alguém abre um vidro de perfume em um canto de uma sala não muito grande, você é capaz de sentir seu cheiro, mesmo se o vidro estiver a uma distância considerável? Por que balões cheios de gás hélio sobem rapidamente, enquanto os preenchidos com ar, quando lançados para cima, caem em seguida? Esperamos que a leitura dos tópicos a seguir, que tratam de certas propriedades dos gases, permita-lhe responder a essas perguntas e avançar ainda mais na compreensão do comportamento dos gases.

~ Pressão e solubilidade A pressão tem um papel fundamental na solubilidade dos gases em líquidos. A uma dada temperatura, a solu-

bilidade de um gás aumenta com o aumento da pressão. De fato, a pressões baixas, ou até mesmo moderadas, a solubilidade de um gás é diretamente proporcional à pressão. Essa relação foi proposta pelo químico inglês William Henry (177 5- 1836) e fi cou conhecida como lei de Henry, representada pela equação a seguir:

S=k · P

em que S é a solubilidade do gás, P. a pressão parcial desse gás sobre o líquido ~ e k, uma constante de proporcionalidade (que é uma característica específica do sistema gás-líquido). g .e A influência da pressão parcial na solubilidade de um gás é o princípio que rege os processos de engarrafamento de bebidas, como cervejas, refrigerantes e "' i:i vinhos espumantes. Na produção dessas bebidas, solubiliza-se dióxido de carbono ((02), o que requer pressões da ordem de 4 atm. Outro exemplo que pode nos fazer entender como a pressão parcial do gás exerce influência sobre sua solubilidade em um líquido é o processo de descompressão. Quanto mais fundo o mergulhador for, maior será a solubilidade dos gases no sangue devido a alta pressão. O gás nitrogênio, que não é metabolizado pelo organismo, fica em excesso no sangue até que a pressão diminua. A descompressão ocorre com mergulhadores quando eles sobem rapidamente de águas profundas (onde a pressão é alta) para regiões de baixa pressão. Isso provoca a formação de bolhas de gás no sangue e em outros fluidos corporais, pois a solubilidade do ar diminui drasticamente, podendo ocasionar, a morte. Para diminuir o efeito desse processo, os mergulhadores utilizam uma mistura dos gases hélio, nitrogênio e oxigênio nos cilindros, em vez de ar comprimido (nitrogênio e oxigênio). A solubilidade do gás hélio no sangue é três vezes menor que a do nitrogênio e, portanto, a quantidade de gás dissolvida no sangue é menor. Figura 11. A descompressão pode A descompressão é também o que ocorre quando abrimos uma garrafa de acontecer quando o mergulhador refrigerante recém-comprada no mercado. A pressão sobre o sistema gás-líquido sobe rapidamente de uma região de alta pressão para regiões de baixa diminui bruscamente, diminuindo a solubilidade do dióxido de carbono. Por isso pressão. Para evitá-la a subida tem de ser lenta e por etapas. vemos a formação de bolhas logo após a abertura da garrafa.

-f

Gases

~ Densidade dos gases

Você sabia?

Refrigerante: ,

a agua

borbulhante 1...] Feito menos notável cientificamente, que Líquido gaseificado repercute porém até hoje, foi sua invenção da bebida gaseificada adicionada de sucos de frutas, o que equivale a dizer, o primeiro "refrigerante". Priestley construiu uma máquina caseira para borbulhar dióxido de carbono na água, acrescentando-se então sucos de frutas. Pelo fato de o co 2 ser armazenado em bexigas de porco, a bebida produzida tinha, muitas vezes, um gosto desagradável. A gaseificada ("soda") criada por [o químico inglês Joseph} Priestley (1733-1804] recebeu grande atenção do público, porém as propriedades medicinais (cura para doenças causadas por carência de vitaminas). advogadas por Priestley, não foram comprovadas.

1...] NEVES, L S.; FARIAS, R. F. História da Química: um livro-texto para graduação. Campinas: Átomo, 2011. p. 60.

~ O cálculo da densidade de uma substância, quando no estado sólido ou lí~ quido, é feito com base na relaçâo entre a massa da substância considerada e o ,;ill ~

j f~

volume ocupado por essa massa: d= ~. Essa densidade pode ser chamada de densidade absoluta. No caso das substâncias no estado gasoso, devemos levar em conta que o volume ocupado por uma massa de gás depende da pressâo e da temperatura.

~ Densidade absoluta Para calcular a densidade de um gás, podemos recorrer à equação de estado de um gás ideal. Como a quantidade de matéria de uma substância é definida como a razão entre a massa dessa substância (m) e sua massa molar (M), temos que:

m M

PV = nRT ~ PV = - RT

(m) · -RT V M

P= -

m RT Como d= - , podemos escrever: P =d· - . Logo:

d= PM RT

Note que, a temperatura e pressão constantes, a densidade de uma substância gasosa é diretamente proporcional a sua massa molar, ou seja, quanto maior for a massa molar, maior será sua densidade. Esta pode ser chamada de densidade específica, porque depende das condições de pressão e de temperatura em que o gás se encontra. Com essa equação, é possível, por exemplo, determinar a densidade do ar atmosférico em certas condições de temperatura e pressão. Para isso, lembre que a atmosfera é uma mistura gasosa cujos componentes mais abundantes são o nitrogênio, o oxigênio e o argônio. Os dados referentes a essas substâncias se encontram na Tabela 7. Tabela 7. Composição média da atmosfera até uma altitude de 25 km Gás

o/o em volume

N2 (nitrogênio)

78,08

0 2 (oxigênio)

20,95

Ar (argônio)

0,93

Fonte: KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. Química geral e reações qulmicas. São Paulo: Thomson Learning, 2005. p. 508.

Como o ar atmosférico não é uma substância, e sim uma mistura de substâncias, podemos determinar a massa molar do ar (M.,) pelo cálculo da média ponderada das massas molares dos componentes (que você pode obter consultando a tabela periódica no final do livro). Tabela 8. Massas molares dos componentes mais abundantes do ar atmosférico

Capítulo 1

Gás

Massa molar (g · moJ- 1)

Admitindo valores percentuais aproximados de 78°/o, 21 ºlo e 1o/o para os gases N2 , 0 2 e Ar, respectivamente, temos que:

M = (MNi · 78%) + (M0 2 · 21 º/o)+ (MAr · 1°/o) ar 100% M = (28 · 78°/o) + (32 · 21º/o)+ (36 · 1°/o) ar 100°/o

Mar

= 28, 92 g · mo1- 1

Conhecendo a pressão e a temperatura, pode-se, com esse valor de massa molar, obter a densidade do ar atmosférico substituindo-o na expressão de densidade específica. É possível entender agora por que um balão cheio de gás hélio sobe em alta velocidade no ar atmosférico. A massa molar do hélio é igual a 4 g/mol, logo sua densidade é muito menor que a do ar atmosférico nas mesmas condições de temperatura e pressão.

~ Densidade relativa A densidade relativa é determinada sempre em relação a outra substância ou mistura de substâncias. Por exemplo, a uma mesma temperatura e uma mesma pressão, podemos calcular a densidade do ar atmosférico em relação à densidade do gás hélio da seguinte forma:

d., _ M.,

-~. MH• Generalizando, para dois gases A e B, temos que:

Assim, a relação entre as densidades de dois gases é igual à relação entre suas massas molares.

~ Difusão e efusão gasosas Écomum que pneus de carros esvaziem quando não são calibrados por um longo período. Outro fato comum é o esvaziamento dos balões de aniversário com o passar do tempo. Esses fenômenos ocorrem por causa da efusão gasosa - fenômeno em que as moléculas de um gás escapam do sistema por meio de pequenos orifícios. Já o fato de podermos sentir a fragrância de um perfume, mesmo estando longe do seu frasco aberto, resulta de outro fenômeno, chamado de difusão gasosa, em que partículas de um gás se disseminam em outro.

Figura 12. Pneu e balão murchos ilustrando o processo de efusão. Gases

Esse movimento das partículas gasosas ocorre de forma espontânea. No início do século XIX, havia grande interesse pelo movimento dos gases, e foi o cientista Thomas Graham (1805-1869) quem melhor explicou esse fenômeno. Graham estudou os fenômenos de efusão e difusão. Em seus experimentos, verificou que a velocidade com que um gás se espalha por outro gás (a velocidade da difusão) é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade. V d ifusão

constante

Considerando dois gases A e B, a razão entre suas velocidades de difusão será:

Para determinada pressão e temperatura, como já vimos, temos que: d= PM RT

Assim, substituindo na equação de velocidade de difusão, obtemos a relação que ficou conhecida como lei de Graham

Essa lei pode ser aplicada também no caso do fenômeno de efusão. Portanto, a velocidade de efusão ou de difusão de um gás depende de sua massa molar: quanto menor for a massa molar de um gás, maior tenderá a ser sua velocidade de efusão ou de difusão.

(ITA-SP) Dois frascos, A e B, contêm soluções aquosas concentradas em HCe e NH3 , respectivamente. Os frascos são mantidos aproximadamente a 1 metro de distância entre si, à mesma temperatura ambiente. Abertos os frascos, observa-se a formação de um aerossol branco entre os mesmos. Descreva o fenômeno e justifique por que o aerossol branco se forma em uma posição mais próxima a um dos frascos em relação ao outro.

Resolução HCe e NH3 são substâncias muito voláteis e, quando seus vapores se encontram, há uma reação de neutralização com formação do sólido particulado NH4 Ce, à temperatura ambiente, gerando um aerossol branco, de acordo com

a seguinte equação: HCe(g) + NH3(g) ~ NH4Ce(s)

A formação do aerossol ocorre mais próxima ao frasco contendo HCe, porque a velocidade de difusão de NH3 gasoso é maior do que a de HCe gasoso, uma vez que cada molécula de NH3 tem massa molar inferior à de cada molécula de HCe (lei de Graham): VNH, - .jMHC( VHCt

JMNH,

VNH, = VHce

J36,5

= .J2,147

NH, ~ 1,46 ::::} VNH ~ 1,46VHC( VHCt >

Capítulo 1

1. Considere que o ar atmosférico contenha apenas os ga• A •• A• A • • ses ox1geruo, n1trogen10 e argoruo, e que a compos1çao em quantidade de matéria seja, respectivamente, 21 °/o, 78o/o e 1°/o. Sabendo que essa amostra está confinada em um recipiente fechado à pressão de 20 atm, determine a pressão parcial de cada um dos componentes. p0

=4,2 atm; P. = 15,6 atm; p., = 0,2 atm

2. (Únicamp-SF) Algumas misturas gasosas podem ser importantes em ambientes hospitalares, assim como na prática de esportes, como mergulho autônomo a grandes profundidades. Uma dessas misturas, denominada Trimix, contém 16% de oxigênio, 24% de hélio e 60% de nitrogênio (porcentagem em volume) . Suponha um cilindro de Trimix mantido à temperatura ambiente e a uma pressão de 9 000 kPa. a) Escreva as fórmulas dos gases da mistura. b) Qual é a pressão parcial do hélio no cilindro? Mostre os cálculos. 2160 kPa c) Qual é a massa molar média da mistura? Mostre os cálculos. == 22.9 g/mol Dado: R

8,3 kPa · L · mo1- 1K- 1

3. A densidade de um gás desconhecido, a 98 ºC e a 742 rnmHg, é 2,5 g/L. Calcule a massa molar desse gás. Dado: R = 0,082 atm · l./mol · K 77,9 g/mol 4. (EEM-SP) Uma determinada massa gasosa, confinada em um recipiente de volume igual a 6,0 L, está submetida a uma pressão de 2,5 atm e sob temperatura de 27ºC. Quando a pressão é elevada em 0,5 atm, nota-se uma contração no volume de 1,0 L. a) Qual a temperatura em que o gás se encontra?

300 K

b) Que tipo de transformação ocorreu?

5. Qual é a pressão, em atmosferas, exercida por uma mistura de 1,0 g de H 2 e 8,0 g de He contida em um balão de 5,0 La 27 ºC? 12.3 atm Dados: H = 1 g/mol; He = 4 g/mol; R = 0,082 atm · l./mol · K

6. Considere os balões a seguir, todos idênticos, cheios com 1 mol de gás e colocados em uma caixa fechada.

Considere que todos os gases se encontram à pressão de 1 atm e à temperatura de 25 ºC, que as massas molares em g/mol são: He = 4, C02 = 44, NH3 = 17, 0 2 = 32, e que a massa molar aparente do ar atmosférico seja 28,96 g/mol. Determine qual(is) dos balões vai(ão) subir quando a caixa for aberta. Justifique sua resposta. 7. (Fuvest-SP) Uma equipe tenta resgatar um barco naufragado que está a 90 m de profundidade. O porão do barco tem tamanho suficiente para que um balão seja inflado dentro dele, expulse parte da água e permita que o barco seja içado até uma profundidade de 10 m. O balão dispõe de uma válvula que libera o ar, à medida que o barco sobe, para manter seu volu-

me inalterado. No início da operação, a 90 m de profundidade, são injetados 20000 mols de ar no balão. Ao alcançar a profundidade de 10 m, a porcentagem do ar injetado que ainda permanece no balão é: Pressão na superfície do mar = 1 atm No mar, a pressão da água aumenta de 1 atm a cada 10 m de profundidade. A pressão do ar no balão é sempre igual à pressão externa da água. @ 20%.

c) 50%.

b) 30%.

d)80%.

e) 90%.

8. (Unicamp-SP) Pressão parcial é a pressão que um ,. . . ., gas pertencente a uma mistura teria se o mesmo gas ocupasse sozinho todo o volume disponível. Na temperatura ambiente, quando a umidade relativa do ar é de 100 o/o, a pressão parcial de vapor de água vale 3,0 · 10 3 Pa. Nesta situação, qual seria a porcentagem de moléculas de água no ar? Dados: a pressão atmosférica vale 1,0 · 105 Pa. Considere que o ar se comporta como um gás ideal. a) 100%. b)97º/o.

c) 33%. @ 3%.

9. (UECE) A sensação refrescante dos refrigerantes é devida à solubilidade do gás carbônico que é introduzido na etapa de envasamento. A afirmação "a solubilidade de um gás em um liquido é proporcional à pressão do gás sobre sua solução", que pode ser qualitativamente compreendida dentro da teoria cinético-molecular, é atribuída a: (1)

(11)

(Ili)

(IV)

@ William Henry. b)John Dalton.

c) Gay-Lussac. d)Jacques Charles. Gases

Inversão térmica e smog fotoquímico Em dias ensolarados, os raios solares aquecem a superfície terrestre, e parte do calor gerado é conduzida para a camada de ar que fica acima dessa superfície. Assim, o ar quente (menos denso) sobe para camadas mais altas da atmosfera, e o ar frio (mais denso) desce. O ar frio é então aquecido, torna-se menos denso, e o ciclo se repete. Esse processo é conhecido como convecção, que consiste na movimentação do ar verticalmente na atmosfera e, consequentemente, no transporte de calor da superfície terrestre para a troposfera (região atmosférica situada a uma distância entre 1O km e 15 km da superfície). Em dias frios e secos ou no final da tarde (quando há baixa incidência de raios solares), não há calor suficiente na superfície terrestre para subir até a troposfera. Desse modo, uma camada de ar frio fica aprisionada próximo à superfície e impossibilita o processo de convecção. A esse fenômeno dá-se o nome de inversão térmica. A inversão térmica é um processo natural, porém, com o desenvolvimento industrial e o uso de combustíveis fósseis, tornou-se uma preocupação de ordem ambiental. A não movimentação das massas de ar impede a dissipação dos poluentes na atmosfera, provenientes da queima de combustíveis fósseis. Além disso, o processo é agravado pela falta de chuva e de vento, tornando visível uma faixa escura na linha do horizonte de cidades muito industrializadas ou com substancial tráfego de veículos. Essa faixa escura que não se dissipa é conhecida como smog fotoquímico (a palavra smog vem da junção de duas palavras em inglês smoke - fumaça - e fog - neblina). O smog se forma principalmente pela emissão de poluentes resultantes da queima de combustíveis fósseis, mas pode ocorrer em áreas rurais por causa de queimadas, por exemplo. Além de terem efeitos tóxicos, os poluentes participam de reações que produzem ozônio na troposfera, que, por sua vez, reage com compostos orgânicos voláteis (COV) - compostos de carbono que se tornam gasosos facilmente à temperatura ambiente (abordaremos melhor o tema da volatilidade quando estudarmos as propriedades coligativas) e se originam do uso de derivados do petróleo - gerando uma série de produtos tóxicos. A ocorrência de ozônio é importantíssima na estratosfera, região atmosférica situada a uma distância entre 15 km e 50 km da superfície, onde se encontra a camada de ozônio, responsável por bloquear parte dos raios UVA e UVB do Sol. Entretanto, na troposfera, o ozônio, bem como os produtos que ele pode originar, é extremamente tóxico. Um dos processos de formação do ozônio troposférico e a reação genérica de sua interação com os COVs estão descritos nas etapas a segu ir. a) O dióxido de nitrogênio (N0 2) liberado pela queima de combustíveis, na presença de luz (processo fotoquímico), dissocia-se formando monóxido de nitrogênio e um átomo de oxigênio. NO

Luz)

NO+ O

b) Esse átomo de oxigênio livre combina-se com uma molécula de oxigênio (O) presente no ar, formando o ozônio troposférico.

o+ 02 ~ 03 c) Não havendo presença de COVs, o ozônio é consumido em uma reação com o NO, reconstituindo N02 e 0 2 • NO + 0 3

N02

+ 02

d) Porém, se houver COVs na atmosfera (representados abaixo genericamente por RH, em que R é uma cadeia carbônica, tema que discutiremos posteriormente em nossos estudos de Química), sob ação da luz, eles se oxidam formando peróxidos radicalares muito reativos. RH

+ O2

Luz

R - O - Ü·

e) Esse radical peróxido reage com NO produzindo mais N02 , que, por sua vez, produzirá mais ozônio e outros produtos tóxicos: R - O - O· + NO

Capítulo 1

NO2 + R - O·

ProfessOf, neste momento, os alunos podem ter difiruldade em compieender o que é um radical Oivre). Se achar cooveniente, você pode dizer que radicais livres, em resumo, são espécies químicas com um elétron desemparelhado em sua camada mais externa, instáveis e altamente oxidantes.

Após alguns dias sem chuva, é perceptível na regíão central da cidade de São Paulo uma camada escura no céu, característica do smog fotoquímico. Foto de 2014.

Entre os outros produtos tóxicos, podemos citar o nitrato de peroxiacetila ou peroxiacetilnitrato (PAN), substância de coloração amarronzada, o que explica o tom escuro característico do smog. O smog fotoquímico pode acarretar vários problemas de saúde à população. O pior episódio de smog fotoquímico da história ocorreu em Londres, Inglaterra, em dezembro de 1952. O smog se estabeleceu durante cinco dias e chegou à superfície terrestre sem se dissipar, causando a morte de mais de 4000 pessoas. Acredita-se que um dos grandes responsáveis por esse trágico episódio foi - além da inversão térmica, que tende a ocorrer com mais frequência em dezembro, mês associado ao frio no Hemisfério Norte - o uso de aquecedores domésticos à base de carvão. Atualmente esses aquecedores com queima de carvão são proibidos na Inglaterra.

Atividades ~

Escreva no caderno

1. Apesar de não terem ocorrido outros casos tão graves como esse episódio do smog fotoquímico em Londres, a concentração desses poluentes próximo à superfície terrestre causa muitos males à saúde. Pesquise quais são os efeitos do smog fotoquímico sobre a saúde.

2. Analise o céu da região onde você mora e tente identificar se há smog fotoquímico. Analise também se há grande quantidade de veículos a combustão e indústrias que liberam gases na sua cidade. Mesmo se esse fenômeno não for observável atualmente em sua cidade, a inversão térmica e a concentração de poluentes na atmosfera ocorrem e são um problema. Discuta com seus colegas os meios para evitar ou minímizar o smog fotoquímico local e global. Gases

1. (Vunesp-SP) Um frasco para medicamento com capacidade de 50 mL contém 35 mL de remédio, sendo o volume restante ocupado por ar. Uma enfermeira encaixa uma seringa nesse frasco e retira 10 mL do medicamento, sem que tenha entrado ou saído ar do frasco. Considere que durante o processo a temperatura do sistema tenha permanecido constante e que o ar dentro do frasco possa ser considerado um gás ideal. situação inicial

• • • •• • • X c)

• • • •• • • d)

h' < h

• • • •• • • y

h' < h

• • • •• • •

h' < h

h' > h

35 mL

• • • •• • •

I 10 ml

h' > h

• • • • • • •

h' = h

3. (Unifesp-SP) Considere recipientes com os seguintes volumes de substâncias gasosas, nas mesmas condições de pressão e temperatura. Substân cia gasosa

Volume {L)

Na situação final em que a seringa com o medicamento ainda estava encaixada no frasco, a retirada dessa dose fez com que a pressão do ar dentro do frasco passasse a ser, em relação à pressão inicial,

co co, o,

a) 60ºAi maior.

@40o/o menor.

C2 H4

b) 40°/o maior.

e) 25% menor.

2. (Ufla-MG) Um estudante de Química confinou uma amostra de gás em um recipiente com um pistão móvel, como o da ilustração:

h = altura do pistão

•••• X

Capítulo 1

h' > h

co2 º2·

d) e @ C0 2 eC 2 H 4 •

4. (Unemat-MT) As propriedades dos gases, como avariação da pressão, do volume e da temperatura, são conhecidas como "Lei dos gases". Assinale a alternativa correta. a) A lei de Charles diz que, sob volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa gasosa é inversamente proporcional à sua temperatura absoluta. @ A lei de Boyle diz que, para uma quantidade fixa de gás em temperatura constante, o volume é inversamente proporcional à pressão.

• • •

coe co2.

b) CO e 0 2 • c) CO e C2 H4 •

Em uma situação X, a temperatura do gás foi aumentada de 300 K para 500 K, enquanto a pressão foi mantida constante; na situação Y, a pressão externa sobre o pistão foi aumentada de 1 atm para 2 atm, enquanto a temperatura foi mantida constante. Se considerarmos h' como sendo a altura do pistão após o processo, as situações X e Y são melhor representadas por: a)

de gases quaisquer, mantidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas") , é possível afirmar que o número total de átomos é igual nos recipientes que contêm: a)

• • • •• • •

Com base no Princípio deAvogadro ("Volumes iguais

c) 60ºAi menor.

• • • •• • • y

h' < h

.."' ·"" ª ~

situação final

c) A lei de Avogadro diz que, volumes iguais de gases quaisquer, quando medidos a mesma pressão e temperatura, encerram número diferente de moléculas.

d) O valor R na função PV = nRT varia de acordo com a natureza dos gases. e) Quando a temperatura de um gás aumenta sob pressão constante, o volume diminui. 5. (UERJ) Dois balões idênticos são confeccionados com o mesmo material e apresentam volumes iguais. As massas de seus respectivos conteúdos, gás hélio e gás metano, também são iguais. Quando os balões são soltos, eles alcançam, com temperaturas internas idênticas, a mesma altura na atmosfera.

Admitindo-se comportamento ideal para os dois gases, a razão entre a pressão no interior do balão contendo hélio e a do balão contendo metano é igual a: a) 1.

@4.

b)2.

d)8.

6. (Unifesp-SP) A oxigenoterapia, tratamento terapêutico com gás oxigênio, é indicada para pacientes que apresentam falta de oxigênio no sangue, tais como portadores de doenças pulmonares. O gás oxigênio usado nesse tratamento pode ser comercializado em cilindros a elevada pressão, nas condições mostradas na figura.

altitude, Gagarin não saiu da atmosfera, orbitou a Terra na termosfera, camada atmosférica que se estende de 80 a 350 km, podendo chegar a 800 km, dependendo da atividade solar. A temperatura na termosfera fica em torno de 1800 K. Apesar da elevada temperatura, os astronautas não se queimariam ao passear pela termosfera, porque a pressão de gases nessa camada é muito baixa (1 · 10- 2 Pa). Já na superfície da Terra, a pressão é de aproximadamente 1 · 105 Pa e a temperatura de 300 K. Comparando com a termosfera, a concentração em quantidade de matéria (mol/dm3) na superfície da Terra é: a) 1 · 10- 6 vezes menor. d) 6 vezes menor. b) 1 · 10- 3 vezes maior.

e) 6 vezes maior.

~ · 107 vezes maior. 8. (Vunesp-SP) Os desodorantes do tipo aerossol contêm em sua formulação solventes e propelentes inflamáveis. Por essa razão, as embalagens utilizadas para a comercialização do produto fornecem no rótulo algumas instruções, tais como: • Não expor a embalagem ao sol. • Não usar próximo a chamas. • Não descartar em incinerador.

150 atm 20 L

No cilindro, está indicado que o conteúdo corresponde a um volume de 3 m3 de oxigênio nas condições ambientes de pressão e temperatura, que podem ser consideradas como sendo 1 atm e 300 K, respectivamente. Dado R = 0,082 atm · L · mo1- 1 • K-1, a massa de oxigênio, em kg, armazenada no cilindro de gás representado na figura é, aproximadamente, a) 0,98.

c) 1,95.

b) 1,56.

d)2,92.

@ 3,90.

7. (UENP-PR) Em 2011, a ida do homem ao "espaço" completou 50 anos. No ano de 1961, o astronauta soviético Yuri Alekseievitch Gagarin, viajando a 27 400 km/h, deu uma volta completa na Terra, sobrevoando o planeta em altitude estimada de 180 km, no perigeu, e 327 km da superfície, no apogeu. A essa

Uma lata desse tipo de desodorante foi lançada em um incinerador a 25 ºC e 1 atm. Quando a temperatura do sistema atingiu 621 ºC, a lata explodiu. Considere que não houve deformação durante o aquecimento. No momento da explosão a pressão no interior da lata era: e) 30,0 atm. a) 1,0 atm. @ 3,0 atrn. b)2,5 atm.

d) 24,8 atm.

9. Você sabe por que os balões de ar quente sobem? 10. O enunciado da segunda questão de abertura relata que o balão de aniversário com gás hélio, ao atingir elevadas alturas (altitudes), subitamente desaparece. Explique por que tal fenômeno acontece.

Gases

•

Por que a água do mar é salgada?

Se você já foi à praia( ...) e levou um popular "caldo", sentiu na garganta e nos olhos a quantidade de sal que existe na água do mar. O que pode ter levado a se perguntar por que, afinal, a água dos oceanos é salgada. Para saber a resposta, é preciso voltar no tempo, cerca de 4 bilhões de anos. "Durante a formação da Terra, enormes quantidades de vapor de água foram liberadas por vulcões e se acumularam em uma atmosfera primitiva", afirma o oceanógrafo Ricardo Cardoso, do Aquário de São Paulo. "Conforme a temperatura do planeta foi baixando, ocorreu a condensação desse vapor e a Terra passou por extensos períodos de chuvas. A superfície terrestre foi literalmente lavada e grandes quantidades de minerais foram carregadas para se acumular com a água nas depressões mais fundas do planeta", diz o especialista.

Quanto sal? (...1 De um modo geral, a água do mar apresenta cerca de 35 gramas de sal para cada litro. Mas essa proporção pode variar um pouco, dependendo da região. Perto dos polos, por exemplo, a salinidade é menor por causa do derretimento constante do gelo e da precipitação. Já no Mar Morto, a concentração chega a cerca de 300 gramas por litro. "É um mar restrito, isolado dos oceanos e que recebia um aporte de água doce oriundo do Rio Jordão. Porém, esse aporte foi reduzido drasticamente pelo aumento de captação de água do rio, que é a única fonte de água doce da região", diz o oceanógrafo Ricardo Cardoso. Sem a chegada de água suficiente do rio, o Mar Morto vem perdendo volume e sua concentração de sais vem aumentando. Ainda de acordo com o U.S. Geological Survey [centro de pesquisas ligado ao governo estadunidense], o cloreto de sódio (popular sal de cozinha) constitui pouco mais de 85% dos sólidos dissolvidos na água do mar. Já nos rios, representa menos de 16%. Os rios também possuem bem mais cálcio, bicarbonato e silica que o mar, o que pode ser explicado, em parte, por criaturas marinhas que extraem esses elementos para construir suas conchas, casas e esqueletos.

(...1 PRONIN, T. Clique Oência: por que a Agua do mar~ salgada? UOL. São Paulo, 13 jan. 2015. Ciência e Sàlide. Disponível em: <httpJ/noticias.uol.com.br/ciencia/ultimas-noticias/redacao/2015/01/13/ dique-ciencia-por-que-a-agua-oo-mar-i!-salgadahtm>. Acesso em: 2 mar. 2016. fornecido pela Folhapress.

A água é fundamental para o desenvolvimento da maioria dos setores da sociedade. Entretanto, com a crescente interferência do ser humano no meio ambiente, as fontes de água doce têm se tornado cada vez mais escassas, reduzindo o volume de água potável disponível no planeta. Mesmo a água salobra presente nos mares e oceanos tem sofrido com essa interferência e com o aumento da contaminação.

1. Pesquise as princú>ais formas de poluição da água. 2. Qual é a influência da poluição das águas na pesca e na economia de comunidades pesqueiras? 3. Por que algumas substâncias se dissolvem na água e outras não?

4. Há uma quantidade limite de sal que pode ser ilissolvida na água?

A pesca ĂŞ fonte de sustento de muitas comunidades litorĂ˘neas ao redor do mundo. Na foto, vemos um barco de pesca chegando ao litoral de Grand Papo, Benin, em 2009.

Água, um solvente poderoso

Eutrofização: aumento de nutrientes em um corpo de água, especialmente fosfato e nitrato, que provoca crescimento excessivo de algas, levando à d iminuição da quantidade de oxigênio d issolvido na água.

Gestos simples e corriqueiros como pegar um copo de água para matar a sede ou usar água para lavar um prato após uma refeição fazem parte do nosso dia a dia. Entretanto, raramente paramos para pensar de onde vem a água que utilizamos em nossas residências. Em tempos em que a sustentabilidade e uso racional dos recursos naturais são amplamente discutidos, conhecer e preservar as fontes dessa preciosa substância é de fundamental importância. Apesar de aproximadamente 70% do nosso planeta ser coberto por água, apenas uma pequena porcentagem desse total é de água doce. O Brasil ocupa posição privilegiada no ranking de países com maior quantidade de água doce em seu território, mas isso não significa que a captação e a distribuição de água potável no país sejam homogêneas. Além desse problema, o descarte indevido de esgoto, rejeitas industriais e lixo nas fontes de água doce é responsável pela redução da qualidade da água disponível. Dependendo do tipo e da quantidade de poluentes, diversos danos ambientais podem ser observados, como a eutrofização e a mortandade de peixes e de outros animais aquáticos.

Figura 1. Lixo acumulado no rio Paraibuna, Juiz de Fora. MG, em 2015.

densidade eletrônica

Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. R.

Chemistry & Chemical reactivity. 8th ed. Belmont Brooks/Cole: Cengage learning, 2012. p. 378. Figura 2. Mapa de densidade eletrônica da molécula de água, indicando maior densidade (cor vermelha) próximo ao átomo de oxigênio. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Capítulo 2

A água é de fundamental importância para a existência da vida na Terra. Ela está presente em todos os organismos vivos e é essencial para o funcionamento das células, pois está presente em todas as soluções que compõem os organismos, atuando na absorção de nutrientes e no transporte e na eliminação de substâncias. Muitos cientistas chamam a água de solvente universal. No entanto, "universal " nos induz a acreditar que ela dissolve qualquer outra substância, o que não é verdade. Por exemplo, nenhum óleo se dissolve em água. Mesmo que a mistura seja agitada vigorosamente, teremos sempre uma mistura heterogênea. Na verdade, a água dissolve, por causa de sua alta polaridade, substâncias iônicas ou substâncias moleculares polares. Essa alta polaridade deve-se à estrutura angular de suas moléculas e à diferença de eletronegatividade entre os átomos de hidrogênio e oxigênio. Lembremos que a eletronegatividade é a tendência que um átomo tem de atrair elétrons em uma ligação química. No caso da molécula de água, o átomo de oxigênio, por ser mais eletronegativo que o átomo de hidrogênio, atrai os elétrons das ligações e fica parcialmente negativo, enquanto os átomos de hidrogênio ficam parcialmente positivos. Na Figura 2, vemos que isso resulta na polaridade da molécula, ou seja, uma região (átomo de oxigênio) fica com densidade eletrônica maior que a outra (átomos de hidrogênio).

Neste capítulo vamos estudar algumas características das soluções, principalmente as que ocorrem em meio aquoso. Mas, antes, vamos relembrar alguns conceitos.

As soluções Vimos no início de nossos estudos de Química que os materiais encontrados na natureza estão sob a forma de misturas de duas ou mais substâncias. Eles raramente são substâncias puras. Também em nosso dia a dia estão presentes diversas misturas. Experimente ler o rótulo de uma garrafa de água mineral, por exemplo. Você notará que a água mineral é uma mistura de água e sais minerais (Figura 3). Outra mistura com a qual lidamos diariamente é o ar que respiramos, composto pelos gases nitrogênio, oxigênio e argônio, além de uma porcentagem pequena de outros gases, como vimos no capítulo anterior. A classificação de uma mistura depende do número de fases presente. Uma fase é definida como uma porção da mistura, constituída por pelo menos uma substância pura, que apresenta propriedades constantes e aspecto uniforme, mesmo quando observada ao microscópio . As misturas que apresentam mais de uma fase são denominadas heterogêneas, já as que têm apenas uma fase são chamadas de homogêneas ou soluções. Em nosso dia a dia, encontramos soluções nos três estados da matéria - sólido, líquido ou gasoso. O ar atmosférico livre de partículas de impurezas é um exemplo de solução gasosa. O ouro que utilizamos para a fabricação de anéis e joias é uma mistura de átomos dos metais ouro, cobre e prata e constitui uma solução sólida. Já a água mineral é uma solução líquida. Nos três exemplos citados, observamos uma única fase. Assim, soluções são sistemas monofásicos, com uma composição uniforme de duas ou mais substâncias e, quando líquidas ou gasosas, têm uma aparência transparente. A Figura 4 mostra alguns exemplos de soluções líquidas. Nesses sistemas homogêneos, é comum encontrarmos um dos componentes em menor quantidade - chamado de disperso ou soluto - e outro componente em maior quantidade - chamado de dispersante, dispergente ou solvente. O solvente determina o estado físico da solução. Isso ocorre porque as partículas do soluto se dispersam e são completamente solvatadas pelas partículas do solvente. Na Tabela 1, apresentamos os estados físicos de solutos e solventes de

Figura 3. Rótulo de uma garrafa de água mineral indicando a composição química.

alguns exemplos de solução.

Tabela 1. Estados físicos de solutos e solventes de algumas soluções Estado físico da solução

Soluto

Solvente

Exemplo de solução

Sólido

Ouro 18 quilates

Sólido

Líquido

Soro fisiológico

Líquido

Agua e álcool

Gás

Ar atmosférico livre de impurezas

Líquido

Gasoso

Figura 4. Soluções aquosas de cloreto de cobre (a), etanol (b) e permanganato de potássio (c).

~ Coeficiente de solubilidade De maneira geral, sabemos que a dissolução de um soluto em um solvente não se dá de forma indefinida. Ao contrário, os experimentos nos mostram que na maioria dos casos há um limite de solubilização de um soluto por determinado solvente, a certa temperatura e pressão. Soluções

É o que observamos, por exemplo, quando adicionamos açúcar comum a uma xícara contendo chá. No início, o sólido se dissolve rapidamente, entretanto, se continuarmos adicionando açúcar, perceberemos a formação de um depósito sólido no fundo da xícara que não se dissolve mesmo com agitação. Esse limite de solubilização é chamado de coeficiente de solubilidade, ou simplesmente solubilidade, e determina a quantidade máxima, em gramas, de soluto que se dissolve completamente em uma quantidade fixa de solvente (100 g, 100 ml, 1 L etc.), em determinadas condições de temperatura e pressão. Como vimos no capítulo anterior, a uma dada temperatura, a solubilidade de um gás em uma solução aumenta com o aumento da pressão (Lei de Henry). Já no caso dos líquidos e sólidos, a influência da pressão na solubilidade é menos significativa e, como em geral trabalhamos com soluções líquidas e sólidas à pressão ambiente, nesses casos consideramos apenas a influência da temperatura na quantidade de soluto que se dissolve em certa quantidade de solvente. A uma temperatura de 20 ºC, por exemplo, o coeficiente de solubilidade do cloreto de sódio (NaCf) é aproximadamente 36 g/100 g de H20. Isso significa que em 100 g de água a 20 ºC é possível solubilizar cerca de 36 g de cloreto de sódio. Tomando o coeficiente de solubilidade como referência, podemos classi ficar uma solução em relação à quantidade dissolvida de soluto. Observe a Figura 5 em que são representadas três soluções de NaCf com mesma massa de água e à mesma temperatura.

Figura 5. Representação esquemática de três soluções de NaCe, com mesma massa de água (100 g) a 20 ºC. (Imagens fora de escala e em cores ilustrativas.)

20 g de Nace

36 g de Nace

40 g de Nace

:ii

"t:,

o o

:e o o

4 g de precipitado

Em (a), foram adicionados 20 g de NaC ou seja, 16 g a menos que o limite de solubilização (36 g/100 g de H2 0) desse sal. A solução em que a quantidade dissolvida de soluto é menor que o valor do coeficiente de solubilidade, de modo que todo o soluto se dissolve, é chamada de insaturada. Em (b), foram adicionados 36 g de NaCf, quantidade igual ao valor do coeficiente de solubilidade. Nesse caso, a solução formada é chamada de saturada, pois a quantidade dissolvida de soluto é igual ao limite de solubilização. Por fim, em (c), foi adicionado mais soluto que o valor do coef iciente de solubilidade, e parte do NaCf não se dissolve, indo para o fundo do recipiente. Chamamos essa parte de corpo de fundo ou precipitado, e a solução formada, de saturada com corpo de fun do. Nessa condição, a quantidade adicionada de soluto é maior que o limite de solubilização, não sendo possível dissolvê-la completamente, ocorrendo, assim, a formação de um sistema heterogêneo. A água do mar, por exemplo, apresenta cerca de 35 g de sais por litro de água, e o NaCf representa 85º/o dessa massa, ou seja, cerca de 30 g em cada litro de água do mar. Analisando o valor do coeficiente de solubilidade do NaC f em água, podemos afirmar que, a 20 ºC, a água do mar é uma solução insaturada em relação ao soluto cloreto de sódio.

Capítulo 2

Como foi dito, o coeficiente de solubilidade dos materiais depende da temperatura. Quando dissolvemos uma quantidade de certos solutos a uma dada temperatura e, em seguida, permitimos que essa temperatura diminua lentamente, mantendo a solução em repouso, teremos mais soluto dissolvido que o limite de solubilização. A solução formada em casos como esse é denominada supersaturada. 39 g de NaC( completamente dissolvidos

; :i! ~

5J. , /,!

:X:

resfriamento lento

:X:

em repouso

Figura 6. Representação esquemática da formação de uma solução supersaturada de NaC e em água. Em 100 g de H20, a 90 ºC, o coeficiente de solubilidade do Nace é 39 g. Após resfriamento lento até 20 ºC, com a solução em repouso, 39 g de NaC continuam dissolvidos, apesar de o coeficiente de solubilidade desse sal a essa temperatura ser 36 g. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

o o

90 ºC solução saturada (sem corpo de fundo)

20 ºC solução supersaturada

Soluções supersaturadas são instáveis. Basta uma perturbação externa mínima para que o excesso de soluto precipite, ou seja, torne-se corpo de fundo. Se a solução supersaturada da Figura 6 for agitada, por exemplo, 3 g de NaCf irão para o fundo do recipiente (precipitarão), e a solução passará a ser saturada com corpo de fundo.

~ Curva de solubilidade A variação do coeficiente de solubilidade em função da temperatura é determinada experimentalmente e pode ser representada em forma de um gráfico, o qual chamamos de curva de solubilidade. As curvas de solubilidade em solventes específicos são características de cada substância e podem ser utilizadas para identificá-la. O Gráfico 1 mostra alguns exemplos de curvas de solubilidade. Gráfico 1. Curvas de solubilidade em água de alguns sais Coeficiente de solubilidade (g de soluto/100 g de H,O) 100 90

80 70 60 50

40 30 20

10 t:=::::::==::=======~C~~(~S0~,)~==~ 3

O 1O 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura (ºC)

Gráfico elaborado com base em: BROWN, T. l. Chemistry the central science. 13 ed. New Jersey: Pearson, 2015. p. 543.

Note que a solubilidade do Pb(N0)2 aumenta significativamente com o aumento da temperatura, enquanto a solubilidade do NaCf não varia muito no intervalo de temperatura mostrado no gráfico. Já a curva de solubilidade do CeJSO 4\ indica que o aumento da temperatura causa uma diminuição da sua solubilidade em água no intervalo entre OºC e 33 ºC, aproximadamente. Soluções

Nos casos em que a solubilidade aumenta com a temperatura, o processo de dissolução é chamado de endotérmico, e a curva de solubilidade é ascendente (Gráfico 2). O termo endotérmico (que retomaremos quando estudarmos Termoquímica) refere-se à absorção de calor por um sistema. Assim, se fornecermos calor a um sistema, sua temperatura aumentará, favorecendo as dissoluções endotérmicas. Gráfico 2. Curva de solubilidade ascendente (dissolução endotérmica) Coeficiente de solubilidade

Temperatura

Já nos casos em que a solubilidade diminui com a temperatura, o processo de dissolução é chamado exotérmico, e a curva de solubilidade é descendente (Gráfico 3). O termo exotérmico (que também retomaremos quando estudarmos Termoquímica) refere-se à liberação de calor por um sistema. Assim, se um sistema liberar calor, sua temperatura diminuirá, favorecendo as dissoluções exotérmicas. Gráfico 3. Curva de solubilidade descendente (dissolução exotérmica) Coeficiente de sol ubilidade

Temperatura

Gráfico 4. Curva de solubilidade em água do cloreto de cálc.io hidratado Coeficiente de solubilidade (g de soluto/100 g de H,O) 150 140 130 120 110 100 90 80 70

/_;

c._,'li

60 50

O 1O 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura (ºC)

Capítulo 2

A curva de solubilidade de compostos hidratados (aqueles que têm moléculas de água em sua constituição) apresenta alguns pontos de inflexão, ou seja, mudanças bruscas de direção em algumas temperaturas. Esses pontos de inflexão indicam a formação de novos compostos. No caso do cloreto de cálcio hidratado (Cace2 • xH 20), por exemplo, sua curva de solubilidade (Gráfico 4) apresenta dois pontos de inflexão: em 30 ºC, quando ocorre a transformação de CaCC2 • 6 H2 0 em CaCC2 • 4 H20 e, em 50 ºC, quando ocorre a transformação de CaC 2 • 4 H20 em CaCC2 • 2 H20. Gráfico elaborado com base em: NUFFIELD FOUNDATION. Química: libro de datos. Barcelona: Reverté, 1976. p. 90·95.

• · propost os Exerc1c1os

Escreva no caderno

1. O diagrama a seguir apresenta um resumo da classificaç.ã o dos componentes de uma solução. Reproduza-o em seu caderno, completando as lacunas.

. Composta de mais de uma

:,1 ,/I i 7'I

. ...,. - . .

•

/ / , ;_ ; 1.

•

Tem i

;

1fase.

Presente em maior quantidade.

~ ~

;

, / / 1 quantidade.

Presente em 1

Substância que é dissolvida.

2. (UEMA) Em todas as ações fundamentais de nossas

d) sólida, líquido-líquido e iônica.

vidas, utilizamos água. Leia o texto abaixo: "Você acorda, acende a luz, toma um banho quente e prepara o almoço. Para cozinharmos, por exemplo, o arroz, é comum diluirmos uma "pitada" {pequena quantidade) de sal de cozinha num volume de 1 litro de água - solução de sal. Vai ao banheiro, escova os dentes e está pronto para o trabalho. Se parar para pensar, vai ver que, para realizar todas essas atividades, foi preciso usar água. Logo a água, solvente universal, é fundamental para nossa vida". Fonte: Disponível em: <http//planetasustentavel.abril.com.br/>. Acesso em: 4 jun. 2013. (adaptado)

Com base no conceito e nos critérios de classificação de uma solução (estado físico das soluções, estado físico do soluto e do solvente e a natureza do soluto), pode-se afirmar que a solução salina é, respectivamente, b) sólida, líquido-líquido e molecular. c) líquida, líquido-líquido e molecular.

Agente da dissolução. Determina o estado físico da solução.

a) líquida, sólido-líquido e molecular.

;

Tem mais de uma fase.

' ;

///

;

/ 1

/'.//

@ líquida, sólido-líquido e iônica.

3. Os pontos 1, 2 e 3, indicados no gráfico a seguir, representam três soluções de um sal em água, à temperantra de 35 ºC. Curva de solubilidade em água de um sal qualquer*

"' o 41

'.::,

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-=Oc, '.::, "'41 o '.::, o

-"'

50 40

41;::

e "' 41 · - 41 .~~

C'I

20 10

1O 20 30 40 50

Temperatura (ºC)

ºDados elaborados pelo autor para esta atividade.

a) Expresse o coeficiente de solubilidade desse sal a 35 ºC. b)Classifique as soluções 1, 2 e 3 quanto ao estado físico e à quantidade dissolvida de soluto. Soluções

4. Observe o gráfico abaixo. Curva de solubilidade em água de alguns sais de sódio

cu o -

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.. -=s: ..,..

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C'I

o cu o

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"C :::

o ...... e 2 cu

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..::

V'l

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150 140 130 120 11 O 100 90 80 70 60 50 40 30 20 10

Na,so, ~~

NaCt

s)•

~" O 10 20 30 40 50 60 70 80 90100 Temperatura (ºC)

a) A temperatura exerce pouca influência sobre o coeficiente de solubilidade de qual sal? b) Uma das curvas de solubilidade apresenta um ponto de inflexão. O que indica esse ponto? Indique quais são os compostos antes e depois da inflexão. c) Classifique as dissoluções dos três sais em endotér. , . m1cas ou exoterm1cas. d) Qual o nome do processo de dissolução desses sais em água? Justifique com base nas interações entre as partículas desses compostos. e) Organize os sais em ordem decrescente de solubilidade a 40 ºC. f) Que massa de cloreto de sódio pode ser dissolvida em 500 g de água a O ºC? 175 g g) Que massa de NaN0 3 deve precipitar se uma solução saturada desse sal em 100 g de água a 70 ºC for resfriada rapidamente até 55 ºC? tsg

Expressando a concentração das soluções

Já sabemos que o comportamento das soluções depende de fatores como temperatura, pressão, natureza do soluto (composto iônico ou molecular) e polaridade do solvente. Outro fator importante a se considerar no estudo das soluções é a sua concentração. Estudar as diferentes expressões de concentração possibilita uma leitura mais segura e uma maior compreensão das informações fornecidas em rótulos de embalagens dos diversos produtos que nos são oferecidos, o que estimula um posicionamento mais crítico em relação ao que consumimos. A concentração de uma solução é representada por meio das relações existentes entre as quantidades de seus componentes (soluto e solvente). Por exemplo, no rótulo apresentado na Figura 7, observamos que em 200 ml de leite integral há 240 mg de cálcio. A concentração de cálcio no leite analisado pode ser expressa como a quantidade de soluto em gramas por volume de solução em litros, ou seja, 1,2 gil. Há também outras expressões possíveis: quantidade de matéria de soluto em mal por volume de solução em litros, quantidade de soluto em gramas por 100 g de solvente etc. Veremos a seguir as mais usuais: concentração em massa, densidade absoluta, título (porcentagem, partes por milhão), concentração em quantidade de matéria e fração em quantidade de matéria. Para facilitar o estudo das concentrações de soluções, estabelecemos como convenção que os dados relativos ao soluto receberão o índice 1; os relativos ao solvente, o índice 2; e os referen tes à solução não receberão índice. Exemplo:

Valor Energético.. :1 28 kcal / 538 1-J Carboidratos.......................10,0 g Proteínas............................. 6,6 g Gorduras Totais ....................6,8 g Gorduras Saturadas............. 4,4 g Gorduras Trans .......................og Fibra Alimentar .......................og Sódio................................120 mg Calcio.............................. 240 mg

Figura 7. Rótulo de uma caixa de leite integral.

• • •

quantidade de matéria do soluto: n1 massa do solvente: m2 volume da solução: V

~ Concentração em massa A concentração em massa (C) de uma solução, também chamada de concentração simples, é dada pela relação entre a massa do soluto e o volume da solução. Matematicamente, podemos expressá-la por meio da seguinte fórmula:

e-- -m1 V 46

Capítulo 2

Em que: C é a concentração em massa da solução expressa em g · L- 1; m 1 é a massa do soluto expressa em gramas; V é o volume da solução expresso em litros. De acordo com o sistema internacional de unidades (SI), a unidade oficial de medida da concentração em massa é kg · m- 3 , porém usualmente utilizamos g · L- 1 ou outras relações entre unidades de massa e de volume que facilitem a interpretação dos dados, como g · ml - 1• mg · L- 1• entre outras. A expressão da concentração em massa indica a quantidade de soluto em massa presente em cada unidade de volume da solução. No rótulo de leite integral mostrado na Figura 7, por exemplo, a concentração de cálcio encontrada é igual a 1,2 g · L- 1 ou 1 200 mg · L- 1• o que significa que cada litro de leite contém 1,2 g ou 1200 mg de cálcio. Sabendo que a necessidade de ingestão diária de cálcio varia de acordo com a faixa etária, sendo que a recomendação para adultos é de cerca de 1 000 mg por dia, o consumidor é capaz de mensurar quanto de cálcio proveniente do leite está ingerindo e quanto ainda precisa ingerir para atingir a recomendação. Se o leite analisado fosse a única fonte de cálcio ingerida por um adulto diariamente, seria necessário um pouco menos de um litro para suprir suas necessidades. Mas a ingestão de cálcio não se dá apenas quando bebemos leite ou consumimos seus derivados. Verduras verde-escuras como brócolis e couve, frutas como a laranja-lima e o açaí e peixes de água fria, como a sardinha, também são fontes de cálcio. É importante frisar que no cálculo da concentração em massa utiliza-se o volume da solução, e não o do solvente. Para entender melhor essa questão, vamos detalhar como se prepara uma solução em laboratório. Se precisássemos, por exemplo, de 250 ml de uma solução aquosa de um sal com concentração em massa igual a 0,1 g · mL- 1, a princípio poderíamos pensar que apenas pesando 25 g de sal e adicionando-o a 250 ml de água destilada teríamos a solução desejada. Entretanto, essa massa de sal ocupa certo volume que precisa ser considerado para que a concentração em massa da solução final esteja correta. Por esse motivo, primeiramente devemos adicionar a massa medida do sal a um balão volumétrico de 250 ml , acrescentar um pouco de água destilada (solvente) e agitar a mistura para que o sólido se dissolva. Em seguida, acrescentamos mais água ao balão até atingir sua marcação de volume, que é chamada de traço de calibração e indica que temos efetivamente 250 ml de solução em seu interior. Se frações da solução fossem retiradas desse balão, todas teriam a mesma concentração, ou seja, 0, 1 g · mL- 1 (0, 1 g de soluto por ml de solução), já que em uma solução o soluto se distribui de maneira homogênea pelo volume da solução. A Figura 8 ilustra parte do processo de preparo de uma solução aquosa de sulfato de ferro(II).

Figura 8. Preparo de solução aquosa de sulfato de ferro(l 1). O FeSO4 é usado como aditivo alimentar e corante.

~ Densidade de uma solução (d} Como vimos no início de nossos estudos de Química, a densidade de um material é dada pela relação entre sua massa e seu volume, podendo ser utilizada para a identificação de substâncias. Da mesma forma, a densidade de uma solução é a relação entre sua massa (m) e seu volume (V). Contudo, devemos ter cuidado para não confundir densidade com concentração em massa. Apesar de ambas expressarem relações entre massa e volume, no caso da densidade utilizamos a massa da solução (m), enquanto no caso da concentração em massa utilizamos a massa do soluto (m 1). Matematicamente, expressamos a densidade da seguinte maneira: m d= -

Soluções

haste graduada

~ :-lei:--tu-ra--t--~~

bulbo (flutuador)

lastro de chumbo

Figura 9. Representação esquemática da medição da densidade de uma solução qualquer. Quanto mais densa for a solução, mais o densímetro afundará no líquido. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Qualidade dos combustíveis. Agência Nacional do Petróleo, Gás Natural e Biocombustíveis (ANP). 17 mar. 20 15. Disponível em: <http://tub.im/bojm7w>. Acesso em: 2 mar. 2016. Página do portal da ANP com informações sobre qualidade e adulteração de combustíveis. No texto é descrito o procedi mento para realização do chamado "teste da proveta", que pode ser solicitado nos postos de combustíveis para assegurar ao consumidor que a gasolina vendida não foi adultera da com volume de et anol acima do permitido.

Capítulo 2

Em que: d é a densidade da solução expressa em g · cm- 3; m é a massa da solução expressa em gramas; V é o volume da solução expresso em centímetros cúbicos. De acordo com o SI, a unidade oficial de medida da densidade é kg · m- 3 , porém usualmente utilizamos g · cm- 3, g · mL- 1 ou g · L- 1• A expressão da densidade indica a quantidade em massa de solução presente em cada unidade de volume da própria solução. Assim, uma solução de etanol com densidade igual a 0,8 g · cm - 3 apresenta uma massa de 0,8 g distribuída em cada cm- 3 de solução. É importante salientar, entretanto, que embora a massa de uma solução seja igual à soma das massas do soluto e do solvente, ou seja, m = m1 + m2 , o volume de uma solução pode ser menor que a soma dos volumes do soluto e do solvente, por causa da possibilidade de interação entre eles. É o caso, por exemplo, de uma solução de água e etanol. Ao misturarmos essas duas substâncias, ligações de hidrogênio são formadas entre as moléculas de água e de etanol, reduzindo a distância entre elas. A densidade de uma solução pode ser medida por meio de instrumentos chamados densímetros (Figura 9). Cada densímetro é utilizado para medir uma determinada faixa de densidade, de modo que, ao mergulhá-lo na solução a ser medida, ele afunde até que seja deslocado um volume de líquido igual à sua massa. É muito comum encontrarmos densímetros sendo utilizados em postos de combustível para indicar a densidade do etanol hidratado vendido. Como o etanol é altamente solúvel em água, a adulteração do combustível é difícil de ser detectada visualmente, sendo necessária a utilização desse instrumento. A verificação da densidade garante que o distribuidor está atendendo à regulamentação da Agência Nacional do Petróleo, Gás Natural e Biocombustíveis (ANP) de que o etanol usado como combustível tenha no máximo 5°/o de água . A adição dessa quantidade de água ao etanol anidro aumenta sua densidade para cerca de 0,82 g · cm- 3 a 25 ºC.

Figura 10. Densímetro, ao lado da bomba de combustível, sendo utilizado para medir a densidade de etanol em um posto de combustível.

Outra adulteração bastante comum é a adição de uma quantidade acima do permitido de etanol anidro à gasolina para reduzir o seu custo como combustível. O etanol anidro é adicionado à gasolina para aumentar sua octanagem, aumentando o desempenho do motor e diminuindo as emissões de monóxido de carbono que ocorreriam por combustão incompleta do combustível. Porém, ele não pode estar em um volume maior que 27% do volume total do combustível (mistura de gasolina comum e álcool anidro). A prática de adulteração de combustível é crime previsto por lei. O uso de combustíveis adulterados pode aumentar o consumo do motor, além de poder causar corrosão na parte mecânica dos automóveis e aumentar a emissão de gases poluentes. Toda suspeita de adulteração deve sempre ser denunciada à ANP.

1. Pessoas intolerantes à lactose podem apresentar sintomas como dores abdominais, diarreia, gases e outros desconfortos após consumir leite, seus derivados ou alimentos que contenham lactose. Entretanto, a maioria dos adultos com esse tipo de intolerância pode ingerir até 12 g de lactose por dia sem apresentar sintomas. Certa marca de leite, com baixo teor de lactose, contém no rótulo a informação de que em cada copo de 200 mL há 0,9 g de lactose. Com base nessas informações:

o tratamento deve ser iniciado nas primeiras 48 horas após o aparecimento dos primeiros sintomas. Um produto com oseltamivir, encontrado nas farmácias, está disponível em cápsulas ou em pó para suspensão, o qual, após ser reconstituído em água, ficará na razão de 12 mg/mL. O pó para suspensão oral é indicado para o tratamento e para a profilaxia de gripe em crianças entre 1 e 12 anos de idade, pelo fato de elas terem dificuldade de ingerir cápsulas.

a) Calcule a concentração, em g/L, de lactose no leite dessa marca. 4,s gil

Admita que as doses recomendadas para o tratamento da influenza A (HlNl) são:

b) Calcule o volume máximo de leite dessa marca que um adulto com intolerância a lactose pode consumir por dia. 2,6 L

• Adultos e adolescentes com 13 anos ou mais: 75 miligramas (mg), duas vezes ao dia por cinco dias.

2. (Fuvest-SP) Considere duas latas do mesmo refrigerante, uma na versão diet e outra na versão comum. Ambas contêm o mesmo volume de líquido (300 mL) e têm a mesma massa quando vazias. A composição do refrigerante é a mesma em ambas, exceto por urna diferença: a versão comum contém certa quantidade de açúcar, enquanto a versão diet não contém açúcar (apenas massa desprezível de um adoçante artificial). Pesando-se duas latas fechadas do refrigerante, foram obtidos os seguintes resultados: Amostra

Massa(g)

Lata com refrigerante comum

331,2

Lata com refrigerante diet

316,2

Por esses dados, pode-se concluir que a concentração, em g/L, de açúcar no refrigerante comum é de, aproximadamente: a) 0,020.

c) 1,1.

b)0,050.

d)20.

@)50.

3. (Fatec-SP) Compostos de cobre(Il), entre eles o CuSO4, são empregados no tratamento de águas de piscinas como algicidas. Recomenda-se que a concentração de CuSO4 não ultrapasse o valor de 1 mg · L- 1 nessas águas. Sendo assim, considerando uma piscina de formato retangular que tenha 10 m de comprimento, 5 m de largura e 2 m de profundidade, quando cheia de água, a massa máxima de sulfato de cobre que poderá se dissolver é, em gramas, igual a: Dado: 1 m 3 = 1 000 L e) 500. @)100. c) 300. b)200.

d)400.

4. (Fatec-SP) O fosfato de oseltamivir é recomendado no tratamento e na profilaxia de gripe em crianças e adultos, inclusive da influenza A (HlNl), sendo que

• Crianças de 1 a 12 anos: dose ajustada pelo peso na razão de 1 mg/kg, duas vezes ao dia por cinco dias. Se uma criança de 12 anos e 60 kg precisar fazer o tratamento para a gripe influenza A, conclui-se que o volume total de suspensão oral que essa criança deverá ingerir, em todo o tratamento, em mililitros, é: a) 10.

c) 25.

b)20.

@)50.

e) 65.

5. A presença de excesso de íons nitrato (NO;) é um dos indicativos de que as águas estão poluídas. Esse íon, em altas concentrações, pode causar problemas de intoxicação no ser humano e nos animais e até a morte de crianças menores de 6 meses. De acordo com a Portaria n 2 2914, de 2011, do Ministério da Saúde, que estabelece os padrões de potabilidade da água, uma amostra de água, destinada ao consumo humano, deve ter no máximo 10 rng · 1- 1 de íons nitrato. Considerando essas informações: a) Observe no rótulo de três garrafas de água mineral de marcas diferentes a concentração de nitrato e monte uma tabela para organizar os dados que você obteve, apresentando-os em mg · L- 1• Os valores estão de acordo com o limite estabelecido? b) Pesquise quais são os principais fatores que causam a poluição das águas por nitrato. c) Consulte a Portaria nQ 2914, de 2011, do Ministério da Saúde na internet e descubra quais são os padrões estabelecidos para os íons bário e sódio. Compare os valores indicados com os valores presentes nos rótulos analisados no item a. 6. Para preparar uma solução foram dissolvidos 350 g de iodeto de potássio (KI) em 1 L de água, a 20 °C. Calcule a densidade da solução, considerando que o volume da solução é igual ao volume do solvente e que a densidade da água (a 20 ºC) é 1 g · mL- 1• 1,359 · mL- ' Soluções

~ Título A concentração das soluções também pode ser expressa por meio do título, que leva em consideração as massas do soluto e da solução ou os volumes do soluto e da solução. Esse tipo de expressão de concentração é bastante comum em rótulos de produtos, como veremos a seguir.

~ Título em massa

.. •. _!C!t..~ ,,,.• .•"•~· .

•

O título em massa (t m) de uma solução indica a massa de soluto por unidade de massa da solução. Essa relação pode ser expressa por:

• CIOlffO OI • ,..'"'• •

. ,1 101110

A o,"'

~,1 ~

·1....... •-w 1

..........

1 •" 1

l tff#

(ô)_ . -

g ~ ,

;." .~ m

t m

.... u... 1-

=-m' = m

m1 m, +m2

Em que: tm é o título em massa, que é adimensional; m1 é a massa do soluto expressa em gramas; m2 é a massa do solvente expressa em gramas; m é a massa da solução expressa em gramas. Vamos supor que você dissolva 350 g de cloreto de sódio em 990 g de água. O título em massa dessa solução será:

- -350 - g- - => "t m -350 g + 990 g

o26 I

Esse valor indica que para cada 100 g de solução, 26 g são de soluto e 74 g são de solvente.

Porcentagem em massa O título em massa também pode ser expresso em porcentagem. Assim, a porcentagem em massa de um soluto em uma solução é representada pela seguinte expressão:

~ Figura 11. Embalagens de soro fisiológico e de álcool comum, indicando a porcentagem em massa de soluto presente na solução.

tmo/o = tm·

'tm0/o

100

m1 m1 + m2

•

100

Assim, a solução de cloreto de sódio do exemplo anterior (t m = 0,26) tem porcentagem em massa igual a 26º/o: t

A sigla INPM vem de Instituto Nacional de Pesos e Medidas, hoje chamado de INMETRO, Instituto Nacional de Metrologia, Qualidade e Tecnologia.

Capítulo 2

% = O' 26 · 100 = 26°/o

Isso significa que 26% da massa dessa solução constitui massa de soluto (NaCf), e denotamos esse valor como 26% (mim), para indicar que se trata de uma porcentagem em massa. Portanto, dizemos que essa é uma solução aquosa de cloreto de sódio a 26% em massa ou 26% (mim). A porcentagem em massa é bastante utilizada em rótulos de soluções comerciais, como o soro fisiológico e o álcool comum, usado em limpezas domésticas. No soro fisiológico, a quantidade de cloreto de sódio presente na solução é expressa diretamente na forma de porcentagem em massa. Já no álcool comum (solução aquosa de etanol), utiliza-se o grau INPM (ºINPM) para indicar a porcentagem em massa de etanol na solução. Isso significa que uma solução aquosa de etanol 46,3 ºINPM apresenta 46,3 g de etanol para cada 100 g de solução aquosa. Ou seja, t rata-se de uma solução aquosa de etanol a 46,3°/o em massa.

~ Relação entre concentração em massa e título em massa Sabendo que a concentração em massa (C) e o título em massa (,:m) são duas formas de expressar a concentração de uma solução que envolvem a massa do soluto (m 1), podemos estabelecer uma relação entre elas. Veja a seguir:

S:_ = Jf._ 't m

m, m

= - = d

É preciso ter em mente, entretanto, que a unidade usual de medida da concentração em massa (C) é g · L- 1 e a de medida de densidade (d) é g · cm- 3 ; portanto, antes de qualquer cálculo, é necessário converter as unidades de volume.

l> Título em volume O título em volume ('t) é a relação entre o volume do soluto e o da solução. É importante salientar que o volume da solução não é igual à soma dos volumes do soluto e do solvente, ou seja, V* V1 + V2 . Isso ocorre porque a interação entre as partículas de soluto e de solvente interfere nos seus respectivos volumes, de modo que o volume da solução é determinado experimentalmente. Essa relação pode ser expressa por: = V,

Ili,,;: t ,:;

Em que: 'tv é o título em volume, que é adimensional; V1 é o volume do soluto expresso em litros; V é o volume da solução expresso em litros. Portanto, se tivermos 75 ml de etanol em 100 ml de solução aquosa, o título em volume de etanol nessa solução será O, 75.

Porcentagem em volume O título em volume também pode ser expresso em porcentagem. Assim, a porcentagem em volume de um soluto em uma solução é representada pela seguinte expressão:

'tV %

1 = -V V • 100

Da mesma forma que a porcentagem em massa de etanol em uma solução é indicada também em graus INPM, a porcentagem em volume de etanol pode ser indicada em graus Gay-Lussac (ºGL). Isso significa que uma solução aquosa de etanol 54 ºGL apresenta 54 ml de etanol em 100 ml de solução aquosa. Ou seja, trata-se de uma solução aquosa de etanol a 54º/o em volume ou 54% (VN).

Uma determinação da Anvisa (Agência Nacional de Vigilância Sanitária) de 2013 proibiu a comercialização de álcool comum líquido com concentração maior que 46,3 ºINPM (ou 54 ºGL). Até poucos anos atrás era comum encontrar em mercados soluções aquosas de etanol 92,8 ºINPM. A resolução da agência reguladora teve como objetivo reduzir o número de queimaduras e acidentes causados pelo uso de soluções concentradas de etanol, principalmente para fins domésticos. Grande parte do número de acidentes envolvendo queimaduras e ingestão acidental dessas soluções tinha a participação de crianças.

Soluções

~ Concentração em partes por milhão (ppm) A concentração em partes por milhão (ppm) é utilizada para expressar quantidades muito pequenas de soluto em uma solução. Ela indica quantas partes de soluto há em um milhão de partes da solução e pode ser expressa da seguinte forma: ~

,;:

_ 1 unidade de soluto 1 ppm - 106 unidades de solução

Para soluções gasosas, costuma-se utilizar essa relação em volume. Já para soluções líquidas e/ou sólidas, utiliza-se a relação em massa. Como as unidades de medida do soluto e da solução devem ser as mesmas, não há uma unidade de medida para a concentração em ppm (ela é adimensional).

Química em rede Aumento de C02 no ar reduzirá qualidade nutricional de alimentos (...1 BOSTON {EUA) - Há anos ambientalistas falam de aquecimento global e de como as mudanças no clima afetariam a segurança alimentar no mundo. Uma nova pesquisa dá mais uma prova de que temos, todos, motivos de sobra para nos preocupar. Em simulação dos níveis de C02 na atmosfera em 2050, pesquisadores de vários lugares do mundo mostraram que grãos e legumes fundamentais para a nutrição de bilhões de pessoas serão menos nutritivos. Eles perderão proteínas, zinco e ferro, minerais considerados essenciais para a saúde. ( ..• J

As concentrações de C02 acabam de passar - pela primeira vez na História desde o inicio das medições - de 400 partes por milhão (ppm), segundo um estudo do observatório Mauna Loa, no Havai. Esse era o nivel considerado limite para os piores cenários do clima. Em 2050, estima-se que a concentração irá aumentar para 550 ppm. Os pesquisadores analisaram 41 variedades de grãos e legumes dos grupos funcionais chamados de C3 e C4 - referência a seu tipo de fotossíntese - , dentre eles trigo, arroz, ervilha, soja, milho e sorgo (também chamado de milho-zaburro no Brasil).

Deficiência de minerais Em todas as sete estufas do estudo, o nível de C02 ficou entre 546 e 586 ppm. A análise dos alimentos mostrou variação na diminuição de nutrientes para os diferentes tipos de alimentos. Os grãos C3 - arroz e trigo - sofreram a maior redução nutricional. O trigo, por exemplo, apresentou menos 9,3% de zinco, 5, 1% de ferro e 6,3% de proteínas, na comparação com aquele cultivado em ambiente natural.

(...1 Estimativas apontam que 2,3 bilhões de pessoas no mundo retiram 70% de sua dieta de ferro e zinco a partir desse tipo de cultura. O ferro é essencial ao organismo pois está associado à produção de glóbulos vermelhos e ao transporte de oxigênio dos pulmões para todas as células do corpo. Em crianças, a deficiência desse nutriente pode afetar o crescimento, a aprendizagem, e aumentar a predisposição a infecções. Já a falta de zinco é motivo de preocupação inclusive da Organização Mundial de Saúde (OMS) e está ligada a algumas mortes no mundo, uma vez que o mineral tem importante função no sistema imunológico. ( ..• J

AUMENTO de (02 no ar reduzirá qualidade nutricional de alimentos. O Globo, Rio de Janeiro, 8 maio 2014. Ciência. Disponível em: <http://oglobo.globo.com/sociedade/ciencia/ aumento-de-co2 ·no-ar-reduzira·qualidade-nutricional·de·alimentos· 12408328>. Acesso em: 2 mar. 2016.

Capítulo 2

Vejamos um exemplo. Quando se diz que o limite tolerável de monóxido de 1j carbono (CO) no ar é de 39 ppm, isso significa que cada milhão de partes de j ar, em volume, pode ter no máximo 39 partes de CO. Assim, se considerarmos V como unidade de volume o lit ro (L), temos que em cada 1 milhão de litros de ar .,e pode haver até 39 litros de CO. Em título em volume e porcentagem em volume, ~ 39 ppm correspondem a:

39 L de CO = 0,0039 = O 000039 = O 004o/o 1000000Ldear 100 ' ' Note que é mais conveniente expressar essa concentração de soluto em ppm, pois se evita o uso de números com muitas casas decimais. Também é possível expressar as concentrações de soluções ainda mais diluídas utilizando partes por bilhão (ppb) e partes por trilhão (ppt). Essas duas medidas seguem o mesmo raciocínio aplicado para a concentração em ppm.

Atividades

Figura 12. Termômetro digital de rua com medidor da qualidade do ar em São Paulo. A indicação de qualidade boa do ar significa, por exemplo, de acordo com a Companhia Ambiental do Estado de São Paulo - CETESB, que a concentração de CO no dia da medição era de até 9 ppm .

Escreva

no caderno

1. A disponibilidade e a qualidade de alimentos para a população mundial é uma preocupação muito anterior aos estudos do efeito do aumento da concentração de C02 • Pesquise sobre a teoria do economista e demógrafo inglês Thomas Robert Malthus (1766-1834) sobre a fome mundial e reflita sobre as previsões feitas e a realidade atual. 2. A ciência sempre foi aliada da agricultura, e o uso de tecnologias nas plantações proporcionou inúmeros avanços na área, demonstrando o poder transformador que a ciência tem na qualidade de vida da sociedade. Discuta com seus colegas quais as mais importante contribuições científicas para a agricultura.

3. O excesso de dióxido de carbono na atmosfera, além de interferir na qualidade dos alimentos, é considerado um agravante do aquecimento global. Faça uma lista de quais medidas podem ser tomadas para diminuir a concentração de C02 na atmosfera. Compartilhe suas ideias com seus colegas. Plantação de milho e de trigo no município de Glória de Dourados, M S, em 201 O.

Soluções

1. Uma solução de ácido sulfúrico cuja densidade é igual a 1,14 · 103 g · L-1 tem título em massa de 20º/o. Determine a concentração em massa dessa solução. 228 gil

2. A gasolina comercializada nos postos de combustível não é pura, ou seja, ela é uma mistura de compostos orgânicos e apresenta 270/o em volume de etanol anidro. a) Calcule o volume, em litros, de etanol presente em 45 L de gasolina comercial. 12, 1s t b) Pesquise quais as vantagens da adição de etanol à gasolina.

3. Uma liga metálica de 160 g foi preparada misturando-se ouro (Au) e prata (Ag). A solução resultante apresentou teor de 18% em massa de ouro. Para aumentar a concentração de ouro dessa liga para 32°/o, retirou-se da amostra certa massa de prata. Determine a massa de prata retirada. 70g

4. A contaminação de água por causa da presença de chumbo (Pb) implica graves riscos à saúde. Isso porque ele é muito tóxico e se acumula na cadeia alimentar. O chumbo é um elemento relativamente abundante na crosta terrestre, tendo uma concentração ao redor de 20 ppm em massa. Determine a massa, em miligramas, de chumbo presente em uma amostra de 100 g da crosta terrestre. 2 mg 5. (FMJ-SP) O vírus influenza A (HlNl), causador da gripe A, foi o principal noticiário sobre saúde nos meios de comunicação no país em 2009. Uma das maneiras de se evitar o contágio da doença consiste na higienização correta das mãos, e o álcool em gel 70º/o (volume) é tão eficaz quanto lavar as mãos com sabonete. Considerando que a densidade do etanol é 0,8 g/mL, a massa de etanol em um frasco de l litro de álcool em gel 70°/o é igual a: a) 300 g.

d)700 g.

b)450 g.

e) 875 g.

@ 560g. 6. (Unimontes-MG) Uma solução aquosa de cloreto de sódio, NaCe, possui densidade igual a 1,06 g/cm3, a 25 ºC. Sendo a porcentagem em massa de NaCe nessa solução de 5,4%, a quantidade de água, em gramas, presente em 50 mL de solução, é igual a:

@ 50,1 b) 53,0 c) 2,7

d)47,3

Capítulo 2

7. O rótulo de determinado creme dental especifica que o produto apresenta um teor de flúor (na forma do composto monofluorfosfato) de 1500 ppm. O tubo desse creme dental tem conteúdo de 120 g. Calcule a quantidade de monofluorfosfato, em miligramas, contida no tubo. 180 mg

8. No dia 5 de novembro de 2015, a barragem de uma mineradora em Minas Gerais rompeu, despejando uma enxurrada de rejeitos de mineração no meio ambiente. A onda de lama destruiu o distrito de Bento Rodrigues, em Mariana (MG), e afetou diversas localidades vizinhas. Desde o ocorrido, o Serviço Geológico do Brasil (CPRM) e a Agência Nacional • das Aguas (ANA) monitoram o curso do rio Doce. Observe os dados divulgados, por exemplo, para o controle de íons sulfato no rio: Concentração de íons sulfato no rio Doce (ppm)

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Sulfato 2010

2015

Gráfico elaborado com base em: MONITORAMENTO especial do rio Doce. CPRM - Serviço Geológico do Brasil. 2015. Disponível em: <http://www.cprm .gov.br/publique/Hidrologia/Eventos-Criticos/ Monitoramento·Especial-do-Rio·Doce-405 7.htrnl>. Acesso em: 2 mar. 2016.

A Portaria n2 2.914, de 12 de dezembro de 2011, do Ministério da Saúde, especifica que a quantidade máxima de íons sulfato presente na água para consumo humano não deve ultrapassar 250 mg · L- 1• Com base nessas informações: a) Analise o gráfico e verifique se o dado coletado em 2015 está de acordo com as especificações do Ministério da Saúde. Considere a densidade da água do rio igual a 1 g · cm- 3 (a 25 ºC). b) Pesquise dados atuais de concentração de íons e metais presentes no rio Doce e analise se os valores estão dentro dos limites estabelecidos pelo Ministério da Saúde.

~ Concentração em quantidade de matéria A concentração em quantidade de matéria (CM) de uma solução é dada pela relação entre a quantidade de matéria do soluto (n 1) em mol e o volume da solução (V) em L (ou dm3). Assim:

li.:

,:;

=~ V

A quantidade de matéria (n 1) é expressa por n1 = m1 , em que m 1 representa

a massa do soluto, e M1, a massa molar do soluto. Assim, a concentração em quantidade de matéria também pode ser expressa por:

m1 C = M1 = m1 M V M1·V Por exemplo, dizer que uma solução de cloreto de sódio tem concentração de 1,5 mol · L- 1 é o mesmo que dizer que, em cada litro de solução, há 1,5 mol de cloreto de sódio dissolvido. Alguns quím icos ainda usam o termo molaridade e concentração molar quando se referem a esse tipo de concentração e a unidade M para representar mol · L- 1, embora isso não seja mais recomendável. É comum também o uso dos símbolos [ ] para indicar esse t ipo de concentração. Assim, [Fe3 +] significa a concentração em mol · L- 1 de íons Fe3 + em uma solução.

l> Concentração em quantidade de matéria de íons em solução Para expressar as concentrações de íons provenientes da ionização ou da dissociação iônica em uma solução, devemos considerar a equação que representa o processo. Vamos considerar, por exemplo, uma solução aquosa de sulfato de ferro(III) (Fe 2(S04 ) ) com concentração de 1,5 mol · L- 1 . A equação de dissociação é:

Considerando que o grau de dissociação seja de 100%, teremos: Fe2 (S0 .J3 (aq)

2Fe3 • (aq)

3 so :-caq)

1, 5 mol · L- 1

2 · 1, 5 = 3 mol · L- ,

3 · 1, 5 = 4 5 mol · L- •

Observe que a concentração em quantidade de matéria de cada íon é diretamente proporcional aos coeficientes estequiométricos. Se o soluto não dissociar - ou ionizar - totalmente, deve-se corrigir a concent ração dos íons formados, mult iplicando-a pelo valor do grau de d issociação ou ionização do soluto. Soluções

~ Relação entre concentração em massa e concentração em quantidade de matéria A concentração em massa e a concentração em quantidade de matéria são duas formas de expressar a concentração de uma solução que dependem, direta ou indiretamente, da massa do soluto (m1). Por isso, podemos estabelecer uma relação matemática entre elas e a massa molar do soluto: m1

_.S_ = V =m1=m1=> ~ CM

e= e · M M

~ Fração em quantidade de matéria A fração em quantidade de matéria (antes chamada de fração molar) expressa a fração, em mols, de certo componente da solução em relação à quantidade de mols total da solução. Ela pode ser expressa em função do soluto (x1) ou em função do solvente (x). A fração em quantidade de matéria do soluto (x 1) é dada pela relação entre a quantidade de matéria do soluto (n 1) e a quantidade de matéria da solução (n). Já a fração em quantidade de matéria do solvente (x2) é dada pela relação entre a quantidade de matéria do solvente (n 2) e a quantidade de matéria da solução (n). Matematicamente, podemos representar as frações em quantidade de matéria do soluto e do solvente por meio das seguintes expressões:

A fração em quantidade de matéria é adimensional. Como a quantidade de matéria do soluto (n 1) e a quantidade de matéria do solvente (n 2), em uma solução, são sempre menores que a quantidade de matéria da própria solução (n), os valores das frações em mols do soluto (x1) e do solvente (x) serão sempre menores que 1 e maiores que O, e a soma de x1 e x2 será sempre igual a 1 (x1 + x2 = 1).

1. Uma solução foi preparada pela dissolução de 26, 7 g de NaCe (massa molar 58,5 g · mol- 1) em água suficiente para 500 mL de solução. Considerando essas informações, determine a concentração em quantidade de matéria dessa solução. 0,91 mol/L

2. Um dos produtos químicos utilizados no tratamento de água de piscinas é o sulfato de alumínio (Ae2 (S04) 3). Considerando o grau de dissociação do sulfato de alumínio igual a 1000/o, calcule a concentração em mol · L- 1 do íon Af3 + em uma solução com concentração 0,2 mol · L- 1 • 0,4 moVL 3. No rótulo de uma embalagem de suco constam as seguintes informações:

ingredientes: água, suco e polpa de manga concentrados, açúcar; acidulante: ácido cítrico; estabili-

Capítulo 2

zante: goma gelana; antioxidante: ácido ascórbico; aroma idêntico ao natural de manga. Informação nutricional* Quantidade nor norcão de 200 mL {l cono) Valor energético 434 kJ

Carboidratos

24 g

Proteínas Gorduras totais Gorduras saturadas

Gorduras trans Fibra alimentar Sódio Vitamina A Vitamina e ·Rótulo elaborado pelo autor para esta atividade.

Og Og Og 0,89 0mg 120 µg 44mg

Considerando as informações apresentadas, faça o que se pede. a) Dos ingredientes citados, qual exerce o papel de solvente? b)Qual a massa de carboidratos presente em uma embalagem de 400 mL de suco? 48g c) Um dos componentes desse suco éa vitamina C, cuja fórmula molecular é C6H80 6 • Considerando as informações acima, qual a concentração dessa vitamina em g · 1 - 1? E em quantidade de matéria (mol · 1-1 )? Dados (massas molares em g · mol- 1): C = 12; O= = 16; H = 1. 0,22 gil e 1,25 · 10-3 molll. 4. Para combater a desidratação infantil, utiliza-se o soro

caseiro, que consiste na adição de, aproximadamente, 40 gramas de açúcar comum e 3,5 gramas de sal de cozinha a um volume total de 1 000 mL de água filtrada ou fervida. Considerando que o sal de cozinha seja constituído apenas de cloreto de sódio e que o volume final da solução é igual ao volume de água, qual a concentração em mol · 1-1 desse sal na solução obtida? a) 3,51 · 10º. c) 9,89 · 10-4 • @ 6,00 · 10- 2 •

Dados: Massas molares em g · mo1- 1: H = l; O= 16; CC = 35,5. Densidades (a 25 ºC): H2 0 = 1,0 g · cm-3 ; HCC = 1,04 g · cm-3 • 7. (Enem/MEC) Ao colocar um pouco de açúcar na água e mexer até a obtenção de uma só fase, prepara-se uma solução. O mesmo acontece ao se adicionar um pouquinho de sal à água e misturar bem. Uma substância capaz de dissolver o soluto é denominada solvente; por exemplo, a água é um solvente para o açúcar, para o sal e para várias outras substâncias. A figura a seguir ilustra essa citação. Suponha que uma pessoa, para adoçar seu cafezinho, tenha utilizado 3,42 g de sacarose (massa molar igual a 342 g · mol- 1) para uma xícara de 50 mL do líquido. Qual é a concentração final, em mol · 1-1, de sacarose nesse cafezinho?

soluto

d)3,51 · 10-3 •

5. As soluções gasosas são comuns em nosso dia a dia. O ar atmosférico, isento de partículas sólidas e de umidade, é um bom exemplo. Portanto, nessas condições, quando respiramos, estamos inalando uma mistura de gases, cuja composição em massa é de aproximadamente 800/o de nitrogênio e 20°/o de oxigênio. Considerando uma amostra de 100 g de ar e a composição percentual fornecida, é correto afirmar que: Dados (massasmolaresemg · mol- 1): 0 2 = 32;N2 = 28. a) os dois gases citados no texto são substâncias compostas. b) a quantidade de matéria de oxigênio é maior que 1. @ a fração em quantidade de matéria do oxigênio é 0,18. d) a fração em quantidade de matéria de nitrogênio é 2,85. e) os dois gases são as formas alotrópicas mais comuns na natureza. 6. Para preparar uma solução de um ácido, devemos sempre adicioná-lo à água e jamais o inverso. A adição de água ao ácido promove a liberação de uma quantidade grande de calor, podendo causar acidentes. Para preparar uma solução de ácido clorídrico, foram adicionados 70 m1 de ácido a 1,8 1 de água. a) Calcule a concentração em quantidade de matéria da solução resultante. 1.1 mal · L- 1 b) Determine as frações em quantidade de matéria do soluto e do solvente dessa solução. x, = 0,02; x, = 0,98

....

..... solvente

a) 0,02. @ 0,2.

c) 2. d)200.

solução

e)2000.

8. Leia a notícia a seguir que fala sobre a contaminação de água potável pelo metal chumbo e faça o que se pede. Centenas de moradores de Hong Kong pediram ao governo novos testes de controle sobre a provisão de água corrente dias depois de algumas análises revetarem níveis excessivos de chumbo na água de um complexo de residências públicas na cidade. A descoberta de conteúdo excessivo de chumbo aconteceu no fim de semana em um dos cinco prédios (...] no qual vivem cerca de 5 000 pessoas. Os níveis de chumbo em três amostras tomadas em três andares diferentes foram de 10,8, 11 ,6 e 35,1 microgramas (mcg) por litro, segundo os padrões da Organização Mundial da Saúde (OMS), a quantidade de chumbo na água potável não deve estar acima dos 10 microgramas por litro. [... ] HONG KONG decreta alarme após achar muito chumbo na água

potável. G1, 13 jul. 2015. Disponível em: <http://g1.globo.com/mundo/ noticia/2015/07/hong·kong-decreta-alarme-apos-achar-muito-<humbona-agua·potavel.hbnl>.Acesso em: 2 mar. 2016.

a) Represente em concentração em quantidade de matéria o valor recomendado pela OMS para a quantidade máxima de chumbo na água potável. Dado: massa molar do chumbo= 207 g · mo1- 1• 4 8 · 10-• mol/L

b)Pesquise quais os danos que a contamlnação por chumbo pode trazer à saúde do ser humano. Soluções

O oxigênio dissolvido na água e a demanda bioquímica de . . ox1gen10

O gás oxigênio (Oz) é fundamental para a manutenção da maior parte da vida terrestre e da vida aquát ica, em razão do seu papel no processo de respiração aeróbia. Parte do gás oxigênio presente na água provém da dissolução do 0 2 atmosférico, e parte, do processo de fotossíntese realizado por organismos aquáticos. A concentração de gás oxigênio dissolvido (OD) na água é importante para o equilíbrio do ambiente aquát ico, porém a solubilidade desse gás pode ser afetada por diversos fatores. Um deles é a pressão parcial. A solubilidade de um gás é diretamente proporcional à sua pressão parcial, que, no caso do oxigênio, varia com a pressão atmosférica, já que ele é um dos componentes do ar. Por esse motivo, a solubilidade do 0 2 decresce, por exemplo, com o aumento da altitude, já que quanto maior a altitude, menor a pressão atmosférica e menor a pressão parcial do oxigênio. Outro fator que altera a solubilidade do gás oxigênio na água é a temperatura: quanto maior a temperatura da água, menor sua solubilidade. Sob pressão atmosférica de 105 Pa (1 atm), por exemplo, a solubilidade do 0 2 emáguaaOºCéiguala 14,2 mg · L- 1,a 25ºC,8,1 1 mg · L-1 ea35ºC, 7,0mg · L- 1• Em um cenário de poluição térm ica das águas, a fauna e a flora podem ser afetadas. A poluição térmica acontece quando água a uma temperatura maior que a do ambiente, como a utilizada, por exemplo, no resfriamento de reatores nucleares de usinas de produção de energia elétrica, é despejada em um rio, lago, mar etc. Alguns organismos aquáticos já estão adaptados à baixa concentração de 00, como os que vivem em lagos na região da linha do Equador, cuja água chega a apresentar temperaturas próximas a 38 ºC. Entretanto, como essa adaptação não é instantânea, quando há uma elevação brusca da temperatura da água em uma região mais fria, a diminuição da concentração de oxigênio dissolvido na água pode levar rapidamente à morte dos organismos daquele meio. Além da pressão e da temperatura, outro fator que pode afetar consideravelmente a quantidade de oxigênio dissolvido é a polu ição de um corpo-d' água. Quando dissolvido na água, o gás oxigênio também participa do processo de degradação da matéria orgânica. A matéria orgân ica, proveniente de restos de animais e vegetais mortos, é naturalmente degradada por microrganismos aeróbicos que consomem parte do gás oxigênio d issolvido na água para realizar esse processo. Essa reação de decom posição pode ser genericamente representada por:

O oxigênio consumido nesse processo é reposto pela fotossíntese e pela movimentação das águas, que aumentam a concentração de gás oxigênio dissolvido. Porém, em corpos-d'água em que ocorre despejo de esgoto doméstico, por exemplo, a quantidade de matéria orgânica é muito elevada, o que aumenta o processo de degradação e, consequentemente, reduz a concent ração de 00. Um dos parâmetros que podem indicar o nível de poluição das águas é chamado de Demanda Bioquímica de Oxigênio (DBO) e mede a quantidade necessária de gás oxigênio para que os microrganismos degradem a matéria orgânica presente na água. Quanto maior o valor da DBO, mais poluído está um corpo-d' água. A DBO tem seu valor expresso em miligramas de 0 2 por litro de água, e regiões muito poluídas podem apresentar DBO acima de 1O mg · L- 1, valor superio r à solubilidade do gás oxigênio na água nas condições ambientes. Níveis de poluição dessa magnitude só podem ser revertidos com processos de aeração da água para estimular a dissolução do gás oxigênio.

Capítulo 2

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Peixes mortos na Lagoa Rodrigo de Freitas, na cidade do Rio de Janeiro, em 2015, por causa da diminuição do oxigênio dissolvido ocasionada pela poluição da água.

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A sobrevivência de peixes, por exemplo, necessita que os níveis de saturação de 00 estejam pelo menos entre 10% e 60o/o. A redução da concentração de gás oxigênio dissolvido na água pode desencadear processos anaeróbicos de degradação, causando grandes alterações no ecossistema aquático e podendo levar até à extinção total de formas de vida aeróbicas em uma porção de água. No processo de degradação da matéria orgânica por microrganismos anaeróbicos, há formação de gás metano e de gás carbônico, que são posteriormente liberados para a atmosfera, causando o agravamento do efeito estufa.

Além disso, a condição anaeróbica de degradação da matéria orgânica causa poluição olfativa, uma vez que produtos da degradação de compostos contendo enxofre (proteínas, por exemplo) levam também à produção de gás sulfídrico (H 2 S), que tem cheiro desagradável. O gás metano e o gás sulfídrico são comumente produzidos em pântanos que, entre outras características, apresentam DBO elevada.

Atividades

Escreva no caderno

1. Outro parâmetro que pode revelar o grau de poluição das águas é a demanda química de oxigênio (DQO). Pesquise em que consiste esse parâmetro e qual a diferença entre DQO e DBO?

2. Mesmo sem a intervenção humana para remediar os efeitos do acúmulo de matéria orgânica em corpos-d'água, existe algum procedimento natural com chance de restabelecimento das condições originais de rios, lagos etc.?

3. A poluição térmica não é facilmente observável e, portanto, é mais difícil de detectar. Apesar disso, causa um considerável impacto na concentração de oxigênio dissolvido na água, assim como a poluição por rejeitos domésticos e industriais. Pesquise, em sua região, se há corpos-d'água que são destino de esgotos ou de água com temperatura maior que a ambiente. Investigue os impactos dessas práticas e, em grupo, proponham modos de amenizar os problemas causados por tais contaminações.

Soluções

1. (UERJ) Um laboratorista precisa preparar 1,1 kg de solução aquosa saturada de um sal de dissolução exotérmica, utilizando como soluto um dos três sais disponíveis em seu laboratório: X, Y e Z. A temperatura final da solução deverá ser igual a 20 ºC.

Há peixes que sobrevivem em concentrações salinas adversas, desde que estas não se afastem muito das originais. Considere um rio que tenha passado por um processo de salinização. Observe na tabela suas faixas de concentração de cloreto de sódio.

Observe as curvas de solubilidade dos sais, em gramas de soluto por 100 g de água: Solubilidade

- - - - - : - - - - -:- - - 1 1

Trecho do rio

Concentração de Nace (mol · L-1)

< 0,01

0,1 - 0,2

0,4 - 0,5

;;. 0,6*

-7:- ---: o

1 1

- - - - - : - - - - -:- - - -.~ :- - - - - : y

.I 1

--.7:-----:-----: 1

- - - - -: -

' _/ 1

• isotônica à água do mar

Um aquário com 100 1 de solução aquosa de NaCe com concentração igual a 2,1 g · 1 - 1 será utilizado para criar peixes que vivem no trecho Z do rio. A fim de atingir a concentração mínima para a sobrevivência dos peixes, deverá ser acrescentado NaC e à solução, sem alteração de seu volume.

1 1

- - - - ~1 - - - - -,- - - - ., - - - - - ,O 1

1 1

-----~ --":-~ "-t-----:. ;-:.:-. :-~'-:_:-:_:-:_:-:_:-i{ X

40 Temperatura (ºC)

A massa de soluto necessária, em gramas, para o preparo da solução equivale a: @)100.

b) 110.

c) 300.

d)330.

2. (UERJ) Uma das consequências do acidente nuclear ocorrido no Japão em março de 201 1 foi o vazamento de isótopos radioativos que podem aumentar a incidência de certos tumores glandulares. Para minimizar essa probabilidade, foram prescritas pastilhas de iodeto de potássio à população mais atingida pelaradiação. Suponha que, em alguns dos locais atingidos pela radiação, as pastilhas disponíveis continham, cada uma, 5 · 10- 4 mo! de iodeto de potássio, sendo a dose prescrita por pessoa de 33,2 mg por dia. Em razão disso, cada pastilha teve de ser dissolvida em água, formando 1 1 de solução.

a) 2,40.

@ 3,30.

c) 3,51.

d) 3,72.

4. (UERJ) Uma amostra de 5 1 de benzeno líquido armazenada em um galpão fechado de 1500 m 3 contendo ar atmosférico evaporou completamente. Todo o vapor permaneceu no interior do galpão. Técnicos realizaram uma inspeção no local, obedecendo às normas de segurança que indicam o tempo máximo de contato com os vapores tóxicos do benzeno. Observe a tabela: Tempo máximo de permanência (h)

Concentração de benzeno na atmosfera (mg · L- 1)

O volume da solução preparada que cada pessoa deve beber para ingerir a dose diária prescrita de iodeto de potássio corresponde, em mililitros, a:

Considerando as normas de segurança, e que a densidade do benzeno líquido é igual a 0,9 mg · 1- 1, o

a) 200.

tempo máximo, em horas, que os técnicos podem permanecer no interior do galpão, corresponde a:

@ 400.

c) 600.

d)800.

3. (UERJ) A salinidade da água é um fator fundamental para a sobrevivência dos peixes. A maioria deles vive em condições restritas de salinidade, embora existam espécies, como o salmão, que conseguem viver em ambientes que vão da água doce à água do mar.

A massa de cloreto de sódio a ser adicionada, em quilogramas, é igual a:

Capítulo 2

a) 2.

®4.

c) 6.

d)8.

5. (UEMG) A tabela a seguir informa a porcentagem,

em massa, do soluto de alguns produtos testados por um aluno:

Nome do produto

7. (Vunesp-SP) Os frascos utilizados no condicionamento de soluções de ácido clorídrico comercial, também conhecido como ácido muriático, apresentam as seguintes informações em seus rótulos: solução 20% m/m (massa percentual); densidade = 1,10 g/mL; massa molar = 36,50 g/mol. Com base nessas informações, a concentração da solução comercial desse ácido será:

Fórmula do ºA> de soluto em soluto testado massa (rótulo)

Detergente

NH3

0,34o/o

Cerveja

C2H60

3,5%

Ili

Vinagre

C2H•02

Enxaguante bucal

NaF

0,02°/o

Considerando que as soluções sejam formadas exclusivamente pelo soluto testado e que suas densidades sejam 1,0 g/mL, o aluno chegou às seguintes conclusões: I) 1 mol de NH3 em 500 mL de detergente.

II) 21 g de C2 H60 em 600 mL de cerveja. III) 25 g de C2 H40 2 em 1000 mL de vinagre. IV) 0,1 molde NaF em 60 mL de enxaguante bucal.

Assinale a alternativa em que o produto nomeado relaciona corretamente a porcentagem, em massa, contida no rótulo e os valores encontrados na conclusão do aluno: a) Detergente. c) Vinagre. d)Enxaguante bucal.

@ Cerveja.

6. (UFG-GO) Uma solução de ~Cr20 7 foi preparada com a dissolução do sal em 1,0 kg de água. A influência da temperatura sobre a solubilidade está apresentada na figura a seguir:

.." .,,.."

-o- 100 :e

-e, o,

o o

E 41 o

·"'si

"'=

70 60

::,

-e, o,

"'41

..,

-e, -e,

:E ::,

õV,

20 10

10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura (ºC)

Com base nos dados apresentados, as massas dos dois íons resultantes da dissociação do K2 Cr20 7, a 50 ºC, serão, aproximadamente, iguais a: Dado: Densidade da água: 1,0 g/mL a) 40 e 105 g. b)40 e 260 g. c) 80 e 105 g.

@ 80 e 220 g. e) 105 e 195 g.

a) 7 mol/L.

d)4moVL.

@)6mol/L.

e)3 moVL.

c) 5 mol/L. 8. (UFJF-MG) Um suco de laranja contém 400 ppm de vitamina C. Quantos mL de suco de laranja uma pessoa deve ingerir para suprir a necessidade diária de 60 mg de vitamina C? Considere que a densidade do suco de laranja seja 1,00 g/mL. a) 0,15.

d) 1 500.

@ 150. c) 0,015.

e) 1,50.

9. O estabelecimento de políticas públicas permanentes de acesso à água para consumo em áreas onde há falta de água é um problema constante. A implantação e gestão de sistemas de dessalinização é uma alternativa para contornar esse problema em regiões próximas ao litoral. Embora esses sistemas ainda sejam mais caros que os métodos convencionais de captação de água, eles têm ganhado cada vez mais espaço em razão da indisponibilidade de água doce. A água do mar possui alto teor de salinidade (35 g · L- 1, em média), por isso é imprópria para consumo direto. Sabendo que o cloreto de sódio representa aproximadamente 8So/o dos sais presentes nessa solução, suponha que um sistema de dessalinização trata 50 000 L de água do mar por hora e tem como produto água com uma quantidade desprezível de cloreto de sódio. a) Quantos quilogramas de Nace são rejeitados por esse sistema por dia? Considere a densidade da água do mar igual a 1 g · mL - 1 (a 25 ºC) . 35,7 t b) Pesquise sobre cidades brasileiras que já utilizam sistemas de dessalinização e indique os motivos que levaram ao seu uso e o que pode ser feito com o excesso de sais retirado da água. c) Por qual tipo de tratamento a água dessalinizada deve passar para se tornar potável? Soluções

As cores dos tecidos que utilizamos em nosso dia a dia são obtidas por tingimento. Esse processo tem diversas etapas, que envolvem diluições e misturas de soluções. Para se obter uma solução de tingimento de cor roxa, por exemplo, podem-se misturar soluções vermelha e azul, e, dependendo do tom desejado, varia-se a proporção da mistura ou dilui-se a solução obtida. No entanto, esse tingimento gera um custo, tanto no consumo quanto na poluição da água por despejo de resíduos do processo. Em geral, uma indústria têxtil utiliza 120 litros de água no processo de tingimento de 1 kg de malha de algodão, e, muitas vezes, grande parte dessa água é devolvida ao meio ambiente carregando substâncias tóxicas que o poluem.

1. Pesquise quais são as etapas do processo de tingimento de tecidos. 2. Pesquise como surgiu a indústria têxtil e qual é sua importância para a sociedade moderna.

Diluição de soluções As inform ações a seguir estão presentes em rótulos de várias marcas de alvejantes comercializadas para uso doméstico.

vejal?l~

Figura 1. Embalagem de alvejante com destaque para as informações de uso.

Ao ler essas informações, é possível perceber que existem várias formas de utilizar o alvejante. Para a lavagem de roupas, por exemplo, ele deve ser diluído, e, para a limpeza de ralos, ele deve ser usado na forma concentrada. O princípio ativo da m aioria dos alvejantes é o hipoclorito de sódio (NaCtO), chamado muitas vezes de " cloro ativo". Sua concentração nesse t ipo de produto, sem diluição, varia entre 2% e 2,5°/o em massa. O uso de processos de diluição para o preparo de soluções com concentrações específicas é bastante comum nas indústrias e nos laboratórios químicos. Na indústria têxtil, antes do processo de t ingimento do tecido em escala industrial, é rea lizado o tingimento de uma pequena amostra em laboratório para determinar a proporção dos corantes para o acerto da cor, e só então as soluções são preparadas em grande escala. Na abertura deste capítulo, vimos o exemplo do preparo de uma solução de cor roxa. Para obter, por exemplo, um tom bem claro de roxo para tingimento de uma amostra de 1O g de tecido, seriam necessários 0,001 ml de solução de corante vermelho e 0,005 ml de solução de corante azul, ambas com concentração igual a 100 g · L- 1• Esses volumes são muito pequenos para serem medidos, e a mínima variação nessa medição influenciaria diretamente no tom obtido. Para facilitar o processo de medição, é possível real izar a diluição das soluções (Figura 2).

Figura 2. Representação esquemática da diluição de uma solução qualquer. Note que, como o volume final é maior que o inicial, a concentração da solução final é menor que a da solução inicial. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Capítulo 3

Caso na indústria a solução de corante fosse diluída mil vezes em relação ao seu volume inicial, o volume das soluções diluídas de corante necessário para o t ingimento também aumentaria mil vezes. Assim, seriam necessários 1 m l de solução diluída de corante vermelho e 5 ml de solução diluída de corante azul. Apesar desse aumento dos volumes necessários, as quantidades em massa dos corantes vermelho e azul em cada solução seriam as mesmas.

É possível modificar a concentração de uma solução sem alterar a quantidade adicionada de soluto. Para isso, é preciso retirar certa quantidade de solvente, o que pode ser feito, por exemplo, por aquecimento da solução até que parte do solvente se evapore (Figura 3). No entanto, esse procedimento só pode ser executado se o solvente não for inflamável e o soluto for uma substância não volátil. solução inicial

Um líquido é considerado inflamável quando, ao ser aquecido, entra em combustão com facilidade. Uma substancia não volátil é aquela que não evapora facilmente (o conceito de volatilidade será aprofundado no próximo capítulo).

solução final

e> e concentração inicial: C volume inicial: V

V' <V

concentração final: C' volume final: V'

Figura 3. Representação esquemática do aumento da concentração de uma solução qualquer por evaporação de solvente. Note que, como o volume final é menor que o inicial, a concentração da solução f inal é maior que a da solução inicial, já que a quantidade de soluto dissolvida não muda. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Na prática, a retirada de solvente de uma solução é pouco utilizada, sendo mais comum o processo de diluição, ou seja, a adição de mais solvente à solução. Um fato importante que devemos frisar é que, durante o processo de diluição, a quantidade de soluto permanece constante. Assim, podemos relacionar as formas de expressar a concentração na solução inicial e na final, como mostra a Tabela 1.

Tabela 1. Relação entre as formas de expressar a concentração antes e depois da variação de volume de uma solução Solução inicial Concen tração em massa

(= -

m, V

Concentração em quantidade de matéria

n, e=M V

Título em massa

,:m = m

Título em volume

Fração em quantidade de matéria

x,= -

v, V n, n

Solução fin al

Relação

m, (' = V'

C ·V= C' · V'

C' = M

n, V'

- m

t~=V' n,

x;=~

CM · V = C'M · V'

'·m=1:' M m

. m'

ty · V = 1:~ · V'

·n=

x; · n'

Diluição, mistura de soluções e dispersões coloidais

Com base nessas relações, podemos calcular as novas concentrações de uma solução (final) resultante de uma diluição. Vamos considerar o exemplo da diluição das soluções de corante de concentração em massa inicial igual a 100 g · L- 1, que mencionamos anteriormente. Para determinar a concentração em massa da solução após a diluição de mil vezes, basta aplicar a seguinte relação: C · V = C' · V' 100 g · L- 1 • 1 L = C' · 1 000 L C'=

100 g ~ C'=01g · L- 1 1 000 L '

Ou seja, a concentração em massa da solução final, após diluição, é igual a O, 1 g · L- 1• Porém, em 0,005 ml da solução inicial e em 5 ml da solução diluída de corante azul, há a mesma quantidade de soluto, como mostram os cálculos a seguir:

Solução inicial Concentração em massa: C = 100 g · L- 1 Volume: V= 0,005 ml = 5 · 10- 5 L Massa de corante azul: ml = C . V = 100 g . L-1 . 5 . 1o- 6 L m1 = 5 · 10-4 g = 0,5 mg de corante azul

Solução final Concentração em massa: C' = 0, 1 g · L- 1 Volume: V = 5 ml = 5 · 10- 3 L Massa de corante azul: m1 = C' . V'= o• 1 g. L- 1 • 5. 10-3 L m 1 = 5 · 10-4 g = 0,5 mg de corante azul Ou seja, o uso de soluções diluídas não interfere no processo de tingimento, já que a quantidade de soluto utilizado é a mesma, e ainda facilita o trabalho na indústria têxtil. O mesmo cálculo pode ser feito para a solução de corante vermelho.

Figura 4. O conhecimento das técnicas de diluição permite a obtenção dos diferentes tons de cor que são aplicados aos tecidos que usamos no dia a dia. Atualmente, já existem métodos ecológicos de t ingimento, que envolvem a reciclagem da água já empregada no processo e misturada a sais e insumos.

Nos laboratórios químicos, as soluções são, em geral, adquiridas com altas concentrações e são chamadas de soluções-estoque. A partir delas, preparam-se soluções com valores de concentração menores.

Capítulo 3

Para prepararmos, por exemplo, 250 ml de uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuS04), com concentração em quantidade de matéria igual a O, 1 mol · L- 1, por diluição de uma solução-estoque 1,0 mol · L- 1 de CuS04 , devemos calcular os volumes que serão utilizados de solução-estoque e de solvente para diluição.

Solução-estoque CM = 1•o mol . L- 1 V=?

Solução diluída C'M = O• 1 mol · L- 1 V

= 250 ml = 2 •5 ·

10- 1 L

cM . v = c·M . V'

1 O moi · L- 1 · V = O' 1 mol · L- 1 • 2 5 · 10- 1 L V =

2 ·5 · 1o-2 mol 1 O mol · L- 1

= 2 5 · 10-2 L = 25 ml '

Assim, devemos diluir um volume igual a 25 ml da solução-estoque. Considerando que o volume da solução-estoque (V), somado ao volume do solvente, nesse caso água destilada (V2 = VH0 ), é igual ao volume final (V'), devemos adicionar 225 ml de solvente a 25 ml de solução-estoque 1,0 mol · L- 1 para obtermos a solução diluída. V' =V+ VHO

250 ml = 25 ml + VH

VH 0 2

= 225 ml

Como vimos, o processo inverso ao da diluição consiste em retirar solvente de uma solução e, assim, torná-la mais concentrada; nos casos em que uma solução se torna mais concentrada, mediante evaporação do solvente, a quantidade de soluto também não varia. Logo, podemos utilizar as mesmas expressões deduzidas para os processos de diluição. No entanto, o volume final será menor que o volume inicial. Considere. por exemplo, que foram aquecidos 100 ml de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCf) O, 1 mol · L- 1 e que 20 ml do solvente (água) foram evaporados. Para calcular a nova concentração em quantidade de matéria, devemos considerar que o novo volume (V') é igual ao volume inicial (V) menos o volume evaporado de água (VH oevaporad). Assim: 2

Solução inicial CM = O• 1 mol · L- 1 V = 100 ml = O, 1 L

Solução concentrada

C M =?. I

V' = V - VH 0 evaporado = 100 ml - 20 ml 2

= 80 ml = 8

· 10-2 L

CM · V = C'M · V'

o• 1 mol · L- 1 • o' 1 L = c'M . 8 . 10- 2 L O 1 mol · L- 1 • O 1 L C'M = - · - - - -2- -·--~ 8 · 10- L

c·M= 0,125 mol . L- 1 Diluição, mistura de soluções e dispersões coloidais

Química em rede

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A adição de diluentes às tintas facilita sua aplicação nos materiais e ajuda na qualidade do acabamento.

Um uso bastante comum do processo de diluição é no preparo de tintas para a aplicação nos mais diversos tipos de revestimento. De pintura de paredes à automotiva, faz-se necessário adicionar à tinta um diluente (mistura de solventes) - que altera sua viscosidade e o tempo de secagem - em quantidade adequada para não prejudicar a cor, o brilho e o recobrimento da t inta. Esse procedimento permite que as empresas possam vender as tintas em embalagens menores, facilitando seu armazenamento e minimizando o resíduo que elas geram, porém mantendo a concentração de pigmentos. A diluição também é aplicada nas tintas utilizadas para a produção de obras artísticas como aquarelas e tinta a óleo sobre tela. Para tintas à base de água, a diluição é facilitada, uma vez que se usa a própria água como solvente. Porém, para os pigmentos que não são solúveis em água, são utilizados outros tipos de solvente. Esses diluentes são comercializados com diferentes nomes. As vezes, são chamados simplesmente de solvente, apesar de serem uma mistura de compostos; ou de t íner (do inglês thinner, cuja tradução significa mais

Atividades

Escreva no caderno

1. Discuta com seus colegas qual a principal propriedade química responsável pela diferença entre a solubilidade das tintas à base de água e a das tintas que necessitam de diluentes à base de outros solventes.

2. Pesquise quais são os efeitos de solventes como o tíner se absorvidos por nosso organismo. Quais são os impactos na saúde do trabalhador que está em contato diário com esses solventes?

Capítulo 3

fino), referindo-se à capacidade que o diluente tem de diminuir a viscosidade da tinta; ou ainda de retardador, quando sua principal função é a de alterar o tempo de secagem da tinta. Independentemente do nome, a finalidade de diluir a tinta, deixando-a menos viscosa, é facilitar sua aplicação quer seja com pincel, rolo de espuma ou pistola para tinta, garantindo uma camada mais fina e uniforme e melhor cobertura no revestimento. Com relação à secagem, se ela for rápida demais, a camada de tinta aplicada pode apresentar desníveis e alterar seu brilho; por isso, é importante o uso de retardadores. Porém, deve-se tomar muito cuidado com os diluentes à base de certos solventes que são inflamáveis e tóxicos, pois eles podem ser absorvidos tanto pela via respiratória quanto pela pele. Muitas pessoas não utilizam equipamentos de segurança no manuseio desses diluentes, acabando por derramá-los sobre a pele, ou ainda os utilizam deliberadamente para remover manchas de tintas das mãos e dos braços, o que é muito mais grave.

3. Discuta com seus colegas quais cuidados são necessários para o manuseio de tintas que não sejam à base de água. 4. Além da diluição, os diluentes à base de solventes diferentes de água são utilizados para limpeza de eventuais respingos em locais indesejados e dos materiais utilizados para pintar, gerando um resíduo que não deve ser descartado na rede de esgoto convencional. Pesquise qual a melhor forma de descarte desses solventes.

1. A cólera é uma doença que causa diarreia aguda e, algumas vezes, enjoo - sintomas provocados pela bac-

téria conhecida popularmente como vibrião colérico (Vibrio cholerae) . Essa bactéria vive naturalmente no ambiente aquático marinho, mas também é encontrada em água doce, quando há contaminação fecal do meio. Como o vibrião está presente nas fezes e no vômito das pessoas acometidas pela cólera, o contato desse material com a água e/ou alimentos pode contaminá-los. Assim, o tratamento adequado do esgoto e da água são fundamentais para evitar a propagação dessa doença. Para a desinfecção da água, geralmente são utilizados produtos à base de cloro nas estações de tratamento e, para que ela seja considerada potável, o Ministério da Saúde determina os limites de quantidade de cloro livre. Para a desinfecção da água, pode ser utilizado hipoclorito de sódio (NaCeO), princípio ativo de alvejantes, que deve ser aplicado nas quantidades indicadas na tabela a seguir, dependendo da finalidade do uso da água. Volume de solução de Tempo Volume Destino da Solução hipoclorito de solução aquosa de água de sódio a contato 2,50/o (V/V) 1

Consumo humano 1000 L

100 mL

30 minutos

Desinfecção de utensílios domésticos, 1000 mL velas de filtro e hortifrutigranjeiros

15 mL

30 minutos

Desinfecção de utensílios de hospital

800ml

200 mL

1 hora

Fonte de pesquisa: BRASIL. Ministério da Saúde. Secretaria de Vigilância em Saúde. Manual integrado de vigilância epidemiológica da cólera. 2. ed. rev. Brasília, DF. 2010. Disponível em: <http://bvsms.saude.gov.br/bvs/ publicacoes/manual_integrado_vigilancia_colera2ed.pdf>. Acesso em: 27 fev. 2016.

a) Considere os dados fornecidos na tabela e, sem fazer uso de cálculos, organize as soluções aquosas citadas em ordem crescente em relação à concentração de hipoclorito de sódio. Justifique a ordem escolhida. b)Calcule a porcentagem em volume de hipoclorito de sódio em cada caso. 2,5. 10-'%; 0,04%; 0,5% c) Considere que um técnico hospitalar necessita preparar 5 L da solução 3 para a desinfecção de alguns utensílios. No entanto, só há em seu estoque solução

de hipoclorito de sódio a 10°/o (V/V) . Como o técnico deverá proceder para preparar essa solução com o hipoclorito estocado? 2. O rótulo de uma marca de alvejante recomenda que, para lavar roupas brancas, se adicione um copo de 200 mL para cada 20 1 de água. Admitindo-se que o alvejante apresente a concentração de 2,5°/o em massa de hipoclorito de sódio (NaCeO) e que a densidade da solução seja igual a 1 g · m1- 1, determine a porcentagem em massa de hipoclorito de sódio na solução final. o.025% 3. Em um procedimento de laboratório, um recipiente contendo 400 mL de uma solução 0,4 mol · 1 - 1 de cloreto de magnésio (MgCf 2) foi aquecido até que restassem nele apenas 200 m1 de solução. Determine a concentração em quantidade de matéria de íons cloreto na solução final. 1,6 mol · L- 1 4. Para preparar uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) com concentração em massa igual a 5 g · 1- 1, um químico acrescentou 50 mL de uma solução-estoque 20 g · 1-1 a 200 mL de água destilada. A solução foi preparada na concentração correta? Justifique sua resposta. 5. Um volume de 200 mL de uma solução de nitrato de potássio (KN0 3) de concentração 1,2 mol · 1 - 1 foi diluído em 800 mL de água destilada. Considerando que o volume final seja igual a 1 000 mL, determine a quantidade de matéria de nitrato de potássio contida na solução preparada. 0,24 mol · L- 1 6. Para diminuir a concentração de uma solução, deve-se acrescentar um solvente. Para tornar 1 1 de uma solução aquosa de 2So/o em massa de cloreto de sódio (NaCe) em uma solução de 10% em massa desse sal, que massa de água deve ser acrescentada? Considere que a densidade das soluções (inicial e final) é igual 1 kg· 1- 1 • 1,5 kgdeágua. 7. No laboratório, um estudante de química dispõe de 100 m1 de uma solução de hidróxido de potássio (KOH) com concentração igual a 0,2 mol · 1- 1• Explique de que maneira ele pode preparar uma solução dessa mesma base com concentração igual a 0,05 mol · 1- 1• 8. A partir da diluição de uma solução aquosa de ácido clorídrico com concentração de 5 mol · 1- 1, um aluno preparou 200 m1 de uma solução aquosa desse mesmo ácido a 1 mol · 1-1• Para esse processo, qual ovolume utilizado da solução inicial? o,04 L Diluição, mistura de soluções e dispersões coloidais

Mistura de soluções

sol ução A

Acabamos de estudar o que ocorre com uma solução após sua diluição ou concentração, ou seja, após a variação na quantidade de solvente. Vamos agora analisar o que ocorre quando misturamos duas soluções de mesmo soluto ou de solutos diferentes.

~ Mesmo soluto

+ sol ução B

m= m. + m, n = º• + n,, V= v. + V,

sol ução resultante

Quando misturamos duas soluções contendo concentrações diferentes do mesmo soluto, obtemos uma solução resultante com uma nova concentração (Figura 5). Note que, na solução resultante, a quantidade de soluto (em massa, em quantidade de matéria ou em volume) é igual à soma das quantidades de soluto presentes nas duas soluções de origem. Mas o que ocorre com a concentração? Vamos analisar um exemplo. Suponha que um técnico de laboratório tenha misturado, por engano, 3 L de uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCe) 0,3 mol · L- 1 com 2 L de outra solução, do mesmo ácido, com concentração 0,6 mol · L- 1 . Para evitar desperdício, resolveu calcu lar a nova concentração e fazer um rótulo para a nova solução. Para calcular a concentração em quantidade de matéria da nova solução, deve-se considerar que a quantidade de matéria será a soma das quantidades de matéria das soluções iniciais, assim como seu volume será a soma dos volumes dessas soluções. Logo, para a nova solução, temos: (

Figura 5. Representação esquemática da mistura de duas soluções de mesmo soluto. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

+ nB VA + VB

= .!:!._ = nA

M V Considerando que a quantidade de matéria em cada solução pode ser expressa por n = CM· V, temos:

eMA . vA +eMB -v.ª~C ·N +V.) e= M V + V. M A B A

'-MA

·VA + eMB · V.B

Então, para calcular a nova concentração, o técnico fez os seguintes cálculos:

Solução A VA = 3,0 L CMA = 0,3 mol/L

Solução B VB = 2,0 L CM 8 = 0,6 mol/L

CM · (VA + Va) = CMA· VA + ~B · Va CM · (3,0 + 2,0) L = 0,3 mol · L- 1 • 3,0 L CM = 0,42 mol · L-1

+ 0,6 mol · L-1 • 2,0 L

Por meio do mesmo raciocínio, podemos relacionar todas as formas de expressar a concentração da solução resultante, como mostra a Tabela 2. Tabela 2 . Expressões da concentração de uma mistura de soluções contendo o mesmo soluto Relação Concentração em massa Concentração em quantidade de matéria Título em massa Título em volume Fração em quantidade de matéria

e . (V,.+ vª) = e,.. v,. +eª. V8 CM. (VA + Va) = (MA.

v.. +(Ma . Va

'm . (mA + ffi8) =

mA + tm8 . ffi8

,:mA.

\, . (V.. + V8) = tvA . v.. + ' vs . v8 ;c1 · (n.. + n8) =

x,.. · n.. + ;c,8 · na

X2 · (nA + na) = X2A · n.. +~a · na

Capítulo 3

~ Solutos diferentes que não reagem entre si Em uma mistura de soluções com mesmo solvente e com diferentes solutos que não reagem entre si, não há alteração na quantidade dos solutos, ou seja, cada soluto estará presente na solução resultante na mesma quantidade em que estava nas soluções iniciais. Porém, os solutos estarão dissolvidos em uma maior quantidade de solvente, uma vez que, após a mistura dos conteúdos das soluções em um único recipiente, o volume obtido será maior. Trata-se, portanto, de uma diluição. Veja o esquema represen tado na Figura 6.

m, n,

v. c.

m., V=

"•

v. + V,

v. c, solução A (soluto X)

solução B (soluto Yl

solução resultante (solutos X e Y)

Figura 6. Representação esquemática da mistura de duas soluções contendo solutos diferentes que não reagem entre si. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Ou seja, na solução resultante, a quantidade de soluto X e a quantidade de soluto Y encont ram-se diluídas em um volume final que é a soma dos volumes das soluções iniciais. Assim, podemos utilizar as expressões referentes ao processo de diluição de soluções para determinar a nova concentração da solução em termos de X e Y. Para a concentração em massa, por exemplo, temos: •

Em relação ao soluto X: CA -VA=C 00 ·V

1. Ao organizar o armário de reagentes, um químico observou que só havia espaço para guardar um frasco; porém, ainda faltavam dois frascos de soluções aquosas de hidróxido de sódio em diferentes concentrações para serem guardados. Para solucionar esse problema, ele resolveu misturar as duas soluções. Um dos frascos apresentava volume igual a 300 mL e concentração de NaOH igual a 2,0 mol · L- 1, o outro, um volume de 200 mL e concentração desconhecida. Após a mistura das duas soluções, a concentração final foi determinada por titulação e o resultado foi igual a 1,8 mo! · 1 - 1 de NaOH. Considerando essas informações, é correto afirmar que: a) a solução resultante tem quantidade de matéria igual 1,8 mol. b) houve o aumento da concentração da solução inicial de 2,0 mo! · 1- 1 de NaOH. @)o outro frasco tinhaconcentraçãoigualal,5 mol · 1- 1• d) a solução resultante tem quantidade de matéria igual a 3,5 mol.

2. De acordo com o Ministério da Saúde, uma solução para a limpeza de reservatórios de água pode ser pre-

•

Em relação ao soluto Y: (

·V8 = C<Y> ·V

parada misturando-se 300 mL de solução de hipoclorito de sódio a 2,5o/o 01/V), encontrado em alvejantes em geral, com 50 mL de hipoclorito a 10% 0//V), encontrado principalmente em lojas de material para construção. Com base nessas informações: a) Calcule a porcentagem em volume da solução. 3,6% b)Caso só esteja disponível o hipoclorito 10º/o 0//V), qual deve ser o procedimento para preparar 1 1 de solução com a mesma concentração da preparada com a mistura?

3. A associação dos compostos sulfametoxazol e trimetoprima é utilizada como medicamento nos casos de infecções causadas por germes sensíveis a essa associação. Esse medicamento apresenta-se como comprimido e solução injetável, sendo esta utilizada para infecções mais complexas. As soluções injetáveis são vendidas em ampolas de

5 mL contendo 80 mg de trimetoprima e 400 mg de sulfametoxazol. De acordo com a bula desse medicamento, antes de administradas, essas soluções devem ser diluídas em 125 mL de solução de infusão, que pode ser solução glicosada com 10 g de glicose em 100 mL de solução. Diluição, mistura de soluções e dispersões coloidais

Com base nessas informações:

Para tratar uma lavoura de morangos um agricultor necessita preparar 100 litros de uma solução diluída de fertilizante utilizando uma combinação dos frascos I e II. Em função das características do solo, a concentração final da solução deve ser ajustada de forma a conter 0,1 g/L de potássio e 0,1 g/L de nitrogênio.

a) Calcule a concentração em massa da solução glicosada.1 lOOg·Lb) Calcule a concentração, em massa, de cada uma das substâncias do medicamento na ampola. 1 l6g · L- ·80g·L- 1 c) Considerando o processo de diluição do medicamento, calcule a concentração final, em massa, dos componentes do medicamento e da glicose. 1

Calcule a concentração, em g/L, de fósforo presente na solução de fertilizante usada no tratamento da lavoura de morangos. 0,27 g · L- 1

0.62 g - L- 1; 3,08 g · L- 1; 969 · L-

4. (UFRJ) A técnica de aplicação de fertilizantes líquidos em lavouras tem sido cada vez mais utilizada pelos agricultores. Os fertilizantes são vendidos na forma de soluções concentradas que contêm diferentes composições de nutrientes, e são formuladas e diluídas pelo agricultor, de acordo com a lavoura a ser tratada. A tabela a seguir apresenta dados encontrados nos rótulos de dois frascos de fertilizantes líquidos concentrados de duas marcas diferentes.

Elemento

Frasco- 1

Frasco-II

Nitrogênio

100 g/L

Og/L

Potássio

70 g/L

10 g/L

Fósforo

30 g/L

80 g/L

5. Em uma mistura de espécies químicas que não reagem entre si, podemos determinar a concentração de cada um dos componentes. Por exemplo, 80 mL de uma soluç.ã o aquosa de Nal 0,5 mol · L- 1 foram acrescentados a 120 mL de solução aquosa de Bal2 1,0 mol · L- 1 • Sobre o processo, faça o que se pede. a) Trata-se de uma mistura de solução de mesmo soluto ou de solutos diferentes? Justifique sua resposta. b) Determine a concentração em quantidade de matéria da solução resultante em relação ao Nal e ao Bal 2 • 1l 2 mql · L- 1· 0.6 mol g - L- 1 c) Determine a concentração em qu'a nndade de matéria da solução em relação aos íons presentes na solução.

o,2mol · L- 1'• 14mol . · L- 1·' 06mol . · L- 1

~ Solutos diferentes que reagem entre si Algumas misturas de soluções de mesmo solvente podem produzir novas substâncias caso seus solutos reajam entre si. Por exemplo, ao adicionarmos uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCf) a uma solução aquosa de nitrato de prata (AgNO), forma-se um sólido, o cloreto de prata (AgCf), que precipita (Figura 7). Observe a equação que representa essa reação: NaCf(aq) + AgN0 3 (aq) ~ AgCf(s) + NaN03 (aq) Os íons cloreto e prata interagem fo rmando o sal cloreto de prata (AgCf), que é insolúvel em água e, por isso, é representado como sólido na equação. Esse t ipo de reação é chamado de reação de precipitaçã o . Quando os solutos reagem entre si, a quantidade de soluto presente na solução resultante depende da estequiometria da reação. Vamos considerar, por exemplo, a reação de precipitação mostrada. Sabendo que a concent ração em quantidade de matéria das soluções de cloreto de sódio e de nitrato de prata era igual a 0,2 mol · L-1 e que foram utilizados 100 ml da solução de NaC f e 150 ml da solução de AgN03 , temos: Solução A

Solução B

Solução resultante

CMA = 0,2 mol · L- 1

CM 8 = 0,2 mol · L- 1

VA= 100 m L =0, 1 L Figura 7. Processo de formação de precipitado pela reação entre uma solução de cloreto de sódio e uma solução de nitrato de prata.

Capítulo 3

nNa• -- ncr -- CMA · VA

V8 = 150mL=0,15L V=(0,1 + 0,15)L=0,25L nAg• = nNO, = CMe . Ve nA

• 9

= nNo, = 0,03 mol

Considerando a estequiometria da reação: NaCe(aq) + 1 mol 0,02 mol 0,02 mol

AgNO/aq) 1 mol 0,03 mol 0,02 mol 0,01 mol

AgCe(s) 1 mol

+ NaNO/aq) 1 mol Início

0,02 mal 0,02 mol

0,02 mol Reação 0,02 mol Fim

Dessa forma, podemos afirmar que 0,02 molde NaCe reagem com 0,02 mol de AgN0 3 , formando um precipitado contendo 0,02 mol de AgCe e 0,02 molde íons Na+ e NO; em solução. Porém, como havia 0,03 mol de AgN0 3 na solução B, há também um excesso de 0,01 mol desse soluto na solução resultante. Assim:

eM(Na•) --

nNa+ - O, 02 mol V - o 25 L '

eMCAg·> -_ nAV9•

o08 '

1·

l- 1

0,01 mol _ I · - 1. _ nNo, _ 0,03 mol _1 0 - 0,25L - 0, 4mo l ,CMCNo,>- V - 025L =0, 12 mol · l _

Note que a quantidade de AgCe presente no precipitado não é considerada no cálculo da concentração de íons Ag+, já que não faz parte da solução formada. Em nosso dia a dia, precisamos estar atentos à possibilidade de ocorrência de reação ao misturarmos duas soluções. Muitas pessoas têm o costume de misturar produtos de limpeza, em busca de uma solução "mais eficiente" para o fim desejado. Porém, na maioria dos casos, as soluções resultantes são, na verdade, menos eficazes, além de poderem ser prejudiciais à saúde por causa da formação de substâncias tóxicas. Um exemplo bastante comum e muito perigoso é a mistura de alvejantes, cujo princípio ativo é o hipoclorito de sódio (NaCeO), com produtos contendo amôn ia (NH3). A reação entre NaCeO e NH 3 produz gás cloro (Ce2) e cloreto de amônia (NH 4 Ce), substâncias altamente tóxicas se inaladas ou absorvidas pela pele. Além disso, o Naceo é consumido nessa reação, reduzindo a eficiência do produto. Por motivos como esse, a resolução n11 55, de 10 de novembro de 2009, da Agência Nacional de Vigilância Sanitária (Anvisa), obriga que os alvejantes tenham a re-

ADVERTÊNCIA: "NÃO MISTURE COM OUTROS PRODUTOS. A MISTURA COM ÁCIDOS OU PRODUTOS À BASE DE AMÔNIA PRODUZ GASES TÓXICOS."

comendação representada na Figura 8 em seus rótulos. Alguns produtos apresentam rótulos confusos, às vezes ilegíveis, e não destacam informações importantes como durabilidade, quantidade relativa do princípio ativo e cuidados no manuseio. Isso prejudica a identificação da qualidade desses produtos. Afinal, não podemos abrir embalagens e testá-los antes de adquiri-los. Alguns órgãos competentes e agências reguladoras são responsáveis por fiscalizar e fazer diversos testes para verificar se as informações contidas nos rótulos dos produtos são verdadeiras. Por isso, nunca adquira produtos clandestinos; além de procedência duvidosa, raramente apresentam rótulos e informações importantes para o consumidor.

Figura 8. Rótulo de alvejante de uso doméstico. Observe que, além da advertência. o rótulo também apresenta informações importantes sobre precauções e primeiros socorros.

Diluição, mistura de soluções e dispersões coloidais

Titulação Uma forma de determinar experimentalmente a concentração de uma solução A é adicionar uma solução B com concentração conhecida de um soluto que reaja com o soluto presente em A. Chamaremos A de solução-problema e B de solução-padrão. O processo de determinação da concentração de uma solução-problema é denominado titulação. A titulação pode ser realizada em uma sequência de etapas, utilizando a aparelhagem representada na Figura 9. Inicialmente, com pleta-se a bureta com a solução-padrão (tam bém chamada de titulante). No erlenmeyer, coloca-se um volume conhecido da solução-problema e algumas gotas de um indicador. Em seguida, adiciona-se lentamente a solução-padrão à soluçãoFigura 9. Representação de aparelhagem usada na t itulação. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

-problema (também chamada de titulado), que deve ser mantida sob agitação contínua até que o térm ino da reação seja atingido. Por fim, fecha-se a torneira e verifica-se o vo lume gasto de solução-padrão para posterior cálculo da concentração. O t érm ino da reação durante uma t it ulação é chamado de ponto de viragem ou ponto de equivalência e ocorre no exato instante em que todo o soluto da solução-problema é consumido na reação. Mas como podemos visualizar esse momento? Como a identif icação do ponto de viragem nem sempre é um procedimento fácil, é comum o uso de indicadores de ponto de viragem, ou seja, substâncias

•

que exibam alteração visível nas condições próximas do ponto de viragem de uma t itulação. O processo de titulação é bastante utilizado para a determinação da concentração de soluções ácidas ou básicas. Quando a solução-problema é básica, emprega-se uma solução-padrão ácida e vice-versa. A reação que ocorre entre

Figura 10. Titulação de um ácido com uma base de concentração con hecida. O erlenmeyer contém a solução de ácido com o indicador fenolftaleína. Sobre ele é gotejado a solução de uma base. A mudança gradual de coloração da solução-problema, de incolor para rósea, indica a ocorrência de reação de neutralização. O fim da t itulação é alcançado quando a cor rósea da solução-problema persiste mesmo sob agitação.

A cid e z d o v inagre na salada. Laboratório Didático Virtual. Escola do Futuro - USP. São Paulo, [201 -?]. Disponível em: <http://tub. im/pjtxcd>. Acesso em: 28 fev. 2016. Nesse site, há uma simulação da titulação de uma amostra de vinagre. No decorrer da análise, são propostos alguns cálculos, o que facilitará o entendimento desse processo.

Capítulo 3

os solutos é a de neut ralização. Nesse tipo de procedimento, portanto, são utilizados indicadores ácido-base, que alteram a coloração da solução próximo ao ponto de viragem. A Tabela 3 mostra alguns exemplos de indicadores.

Tabela 3. Principais indicadores ácido-base e sua coloração em meio ácido e básico Indicador

Meio ácido

Meio básico

Fenolftaleína

Incolor

Róseo

Tornassol

Vermelho

Azul

Alaranjado de metila

Vermelho

Ama relo

Azul de bromotimol

Amarelo

Azul

Vamos supor que 20 ml de uma solução-problema de ácido clorídrico (HCC) sejam titulados com uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol · L- 1, utilizando-se como indicador uma solução de fenolftaleína. Considere que o ponto de viragem ocorre com a adição de 1O ml da solução-padrão (a cor da solução-problema muda de incolor para rósea). Qual será a concentração do ácido na solução-problema? Inicialmente, é necessário calcular a quantidade de matéria de hidróxido de sódio necessária para neutralizar essa amostra de ácido cl orídrico.

Esse valor pode ser determinado a partir da relação entre a concentração em quantidade de matéria e o volume gasto da solução-padrão. Assim: ( Mb --

nb =} ~ -V.

(Mb • Vb

nb = 1 mol · L- 1 • O' 01 L nb = 0,01 mol de NaOH Conhecendo-se a equação de neutralização, pode-se calcular a quantidade de ácido clorídrico que reagiu com 0,01 mol de hidróxido de sódio. HCC + NaOH ~ NaCC + H20 Pela equação, observamos que a reação ocorre na proporção estequiométrica de 1 : 1. Portanto, como 1 mol de ácido reage com 1 mol de base, temos que 0,01 mol de base reagirá com 0,01 mol de ácido. Assim, a quantidade de matéria de ácido clorídrico contida nos 20 ml de solução-problema é 0,01 mol. Para calcular a concentração em quantidade de matéria dessa solução, utiliza-se a mesma relação que utilizamos para base:

_ n. -_ 0,01 eMa -_ 0, 5 mo1. l-1 eMa -v o 02mol L =}

Logo, a concentração de ácido clorídrico na solução-problema é igual a 0,5 mol · L- 1 .

· · propost os Exerc1c1os 1. Um químico encontrou em seu laboratório um frasco contendo uma solução de hidróxido de amônio (NH40H) com uma etiqueta manchada. Segundo o que era possível ler, a concentração em quantidade de matéria da solução deveria ser igual a 0,5 mol · 1-1• No entanto, para se certificar sobre a concentração exata da solução, ele resolveu titular 50 m1 dessa solução com uma solução-padrão de ácido clorídrico na concentração de 1 mol · 1- 1• O volume gasto de solução-padrão nessa titulação foi 30 mL. A equação química que representa a reação é:

Escreva no caderno

3. (Vunesp-SP) Um analista químico de uma indústria de condimentos analisa o vinagre produzido por meio de titulação volumétrica, utilizando solução-padrão de hidróxido de sódio tendo fenolftaleína como indicador. Sabendo-se que são utilizados 25 m1 de vinagre em cada análise - vinagre é uma solução contendo 4,80/o (rn/v) de ácido etanoico - , que a concentração do titulante é igual 1,0 mol · 1- 1, que são realizadas três análises por lote e que são analisados quatro lotes por dia, calcule a quantidade média, em gramas, de hidróxido de sódio consumida para a realização das 264 análises feitas por esse analista em um mês de trabalho. Apresente seus cálculos. Dados: Massas molares (g · mol- 1 ) : H = 1,0, C = 12,0,

O= 16,0, Na= 23,0. 211.29 A solução de hidróxido de amônio titulada apresenta a concentração prevista? Explique sua resposta. 2. (Vunesp-SP) O ácido tartárico (H2C4H40 6) é um ácido diprótico que pode ser utilizado como acidulante na indústria alimentícia e é encontrado naturalmente em uvas, por exemplo. Na determinação de seu teor em suco de uvas, uma fração de 40,0 mL desse suco consumiu 20,0 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2 mol · L- 1 • Dadas as massas molares: H = 1 g· mol- 1, C = 12g · mo1- 1 eO = 16g · mol- 1• Calcule a concentração, em g · 1- 1, de ácido tartárico no suco de uvas.

4. (UEG-GO) Em uma indústria química, o proprietário adquiriu carbonato de sódio junto a um de seus fornecedores. O fornecedor garantia uma pureza do produto na faixa de 96 a 98%. O químico dessa indústria, para verificar a veracidade das informações, estimou a pureza da amostra de carbonato pela titulação de 1,13 g dessa amostra com 40 mL de uma solução de ácido clorídrico 0,5 M. Considerando essas informações, responda aos itens a seguir: Dados: Massa molar do N~C03 = 106 g · mo1- 1 •

a) Mostre a equação química devidamente balanceada entre o carbonato de sódio e o ácido clorídrico. b) Mostre que a indústria química deve devolver o lote de carbonato de sódio adquirido junto ao fornecedor. Diluição, mistura de soluções e dispersões coloidais

Dispersões coloidais As misturas de materiais ocorrem de acordo com as interações entre as partículas que compõem cada uma das substâncias participantes. Quando há interações fortes entre essas partículas, forma-se uma mistura homogênea (solução). De maneira geral, quando as interações são muito fracas, forma-se uma mistura heterogênea. Já estudamos diversos exemplos dos dois tipos de mistura. Vimos também que uma forma de diferenciar uma mistura homogênea de uma heterogênea é observar o aspecto macroscópico. Nesse sentido, em uma mistura homogênea não é possível diferenciar visualmente o soluto do solvente, já em uma mistura heterogênea, na maioria das vezes é possível observar as fases que a compõem. Mas o que dizer do leite? Da gelatina? Ou do chantili? Que tipo de mistura eles são? Não podemos observar as substâncias que os compõem sem o auxílio de um microscópio. Eles estão no limiar entre soluções e misturas heterogêneas. Neles há interações entre as partículas, porém não tão fortes quanto as que ocorrem em misturas homogêneas e não tão f racas quanto as que ocorrem em misturas heterogêneas. Essas misturas são chamadas de coloides. O tamanho das partículas é o principal critério de diferenciação entre um coloide (ou dispersão coloidal) e uma solução. Nos coloides, as partículas apresentam tamanho entre 1 e 1 000 nm. Já as soluções são misturas homogêneas cujas partículas dispersas apresentam tamanho médio entre O e 1 nm. Existe ainda um tipo de mistura heterogênea, denominado suspensão, em que as partículas dispersas são aglomerados que apresentam diâmetro maior que 1 000 nm e sedimentam sob efeito da gravidade ou sob ação de uma centrífuga simples. Dizemos que as soluções, os coloides e as suspensões são dispersões, ou seja, sistemas em que pequenas partículas de substância estão distribuídas uniformemente por toda a extensão de outra substância. A Figura 11 apresenta um esquema com exemplos de dispersões. 0nm

1 nm soluções

figura 11 . O tamanho das partículas diferencia uma solução, um coloide e uma suspensão.

1000 nm coloides

1 nm = 1 nanômetro = 1o-• m suspensões

Em um coloide, chama-se disperso a substância que está em menor quantidade e dispergente a que está em maior quantidade no sistema. Encontrar sistemas coloidais em nosso cotidiano é muito fácil. Sabonetes, xampus, cremes dentais, cremes de barbear e alguns cosméticos, como as maquiagens, são sistemas coloidais. Há alimentos que são coloides, é o caso de geleias, leite, manteigas e gelatinas. Os sistemas coloidais também são empregados no tratamento de água e estão presentes em processos vitais; o sangue, por exemplo, é um coloide biológico.

~ Efeito Tyndall

figura 12. Trajetória da luz do Sol tornada visível por causa de partículas em suspensão.

Capítulo3

Normalmente não vemos a trajetória da luz, mas quando ela atravessa um nevoeiro, por exemplo, ou um ambiente como uma sala, é possível verificar sua trajetória. Isso ocorre porque ela é dispersa ou espalhada por partículas de poeira ou gotículas de água presentes no ar (Figura 12). Esse material suspenso também const itui coloides, e o fenômeno que observamos é chamado de efeito Tyndall. O efeito Tyndall pode ser utilizado para identificar um sistema coloidal e diferenciá-lo de uma solução, como mostra a Figura 13.

Figura 13. Ao incidirmos uma fonte de luz, como a de uma lanterna, através de uma solução e de uma dispersão coloidal, observamos que apenas na última ocorre espalhamento da luz. sendo possível visualizar sua trajetória.

Atenção

Objetivo

Esta atividade prática deve ser realizada sob supervisão e orientação do professor. O laser não deve ser apontado para os olhos. Componentes sólidos recidáveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível, guardados para reutilização no laboratório.

• Compreender como o efeito 'fyndall auxilia no reconhecimento de uma dispersão coloidal.

Materiais • 4 béqueres (ou copos de vidro) • 1 proveta graduada (ou 1 recipiente graduado para medida de volumes) • 1 espátula (ou 1 colher de sopa) • 1 colher de chá • 1 lápis ou caneta hidrográfica

• • • • •

agua morna açúcar 1 pacote de gelatina em pó incolor 50 mL de leite caneta de laser

Procedimentos a) Numere os béqueres de 1 a 4. b) Utilize a proveta para colocar aproximadamente 150 mL de água nos béqueres 1, 2 e 3. c) Coloque 150 mL de água morna no béquer 4 e, em seguida, adicione uma colher de chá de gelatina em pó. Agite bem e deixe esfriar.

d) Coloque uma espátula ou uma colher de sopa de açúcar no béquer 2 e agite bem. e) No béquer 3, adicione 50 mL de leite e misture bem. f) Em seguida, aponte a caneta de laser para cada béquer e observe a trajetória da luz em cada líquido.

Escreva

Para conduir

no caderno

1. Reproduza em seu caderno a tabela a seguir e complete-a com suas observações sobre a atividade. Béquer

Conteúdo

Agua morna

Agua e açúcar

Agua e leite

Agua e gelatina

Aspecto visual

Trajetória da luz

Coloide? (sim ou não)

2. Como o efeito 'fyndall pode ser utilizado para distinguir coloides de soluções ou suspensões? 3. Qual é a correlação entre o aspecto visual da solução e a visibilidade da trajetória da luz?

4. Compare os dados registrados em sua tabela com os de seus colegas. E discuta:

a) Suas conclusões foram iguais ou diferentes? b) Quais as razões para as possíveis diferenças em suas conclusões? c) As dispersões preparadas podem ser consideradas misturas homogêneas ou heterogêneas? Registre suas conclusões.

5. O efeito Tyndall faz parte do nosso cotidiano muito mais do que parece à primeira vista. Ele é responsável pela cor do céu do nascer ao pôr do sol, pelo brilho cintilante das estrelas e pela cauda dos cometas. Nesses casos, sempre existe uma fonte de luz e uma dispersão coloidal por meio da qual podemos ver a trajetória da luz. Faça uma pesquisa sobre outros fenômenos em que determinada luminosidade é observada graças ao efeito 'fyndall, identificando a fonte de luz e a dispersão atravessada por ela que torna sua trajetória visível.

Diluição, mistura de soluções e dispersões coloidais

i ~

Classificação dos coloides

As dispersões coloidais podem ser classificadas de acordo com o estado de agregação das fases que a compõem e com a interação entre elas, como veremos a seguir.

Quanto ao estado de agregação da fase dispersa e da fase dispergente

Os coloides apresentam aspectos e propriedades diferentes, que dependem dos estados de agregação da fase dispersa e da fase dispergente. A partir desse critério, os coloides são classificados em sol, aerossol, espuma e emulsão.

Sóis

São coloides cuja fase dispersa é sólida e está finamente dividida e distribuída no dispergente, que é líquido. O dispergente pode ser a água (hidrossol) ou um ~ solvente orgânico (organossol). São exemplos de sóis o creme dental e as tintas. E

Aerossóis

,f .,,

Os aerossóis diferenciam-se dos sóis pelo estado físico da fase dispergente, 2 que é gasosa (geralmente se trata do ar atmosférico). Os aerossóis líquidos são ] aqueles em que a fase dispersa é um líquido. São exemplos os nevoeiros (gotículas de água dispersas no ar atmosférico) e os sprays em geral. Há também os aerossóis sólidos, nos quais partículas sólidas constituem a fase dispersa, por exemplo, a fumaça preta liberada por alguns veículos (fuligem dispersa em gases liberados pela combustão).

Espumas

Figura 14. Os diversos produtos que usamos diariamente em forma de spray são aerossóis líquidos (a). A fumaça preta liberada por alguns veículos é um aerossol sólido (b).

Figura 15. Os flutuadores do tipo espaguete. um exemplo de espuma sólida, são muito utilizados em piscinas.

Capítulo 3

As espumas são sistemas coloidais em que a fase dispersa é constituída de pequenas bolhas de gás em um meio de dispersão sólido ou líquido. Nos casos em que o meio de dispersão é um líquido, temos as espumas líquidas; por exemplo, as espumas de sabões e de combate a incêndio. Se o meio de dispersão for um sólido, temos as espumas sólidas, como as espumas de poliestireno, as pedras-pomes e os flutuadores do t ipo espaguete.

~ Emulsões

gordura

As emulsões são coloides formados por dois líquidos imiscíveis e um componente tensoativo como estabilizador. Chamamos as substâncias que reduzem a atração entre as moléculas da superfície de um líquido (ou a tensão superficial) de tensoativas ou surfactantes. No caso das emulsões, essa substância tensoativa é denominada emulsificante. Como exemplo, temos os sabões, os detergentes, as gelatinas (gomas) e as proteínas (como a albumina e a caseína). Os emulsificantes (Figura 16) "revestem" a fase dispersa, facilitando sua interação com a fase dispergente. Essa interação ocorre porque suas moléculas são compostas de duas partes, uma hidrofílica (ou hidrófila, que interage com as moléculas de água e não com as de gordura) e outra hidrofóbica (ou hidrófoba, que intera ge com as partículas de gordura e não com as de água). Os sabões e detergentes limpam sujeiras gordurosas seguindo esse princípio. Para preparar maionese caseira com óleo e vinagre, dois líquidos imiscíveis, utilizamos como emulsificante a gema do ovo, que atua entre a superfície de separação dos líquidos, aumentando a estabilidade do sistema. No entanto, o preparo de maionese caseira requer cuidados. Como na maioria das receitas a gema do ovo é utilizada sem cozimento, aumenta a probabilidade de contaminação por Sa!mone/las, bactérias que causam sérias infecções intestinais. A Tabela 4 mostra exemplos dessas classes de coloides. Tabela 4. Classificação dos coloides de acordo com as fases dispersa e dispergente Fase dispergente Coloide Fase dispersa Exemplo Neblina, desodorante em

Aerossol líquido

Líquido

Gás

Aerossol sólido

Sólido

Gás

Fumaça, poeira no ar

Espuma

Gás

Líquido

Espuma de sabão e de combate a incêndio

Espuma sólida

Gás

Sólido

Espuma de poliestireno, poliuretana*, maria-mole

Emulsão

Líquido

Leite, maionese, manteiga

Emulsão sólida

Líquido

Sólido

Margarina, sorvete de massa, pérola

Sol

Sólido

Líquido

Tinta, pasta de dente

spray

meio aquoso

molécula de emulsificante molécula de emulsificante

extremidade apoiar 1

hidrofóbica 1

extremidade polar 1

hidrofílica 1

afinidade com a afinidade com a gordura água Figura 16. Representação esquemática de interação entre moléculas de emulsificante (substância tensoativa) e fase dispersa. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

• Aplicada em tintas de piso que, depois de secas, assemelham-se à borracha. Fonte de pesquisa: JAFELICCI JR., Miguel; VARANDA, laudemir Carlos. Omundo dos coloides. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 9, maio 1999. Disponível em: <www.qnesc.sbq.org.br/online/qnesc09/quimsoc.pdf>. Acesso em: 28 fev. 2016.

[> Quanto à

interação das fases

Os coloides podem ser classificados em liófilos ou liófobos, dependendo da interação entre as fases dispersa e dispergente. Chamamos de liófilos (das palavras gregas !yein, solvente, e phílos, gostar de) os coloides cujas interações entre as fases são atrativas e de alta afinidade e de liófobos (das palavras gregas /yein, solvente, e phóbos, repelir) os coloides cujas interações entre as fases são repulsivas.

~ Coloides liófilos Os coloides liófilos formam-se espontaneamente quando as fases são misturadas. Isso ocorre porque as fases possuem afinidade. Quando o dispergente é a água, são chamados de hidrofílicos.

Coloides liófobos Os coloides liófobos não se formam espontaneamente, é necessária a presença de um agente estabilizador. A maionese (Figura 17), por exemplo, é uma mistura de óleo e vinagre que se forma apenas quando um emulsificante é adicionado, no caso, a gema de ovo.

Figura 17. Maionese caseira.

Diluição, mistura de soluções e dispersões coloidais

1. Considerando seus conhecimentos sobre coloides, pesquise uma aplicação deles na indústria farmacêutica, na indústria agrícola e no tratamento de esgotos. Escreva em seu caderno o resultado de sua pesquisa.

2 . (UECE) Alguns medicamentos apresentam em seus rótulos a expressão "Agite antes de usar". Tal recomendação se faz necessária porque o conte údo do frasco é uma dispersão classificada como:

a) gel.

c) solução.

b)aerossol.

@)suspensão.

3. (UEL-PR) A força e a exuberância das cores douradas do amanhecer desempenham um papel fundamental na produção de diversos significados culturais e científicos. Enquanto as atenções se voltam para as cores, um coadjuvante exerce um papel fundamental nesse espetáculo. Trata-se de um sistema coloidal formado por partículas presentes na atmosfera terrestre, que atuam no fenômeno de espalhamento da luz do Sol. Com base no enunciado e nos conhecimentos acerca de coloides, considere as afirmativas a seguir. 1. São uma mistura com partículas que variam de 1a1000 nm.

II. Trata-se de um sistema emulsificante. III. Consistem em um sistema do tipo aerossol sólido. IV. Formam uma mistura homogênea monodispersa. Assinale a alternativa correta. a) Somente as afirmativas I e II são corretas. @ Somente as afirmativas I e III são corretas. c) Somente as afirmativas III e IV são corretas. d) Somente as afirmativas I, II e IV são corretas. e) Somente as afirmativas II, III e IV são corretas.

4. (ITA-SP) São preparadas duas misturas: uma de água e sabão e a outra de etanol e sabão. Um feixe de luz visível incidindo sobre essas duas misturas é visualizado somente através da mistura de água e sabão. Com base nestas informações, qual das duas misturas pode ser considerada uma solução? Por quê?

5. (ITA-SP) Durante a utilização de um extintor de incêndio de dióxido de carbono, verifica-se formação de um aerossol esbranquiçado e também que a temperatura do gás ejetado é consideravelmente menor do que a temperatura ambiente. Considerando que o dióxido de carbono seja puro, assinale a opção que indica a(s) substância(s) que toma(m) o aerossol visível a olho nu. @ Água no estado líquido. b) Dióxido de carbono no estado líquido.

Capítulo 3

c) Dióxido de carbono no estado gasoso. d)Dióxido de carbono no estado gasoso e água no estado líquido. e) Dióxido de carbono no estado gasoso e água no estado gasoso. 6. (UFTM-MG) A nanotecnologia e as nanociências contemplam o universo nanométrico, no qual a di-

mensão física é representada por uma unidade igual a 10-9 m. O emprego da nanotecnologia tem trazido grandes avanços para as indústrias farmacêutica e de cosmético. As nanopartículas são, contudo, velhas conhecidas, uma vez que nas dispersões coloidais elas são as fases dispersas. Analisando-se as combinaçoes:

Fase dispersa

Fase dispersante

gás

líquido

sólido

gás

líquido

sólido

gás

Podem constituir dispersões coloidais apenas: a) II e IV.

d)I, II, IV e V.

b) I, II e III.

@ II, III, IV e V.

c) 1, IV e V.

7. (Cesgranrio-RJ) O colágeno é a proteína mais abundante no corpo humano, fazendo parte da composição de órgãos e tecidos de sustentação. Apesar de não ser comestível, seu aquecimento em água produz uma mistura de outras proteínas comestíveis, denominadas gelatinas. Essas proteínas possuem diâmetros médios entre 1,0 nm e 1000 nm e, quando em solução aquosa, formam sistemas caracterizados como: a) soluções verdadeiras. b) dispersantes.

d) homogêneos. @ coloides.

c) coagulantes.

8. (UFES) Quando se dispersam, em água, moléculas ou íons, que têm, em sua estrutura, extremidades hidrofóbicas e hidrofilicas, a partir de uma determinada concentração, há agregação e formação de partículas coloidais, denominadas micelas. Tal propriedade é típica de moléculas de: a) lipídio.

@) sabão.

b) aminoácido.

e) hidrogênio.

c) hidrocarboneto alifático.

MP deflagra nova fase da Operação Leite Compensado na Serra do RS Investigação aponta que empresa adicionava água e bicarbonato de sódio. Empresa suspeita adulterava para adequar o leite impróprio ao consumo.

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A Operação Leite Compensado teve sua primeira fase desencadeada :;; em[... ) 2013, quando investigações apontaram para um esquema que adul"' terou cerca de 100 milhões de litros do produto no estado. Esta é 9' fase da ação, que conta com apoio do Ministério da Agricultura, Pecuária e Abastecimento (Mapa). Receita Estadual e Brigada Militar. [ .. .1 Conforme as investigações, iniciadas há cerca de quatro meses, o proprietário da empresa e quatro funcionários que exercem a função de motoristas adicionavam produtos químicos ao leite cru in natura com a finalidade de mascarar a adição da água e aumentar o volume do produto final. A intenção era aumentar a lucratividade, além de evitar a perda de leite já em deterioração. Ainda segundo o MP [Ministério Público}, a empresa recolhia entre 40 e 50 mil litros de leite cru diariamente junto aos produtores de leite de vários municípios da região. Os motoristas eram orientados a acrescentar água e bicarbonato de sódio. A substância é utilizada para adequar o leite impróprio ao consumo, deixando-o dentro dos parâmetros legais. [... ) [... ) O produto e outros derivados produzidos a partir da matéria-prima Bicarbonato de sódio foi encontrado em fraudada ficam comprometidos quanto ao seu valor nutritivo. Conforme o empresa que adulterava leite na cidade de Esmeralda, RS. MP, a degradação natural faz com que os principais nutrientes - vitaminas, sais minerais e proteínas - tenham seus valores bem abaixo dos padrões estipulados pelo Mapa. As investigações dão conta, ainda, que os suspeitos coletavam leite com até sete dias de prazo entre a ordenha e a coleta. A legislação em vigor prevê que o prazo máximo para a coleta do leite até o seu recebimento e processamento pelos postos de resfriamento seja de 48 horas. [...]

MP DEFLAGRA nova fase da Operação Leite Compensado na Serra do RS. Portal G1. 17 set. 2015. Disponível em: <http://g1 .globo.com/rs/rio-grande-do-sul/noticia/2015/09/mp-deflagra·nova-fase-da-operacao-leite-compensado-na-serra-do-rs.html>. Acesso em: 28 fev. 2016.

Atividades

Escreva

no caderno

1. O leite fresco não contém ácidos. Porém, com o passar do tempo, as bactérias naturalmente presentes no leite vão se reproduzindo e aumentando em número. Elas produzem o ácido lático em um processo chamado fermentação láctica. Com base nessas informações e nas características químicas do bicarbonato de sódio, explique por que a adição desse sal é uma forma de adulterar o leite.

2. Laboratórios de controle de qualidade testam a acidez de amostras do leite fresco que será processado na indústria. Com base em seus conhecimentos, qual seria a técnica utilizada para determinar a acidez de uma amostra de leite? Explique detalhadamente como seria o procedimento.

3. A reportagem cita que o leite comercializado já se encontrava inapropriado para o consumo e foi processado para posteriormente ser consumido. Essa foi uma ação de má fé dos donos da empresa, visando ao lucro. No entanto, alguns produtos próximos do fim do prazo de validade ainda podem ser consumidos, embora não possam ser comercializados, o que leva famílias de baixa renda a adquirir produtos muitas vezes impróprios para o consumo por falta de informação. Faça uma análise dessa situação e discuta com seus colegas essa problemática. 4. Faça uma lista de produtos que você consome no dia a dia que são derivados do leite e pesquise a importância desses produtos na dieta da população.

Diluição, mistura de soluções e dispersões coloidais

1. (Enem/MEC) Produtos de limpeza, indevidamente guardados ou manipulados, estão entre as principais causas de acidentes domésticos. Leia o relato de uma pessoa que perdeu o olfato por ter misturado água sanitária, amoníaco e sabão em pó para limpar um banheiro:

ção aquosa representava uma alternativa segura e eficiente para o tratamento de vítimas de choque hemorrágico. Os tratamentos utilizados até então recomendavam, entre outros procedimentos, a aplicação de grandes volumes de soro fisiológico contendo 900 mg de cloreto de sódio em 100 mL de solução.

A mistura ferveu e começou a sair uma fumaça asfixiante. Não conseguia respirar e meus olhos, nariz e garganta começaram a arder de maneira insuportável. Saí correndo à procura de uma janela aberta para poder voltar a respirar.

Um determinado grupo de pesquisadores decidiu realizar um estudo utilizando uma nova solução salina, preparada a partir da combinação da solução hipertônica de Velasco e Silva com o soro fisiológico convencional.

Entre os procedimentos recomendados para reduzir acidentes com produtos de limpeza, aquele que deixou de ser cumprido, na situação discutida, foi:

A razão entre os volumes de soro fisiológico e de solução hipertônica necessários para preparar uma solução com concentração igual a 20 g/L de NaCe é igual a:

a) Não armazene produtos em embalagens de natureza e finalidade diferentes das originais. @ Leia atentamente os rótulos e evite fazer misturas cujos resultados sejam desconhecidos. c) Não armazene produtos de limpeza e substâncias químicas em locais próximos a alimentos. d) Verifique, nos rótulos das embalagens originais, todas as instruções para os primeiros socorros. e) Mantenha os produtos de limpeza em locais absolutamente seguros, fora do alcance de crianças. 2. (Unimontes-MG) As figuras a seguir são relativas às sucessivas diluições em que, inicialmente, 1,0 mL de uma solução original (tubo zero) de concentração 60000 bactérias/mL é adicionado a 9,0 mL de água contidos no tubo I. As diluições repetem-se utilizando as soluções dos tubos I, li e Ill. Cultura original

Ili

60000 bactérias/ml 9 ml (aproximadamente) H2O

9 ml

H,O

H20

9 ml H,O

Considerando que a concentração a ser alcançada pela diluição seja 600 bactérias/ mL, o tubo a serescolhido é o:

@)II.

b) IIl.

c) IV.

d)I.

3 . (Fepecs-DF) Em 1980, os médicos lrineu Velasco e Maurício da Rocha e Silva descobriram que a utilização de soluções hipertônicas contendo 7 500 mg de cloreto de sódio dissolvidos em 100 mL de solu-

Capítulo 3

a) 10.

b) 7,5.

@)s.

d) 2,5.

e) 1.

4. (Vunesp-SP) Em um laboratório, foram misturados 200 mL de solução 0,05 mol/L de cloreto de cálcio (CaCe2 ) com 600 mL de solução 0,10 mol/L de cloreto de alumínio (AeCe3), ambas aquosas. Considerando o grau de dissociação desses sais igual a l OOo/o e o volume final igual à soma dos volumes de cada solução, a concentração, em quantidade de matéria (mol/L), dos íons cloreto (C e- ) na solução resultante será de: @)0,25. b) 0,20.

c) 0,15.

e) 0,05.

d) 0,10.

5. (UERJ) Atualmente, o óleo diesel utilizado em veículos automotores pode apresentar duas concentrações de enxofre, como mostra a tabela a seguir: ' Area geográfica

Concentra ção d e enxofre (mg · 1-1)

Código

urbana

500

S-500

rural

2000

S-2 000

A partir de janeiro de 2009, terá início a comercialização do óleo diesel S-50, com concentração de enxofre de 50 mg · 1-1, mais indicado para reduzir a poluição aonosférica causada pelo uso desse combustível. Um veículo foi abastecido com uma mistura contendo 20 l de óleo diesel S-SOOe 55 Lde óleo diesel S-2000. Admitindo a aditividade de volumes, calcule a concentração de enxofre, em mo!· 1 - 1, dessa mistura. Em seguida, determine o volume de óleo diesel S-50 que apresentará a mesma massa de enxofre contida em 1 lde óleo diesel S-2000. o,osmol · L- 1; 40 L

6. (UERJ) Uma suspensão de células animais em um meio isotônico adequado apresenta volume igual a 1 L e concentração total de íons sódio igual a 3,68 g/ L. A esse sistema foram acrescentados 3 L de água destilada. Após o processo de diluição, a concentração total de íons sódio, em milimoVL, é de: a) 13,0.

b) 16,0.

c) 23,0.

@40,0.

7. (UEMG) O dicromato de potássio, ~Cr20 7' é um sal alaranjado muito solúvel em água. O quadro, a seguir, apresenta a massa de dicromato de potássio e o volume de quatro soluções aquosas desse sal. Solução

Massa de K 2 Cr 2 0 7(g)

111

6 6

Volume de solução (mL)

100 600 100 400

Sobre essas quatro soluções, mostradas no quadro, é correto afirmar que: a) a solução I é a mais diluída. @ a solução mé mais concentrada do que a solução II. c) a concentração da solução II é 0,005 g/L. d) a concentração da solução IV é 4 vezes maior do que a concentração da solução III. 8. (Unifesp-SP) Os dados do rótulo de um frasco de eletrólito de bateria de automóvel informam que cada litro da solução deve conter aproximadamente 390 g de H 2S04 puro. Com a finalidade de verificar se a concentração de H 2S0 4 atende às especificações, 4,00 mL desse produto foram titulados com solução de NaOH 0,800 mol/ L. Para consumir todo o ácido sulfúrico dessa amostra foram gastos 40,0 mL da solução de NaOH. (Dado: massa molar de H2 SO 4 = 98,0 g/mol) a) Com base nos dados obtidos na titulação, discuta se a especificação do rótulo é atendida. b) Escreva a fórmula e o nome oficial do produto que pode ser obtido pela evaporação total da água contida na solução resultante do processo de titulação efetuado.

9. (Unicid-SP) O gás butano é utilizado como propelente em desodorantes e em cremes de barbear. O rótulo de um creme de barbear indica a composição de 4o/o em massa de butano numa embalagem de 145 g de produto. Considere as seguintes afirmações sobre as características da espuma do creme de barbear:

I. é um coloide;

II. pode ser classificada como suspensão; III. a fase dispersa é um gás;

IV. os seus componentes não sofrem sedimentação. Está correto o contido em:

a) I, II, III e IV. b) I, 11 e III, apenas. c) I, II e IV, apenas.

@I, III e IV, apenas. e) II, III e IV, apenas.

10. (UFAC) Um químico precisa preparar 100 mL de uma solução de H2 S04 (ácido sulfúrico) com concentração de aproximadamente 0,30 moVL. No laboratório há dois frascos desse ácido. Um frasco contém 50 mL de solução de H 2S04 0,20 moVL e o outro frasco contém 10 mL de H2S04 , cujo rótulo especifica que a pureza é de 100% e que a densidade do líquido é 1,96 g/cm3 (valores hipotéticos). Dados: massa molar do H2 S0 4 = 98 g/mol. Para que o químico consiga preparar a solução desejada a partir desses dois frascos é correto afirmar que:

a) Deve ser retirada uma alíquota de aproximadamente 3,8 mL do frasco concentrado e adicionada ao frasco contendo 50 mL e completado o volume com água até 100 mL. b) Deve ser retirada uma alíquota de aproximadamente 0,86 mL do frasco concentrado e adicionada ao frasco contendo 50 mL e completado o volume com água até 100 mL. c) Apenas deve-se adicionar água até completar 100 mL. d) Deve ser retirada uma alíquota de aproximadamente 0,16 mL do frasco concentrado e adicionada ao frasco contendo 50 mL e completado o volume com água até 100 mL. @ Deve ser retirada uma alíquota de aproximadamente 1,00 mL do frasco concentrado e adicionada ao frasco contendo 50 mL e completado o volume com água até 100 mL. 11 . Reveja sua pesquisa sobre as etapas de tingimento de tecidos. Em quais delas é necessário o conhecimento dos conceitos estudados neste capítulo?

12. Pesquise sobre o impacto do despejo de esgoto industrial sem tratamento em fontes de água doce da sua região e quais medidas poderiam ser tomadas para evitar essa contaminação.

Diluição, mistura de soluções e dispersões coloidais

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Você sabia que nas geleiras é a própria massa de neve acumulada e compactada que faz com que o gelo da base derreta, possibilitando o seu movimento? É assim que as geleiras se deslocam em direção ao oceano, como rios de gelo que descem pelas montanhas, formando grandes plataformas de gelo flutuante. São essas plataformas que acabam se quebrando e formam os conhecidos icebergs que flutuam nas águas dos mares e oceanos. A água ocupa cerca de 70% da superfície do nosso planeta, porém 97,5% dessa água é salgada. Da porcentagem de água doce, 68,9% encontram-se em geleiras, icebergs, calotas polares e regiões montanhosas; 29,9%, em águas subterrâneas; 0,9%, na umidade do solo e dos pântanos; e apenas 0,3%, na porção superficial presente em rios e lagos, ou seja, a maior parte da água doce disponível na Terra está no estado sólido, dificultando sua utilização. Mas por que será que a água salgada dos mares e oceanos é encontrada, em sua maioria, no estado liquido mesmo em temperaturas abaixo de zero? A resposta está justamente na quantidade dissolvida de sal na água, que faz com que a solidificação seja dificultada. Fonte de pesquisa: CONSUMO sustentável: manual de educação. Brasília, DF: Consumers lntemational: MMA: MEC: ldec, 2005. p. 27-28. Disponível em: <http://www.mma.gov.br/estruturas/ educamb/_arquivos/consumo_sustentavel.pdf>. Acesso em: 2 maio 2015.

1. Procure explicar por que os icebergs flutuam nos mares e oceanos. 2. O processo de evaporação em um lago de água salgada deve ser maior ou menor que o de um lago de água doce? Justifique sua resposta.

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Os estados físicos das substâncias A água é uma substância que, na Terra, pode ser encontrada em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. O que possibilita que essa e outras substâncias sejam encontradas em diferentes estados físicos, e que ocorram t ransformações entre esses estados, é a forma como suas partículas (átomos, íons, moléculas etc.) se comportam em determinada condição. No estado sólido, as partículas apresentam baixo grau de agitação e estão muito próximas umas das outras, bem agregadas, de modo que a interação entre elas é bastante intensa. Isso garante volume fixo e forma bem definida a uma substância no estado sólido. Já no estado líquido, há maior grau de agitação e a interação entre as partículas é menos intensa que no estado sólido, o que garante volume fixo, mas forma variável. O líquido adquire a forma do recipiente em que está contido. Por fim, a interação entre as partículas no estado gasoso é praticamente inexistente, enquanto o grau de agitação de suas partículas é bastante alto e, por isso, os gases não possuem nem forma nem volume definidos. A Figura 1 apresenta uma representação de como seria a organização e a distribuição das partículas de uma mesma substância nos três estados físicos. Em três frascos semelhantes contendo a mesma quantidade de partículas, é possível fazer uma comparação do volume que a substância ocupa nos três estados. Para limitar o volume ocupado pela substância no estado gasoso, o frasco que a contém é representado fechado. Comente com os alunos que esta é apenas uma representação didática, jâ que não é possível visualizar átomos ou moléculas de uma substância.

Figura 1. Representação esquemática das partículas de uma substância em três estados físicos. No estado gasoso, por causa da menor interação e agregação das partículas, a substância ocupa um volume consideravelmente maior que nos demais estados. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

sólido

gasoso

O estado físico de uma substância, também chamado de estado de agregação, depende das condições de temperatura e pressão a que a substância é submetida. A temperatura e a pressão perturbam o estado de agregação da substância de formas diferentes. Por exemplo, quando a temperatura de uma substância aumenta, o grau de agitação de suas partículas também aumenta, diminuindo a agregação; já quando se aumenta a pressão exercida sobre uma substância, seu volume tende a diminuir, bem como o grau de agitação de suas partículas. Assim, variando uma ou ambas as condições, é possível provocar mudança de estado físico de uma substância (Figura 2). temperatura sublimação ' vaporização

fusão

sólido Figura 2. Representação esquemática das mudanças de estado físico da matéria e sua correlação com a variação de temperatura e pressão.

Capítulo 4

líquido

gasoso

liquefação (condensação)

solidificação ressublimação pressão

(vapor)

Caso julgue apropiiado, comente com os alunos que a diferenciação entre conden· sação e liquefação será feita mais adiante.

~ Diagramas de fases É importante lembrar que, durante as mudanças de estado físico, os estados ou fases coexistem. Por exemplo, durante a fusão de um sólido, existirão líquido e sólido até o término do processo. Para indicar as condições em que cada estado físico ocorre, são usados os diagramas de fases. Cada substância apresenta características específicas, que compõem um diagrama de fases próprio. No Gráfico 1 é mostrado o diagrama para a água pura. Gráfico 1. Diagrama de fases da água pura Pressão (105 Pa)

1,01

sólido

gasoso (vapor)

liquido

0,006

'C ~-

, 1

ponto triplo

O 0,01

100

Temperatura (ºC)

Fonte de pesquisa: KOTZ, J. C.; TREICHEL. P. M.; TOWNSEND, J. R. Chemistry & chemical reactivity. 8th ed. Belmont: Brooks/Cole: Ceogage learning, 2012. p. 607.

As curvas 1, li e Ili definem os limites entre as regiões que representam os estados físicos da água pura e indicam os pares de valores de temperatura e pressão em que ocorrem as mudanças de estado: fusão/solidificação, vaporização/condensação e sublimação/ressublimação, respectivamente. As áreas delimitadas por essas curvas indicam as condições de temperatura e pressão em que a substância existe em um único estado físico. Assim, os pontos na área do gráfico delimitada pelas curvas I e li, por exemplo, indicam as condições em que a água pura se encontra no estado líquido e somente nesse estado. Já os pontos sobre as curvas indicam as condições em que dois estados coexistem. A curva 1, por exemplo, delimita os estados sólido e líquido, e, portanto, todos os pontos sobre ela indicam valores de temperatura e pressão em que a água pura se encontra no estado sólido e líquido simultaneamente. Fixando a pressão em 1,01 · 105 Pa ou 1 atm (pressão atmosférica ao nível do mar), é possível verificar que a temperatura de fusão da água pura é igual a OºC e que a temperatura de ebulição é igual a 100 ºC, como indicam os pontos A e B no diagrama. O encontro das três curvas, indicado pela letra C, é chamado de ponto triplo e, nessas condições, coexistem as três fases, ou seja, à pressão de 0,006 · 105 Pa (ou cerca de 0,006 atm) e temperatura igual a 0,01 ºC, haverá, em uma mesma amostra, água nos estados sólido, líquido e vapor. Você deve ter reparado que utilizamos o termo vapor e não gás para a água no estado gasoso. A água pura forma um gás apenas em condições acima de 220,6 · 105 Pa (ou 218 atm) e 374 ºC. Para valores de pressão e temperatura acima desse ponto, chamado de ponto crítico, não há mais os estados líquido e vapor, mas sim uma única fase chamada de gás. Para t ransformar vapor em líquido, basta que a pressão seja aumentada ou a temperatura reduzida. Já para o gás, a liquefação ocorre somente com o aumento da pressão em conjunto com a redução da temperatura. Por isso usamos o termo condensação para a passagem do vapor para o líquido e liquefação para a passagem do gás para o líquido.

Lembre-se: 1 atm = 760 mmHg = = 101325 Pa - 1,01 · 10 5 Pa

Propriedades coligativas

A temperatura acima da qual é impossível liquefazer uma amostra por simples aumento de pressão é chamada de temperatura crítica . Acima dessa temperatura uma substância só existe na forma de gás. A temperatura crítica do oxigênio (0), por exemplo, é - 118,6 ºC e a do hidrogênio (H 2 ), - 240,2 ºC. Portanto, na temperatura ambiente (25 ºC) essas substâncias já se encontram na forma de gás e não mais de vapor.

~ Comparando diagramas de fases

O gelo q ue se rege nera. Produção: Manual do Mundo, São Paulo, 26 mar. 2013. Disponível em: <http://tub.im/ tcscnm>. Acesso em: 5 mar. 2016. Nesse experimento é possível observar um exemplo de como o aumento da pressão sobre um bloco de gelo diminui a temperatura de fusão da água. permitindo que um fio de aço atravesse o gelo. Após a passagem do fio. a água volta a solidificar, de modo que o gelo não se parte. Esse procedimento é conhecido como experimento do regelo de Tyndall, em homenagem ao físico britânico John Tyndall (1820-1893), que o desenvolveu.

No diagrama de fases da água pura (Gráfico 1), observamos que a curva que indica a separação entre o estado sólido e o líquido apresenta uma inclinação para a esquerda. Isso indica que o aumento na pressão exercida sobre uma amostra de água pura diminui a sua temperatura de fusão, ou seja, é possível fundir a água por um simples aumento de pressão. Esse fato explica, por exemplo, por que é possível patinar no gelo (Figura 3). Quando as lâminas dos patins exercem pressão sobre o gelo, a camada superficial de água no estado sólido funde, formando uma fina película de • • água líquida, na qual os patins • • deslizam. Ao cessar a pressão das lâminas dos patins, a água retorna para o estado sólido. Porém, para a maioria das substâncias, a curva que indica a Figura 3. Na patinação de velocidade, os atletas chegam a deslizar no gelo a uma velocidade de separação entre o estado sólido e 60 km/h. o líquido apresenta uma inclinação para a direita, como é o caso do dióxido de carbono ((0 2). Isso significa que, ao aumentar a pressão sobre uma amostra de dióxido de carbono, sua temperatura de fusão também aumenta, como mostra o Gráfico 2. Gráfico 2. Diagrama de fases do dióxido de carbono

Pressão (105 Pa)

~ ~

·"'_g líquido

sólido

gasoso

5,19 ponto triplo

2 - 100

- 56,6 -60

- 20

+ 20

Temperatura (ºC) Fonte de pesquisa: KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. R. Chemistry & chemícal reactivity. 8th ed. Belmont: Brooks/Cole: Cengage Leaming, 2012. p. 607.

Observe que o ponto triplo do dióxido de carbono ocorre a uma pressão de 5, 19 · 10s Pa e temperatura de - 56,6 ºC, ou seja, em condição ambiente (cerca de 1,01 · 1os Pa e 25 ºC) o C0 2 no estado sólido (chamado de gelo-seco) passa diretamente para o estado gasoso, isto é, sublima. Essa mudança de estado só pode ser observada para a água em pressões muito baixas, menores que 0,006 · 1os Pa.

Capítulo 4

Química em rede Cientistas brasileiros criam filme comestível para as embalagens

O material tem características físicas semelhantes aos plásticos convencionais, como resistência e textura, e tem igual capacidade de proteger alimentos. Porém, o fato de poder ser ingerido abre um imenso campo a ser explorado pela indústria de embalagens.

[" .1

O mamão e a canela são alguns dos ingredientes usados na produção de filmes antimicrobianos para embalar alimentos.

[... ] Imagine colocar uma pizza no forno sem precisar retirar a embalagem plástica. A película que a envolve é composta por tomate e, ao ser aquecida, vai se incorporar à pizza e fazer parte da refeição. Esse material já existe e foi desenvolvido por pesquisadores da Embrapa Instrumentação (SP) que fizeram películas comestíveis de diferentes alimentos como espinafre, mamão, goiaba, tomate e pode utilizar muitos outros como matéria-prima.

[." l "Podemos utilizar rejeites da indústria alimentícia para fabricar o material, isso garante duas características de sustentabilidade: o aproveitamento de rejeitas de alimentos e a substituição de uma embalagem sintética que seria descartada", afirma o chefe-geral da Embrapa Instrumentação, pesquisador Luiz Henrique Capparelli Mattoso, que coordenou a pesquisa, ressaltando que o trabalho de desenvolver filmes a partir de frutas tropicais é pioneiro no mundo.

Atividades

A diferença está na matéria-prima. O plástico comestível é feito basicamente de alimento desidratado misturado a um nanomaterial que tem a função de dar liga ao conjunto.[ ...]. Ele explica que os alimentos usados como matéria-prima passam pelo processo de liofilização. Trata-se de um tipo de desidratação na qual, após o congelamento do alimento, toda a água contida nele se transforma do estado sólido diretamente ao gasoso, sem passar pela fase líquida. O resultado é um alimento completamente desidratado com a vantagem de manter suas propriedades nutritivas. Ela pode ser aplicada aos mais diferentes alimentos como frutas, verduras, legumes e até alguns tipos de temperos, o que explica a grande diversidade de matérias-primas comestíveis, o que imprime o sabor e a cor da embalagem. Mattoso acredita que o plástico comestível também poderá contribuir para reduzir outro problema: o desperdício de alimentos. Além de resíduos em condições de uso que a indústria alimentícia não utiliza, há muítos vegetais que deixam de ser comercializados por não apresentar bom aspecto visual mesmo estando em condições de consumo. "Esses vegetais que iriam estragar na prateleira podem ser matéria-prima para a embalagem comestível", acredita o especialista que já vislumbra parceiros entre as empresas do ramo para que os resultados alcançados em laboratório sejam desenvolvidos como produto comercial. CIENTISTASbrasileiros criam filme comestível para embalagens. Tribuna da Bahia, Salvador, 6 jan. 2015. Ciência. Disponível em: <http://www.tribunadabahia.com.br/2015/01/06/áentistasbrasileiros-aiam-filme-comestivel-para-as-embalagens>. Acesso em: 5 mar. 2016.

Escreva no caderno

1. Os alimentos utilizados como matéria-prima para a

produção dos filmes passam pelo processo de liofilização, no qual o alimento é congelado e, em baixa temperatura, a água passa do estado sólido para o estado gasoso. Explique como é possível realizar esse procedimento, fazendo a água mudar do estado sólido para o gasoso, sem que se torne líquida. 2. O filme produzido tem características físicas semelhantes às dos plásticos convencionais, porém podem

ser ingeridos com o alimento que estão protegendo. Discuta com os seus colegas sobre os benefícios da utilização desse tipo de embalagem comestível para o meio ambiente. 3. A liofilização é um processo que está sendo cada vez

mais utilizado para desidratar alimentos, como as frutas. Pesquise quais os benefícios da liofilização e o motivo de não ocorrer alteração da quantidade de vitaminas existentes em alimentos liofilizados.

Propriedades coligativas

1. (UEL-PR) Alguns produtos sensíveis ao calor, presentes em bebidas como o café, sucos e algumas vitaminas, podem ser desidratados por liofilização. Ou seja: diminui-se a temperatura dessas bebidas até muito abaixo de OºC e se aplicam sobre elas pressões reduzidas e próximas às do ponto triplo.

3. (UCS-RS) Inundações em bibliotecas podem levar ao encharcamento de livros antigos e raros. Um livro encharcado pode ser recuperado se for imediatamente colocado em um freezer à temperatura aproximada de - 20 ºC e, após congelado, for submetido a vácuo. Considere o seguinte diagrama de fases da água. p

Por aquecimento, a água sublima-se, deixando um produto desidratado que pode ser reconstittúdo mais tarde pela adição de água.

(atm) líquido

As condições do processo de secagem descrito podem ser obtidas através do uso do diagrama de equiHbrio (sem escala) no qual se apresentam as fases sólida, Hquida e de vapor da água.

0,06

....sólido ---.. .. ______

"" ..."' ·"9

vapor

•T

Pressão (mmHg)

0,01

B A

4•58 - - - - - • • • • , ponto triplo

,' 0,01

t(ºC)

Com base no texto e no diagrama, é correto afirmar que a recuperação de livros encharcados é possível, porque a água, nessas condições: a) passa por uma transformação química, produzindo H2 e 0 2 gasosos.

Temperatura (ºC)

@ passa por uma transformação física denominada sublimação.

Com base no diagrama apresentado, o estado físico da água nas regiões A, B e C é, respectivamente:

c) passa por uma transformação química denominada fusão.

a) sólido, vapor, líquido.

d) passa por uma transformação física denominada evaporação.

b) líquido, sólido, vapor. @ sólido, líquido, vapor.

e) apresenta as três fases em equilíbrio.

d)líquido, vapor, sólido.

4. Leia o texto a seguir e responda à questão.

e)vapor, Hquido, sólido.

Como se joga curling?

2. (UITM-MG) Na patinação no gelo, o deslizar do pa-

tinador é fácil porque a pressão exercida pelo patim derrete aos poucos o gelo, que volta a se solidificar logo após a passagem do patinador. No gráfico, essas transformações correspondem, respectivamente, ao trecho: Pressão (atm)

B Temperatura (ºC)

100

a)AB.

c) CB.

@ AC.

d)DA.

Capítulo 4

e)DC.

[ ... ]

O esporte mais esquisito do mundo não passa de uma bocha no gelo. O objetivo é deixar pedras de granito o mais perto possível de um alvo. São dois times. E cada um pode usar suas pedras para tirar as do adversário da pista. As vassouras, que dão todo o charme ao jogo, estão lá para ajudar as pedras a deslizar melhor. É que, antes de o jogo começar, a pista é borrifada com um spray d'água. As gotículas caem e congelam, deixando a pista áspera. Os membros do time, então, varrem para alisar o gelo enquanto a pedra corre. Assim ela consegue ir mais longe. Apesar dessa complexidade toda, o curling é um dos esportes coletivos mais antigos. Ele nasceu no século 16, 300 anos antes do futebol, nos lagos congelados da Escócia. De lá o curling ganhou o mundo. Quer dizer: os países mais frios do mundo. Além da Escócia, os lugares com mais tradição no esporte são a Suíça, a Escandinávia e o Canadá. [... ] PAUADINO, V. Como se joga curling? Superinteressante. São Paulo, ed. 228, jul. 2006. Disponível em: <http:J/super.abril.com.br/ciencia/como-se-joga-curling>. Acesso em: 5 mar. 2016.

co,

H,O

P(atm) - - ~ - - ~ ~

5, 1 - - - _,___

1,0

0,0060 ~ ---5~6 - - - ~ t(ºC)

Um estudante, ao analisar esses diagramas, formulou as seguintes afirmações. l. Não é possível encontrar C02 vapor abaixo de -56 ºC. II. Existe possibilidade de se encontrar C02 sólido em temperaturas acima de - 56 ºC, desde que a pressão seja suficientemente alta. III. A 0,0060 atm e 0,01 ºC coexistem em equilíbrio água líquida, vapor e gelo. IV. Não é possível encontrar água líquida em temperaturas inferiores a 0,01 ºC.

Jogadores de curling utilizam uma espécie de vassoura para facilitar o deslizamento da pedra de granito sobre o gelo.

O curling, apesar de pouco difundido no Brasil, é muito praticado em países frios e é um esporte olímpico oficial desde 1988. Explique, com base no diagrama de fases da água, por que as pedras utilizadas no curling deslizam mais facilmente após os membros dos

Qual(is) está(ão) correta(s)?

times "varrerem" a pista de gelo.

a) Apenas III. b)Apenas I e II. @)Apenas II e III.

5. (UFRGS-RS) Considere os segtúntes diagramas de fase para dióxido de carbono e água.

d)Apenas II e IV. e) I, II, III e IV.

Ao deixarmos em um mesmo ambiente um recipiente aberto contendo um volume de etanol e outro contendo o mesmo volume de água, verificaremos que, após certo tempo, o volume de etanol torna-se menor que o de água, ou seja, o etanol evapora mais rapidamente (Figura 4).

Etanol

" -" " " " " o

após certo o tempo

estado inicial

o " ó

estado final

Agua

após certo tempo

.. " ~

estado inicial

('!

" ...

]

.Sl , ~

Figura 4. Representação esquemática da taxa de evaporação do etanol e da água. Para facilitar o entendimento, apenas as partículas das substâncias no estado gasoso são ilustradas. O líquido é representado macroscopicamente. (Imagens fora de escala e em cores ilust rativas.)

estado final

Na evaporação ocorre a passagem de uma substância do estado líquido para o gasoso de forma gradual, ou seja, as partículas no estado líquido vão se desprendendo lentamente para o estado gasoso. A facilidade com que as partículas de uma substância escapam para o estado gasoso a determinada temperatura e pressão é chamada volatilidade. Dizemos, portanto, que o etanol é mais volátil que a água. A evaporação inicia-se com as partículas presentes na superfície do líquido, que tendem a vencer com mais facilidade as interações mais intensas do estado líquido, passando para o estado gasoso. Propriedades coligativas

De onde vem esse perfume? [ ...]

Depois que aplicamos o perfume sobre a pele, ele vai se evaporando lentamente com o calor do nosso corpo (36,5 ºC) e, assim, lançando no ar substâncias odoríferas que, por sua vez, vão ser identificadas por nosso [olfato]. [... ] [ ...] [ ... ] [Dentro) do frasquinho de perfume, há, por exemplo, álcoois que se evaporam muito rápido juntamente com óleos que levam muito mais tempo para evaporar; como conseguir, então, que todos evaporem juntos, nas mesmas proporções?[ ... ) Nos bons perfumes, adicionam-se substâncias conhecidas como fixadores, pois eles "fixam" ou "retardam" a evaporação dos outros componentes, dando uma sensação mais balanceada ao odor e evitando, assim, que você esteja com um cheiro pela manhã, outro depois do almoço e um terceiro totalmente diferente à hora do jantar! [... ) [ ...] ESPÓSITO, B. P. Química em casa. São Paulo: Atual, 2003. p. 21 .

Caso julgue cooveniente, comente com os alunos que uma molécula de água faz tr~ ligações de hidrogênio. enquanto uma molécula de etanol (H,C - CH, - OH) faz apenas uma ligação de hidrogênio e interações do tipo dipolo induzido· ·dipolo induZido, que são mais fracas.

Figura 6. Manômetro industrial, equipamento utilizado para medir pressões de gases e vapores.

Capítulo4

Se o líquido estiver em um recipiente aberto, as partículas no estado gasoso se dissiparão no ambiente, possibilitando que mais part ículas do líquido passem para esse estado, até que todo o líquido tenha evaporado. Já quando um líquido é colocado em um recipiente fechado, a uma temperatura f ixa, ele evapora até que um equilíbrio seja atingido, no qual as partículas passam do estado gasoso para o estado líquido e vice-versa, continuamente. Um exemplo desse processo em recipiente fechado está representado na Figura 5. No início, as partículas do estado líquido passam para o estado gasoso, como ocorre no recipiente aberto. Porém, como nesse caso as partículas não se dissipam no ambiente, com o passar do tempo a velocidade com que a evaporação ocorre diminui e começa a acontecer o inverso, part ículas passam do estado gasoso para o estado líquido, ou seja, condensam. Esse processo continua até que seja atingido um equilíbrio, em que a velocidade de evaporação se iguala à velocidade de condensação. A partir desse ponto, a quantidade de partículas na fase gasosa passa a ser constante. vácuo

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gei,o

v"t t~,"o " o

v.: velocidade de evaporação v,: velocidade de condensação

V = V(

Figura 5. Representação esquemática do estabelecimento de um equilíbrio dinâmico entre as partículas de uma substância nos estados líquido e gasoso. Para facilitar o entendimento do conceito de equilíbrio dinâmico. apenas as partículas da substância no estado gasoso são il ustradas. O líquido é representado macroscopicamente (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

A pressão exercida pelo vapor de uma substância quando em equilíbrio com seu estado líquido, a dada temperatura, é chamada de pressão de vapor (Pv) e pode ser medida experimentalmente utilizando um manômetro (Figura 6). Quanto maio r o número de partículas no estado gasoso, maior é a pressão de vapor. Assim, um líquido mais volátil apresenta maior pressão de vapor que um líquido menos volátil. Analisando o que ocorre em nível molecular no caso da comparação entre o etanol e a água, podemos concluir que as moléculas de etanol estão mais "livres" para escapar da fase líquida, ou seja, que as interações intermoleculares existentes no etanol são mais f racas que as existentes na água. Portanto, a pressão de vapor de uma substância está relacionada com as interações constituídas entre suas partículas, de modo que, quanto mais fracas as interações, maior será a pressão de vapor a uma dada temperatura.

Dessa forma, se tivermos três recipientes fechados, idênticos, mantidos à mesma temperatura, com volumes diferentes de uma mesma substância, ao se estabelecer o equilíbrio entre o vapor e a fase líquida, a pressão de vapor nos t rês recipientes será igual (Figura 7a). Do mesmo modo, se tivermos três recipientes fechados, diferentes, mantidos à mesma temperatura, mas com o mesmo volume de um líquido, ao se estabelecer o equilíbrio entre o vapor e a fase líquida, a pressão de vapor nos três recipientes também será igual, embora os volumes dos líquidos e dos vapores em cada recipiente sejam diferentes (Figura 7b).

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Figura 7. Ao se estabelecer o equilíbrio entre os estados líquido e vapor de uma substância, a pressão de vapor em um recipiente fechado independe do volume de líquido (a) e do formato/volume do recipiente em que ele se encontra (b). Ou seja, à mesma temperatura, a pressão de vapor depende apenas da natureza da substância.

~ Umidade relativa do ar O ar atmosférico é composto por uma mistura de vários gases (N2 , 0 2 , Ar, (0 2 etc.), além de partículas sólidas em suspensão e vapor de água. A concentração de vapor de água presente no ar atmosférico pode representar até 4 ºlo de seu volume. Quando essa concentração alcança seu valor máximo, a determinada temperatura, dizemos que o ar está saturado. A umidade relativa do ar representa a relação entre a quantidade real de vapor de água existente no ar e a quantidade máxima possível a uma determinada temperatura e pode ser expressa da seguinte maneira:

p umidade relativa = P v MV

Em que: Pv é a pressão de vapor de água real expressa em Pa; PMv é a pressão máxima de vapor de água expressa em Pa. Note que a umidade relativa é, portanto, adimensional e pode ser expressa em porcentagem. Quanto mais próximo de 100º/o o valor da umidade relativa, maior a probabilidade de chuva. Porém, }

~!~ ~ ~;~:s~á;~~ ~~: ah~j:i~~~~:i~~aç~~~

Isso porque a chuva se forma nas nuvens e ~ a umidade relativa medida perto do solo é diferente daquela observada nas nuvens. Valores de umidade relativa do ar entre 40º/o e 70% são considerados ideais. Já valores abaixo de 12 % representam estado de emergência, podendo acarretar diversas complicações respiratórias. Figura 8. Nuvens carregadas indicam alta umidade relativa do ar. Na região ao fundo da imagem é possível observar o início da precipitação em Curitiba, PR. Foto de 2014.

Nas duas situações é importante que haja volume de líquido suficiente para atingir a pressão de vapor, caso contrário todo o líquido será evaporado antes que o equilíbrio seja atingido.

~ Temperatura de ebulição A pressão de vapor de um líquido varia de acordo com a temperatura em que ele se encontra, pois, quanto maior a temperatura, maior será o grau de agitação das partículas, o que facilita a passagem do estado líquido para o gasoso. Em um diagrama de fases, a curva que indica a separação entre o estado líquido e o gasoso é chamada curva de pressão de vapor (Gráfico 3).

Gráfico 3. Curva de pressão de vapor para uma substância qualquer Pressão

Pressão

sólido

curva de pressão de vapor

gasoso

Temperatura

Essa curva é traçada para cada substância com base em dados obtidos em experimentos similares ao representado na Figura 5. No Gráfico 4 são mostradas as curvas de pressão de vapor de alguns líquidos. Ao comparar as curvas a uma mesma temperatura, conseguimos perceber que, entre os líquidos indicados, o clorofórmio (triclorometano, CHCf 3) é o mais volátil, pois apresenta a maior pressão de vapor. Quando a pressão de vapor de um líquido se iguala à pressão exercida sobre ele (pressão atmosférica no caso de um líquido em recipiente aberto), o líquido entra em ebulição. No Gráfico 4 é possível verificar que, à pressão ambiente ao nível do mar, 1,01 · 105 Pa (760 mmHg ou 1 atm), a água entra em ebulição a 100 ºC. Gráfico 4. Curvas de pressão de vapor de quatro substâncias Já o ácido acético (C H3 COOH) entra em ebulição a 118 ºC, o etanol (CH 3CH 30H), Pressão de vapor (mmHg) a 78 ºC e o clorofórmio, a 61 ºC. 61 ºC 78 ºC 100°( 118 ºC 800 O aquecimento de um líquido favorece 760 a formação de bolhas de vapor, que ten700 dem a aumentar de tamanho e seguir em 600 direção à superfície. Quando a pressão de 500 vapor no interior das bolhas é menor que 400 a pressão exercida sobre elas, as bolhas 300 são desfeitas. Porém, quando a pressão de vapor das bolhas que chegam à su200 perfície é maior que a pressão exercida 100 sobre o líquido (pressão atmosférica, por exemplo), as bolhas se rompem, liberando o 20 40 60 80 100 120 o vapor (Figura 9). A temperatura em que Temperatura (ºC) esse processo ocorre é a temperatura de Fonte de pesquisa: BITTELHEIM, F. A.; MARCH, J. lntroduction to general, organic & biochemistry. 4th ed. Orlando: Harcourt Brace College, 1995. p. 151.

Capítulo 4

ebulição.

pressão atmosférica liquido

'\.

----

'\.

--vapor- -

'\.

pressão de vapor do liquido

Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C; TREICHEL JR., P. Otemistry & chemical reactivity. 3rd ed. Orlando: Saunders College, 1996. p. 618.

Figura 9. Representação esquemática da formação de bolhas no processo de ebulição de um líquido, com destaque para as forças exercidas em uma bolha. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

No momento em que a pressão dentro das bolhas de vapor que se encontram na superfície do líquido é maior que a pressão exercida sobre elas, todo o calor fornecido para o líquido é utilizado na sua transformação em vapor, de modo que a temperatura permanece constante. É por esse motivo que a curva de aquecimento de uma substância pura apresenta um patamar durante a mudança de estado, como mostra o Gráfico 5. Gráfico 5. Curva de aquecimento da água pura Temperatura (ºC)

140 120 água + vapor

100 80 60 40 20

início da ebulição

fim da ebulição

água líquida

o Tempo

Dessa forma, quanto maior for a pressão sobre um líquido, mais difícil será a liberação das bolhas de vapor, sendo necessária uma temperatura maior para que a ebulição ocorra. Isso significa que a temperatura de ebulição de um líquido em recipiente aberto varia de acordo com a pressão atmosférica no local em que ele se encontra. Como essa pressão diminui com o aumento da altitude, a temperatura de ebulição também diminuirá (Figura 10).

P, < P2 < P,

A pressão atmosférica diminui com o aumento da altitude, pois ela está relacionada com a massa de ar que está acima de um ponto qualquer da superfície terrestre. Sendo assim, quanto mais alto for um local, menor será a camada de ar sobre ele e, consequentemente, menor será a pressão atmosférica naquele ponto.

Figura 1 O. Representação esquemática da relação entre a pressão atmosférica e a pressão de vapor de um líquido em altitudes distintas. Note que, quanto maior a altitude, menor é a pressão atmosférica e, portanto, mais fáci I ocorrerá a passagem do estado líquido para o de vapor. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Propriedades coligativas

No topo do monte Everest, por exemplo, que apresenta uma altitude de 8 848 m, a água entra em ebulição a 71 ºC. Entretanto, na cidade de São Paulo (SP). cuja altitude média é 760 m, a temperatura de ebulição da água é igual a 98,3 ºC (Gráfico 6). Gráfico 6. Curva de pressão de vapor da água pura Pressão (mmHg) nível do mar 700 700 ·--------------------------------------------------------------------

São Paulo

244

monte Everest

98,3 100

Temperatura (ºC)

1001 invenções que mudaram o mundo, de Jack Challoner (Ed.). Rio de Janeiro: Sextante, 2011. 960 p.

No dia a dia, é possível alterar a pressão exercida sobre um líquido para variar sua temperatura de ebulição. Por exemplo, em uma panela de pressão, a água entra em ebulição a temperaturas superiores a 100 ºC, fazendo com que os alimentos cozinhem mais rápido. Dentro desse tipo de panela existe uma quantidade de ar à pressão ambiente. Ao colocarmos água em seu interior e iniciarmos o aquecimento, a pressão dentro da panela aumenta por causa da formação de vapor. Como o contato entre a tampa e a panela é vedado por uma borracha e a tampa é presa ao cabo da panela por uma trava, a maior parte do vapor formado é retida. A pressão dentro da panela aumenta até um limite, que varia de acordo com a quantidade de água e alimentos em seu interior. Ao atingir a pressão limite, o excesso de vapor começa a empurrar o pino da válvula de segurança, que fica na tampa da panela, sendo liberado para o ambiente (Figura 11 ). A liberação de parte do vapor impede que a panela exploda. válvula de segurança (caso ocorra algum defeito na válvula com pino, ela se rompe, evitando acidentes)

Este livro traz fatos curiosos sobre algumas invenções que transformaram as sociedades. Uma dessas invenções é a panela de pressão, que possibilita o cozimento mais rápido de alguns alimentos por causar um aumento da temperatu ra de ebulição da água.

- - - - válvula com pino (escape do ;::::::::::~~=:~~~~===ex=c=es=so=d=e=v=ap=o::r)::::::::::::-~tjrava

vapor de água (aumenta a pressão interna) - - - + + água fervendo a----+-+-temperatura superior a 100 ºC

-+- H - - alimentos

Figura 11 . Representação esquemática de uma panela de pressão em funcionamento. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Assim, quando a válvula de segurança da panela começa a liberar vapor, pode-se reduzir a intensidade do aquecimento (a chama liberada pela boca de um fogão, por exemplo), pois a água já entrou em ebulição e sua temperatura não vai mais aumentar.

Capítulo4

1. Analise o gráfico abaixo. Curvas de pressão de vapor de quatro líquidos disti ntos Pressão (mmHg)

800 760

600

.." ..""

400

·"'! l

200

'(5

100

Temperatura (ºC)

Considerando que os líquidos A, B, C e D estejam em recipientes abertos e a uma pressão de 1 atm (760 mmHg), responda às seguintes questões.

b) mais volátil que o TNT, e portanto tem uma menor pressão de vapor. c) menos volátil que o TNT, e portanto tem uma maior pressão de vapor. @mais volátil que o TNT, e portanto tem uma maior pressão de vapor. 4. (UFSC) A panela de pressão permite que alimentos sejam cozidos em água muito mais rapidamente do que em panelas convencionais. Sua tampa possui uma borracha de vedação que não deixa o vapor escapar a não ser através de um orifício sobre o qual assenta um peso (válvula) que controla a pressão. O esquema da panela de pressão e um diagrama de fases da água são apresentados abaixo. A pressão exercida pelo peso da válvula é de 0,4 atm e a pressão atmosférica local é de 1,0 atm.

a) Entre as substâncias representadas, qual é a mais volátil? b)A uma temperatura de 50 ºC, quais substâncias ainda se encontram no estado líquido? c) Qual das substâncias, provavelmente, é a água? Justifique sua resposta. 2. A temperatura de ebulição de uma substância é uma propriedade física que depende da pressão exercida sobre a substância. Considerando isso, responda: a) Em um recipiente aberto, o cozimento de um alimento em água será mais rápido em altas ou baixas altitudes? Justifique a sua resposta. b) Antes da invenção da panela de pressão, os alpinistas tinham grande dificuldade de cozinhar alimentos, já que uma simples batata demorava muitas horas para ser cozida em uma panela normal. Como a panela de pressão resolveu esse problema? Por que ela se tornou um utensílio fundamental para os alpinistas? 3. (Unicamp-SP) Muito se ouve sobre ações em que se utilizam bombas improvisadas. Nos casos que envolvem caixas eletrônicos, geralmente as bombas são feitas com dinamite (TNT - trinitrotolueno), mas nos atentados terroristas geralmente são utilizados explosivos plásticos, que não liberam odores. Cães farejadores detectam TNT em razão da presença de resíduos de DNT (dinitrotolueno), uma impureza do TNT que tem origem na nitração incompleta do tolueno. Se os cães conseguem farejar com mais facilidade o DNT, isso significa que, numa mesma temperatura, esse composto deve ser: a) menos volátil que o TNT, e portanto tem uma menor pressão de vapor.

Pressão de vapor (atm)

2,0 1,5

, I

1,0 I

0,5

o.o

100

120

Temperatura (ºC) Adaptado de: COVRE. G. J. Química: o homem e a natureza. São Paulo: FTD, 2000. p. 370.

De acordo com as informações do enunciado e do gráfico, assinale a(s) proposição(ões) correta(s). 01. A água, dentro da panela de pressão, entrará em ebulição a 110 ºC. 02. Reduzindo o peso da válvula pela metade, a água entrará em ebulição a 100 ºC. 04. Aumentando a intensidade da chama sob a panela, a pressão interna do sistema aumenta. 08. Se, após iniciar a saída de vapor pela válvula, a temperatura for reduzida para 60 ºC, haverá condensação de vapor de água até que a pressão caia para 0,5 atm. 16. Na vaporização da água o principal tipo de interação que está sendo rompido entre as moléculas são ligações de hidrogênio. Soma: 17 (01 + 16) Propriedades coligativas

Propriedades coligativas A quantidade de soluto dissolvido em uma solução altera algumas de suas propriedades. A temperatura de solidificação da água do mar, por exemplo, diminui de acordo com a salinidade, ou seja, de acordo com a quantidade de sais dissolvidos nela. Apesar de a salinidade da água do mar variar pouco, próximo ao litoral ela é menor que em alto-mar, por causa, principalmente, da vazão de água doce dos continentes, mas, ainda assim, a quantidade de sais dissolvidos é bem maior que na água potável, por exemplo. Dessa forma, ainda que a temperatura ambiente esteja próxima de O ºC e a água da torneira comece a congelar, a água do mar continua líquida. Na Tabela 1 podemos observar a variação da temperatura de solidificação da água em função da quantidade de sais dissolvida. Tabela 1. Salinidade e temperatura de solidificação de três soluções Salinidade (g/kg de água)

Temperatura de solidificação (ºC)

Agua doce

Agua do mar (próximo a rios e aquíferos)

- 1' 6

Agua do mar (alto-mar)

- 19 '

Solução

Fonte de ~squisa: DIAS, J. M. A. Glossário das zonas costeiras. Água do mar. Gestão Costeira Integrada. Usboa: APRH: CIMA: UNIVAU, 2007. Disponível em: <http://www.aprh.pt/rgá/glossario/aguadomar.html> . Acesso em: 5 mar. 2016.

Figura 12. No Mar Morto, a concentração de sais chega a 300 g por litro de água, o que faz com que sua densidade seja maior que a do corpo humano, tornando impossível que uma pessoa afunde.

As propriedades das soluções que dependem da quantidade de soluto (não volátil) dissolvido no solvente são chamadas de propriedades coligativas. Para essas propriedades, a presença do soluto, independentemente da composição da substância, interfere no comportamento do solvente, fazendo com que suas propriedades mudem. A seguir, estudaremos como um soluto não volátil interfere na pressão de vapor, na temperatura de ebulição, na temperatura de solidificação e na pressão osmótica de soluções.

~ Tonoscopia Como vimos, a pressão de vapor de um líquido está relacionada com as interações entre as partículas que o constituem. Quando se adiciona um soluto não volátil a um solvente, as interações aumentam, pois as partículas do solvente, passam a interagir também com as partículas do soluto (Figura 13), o que dificulta o processo de evaporação.

Figura 13. Representação esquemática das interações entre as partículas de um solvente (esferas azuis) antes e depois da adição de um soluto não volátil (esferas roxas). (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

soluto não volátil

O aumento do número de interações entre as partículas dificulta a passagem do estado líquido para o de vapor, diminuindo, portanto, a pressão de vapor do solvente. O abaixamento da pressão de vapor de um solvente pela adição de um soluto não volátil é denominado efeito tonoscópico.

Capítulo 4

~ Medida quantitativa do abaixamento da pressão de vapor O químico e físico francês François-Marie Raoult (1830-1901) estudou as pressões de vapor de vários líquidos. Com base em dados experimentais, Raoult percebeu que o abaixamento da pressão de vapor de um solvente é diretamente proporcional à sua fração em quantidade de matéria na solução. Essa descoberta é chamada de lei de Raoult e é expressa por:

Ili.: p ~

v solução

v .solvente

. .,

~ .sotvente

Em que: P, ,oiução é a pressão de vapor da solução expressa em Pa; P, ,olven,e é a pressão de vapor do líquido puro expressa em Pa; Xsoivente é a fração em quantidade de matéria do solvente na solução. A representação gráfica desse fenômeno é mostrada no Gráfico 7, em que llP, é a variação da pressão de vapor. Observe que, à mesma temperatura, a pressão de vapor da solução é menor que a do solvente puro. Gráfico 7. Curvas de pressão de vapor de um solvente puro e de uma solução Pressão solvente puro

: solução

'' '

' '

,'' ~pv

P, ,.,,ç,o

., ,

, ,,

, ,

, '1 1

Temperatura

No entanto, a lei de Raoult é válida apenas para soluções diluídas, chamadas soluções ideais. Para as soluções concentradas ocorrem desvios consideráveis entre os resultados experimentais e aqueles previstos teoricamente. Porém, para os nossos estudos, consideraremos as soluções como ideais.

~ Ebulioscopia Ao adicionarmos um soluto não volátil à água em ebulição, a fervura é imediatamente interrompida. Esse fenômeno é observado, por exemplo, quando se adiciona açúcar à água fervente usada para preparar café, ou sal de cozinha à água para cozimento de alimentos (Figura 14). Contudo, isso não significa que a temperatura da água diminua com a adição de açúcar ou sal, mas sim que sua pressão de vapor diminui, o que torna a temperatura de ebulição da solução maior que a da água, de modo que a fervura cessa. Vamos realizar uma atividade prática para verificar a influência da adição de um sal na temperatura de ebulição de um líquido.

Figura 14. Quando adicionamos sal à água fervente, a fervura cessa . Propriedades coligativas

Objetivo Atenção

• Reconhecer a influência da quantidade dissolvida de um soluto não volátil na temperatura de ebulição de um líquido.

Esta atividade prática deve ser realizada sob supervisão e orientação do professor. O uso de bico de Bunsen requer cuidados e atenção. Componentes sólidos recicláveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível, guardados para reutilização no laboratório.

Materiais • 80 g ou 4 colheres (sopa) de cloreto de sódio (sal de cozinha) • 200 mL de água destilada • béquer de 250 mL • colher (sopa) . ' • tr1pe • garra • tela de aquecimento • suporte universal • bico de Bunsen • luva térmica • termômetro (específico para uso laboratorial)

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" '

•

Representação da montagem do experimento para a determinação da temperatura de ebulição da água destilada e das soluções aquosas de sal. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Procedimentos a) Coloque 100 mL de água destilada no béquer. Meça a temperatura de ebulição, tomando cuidado para que o termômetro não encoste no fundo nem na lateral do béquer, conforme esquema acima. Copie em seu caderno a tabela a seguir e anote o valor da temperatura de ebulição da água destilada. Sistema

Temperatura de ebulição (ºC)

Água destilada Agua destilada + 1 colher de sal de cozinha Água destilada + 2 colheres de sal de cozinha Agua destilada + 3 colheres de sal de cozinha Agua destilada + 4 colheres de sal de cozinha

b) Complete o volume de água no béquer para 100 mL e adicione uma colher (sopa) de sal de cozinha (aproximadamente 20 g). Mexa bem, até a completa dissolução do sal. Meça a temperatura de ebulição e anote o valor na tabela. c) Repita o procedimento anterior três vezes, completando a tabela com os valores correspondentes. d) Utilizando uma luva térmica, descarte a solução final no ralo de uma pia.

Para concluir

O procedimento desta atividade prática foi pensado para a diminuição dos gastos com reagentes e vidrarias. Caso julgue ~ - - - - ~ apropriado, pergunte aos alunos se o fato de a solução do item b ter sido Jl{eparada com a água a uma temperatura mai(l{ (que do item a) influencia o resultado. Após a discussão, comente que apenas o tempo necessário para alcançar a Escreva no caderno temperatura de ebulição foi rrten(l{ no item b, já que o volume de água foi completado para 100 ml e o sal de cozinha e um soluto não volátil.

1. A temperatura de ebulição da água destilada pura foi igual, inferior ou superior a 100 ºC? Justifique com base no

conceito de pressão de vapor. 2. Com base nas anotações feitas durante o experimento e em seus conhecimentos, explique o que aconteceu após

as sucessivas adições de sal de cozinha na água.

100

Capítulo 4

Quando comparamos as temperaturas de ebulição do solvente puro e de soluções com concentração crescente de um soluto não volátil, observamos que a temperatura de ebulição aumenta com a concentração de soluto. Isso ocorre porque a adição de soluto aumenta a quantidade de partículas na solução, de modo que o número de interações entre essas partículas e as do solvente também aumenta, dificultando a passagem do solvente para o estado gasoso. Dessa forma, é necessária uma temperatura maior para que a ebulição ocorra. O aumento da temperatura de ebulição causado pela adição de soluto não volátil a um solvente é chamado de efeito ebulioscópico e é proporcional à concentração de partículas do soluto, sendo estas moléculas ou íons.

~ Crioscopia Quando compararmos a temperatura de solidificação de um solvente com a de uma solução formada pela adição de um soluto não volátil ao mesmo solvente, percebemos que a temperatura de solidificação da solução é menor, pois a organização das partículas do solvente, essencial para que ocorra a solidificação, é prejudicada pela presença do soluto dissolvido. Dessa forma, quanto maior a concentração de soluto não volátil na solução, menor será sua temperatura de solidificação. É por causa desse efeito, chamado de efeito crioscópico, que se torna possível que a água do mar permaneça no estado líquido enquanto a água doce, de icebergs, por exemplo, permanece congelada à mesma temperatura e pressão. É com base no efeito crioscópico também que se costuma espalhar um sal, em geral cloreto de sódio ou cloreto de cálcio, por estradas quando há formação de gelo ou neve sobre o asfalto em dias muito frios (Figura 15). O sal diminui a temperatura de solidificação da água, fazendo com que ela volte ao estado líquido, reduzindo o risco de acidentes, já que o gelo é mais escorregadio e dificulta a frenagem dos veículos. A variação das três propriedades coligativas estudadas (tonoscopia, ebulioscopia e crioscopia) pela adição de um soluto não volátil à água está representada na forma de um diagrama de fases no Gráfico 8. Gráfico 8. Diagrama de fases da água pura e de uma solução Pressão (mmHg) efeito tonoscópico

lí! ] { "!lõ

Figura 15. Agente rodoviário espalhando cristais de cloreto de sódio em uma estrada do Rio Grande do Sul para evitar acidentes.

Sugestão

Um cientista na cozinha, de Hervé This, tradução de Marcos Bagno. 4. ed. São Pau lo: Ática,

2007. 240 p.

l '111 cientista na <n:i11'1a efeito crioscópico

- ,--t=-\

HERVt

THIS

\L.~ - -s : olução

- 1

100

101

Temperatura (ºC)

Um exemplo bastante comum de aplicação das propriedades coligativas apresentadas é o uso de uma mistura de água e etilenoglicol nos radiadores de automóveis para evitar o congelamento e a ebulição da água, a OºC e a 100 ºC, respectivamente. O etilenoglicol é uma substância que possui pressão de vapor menor que a da água pura, ou seja, é uma substância menos volátil que a água. Portanto, uma solução de água com etilenoglicol possui maior temperatura de ebulição, menor pressão de vapor e menor temperatura de solidificação quando comparada com a água pura.

Esta obra traz explicações de diversos processos que ocorrem na cozinha. Por exemplo, o porquê de os molhos, que são suspensões coloidais, desandarem, ou como a temperatura de cozimento influencia na consistência de muitos alimentos.

Propriedades coligativas

101

1. (Vunesp-SP) No gráfico a seguir, as curvas I, II, III e

3. (UEL-PR) A adição de um soluto não volátil a um sol-

IV correspondem à variação da pressão de vapor em função da temperatura de dois líquidos puros e das respectivas soluções de mesma concentração de um mesmo sal nesses dois líquidos. O ponto de ebulição

vente dificulta sua ebulição e seu congelamento. Isto pode ser útil na prática quando, por exemplo, se pre-

de um dos líquidos é 90 ºC.

diador de carros em países muito frios. Considere as duas soluções aquosas de NaCe, conforme a tabela, e analise as afirmativas a seguir.

..".. .."'

Pressão (mmHg)

1 li

780

111

tende cozinhar um ovo mais rápido ou então quando é necessário evitar o congelamento da água do ra-

·"g ;Ê

760

Solução

Massa de soluto (g)

Volume de água (L)

117

1,0

234

1,0

~ ~

740 720 700

I. A solução B tem pressão de vapor menor que a

da solução A, na mesma temperatura. 60

100

110

Temperatura (ºC)

II. As soluções A e B apresentam pontos de ebulição

menores que o da água pura.

m. Independentemente

da quantidade de soluto, as duas soluções apresentam o mesmo ponto de ebulição.

Utilizando os números das curvas respectivas: a) Indicar quais curvas correspondem aos líquidos puros. Indicar entre os dois qual é o líquido mais volátil e justificar.

mais alta que a solução A. Estão corretas apenas as afirmativas:

b) Indicar quais curvas correspondem às soluções. Justificar. 2. (Vunesp-SP) Considerando o gráfico a seguir, que representa as variações das pressões máximas de vapor de um solvente puro e duas soluções com diferentes concentrações de um mesmo soluto nesse solvente em função da temperatura, pode-se concluir que a curva: Pv (mmHg)

Ptx!M\a = Pvapor = 760 mmHg

IV. A solução B entra em ebulição a uma temperatura

--··--- ........... -X

@ I e IV. b)IleIV.

d) I, II e III.

e) I, lli e IV.

c) II em. 4. (Vunesp-SP) A crioscopia é uma técnica utilizada para determinar a massa molar de um soluto através da dirnintúção da temperatura de solidificação de um líquido, provocada pela adição de um soluto não volátil. Por exemplo, a temperatura de solidificação da água pura é O ºC (pressão de 1 atm), mas, ao se resfriar uma solução aquosa lOo/o de cloreto de sódio, a solidificação ocorrerá a - 2 ºC. A adição de soluto não volátil a um líquido provoca:

23.76 23,55 23,34

a) nenhuma alteração na pressão de vapor desse 25 ºC

t(ºC)

líquido. b) o aumento da pressão de vapor desse líquido.

a) x corresponde à solução mais concentrada.

c) o aumento da temperatura de solidificação desse

b) y corresponde à solução mais concentrada.

líquido.

c) z corresponde à solução mais diluída.

d)a diminuição da temperatura de ebulição desse

@) x corresponde ao solvente puro. e) z corresponde ao solvente puro.

102

Capítulo4

líquido. @ a diminuição da pressão de vapor desse líquido.

~Osmose Ao adicionarmos a um copo com água certa quantidade de sal de cozinha ou outros solutos, podemos notar que as partículas desse sólido se espalham no interior do recipiente. Isso ocorre de maneira espontânea e sem a necessidade de agitação do sistema (Figura 16). As partículas de um soluto tendem a se espalhar entre as moléculas de solvente sempre na direção do local com menor concentração de soluto (Figura 17). Esse movimento de partículas é denominado difusão e a variação na quantidade de soluto ao longo do solvente é chamada gradiente de concentração.

••

·~ri....... •• •

Figura 16. Quando adicionamos sal à água, as partículas desse material se espalham na água.

-...,.

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•

_.1

Figura 17. Processo de dissolução de um comprimido de permanganato de potássio, seguido da difusão dessa substância na água.

Na Figura 18 está representado um experimento em que uma solução aquosa de sacarose (açúcar comum) foi colocada em uma membrana que permite tanto a passagem de soluto quanto a de solvente e que foi imersa em um béquer contendo água pura. Nesse sistema, a sacarose e a água movimentam-se através da membrana, espontaneamente, até que as concentrações dos dois lados da membrana se igualem. membrana permeável solução aquosa de sacarose

+ --

estado inicial

água pura béquer estado final

Figura 18. Representação esquemática do processo de difusão através de uma membrana permeável. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

As membranas que permitem a passagem de soluto e de solvente são chamadas de permeáveis. Algumas membran as, como as de sistemas biológicos, permitem a passagem apenas do solvente ou de um soluto e são chamadas de semipermeáveis. Propriedades coligativas

103

Quando uma membrana semipermeável permite apenas a passagem do solvente, este se difunde, passando de um meio menos concentrado para um mais concentrado, até que as concentrações em ambos os lados da membrana se igualem (Figura 19).

tubo de vidro

membrana semipermeável solução menos concentrada de sacarose

_.,.....-1---solução concentrada de sacarose

Figura 19. Representação esquemática da passagem de solvente do meio menos concentrado para o mais concentrado. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

estado inicial

estado final

A movimentação apenas das partículas do solvente através de uma membrana semipermeável, motivada por uma diferença de concentração, é denominada osmose.

Na osmose, o solvente passa do meio menos concentrado para o mais concentrado. Assim, no processo representado na Figura 19, a solução que no início é diluída (fora da membrana) tem sua concentração aumentada, pois a quantidade de solvente diminui. E a solução inicialmente mais concent rada (dentro da membrana) é diluída, pois a quantidade de solvente aumenta. A movimentação do solvente ocorre até que as concentrações das duas soluções separadas pela membrana semipermeável tornem-se iguais.

Pressão osmótica

É possível impedir o processo de osmose aplicando-se uma força no sentido inverso ao da sua ocorrência. Essa força é chamada de pressão osmótica (n) e pode ser medida experimentalmente. Na Figura 20, a água tenderia a passar para o tubo contendo a solução aquosa de sacarose (meio mais concentrado). Porém, ao ser aplicada uma pressão sobre a solução, o processo é impedido e as concentrações permanecem diferentes. 1t

l ~

.._

Figura 20. Representação esquemática da aplicação de pressão sobre uma solução para evitar a ocorrência do processo de osmose. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

104

Capítulo 4

membrana semipermeáv el

água pura

-- ---'

/ /

solução aquosa de sacarose

Em 1886, o químico holandês Jacobus Henricus van't Hoff (1852-1911), com base em análises de dados experimentais, verificou que a pressão osmótica é proporcional à concentração em quantidade de matéria da solução e à temperatura em que ela se encontra. Assim:

Em que: n: é a pressão osmótica expressa em kPa; CM é a concentração em quantidade de matéria expressa em mol · L- 1; Ré a constante de proporcionalidade expressa em kPa · L · mo1- 1 · K- 1; T é a temperatura absoluta expressa em K. Lembrando que CM =

.!2., podemos escrever a seguinte expressão para a pressão V

. . n = -n · R · T osmot,ca: V Assim, chegamos a:

~ 1t· V = n·R · T Em que: n: é a pressão osmótica expressa em kPa; V é o volume de solução expresso em L; n é a quantidade de matéria do soluto expressa em mol; Ré a constante de proporcionalidade expressa em kPa · L · mol- 1 • K- 1; T é a temperatura absoluta expressa em K. O valor de R depende da unidade de pressão empregada, assim: R = O 082 atm L mol- 1 K- 1 ou R = 8 3 kPa L mol- 1 K- 1 ' ' Note que se trata de uma equação semelhante à de estado de um gás ideal. Como a relação entre pressão osmótica e concentração de uma solução é diretamente proporcional, temos que quanto maior for a pressão osmótica de uma solução, mais concentrada ela estará. Assim, ao compararmos a pressão osmótica de duas soluções quaisquer, chamadas A e B, podemos fazer a seguinte classificação:

~r"m"M""''M"'i1'M

1§ S!.

> n:8, dizemos que a solução A é hipertônica em relação à solução B; • se n:A < n:8, dizemos que a solução A é hipotônica em relação à solução B;

•

se n:A

se n:A = n: 8, dizemos que as soluções A e B são isotônicas. A osmose é bastante importante em diversos processos biológicos, pois a membrana presente nas células atua como uma membrana semipermeável. Dessa forma, quando colocamos uma célula em um meio hipertônico, ou seja, um meio em que a concentração de soluto é maior que a concentração no interior da célula, as moléculas de água de dentro da célula tendem a passar para o meio externo para igualar as concentrações e, portanto, a pressão osmótica. A célula, então, " murcha" (Figura 21a). Quando o inverso ocorre, ou seja, quando uma célula é colocada em meio hipotônico em relação ao seu interior, as moléculas de água do meio tendem a passar para dentro da célula, fazendo com que ela fique túrgida ("inchada "), podendo estourar (Figura 21 b). Já quando a célula se encontra em um meio isotônico em relação ao seu interior, as moléculas de água fluem do meio para a célula e dela para o meio, sem acarretar alteração (Figura 21c). •

Figura 21 . Hemácia (célula sanguínea) em um meio hipertônico (a), hipotônico (b) e isotônico (c). (Aumento de 15 000 vezes.)

Propriedades coligativas

105

Uma aplicação desse processo, utilizado desde a Antiguidade, é a conservação ~ de alimentos. A adição de sal de cozinha, por exemplo, a uma carne, faz com l~ que as células do alimento percam água espontaneamente, pois a concentração ~ de sais fora dessas células é maior. A conservação ocorre porque as células dos microrganismos existentes na carne, que acelerariam o processo de deterioração do alimento, também perdem água, dificultando sua reprodução e sobrevivência. A conservação de frutas em calda segue o mesmo princípio, já que a concentração elevada de açúcar também promove a saída de água das células (Figura 22). iii

Osmose reversa - dessalinização da água do mar

A quantidade de água doce disponível para o consumo humano é muito pequena quando comparada à quantidade de água salgada dos oceanos. Além disso, fatores como a poluição das águas e alterações climáticas afetam ainda mais a disponibilidade de água doce potável no mundo. A dessalinização da água do mar aparece como uma alternativa para algumas regiões que enfrentam, ou estão prevenindo, situações de escassez de água doce. Por causa da alta concentração de íons, a água do mar é imprópria para o consumo humano e para diversas utilizações do dia a dia. Trata-se de uma solução hipertônica em relação aos meios (soluções aquosas) existentes no organismo dos seres vivos. Se ingerida, a água salobra pode causar desidratação, pois a água existente no interior das células passaria para o meio externo (mais concentrado) através da membrana plasmática, que é seletivamente permeável. Da mesma forma, os peixes de água doce ficam desidratados se colocados no mar e acabam morrendo. Por isso, existe a necessidade de dessalinizar a água do mar e a água salobra em geral para uso doméstico adequado. O principal método empregado atualmente para dessalinização é o da osmose reversa ou osmose inversa. Conforme foi explicado, o princípio da osmose é a transferência de solvente (no caso, a água) através de uma membrana semipermeável, motivada por uma diferença de concentração das soluções, de modo que o sentido de movimentação do solvente ocorre da solução menos concentrada para a mais concentrada. Na osmose reversa, ocorre o processo inverso, de forma não espontânea, ou seja, a água é forçada a se t ransferir da solução mais concentrada para outra menos concentrada. Para que isso ocorra, aplica-se uma pressão sobre a solução de maior concentração até a pressão superar o valor da pressão osmótica (Figura 23).

Figura 22. Frutas em calda e legumes em solução salina são conservados por mais tempo por causa da alta concentração de açúcar e sais. respectivamente.

membrana semipermeável

1!I _ _ .r ..i e õ

água do mar

água dessalinizada

Ilustração produzida com base em: CHANG, R. Qufmica. Trad. E. J. H. D'Bournevílle. Novena edición. Cidade do México: McGraw·Hill: lnteramericana, 2007. p. 531. .,

Figura 24. Unidade dessalinizadora de água na cidade de Malhada de Pedras, no sertão baiano. Foto de

2012.

106

Capítulo 4

Figura 23. Representação esquemática do processo de osmose reversa em que a água (solvente) passa da solução mais concentrada para a menos concentrada por aplicação de uma pressão maior que a osmótica. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Alguns países, como a Arábia Saudita, dependem dessa forma de obtenção de água potável (50o/o da água utilizada por esse país é obtida por processo de dessalinização da água do mar do Golfo Pérsico). No Brasil, a utilização da água dessalinizada ainda não acontece em grande escala, mas já é utilizada como alternativa para obtenção de água potável em algumas cidades.

Influência do número de partículas em solução Quando comparamos uma solução formada pela adição de 1 mol de cloreto de sódio (NaCf) a 1 L de água e outra formada pela adição da mesma quantidade de matéria de sacarose (C12H22 0 11}, também a 1 L de água, verificamos que o número de partículas de soluto dissolvido na primeira solução é maior que na segunda. Isso ocorre porque o cloreto de sódio dissocia-se, produzindo 2 mols de íons solvatados. Já a dissolução da sacarose produz apenas 1 mol de partículas dissolvidas. 9 NaCf(s) _ .1.=.... "-ª .... Na+(aq)

1 mol

+ Cf - (aq) 1 mol

C12H220 1,(s) 1 mol

~gua "

C12H220 11(aq) 1 mol

Como cada 1 mol de NaCf fornece 2 mols de partículas dissolvidas, a concentração final em quantidade de matéria dessa solução é o dobro da solução de sacarose, e o efeito coligativo, ou seja, a alteração das propriedades coligativas causada pela quantidade de soluto dissolvido, é duas vezes maior no sistema que contém o cloreto de sódio. Dessa forma, a solução de cloreto de sódio apresenta pressão de vapor e temperatura inicial de solidificação menores que a solução de sacarose, e a temperatura inicial de ebulição e a pressão osmótica são maiores.

1. O segredo de uma boa compota de morangos está

relacionado com a presença de uma molécula chamada pectina, que está presente nas paredes das células vegetais. Para extrair as moléculas de pectina, deve-se aquecer bem a mistura de água, morangos e açúcar. É importante ressaltar que quanto maior a temperatura alcançada por essa mistura, maior será a quantidade de pectina extraída e melhor a qualidade da compota. A adição de açúcar na água, antes do aquecimento, auxilia na extração da pectina. Explique esse fato.

2. (UFRGS-RS) Assinale a alternativa que preenche corretamente as lacunas do enunciado abaixo, na ordem em que aparecem. Uma solução injetável foi preparada de modo inadequado, pois, ao entrar na corrente sanguínea, promoveu o inchamento e a ruptura dos glóbulos vermelhos. A solução é portanto ........... em relação ao soro sanguíneo, e a concentração de soluto é .......... . àquela que deveria ter sido preparada. a) hipotônica - superior @ hipotônica - inferior c) isotônica - superior

d) hipertônica - superior e) hipertônica - inferior

3. (UERJ) Para evitar alterações nas células sanguíneas, como a hemólise, as soluções utilizadas em alimentação endovenosa devem apresentar concentrações compatíveis com a pressão osmótica do sangue. Foram administradas a um paciente, por via endovenosa, em diferentes períodos, duas soluções aquosas, uma de glicose e outra de cloreto de sódio, ambas com concentração igual a 0,31 mol · L- 1 a 27 ºC. Considere que: • a pressão osmótica do sangue, a 27 ºC, é igual a 7,62 atm; • a solução de glicose apresenta comportamento ideal; • o cloreto de sódio encontra-se 100% dissociado. a) Calcule a pressão osmótica da solução de glicose e indique a classificação dessa solução em relação à pressão osmótica do sangue. 7,62 atm b)As curvas de pres- P. são de vapor (Pv) em função da temperatura (t) para as soluções de glicose e de cloreto de sódio são apresentadas no gráfico ao lado.

Aponte a curva correspondente à solução de glicose e justifique sua resposta. Propriedades coligativas

107

.,t

.....-º---j

•

Estação de dessalinização de água em Maranguape, CE. Foto de 2014.

Dessalinizar a água é cada vez mais viável A dessalinização da água do mar e de águas salobras é comum em países desérticos ou com pouca disponibilidade de água potável, como no Oriente Médio e na África. Mas o seu uso não se restringe a esses locais e já está bastante difundido no mundo. [... )

[...1 No Brasil, o Programa Água Doce {PAD), do Ministério do Meio Ambiente (MMA), investe em sistemas de dessalinização para oferecer água com qualidade a populações de baixa renda em comunidades do semiárído. O PAD atende todo o Nordeste e o norte de Minas Gerais, onde a disponibilidade hídrica é baixa e a salinidade das águas subterrâneas é elevada. Iniciado como Programa Água Boa, em 1997, para desenvolver técnicas de dessalinização, atualmente o PAD concentra-se na manutenção e no aproveitamento da estrutura de dessalinizadores instalados na década de 90. A Universidade Federal de Campina Grande {UFCG), na Paraíba, tem trabalhado com o MMA em sistemas de dessalinização. A técnica utilizada pelo Laboratório de Referência em Dessalinização {Labdes), do Departamento de Engenharia Química da instituição, é a osmose inversa[ ... ). O processo é responsável, por exemplo, pelo abastecimento de água no Arquipélago de Fernando de Noronha há uma década. O professor Kepler Borges França, coordenador do Labdes, esteve à frente do programa do ministério desde o início e explica que a osmose inversa é responsável por retirar não somente os sais da água, mas também microrganismos, bactérias e fungos, deixando a água potável para o uso humano. [... )

[...1 O especialista afirma que atualmente o esforço do Labdes é levar a dessalinização para todas as capitais do litoral brasileiro a fim de minimizar a escassez de água provocada pelo grande consumo em condomínios à beira-mar. Segundo ele, a dessalinização é viável para evitar situações de desabastecimento, como a que ocorre em São Paulo, e tem um custo menor do que a construção de canais para levar água aos grandes centros urbanos.

[...1 DESSALINIZAR a água ê cada vez mais viável. Em Discussão! Distrito Federal: Senado Federal, n. 23, ano 5, dez. 2014. Disponivel em: <http://www.senado.gov.br/notiàas(jornaliemdiscussao/escassez-de-agua/materia.html?materia=dessalinizar-a-agua-e-cada-vez-mais-viavel.html>. Acesso em: 5 mar. 2016.

108

Capítulo 4

Startup usa ondas do mar para gerar energia [...1 [Uma startup) desenvolveu uma tecnologia capaz de converter ondas do mar em energia elétrica. Financiada pelo Programa de Pesquisa e Desenvolvimento da Agência Nacional de Energia Elétrica (Aneel), o projeto pretende disponibilizar a tecnologia no mercado como uma fonte de energia renovável e de baixo custo. Desenvolvida e patenteada pela startup, a tecnologia funciona através de um módulo que flutua em alto-mar. A movimentação das ondas aciona um mecanismo de pressurização da água dentro do módulo que transforma o movimento das ondas em energia elétrica.

[...1 Paralelamente às pesquisas para a geração de energia elétrica renovável a partir das ondas, a[ ...) [startup) tem trabalhado em uma tecnologia de dessalinização da água do mar. [... ] ~ A energia gerada pelo flutuador aciona uma bomba "' captando a água do mar que, após um tratamento para ~~ retirar as impurezas, entra em uma espécie de peneira, ; que retém o sal. Este processo é chamado de osmose ~ reversa. Metade da água captada é devolvida para o oceano, com o sal. Os outros 50% viram água potável e ficam retidos no dispositivo. "Um dos maiores desafios para a dessalinização da água do mar é o consumo intensivo de energia no processo, que pode atingir de 50% a 70% do custo da água doce produzida. Por isso, a utilização da energia das ondas do mar é uma fonte de energia economicamente viável para a dessalinização da água do mar por osmose reversa", diz Rafael Malheiro Ferreira, pesquisador [da startup).

[... 1 Flutuador de uma usina de ondas que utiliza parte da energia conseguida com a movimentação das ondas para obter água dessalinizada. São Gonçalo do Amarante, CE. Foto de 2012.

Atividades ~

ZUINI, P; CEPELLOS, M. Startup usa ondas do mar para gerar energia. Pequenas Empresas & Grandes Negócios. São Paulo: Globo, 28 jul. 2015. Disponível em: <http://revistapegn.globo.com/Banco·cle·ideias/notic.ia/2015/07/ startup-usa-ondas-do-mar·para-gerar-energia.html>. Acesso em: 5 mar. 2016.

Escreva no caderno

1. O primeiro texto aborda uma das possíveis estratégias para conter a crise hídrica no Brasil, especialmente nas regiões que sofrem com as secas, que é a captação e a dessalinização da água do mar e de água salobra. Pesquise os diferentes métodos aplicados na dessalinização de água em grande escala e apresente à classe um resumo de um desses métodos.

2. Ainda que represente uma alternativa capaz de diminuir a captação e a exploração das fontes de água doce, o desenvolvimento de sistemas de dessalinização encontra diversas críticas. Pesquise quais são os principais pontos negativos da implantação de usinas dessalinizadoras e debata a respeito com seus colegas. Aponte de que forma a nova tecnologia apresentada no segundo texto tenta minimizar alguns dos pontos negativos. 3. A dessalinização da água do mar é uma realidade em diferentes regiões ao redor do mundo. Pesquise um caso de uma cidade, um estado ou um país em que se utiliza água dessalinizada. Exponha à classe um panorama do problema hídrico do local, qual método de dessalinização é utilizado e quais as principais consequências positivas do uso dessa água. 4. A implantação de um sistema de dessalinização de grande magnitude envolve a participação de membros da sociedade científica, tecnológica, bem como do governo e da sociedade. Utilizando os dados obtidos em suas pesquisas, discuta com os colegas quais os principais fatores que trabalham a favor e contra a implantação desse tipo de solução hídrica no Brasil.

Propriedades coligativas

109

1. (Udesc-SC) A pressão de vapor de um solvente líquido diminui devido à presença de um soluto não volátil (efeito tonoscópico), afetando a temperatura de fusão (efeito crioscópico) e a temperatura de vaporização do solvente (efeito ebulioscópico). Faz-se uso destes fenômenos, por exemplo, nos anticongelantes utilizados nos radiadores de automóveis e nos sais empregados para fundir gelo em regiões onde há ocorrência de neve. Os líquidos A, B, C e D, listados a seguir, estão a 1 atm e a 25 °C e apresentam, respectivamente, pressões de vapor pA' p ª' Pe e Po·

Nace

Líquido B: 100 mL de água. Líquido C: 100 mL de solução 0,01 mol/ L de glicose , em agua. Líquido D: 50 mL de água. Assinale a alternativa correta com relação à pressão de vapor dos líquidos A, B, C e D. ~ p =PB > PC >PA ~ D

c) PA=Pc>P0 >P8 d) PD>PB>PA=PC e) PD >PA =PC >PB 2. (UFRGS-RS) Assinale a alternativa que completa corretamente as lacunas do enunciado a seguir, na ordem em que aparecem.

Uma sopa muito salgada é aquecida numa panela aberta. Nessas condições, a sopa deve entrar em ebu100 ºC. Assim, à lição numa temperatura medida que a água da sopa evapora, a temperatura .

@ acima de - aumenta b) acima de - diminui c) abaixo de - aumenta d) igual a - permanece constante e) igual a - aumenta 3. (Cefet-MG) O esquema a seguir representa um método de separação de uma mistura formada por água (tebuliçao _ ::: 100 ºC) e acetona (t buli _ ::: 56 ºC) à pressão e: çao

11 O

Capítulo 4

manta elétrica

destilado

Considerando-se a possibilidade de se retirarem amostras do resíduo e do destilado durante o processo de separação, é correto afirmar que a: a) pressão de vapor do resíduo é maior que a do destilado nas amostras recolhidas. b) temperatura de ebulição do destilado é maior que a do resíduo ao final da destilação. @ pressão de vapor das amostras do resíduo torna-se menor no término da destilação.

b) PA>Pc >P8 >P0

de 1 atm.

~w~

condensador

Líquido A: 100 mL de solução 0,01 mol/L de , em agua.

da sopa -

termômetro

d) temperatura de ebulição das amostras do destilado sofre alteração, à medida que a destilação prossegue. e) temperatura de ebulição do destilado se iguala à do resíduo nas primeiras amostras removidas após o início da destilação. 4. (UEL-PR) Um estudante do Ensino Médio fez a seguinte pergunta ao professor: "É possível fazer a água entrar em ebulição em temperatura inferior à sua temperatura de ebulição normal (100 ºC) ?" Pararesponder ao aluno, o professor colocou água até a metade em um balão de fundo redondo e , , o aqueceu ate a agua entrar em ebulição. Em seguida, retirou o balão do aquecimento e o tampou com uma rolha, obser,, o :! vando, após poucos segundos, -~ o ,f o término da ebulição da água. <> li u Em seguida, virou o balão de <> • J:I !! cabeça para baixo e passou º<> <> gelo na superfície do balão, <!! .2 conforme a figura ao lado.

. ~

Após alguns segundos, a água entrou em ebulição com o auxilio do gelo. O aluno, perplexo, observou, experimentalmente, que sua pergunta tinha sido respondida. a) A partir do texto e da figura, explique o que provocou a ebulição da água com o auxílio do gelo. b) O professor, mediante o interesse do aluno, utilizou o mesmo balão para fazer outro experimento. F.sperou o balão resfriar até a temperatura de 25 ºC e acrescentou uma quantidade de um sal ao balão até saturar a solução, sem corpo de fundo. A massa da solução aquosa salina foi de 200 g e, com a evaporação total da solução, obteve-se um resíduo salino no fundo do balão de 50 g.

a) Considere que as temperaturas S, t 2, ~ e t4 correspondem, respectivamente, às garrafas 1, 2, 3 e 4 . Ordene essas temperaturas de maneira crescente usando os símbolos adequados dentre os seguintes: >, <, ~' ;;e,'

b)Justifique a escolha da menor temperatura. 7. (PUC-RS) O gráfico representa o efeito crioscópico observado pela adição de quantidades gradativas de cloreto de sódio à água, o que pode ter várias finalidades, como, por exemplo, auxiliar na fabricação de sorvete.

Variação da temperatura de congelação da água com a concentração de NaCCna solução

A partir do texto, determine a solubilidade do sal em

-si~ ~_::,,.-.::-~ ~ ~ ~ ~ ~ ~

g/100 g de H 20, na mesma temperatura analisada. 33,3 gil 00 g de água

-10 1--~~~~---"""'"'~ ~ ~ ~ ~

5. (UFU-MG) As contribuições da ciência e tecnologia marcaram os últimos séculos em todos os setores da sociedade. Na indústria, por exemplo, a produção do café solúvel pode ser compreendida a partir da mudança de estado físico da água, descrita pelo diagrama de fases abaixo: Pressão, P sólido

líquido

vapor

Temperatura, t A partir da análise do diagrama de fases, proponha um procedimento que explique como é possível a

obtenção do café solúvel desidratado, sem, contudo, ocorrer a perda de suas propriedades. Considere que, no processo da fabricação desse gênero alimentício, a primeira etapa é a preparaç.ã o de uma solução contendo água e o café já torrado e moído. 6. (Unicamp-SP) Considere quatro garrafas térmicas contendo: Garrafa 1: 20 gramas de água líquida e 80 gramas de gelo picado.

Garrafa 2: 70 gramas de solução aquosa 0,5 mo! · dm- 3 em sacarose e 30 gramas de gelo picado. Garrafa 3: 50 gramas de água líquida e 50 gramas de gelo picado. Garrafa 4: 70 gramas de solução aquosa 0,5 mo!· dm- 3 em NaCCe 30 gramas de gelo picado. O conteúdo de cada garrafa está em equilíbrio térmico, isto é, em cada caso a temperatura do sólido é igual à do líquido.

t, < 1, < t, = ~

-15 -201~~~~~~~~~--'~-

-2s ......~~~~~~~~~~~~ o

5 10 15 20 25 Concentração de NaCl (% em massa)

fonte: BARROS. H; MAGALHÃES,W. Efeito crioscópico: experimentos simples e aspectos atômico-moleculares. Química Nova na Escola, v. 35, n. 1, p. 45-47, fev. 2013.

Com base no gráfico, é correto afirmar que a) a adição de cloreto de sódio eleva a pressão de vapor da água. @ a adição de 15 g de NaCC para cada 100 g de solução provoca um abaixamento de cerca de 11 ºC na temperatura de congelação. c) a solução passa a fundir em torno de 8 ºC com a adição de 10 g de NaCC em 100 g de solução. d) é necessária uma temperatura abaixo de -15 ºC para congelar a solução formada por 10,0 kg de água e 1,0 kg de sal de cozinha. e) é possível baixar o ponto de congelação de 0,5 L de água a -10 ºC, pela adição de 50 g de NaCC. 8. (UFSC)

Em 22 de julho de 2013, a presença de uma massa de ar polar na Região Sul do Brasil abaixou a temperatura, provocando geadas e neve nas regiões tradicionalmente mais frias. O registro de neve mais surpreendente foi no Morro do Cambirela, em Palhoça, na Grande Florianópolis. Algumas rodovias de Santa Catarina ficaram cobertas de neve e a Policia Militar Rodoviária realizou a Operação Neve na Pista 2013, na qual uma equipe monitorava as estradas e, nos trechos mais críticos da serra catarinense, depositou sal {cloreto de sódio) para evitar a formação de gelo. Disponível em: <http://g1.globo.com/sdsantacatarina/noticia/2013/07/ devido-ao-frio-intenso-pmrv-realiza-operacao-neve-na-pista-2013.htmb,. Acesso em: 29 maio 2016. [Adaptado) Propriedades coligativas

111

Assinale a(s) proposição(ões) correta(s). 01. No ponto de solidificação de um líquido puro, a pressão de vapor na fase líquida é maior que a pressão de vapor na fase sólida. 02. A propriedade coligativa que estuda o abaixamento do ponto de solidificação do solvente causado pela adição de um soluto não volátil é a crioscopia. 04. Uma solução 1 moVL de glicose (C6 H120 6) congela em temperatura mais alta que uma solução 1 mol/ L de cloreto de sódio (NaCe). 08. A adição de cloreto de sódio sobre a neve diminui a pressão de vapor da fase líquida. 16. O abaixamento da temperatura de solidificação é menor em uma solução 1 mol/L de cloreto de sódio (NaCe) do que em uma solução 0,5 mol/L de cloreto de cálcio (Cace2 ). 32. As propriedades coligativas dependem do número de partículas de um soluto não volátil dissolvido em um solvente. 64. O cloreto de sódio aumenta a temperatura de solidificação da água, acelerando o processo de degelo da neve. Soma: 46 (02 + 04 +os+ 32) 9. (Fuvest-SP) A porcentagem em massa de sais no sangue é de aproximadamente 0,9o/o. Em um experimento, alguns glóbulos vermelhos de uma amostra de sangue foram coletados e separados em três grupos. Foram preparadas três soluções, identificadas por X, Y e Z, cada qual com uma diferente concentração salina. A cada uma dessas soluções foi adicionado um grupo de glóbulos vermelhos. Para cada solução, acompanhou-se, ao longo do tempo, o volume de um glóbulo vermelho, como mostra o gráfico. Volume do glóbulo vermelho

Porcentagem média de gosto 100 80

60 40 20 o .J_L...~--..!!.~-..::!~lt.-..__~-

0,00 0,01 0,02 0,03 0,04 0,05 Concentração de KCe em molll

a) Qual a quantidade, em gramas, de KC e adicionado à sopa? := 3,92 g b) Qual a pressão osmótica n, a 57 ºC, desta solução de KC e? n = c R T, onde c é a concentração de partículas em moVL, R = 0,082 L atm K- 1 mol- 1, T é a temperatura absoluta. := 1,89 atm 11 . O efeito ebulioscópico depende do número de partículas acrescentado ao solvente: quanto mais partículas do soluto, maior o efeito coligativo e maior a temperatura de ebulição do solvente. Com base nessas informações e em seus conhecimentos, é correto afirmar que encontramos o maior efeito ebulioscópico na: a) solução 0,5 moVL de hidróxido de sódio (Na OH). @ solução 0,5 moVL de brometo de magnésio (MgBr2 ). c) solução 0,2 mol/ L de cloreto de potássio (KCf ).

solução Y solução Z '--~~~~~~~~~_.

Tempo

Com base nos resultados desse experimento, é correto afirmar que a) a porcentagem em massa de sal, na solução Z, é menor do que 0,9%. @ a porcentagem em massa de sal é maior na solução Y do que na solução X. c) a solução Y e a água destilada são isotônicas. d) a solução X e o sangue são isotônicos. e) a adição de mais sal à solução Z fará com que ela e a solução X fiquem isotônicas.

112 Capítulo 4

10. (Unicamp-SP) O cloreto de potássio é muitas vezes usado em dietas especiais como substituto de cloreto de sódio. O gráfico abaixo mostra a variação do sabor de uma solução aquosa de cloreto de potássio em função da concentração deste sal. Ao se preparar uma sopa (1,5 litros), foi colocada a quantidade mínima de KCe necessária para se obter sabor "salgado", sem as componentes "amargo" e "doce".

d)solução 0,1 mol/ L de glicose (C6 H120 6). e) solução 0,5 mol/ L de sacarose (C12H 22 0 11 ). 12. (Udesc-SC) Como acontece com todos os seres vivos, o organismo do peixe é formado por uma alta porcentagem de água, em que estão dissolvidas muitas substâncias. O organismo dos peixes possui um metabolismo e um sistema de adaptação para compensar o desequilíbrio entre a pressão osmótica interna de seu organismo e a pressão osmótica externa da água circundante, já que as concentrações das substâncias nos organismos e no meio externo são diferentes. a) Calcule a pressão osmótica da água do mar de uma certa região, considerando que a concentração de sais na água do mar resume-se à concentração de

35 g/L de NaC e, e que a temperatura média do oceano é de 23 ºC. 29,04 aun b)Quando a pressão osmótica do peixe poderá se equivaler à da água do mar? Dados: Na = 23; Ce = 35,5. 13. (UFAL) A água do mar pode ser considerada como uma solução contendo vários sais dissolvidos. Entre as afirmações a seguir, assinale a que não é correta em relação à água do mar.

a) Um dos sais dissolvidos na água do mar é o cloreto de sódio. b) A pressão de vapor da água do mar é menor do que a da água pura à mesma temperatura. c) A temperatura normal de ebulição da água do mar é maior do que a da água pura. d)A temperatura normal de ebulição da água do mar será sempre maior do que a temperatura normal de ebulição de uma solução de sacarose de concentração, em moVL, igual à do cloreto de sódio existente na água do mar. @ A temperatura de solidificação da água do mar permanece constante à medida que o solvente se solidifica.

destinada ao consumo de populações humanas, a água residual (25o/o do volume inicial), em que os sais estão concentrados, é usada para a criação de camarões. a) Supondo que uma água salobra que contém inicialmente 10 000 mg de sais por litro sofre a dessalinização conforme descreve o texto, calcule a concentração de sais na água residual formada em mg · L- 1 • _ , . d 4000Q{11g b) ea1cule a pressao mmuna que eve ser aplica a, num sistema de osmose inversa, para que o processo referente ao item a acima tenha início. A pressão osmótica de uma solução pode ser calculada por uma equação semelhante à dos gases ideais, onde n é o número de mols de partículas por litro de solução. Para fins de cálculo, suponha que todo o sal dissolvido na água salobra seja cloreto de sódio e que a temperatura da água seja de 27 ºC. Dado: constante dos gases, R = 8314Pa · L · K- 1 • mo1- 1• n:::8,5· lO' Pa

·J-'

e) Supondo que toda a quantidade (em mo!) de cloreto de sódio do item b tenha sido substituída por uma quantidade igual (em mo!) de sulfato de sódio, pergunta-se: a pressão a ser aplicada na osmose à nova solução seria maior, menor ou igual à do caso anterior? Justifique sua resposta.

14. (UERN) Um estudante de química, realizando um ex-

perimento em laboratório, colocou dois copos iguais e O nas mesmas condições de temperarura e pressão, dentro de I uma tampa transparente. No 1copo 1 continha apenas água e, no copo 2, uma solução de 0,3 moVL de cloreto de sódio.

Com relação ao experimento, é correto afirmar que o estudante chegou à seguinte conclusão: a) O ponto de ebulição nos dois copos é igual. b)A pressão de vapor no copo 1 é menor que a do copo 2. c) A solução presente no copo 2 congela mais rápido que a do copo 1. @})com o decorrer do tempo, o volume do copo 1 diminui e o do copo 2 aumenta. 15. (Unicamp-SP) No mundo do agronegócio, a criação de camarões, no interior do nordeste brasileiro, usando águas residuais do processo de dessalinização de águas salobras, tem se mostrado uma alternativa de grande alcance social A dessalinização consiste num método chamado de osmose inversa, em que a água a ser purificada é pressionada sobre uma membrana semipermeável, a uma pressão superior à pressão osmótica da solução, forçando a passagem de água pura para o outro lado da membrana. Enquanto a água dessalinizada é

16. Leia o texto a seguir e responda às questões. Icebergs não são feitos de água do mar

Parece óbvio que estas montanhas flutuantes sejam feitas de água do mar congelada. Na verdade, icebergs são grandes pedaços de água doce solidificada, que se desprendem das geleiras polares e viajam à deriva pelos mares. Até derreterem ou evaporarem completamente, eles podem durar mais de 1O anos - dependendo da incidência dos raios solares, da temperatura da água e das correntes maritimas. (...) LOPES, R. J. lcebergs não são feitos de água do mar. Superinteressante, edição 289a, São Paulo: Editora Abril, mar. 2011. Disponível em: <http://super.abril.eom.br/ciencia/icebergs-nao-saofeitos-de-agua-do-mar>. Acesso em: 2 mar. 2016.

a) Explique como é possível a massa de neve, acumulada e compactada nas geleiras, ocasionar o derretimento da base do gelo fazendo-o se desprender. b) O fenômeno de derretimento das geleiras polares tem como consequência o aumento do nível do mar, que, mesmo lento e gradual, pode ameaçar ilhas e cidades costeiras em todo o mundo. Explique qual fenômeno está associado ao derretimento das geleiras e proponha medidas para minimizar esse efeito. Propriedades coligativas

113

Todo e qualquer processo que ocorre na natureza envolve transferência e transformação de energia. A energia que vem do Sol aquece a atmosfera e a água dos oceanos e põe em movimento uma complexa rede de correntes atmosféricas e marítimas essenciais à vida. Ela é também fixada e convertida por seres autotróficos fotossintetizantes em energia química, iniciando-se assim o fluxo decrescente de energia nas cadeias alimentares. As atividades humanas sempre envolveram transferência e transformação de energia, mas podemos dizer que foi no século XVIII, com a Revolução Industrial, que as necessidades energéticas das sociedades ocidentais deram um salto gigantesco. Nesse período, a habilidade manual e a força muscular foram substituídas progressivamente por processos tecnológicos mecânicos mais eficientes. A era industrial iniciou uma verdadeira corrida aos meios mais modernos de produção e aproveitamento de energia. A primeira fonte de energia explorada intensamente foi o carvão mineral. Os altos-fornos siderúrgicos aumentaram a produção de aço utilizado na fabricação de máquinas a vapor, navios, ferrovias e indústrias, consumindo grande quantidade de carvão. Em meados do século XJX, com o desenvolvimento dos geradores elétricos, despontaram as usinas de eletricidade, como as usinas hidrelétricas. Ainda nesse século, com o surgimento dos motores de combustão, o petróleo começou a ser explorado como uma fonte energética de grande valor e utilização. A partir daí, outras modalidades de produção energética vêm sendo desenvolvidas para acompanhar a demanda crescente das sociedades industriais. No dia a dia, lidamos com objetos de vários tipos - de um simples lápis colorido a uma máquina complexa como um computador-, que, para serem fabricados, requerem muita energia. O petróleo ainda é uma das principais fontes de energia, pois sua exploração continua sendo viável economicamente. Hoje ele é retirado até de lugares pouco acessíveis, como é o caso da camada do pré-sal. Um aspecto negativo da prevalência dessa fonte é a poluição gerada. O uso indiscriminado de combustíveis fósseis em nível global é expressivo, o que pode tornar insustentável a vida na Terra. 1. Recorde seus estudos de Biologia a respeito das cadeias tróficas (cadeias alimentares). Por que o fluxo de energia nessas cadeias é decrescente? 2. No final, o texto afirma que a vida no planeta pode se tornar insustentável por causa da poluição gerada pelo uso indiscriminado de combustíveis fósseis. Você concorda com essa afirmação? Justifique. 3. Procure saber se há outras fontes de energia menos poluidoras que podem substituir os combustíveis fósseis.

114

•

Plataforma de produçao de petróleo do pré-sal no campo de Tupi, Rio de Janeiro, 2010.

•

-.. •

O conceito de calor É muito comum ouvirmos pessoas dizerem: " Estou com calor! ". Frequentemente, utilizamos a palavra calor como uma propriedade da matéria, como algo inerente a ela. Mas o calor não é u ma propriedade de um corpo, como a massa e o volume; ele é o fluxo de energia que se estabelece quando dois corpos (ou duas partes de um mesmo corpo) que apresentam temperaturas diferentes são postos em contato. Em outras palavras, calor é energia em t rânsito. Esse f luxo ocorre de maneira espontânea do corpo com maior temperatura

Figura 1. Um fluxo de energia do ambiente para o nosso corpo resulta em aumento da temperatura corporal. Ao suarmos, o calor é transferido do nosso corpo para o suor, que evapora, ajudando a manter nossa temperatura dentro de um limite específico. Como desidratamos nesse processo, precisamos beber água.

A condutividade térmica (K) depende de fatores como área, comprimento, diferença de temperatura e constituição química do material. Ela pode ser expressa matematicamente por:

.9_ · L • em que At A· AT

.9_ é a quantidade de calor At

transmitida por intervalo de tempo; L, o comprimento; A, a área; e AT. a diferença entre as temperaturas das duas extremidades longitudinais do material. Quanto maior for o valor de K (caso dos metais), maior será a condutividade térmica do material. Um material com o valor de K muito pequeno (caso da cortiça) é chamado de isolante térmico. Um "cobertor quente" é, na verdade, um cobertor constituído de um bom isolante térmico, que vai minimizar a troca de calor entre o corpo e o ambiente.

116

Capítulo 5

para o com menor temperatura, até que elas se igualem. Nesse momento, o f luxo de calor cessa . Quanto maior a diferença de temperatura, maior o fluxo de calor. Assim, quando estamos em um ambiente que se encontra a uma temperatura maior que a do nosso corpo, haverá um f luxo de energia do ambiente para o nosso corpo. Esse é o sentido cientificamente correto para a frase "Estou com calor! ". Então, nesse caso, nosso corpo fica mais quente? Será que os objetos frios são aqueles cujas temperaturas são baixas? E os quentes aqueles cujas temperaturas são altas? Ou melhor, quente e frio são atributos da matéria? Ou apenas sensações? Experimente colocar em suas mãos dois objetos de constituição química diferentes, como uma lata de alumínio vazia e uma rolha de cortiça. Considerando que tanto a rolha de cortiça quanto a lata de alumínio estão à temperatura ambiente e que esta é inferio r à temperatura de nosso corpo, ao tocá-los temos sensações térmicas diferentes. Mas por que isso ocorre? Por que temos a sensação de que o metal está frio e a rolha de cort iça não? Será que o metal está realmente mais frio que a rolha de cortiça? Isso se explica pela dife rença de condutividade térmica dos materiais. A condutividade térmica do alumínio é maior que a da rolha de cortiça, portanto a t ransferência de energia do nosso corpo para o pedaço de alu mínio e, em seguida, para o ambiente ocorre de fo rma muito rápida. Isso explica por que temos a sensação de f rio quando tocamos esse material. Já a cort iça apresenta baixa condutividade térmica, o que se traduz em t ransm issão lenta de energia do nosso corpo para a rolha e da rolha para o ambiente. Por isso a sensação de que ela está a uma temperatura maior que a do pedaço de alumínio . Mas, lembre-se! Os dois materiais apresent am a mesma temperatura. Portanto, quente e frio são apenas sensações, e não atributos da matéria . Dessa fo rma, podemos dizer que os conceitos cient íficos de calo r e temperatura são bastante dife rentes dos conceitos empregados no cotidiano. As pessoas tendem a associar o conceito de calor ao conceito de alta temperatura, ou seja, quanto maior a tem peratura de um corpo, maior a quant idade de calor. Entretanto, verificamos que isso não é verdade e percebemos que o calor só pode ser entendido a partir da diferença de tem peratura existente entre dois corpos ou entre duas partes de um mesmo corpo.

Conversões de energia Como já mencionamos no início de nossos estudos de Química, apesar de ser uma palavra amplamente utilizada, energia não tem uma definição trivial, e seu significado depende do fenômeno estudado. Para cada fenõmeno, há um tipo de energia - elétrica, mecânica, química, luminosa, sonora etc. - , e elas podem ser convertidas entre si.

Vejamos alguns exemplos. Quando a luz solar incide sobre as folhas de uma árvore, há a conversão de energia luminosa em energia química, que é utilizada na síntese de substâncias importantes para esse ser vivo. Esse processo, denominado fotossíntese, ocorre em organelas específicas das células vegetais. Nosso corpo converte a energia química armazenada nos alimentos consumidos em energia mecânica. Em dispositivos como pilhas e baterias ocorre a transformação de energia química em elétrica e viceversa. Quando a bateria de um celular é carregada, a energia elétrica é transformada em energia química, que é armazenada . Quando ocorre a descarga, durante o uso do celular, a transformação é inversa. Atualmente, cientistas têm buscado tecnologias que possibilitem uma conversão eficiente de algum tipo de energia em energia elétrica e que não agridam o meio ambiente. Em um futuro próximo, deve haver um grande aumento do consumo de energia elétrica, pois a população mundial já ultrapassou a marca dos 7 bilhões de habitantes e, de acordo com a Organização das Nações Unidas (ONU), esse número deve atingir os 9,6 bilhões em 2050. É preciso, portanto, que a sociedade não só apoie essas buscas realizadas por cientistas, mas também adote a prática do consumo consciente.

~ Unidades de medida de energia

Figura 2. Bateria comumente usada em aparelhos de celular.

Para medir a energia, são utilizadas, principalmente, duas unidades: a "~ caloria e o joule. Um joule (J) é definido como o t rabalho realizado pela força ·= de 1 newton (N) ao longo da distância de 1 metro (m) (trata-se da unidade õ sugerida pelo Sistema Internacional de Unidades; você entenderá melhor essa definição na disciplina de Física). A caloria (ca l) é definida como a quantidade de energia necessária para aumentar em 1 ºC a temperatura de 1 g de água, ou, mais precisamente, para variar a temperatura de 1 g de água de 14,5 ºC para 15,5 ºC. Experimentalmente foi determinado que cada caloria corresponde a 4, 18 joules. Nos rótulos das embalagens de alimentos, o valor energético geralmente é expresso em quilocalorias (kcal), o que equivale a 1 000 cal , e em quilojoules (kJ), que equivale a 1 000 J. Figura 3. Após a prática de

exercícios. é aconselhável a ingestão de frutas para repor a energia gasta.

Processos endotérmicos e exotérmicos Seja em um dia com falta de energia elétrica, seja em uma festa de aniversário, é provável que você já tenha se aproximado de uma vela acesa . Além da luz produzida (energia luminosa), a chama da vela libera energia na forma de calor. Essa energia é produzida pela queima do pavio e da parafina que constituem a vela. Os fenômenos que liberam calor para o meio são chamados de exotérmicos. A queima de uma vela, assim como de qualquer combustível, libera calor. A combustão completa do gás metano (CH.) produz gás carbônico (C0 2 ) e água (H2 0). Para cada mol de metano queimado, são liberadas em torno de 208 400 calorias de energia. Existem também fenômenos que, para ocorrer, precisam absorver energia. Eles são denominados endotérmicos. Como exemplo, temos a evaporação da água e a solubilização de nitrato de potássio (KN0 3) em água. É importante frisar que a liberação e a absorção de calor devem ser sempre avaliadas em relação a um sistema e sua vizinhança. O fluxo de energia de um sistema para sua vizinhança representa um processo exotérmico, e o inverso, um processo endotérmico. Tern1oquímica

117

~ Energia nas transformações físicas da matéria Nos estudos sobre as mudanças de estado físico das substâncias, aprendemos os tipos de t ran sformação e como são denominados (fusão, sublimação, condensação etc.). Vamos tentar entender agora como o calor está envolvido nessas transformações. Usaremos como exemplo a fusão e a solidificação da água. No gelo, as moléculas de água estão conectadas por meio de interações chamadas ligações de hidrogênio, formando uma rede cristalina regular (Figura 4).

( ) oxigênio o hidrogênio

plano horizontal

/ / ~ =:

Ilustração elaborada com base em: NELSON, D. L.; COX. M. M. lehninger principies of biochemistry. 3"' ed. New York: Worth publishers: Macmillan Higher Education, 2000.

Figura 4. Representação de ligações de hidrogênio entre as moléculas de água no gelo. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

//;

l '" Para que o gelo seja transformado em água líquida, essa estrutura deve se romper. Isso ocorre quando energia é absorvida na forma de calor. A fusão é, portanto, um processo endotérmico. É importante frisar que nesse processo não há quebra de ligações covalentes, são algumas ligações de hidrogênio que se rompem, comprometendo assim a rede cristalina regular. Para que a água passe do estado líquido para o sólido (gelo) e essa organização molecular se restabeleça, é necessário que energia na forma de calor seja liberada. A solidificação é, portanto, um processo exotérmico. Isso é facilmente observável no dia a dia. Se colocarmos uma pedra de gelo sobre uma mesa, a temperatura e pressão ambientes, ela derreterá. Como a temperatura ambiente é maior que a do gelo, calor será transferido para o gelo, causando sua fusão. Se adicionarmos água líquida a uma fôrma e a colocarmos no congelador, observaremos a formação de pedras de gelo. Como a temperatura no congelador é menor que a da água líquida, calor será t ransferido da água para o ambiente, e ela se solidificará. O mesmo raciocínio pode ser aplicado às outras transformações físicas. Assim, a vaporização. a sublimação e a fusão são processos endotérmicos; a liquefação (condensação), a ressublimação e a solidificação são processos exotérmicos.

118

Capítulo 5

~ Calorímetro Uma das formas de medir a quantidade de calor envolvida em uma transformação química ou física é empregando um aparelho denom inado calorímetro. Observe na Figura 5 o desenho esquemático de um calorímetro. A quantidade de calor liberada ou absorvida em uma transformação é medida indiretamente, mediante registro da variação da temperatura da água contida no calorímetro. Se sua temperatura aumentar, o processo é exotérmico (calor é transferido da amostra sob transformação para a água). Se sua temperatura diminuir, o processo é endotérmico ..,.--11-(calor é transferido da água para a amostra sob transformação). A parte / interna de um calorímetro assemelha-se a uma garrafa térmica: ele é termicamente isolado, ou seja, não troca calor com o ambiente externo. Para determinar a energia da combustão do etanol, por exemplo, colocamos uma quantidade de matéria dentro do cadinho no interior de um recipiente lacrado chamado bomba (ou câmara de reação). A bomba é um dispositivo feito de material especial para resistir a altas temperaturas. Ela apresenta entradas para o gás oxigênio e também contato elétrico (responsável pela ignição). Após adicionarmos a substância, a bomba é lacrada e pressurizada com oxigênio. Em seguida, é mergulhada no interior do calorímetro, que contém uma quantidade precisa de água. Uma vez que o equilíbrio térmico entre a água e a bomba seja alcançado, a corrente elétrica é ligada, dando início à reação. A combustão libera energia, que é transferida na forma de calor para a massa de água no interior do calorímetro. Podemos determinar a variação de temperatura da água usando o termômetro e, consequentemente, a energia liberada pela reação. Se considerarmos que não há perdas de calor para o ambiente (ou seja, que se trata de um sistema isolado), a quantidade de calor transferida pode ser expressa matematicamente por:

Q = m ·e· 6t

agitador (!

.ê ~

terminais elétricos @~ · ~e~b-;:::::""' para provocar início ~ 11da combustão .,, ~ ~

-lf--11- J:;l-- - - termômetro 11

recipiente isolado bomba (câmara de reação) fio fino em contato com a amostra -----cadinho T - - - atmosfera rica

em gás oxigênio água Figura 5. Representação esquemática de um calorímetro. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

em que Q é a quantidade de calor; m, a massa em gramas (do etanol, por exemplo); c, o calor específico; e ~t. a variação de temperatura da água em graus Celsius. O calor específico é característico de um material e corresponde à quantidade de energia necessária para elevar em 1 ºC a temperatura de 1 g desse material. Na Tabela 1, há uma pequena lista de calores específicos de alguns materiais. Tabela 1. Calores específicos de alguns materiais (a 25 ºC e pressão constante) Material

Calor específico (J/g · ºC)

Agua líquida

4,18

Etanol

2,42

1,01

Cobre

0,38

Latão

0,37

Granito

0,80

Mármore

0,84

Aço inoxidável

0,51

Polietileno

2,3

Vidro

0,78

Fonte de pesquisa: ATKINS, P.; JONES, l. Prindpios de química: questionando a vida moderna. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. p. 245. Tern1oquímica

119

Contexto histórico Calórico, calorímetro e calor O desenvolvimento da ciência química envolveu não só uma busca pelo conhecimento da estrutura da matéria e de suas transfo rmações, mas também estudos a respeito do calor envolvido nes• ·• · ·Ó · sas transformações. No século XVIII, os estudos e a engenhosidade de cientistas como o químico francês Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794) ' e o matemático, astrônomo e físico francês Pierre-Simon Laplace (1749-1827) possibilitaram a construção de equipamentos para mensurar o calor. Nesse período - quando a teoria de que o calor era um fluido, denominado calórico, que escoava de um corpo quente para um corpo frio, tinha grande força -, podemos localizar o início da ciência que hoje chamamos de Termoquímica. Entre 1782 e 1784, Lavoisier e Laplace desenvolveram um equipamento constituído por um espaço central, que continha a amostra (por exemplo, óleo mineral), uma câmara circundante, contendo gelo, e uma mais externa, com neve derretida (veja a ,,z (,;/.,µ 1Y,,,,. f igura ao lado). Eles o chamaram de calorímetro. Após tampá-lo, a quantidade de calor transferida na combustão da amostra era meIlustração do século XIX do calorímetro de gelo desenvolvido no período de 1782 a 1784 pelos dida em termos de massa de gelo derretido (em vez de em termos cientistas franceses Lavoisier e Laplace. da variação da temperatura da água, como no caso do calorímetro que estudamos, apresentado na Figura 5). O químico e físico escocês Joseph Black (1728-1799), utilizando o calorímetro de Lavoisier e Laplace, conseguiu determinar o calor de fusão e vaporização da água (chamado por ele de calor latente) e a capacidade calorífica (que hoje chamamos de calor específico) de diversos materiais. Com o tempo, outros tipos de calorímetro foram sendo desenvolvidos, mas houve um que foi fundamental para a queda do conceito de calórico, o criado pelo físico britânico James Prescott Joule (1818-1889). Com esse equipamento, Joule provou que era possível aquecer água sem colocá-la em contato com uma fonte de calor. Ele demonstrou que a rotação de pás metálicas em água ocasionava a elevação da temperatura da água. Ou seja, a energia cinética do mo, 11 1 ~, e ~'ll\

"'1<'Ór .,,_ , ,,• . . , _ , ,,~,//,,;

vimento das pás era convertida em calor e transferida para a água, elevando sua temperatura. Apesar desse e de outros experimentos semelhantes realizados por diversos cientistas, o conceito de calor como energia levou tempo para ganhar fo rça. Calorímetro desenvolvido por Joule em 1849.

Atividades

Escreva nocademo

1. Busque em livros, sites e outras fontes informações a respeito do calórico. Quais cientistas defendiam essa teoria? Quais contribuíram para seu abandono e de

que forma?

2. Além de dar contribuições para a Termoquímica, Laplace teorizou que o Sistema Solar havia se originado de uma nuvem de gás (a hipótese nebular),

120

Capítulo 5

estudou o movimento da Lua e dos planetas e desenvolveu a teoria da probabilidade em Matemática. Hoje em dia é raro haver cientistas que se voltem para áreas tão variadas, pois ocorreu uma forte especialização da atividade científica. Reúna-se em grupo, discutam sobre essa mudança e apresentem suas conclusões à classe.

~ Valor energético dos alimentos Para determinar o valor energético dos alimentos, utiliza-se também o calorímetro. Em vez de adicionar etanol à bomba, adiciona-se o alimento cujo valor energético se quer determinar. A energia liberada por sua combustão aquece a água, produzindo uma variação de temperatura, que será registrada pelo termômetro. Assim, pode-se calcular o valor energético em quantidade de calorias, que corresponde à energia liberada pela reação de combustão. No Brasil, a rotulagem nutricional obrigatória de alimentos e bebidas embalados é regulamentada pela Agência Nacional de Vigilância Sanitária (Anvisa), Resolução RDC n2 360, de 23 de dezembro de 2003. Assim, devem ser declarados o valor energético por porção, a quantidade por porção e a porcentagem do valor diário (%VD) dos seguintes componentes: carboidratos, proteínas, gorduras totais, gorduras saturadas, gorduras trans, fibras alimentares e sódio . A Tabela 2 mostra um modelo de como essas informações devem aparecer no rótulo desses produtos. Por ser um modelo, não estão indicados os valores de cada item.

Tabela 2. Modelo de rotulagem nutricional obrigatória de alimentos e bebidas embalados de acordo com a resolução da Anvisa RDC n2 360, de 23 de dezembro de 2003 INFORMAÇÃO NUTRICIONAL Porção _g ou mL (medida caseira) ºAI VD (*)

Quantidade por porção Valor energético

kcal e kJ

ºlo

Carboid ratos

Proteínas

ºlo

Gordu ras totais

o/o

Gordu ras saturadas

o/o

erans

Fibra alimentar

Sódio

ºlo

Outros minerais (1)

mg ou mcg

Vitaminas (1)

mg ou mcg

Gorduras

(•)%Valores diários de referência com base em uma dieta de 2 000 kcal ou 8 400 kJ. Seus valores diários podem ser maiores ou menores. dependendo de suas necessidades energéticas. (1) Quando declarados. Fonte: BRASIL. Ministério da Saúde. Rotulagem nutricional obrigatória: manual de orientação às indústrias de alimentos - 2' versão atualizada. Brasília, DF, 2005. Disponlvel em: <http://portal.anvisa.gov.br/wps/wcm/ connect/Sf53be80474583c58ee8de3fbc4c6735/manual_industria.pdf?MOD=AJPERES>.Acesso em: 10 mar. 2016.

Na Tabela 3, vemos exemplos do valor energético de alguns alimentos.

Tabela 3. Valor energético de alguns alimentos (porção de 100 g) Alimento Arroz integral cru Aveia em flocos crua Brócolis cozido Tomate com semente cru Banana nanica Azeite de oliva

Valor energético kcal

360 394 25 15 92 884 884

1505 1648 103 64 383 3699 3699

Alimento Filé de pescada crua Carne bovina, patinho sem gordura cru Peito de frango sem pele cru Iogurte natural integral Queijo mozarela Ovo de galinha cru

Valor energético kcal

111 133 149

464 558 625 215 1 380 599 1617

51 330 143 387

Açúcar refinado Óleo de soja Fonte de ~squisa: NEPA- UNICAMP. Tabela brasileira de composição de alimentos. 4. ed. Campinas. 2011 . Disponível em: <http://www.unicamp.br/nepa/taco/ contar/taco_4_edicao_ampliada_e_revisada.pdf?arquivo=taco_4_versao_ampliada_e_revisada.pdf>. Acesso em: 5 mar. 2016. Tern1oquímica

121

Objetivo

Atenção Esta atividade prática deve ser realizada sob supervisão e orientação do professor. O isqueiro será manuseado por seu professor. Muito cuidado ao manipular o alimento em combustão para evitar queimaduras. Recomenda-se que a atividade seja realizada em capela de exaustão ou em ambiente aberto e arejado. Componentes sólidos recidáveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível, guardados para reutilização no laboratório.

• Comparar a energia liberada na combustão de alguns alimentos.

Materiais • 1 calorímetro construído com caixa de leite

• 1 balança com precisão de 0,1 g

• 3 tubos de ensaio de 15 mm X 150 mm

• 1 clipe aberto para prender/espetar o alimento

• 1 pinça de madeira • 1 isqueiro

• água destilada • 1 bala (doce)

• 1 proveta de 10 mL • 1 termômetro de -10 ºC a 110 ºC

• grãos de amendoim • proteína de soja texturizada em pedaços (PTS)

• 1 prato de vidro ou fôrma de metal Obs.: Esses alimentos são apenas sugestões, pode-se empregar outros, como um pedaço de pão, um quarto de uma batata pequena etc.

Procedimentos a) Monte um calorímetro com a caixa de leite, conforme mostra a figura abaixo.

termômetro

cortar parte superior

i ~

virar

.; " ,t

tubo de ensaio com água

ã u

!2 ~

pinça de madeira

e? ,;;

alimento em combustão

b) Prenda o tubo de ensaio com a pinça de madeira e coloque-o no orifício superior do calorímetro. Regule a altura do tubo para que fique cerca de 3 centímetros acima da base. O calorímetro deve ser montado em cima do prato. c) Meça, com a proveta, 10 mL de água destilada e adicione ao tubo de ensaio. d)Introduza o termômetro no tubo de ensaio, tomando cuidado para não encostá-lo no fundo, e meça a temperatura da água. Anote o valor observado. e) Pese a amostra do alimento a ser analisado e anote a massa observada. Espete-a em uma das pontas do clipe. f) Peça ao professor para iniciar a queima de sua amostra com o auxílio de um isqueiro. Introduza o alimento em

combustão no orifício inferior do calorímetro, deixando-o próximo ao fundo do tubo de ensaio. g) Quando terminar a combustão do alimento, agite o tubo de ensaio, meça a temperatura da água e anote o valor. h)Repita o procedimento queimando as outras amostras de alimentos. Fonte de pesquisa: MARCONDES, M. E. R. (Coord.). Queima de alimentos. São Paulo: Gepeq-lQUSP. 2006. p. 96. Disponível em: <http://www.gepeqiqusp.wix.com/gepeq#Jqueima-de-alimentos/cz74>. Acesso em: 21 maio 2016.

Capítulo 5

;,;

cortar

122

'ª

Escreva

Para concluir

no caderno

1. Construa em seu caderno uma tabela como a repre-

sentada a seguir e anote suas observações durante a atividade prática. Compartilhe e compare seus resultados com os dos colegas. Alimento

Massa

Temperatura Temperatura ~t inicial final

4. Indique qual desses compostos está presente em maior quantidade em cada uma das amostras utilizadas na atividade: proteínas, lipídeos ou carboidratos? Qual é o papel de cada um desses componentes na dieta? 5. De acordo com suas observações nesta atividade prática, qual dos três tipos de alimento gera mais energia por unidade de massa (em grama)?

PTS Amendoim Bala

2. Calcule a variação de temperatura causada por cada grama de alimento queimado. 3. Explique como a combustão dos alimentos causa a

variação de temperatura.

1. Como poderia ser classificado o processo de fotossín-

tese? Endotérmico ou exotérmico? Justifique. 2. Leia o texto a seguir e responda à questão. [...]

A água [... J é parte essencial de todas as formas de vida dos reinos vegetal e animal e encontra-se por toda parte na crosta terrestre e na atmosfera. Nas faixas de temperatura do ar que ocorrem sobre a Terra, ela se apresenta nos três estados - sólido, líquido e gasoso [...). [...] [... ] Com disponibilidade de energia, a água sólida pode passar para a fase líquida, podendo, porém, também passar diretamente para a fase gasosa, processo este denominado sublimação. [... ) QUADROS, A. L. de. A água como tema gerador do conhecimento químico. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 20, p. 27-28, nov. 2004. Relatos de sala de aula. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc20/v20a05.pdf>. Acesso em: 8 mar. 2016.

Considerando as informações do texto e seus conhecimentos, classifique as mudanças de fases citadas no texto como endotérmicas ou exotérmicas. 3. O fenômeno da sublimação de naftalina sólida pode ser classificado como um fenômeno endotérmico ou exotérmico? O que poderia ser feito caso desejássemos recuperar uma naftalina sublimada? Caso você não conheça ou nunca tenha visto uma naftalina, pesquise sobre esse produto ou pergunte a pessoas mais velhas.

4. Quando ativamos a chave de ignição de um carro e ligamos o motor, ocorrem processos químicos e físicos e a conversão de diversos tipos de energia. O combus-

6. Uma das preocupações em relação à dieta dos brasileiros é o consumo excessivo de alimentos ricos em gordura e açúcar, resultando em uma dieta de alto valor energético, o que implica doenças como diabetes e doenças do coração. Discuta com seus colegas e com seu professor qual é a importância de se conhecer os valores nutricionais dos alimentos para uma alimentação saudável.

tível, por exemplo, é queimado dentro do motor do carro, produzindo energia suficiente para que o carro se movimente, acenda os faróis, refrigere o ar do interior da cabine. Considerando essas informações e seus conhecimentos, faça o que se pede. a) Que conversão de energia ocorre quando o combustível é queimado e os faróis do carro são acesos? b)A reação química que ocorre no motor do carro absorve ou libera energia? Classifique esse processo em exotérmico ou endotérmico e justifique sua resposta com elementos do texto. 5. (Unesp-SP) Diariamente podemos observar que reações químicas e fenômenos físicos implicam variações de energia. Analise cada um dos segtúntes processos, sob pressão atmosférica.

I. A combustão completa do metano (CH4 ) produzindo C02 e H20.

Il. O derretimento de um iceberg. III. O impacto de um tijolo no solo ao cair de uma altura h. Em relação aos processos analisados, pode-se afirmar que:

a) I é exotérmico, II e III são endotérmicos. @ I e III são exotérmicos e Il é endotérmico. c) I e II são exotérmicos e III é endotérmico. d) I, II e III são exotérmicos. e) I, II e III são endotérmicos. Tern1oquímica

123

Entalpia ••

Como vimos, as transformações químicas ou físicas podem ocorrer com liberação ou absorção de energia. Para entender melhor esses processos, à pressão constante, estabeleceu-se o conceito de entalpia (H). Definimos entalpia como a quantidade de energia de um sistema que pode ser transformada em calor à pressão constante. É normalmente expressa em unidade de energia Goule ou caloria) por quantidade de matéria (mol). Nesta coleção, os valores de entalpia são apresentados nas condições de temperatura e pressão iguais a 25 ºC e 1 atm (1 O1 325 Pa), exceto se outras condições forem indicadas. Quando um sistema passa por uma transformação, sua entalpia muda, ou seja, ele tem uma entalpia inicial (H;) e uma final (H1). Nos processos exotérmicos, H1 < H;; já nos endotérmicos, H; < Hr Diagrama 1. Representação de processo exot érmico (a) e processo endot érmico (b)

Entalpia

sistema depois da transformação (HJ

sistema antes da transformação (H1)

energia liberada

energia absorvida

sistema depois da transformação (HJ sistema antes da transformação (H1)

O total de calor absorvido ou liberado para o ambiente ao final de uma transformação é denominado variação de entalpia (.ó.H). Assim, para transformações isobáricas (à pressão constante), temos:

Q = .ó.H De maneira geral, essa variação é dada por:

.ó.H = H1 - H;

Diagrama 2. Representação de var iação de entalpia da reação entre o carvão e o gás oxigênio

Em uma reação química, H1 corresponde à entalpia dos produtos e H;, à entalpia dos reagentes. Quando a energia dos reagentes é maior que a dos produtos, a reação ocorre com liberação de calor (exotérmica); quando a energia dos reagentes é menor que a dos produtos, a reação ocorre com absorção de calor (endotérmica). Assim:

H p<odutos -

H,eagent.,

Entalpia

Observe a seguir a equação química e ao lado a representação gráfica da queima de carvão sólido. Como se trata de um material rico em carbono, ele é representado pelo símbolo desse elemento, o C. Note que a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos. Portanto, trata-se de uma transformação exotérmica

C(s) + o,(g) reagentes 1 - - - ~ - - - ,,...

,i!

;lJ

t "'"' !!'

produtos -- - - - -- - - -

124

CO,(g)

(.ó.H < O). C(s)

Capítulo 5

+ 0/g) ~ CO/g)

No diagrama 3, tem-se a representação gráfica da seguinte reação entre nitrogênio e oxigênio. Observe que a entalpia dos reagentes é menor que a dos produtos. Portanto, trata-se de uma transformação endotérmica (~H > O).

Diagrama 3. Representação de variação de entalpia da reação entre os gases nitrogênio e oxigênio Entalpia

2 NO(g) produtos - -- - -- - - - - - - - - - -, - - - - " ' - -

N (g) + 0 2(g) reagentes 1---2 - - ~

As duas equações anteriores podem ser representadas da seguinte forma: C(s) N2(g)

+ Oz{g) ~ CO) g) (~H <

+ 0 2 (g) ~ 2 NO(g) (~H > O)

Essas equações são denominadas equações termoquímicas. Observe que elas devem incluir, além dos coeficientes estequiométricos das espécies químicas envolvidas na transformação, dos seus estados físicos e da variedade alotrópica (quando necessário), o valor da variação de entalpia. Veremos outros exemplos à medida que avançarmos nos nossos estudos de Termoquímica. Também estudaremos como a variação de entalpia depende dos coeficientes estequiométricos, dos estados físicos e da variedade alotrópica, bem como da temperatura e da pressão em que uma tran sformação ocorre.

~ Lei de Hess Como vimos, o calor envolvido em uma t ran sformação pode ser determinado por um calorímetro. Contudo, por várias razões, o calorímetro não pode ser usado para determinação do calor envolvido em qualquer reação química. Há situações em que a reação pode ser lenta ou rápida demais, pode ser explosiva e pode, ainda, ocorrer simultaneamente com outras reações indesejadas, o que impossibilitaria a medida de variação de entalpia para a reação sob estudo. Como determinar o calor envolvido em transformações desse tipo? Foi enfrentando esse problema que o químico e médico russo de origem suíça Germain Henri Hess (1802-1850) formulou uma lei que ficou conhecida como lei de Hess. Estudando reações de neutralização, Hess verificou que a quant idade de energia liberada de determinada reação era sempre a mesma, independentemente de o processo se dar diretamente ou por meio de várias etapas intermediárias. Hess extrapolou essa observação para qualquer processo químico e formulou a lei segundo a qual a variação de entalpia de uma reação é igual ao somatório das variações de entalpia das etapas intermediárias, mesmo que essas etapas sejam teóricas. Para entender melhor o que significa a lei de Hess, vamos utilizar um exemplo concreto: a combustão de carbono na forma de grafite, C(graf.), formando gás carbônico, C02 , que pode ser representada por meio da equação a seguir. C(graf.)

+ 0 2(g) ~ CO/g) Tern1oquímica

125

A combustão pode ser de dois tipos: na completa todo o combustível reage com o oxigênio gerando C02 ; já na incompleta nem todo o combustível é convertido em C0 2 , há também geração de monóxido de carbono (CO) ou de carbono (C) na forma de uma fumaça negra conhecida como fuligem. Tanto o monóxido de carbono quanto a fuligem são extremamente prejudiciais à saúde, principalmente ao sistema respiratório. A combustão incompleta é favorecida quando há escassez de oxigênio, o que é observado, por exemplo, em motores de combustão interna mal regulados. Nesse caso, ou a captação de ar na câmara de combustão é ineficiente ou há injeção excessiva de combustível. Como resultado, veículos mal regulados acabam circulando e soltando uma fumaça negra pelo escapamento. Assim, o carbono na forma de grafite também pode sofrer combustão incompleta, geran do monóxido de carbono, CO, conforme a equação a seguir:

1 C(graf.) + - 0 2 (g) ~ CO(g)

O monóxido de carbono formado pode então reagir com mais gás oxigênio, originando o C0 2 .

Podemos assumir que a combustão completa representa a reação direta de formação do C0 2, enquanto a reação de combustão incompleta e a reação entre o monóxido de carbono e o gás oxigênio representam etapas intermediárias para a formação do C0 2 a partir do carbono grafite. De fato, fazendo a soma dessas duas etapas e anulando os compostos que aparecem na mesma quantidade dos dois lados da reação global, encontramos: C(graf.) + .2_0/ g) ~ 2

~ (1ª etapa)

C(graf.) + 0 2 (g) ~ CO/g) (reação global) A lei de Hess estabelece que a variação de entalpia (õ.H) da reação global é igual à soma das variações de entalpia das reações intermediárias (ô.H 1 e õ.H 2). Porém, enquanto as medidas de õ.H para a reação global e para a reação da segunda etapa podem ser realizadas experimentalmente, a medida para a reação da primeira etapa é, na prática, difícil, porque uma parte do monóxido de carbono (o produ to) reage com o gás oxigênio, formando dióxido de carbono. A lei de Hess permite então calcular a variação de entalpia para essa reação. Considerando que a variação de entalpia da reação global é igual a - 393,5 kJ/mol e a da reação da segunda etapa, - 283 kJ/mol, temos: C(graf.) +

~ 0 2(9) ~ <;,O@

ÇJ)@ + .2_02 (9) ~ C02(g)

(ô.H2 = - 283 kJ/mol)

C(graf.) + 0 2 (9) ~ C02 (g)

(ô.H910ba1 = - 393,5 kJ/mol)

126

Capítulos

(ô.H1 = ?)

Aplicando a lei de Hess: ó.Hglobal = ó.H1+ 6H2 1 ó.Hglobal - ó.H2 = ó.H, ó.H, = - 11O, 5 kJ/mol

Figura 6. Maaofotografia do mineral grafite. Esse alótropo de carbono ocorre naturalmente próximo à superfície da Terra e é usado na produção de lubrificantes, lápis e eletrodos.

Assim, a combustão incompleta do grafite é um processo exotérmico, já que ó.H < O. Podemos visualizar a lei de Hess construindo um diagrama em que as variações de entalpia estão em um eixo vertical. Fica fácil verificar que ó.Hg1abal é igual à soma de ó.H 1 e ó.H 2.

Diagrama 4. Representação da lei de Hess Entalpia C(graf.) ll.H, CO(g) +

t.H,.,.,..

+ o,(g)

02(g)

ll.H,

co,(g)

No caso da combustão do grafite, as reações intermediárias, que, somadas, resultam na reação global, são reações possíveis. Mas a lei de Hess é válida mesmo quando as etapas intermediárias são apenas teóricas, ou seja, quando elas não ocorrem na prática. Um exemplo de reação teórica cuja variação de entalpia pode ser prevista utilizando-se a lei de Hess é a hidrogenação do carbono (grafite) para a obtenção do metano, representada a seguir. C(graf.) + 2 H2(g) ~ CH 4 (g) ó.H91o1ia1=? Essa reação ocorre apenas a pressões altíssimas, o que dificulta sua realização em um calorímetro, mas sua variação de entalpia (ó.H de formação do metano) pode ser calculada conhecendo-se o ó.H de algumas reações (representadas a seguir), cujos valores podem ser obtidos experimentalmente. (equação 1) C(graf.) + 0 2(9)

C0 2(g)

(equação2) H 2 (g)+ J_ 0 2 (g)~H 20(f) 2 (equação 3) CH 4 (g) + 2 0 2(9) ~ C0 2 (g) + 2 H20 (f)

(6H, = - 393, 5 kJ/mol) (ó.H 2

= -

(6H 3

285, 8 kJ/mol)

- 890,4 kJ/mol) Tern1oquímica

127

Como no caso da combustão do grafite, vamos tratar as equações químicas como expressões matemáticas e, por meio de adições e subtrações, tentar chegar à reação global de hidrogenação do carbono. Sugerimos então os seguintes passos: •

Multiplicar a equação 2 por 2 para termos 1 mol de 0 2 e 2 mols de H2 0. Quando fazemos isso, devemos multiplicar também 6.H 2 por 2, o que nos dá ó.H;, pois a variação de entalpia depende dos coeficientes estequiométricos. Se a reação entre 1 mol de H2 e 0,5 mol de 0 2 gera 285,8 kJ, a reação entre 2 mols de H2 e 1 mol de 0 2 gerará 2 · (- 285,8 kJ); então ó.H; = - 571 ,6 kJ. Explicaremos melhor essa questão posteriormente neste capítulo.

•

Inverter a equação 3 para que o metano, produto na reação global, fique do lado direito da seta de reação. Assim, o 6.H 3 deve ter seu sinal invertido: 6.H; = - 6.H3 . Tenha em mente que, se uma reação é exotérmica em um sentido, ela será endotérmica no outro.

•

Por fim, somar as etapas para chegarmos à reação global. g)

(6.H1 = - 393,5 kJ)

(equação 2) 2H 2 (g) t-0;\g)-t 2~(C)

(6.H; = - 571,6 kJ)

(equação 3) Wg) + 2 ~C) ~ CH4 (g) + z...e;tg)

(6.H; = + 890,4 kJ)

(equação 1) C(graf.) +.,,0;(g) -t ~

Em mais um exemplo, vamos calcular a entalpia de formação do gás etano (C2 H6), segundo a reação global: 2 C(graf.) + 3 H2(9) ~ C2H5 (g)

ó.H91oba1 =?

Na prática, o gás etano não é obtido por meio de uma reação entre grafite e gás hidrogênio, trata-se, portanto, de uma reação teórica. Ainda assim, por meio da lei de Hess, podemos calcular a variação de entalpia dessa reação teórica com base nos valores de calor de combustão do carbono, do hidrogênio e do etano, obtidos experimentalmente ou em tabelas de referência. (equação 1) C2H6 (9) +

0 2 (9) -t 2 C0 2 (9) + 3 H20 (C)

(6.H1 = - 1 560 kJ/mol)

(equação 2) C(graf.) + 0 2 (9) -t C0 2 (9)

(6.H 2 = - 393, 5 kJ/mol)

(equação 3) H2 (g) + ; 0 2 (g) -t H20 (C)

(ó.H 3 = - 285,8 kJ/mol)

Sugerimos os seguintes passos:

128

Capítulo 5

•

Inverter a equação 1 para que o etano apareça nos produtos.

•

Multiplicar a equação 2 por 2 para podermos ter 2 mols de

•

Multiplicar a equação 3 por 3 para podermos ter 3 mols de H20 .

•

Depois somar as etapas para chegarmos à reação global.

cor

(equação 1) 2 Wg) + 3~C) -t C2H6 (g) +.kc((g) 2 g) -t 2~ g) (equação 2) 2 C(graf.) +~

(ó.H; = + 1 560 kJ)

(equação 3) 3 H2 (9) + ~ ) - t 3.,*2ô(C)

(6.H~ = -857, 4 kJ)

(ó.H;

- 787,0 kJ)

1. A decomposição do gás amônia em substâncias simples é um processo endotérmico que envolve 46 kJ para cada mol de gás amônia. Considerando essas informações, faça o que se pede.

a) Represente, em seu caderno, a reação de decomposição da amônia, bem como a variação de entalpia do processo por meio de um diagrama de energia. b) Determine a variação de entalpia envolvida na decomposição de 102 g desse gás. +276kJ 2. Uma das formas de obtenção de energia no nosso corpo é o processo de oxidação de açúcares. A glicose, C6 H,20 6, em presença de gás oxigênio, reage produzindo dióxido de carbono e água em um processo exotérmico que envolve 3 010 kJ/ mol de energia.

Represente em seu caderno, por meio de uma equação qtúmica, a reação de combustão da glicose e determine a entalpia da reação de oxidação de 720 g de glicose. 12 040 kJ

3. O etanol é uma fonte de energia renovável. No Brasil, sua produção é feita a partir da biomassa da cana-de-açúcar. Comercializado nos postos de combustíveis, o etanol é queimado nos motores de combustão interna, liberando 1365 kJ/ mol, desde que a combustão seja completa. Motores desregulados, por exemplo, produzem combustão incompleta, formando monóxido de carbono e/ ou fuligem. Assim, as reações de combustão incompleta diminuem a quantidade de energia liberada. O carbono sólido, também chamado de carvão, ao ser queimado, forma dióxido de carbono e libera 393 kJ/ mol de energia. Considerando essas informações e sabendo que o calor de combustão do hidrogênio gasoso para formar água líquida é de -285,8 kJ/ mol, faça o que se pede. a) Represente em seu caderno as equações termoquímicas para as reações descritas no texto, devidamente balanceadas. Para o etanol, considere combustão completa e a fórmula CH3 CH20H. b)Com base na lei de Hess e considerando as equações envolvidas no item anterior, determine a variação de entalpia de formação do etanol a partir de carbono e dos gases oxigênio e hidrogênio. - 278,4 kJ/mol 4. (UFG-GO) No Brasil, parte da frota de veículos utiliza

etanol obtido da cana-de-açúcar como combustível em substituição à gasolina. Entretanto, o etanol pode ser obtido de outras formas, como a reação entre água e etileno, representada pela equação química a seguir.

a)Calcule a variação de entalpia dessa reação a partir das seguintes equações termoquímicas não balanceadas: -62,9 kJ C2H 4 (g)

+ 0 2 (g) ~ C0 2 (g) + H20(f )

llH = -1430,0 kJ/ mol de C2 H4

C2 H5 0H(f)

+ 0 2 (g) ~ C02 (g) + H20(f )

llH = -1367,1 kJ/mol de C2 H5 0H

b)Identifique a natureza do processo quanto à variação de entalpia na obtenção do etanol. 5. Sabendo que os calores de combustão do propano (C3 H8 ) e do butano (C4 H1c) são, respectivamente,

2 220 kJ/ mol e 2 878 kJ/ mol e que, em um botijão de GLP, esses gases participam em partes iguais em termos de massa, faça o que se pede. a) Represente em seu caderno as equações químicas de combustão dos componentes do botijão devidamente balanceadas e acompanhadas das respectivas variações de entalpia. b)Determine a energia liberada na queima total de 13 kg de gás contidos em um botijão. 6,50 · 10• kJ 6. Formado a partir da reação entre o cloro gasoso e o sódio metálico por transferência de elétron, o cloreto de sódio, NaCe, é um composto iônico. Em termos de variação de entalpia, podemos representar o proces-

so de formação do NaC e em diversas etapas. A seguir, temos um diagrama representativo do processo de formação do cloreto de sódio a partir de substâncias simples, bem como as variações de entalpia envolvidas no processo. Representação de formação de cloreto de sódio Entalpia do sistema t = 25 •e

Na(g) + + 26,0 kcal

p = 1 atm Na(g) + Cf (g) estado inicial

ce,(g)

+ 28,9 kcal

- 153,1 kcal

Na(s) + ~ ce,(g)

NaCf (s) estado final

Considerando seus conhecimentos e as informações acima, determine a variação de entalpia de formação do cloreto de sódio a partir de sódio metálico e cloro gasoso e represente a equação química desse processo. - 98,2 kcal

Tern1oquímica

129

~ Variação de entalpia-padrão A variação de entalpia-padrão, simbolizada por ôHº, refere-se a transformações químicas ou físicas em que as substâncias envolvidas estão no seu estado-padrão. Uma substância está no estado-padrão quando ela está na forma pura a certa temperatura e à pressão de 100 kPa. Embora o estado-padrão possa ser definido para diversas temperaturas, geralmente se utiliza a temperatura de 25 ºC (298 K) como temperatura-padrão. A definição desse conjunto de condições é importante, pois ele permite que comparemos entalpias de diferentes reações.

~ Entalpia-padrão de formação

A entalpia-padrão de formação (ô H~ é definida como a variação da ental~ pia da reação de formação de 1 mol de uma substância a partir das substâncias .; ~ simples constituintes na forma mais estável a 25 ºC e 100 kPa. A entalpia-padrão de formação da água no estado gasoso, por exemplo, refere-se à reação entre o gás hidrogênio (H 2) e o gás oxigênio (Oz) com formação de 1 mol de água. H2 (g)

Figura 7. O gás hidrogênio pode ser utilizado como combustível e apresenta a vantagem de não produzir poluentes em sua combustão. Ônibus elétrico híbrido movido a hidrogênio, Rio de Janeiro, 2014.

+ -1 0 2 (g) ~ H20(g) 2

ô H~ = - 241,8 kJ/mol

O elemento oxigênio pode formar duas substâncias simples: o gás oxigênio (0 2) e o gás ozônio (O). No entanto, como a forma mais estável é o 0 2 , o gás oxigênio é utilizado como referência para a reação de formação de substâncias que contêm o elemento oxigênio em sua composição. O mesmo se pode dizer do elemento hidrogênio: sua forma mais estável no estado-padrão é a substância simples H2 no estado gasoso. Por convenção, estabelecemos que a entalpia de formação de substâncias simples, na forma alotrópica mais estável e no estado-padrão, é igual a zero. A Tabela 4 apresenta valores de ô H~ de algumas substâncias. Alguns anos atrás era comum definir estado-padrão a uma pressão de 1 atm (101325 Pa), e não a 100 kPa. Como a entalpia varia pouco com pequenas variações de pressão, utilizaremos as duas definições neste livro. Tabela 4. Entalpias-padrão de formação (25 ºC, 100 kPa) em k.J / mol Substância

d Hºe

Substância

dHº(

( (grafite}

o.o

CH 4 (g} (metano}

- 746 •

((diamante)

1,9

C2Hlg) (etano)

- 840

CO(g}

- 110,5

CaO(s}

- 634,9

COi g}

- 393,5

CaCO)s) (calei ta)

- 1207,6

S(rômbico)

o.o

NH 3(g)

- 459

H20(e)

- 285,8

C2H6 0 (e) (etanol)

- 277,6

H20(g}

- 241,8

C2H,(g) (etileno}

52,4

c ,2H22011(s} (sacarose}

- 2 226,1

Fe20/s)

- 824,2

fonte de pesquisa.: LIDE, D. R. (Ed.). Standard Thermodynamic Properties of Chemkal Substances. ln: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, Fl: CRC: Taylor and ffancis. 2009. p. 5-4 a 5-42.

130

Capítulo 5

A unidade kJ/mol, recomendada pelo Sistema Internacional de Unidades, relaciona uma grandeza de quantidade de calor (kJ) com uma grandeza de quantidade de matéria (mol). Por exemplo, ao dizermos que a entalpia de formação da água líquida é igual a - 285,8 kJ/mol, estamos nos referindo à quant idade de calor liberada durante a formação de 1 mol de água. Como já mencionamos anteriormente, o valor da variação de entalpia depende não só da temperatura e da pressão, mas também dos estados físicos das espécies químicas envolvidas na reação e de sua estequiometria. Assim, para quantidades maiores ou menores de água líquida formada, utilizamos o valor da entalpia-padrão de formação tabelado para calcular a quantidade real de energia liberada . Lembre-se de que, quando expressamos uma maior ou menor quantidade de matéria formada, as relações estequiométricas na equação continuam as mesmas. Assim, podemos ter: ÃH~ = - 285,8 kJ/mol Ou : ÃH~ = -571,6kJ/mol Ou ainda:

Em outras palavras, se, por exemplo, dobrarmos ou dividirmos pela metade todos os coeficientes estequiométricos de uma reação, devemos fazer o mesmo com a variação de entalpia. Foi exatamente esse conceito que utilizamos no tópico sobre a lei de Hess. Podemos entender mais claramente agora, com base nos valores de entalpia-padrão de formação da água no estado líquido e no estado gasoso apresentados na Tabela 4, por que precisamos especificar o estado físico dos participantes da reação. Note que a formação de 1 molde água no estado gasoso libera 241 ,8 kJ, enquanto a formação de 1 mol de água no estado líquido libera 285,8 kJ. A diferença entre esses valores (285,8 kJ - 241 ,8 kJ = 44 kJ) refere-se à energia necessária para converter 1 mol de água no estado líquido em 1 mol de água no estado gasoso (também chamada de entalpia de vaporização da água). Isso confirma a informação de que a vaporização é um processo endotérmico. A água no estado líquido precisa de uma energia de 44 kJ para passar para o estado gasoso (Diagrama 5).

Diagrama 5. Representação da entalpia de vaporização da água Entalpia H,(g) + ~ O,(g)

- 241,8kJ - 285,8 kJ

H,O(g) H,O(e)

44kJ

Tern1oquímica

131

~ Entalpia-padrão de reação Utilizando ÃH?das substâncias participantes de uma transformação, é possível calcular a variação de entalpia-padrão de reação. ÃH~eação = LAHV(produtos) - LAH?(reagentes) O símbolo 2, significa somatório e, nesse contexto, indica que devem ser somadas todas as entalpias de formação dos reagentes e todas as entalpias de formação dos produtos. Para determinar a entalpia-padrão de reação, subtrai-se o primeiro somatório do segundo. Vejamos um exemplo. Para determinar a variação de entalpia da reação entre o óxido de cálcio (CaO) e o dióxido de carbono ((0 2), produzindo o carbonato de cálcio (CaCO) , temos: CaO(s)

+ C02 (g) ~ CaCO/s)

ÃHº = LAH?(produtos) - 2,ÃH?(reagentes) ÃHº = [ÃHV(CaC0 3)]

[ÃH?(CaO)

+ ÃHV(CO) ]

Ultilizando os dados da Tabela 4: ÃHº = (- 1 207,6 kJ/mol] - [( - 634,9 kJ/mol) ÃHº

+ (- 393,5 kJ/mol)]

= - 179,2 kJ/mol

Assim, a produção do carbonato de cálcio a partir de óxido de cálcio e dióxido de carbono é uma t ransformação exotérmica e possui variação de entalpia-padrão igual a - 179,2 kJ/mol. Esse conceito pode ser utilizado, por exemplo, para a determinação da variação de entalpia das reações de combustão (entalpia-padrão de combustão ou ÃH~). O inverso também é possível. Como as reações de combustão são mais fáceis de serem executadas em um calorímetro, conhecem-se valores de ÃH~ de diversas reações de combustão. Estes podem ser utilizados, com a lei de Hess, para a determinação de ÃHº de outras reações. Em outras palavras, é possível obter entalpias-padrão de diversas reações subtraindo-se o somatório das entalpias-padrão de combustão dos reagentes do somatório das entalpias-padrão de combustão dos produtos. É preciso ter em mente, entretanto, que a entalpia-padrão de formação de um composto e a entalpia-padrão de combustão são conceitos diferentes. A primeira refere-se à quantidade de produto formado, enquanto a segunda diz respeito ao reagente (o combustível) consumido.

~ Entalpia de ligação A entalpia de ligação (ou energia de ligação), ÃHL, é a variação de entalpia de uma reação em que 1 mol de ligações químicas é quebrado ou formado. Nessa reação, os reagentes e os produtos devem estar no estado gasoso. Na quebra de uma ligação química, a energia é absorvida (processo endotérmico); na formação de uma ligação química, há liberação de energia (processo exotérmico): H2 (g) ~ 2 H(g) H(g)

132

Capítulo 5

+ H(g) ~ H2 (g)

ÃH = 436 KJ (quebra de ligação) ÃH = - 436 KJ (formação de ligação)

A Tabela 5 apresenta alguns valores de entalpia de ligação.

Tabela 5. Entalpia de ligação (LU\) em k.J / mol (valores em módulo) Ligação

Entalpia

Ligação

Entalpia

H- H

436

H- F

565

O=O

497

H- Ce

431

0- 0

146

H- Br

366

F- F

155

c - ce

338

ce-ce

242

e-e

348

Br - Br

193

C=C

612

1- 1

151

C-H

412

N=N

946

C=O

743

H-0

463

N- H

388

Fonte de pesquisa: ATKINS. P.; DE PAULA, J. Physical Chemistry. 8th ed. New York: W. H. Freeman and Company, 2006.

p. 1012.

Esses valores nos permitem avaliar a força de uma ligação. Quanto maior for a entalpia de ligação, mais forte será a ligação entre dois átomos. É interessante observar que podemos calcular a variação de entalpia de uma reação utilizando as entalpias de ligação. Basta seguirmos o mesmo princípio estabelecido para o cálculo da variação de entalpia-padrão de reação, fazendo uma pequena alteração. O 6.H de reação será, então, o somatório dos 6.HL de todas as ligações quebradas nos reagentes (processo endotérmico) mais o somatório dos 6.HL de todas as ligações f ormadas nos produtos (processo exotérmico). Assim como os automóveis precisam de combustíveis para se mover, nosso corpo também precisa de energia para desempenhar as mais diferentes funções fisiológicas. Essa energia vem dos alimentos que ingerim os, mais precisamente, ela está armazenada nas ligações químicas das moléculas constituintes dos alimentos. Depois da digestão, os nutrientes que fazem parte do que fo i ingerido são levados até as células. Nelas, pelo processo de respiração celular, essa energia química é liberada e utilizada para as mais diversas atividades vitais. Os cálculos termoquímicos, em geral, e a lei de Hess, em particular, são muito importantes, principalmente em aplicações industriais, em que f requentemente é preciso saber quanto de combustível é necessário para fornecer energia para determinado processo químico ou físico. É importante, ainda, para o controle de uma reação química que, para ocorrer, exige aquecimento (reação endotérmica) ou refrigeração (reação exotérmica). Saber quanta energia deve ser fornecida ou ret irada é fundamental, porque, se uma quantidade insuficiente for aplicada, certa reação endotérmica pode não acontecer ou ser muito lenta; se for fornecida energia demais, teremos um gasto desnecessário. No caso de uma reação exotérmica, se ret irarmos energia demais, estaremos, mais uma vez, desperdiçando energia; se uma quantidade insuf iciente for retirada, correremos o risco de um superaquecimento e até de uma explosão. Tern1oquímica

133

1. Observe o diagrama e faça o que se pede.

Diagrama de decomposição do carbonato de cálcio Entalpia (kJ/mol) •

Diagrama de formação de C e D

Ca(s)

Entalpia (kJ/mol)

1207

+ C(s) + 2- O,(g)

2 1-r----------,---

A+ B

t..H,

200 - - - - , CaO(s) + CO,(g)

··------------CaCO,(s) t..H, +

179

Fonte: KOTZ, M. J. C.; TREICHEL. P. M.;WEAVER, G. C. Qulmica geral e reações qulmicas. 6. ed. Trad. Flávio Maron Vich e Solange Aparecida Visconte. São Paulo: Cengage Learning, 2009. p. 229.

C+ D ._ 50 _ ____

a) Determine a entalpia dos reagentes e dos produtos. 200 kJ/mol; 50 kJ/mol

b) Determine a variação de entalpia da reação. - 150 kJ/mol

c) Classifique o processo em endotérmico ou exo, . term1co. 2. O cloreto de amônio (NH4Ce) é um sal utilizado na indústria cosmética para aumentar a viscosidade de xampus e sabonetes líquidos. Podemos produzi-lo reagindo cloreto de hidrogênio (HCe) com gás amônia (NH3 ) , segundo a reação representada a seguir:

a) Considerando o diagrama, represente em seu caderno a equação de decomposição do carbonato de cálcio em óxido de cálcio e dióxido de carbono e determine a variação de entalpia desse processo. 179 kJ/mol b) Determine o valor de õH2 •

1028 kJ/mol

5. A variação de entalpia envolvida na formação de 1 mo! de uma substância, a partir das substâncias simples em estado-padrão, é definida como sua entalpia-padrão de formação. Considerando essa informação, assinale a alternativa em que o diagrama representa a entalpia-padrão de formação do dióxido de carbono. a) Entalpia

d) Entalpia

(kJ/mol)

Determine a variação de entalpia da reação dada, utilizando as seguintes entalpias-padrão de formação:

(kJ/mol)

+ 0 2(g)

C(g)

((diamante) + 02(g)

- 176 kJ/mol

NH3 (g)

= -

HCe(g)

46 kJ/mol CO,(g)

-92 kJ/mol

CO,(g)

NH 4Ce(s) = -314 kJ/mol

3. Podemos estimar a energia fornecida na combustão de 1 mo! de gás eteno (C2 H4) por meio da variação de entalpias que acompanham a quebra e a formação de ligações químicas de reagentes e produtos. Calcule a entalpia (ôH) dessa reação de combustão utilizando as entalpias de ligação (õH) . Dados: õHL (C = C) õHL(C-H) =

412kJ/mol; dHL(O=O)

- 1326 kJ/mol

799 kJ/mol;

Capítulo 5

+ O,(g)

CO,(g)

Entalpia c) (kJ/mol) CO(g)

2 C0 2 (g) + 2 H 2 0(g)

4. O carbonato de cálcio (CaC03) pode ser transformado em substâncias de acordo com o diagrama a . seguir:

134

C(s)

492kJ/mol

C2 H4 (g) + 3 0 2 (g)

(kJ/mol)

699 kJ/mol;

497 kJ/mol; ôHL(C = O)

õHL(H - 0)

©l entalpia , (kJ/mol)

b) Entalpia

+ 0 3(g)

CO,(g)

({grafite) + O,(g)

CO,(g)

•

Combustíveis e as fontes alternativas de energia No mundo, em torno de 80% da oferta de energia origina-se de combustíveis fósseis, como petróleo, gás natural e carvão. O Brasil destaca-se nesse cenário como um grande consumidor de fontes renováveis de energia, graças, principalmente, à vasta capacidade de produção de energia hidrelétrica e à crescente exploração da biomassa e da energia eólica. Em 2008, a frota de veículos de passeio que utilizavam etanol superou a frota de veículos a gasolina. Apesar disso, a realidade é que o Brasil, como o resto do mundo, ainda é muito dependente da queima de combustíveis fósseis para geração de energia. De fato, ainda não foi encontrada uma alternativa viável para substituir totalmente essa fonte de energia altamente poluente.

Fontes renováveis de energia: são os recursos naturais utilizados para produção de energia que se regeneram com o tempo e não se esgotam, como o Sol, o vento e as marés.

Gráfico 1. Consumo final de energia por fonte no Brasil (2014)

Lixívia

2,0°/o Querosene 1,4%

Óleo combustível 1,5% 1 Inclui

biodiesel; 2 Inclui apenas gasolina A (automotiva);' Inclui gás de refinaria, coque de carvão mineral e carvão vegetal, dentre outros.

fonte: EM PRESA DE PESQUISA ENERGÉTICA (EPE). Balanço energético nacional 2015: relatório síntese (ano base 2014). Rio de Janeiro, 2015. p. 22 . Disponível em: <https:Jlben.epe.gov.br/downloads/S%0 %ADntese%20do%20Relat%0 %B3rio%20Final_2015_Web.pdf>. Acesso em: 14 mar. 2016.

Mas por que essa dependência? Há, certamente, diversos motivos que reforçam isso. O forte poder econômico e polít ico das empresas que exploram os combustíveis fósseis incentiva o uso de derivados de petróleo - o que favorece a manutenção de um estilo de vida e de consumo que vem se mostrando insustentável - e pressiona os países no sentido de dificultar o desenvolvimento de alternativas viáveis. Conforme a exploração do petróleo fica mais difícil, seu preço tende a aumentar, e, do ponto de vista econômico, torna-se mais interessante explorar fontes de energia alternativas. Mas não é tão simples assim, não se verifica na prática essa tendência. Há, na verdade, uma oscilação de preço motivada por uma variedade de fatores. De junho de 2014 até 2016, por exemplo, o preço do petróleo acumulou perdas e caiu a níveis muito baixos. Portanto, não devemos levar em conta apenas a dificuldade ou facilidade de exploração, mas também a oferta e a demanda, questões geopolíticas, eficácia de produção, especulação no mercado de ações etc. Entretanto, para além de motivos políticos e econômicos, há uma vantagem nos combustíveis fósseis difícil de igualar: eles são capazes de liberar, mesmo em pequenas porções, grandes quantidades de energia. Tern1oquímica

135

PAÍSES QUE MAIS CHINA ESTADOS UNIOOS EMITEM CO,

Energia

iNDIA RÚSSIA JAPÃO

MILHÕES OE

TONELADAS 11013)

ALEMANHA -

Imprescindível para a vida, a energia é empregada para gerar eletricidade, no aquecimento de lares e em indústrias, para movimentar máquinas e automóveis, entre outras final idades. Ela pode ser obtida de dois t ipos de fontes: não renováveis e renováveis.

8977

- - 5119

1868 1S43 1235 760

EVOLUÇÃO DA EMISSÃO DE C02 NO MUNDO MILHÕES OE TONELADAS 32190

FONTES NÃO RENOVÁVEIS São recursos limitados, independentemente de como sejam utilizados. Esses recursos esgotam-se e, portanto, não podem ser recuperados ou regenerados. ENERGIA NUCLEAR

ENERGIA QUIMICA FÓSSIL

É a energia liberada mediante uma reação entre núcleos de átomos. Pode ser de dois tipos: por f issão, que é a separação de núcleos, e por fusão, que é a união de núcleos. A energia por fissão nuclear apresenta dois problemas: a segurança durante o processo de produção e o armazenamento dos resíduos radioativos. A fusão nuclear. ainda em desenvolvimento, promete reduzir esses problemas.

Os combustíveis fósseis (carvão, gás natural e petróleo) são resultado da sedimentação e decomposição de plantas e animais que viveram há milhões de anos. São a principal fonte de energia da sociedade atual. Sua combustão libera na atmosfera a maior parte dos gases que causam a chuva ácida e o aquecimento global do planeta.

reator nuclear

indústria de extração de carvão

....

O carvão, o gás e o petróleo são encontrados em quantidades limitadas sob a superfície terrestre. As reservas de petróleo estão localizadas em regiões muito especificas do planeta, e as variações em seu preço afetam a economia mundial de forma determinante.

torre de extração de gás

torre de extração de petróleo

PRINCIPAIS

usos ELETRICIDADE

136

Capítulo 5

USOS INDUSTRIAIS

AQUECIMENTO

TRANSPORTE

CONSUMO DE ENERGIA NO MUNDO POR REGIÃO E POR FONTE (2014) Porcentagem -

Carvão Renováveis (eólica, geotérmica, solar e biomassa) Hidráulica Nuclear Gás natural Petróleo

100 90

80 70

60 50

40 30

FONTES RENOVÁVEIS

Enquanto fo rem utilizados de forma adequada, esses recursos podem ser considerados ilimitados, isto é, podem se recuperar ou se renovar. ENERGIA QUIMICA RENOVÁVEL (BIOMASSA)

ENERGIA HIDRÁULICA

É o combustível extraído dos recursos biológicos, como a madeira, os resíduos agrícolas

É gerada por turbinas ou rodas hidráulicas movidas pela queda da água de determinada altura. Sua principal desvantagem é que sua construção resulta no desenvolvimento de pântanos, canais e represas, o que modifica o ecossistema local.

e o esterco. É o principal recurso energético de regiões em desenvolvimento e a energia renovável mais utilizada em países industrializados, principalmente para uso doméstico.

represa hidrelétrica

biomassa

América do Norte

América Central e do Sul

ENERGIA SOLAR Consiste em aproveitar diretamente a energia solar que chega à Terra por meio de radiações (de infravermelha a ultravioleta), calor e outras formas de ondas eletromagnéticas. O Sol emite anualmente 4 mil vezes mais energia do que a que consumimos.

painéis solares

Europa e Eurásia

Oriente Médio

África

ÁsiaPacifico

ENERGIA GEOTÉRMICA

ENERGIA EÓLICA Provém do vento, que, por sua vez. advém do Sol: a

É obtido da energia

radiação solar cria regiões de alta e baixa pressão, que causam o deslocamento de correntes de ar. A força do vento atualmente é uma das fontes de energia alternativa cujo uso vem crescendo mais, principalmente para a produção de eletricidade.

calorífica produzida entre a crosta terrestre e o manto superior da Terra. A vantagem é que o f luxo de produção é constante, porém as usinas só podem ser construídas em lugares em que a água estiver muito próxima das zonas quentes.

moinhos

(Imagens fora de escala e em cores ilustrativas.)

AQUECIMENTO

TRANSPORTE

ELETRICIDADE

AQUECIMENTO

Fonte dos dados: INTERNATIONAL ENERGY AGENCY. Key World Energy Statistics: 2015. Paris, 2015. Disponível em: <https://www.iea.org/publicationsJfreepublications/publication/KeyWorld_Statistics_2015. pdf>. Acesso em: 8 mar. 2016. BP. BP Statistical Review of World Energy: June 2015. london, 2015. Disponível em: <http://www.bp.com/content/dam/bp/pdf/energy-e<onomics/statistical-review·2015/bp-statistical-review-of-world-<?nergy-2015-full-report.pdf>. Acesso em: 14 mar. 2016. Tern1oquímica

137

~ Poder calorífico Considere a gasolina, bastante familiar a todos nós, pois se trata de um derivado do petróleo comercializado nos postos de combustíveis. Podemos estimar a quantidade de energia liberada por esse material por meio de uma reação de combustão. O principal componente da gasolina é o isoctano (ou, segundo a IUPAC, o 2,2,4-trimetilpentano; estudaremos compostos desse tipo, denominados hidrocarbonetos, em Química Orgânica), cuja fórmula molecular é C8 H18 . Considerando a combustão completa desse hidrocarboneto, a 25 ºC e 1 atm, teremos:

.:1Hc = - 5 358 kJ/mol Verificamos que na queima de apenas 114 g (ou seja, 1 mol de isoctano) são liberados 5 358 kJ de energia. Com base no valor da entalpia de combustão do C8 H 18, podemos determinar a quantidade de energia liberada para certa massa da substância. Essa quantidade é chamada de poder calorífico da substância (ou do combustível). Para a indústria, a comparação entre valores de poder calorífico de diferentes substâncias é valiosa, pois facilita a escolha do combustível mais adequado para determinado processo, o que evita desperdício de energia. Geralmente, o poder calorífico é indicado em quilojoules (kJ) por quilograma do combustível. No entanto, podemos expressar o calor liberado por grama, mol ou outra unidade. Para a gasolina, considerando a reação e o calor de combustão apresentados anteriormente, temos: Massa molar do C8 H18 = 114 g/mol. 5358 kJ x X = 47 · 103 kJ Isso significa que para cada 1 kg de gasolina (isoctano) são liberados 47 · 103 kJ de energia. Vejamos agora o que ocorre no caso do etanol (C 2H60), um combustível renovável. No Brasil, a principal fonte desse combustível é a cana-de-açúcar, mas é possível produzi-lo a partir de outros vegetais, como o milho e a beterraba. Durante a queima do etanol, há liberação de energia, que pode ser utilizada para diversos fins. No caso dos automóveis, a queima do combustível é utilizada para produzir energia mecânica (movimento do carro) e energia elétrica (armazenada na bateria ou utilizada para acender os faróis, painéis eletrônicos e outros equipamentos). A seguir, representamos a combustão completa do etanol a 25 ºC e 1 atm: 114 g de C8 H18 1 000 g de C8 H18

.:1Hc = - 1 365 kJ/mol Com base nessa equação termoquímica, é possível determinar o poder calorífico do etano 1. Massa molar do C2 H6 0 = 46 g/mol. 46 g de C2 H6 0 1 000 g de C2 H5 0

1 365 kJ Y y=29,7·103 kJ

Para cada 1 kg de etanol são liberados 29, 7 · 103 kJ de energia. Consideremos agora o gás metano, presente em grande proporção (acima de 70º/o) no gás natural, um combustível fóssil. O metano é produzido também no

138

Capítulo 5

processo de decomposição da matéria orgânica. Sua fórmula molecular é CH4 . Com base na reação de queima desse composto, a 25 ºC e 1 atm, podemos calcular seu poder calorífico: ~Hc = - 889 kJ/mol Massa molar do CH 4 = 16 g/mol. 16 g de CH 4

889,5 kJ

1 000 g de CH 4

z z =55,6 ·103 kJ

Para cada 1 kg de metano (gás natural), são liberados 55,6 · 103 kJ de energia. Podemos agora comparar o poder calorífico dos combustíveis gasolina, etanol e metano.

Tabela 6. Valores de poder calorífico (kJ/kg) de três combustíveis diferentes Combustível

Fórmula molecular

Poder calorífico (kJ/kg)

Gasolina

CaH,s

3 470·10 •

Etanol

C2H60

3 297·10 •

Metano

CH 4

55,6 · 103

fonte: LIDE, D. R. (Ed.). Energy Content of Fuels. ln: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, Fl: CRC: Taylor and Francis, 2009. p. 5-71.

Assim, pode-se verificar que o metano e a gasolina apresentam maior poder calorífico que o combustível renovável etanol, sendo o primeiro o principal componente de um combustível fóssil (gás natural) e o segundo um combustível fóssil. Atualmente, os carros, em sua grande maioria, já saem das fábricas com tecnologia para serem abastecidos com gasolina ou etanol. Fica a cargo do usuário escolher o melhor combustível. Quando dizemos "escolher o melhor combustível" não podemos levar em conta apenas o valor que se paga diretamente na bomba. Precisamos considerar também o impacto ambiental que o combustível gera. Nesse caso, talvez a escolha seja simples: devemos optar por um combustível de fonte renovável, como o etanol, que, no final das contas, polui menos. Mas essa é uma decisão subjetiva. Levando em conta apenas o preço para a compra do combustível, como saber qual é a melhor escolha?

Figura 8. Carro flex sendo abastecido em Curitiba, PR, 2016. Tern1oquímica

139

2 ?

...... •

Como vimos, o etanol e a gasolina comportam-se de forma diferente como combustíveis: a gasolina tem o iii um poder calorífico maior que o etanol. Precisamos de ~ 1 kg de gasolina para obter 47,0 · 103 kJ de energia. Para obter o mesmo valor energético, é necessária a seguinte quantidade de etanol:

:ª

29,7 · 103 kJ

1 kg

47,0 · 103 kJ

x = 1,58 kg de etanol

Figura 9. Pa inel com preços de combust íveis em posto de abastecimento localizado em Casa Nova, BA, 2014. Considerando o valor dos combustíveis no painel e o rendimento em termos de energia liberada na combustão, para abastecer um carro flex (gasolina/ etanol), qual deveria ser a escolha do consumidor? Faça a conta!

Assim, precisamos de uma quantidade maior de etanol para gerar a mesma quantidade de energia produzida pela gasolina. A densidade do etanol é igual a O, 78 g/ml, e a da gasolina é aproximadamente O, 72 g/ml. Com esses valores de densidade, podemos obter os volumes correspondentes a essas massas de etanol e gasolina: •

Para gerar 47,0 · 103 kJ de energia, precisamos de V = ;ooo g 0, 2 g/ml de gasolina.

= 1,4 L

•

1580 g Para gerar 4 7,O · 103 kJ de energia, precisamos de V = de etanol. 0,78g/ml

= 2, OL

Ou seja, precisamos de 2,0 L de etanol para obter a mesma quantidade de energia que obtemos com 1,4 L de gasolina. Isso significa que o rendimento do etanol equivale a 70°/o do rendimento da gasolina. Logo, concluímos que, para valer a pena comprar etanol, o preço dele precisa ser 70º/o do valor da gasolina, ou menos.

~ O carvão como fonte de energia O carvão é o segundo combustível fóssil mais utilizado como fonte de energia no mundo. Seu principal componente é o carbono, que pode chegar a mais de 85o/o da composição. Contudo, a maior parte do carvão utilizada comercialmente tem quantidades bem menores de carbono, além de conter impurezas, como umidade, compostos voláteis e enxofre (que constitui normalmente de 1% a 4°/o em massa, podendo chegar a 10°/o). O enxofre é um elemento comum em proteínas presentes nos seres vivos. No processo de formação de jazidas, que resultam justamente da decomposição desses seres vivos no subsolo a temperaturas e pressões elevadas, o enxofre acaba se fixando no carvão. A queima de carvão com enxofre leva à formação de óxidos de enxofre, que contribuem para a formação de chuva ácida e causam uma série de problemas de saúde. As usinas termelétricas utilizam bastante o carvão mineral e resistem à implantação de tecnologias ecológicas que podem reaproveitar o C02 gerado na queima e remover o enxofre, alegando que isso encareceria a produção de energia elétrica. Alguns países, como os EUA e a China, continuam dependendo do carvão mineral. Entretanto, a China, considerada um dos países mais poluidores do mundo, tem diminuído o consumo desse combustível e mostrado que a redução da chamada " poluição de carbono" não causa necessariamente a desaceleração da economia mundial. No Brasil, o carvão mineral é encontrado principalmente nos estados do Rio Grande do Sul, de Santa Catarina e do Paraná.

140

Capítulo 5

~ Tipos de carvão mineral O carvão mineral é classificado em três categorias: antracito, carvão betuminoso (hulha) e linhito. O antracito, ou carvão duro, é de melhor qualidade. Entre as fo rm as de carvão, é a que tem o maior poder calorífico, além de um menor teor de enxofre. Infelizmente, é uma forma pouco comum. O betuminoso, tam bém chamado de macio, é o t ipo mais utilizado na produção de energia

Figura 10. Mina de extração de carvão mineral em Candiota, RS, 2012. A extração de carvão mineral gera diversos impactos ambientais, como a degradação do solo e da fauna local.

elétrica. Esse uso é duramente criticado por causa da alta concentração de enxofre, o que produz grande impacto ambiental. O linhito, por causa da sua cor, é chamado de carvão marrom. Trata-se da variedade geologicamente mais nova, sendo pouco usada como com bustível em razão do seu baixo poder calorífico.

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~ Fontes renováveis de energia Neste século XXI, um dos maiores desafios para as sociedades industrializadas tem sido encontrar fontes de energia alternativas que não produzam grandes quantidades de gases do efeito estufa nem as diversas substâncias tóxicas ge-

Figura 11. a) O antracito é o que tem maior poder calorífico. b) O carvão betuminoso é o mais utilizado como fonte de energia em usinas termelétricas. c) O linhito tem apenas de 25º/o a 35o/o de carbono e baixo poder calorifico.

radas pela queima de com bustíveis fósseis. Há ainda muitas barreiras políticas, econômicas e tecnológicas para o amplo desenvolvimento dessas alternativas, mas ele vem ocorrendo. O Nordeste, por exemplo, tornou-se o principal polo de energia eólica no Brasil, especialmente por causa de suas características atmosféricas. Trata-se de uma região onde os ventos são muito intensos. A China também tem investido bastante nessa fonte, chegando a produzir, em 2014, mais energia que as usinas nucleares norte-americanas. Vejamos um pouco mais a respeito da energia eólica e de outras energias renováveis. Tern1oquímica

141

J ~ Energia eólica !

Figura 12. Parque eólico em Guanambi, BA, 2014, considerado o maior da América Latina. A média mundial de produtividade de um gerador eólico corresponde a cerca de 300fci. No Nordeste esse índice chega a cerca de 80o/o . Isso mostra o grande potencial para o desenvolvimento da energia eólica na região e no país.

A energia elétrica pode ser produzida por meio de ~ turbinas eólicas -dispositivos que são movimentados por f correntes de ar. Países como Dinamarca, Suécia e Holanda possuem grandes parques eólicos. Algumas de suas vantagens são o custo zero da fonte primária (vento) e o fato de não emitir poluentes. Já algumas desvantagens são o custo ainda alto de implantação e a distância entre os parques eólicos e os centros consumidores, uma vez que há perdas de energia nas redes de transmissão. Alguns críticos apontam ainda que as turbinas impactam a dinâmica ambiental local e que a criação dos parques envolve a privatização de áreas comunitárias.

~ Energia hidrelétrica A energia hidráulica é a principal fonte de energia elétrica no Brasil. A opção pelas chamadas hidrelétricas decorre do fato de que o Brasil é um país rico em bacias hidrográficas, distribuídas em seu vasto território. Além disso, essa fon:il te energética tem baixo custo operacional e é pouco 16' 1 poluente. No entanto, com o crescimento econômico ~ das cidades, a demanda de energia tem aumentado e ~ forçado a expansão da base instalada, ocupando áreas 1; cada vez maiores. Como resultado, aumenta também "'" o impacto social e ecológico nas regiões onde as bases são instaladas.

~ Energia solar

figura 13. A energia hidrelétrica é o principal componente da matriz energética naáonal. Na imagem, usina hid relétrica de ltaipu, Foz do Iguaçu, PR, 2014.

Figura 14. Há diversas configurações de usinas de energia solar. A usina de energia solar PS1 O. localizada próximo de Sevilha. na Andaluzia, Espanha (2013), utiliza uma série de espelhos que se movimentam para concentrar a luz do Sol em um reservatório localizado em uma torre. No reservatório, a temperatura pode chegar a mais de 1 000 ºC . Esse calor é utilizado para movimentar turbinas geradoras de eletricidade.

142

Capítulo 5

A quantidade de energia solar que atinge a Terra incessantemente excede em muito nossas necessidades de consumo e pode ser aproveitada de diferentes maneiras. Usando painéis solares, podemos converter a energia solar diretamente em energia elétrica, que pode alimentar uma casa ou ser integrada à rede elétrica pública. Podemos ainda usar a energia vinda do Sol para aquecer a água de uso doméstico ou cozinhar. Outra forma de aproveitar essa fonte abundante é utilizar concentradores, que usam a energia em forma de calor gerada pelo Sol para produzir vapor, mover turbinas e, assim, gerar energia elétrica, que pode então ser retransmitida.

1. Para avaliar as vantagens e desvantagens de diferentes combustíveis, como parâmetro podemos considerar a quantidade de energia liberada em sua combustão. Geralmente, essa quantidade é expressa em unidades de energia (kJ ou kcal) por quilograma do combustível. Essa relação é denominada poder calorífico do combustível. Veja a seguir os valores obtidos para diferentes combustíveis, a 25 ºC e 1 atm. Combustível

Po der calorífico (kJ/ k g)

Lenha (carvalho)

18 900

Etanol

29 700

Gasolina isenta de álcool

46 500

Hidrogênio

141 800

Fonte: LIDE, D. R. (Ed.). Energy Cootent of Fuels. ln: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, Fl: CRC: Taylor and Francis, 2009. p. 5-71 .

Considerando essas informações, responda às questões a seguir. a) Qual dos combustíveis citados é o mais eficiente em termos energéticos? b) Cite pelo menos uma vantagem e uma desvantagem de cada combustível apresentado na tabela. 2. Um consumidor estacionou seu carro em um posto de combustíveis para abastecer. O motor de seu carro é do tipo flex, ou seja, utiliza tanto gasolina como etanol para gerar energia e movimentar o automóvel. O preço do litro da gasolina é R$ 3,56 e do etanol é R$ 2,85. Como o litro do etanol estava mais barato, o consumidor optou por abastecer o tanque com 20 litros desse combustível. Considerando a relação custo-benefício em termos de energia, o consumidor fez a escolha certa? Justifique sua resposta apresentando o volume em litros e o custo da gasolina para se obter a mesma quantidade de energia fornecida pela combustão de 20 litros de etanol. (Dados: d(gasolina) = 0,72 g/L; d(etanol) = 0,78 g/L; poder calorifico a 25 ºC: etanol= 29,7 · 103 kJ/kg; gasolina= 47 · 103 kJ/ kg). 3. Para diminuir os impactos ambientais gerados pelo uso do carvão, uma termelétrica buscou substituir a combustão do carvão por gás hidrogênio. a) Represente a equação de combustão completa do carvão e do gás hidrogênio. b) Por que a combustão do gás hidrogênio reduziria os impactos ambientais gerados pela termelétrica? 4. (PUC-RS) O isoctano líquido (C8 H 18) e o gás hidrogênio são importantes combustíveis. O primeiro está presente na gasolina; o segundo, na propulsão de foguetes. As entalpias aproximadas de formação do gás carbônico, do vapor de água e do isoctano líquido (C8 H 18) são, respectivamente, -393, -242 e -259 kJ/mol. A partir desses dados, o calor liberado na combustão de 1 kg de hidrogênio gasoso é, aproximadamente, ~ vezes maior do que o calor liberado na combustão de 1 kg de isoctano líquido. a)0,4

d)33,0

b)0,9

e) 53,2

@)2,7 5. (Unesp-SP) Foram queimados 4,00 g de carvão até C02 em um calorímetro. A temperatura inicial do sistema era de 20,0 ºC e a final, após a combustão, 31,3 ºC. Considere a capacidade calorífica do calorímetro = 21,4 kcal/ºC e despreze a quantidade de calor armazenada na atmosfera dentro do calorímetro. A quantidade de calor, em kcal/g, liberada na queima do carvão, foi de: a) 670.

d)242.

b)62,0.

@)60,5.

c) 167. Tern1oquímica

143

O importante na alimentação balanceada, como o próprio nome indica, é o equilíbrio.

Contando calorias: um passo em direção à alimentação mais consciente O controle dos quilogramas a mais na balança vai além de uma necessidade estética, uma vez que uma série de doenças, como diabetes, hipertensão, problemas respiratórios, disfunções hormonais etc., é agravada ou inicia-se com o sobrepeso. Uma das formas de controle da massa corpórea é baseada na necessidade energética diária, em que se busca um equilíbrio entre a energia fornecida pelos alimentos e o gasto de energia nas atividades do dia a dia e nas atividades físicas. Com relação ao gasto de energia, é preciso levar em conta que ele é afetado pela composição corporal (quanto de gordura e músculo o corpo tem - uma pessoa mais musculosa tem um gasto diário de energia maior) e pela relação entre massa atual e massa ideal. A necessidade diária de energia, expressa em quilocalorias (kcal) ou quilojoules (kJ), e o valor energético de cada alimento são indicados nos rótulos. O valor referência da necessidade energética diária gira em torno de 2 000 kcal, apesar de cada pessoa ter uma exigência energética própria.

144

Capítulo 5

Quando se consome mais energia do que o corpo gasta, o excesso é armazenado na forma de gordura (no tecido adiposo), que é mais difícil de ser metabolizada. Na tentativa de emagrecer, tendemos a consumir alimentos de modo a atingir a necessidade energética diária ou ficar abaixo dela. Entretanto, deve-se atentar para o tipo de alimentação. Por exemplo, digamos que a necessidade energética diária de uma pessoa seja 1 500 kcal. Ela poderia obter todas essas calorias consumindo porções de batata frita (rica em carboidratos), porém ficaria sem uma série de outros nutrientes (proteínas, vitaminas, sais minerais, fibras) necessários para o bom funcionamento do organismo. Além disso, não conseguiria aumentar a quantidade de massa magra (músculos), o que facilitaria o processo de emagrecimento. Assim, contar calorias não implica necessariamente uma alimentação balanceada e saudável.

[...1

Mas o que são exatamente as calorias? Geralmente, esse termo é usado para se referir à quantidade de energia que cada alimento fornece ao organismo se for totalmente aproveitado. Porém, as calorias não se aplicam somente aos alimentos, mas estão associadas a qualquer fenômeno relacionado a trocas de calor. Por exemplo, na queima de 1 litro de gasolina, libera-se cerca de 7 750 000 calorias. Assim, a caloria é uma unidade de energia para se referir ao calor que foi trocado (liberado ou absorvido), um aspecto que é estudado em Termoquímica. Podemos defini-la da seguinte forma: "Uma caloria é a quantidade de energia ou calor necessária para elevar a temperatura de 1 grama de água em 1 ºC". No entanto, como mostrado no caso da gasolina, essa unidade é muito pequena, sendo necessário utilizar um número muito grande para expressá-la. Por isso, é mais comum usar a quilocaloria (kcal), que corresponde a 1000 cal. Podem surgir dúvidas em relação a isso, pois muitas vezes usa-se o termo "calorias", quando na verdade deveria ser "quilocalorias". Por exemplo, se for dito que, em média, uma pessoa consegue queimar 600 calorias em uma hora de natação, na realidade, ela queimaria 600 000 calorias ou 600 quilocalorias. É comum ver alguns nutricionistas utilizarem ou aparecer nas informações nutricionais de rótulos de alimentos o termo "Cal", com a primeira letra maiúscula, como sendo quilocalorias. No entanto, isso não está correto. No Sistema Internacional de Unidades, a unidade usada costuma ser o joule (J) ou quilojoule (kJ): 1 cal = 4,184 J ou 1 kcal = 4,184 kJ.

[...1 FOGAÇA. J. R. V. O que são as calorias? Quimica dos Alimentos. Alunos Online. Goiânia, 2016. Disponível em: <http://alunosonline.uol.com.br/quimica/o-que-sao-as-calorias.html>. Acesso em: 1• mar. 2016.

Como os cientistas contam as calorias [ ... J Após

a pesagem de cada prato, os pesquisadores os colocaram em um processador de alimentos com água para criar um purê liso, misturando todos os componentes da refeição. A fim de tornar esta mistura inflamável, eles liofilizaram uma amostra. Finalmente, os cientistas a transformaram em pó, que eles prensaram em uma pastilha. Os pesquisadores colocaram cada pastilha em um copo pequeno de menos de cinco centímetros de largura, coberto por um fio condutor de corrente. [... ] A bomba calorimétrica mandou energia elétrica através do fio sobre a pastilha, criando uma faísca que deixou a pastilha em chamas. O calor que ela produziu aqueceu o ar no cilindro, que esquentou a água que a rodeava, uma mudança detectada por sondas na bomba. [... J O calorímetro traduz a mudança de temperatura em calorias por grama de alimento. [...] O corpo só absorve a energia metabolizável, e esta, não a energia bruta das medidas do calorímetro, é a correspondente ao número que os restaurantes mostram. A energia metabolizável de um alimento depende de sua taxa de gordura, carboidratos e proteínas (que pode ser determinado através de análises quirnicas). [...J COMO os cientistas contam calorias. Sdentific American Brasil. São Paulo, 2016. Notícias. Disponível em: <http://www2.uol.com.br/sciam/noticias/como_os_cientistas_contam_calorias.html>.Acesso em: 1• mar. 2016.

Atividades

...

Escreva no caderno

1. Os valores diários de referência (VDRs) energética encontrados nos produtos giram em torno de 2 000 kcal diários. Pesquise em que se baseia esse valor. Discuta com seus colegas quais são as vantagens e desvantagens de determinar esse valor como referência para os alimentos. 2. Faça uma lista das atividades que você executa ao longo do dia e pesquise quantas calorias são gastas nessas atividades. Liste alguns alimentos e a quantidade que você costuma consumir no café da manhã, almoço, jantar e lanches, pesquisando o valor calórico de cada um deles. Compare a lista das atividades com a dos alimentos consumidos. Como está seu balanço energético? Você tem consumido mais que, menos que ou exatamente a sua necessidade calórica? Qual é a qualidade desses alimentos consumidos em termos de proteínas, vitaminas e fibras? Faça um parágrafo reflexivo analisando se os valores encontrados com base nas listas refletem ou não seus objetivos de manutenção, ganho ou perda de "peso". 3. Pesquise quais são os dados brasileiros de sobrepeso e obesidade. Qual é a relação entre o estilo de vida e a alimentação média da população?

Tern1oquímica

145

1. (PUC-RJ) O metanol é um álcool utilizado como com-

bustível em alguns tipos de competição automotiva, por exemplo, na Fórmula Indy. A queima completa (ver reação termoquímica abaixo) de 1 L de metanol (densidade 0,80 g · mL- 1) produz energia na forma de calor (em kJ) e C02 (em gramas) nas seguintes quantidades, respectivamente: 2 CH 3 0H({) + 3 0 2 (g) ~ 4 H 20(e) + 2 C0 2 (g); óH=-1453kJ Considere: M(CH3 0H) = 32 g · mol-

M(C0 2 ) = 44 g · mol-1 @ 18,2 · 103 e 1,1 · 103 ~21,3·103 e0,8·103

d) 18,2 · 103 e 0,8 · 103 aj3~4·103el,8·~

c) 21,3 · 103 e 1,1 · 103 2. (UEL-PR) Um dos maiores problemas do homem, desde os tempos pré-históricos, é encontrar uma maneira de obter energia para aquecê-lo nos rigores do inverno, acionar e desenvolver seus artefatos, transportá-lo de um canto a outro e para a manutenção de sua vida e lazer. A reação de combustão é uma maneira simples de se obter energia na forma de calor. Sobre a obtenção de calor, considere as equações a seguir. C(grafite) + 0 2 (g) ~ C0 2 (g) H 20({) ~ H 2 (g) +

óH = -94,1 kcal

0 2 (g)

óH = + 68,3 kcal

C(grafite) + 2H 2 (g) ~ CH 4 (g)

óH = -17,9 kcal

Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, o valor do calor de combustão (óH) do metano (CH4 ) na equação a seguir. CH 4 (g) + 20 2 (g)~ C0 2 (g) + 2 H 20(e) @)-212,8kcal b)-144,5 kcal c) -043,7 kcal

d) + l 44,Skcal e) + 212,8 kcal

3. (UERJ) Considere os seguintes valores das entalpias-padrão da síntese do HCe, a partir dos mesmos reagentes no estado gasoso. HCe(g): óHº = -92,5 kJ · mol- 1 HCe(e): ótt0 = -108,7 kJ · mol- 1

Calcule a entalpia-padrão, em kJ · mo1-1, de vaporização do HCe e nomeie duas mudanças de estado dessa substância que sejam exotérmicas. +16,2 kJ · mo1- 1 4. (PUC-PR) Um automóvel cujo consumo de etanol é de 10 km/L de combustível roda em torno de 100 km por semana. O calor liberado pela combustão com-

146

Capítulo 5

pleta do etanol consumido em um período de 4 semanas é de, aproximadamente: Dados: Calor de formação (kJ/ mol): C2 H5 0H(e)=-278; H 2 0(e)=-286; C0 2 (g)=-394. Densidade do etanol = 0,8 kg/L a) 1,9 · 105 kJ. d)S,6 · 105 kJ. b)2,8 · 105 kJ. e) 3,8 · 105 kJ.

@ 9,5 · 105 kJ. 5. (UERJ) A decomposição térmica do carbonato de cálcio tem como produtos o óxido de cálcio e o dióxido de carbono. Na tabela a seguir, estão relacionados os períodos de quatro elementos químicos do grupo 2 da tabela de classificação periódica e a entalpia-padrão de decomposição do carbonato correspondente a cada um desses elementos.

Entalpia-padrão (kJ · moI-1) 100 180 220 260

Período 3º 4º

52 6º

A energia, em quilojoules, necessária para a obtenção de 280 g de óxido de cálcio a partir de seu respectivo carbonato é igual a: a) 500

@)900

e) 1 100

d) 1300

6. (UEL-PR) Em um experimento, verifica-se que 1 kg de água, que se encontra na temperatura de 25 ºC, recebe calor de uma reação química que libera 5 kcal. Sabendo-se que o calor específico da água é de 1 cal/g · °C e que 1 caloria corresponde a 4,18 joules, responda: Dado: Q = mcót a) Qual a temperatura final da água? 30 ºC b) Quantos joules correspondem a 5 kcal?

20,9 kJ

7. (Unicamp-SP) Um artigo científico recente relata um processo de produção de gás hidrogênio e dióxido de carbono a partir de metanol e água. Uma vantagem dessa descoberta é que o hidrogênio poderia assim ser gerado em um carro e ali consumido na queima com oxigênio. Dois possíveis processos de uso do metanol como combustível num carro - combustão direta ou geração e queima do hidrogênio - podem ser equacionados conforme o esquema abaixo: combustão direta CH30H(g) + H20(g) Hi{g} +

COi{g} + 3 H2 (9)

1 0 2(9} ~ H20 (g) 2

geração e queima de hidrogênio

De acordo com essas equações, o processo de geração e queima de hidrogênio apresenta uma variação de . energia: a) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, já que as equações globais desses dois processos são diferentes. b) igual à da combustão direta do metanol, apesar de as equações químicas globais desses dois processos serem diferentes. c) diferente do que ocorre na combustão direta do metanol, mesmo considerando que as equações químicas globais desses dois processos sejam iguais. @) igual à da combustão direta do metanol, já que as equações químicas globais desses dois processos são . . iguais.

8. (Unicamp-SP) Os alimentos, além de nos fornecerem as substâncias constituintes do organismo, são também fontes de energia necessária para nossas atividades. Podemos comparar o balanço energético de um indivíduo após um dia de atividades da mesma forma que comparamos os estados final e inicial de qualquer processo químico. O gasto total de energia (em kJ) por um indivíduo pode ser considerado como a soma de três usos corporais de energia: 1. Gasto metabólico de repouso ( 4,2 kJ/ kg por hora) . 2. Gasto energético para digestão e absorção dos alimentos, correspondente a lOo/o da energia dos alimentos ingeridos. 3. Atividade física, que para uma atividade moderada representa 40% do gasto metabólico de repouso. a) Qual seria o gasto energético total de um indivíduo com massa corporal de 60 kg, com atividade moderada e que ingere o equivalente a 7 600 kJ por dia? . d 9227,2 kJ b) Considerando-se que 450 g e massa corporal correspondem a aproximadamente 15 000 kJ, qual é o ganho (ou perda) deste indivíduo por dia, em gramas?

Os óxidos de nitrogênio são os principais componentes das névoas fotoquímicas, um fenômeno de poluição que ocorre nos grandes centros urbanos. Um desses componentes, o monóxido de nitrogênio, NO(g), é resultante da combustão interna nos motores de automóveis, conforme é representado na equação química 1. No ar, o monóxido de nitrogênio, em condições favoráveis de temperatura, é rapidamente oxidado a dióxido de nitrogênio, N02 (g), como mostra a equação química II. A fotodissociação de N02(g), na presença da luz solar, produz átomos livres de oxigênio, O• (g), e NO(g), como mostra a equação química m, e esses átomos podem reagir, na baixa atmosfera, com oxigênio molecular e formar ozônio, 0 3(g), um dos constituintes da névoa fotoquímica, extremamente tóxico e reativo. Com base na análise dessas informações e das equações químicas I, II e III: • Calcule a variação de entalpia do oxigênio atômico, 6.Hº, representado na equação química fll; + 247,5 kJ • Escreva [em seu caderno] um argumento que justifique a classificação do oxigênio, 0 2 (g), e do ozônio, 0 3(g), como substâncias simples e não como elemen, . to quuruco. 11. (Fuvest-SP) As reações, em fase gasosa, representadas pelas equações I, li e III, liberam, respectivamente, as quantidades de calor Q 1 J, Q2 J e Q3J, sendo Q3 > Q2 > Q]" 5 0 2 ~ 2 NO + 3 H 20 6.H1 = -Q1 J 2 7 II) 2NH 3 + 0 2 ~2N0 2 + 3 H 20 6.H 2= -Q 2 J 2 I) 2 NH 3 +

III)2NH3 + 402~N20 S + 3H20

6.H3= -Q3J

Assim sendo, a reação representada por: IV) N 20 5 ~ 2 N0 2 +

~02

6.H 4 será:

48,816 g

9. Cloro gasoso reage com brometo de hidrogênio para formar cloreto de hidrogênio e bromo gasoso. As energias de ligação para as substâncias estão representadas a seguir: 366 kJ/ mol H - ce 431 kJ/ mol H - Br ce- ce 242 kJ/ mol Br - Br 193 kJ/ mol Considerando essas informações, represente a reação por uma equação química devidamente balanceada e determine a variação de entalpia. - 81 l<J 10. (UFBA) I. N 2(g) + 0 2(g)~2NO(g) 6.Hº1 = + 181 kJ li. 2 NO(g) + 0 2 (g) ~ 2 N0 2(g) 6.Hº2 =- 113kJ ill. N0 2 (g)

h,•

NO(g) + O •(g) 6.H~ = 304 kJ

a) exotérmica, com 6.84 = (Q3 - Q 1) J. b)endotérmica, com 6.H 4 = (Q2 - Q1) J. Q3) J. @ endotérmica, com 6.H 4 = (Q3 - Q2) J . e) exotérmica, com 6.H4 = (Q1 - Q2) J. c) exotérmica, com 6.H4 = CQ2

12. Leia suas respostas para as perguntas de abertura do capítulo. Com base em sua pesquisa e no que você estudou a respeito de Termoquímica, elabore um texto sobre a produção e o consumo de energia e seus impactos ambientais e sociais, considerando como público-alvo as pessoas que se informam por meio das redes sociais. Tern1oquímica

147

Cientistas acham no Ártico músculo e sangue de mamute conservados Cientistas russos afirmaram que foi possivel retirar sangue e pedaços de músculo de uma carcaça bem preservada de mamute, encontrada em ' uma expedição feita a uma ilha remota do Artico. De acordo com os pesquisadores da Universidade Federal do Nordeste da Rússia, o achado dá nova esperança aos trabalhos de ressuscitar esta espécie extinta da natureza, Semyon Grigoryev, chefe da expedição, afirma que o animal encontrado é uma fêmea que morreu com 60 anos de idade há cerca de 15 mil anos. Foi a primeira vez em que foi possível encontrar sangue e músculos bem preservados em uma carcaça. "Quando nós quebramos o gelo que estava abaixo de seu estômago, o sangue fluiu para fora e era muito escuro", disse Grigoryev. "Esse é o caso mais surpreendente da minha vida. Como foi possível ele (o sangue] permanecer na forma líquida por tanto tempo? E o tecido muscular, da cor vermelha, sinal de carne fresca?" , explica. A carcaça ficou bem preservada, pois caiu em uma poça de água que, mais tarde, congelou. [...]. [ ...]

A decodificação do DNA do paquiderme pré-histórico, que leva a informação genética sobre o animal, é um trabalho árduo que, em muitas ocasiões, termina em fracasso [... ]. ( ...] CIENTISTAS acham no Ártico músculo e sangue de mamute conservados. G1, 29 maio 2013. Natureza. Disponível em: <http:i/gl .globo.com/natureza/noticia/2013/05/cientistas-acham-no-artico-musculo-esangue-<le-mamute-conservados.html>. Acesso em: 15 mar. 2016.

1. Diante da possibilidade de reconstrução do genoma completo do mamute, talvez seja possível trazê-lo de volta por meio de clonagem. Porém, o uso dessa técnica suscita alguns questionamentos. Por que trazer de volta um animal quando não conseguimos sequer preservar os que ainda não estão extintos? Esse tipo de técnica não tornaria os seres humanos cada vez mais irresponsáveis com o meio ambiente e com as espécies, uma vez que seria possível trazer de volta à vida animais extintos? Discuta com seus colegas essas questões. 2. Por causa das baixíssimas temperaturas das regiões árticas, os cientistas conseguiram ter acesso ao DNA do animal. Por que essas temperaturas contribuem para melhor preservação de materiais biológicos?

1j48

Esqueleto de mamute em museu localizado na cidade de Perm, RĂşssia, 2014.

Taxa média de desenvolvimento de uma reação

Professor, se achar que convém, comente com os alunos que em diversos livros e exercidos de vestibular é utilizada a expressão "velocidade de reação· . Atualmente essa expressão é con· siderada inadequada. pois pode induzir a e11os em razão da definição de velocidade na Física.

As transformações químicas levam tempo para ocorrer; algumas acontecem rapidamente, como a queima de etanol no motor de um automóvel, ou bem lentamente, como a decomposição de um saco plástico. Mas rapidez e lentidão são aspectos relativos na avaliação do andamento de uma tran sformação. As reações de combustão, por exemplo, que em geral são rápidas, dependendo do combustível, levam tempos diferentes para acontecer: um pedaço de lenha queima em horas; uma vela de aniversário queima em minutos; uma porção de gasolina queima de forma tão rápida que chega a ser explosiva (Figura 1). O estudo da cinética química, um campo extremamente vasto, ocupa-se fundamentalmente da taxa de desenvolvimento (também chamada de rapidez) e dos mecanismos das transformações químicas e de certos fatores que alteram o tempo de ocorrência de uma reação.

(

.. ·~..:::

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Figura 1. Reações de combustão podem ocorrer vagarosa ou rapidamente, dependendo de uma série de fatores, como a constituição do combustível.

•

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•

• 1

•

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•

.. lo?

•

A taxa de desenvolvimento de uma reação mede a rapidez com que um reagente é consumido ou um produto é formado. A variação da quantidade de reagente ou de produto em relação ao tempo pode ser expressa, de acordo com as condições reacionais, em concentração, quantidade de matéria, volume, massa, número de moléculas ou número de átomos. Volume, por exemplo, é mais utilizado quando reagentes e produtos estão no estado gasoso. Assim, uma forma de descrever quantitativamente a taxa de desenvolvimento de uma reação química é mediante a relação entre quantidade de matéria consumida ou produzida por unidade de tempo. Definimos taxa média de desenvolvimento de uma reação (Tdm) como a razão entre o módulo da variação da quantidade de uma espécie (reagente ou produto) e a variação do tempo. Tdm

= lll[quantidade de reagente ou produto)!

ót em que ó l[quantidade de reagente ou produto]! indica o módulo da variação da quantidade de um reagente ou produ to e llt representa a variação do tempo. A utilização do valor em módulo é necessária para que se evitem valores negativos de taxa de desenvolvimento. No caso dos reagentes, sua concentração final será sempre menor que sua concentração inicial.

150

Capítulo 6

Considere, por exemplo, a queima do gás propano, cujo calor é usado para preparar alimentos em fogões, que pode ser representada pela seguinte equação química:

Vamos supor que 1 O mol de propano (C 3 H8) reajam com 50 mol de oxigênio

(O) em um recipiente fechado de 1 L e que sejamos capazes de medir, usando métodos apropriados, a variação da concent ração de propano (ou seja, quanto de propano é consumido) em intervalos específicos de tempo. Na Tabela 1 temos os dados referentes a esse experimento hipotético, ou seja, a concentração de um dos reagentes em quantidade de matéria por litros (mol/L) - no caso, o propano - e o tempo de seu consumo em segundos (s).

Tabela 1. Variação da concentração de propano

te mpo

[C 3 H81(mol/L}

10,0

5,0

2,5

1,25

tempo (s)

Para calcular a taxa média de desenvolvimento da reação de combustão do ~ propano entre O e 1 s, teremos que calcular o módulo da variação da concentra- j ção do propano nesse intervalo de tempo e a variação de tempo. A razão entre esses dois valores nos fornecerá a t axa média, em mol · L- 1 • s- 1 . Da mesma forma, podemos calcular a taxa média para os intervalos entre 1 s e 2 s e entre

2 se 3 s.

is.o -

10.01 = 5 Omo1 · L- 1 · s- 1 1- 0 '

•

1 1 12,5---5,01 = ~ ~ = 2 5 mol · L- · s-

•

2 - 1

1, 25 - 2,51 3- 2

= -1' - - - - - ' - - = 1 25 mol · L- 1 • s- 1

Essas expressões também podem ser determinadas considerando-se a variação das concentrações dos outros componentes dessa reação, 0 2, C0 2 e H20, e as variações das concentrações de todos os componentes podem ser representadas em um gráfico. É preciso atentar para a relação estequiométrica entre reagentes e produtos ao construir esse gráfico, pois as variações obedecem à proporção entre os coef icientes. Assim, após 1 segundo de reação , a concentração do gás propano cai para 5,0 mol/L. Como a proporção estequiométrica entre os gases propano e oxigênio é igual a 1 :5 (veja novamente a equação da combustão do propano), podemos prever que a concentração de oxigênio após 1 segundo de reação cairá de 50 mol/L para 25 mol/L: 1 mol C H 3

_____

5 mol 0

Figura 2. Em um laboratório de Química, é importante conhecer a taxa de desenvolvimento de uma reação entre determinados reagentes. Assim, podem-se prevenir acidentes, como uma explosão causada por uma mistura irrefletida de dois compostos que reagem de maneira muito rápida. O não conhecimento exige cautela ao combinar reagentes. Portanto, antes de realizar qualquer trabalho em laboratório, esteja sempre com os Eq uipamentos de Proteção Individual (EPls): jaleco com mangas compridas (tecido 100% algodão), óculos de segurança com proteção lateral e, para algumas atividades, luvas, máscaras faciais ou outros equipamentos específicos.

5,0 mol/L _ _ _ __ x x = 25,0 mol/L Utilizando o mesmo raciocínio, determinamos os valores das concentrações de dióxido de carbono e água (verifique as relações estequiométricas entre esses compostos e o propano na equação química) no mesmo intervalo de tempo (1 s): 15 mol/L e 20 mol/L, respectivamente. Com base nos valores da concentração de propano em 2 e 3 segundos, e fazendo os mesmos cálculos, obtemos os pontos para traça r o gráfico (Gráfico 1) que mostra a variação das concentrações dos reagentes e dos produtos em relação ao tempo. Cinética quím ica

151

Gráfico 1. Variação das concentrações dos componentes da reação de combustão do propano (C3H8) em relação ao tempo Concentração (mol/L) 50

45 40 35 30

___.....----co,

25 20 15

10 5

-8

:=! "

Analisando o gráfico, notamos que as concentrações dos reagentes (propano e oxigênio) diminuem ao longo do tempo, ou seja, os reagentes são consumidos durante a reação. No caso dos produtos, dióxido de carbono e água, as curvas são ascendentes, ou seja, ao longo da reação C0 2 e H2 0 são formados. H20 As taxas médias de consumo de oxigênio e de formação de dióxido de carbono e água nos intervalos de O a 1, 1 a 2 e 2 a 3 são diferentes, assim como as taxas de consumo do propano nesses mesmos intervalos. Entretanto, elas têm o, em comum a tendência de diminuir com o temC3H8 po, ou seja, as taxas de consumo do propano 2 3 Tempo (s) e do oxigênio e as de formação do dióxido de carbono e da água são máximas no início e diminuem conforme o tempo passa. Isso é verificado experimentalmente para a maioria das reações. Se compararmos as taxas de desenvolvimento referentes a cada composto em um mesmo intervalo de tempo, veremos que elas também diferem. Assim, para que possamos obter um valor de taxa média de desenvolvimento de uma reação a um intervalo de tempo 6.t que independa da substância participante da reação, devemos dividir a taxa de consu mo do reagente ou de formação do produto pelo respectivo coeficiente estequiométrico da substância na equação. Veja os dados apresentados na Tabela 2 a seguir.

Tabela 2. Taxa de consumo ou formação dos componentes da reação de combustão do propano no intervalo de Oa 1 s. Componente

Taxa de desenvolvimento

propano

5,Omol · L-, · s- 1

Reagentes oxigênio

25,Omol

· L- 1 · s- 1

dióxido de carbono

15, Omol

· L- 1 · s- 1

água

20•Omol

· L- 1 . s-1

Produtos

Se dividi rmos essas taxas de desenvolvimento listadas na tabela pelos respectivos coeficientes estequiométricos dos componentes, obteremos a taxa média de desenvolvimento da reação de combustão do propano. Assim:

Condições reacionais

Vamos tentar entender agora por que as reações ocorrem e por que algumas são lentas e outras, rápidas. Uma transformação química é possível quando condições essenciais para que ela ocorra são atendidas. Podemos, por exemplo, armazenar gás cloro e gás metano dentro de um mesmo recipiente por dezenas de anos e não verificaremos nenhuma reatividade entre eles se estiverem ao abrigo da luz. Mas, se deixarmos determinados comprimentos de onda de luz incidirem sobre o sistema, a reação ocorrerá de maneira instantânea.

152

Capítulo 6

O sódio metálico é armazenado em recipientes plásticos contendo certos -g hidrocarbonetos (compostos constituídos de átomos de carbono e hidrogênio, os quais abordaremos quando estudarmos certos temas da Química Orgânica), es que o mantêm não reativo. Já em presença de água, o sódio metálico reage de maneira explosiva. Podemos deixar em cima de uma mesa um frasco contendo gasolina por horas e não notaremos qualquer reação química. No entanto, em presença de uma chama, a reação ocorre de forma explosiva. Em resumo, para que essas reações aconteçam, é necessário que haja incidência de luz, contato entre reagentes específicos e presença de faísca ou chama. Assim, novamente, ao avaliarmos se uma reação química qualquer pode ou não ocorrer, devem ser levadas em conta certas condições. Vamos estudar a 3. O sódio metálico reage seguir aquelas que são consideradas essenciais: a colisão entre partículas dos Figura instantaneamente com a água, reagentes e a energia de ativação. liberando muita energia.

~ Colisões e estado de transição O estudo das reações em estado gasoso deu origem à teoria das colisões. De acordo com ela, a ocorrência de uma reação química pressupõe colisões entre as moléculas dos reagentes. Durante o choque, a energia cinética das moléculas que colidem é transformada em energia potencial . Nesse momento, há a formação de uma espécie química intermediária, em que as ligações presentes nos reagentes ainda não foram totalmente rompidas e as presentes nos produtos ainda não estão completamente formadas. Esse intermediário de reação, denominado complexo ativado ou estado de transição, tem um conteúdo energético mais alto que o dos reagentes e produtos.

Energia cinética: como vimos quando abordamos o tema gases, trata-se da energia asso ciada ao movimento. Seu valor médio depende da temperatura termodinamica. Quanto maior for a temperatura de um sistema, maior será a agitação das moléculas que o compõem e, consequentemente, maior a energia cinética média dessas moléculas. Energia potencial: de modo bem resumido, trata-se da energia associada à posição ou configuração de um sistema de corpos (no nosso caso, moléculas) que interagem entre si.

2AB A ·-··· 8

..••

A ····· 8

reagentes

complexo ativado

produtos

Figura 4. Representação da formação do complexo ativado ou estado de transição. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

1...] Essa restrição se deve ao medo de que uma faísca gerada pelo aparelho acabe mandando tudo pelos ares, dada a eventual concentração de gases inflamáveis ao redor das bombas de combustível. Trata-se, porém, de uma lenda urbana clássica [... J. Jamais foi registrado em todo o mundo um só acidente desse tipo. "A única possibilidade de isso acontecer é o celular cair e a bateria se soltar, produzindo uma faísca perto do chão num posto que tenha acabado de receber combustível", afirma Marcelo Knobel, professor do Instituto de Física Gleb Wataghin, da Unicamp, no interior de São Paulo. Num dia de elevada eletricidade estática, diz Knobel, essa faísca até poderia provocar um incêndio - tanto quanto a ignição de um motor ou o simples abrir e fechar de uma porta do carro. 1...] A FAISCA do celular é capaz de explodir um posto. Superinteressante, São Paulo: Ed. Abril. edição 271a, p. 55, l•nov. 2009. Superinteressante Especial. lendas Urbanas. Superinteressante/Abril Comunicações S. A.

Cinética química

153

A taxa de desenvolvimento da reação química é influenciada por essas colisões ou choques, que ocorrem em grande quantidade. Contudo, somente as chamadas colisões efetivas resultam na formação de produtos. São efetivas aquelas que ocorrem quando as partículas estão em uma geometria favorável. Se as moléculas dos reagentes não se chocarem com a geometria adequada, não haverá formação do complexo ativado e, portanto, as moléculas dos produtos não se constituirão.

Figura 5. Representação de colisões com geometria desfavorável. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Além disso, é necessário que as partículas colidam com energia cinética suficiente para atingir o estado de transição. Assim, as moléculas dos produtos se formarão apenas se as moléculas dos reagentes se chocarem quando elas estiverem em uma geometria favorável e com energia cinética suficiente.

Figura 6. Representação de colisões entre moléculas sem energia cinética suficiente para atingir o estado de transição. Compare com a Figura 4. O choque aqui não é efetivo. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

não há formação do complexo ativado

reagentes

B, não ocorre reação

~ Energia de ativação A partir do estado de transição há duas possibilidades: a espécie química intermediária é convertida novamente em reagentes ou dá origem a produtos. Como se pode verificar no Diagrama 1 (entalpia X caminho da reação; o caminho da reação está associado ao seu mecanismo, tema que estudaremos no final deste capítulo), essa espécie tem um conteúdo energético mais alto que o dos reagentes e produtos. Diagrama 1. Representação da variação de energia de uma reação genérica exotérmica Entalpia (kJ/mol)

complexo ativado

6.H =H-H p

produtos

H, (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

154

Capítulo 6

Caminho da reação

O estado de transição constitui uma espécie de barreira ou obstáculo energético entre reagentes e produtos. Para que haja rompimento de ligações nos reagentes e formação de ligações nos produtos é necessário transpor essa barreira, que é denominada energia de ativação (E.). Portanto, as moléculas dos reagentes, ao colidirem, precisam ter energia cinética igual ou superior à energia de ativação para que haja formação das moléculas dos produtos. Quanto maior for a energia de ativação, menor será a probabilidade de haver choques efetivos e, consequentemente, mais lenta será a reação. A energia de ativação é característica de cada reação e não sofre influência da temperatura nem da concentração dos reagentes (veremos como esses fatores podem afetar a taxa de desenvolvimento de uma reação mais adiante neste capítulo). Os diagramas de energia de duas reações genéricas, uma endotérmica e outra exotérmica, estão representados a seguir. Diagrama 2. Representação das variações de energia de duas reações genéricas, uma endotérmica (a) e outra exotérmica (b)

A+ B""'A···B""'C+O estado de transição

Entalpia (kJ/mol)

E+ f""'E···F""'G + H estado de transição

Entalpia (kJ/mol)

E, produtos

reagentes

produtos

reagentes

Caminho da reação

· · t Exerc1c1os propos os 1. O óxido de cálcio, conhecido como cal, é considerado uma das substâncias inorgânicas mais importantes para a indústria, sendo utilizada na siderurgia, na metalurgia, na constntção civil e até mesmo na medicina. A cal pode ser produzida a partir da decomposição térmica do carbonato de cálcio. Suponha que, em uma indústria produtora de cal, foram consumidos 400 g de carbonato de cálcio em 15 minutos e formaram-se óxido de cálcio e dióxido de carbono. a) Represente a equação de decomposição do carbonato de cálcio. b) Determine a taxa média de decomposição em gramas por hora. 1600g . h- 1 c) Determine a massa de dióxido de carbono produzida em duas horas de decomposição do carbonato de cálcio. 1408 g

Escreva no caderno

2. Represente em um diagrama uma reação química em que X ~ Y, considerando que a entalpia do reagente é 10 kJ, a entalpia do produto é -10 kJ e a energia de ativação é 20 kJ. Considere também a reação inversa, ou seja, Y ~ X. Esse processo tem a mesma energia de ativação que a reação direta? Justifique sua resposta. 3. Monóxido de carbono e oxigênio reagem em fase gasosa para formar dióxido de carbono. Sabendo-se que em t = 5 minutos é consumido 1,5 mol de monóxido de carbono, faça o que se pede. a) Represente a reação utilizando uma equação química devidamente balanceada. b) Determine a taxa de desenvolvimento de reação em relação ao oxigênio em mol · min- 1• 0,1 5mol · min- • Cinética química

155

4. O estudo cinético das reações químicas pode ser feito utilizando-se diferentes parâmetros: massa, quantidade de matéria, volume, entre outros. Num experimento, foi observada a reação entre ácido clorídrico e zinco em pó. A taxa de desenvolvimento dessa reação foi determinada a partir do volume de gás hidrogênio produzido. O volume de hidrogênio produzido ao longo do tempo encontra-se na tabela a seguir: Experimento: reação entre HCe e Zn Tempo (s) Volume(L)

o o

0,14

0,24

0,30

0,31 0,3115 0,3150

Considerando os dados da tabela e seus conhecimentos, faça o que se pede. a) Represente a reação química utilizando uma equação devidamente balanceada. b) O que ocorre com a taxa de desenvolvimento da reação ao longo do tempo? 5. (UFAC) A água oxigenada comercial, uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio (H 20 2), é um poderoso oxidante que devido a essa propriedade pos-

crita por uma função afim. @ no decorrer de 1800 segundos, o módulo da velocidade média de decomposição de H20 2 foi de, aproximadamente, 0,02 mol · L- 1 • min- 1 • c) o tempo de 1800 segundos é referente à decomposição de um oitavo da quantidade inicial de peróxido de hidrogênio. d) em 600 segundos, para cada litro de solução de H20 2 decomposto, foi formado 0,40 mo! de gás oxi' . geruo. e) no decorrer de 1200 segundos, a decomposição de H20 2 foi de

~ 4

da concentração inicial.

6. Em 1908, o químico alemão Fritz Haber publicou o primeiro trabalho sugerindo a possibilidade técnica da sintese da amônia a partir do nitrogênio e do hidrogênio atmosféricos. Dez anos depois ele ganharia o Prêmio Nobel de Química por esta descoberta. [... ] Carl Bosch [... ] transformou a possibilidade teórica prevista por Haber em uma realidade prática. Os aperfeiçoamentos renderiam a Bosch o mesmo Prêmio Nobel de Química em 1931.

sui diversos usos, como por exemplo: no clareamento de cabelos, como agente antisséptico, na medicina veterinária, no tratamento de acne, entre outros. Normalmente, a água oxigenada deve ser guardada

Processo Haber-Bosch

em frascos escuros que não permitam a passagem de luz, pois o peróxido de hidrogênio se decompõe rapidamente na sua presença, segundo a reação:

[... ]

H 202 (aq)

Luz

zado com água oxigenada.

.. ..

;j'.

[H 20 2 ) (mol · L- 1)

,:,

O processo Haber-Bosch, que possibilitou a síntese da amônia, é considerado uma das invenções mais importantes do século XX. Diversos testes foram feitos ao longo dos anos visando controlar e otimizar a proEm um experimento, foi determinada a taxa de formação da amônia: 2,0 · 10-4 mol · L-1 • s-• .

0,80 0,60

Considerando esses dados e seus conhecimentos, faça o que se pede.

0.40 0,20

0,10

---- _._ ---- _,_• - _::-:,_.....,__

0,00 -+---+---1--+-~ o 600 1200 1800 Tempo (s)

Considerando a reação química e o gráfico apresentados, e ainda que o tempo inicial é igual a zero, é correto afirmar que: Capítulo 6

100 ANOS de sinlese da amônia, a descoberta que mudou o mundo. Inovação Tecnológica. 14/10/2008. Disponível em: <http://www.inovacaotecnologica.com.br/ noticias/noticia.php? artigo=1OO·anos-de·sintese-da·amoniaa--descoberta·que·mudou·o·mundo#. VOl SkfkrKUk>. Acesso em: 29 maio 2016.

dução dessa importante matéria-prima.

·".~l:5 ,:,

O que passaria para história como o Processo Haber-Bosch daria inicio a uma nova fase não apenas da agricultura e da indústria mundiais, mas também da própria forma de vida de nossa civilização.

H 20(e) + ~ 02(g)

O gráfico a seguir apresenta o perfil da decomposição de H2 0 2 ao longo do tempo de um experimento reali-

156

a) a decomposição do peróxido de hidrogênio é des-

a) Represente a reação utilizando uma equação química balanceada com os menores coeficientes este. . . . qu1ometr1cos 1nte1ros. ;

b) Determine a 1taxa de consumo do gás hidrogênio. 3 O· 10...., mol . L-

•

s-'

c) Óetermine a taxa média de desenvolvimento da reação. 1,0 . 10-' mol. L- 1 • s-'

Fatores que influenciam a taxa de desenvolvimento das reações químicas A taxa de desenvolvimento de uma reação pode ser aumentada ou diminuída mediante alteração de certos fatores. Estudaremos agora o efeito de alguns deles sobre a taxa de desenvolvimento: concentração dos reagentes, superfície de contato, temperatura, pressão e catalisadores. A superfície de contato é importante nos casos em que pelo menos um dos reagentes está no estado sólido, já a pressão, nos casos em que pelo menos um dos reagentes está no estado gasoso.

~ Concentração dos reagentes O carvão vegetal é obtido pela queima da madeira em fornos ou fornalhas onde a quantidade de oxigênio é controlada. Trata-se de um processo lento, que pode se estender por dias. Entretanto, a madeira queima rapidamente em atmosfera rica em oxigênio. Em épocas de baixa umidade, em algumas regiões do Brasil e do mundo, são comuns incêndios em florestas, que se espalham rapidamente graças à alta concentração de oxigênio. Portanto, a obtenção do carvão vegetal e o incêndio em florestas são transformações que ocorrem com diferentes taxas de desenvolvimento por causa da diferença de concentração de um dos reagentes, no caso, o oxigênio.

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8, § ;,.

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li: ~

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Figura 7. A queima de madeira em uma fornalha ocorre mais lentamente que a queima de árvores ao ar livre por causa das diferentes concent rações de oxigênio.

Considere agora a reação entre o ácido clorídrico e o zinco metálico, que produz cloreto de zinco e hidrogênio gasoso. O processo pode ser representado pela seguinte equação. Zn(s)

+ 2 HCf(aq) ~ ZnCf/aq) + H/g)

Na tabela a seguir, mostramos três experimentos diferentes. Em cada um deles foi utilizada uma concentração de HCf na reação com uma quantidade fixa (em gramas) de zinco metálico. Tabela 3. Três experimentos para medida da taxa de desenvolvimento de reação entre H Ce e Zn Concentração Volume formado Massa inicial de deH2 (g) em Experimento zinco sólido - Zn(s) inicial de HCe(aq) litros (L) - em gramas (g) emmol/L

Te mpo de reaçao em segundos (s)

Taxa de formação de H2 em litros por segundo (L/s)

65,3

0,01

0,224

65,3

0,1

2,24

Ili

65,3

1,0

22,4

Cinética química

157

Vemos que a taxa de desenvolvimento dessa reação, considerando constantes fatores como temperatura e pressão, aumenta quando aumenta a concentração do ácido. Como explicar esse fato? Podemos fazê-lo utilizando a teoria das colisões. O aumento da concent ração de ácido clorídrico resulta em um aumento da frequência de colisões entre as moléculas de ácido clorídrico e as de zinco, e a consequência disso é um aumento da possibilidade de colisões efetivas. Assim, quanto maior for a concentração dos reagentes, maior a chance de haver colisões efetivas entre as partículas dos reagentes e, por conseguinte, maior será a taxa de desenvolvimento da reação.

Atenção Esta atividade prática deve ser realizada sob supervisão e orientação do professor. Componentes sólidos recicláveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível, guardados para reutilização no laboratório.

Objetivo

• Analisar a influência da concentração de um reagente na taxa de desenvolvimento de uma reação química.

Materiais • 2 garrafas PET 600 mL

• 1 cronômetro

• 2 balões de aniversário

• 100 g de açúcar do tipo cristal

• 1 colher de chá

• 20 g de fermento biológico comercial

• 1 termômetro com marca de O a 100 ºC

• água da torneira

Procedimentos "li

a) Separe duas garrafas PET de 600 mL e acrescente três colheres de chá de fermento biológico a cada uma delas. b) Em uma delas, adicione duas colheres de açúcar. c) Na outra, adicione seis colheres de açúcar. d) Posteriormente, acrescente a ambas as garrafas água morna (33 ºC), o equivalente a

de seus volumes.

e) Após a homogeneização dos reagentes, acople um balão de aniversário à boca de cada garrafa e inicie o monitoramento do tempo necessário para inflar o balão. Fonte de pesquisa: VENQUIARUTO, L. et ai. Saberes populares fazendo-se saberes escolares: um estudo envolvendo a produção artesanal do pão. Química Nova na Escola, São Paulo, v. 33, n. 3, ago. 2011. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/onlinelqnesc33_3/135-QS0511.pdf>. Acesso em: 4 abr. 2016.

Para concluir

Escreva no caderno

1. Nesse experimento, ocorre a transformação da glicose (C6 H120 6), presente no açúcar cristal, em gás carbônico (C0 2) e etanol (C 2H60), processo denominado fermentação alcoólica. A equação balanceada dessa reação pode ser representada por:

Qual dos produtos da reação é responsável por inflar o balão? 2. Quanto tempo leva para inflar o balão em cada caso (garrafa PET 1, com duas colheres de açúcar, e garrafa PET 2, com seis colheres de açúcar)? Caso haja diferença de tempo, explique por que isso ocorre.

3. Qual é a importância de usar água à mesma temperatura em ambas as garrafas? 4. A quantidade de fermento biológico também influencia a taxa de desenvolvimento da reação? Discuta essa questão

com o professor e os colegas.

158

Capítulo 6

~ Superfície de contato Se você tem o hábito de cozinhar, já deve ter reparado que o tempo de cozimento de um legume inteiro é diferente do tempo de cozimento do mesmo legume cortado em pequenos pedaços. O segundo cozinhará mais rapidamente. Isso ocorre porque há uma área superficial maior do legume cortado em contato com a água quente. Observe as fotos a seguir.

Vamos agora retomar a reação descrita no tópico anterior entre o zinco e o ácido clorídrico. O zinco encontra-se no estado sólido, e sua superfície de contato corresponde à área exposta ao ácido clorídrico. Supondo que o zinco seja colocado na forma de uma barra, como representado a seguir, podemos dizer que o ácido clorídrico entra em contato com esse material por meio da área superficial da barra. Relembrando a equação química que representa a reação, temos: Zn(s)

+ 2 HC.e(aq) ~

Figura 8. O legume cortado em pedaços é cozido mais rapidamente que o legume inteiro. Perceba que no legume cor tado, além da casca, as partes internas estão em contato com a água quente.

znce (aq) + H (g) 2

acréscimo de HCe(aq) 1 mol/L

Figura 9. Representação esquemática da reação entre uma barra de zinco e ácido clorídrico (1 mol/L), formando gás hidrogênio (bolhas). (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

barra de zinco

Ao dividirmos a barra de zinco em duas, três ou mais partes, a área superficial aumentará, pois regiões que não estavam diretamente expostas ao ácido clorídrico passam a estar após a divisão.

acréscimo de HCe(aq) 1 mol/L

barras de zinco

Figura 10. Representação esquemática da reação entre três barras de zinco (resultantes da divisão da barra mostrada na Figura 9) e ácido clorídrico (1 mol/l), produzindo gás hidrogênio (bolhas). (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Cinética química

159

Suponha agora que o zinco seja pulverizado. A superfície de contato aumentará ainda mais e observaremos a formação de mais bolhas (ou seja, mais H2 ). Assim, analogamente ao cozimento dos legumes em pedaços, podemos afirmar que, quanto mais fragmentado for um sólido, maior será a taxa de desenvolvimento de reação entre esse sólido e outra substância no estado líquido ou gasoso. Em reações em que os reagentes se encontram em diferentes estados f ísicos, um aumento da superfície de contato permite maior número de colisões entre suas partículas (e maior número de colisões efetivas), aumentando a taxa de fo rmação dos produtos. Uma maneira si mples de verif icar a influência desse fator sobre a taxa de desenvolvimento de reação é comparando a dissolução de um comprim ido inteiro e a de um com primido triturado de antiácido efervescente em água. Esse medicamento, usado para combater azia ou acidez estomacal, é geralmente f ormado por sais à base de bicarbonato de sódio (NaHC03 ). Quando adicionamos uma pastilha de antiácido efervescente a um copo com água, há liberação de gás carbônico (CO) sob a forma de bolhas em razão da decomposição do ácido carbônico formado. Veja a equação a seguir. NaHCO/s)

+ H20(f) ~ H2CO/aq) + OH- (aq) + H2C0 3 (aq) ~ H2 0 (f) + C0 2 (g)

Na+(aq)

Fazendo esse experimento simples, você notará que a pastilha triturada, ao ser acrescentada à água, é consumida mais rapidamente.

-g

-g "

~ ~ ~

.!2! o

~ ~

i .,,e ~ ;;:

Figura 11. A esquerda, pastilhas de sal antiácido em contato com a água; à direita, pastilhas são trituradas e adicionadas à água . Note que elas praticamente desapareceram no copo à direita, o que indica uma reação mais rápida .

~ Temperatura

, 1'

Todos sabemos que, para melhor conservação, os alimentos devem ser armazenados em geladeiras ou refrigeradores, pois, se os deixarmos à temperatura ambiente, eles estragam com rapidez.

Mas de que maneira a temperatura influencia a taxa de desenvolvimento de

reações como as de decomposição de alimentos? Como vimos em Termoquímica, o aumento da temperatura de um sistema resulta de um processo de transferência de energia sob a forma de calor. Vimos também anteriormente, na abordagem do tema colisões, que, quando a temperatura de um recipiente contendo os reagentes de uma reação química aumenta, as moléculas que os compõem passam a um estado de maior agita ção em razão do aumento de energia cinética média. Isso provoca maior f requência de

Figura 12. A geladeira é utilizada para conservar os alimentos e retardar sua deterioração.

160

Capítulo 6

colisões efetivas, ou seja, maior f ração de moléculas passa a ter energia cinét ica igual ou superior à energia de ativação (um número maior de moléculas forma o complexo ativado). Ora, se a energia de ativação é uma barreira energética para

as reações, podemos dizer que, com o aumento da temperatura, a fração de moléculas com energia mínima para reagir aumenta. Consequentemente, a taxa de desenvolvimento da reação aumenta. Em temperaturas baixas, ocorre o oposto, por isso mantemos alimentos na geladeira. As reações de decomposição dos alimentos perecíveis tem sua rapidez diminuída quando a temperatura é baixa. Por exemplo, as reações químicas responsáveis pelo azedamento do leite, promovidas por bactérias, ocorrem em menor taxa a temperaturas mais baixas. Também é por essa razão que os fósseis de animais pré-históricos, como o mamute, são encontrados nas regiões mais frias em bom estado de conservação. O cientista holandês Jacobus Henricus van't Hoff (1852-1911 ), no final do século XIX, postulou, baseado em uma série de experimentos, que um aumento de 1OºC na temperatura duplica a taxa de desenvolvimento de uma reação. Essa afirmação ficou conhecida como Regra de van't Hoff. Hoje se sabe que se trata de uma aproximação, que há inúmeras exceções a essa regra, mas ela é conveniente para a realização de previsões. No Gráfico 2, são representadas as curvas de distribuição de energia cinét ica para partículas de um reagente qualquer e o número de partículas que apresentam energia cinética mínima para reagir em dois valores de temperatura: T, e T2, em que T2 > T,. Gráfico 2. Curvas de distribuição de partículas por energia cinética a duas temperaturas distintas, T, e T2 , sendo 1 2 > T, Número de moléculas

energia

de ativação

Número de moléculas

energia

de ativação

T, T,

Energia cinética

Observe que o aumento de temperatura produziu um aumento no número de moléculas com energia cinética igual ou superior à energia de ativação. Isso é indicado pelo aumento da área sombreada sob as curvas. A influência da temperatura pode ser observada em um experimento simples, novamente envolvendo comprimidos efervescentes. Se adicionarmos ao mesmo tempo um comprimido a um copo com água quente e outro a um copo com a mesma quantidade de água gelada, veremos que o primeiro se dissolve mais rapidamente, formando maior quantidade de bolhas. Assim, podemos dizer que no primeiro sistema, cuja temperatura é maior, a energia cinética média das partículas de água e bicarbonato de sódio é maior. Isso faz com que elas se movimentem de maneira mais intensa, aumentando a frequência de choques efetivos. Como resultado, o consumo de bicarbonato de sódio e a formação de dióxido de carbono (veja novamente a equação que representa a reação entre bicarbonato de sódio e água no tópico "Superfície de contato") ocorrem mais rapidamente. Cinética química

161

~ Pressão A pressão afeta a taxa de desenvolvimento de uma reação se, pelo menos, um dos reagentes estiver no estado gasoso. Quando aumenta a pressão externa exercida sobre um sistema reacional fechado em que pelo menos um dos reagentes é um gás, o volume diminui. Como o sistema é fechado, não há troca de matéria entre o sistema e o ambiente. Assim, com a diminuição de volume, a concentração do(s) reagente(s) no estado gasoso passará a ser maior, o que acarreta maior frequência de colisões efetivas entre as moléculas e, consequentemente, aumento da taxa de desenvolvimento da reação.

~ Catalisadores Os catalisadores são espécies químicas que agem no mecanismo da reação, diminuindo sua energia de ativação e, portanto, aumentando a rapidez com que o estado intermediário é atingido. Logo, a taxa de formação dos produtos aumenta. Podemos representar a ação dos catalisadores da seguinte forma: Diagrama 3. Ação de um catalisador em uma reação exotérmica genérica X ~ Y Entalpia (kJ/mol)

energia de ativação na ausência de catalisador '

·-

energia de ativação na presença de catalisador reagente (X)

H, ~.:;.__ ____..-:_-- - - - ->0< HP .. .. .. .. .. .. . . .. .. . . .. .. .. .. .. .. . .. ... . . .. .. ... .. .. .. .. .. .. .. produto (Y)

Caminho da reação

Figura 13. O peróxido de hidrogênio decompõe-se lentamente. Ao adicionar solução de iodeto de potássio, composto que atua como catalisador dessa decomposição, a reação ocorre rapidamente. Nesse caso, temos uma catálise do tipo homogênea.

162

Capítulo 6

Observe que a reação de tran sformação do reagente X em produto Y pode ser feita por dois caminhos: C ou D. Neste momento, não vamos nos ocupar do que significa caminho, basta sabermos que as energias de ativação para atingir o complexo ativado nos dois caminhos são diferentes. Para C, temos a energia de ativação E. 1 . Para D, temos a energia de ativação E.2 • Observe que E.1 é maior que E.2 . A diminuição da energia de ativação no processo de conversão de X em Y é resultado da ação de um catalisador. Nas reações químicas, o catalisador é o participante que atua sem ser efetivamente consumido no processo.

~ Tipos de catálise Catálise é o nome dado à modificação de taxa de desenvolvimento por causa da presença de um catalisador. São dois os tipos de catálise: homogênea e heterogênea. Quando reagentes e catalisadores estão em um mesmo estado físico, a catálise é classificada como homogênea. Por exemplo, a decomposição de peróxido de hidrogênio em presença de iodeto de potássio (veja a Figura 13) ou a oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre em presença de óxido nítrico, conforme equação a seguir: NO(g)

O catalisador (óxido nítrico) e seu estado físico (gasoso) aparecem sobre a seta que representa a reação.

Se os reagentes e os catalisadores estiverem em estados físicos diferentes, a catálise é classificada como heterogênea. Por exemplo, a formação do etano a partir da hidrogenação catalítica do eteno: "Is)

•

O catalisador aqui é o níquel no estado sólido. Lembre-se de que o delta embaixo da seta simboliza aquecimento.

Contexto histórico Elizabeth Fulhame foi autora de um livro notável, An Essay on Combustion, with a View to a New Art of Dying and Painting: wherein the Phlogistic and Antiphlogistic Hypotheses are Proved Erroneous [Ensino sobre a combustão, com uma visão para a nova arte de tingir e pintar, em que as hipóteses do flogisto e do antiflogisto se revelam equivocadas]. A primeira edição do livro foi publicada em 1794. E, ainda que, naquela época, as mulheres fossem desencorajadas a buscar as atividades científicas, ela desenvolveu uma importante carreira como cientista. Esse trabalho antecipou o conceito de catálise - palavra de origem grega que significa "desamarrar, dissolver" - , introduzido pelo químico sueco Jons Jakob Berzelius (1779-1848) em 1836. Também está implícito aqui o conceito moderno de mecanismo químico: uma descrição detalhada, passo a passo, de uma reação química (como veremos mais adiante neste capítulo). Leia abaixo um t recho do prefácio do livro de Elizabeth Fulhame: Pode parecer presunçoso para alguns que eu devesse me envolver em pesquisas desta natureza. Mas, sendo contrária à indolência, e tendo muito tempo livre, minha mente me conduziu a essa forma de divertimento, que considerei agradável e que espero ser considerada inofensiva pelos liberais e pelos eruditos. Porém, a censura talvez seja inevitável; pois alguns são tão ignorantes que se tornam rabugentos e taciturnos, e sentem calafrios de horror ao verem qualquer coisa que guarde semelhança com o conhecimento, em qualquer forma em que este se apresente. E se o espectro deve aparecer na forma de uma mulher, as angústias que eles sofrem são verdadeiramente sinistras.

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FULHAME, E. apud GREENBERG, A Uma breve história da Química. Trad. Henrique Eisi et ai. São Paulo: Edgard Blucher, 2009. J>. 185.

Atividades

Escreva no caderno

1. A esposa de Lavoisier, Marie-Anne Pierrette Paulze, foi contemporânea de Elizabeth Fulhame. O que essas mulheres tinham em comum e o que as diferenciou? 2. Por que Elizabeth Fulhame considerou necessário justificar a elaboração do livro e caracterizou seu envolvimento nas ciências como um divertimento? 3. Apesar de Elizabeth Fulhame ter sido uma pesquisadora pioneira no campo da catálise, seu nome raramente é lembrado quando se fala da Ciência do século XVIII. Discuta com seus colegas sobre a atuação feminina na história da Ciência. Por que muitas mulheres que contribuíram significativamente para a construção do conhecimento científico ficaram marginalizadas durante muitos séculos?

Cinética química

163

I> Catalisadores biológicos

•

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Os catalisadores biológicos, ou biocatalisadores, aumentam a taxa de desenvolvimento das reações químicas que ocorrem nos meios vivos, geralmente por um fator de 107 . As enzimas - proteínas que participam de processos biológicos, aumentando a taxa de desenvolvimento de reações - são um exemplo. Elas atuam em baixa concentração e em condições específicas de temperatura e pH. Uma característica interessante dessas proteínas é a alta especificidade; elas apresentam estruturas particulares que permitem a ligação com reagentes específicos (denominados substratos). As enzimas atuam na transformação de nutrientes em energia e na síntese de compostos importantes para a manutenção da vida. Sua ausência, deficiência ou mau funcionamento pode gerar uma série de distúrbios ou doenças, como a fenilcetonúria, doença de Von Gierke etc. Em alguns exames de sangue, avalia-se a presença de certas enzimas (por exemplo, a lactato desidrogenase, as transaminases, a lipase etc.) como indicação de lesão celular ou tecidual, já que normalmente elas devem estar dentro das células. Os biocatalisadores não se restringem a atuações nos seres vivos; suas aplicações abrangem a indústria alimentícia, a indústria farmacêutica, entre outras.

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1> Inibidores e venenos

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.• Figura 14. A enzima catalase, um catalisador biológico presente no sangue e em alta concentração no fígado, acelera a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio. Na imagem, pedaços de fígado bovino são adicionados a um recipiente contendo solução de peróxido de hidrogênio.

Em algumas situações, é interessante retardar a taxa de desenvolvimento das reações químicas. Para isso, podem ser usadas espécies químicas que atuem como venenos ou inibidores. Venenos e inibidores são substâncias que podem impedir ou dificultar a ação de um catalisador, diminuindo a taxa de desenvolvimento da reação (ou seja, eles têm uma ação inversa à dos catalisadores). Na indústria alimentícia, os inibidores são utilizados para retardar a deterioração dos alimentos ou a alteração de suas características. O ácido ascórbico e o ácido cítrico são exemplos. Pode-se verificar a ação desses inibidores por meio de um experimento simples: corte uma maçã ou banana ao meio e deixe uma das partes exposta ao ar. Na outra metade, passe um pouco de suco de limão (que contém os dois ácidos). Após algum tempo, você notará que as duas partes da mesma fruta apresentam aspectos diferentes.

1. Os pneus são obtidos por processo de polimerização de compostos como o isopreno (borracha natural) ou cloropreno (borracha sintética). Depois de produzidos e utilizados, esses materiais muitas vezes são depositados em aterros sanitários e lixões, ocupando grandes áreas em razão de seu formato. Os pneus são combustíveis e queimam a altas tempe-

Existem diversas maneiras de solucionar o problema do descarte de pneus: reciclagem qtúmica, queima direta, recauchutagem e até mesmo reutilização de pneu moído. Nesse último caso, recomenda-se muito cuidado no armazenamento. Justifique essa recomendação com base em seus conhecimentos de ciné. , . nca quuruca.

raturas, produzindo grandes quantidades de fumaça negra e de óleos que penetram em solos e lençóis de água, contaminando-os, o que gera problemas am-

2. Os rótulos de alimentos trazem muitas informações

bientais. Além disso, na água acumulada nos pneus, podem proliferar organismos, como o mosquitoAedes

aegypti, envolvido na transmissão da dengue, chikungunya e zika.

164

Capítulo 6

pertinentes a sua conservação. Pesquise em sua casa algum alimento que deve ser refrigerado e observe as informações sobre a conservação. Identifique as temperaturas sugeridas e o tempo de conservação em cada uma das temperaturas. Os produtos apresentam a mesma validade quando mantidos a temperaturas diferentes? Elabore uma justificativa para isso.

3. Acervo não está em risco, diz presidente de biblioteca

[...1 Em meio a reclamações de servidores, que fizeram uma paralisação na terça (27) em protesto pelo calor na Biblioteca Nacional, alegando que o acervo corre risco, o presidente da instituição diz que a temperatura não afeta os livros abrigados no prédio, no Rio. Segundo os servidores, a temperatura na biblioteca chega aos 40 ºC. Renato Lessa, o presidente, diz apenas que são superiores a 30 ºC e que, "nas condições atuais, os livros não estão em risco".

[... 1 Lessa se baseia em Jayme Spinelli Jr., coordenador de preservação da biblioteca, para descartar o risco ao acervo, o maior da América Latina. Spinelli diz que a temperatura é mais baixa no acervo de livros raros, mais sensíveis. Mas, para ele, embora o calor acima de 30 ºC seja "inadequado" , não representa risco aos outros livros. A visão da dupla é diferente da de Thais Almeida, conservadora-restauradora na instituição. (... ] ela afirmou que "há evidências de que o acervo vem sofrendo com a alta temperatura. O papel fica frágil, quebradiço".

[...1 FRANCO, L Acervo não est~ em risco, diz presidente de biblioteca. Folha de S.Paulo, São Paulo, 31 jan. 2015. Ilustrada. Disponível em: <http:// www1 .folha.uol.com.br/fsp/ilustrada/206197-acervo-nao-esta-em-risco-dizpresidente-de-biblioteca.shtml>. Acesso em: 6 maio 2016.

Com base no estudo da cinética das reações químicas, o aumento da temperatura representa risco para os livros da Biblioteca Nacional? Se sim, quais medidas podem ser tomadas para que as obras não sejam danificadas?

4. [... J Um carro novo, quando sai da fábrica, já vem equipado com um conversor catalítico que costuma ter vida útil, em média, de 80 mil quilômetros rodados, após a qual deve ser substituído por uma nova peça que pode ser encontrada no mercado de reposição das oficinas especializadas em escapamentos. O problema[ ... ] ocorre justamente no mercado de reposição, pois têm sido oferecidos, aos consumidores, produtos que se fazem passar por conversores, mas que na verdade não fazem nenhuma redução de poluição. Estes produtos, bem mais baratos, não possuem a cerâmica interna própria dos conversores. São ocos ou preenchidos com palha de aço, e ao serem instalados nos veículos permitem a emissão de gases tóxicos na atmosfera, desregulagem do sistema de injeção eletrônica, alteração da contrapressão do sistema de escapamento, aumento do consumo de combustível e a perda de rendimento do motor. [ ... 1 INMETRO. Relatório sobre análise em conversor catalitico.

Rio de Janeiro, ago. 2007. Disponível em: <http://www.inmetro.gov.br/ con.sumidor/produtos/conversor.pdf>. Acesso em: 7 mar. 2016.

a) Pesquise como funciona um conversor catalítico. b) Um conversor fora de sua vida útil ou fora das especificações pode emitir gases danosos não só ao ambiente como à saúde do ser humano. Pesquise os principais efeitos nocivos dos poluentes liberados por um automóvel com um conversor catalítico ineficiente.

Lei da ação das massas ~

A variação das quantidades de reagentes consumidos e de produtos formados por unidade de tempo pode ser avaliada em função de diversos fatores, como a concentração em quantidade de matéria. Na segunda metade do século XIX, os cientistas noruegueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900) dedicaram-se ao estudo da taxa de desenvolvimento das reações em função da variação da concentração dos reagentes, mantidas condições como a temperatura constante. Guldberg e Waage, com base em dados de diversos experimentos, enunciaram a lei da ação das massas. "Massa" aqui significa "massas ativas", termo que era usado por esses cientistas para expressar concentração em quantidade de matéria. Hoje essa lei é também conhecida como lei cinética, que pode ser enunciada da seguinte maneira: a uma temperatura constante, a taxa de desenvolvimento de uma reação química é diretamente proporcional ao produto das concentrações dos reagentes elevadas a expoentes numéricos que são determinados experimentalmente. Vamos considerar uma reação cuja equação química balanceada seja representada da seguinte maneira: aA+bB~cC+dD Cinética química

165

A taxa de desenvolvimento dessa reação, com base na lei da ação das massas, é dada por:

~ Td = k [A]• · [B]Y Em que: Td - taxa de desenvolvimento da reação; k - constante de taxa de desenvolvimento (trata-se de uma constante de proporcionalidade que é característica de cada reação e depende da temperatura em que essa reação ocorre); [A] e [B] - concentração em quantidade de matéria dos reagentes A e B, respectivamente; x e y - expoentes numéricos determinados experimentalmente. Para melhor entendimento dessa lei, imagine uma reação química hipotética, realizada à temperatura de 25 ºC. 2A+B-4C + 30 Suponha que tenham sido obtidos os seguintes dados experimentais: Tabela 4. Taxa d e desenvolvimento de uma rea ção hipotética (2 A + B-+ C + 3 D) em três condições distintas Experimento

[A] (mol/L)

[B] (moVL)

Taxa de desenvolvimento (mol/L · s)

1,0

2,5

2,2

2,0 ~ ..0"

2,5 ,

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4,4

Ili

2,0

5,0

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8,8 ..).,.l

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~:e;~

Para a determinação da expressão da taxa de desenvolvimento, os dados experimentais disponíveis na Tabela 4 devem ser interpretados: •

Comparando os experimentos I e li, vemos que a taxa de desenvolvimento dobra. A concentração de A aumenta de 1,0 mol/L para 2,0 mol/L, enquanto a concentração de B permanece constante. Assim, podemos dizer que a taxa de desenvolvimento da reação dobra quando a concentração de A dobra, indicando que a taxa de desenvolvimento é diretamente proporcional à variação da concentração de A.

•

Comparando os experimentos li e Ili, vemos que a taxa de desenvolvimento da reação também duplica quando a concentração de B aumenta de 2,5 mol/L para 5,0 mol/L e a concentração de A permanece constante. Assim, podemos dizer que a taxa de desenvolvimento da reação é diretamente proporcional à concentração de B.

•

Comparando os experimentos I e Ili, observamos que, quando as concentrações de A e B são dobradas simultaneamente, a taxa de desenvolvimento da reação quadruplica, de 2,2 mol/L · s para 8,8 mol/L · s.

Conclui-se, portanto, que a taxa de desenvolvimento é diretamente proporcional às variações das concentrações de A e de B. Podemos agora deduzir a expressão da taxa de desenvolvimento para a reação hipotética 2 A+ B -4 C + 3 D: Td = k[A] · [B] As concentrações de A e de B estão elevadas ao expoente 1, que normalmente não aparece na expressão.

~ Ordem de reação A soma dos expoentes da expressão da taxa de desenvolvimento é denominada ordem de reação. No caso da reação hipotética apresentada anteriormente, a ordem de reação é igual a 2 (dizemos reação de segunda ordem ou de ordem 2). Dizemos também que se trata de uma reação de ordem 1 (ou de primeira ordem) em relação a A e de ordem 1 em relação a B. Assim, para uma expressão do tipo Td = k[A]' [B)Y, a ordem da reação será x + y, a ordem em relação a A, x e a relativa a B, y.

166

Capítulo 6

Vejamos mais alguns exemplos para facilitar o entendimento desse conceito. As reações químicas também podem ocorrer a partir de um único reagente. Considere a decomposição do tetróxido de dinitrogênio: N2 0 4 (g) ~ 2 N02 (g) Nesse caso, a expressão da taxa de desenvolvimento, determinada experimentalmente, é dada por: Td = k[N2 0 4 ). Portanto, a taxa de desenvolvimento é diretamente proporcional à concentração de N20 4 , e a reação é de primeira ordem. A decomposição de solução de peróxido de hidrogênio (água oxigenada), outra reação que ocorre a partir de um único reagente, produz água e gás oxigênio:

2 H20/aq) ~ 2 H20(f)

+ 0/g)

Experimentalmente, determinou-se que a taxa de desenvolvimento de decomposição da água oxigenada é diretamente proporcional a sua concentração. Portanto, trata-se de uma reação de primeira ordem: Td = k[H 20). Para uma reação de primeira ordem, podemos determinar a meia-vida do reagente, que é definida como o tempo necessário para que a concentração do reagente caia para a metade do seu valor no início da reação. Agora considere outra reação hipotética e os dados de taxa de desenvolvimento obtidos em três experimentos distintos (Tabela 5):

A+ B~C Tabela 5. Taxa de desenvolvimento de uma reação hipotética (A + B -+ C) em três condições distintas Experimento 1

li Ili

[A] mol/ 1

[B] mol/ 1

0,1 0,2 0,2

0,3 0,3 0,6

Taxa de desenvolvimento (mol/ L · s) 1,5 3,0 12

Comparando os experimentos I e li, vemos que a taxa de desenvolvimento dobra quando a concentração de A dobra, para uma concentração constante de B. Comparan do li e Ili, vemos que a taxa de desenvolvimento quadruplica quando dobramos a concentração de B, para uma concentração constante de A. Quais são as ordens da reação e as ordens relativas a A e a B? A taxa de desenvolvimento reacional é diretamente proporcional à concentração de A e diretamente proporcional ao quadrado da concentração de B. Assim, a expressão da taxa de desenvolvimento da reação é dada por:

Td = k[A] · [8)2 A reação é de terceira ordem, de primeira ordem em relação a A e de segunda ordem em relação a B.

~ Mecanismo de reação Quando uma reação química é representada apenas pela equação global do processo, não temos a certeza de que ela aconteceu em uma única etapa ou em mais etapas. A equação global balanceada expressa apenas que uma ou mais substâncias reagiram para formar outra ou outras substâncias, sem informar como os reagentes, no nível molecular, são convertidos em produtos. Reações que ocorrem em uma única etapa são ditas reações elementares. Nesse caso, ao escrevermos a expressão da taxa de desenvolvimento, assumimos que os expoentes determin ados experimentalmente são iguais aos coeficientes estequiométricos. Assim, se a reação 2 A + B ~ C + D ocorrer em uma única etapa, a expressão da taxa de desenvolvimento será:

Td = k[A)2 · [B) Cinética química

167

As reações que ocorrem em duas ou mais etapas são denominadas reações não elementares. Nesse caso, os coeficientes estequiométricos não coincidem com os expoentes determinados experimentalmente. Suponhamos agora que a reação 2 A + B --+ C + D ocorra em duas etapas, como a seguir: A(g) + B(g) --+ C(g) A(g) + E(gJ --+ D(g) 2 A(g) + B(g)--+ C(g)

Etapa 1 Etapa li Etapa global Diagrama 4. Representação da variação de energia de uma reação genérica não elementar Entalpia (kJ/mol)

estado de transição estado de transição intermediário produtos

reagentes Caminho da reação

+ E(gJ

+ D(g)

A etapa global é o resultado da adição das etapas I e li, que são elementares e definem o mecanismo da reação. O mecanismo de reação é, portanto, o conjunto de etapas reacionais elementares que constituem uma reação química não elementar. Também chamamos esse conjunto de etapas de caminho de reação. Na representação em diagrama de uma reação não elementar, cada uma das etapas do mecanismo da reação deve ter um estado de transição (Diagrama 4). Assim, a taxa de desenvolvimento de um processo é determinada pela etapa cujo estado de transição apresenta maior valor de energia, ou seja, pela etapa com maior energia de ativação (a mais lenta). Por exemplo, admita que, na reação anteriormente citada, a etapa lenta do processo seja a segunda. A(g) + B(g) --+ C(g) A(g) + 6(9) --+ D(g) 2 A(g) + B(g)--+ C(g)

Etapa 1 Etapa li Etapa global

+ E(gJ etapa rápida etapa lenta

+ D(g)

A expressão da taxa de desenvolvimento será dada com base na equação de etapa lenta (e não com base na equação global do processo): Td = k[A] · [E].

~ Mecanismo de reações catalisadas Vejamos agora o mecanismo de uma reação hipotética catalisada por um catalisador B. Suponhamos que os reagentes e o catalisador constituam um sistema homogêneo (catálise homogênea). XY + A

AX +Y

Essa reação pode ser desmembrada nas seguintes etapas: XY AY AB

+ A--+ AY + X + B--+ AB + Y + X --+ AX + B

Note que B participa da segunda etapa de reação, formando um intermediário AB. Esse intermediário é consumido na terceira etapa, restituindo B. Assim, em uma reação catalisada, o catalisador participa do mecanismo. Em uma reação em que reagentes e catalisador constituem um sistema heterogêneo (catálise heterogênea), os reagentes são adsorvidos, ou seja, aderem à superfície dos catalisadores e têm suas ligações enfraquecidas, o que favorece a formação dos produtos. Portanto, trata-se também de um processo que pode ser dividido em etapas: 1) os reagentes interagem com o catalisador, e suas ligações enfraquecem; 2) há a formação de produtos, que permanecem adsorvidos à superfície do catalisador; 3) os produtos são liberados, e o catalisador se regenera. Como os catalisadores (homogêneos e heterogêneos) participam ativamente dos processos reacionais e são regenerados em uma das etapas de reação, eles podem ser utilizados várias vezes. No entanto, esses compostos perdem a eficiência, sendo necessário substituí-los após algum tempo.

168

Capítulo 6

1. A maneira que as concentrações dos reagentes afetam a taxa de desenvolvimento da reação pode ser definida avaliando-se a taxa de desenvolvimento de uma reação com concentrações diferentes de cada reagente, mantendo a temperatura constante. Por exemplo, na decomposição do N20 5 em N02 e 0 2' todos gasosos, dados experimentais mostram que a taxa de desenvolvimento da reação é igual a 1,4 · 10-3 moVL · min, quando a concentração do N20 5 é de 0,17 mol/ L, e igual a 2,8 · 10-3 moVL · rnin, quando a concentração do N20 5 é de 0,34 moVL. Considerando as informações do texto, responda ao que se pede. a) Represente a reação de decomposição do N 20 5 por uma equação balanceada com ' . . os menores numeros 1nterros. b) Determine a expressão da taxa de desenvolvimento de decomposição do N2 0 5 • 2. Quando óxido nítrico e bromo gasoso se encontram sob altas temperaturas (273 ºC), ocorre reação entre as duas substâncias, produzindo o composto NOBr. Dados experimentais mostram que a taxa de desenvolvimento da reação varia com as concentrações dos reagentes, de acordo com a tabela abaixo: Experimento

[NO] (mol · L- 1)

[Br2 ] (mol · L- 1)

Td (mol · L- 1 • s-1 )

0,10

0, 20

0, 25

0, 20

150

0,10

0,50

0,35

0,50

7 35

a) Represente a reação por uma equação química devidamente balanceada. b) Utilizando os dados de concentração e taxa de desenvolvimento da reação, determine a expressão da taxa de desenvolvimento da reação. 3. Já sabemos que as reações não elementares ocorrem em duas ou Diagrama de formaç.ão dos íons clorato e mais etapas. Sabemos também que, de todas as etapas, apenas a cloreto a partir do íon hipoclorito etapa lenta é que nos interessa para a determinação da expressão Entalpia da taxa de desenvolvimento global do processo. (kJ/mol) Considere a reação do íon hipoclorito formando clorato e íon cloreto. A representação desse processo pode ser feita pelo dia3 ceograma de energia em função das coordenadas da reação (caminho -------da reação). Com base nessa representação gráfica, tente levantar a explicação para os seguintes questionamentos: ceo-+2 cea) Em quantas etapas essa reação ocorre? ceo-+ce- + ceo- ' • b)E possível propor um mecanismo para a reação com base em ' Caminho da reação etapas elementares para esse processo? Em caso afirmativo, indique essas etapas. c) Qual a expressão da taxa de desenvolvimento da reação global? Justifique a resposta. 4. Três substâncias hipotéticas A, B e C reagem no estado gasoso em um processo elementar para formar as substâncias D e E, de acordo com os dados experimentais na tabela abaixo.

Experimento

[A] (mol/L)

[BJ (mol/L)

[CJ (mol/L)

Taxa de desenvolvimento (mol · L- 1 · s-1 )

0, 10

8 · 10-•

0, 20

0, 10

1 6 . 10-1

0, 10

0,20

0, 10

1 6 . 10 - 3

0, 10

0 ,20

3 2 . 10-3

' '

Considerando essas informações, proponha uma equação química devidamente balanceada para representar a transformação. Cinética química

169

Estudo mostra potencial de biocatalisador nacional Atualmente, investir em uma economia ecológica e socialmente sustentável, que promova o desenvolvimento econômico e a preservação do meio ambiente, tem sido prioridade. Reduzir o uso de catalisadores químicos, que causam grandes danos à natureza, é, portanto, um dos atuais objetivos da indústria, em seus diferentes seguimentos. Várias técnicas possibilitam esta redução, entre elas a utilização de enzimas, substituindo catalisadores químicos. O uso dessas substâncias, proteínas especializadas e aceleradoras de reaçôes químicas, foi também o tema da premiada pesquisa de doutorado do biólogo Tales Costa-Silva, na Faculdade de Ciências Farmacêuticas de Ribeirão Preto (FCFRP) da USP [...1 Segundo Costa-Silva, uma das grandes dificuldades na produção de proteínas para fins comerciais é sua baixa estabilidade em soluçôes aquosas, uma vez que a água facilita uma série de degradações físicas e químicas durante o processo de extração, purificação e armazenamento da proteína [... 1.

(...1 Vale ressaltar que o Brasil, particularmente, é um dos países que mais pode se beneficiar com o desenvolvimento da tecnologia enzimática nacional. Isso se deve à enorme quantidade de matérias-primas renováveis que podem ser transformadas, por via enzimática, em produtos com alto valor agregado e úteis para setores estratégicos da economia.

(...1 BOEMER, T.; BAGGINI, M. Estudo mostra potencial de biocatalisador nacional. Agência USP de noticias, São Paulo, 24 out. 2013. Disponível em: <http://www.usp.br/agen/?p=158203>.Acesso em: 7 mar. 2016.

Biodiesel Atualmente, há uma busca por processos de produção de um biodiesel sustentável, que envolvam menor geração de efluentes, aproveitamento de resíduos ecoprodutos e menor gasto energético. Certas empresas brasileiras estão empregando catalisadores heterogêneos, químicos ou biológicos, em vez dos catalisadores homogêneos utilizados nas usinas. Os heterogêneos devem ter baixo custo, eficiência igual à de um homogêneo e requerer condições brandas de reação. Além disso, sua reutilização deve ser possível.

[...1 Os projetos com catalisadores biológicos utilizam lipases, enzimas que podem ser produzidas por microrganismos. As pesquisas têm o intuito de viabilizar técnica e economicamente o uso de catalisadores biológicos. Além de obter um processo mais verde por se tratar de catalisadores biodegradáveis e pela redução da quantidade de efluentes, as lipases esterificam os ácidos graxos livres, não ocorrendo reações de saponificação durante a reação, o glicerol pode ser facilmente recuperado, e as enzimas podem ser reutilizadas.

(... 1 EMPRAPA. Biodiesel e pesquisa. Brasília, DF. 1Oago. 2015. Disponível em: <https://www.embrapa.br/busca-de-noticias/-/ noticia/4345654/biodiesel-e-pesquisa>. Acesso em: 7 mar. 2016.

Atividades

O dendê é uma das matérias·primas para produção do biodiesel. Outras oleaginosas utilizadas são a soja, o pinhão·manso e a macaúba.

Escreva no caderno

1. Extraia dos textos argumentos favoráveis à pesquisa e à aplicação de catalisadores biológicos. Discuta como cada um desses argumentos pode levar a uma otimização do processo produtivo. 2. Ambos os textos mencionam enzimas como biocatalisadores. O primeiro texto define enzimas como "proteínas especializadas e aceleradoras de reações químicas". O conceito de "especializado" em Bioquímica é muito importante. Pesquise e discuta com seu professor o significado desse termo e analise o impacto dessa propriedade na pesquisa de biocatalisadores. 3. O segundo texto afirma que o processo de produção de biodiesel é mais "verde" por empregar catalisadores biodegradáveis. A química verde é um conjunto de princípios que elimina ou reduz o uso de compostos perigosos no desenvolvimento e na produção de produtos químicos. Analisando o teor do texto e a definição fornecida, é possível concordar com a afirmação? Justifique. 4. Discuta com seus colegas e com seu professor o impacto que a implementação de catalisadores biológicos imprime na sustentabilidade da produção do biodiesel.

170

Capítulo 6

Professor, lembre-se de que em muitas questões de vestibular é usado o termo veloódade em vez de taxa de desenvolvimento. Nas resoluções dessas questões, manteremos o termo velocidade.

1. (Fuvest-SP) Ao misturar acetona com bromo, na presença d e ácido, ocorre a transformaç.ã o representada pela equação química:

O gráfico a seguir apresenta a curva de decomposição da vitamina C, presente no suco de acerola, em função do tempo.

Dentre as substâncias presentes nessa mistura, apenas o bromo possui cor e, quando este reagente for totalmen te consumido, a solução ficará incolor. Assim sendo, a velocidade da reação pode ser determinada medindo-se o tempo decorrido até o desaparecimento da cor, após misturar volumes definidos de soluções aquosas de acetona, ácido e bromo, de concentrações iniciais conhecidas. Os resultados de alguns desses experimentos estão na tabela apresentad a a . seguir. a) Considerando que a velocidade da reação é dada por: concentração inicial de Br2 tempo para desaparecimento da cor complete a tabela apresentada abaixo.

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cu •

ca be: ,..l"'

Concentração 0,12 ~ - - - - - - - - - - - - - ~ molar 0,1 ······-··-··-· · ·······--·······-·····-·--· · 0,08 0,06 0,04 002

. 1 L-~~~~~~~=== ·~--=-~--~·= ··=·~ --~·;··~-~ --J·

OO 30 60 90 120 150 180 210 240 270 300 Tempo (min)

Pela análise do gráfico, é correto afirmar que a velocidade média de decomposição da vitamina C, em molar/min, nas duas primeiras horas após o preparo do suco, é de, aproximadamente: a) 2,5 · 10- 4

d)4,0. 10- 2

@ 6,0 . 10- 4

e) 7,0 · 10- 2

u-,

o -o

,ca o

Variação do teor de vitamina C em suco de acerola

c) 3,0 · 10- 2

o ,cu

o ,..;,

gerirmos a vitamina C é através do consumo de sucos de frutas. O suco deve ser consumido logo após ser preparado, pois essa vitamina sofre oxidação e perde sua ação em pouco tempo.

b) A velocidade da reação é independente d a concentração de uma das substâncias presentes na mistura. Qual é essa substância? Justifique sua resposta. 2. (PUC-RS) Instrução: Analise as informações e o gráfico a seguir e responda à questão. Uma forma de in-

Obs.: Lembre-se de que concentração molar é um termo em desuso. O recomendável é concentração em quantidade de matéria. 3. Na Química, podemos determinar a taxa de desenvolvimento de uma reação por meio da variação da concentração de uma substância química em função do tempo, pois durante uma reação química a quantidade de reagentes diminui, e a quantidade de produtos aumenta, de acordo com as proporções estequiométricas. Em um experimento, pentóxido de dinitrogênio (N 20 5) foi decomposto para formar dióxido de nitrogênio (N02) e oxigênio (0 2). Considerando essas informações e seus conhecimentos, faça o que se pede. a) Represente a equação química de decomposição do pentóxido de dinitrogênio devidamente balanceada com os menores coeficientes estequiométricos mtetros poss1ve1s. b) Por meio de expressões de cálculo de taxa de desenvolvimento, compare as taxa de desenvolvimento de desaparecimento do N20 5 e de formação do N02 e do 0 2 • •

•

Cinética química

171

c) Em um experimento, a variação da concentração do pentóxido de dinitrogênio foi de 3 · 10- 3 mol · L- 1 num intervalo de tempo de 5 minutos. Nesse mesmo intervalo de tempo, determine a taxa de desenvolvimento de formação do N0 2 em mol · L- 1 min- 1 • 1 2 · 10- 1 mol · L- , . min- • '

4. (UEPG-PR) Considere a equação a seguir que representa a síntese da amônia. N2 (g) + 3 H2 (g)

2 NH3 (g)

Verificou-se em um experimento que em 5 minutos foram consumidos 0,20 molde N2 • Com base nessas informações, assinale o que for correto. 01. A velocidade média de consumo de N2 é de 0,040 mol/rnin. 02. A velocidade média de consumo de H2 é de 0,12 mol/min. 04. A velocidade média de formação de NH 3 é de 0,080 mol/min. 08. A velocidade média da reação é de 0,040 mol/min. 16. O volume de NH 3 formado após 1 hora de reação, considerando as CNTP, é igual a 107,52 litros. Soma: 31 (01 + 02 + 04 + 08 + 16) 5. (Unirio-RJ) Promotores públicos belgas disseram hoje que prenderam um homem de nacionalidade iraquiana, após uma série de cartas, contendo produtos tóxicos, ter sido enviada( ...) às embaixadas britânica e americana. As primeiras análises efetuadas ( ...) identificaram a presença de duas substâncias tóxicas - um derivado de arsênico, utilizado normalmente na erradicação de ratos, e a hid.razina [material combustível). Folha de S.Paulo, 2003.

A produção industrial de hidrazina é feita pela reação entre a amônia e o íon conforme mecanismo abaixo.

oce-,

l ª etapa

NH3(aq) + oce-(aq) ~ NH 2 Cf (aq) + OH-(aq) (etapa rápida) 2• etapa NH2Cf (aq) + NH3(aq) ~ N 2H; (aq) + c e-(aq)

6. O gás liquefeito de petróleo (GLP) é o combustível doméstico utilizado para produzir calor no preparo de alimentos. Contudo, para que o consumo de gás ocorra de forma adequada, os bicos ou as chamas dos fogões devem estar perfeitamente regulados para a reação de combustão. Em um processo de calibração de um bico, um técnico estabeleceu que, nas condições de pressão da localidade em que se encontrava a residência, o consumo de gás devia ser de 2,24 litros/ minuto. Considerando que o gás butano, C4 H 10 , é o único presente no botijão e que o volume molar medido nas condições do local era igual a 251/mol, determine a taxa de desenvolvimento de formação do dióxido de carbono. ~ 0,36 mol/min

7. (Vunesp-SP) A oxidação da glicose no nosso organismo, levando a dióxido de carbono e água, é um processo bioquímico. O perfil energético dessa reação pode ser representado esquematicamente pelo gráfico: Energia

A ------------· BI------'-

-·······1··-···-tlAB ----- --------

e ··-···-·········-····' - - - Caminho da reação

a) O que se pode afirmar sobre a entalpia desta reação? Qual o significado de ô.AB? b) Compare a oxidação da glicose em nosso organismo, até C02 e H 20 , com a sua combustão completa, feita num frasco de laboratório. Pode-se afirmar que este último processo envolve maior quantidade de energia? Justifique sua resposta. 8. (UFf -TO) A seguinte reação N20 5 (g) ~ N02(g) + + 0 2(g) não balanceada está representada no gráfico abaixo, onde se observa a concentração em mol/ L em função do tempo de reação. Concentração mol/L

(etapa lenta) 3• etapa N 2H; (aq) + OH-(aq) ~ N2 H4 (aq) + H 20( f )

172

(etapa rápida)

Escreva a equação estequiométrica da reação e a equação de velocidade da reação.

Capítulo 6

Tempo

Considerando o gráfico, assim corno a equação citada, é correto afirmar. a) C é o produto principal, portanto o de menor concentração. @o reagente C é responsável pela formação dos produtos A e B. c) O gráfico demonstra que durante a reação o aumento dos reagentes A e B depende diretamente do produto C. d) O número de rnol formado no produto é menor que o número de mo! do reagente. e) A falta do balanceamento estequiornétrico leva à não determinação de reagentes e produtos. 9. (UFBA) A velocidade das reações químicas depende da concentração dos reagentes envolvidos em urna reação. Esse comportamento pode ser observado a partir da velocidade inicial de combustão do carvão vegetal, ao ser ativado por um fole, ou pela observação da velocidade com que o hidrogênio se desprende, no início da reação do zinco em pó com soluções de concentrações diferentes de HCe(aq) . A lei develocidade de urna reação expressa matematicamente a dependência da velocidade em relação às concentrações de reagentes.

o• o .. "-i!! • o •• g ~

" w

• •• 1

ºº o • o oº o

•º o • o oº •

Ili

••

As figuras apresentam três recipientes iguais, fecha-

dos, mantidos à mesma temperatura, contendo conjuntos de esferas escuras e claras que representam as concentrações iniciais, respectivamente, dos reagentes gasosos A e B. Ao reagirem de acordo com a equação química A+ B ~ C, a lei de velocidade dessa reação tem a expressão k[A] [8] 2 • Considerando as figuras e as informações sobre velocidade das reações químicas: • Determine a sequência em ordem crescente develocidade inicial para as reações que ocorrem nos recipientes I, II e III, justificando sua resposta. • Identifique o fator que influencia a velocidade inicial de desprendimento de hidrogênio, ao se utilizarem quantidades iguais de zinco em pó e zinco em lâminas na reação com soluções de igual concentração de HCe(aq) .

10. (Vunesp-SP) As velocidades das reações químicas podem ser aumentadas pelo aumento da temperatura; a altas temperaturas, mais moléculas possuem energia maior que a energia de ativação da reação. A velocidade de uma reação também pode ser acelerada pelo uso de um catalisador. a) O que são catalisadores homogêneos e catalisadores heterogêneos? b)Explique a ação de um catalisador numa reação ' . qu1rn1ca. 11 . Fóssil indica que Antártida era um continente quente no passado

1... ) Um fóssil encontrado em um lago de 14 milhões de anos ofereceu aos cientistas uma prova de que a Antártida já foi um continente com temperaturas mais altas no passado. O achado é o primeiro do tipo na região e surpreendeu os pesquisadores por estar em um bom estado de conservação. O fóssil é de um ostrácode, um tipo de crustáceo minúsculo, de menos de um milímetro, uma espécie que faz parte do zooplãncton, um elo importante da cadeia alimentar marinha - ligando o fitoplãncton aos animais maiores. O exemplar encontrado pela equipe internacional de cientistas permite que o pequeno animal seja visto em três dimensões. Para os pesquisadores, a presença da espécie nessa região tão ao Sul mostra que a área era mais quente no passado. A temperatura média atual do inverno na Antártida é de 25 graus celsius negativos - frio demais para os ostrácodes. Isso indica que de lá para cá, o continente teve uma significativa queda na temperatura.

1... ) FÓSSIL indica que Antártida era um continente quente no passado. G1. São Paulo, 23 jul. 2008. Disponível em: <http://g1.globo.com/ Noticias/Ciencia/O,MUL688335·5603,00-FOSSIL+IND1CA+QUE+AN TARTIDA+ERA+UM+CONTINENTE+QUENTE+NO+PASSADO.html>. Acesso em: 8 mar. 2016.

a) Baseado no que você aprendeu neste capítulo, formule urna explicação para o fato de o fóssil ser encontrado em bom estado de conservação após 14 milhões de anos.

b) Descobertas como a do fóssil do crustáceo na Antártida e a do DNA do mamute no Ártico enriquecem os estudos sobre a vida em tempos remotos. Discuta com seus colegas qual a importância desses estudos. Cinética química

173

Sequestrar carbono não soluciona efeito de mudança do clima, diz estudo {...1 Mesmo que fosse possível remover da atmosfera o dobro da quantidade de C0 2 emitida pela humanidade todo ano, ainda assim levaríamos mais de 700 anos para restabelecer as condições da vida marinha em relação ao seu estado antes da industrialização ou em um cenário de baixas emissões. A conclusão é de um estudo publicado no periódico Nature Climate Change, que indica que a saída mais eficaz para diminuir a acidez nos oceanos é mesmo reduzir as emissões de gás carbônico (COz). Diante do forte aumento da concentração de C02 na atmosfera da Terra, muita gente vem propondo soluções tecnológicas de sequestro de carbono, seja por meio de plantações de árvores em grande escala, seja por aparelhos que sugam o ar e filtram o C0 2 dele. Essas técnicas são conhecidas como "geoengenharía", por envolverem grandes modificações na superfície do planeta. Há, no entanto, poucos estudos estimando o real potencial da geoengenharía para "curar" o planeta. O novo estudo sugere que, pelo menos para evitar um dos efeitos colaterais graves do efeito estufa - a chamada acidificação dos oceanos - , a técnica é limitada: mesmo com a retirada de 92 bilhões de toneladas de C0 2 por ano, quase o dobro do que a humanidade emite hoje, os mares ainda não teriam recuperado suas condições originais no ano 2700.

{...1 Cerca de 90% do C02 emitido pela humanidade vai parar no mar. Uma vez lá, ele reage com outros elementos e altera o equilíbrio químico das águas, diminuindo o pH, ou seja, tornando-as mais ácidas. Isso é devastador para a vida marinha.( ...)

1...1 FEITOSA, C. Sequestrar carbono não soludona efeito de mudança do clima, diz estudo. Observatório do clima, 11 ago. 2015. Disponível em: <http://www.observatoriodoclima.eco.br/sequestrar-carbononao·soluciona•efeito·de-mudanca-do-clima-diz-estudol>. Acesso em: 21 mar. 2016.

• O aumento da acidez dos oceanos ameaça os recifes de corais, cujos esqueletos são formados a partir de íons de carbonato presentes na água do mar. A permanência desses corais requer que o equilibrio químico não seja perturbado em demasia. Você saberia definir o que é equilibrio químico? Em grupo, discutam suas ideias a respeito desse conceito e registrem no caderno suas conclusões.

Recifes no fundo do mar no Parque Nacional Marinho dos Abrolhos, Abrolhos, BA (2014). Os recifes de corais abrigam uma variedade de espécies de plantas e animais. Diversas comunidades litorâneas os utilizam como fonte de alimento e renda. Um eventual desaparecimento de recifes em uma região, portanto, comprometeria não só um ecossistema marinho, mas também uma economia local.

Equilíbrio Você já notou quantas vezes usamos a palavra equilíbrio em nosso cotidiano? Equilíbrio emocional, equilíbrio físico, equilíbrio mental, equilíbrio estrutural, equilíbrio na balança comercial, equilíbrio alimentar são alguns exemplos. O significado dessa palavra está relacionado a uma constância, uma estabilidade. Na Química, falamos em equilíbrio químico ou em equilíbrio dinâmico de reações químicas. Para entendermos esse conceito e como um equilíbrio pode ser dinâmico, precisamos conhecer o conceito de reversibilidade.

~ Reversibilidade e equilíbrio químico Algo é reversível quando pode ocorrer em dois sentidos. Considere uma reação química genérica entre duas substâncias A e B. Dizemos que o sentido direto dessa reação é a formação do produto AB. Entretanto, ocorre que AB (o produto) pode se decompor formando novamente os reagentes A e B. Esse é o sentido inverso da reação. Por essa reação ocorrer nos dois sentidos, ela é chamada de reversível. Nas equações químicas, a reversibilidade é simbolizada por s:=, indicando os dois sentidos de reação. A+ B s:= AB Dizemos que uma reação atingiu o equilíbro quando as concentrações dos reagentes e produtos deixam de variar. É importante destacar que essa ausência de variação não resulta exatamente de uma fixidez das concentrações. Trata-se de uma situação dinâmica, à medida que um produto se forma, ele é consumido, e à medida que os reagentes são consumidos, eles se formam. A reação química nunca se completa totalmente em um dos sentidos, levando o processo a esse estado reacional dinâmico. Isso ocorre porque as taxas de desenvolvimento das reações nos sentidos direto e inverso são iguais. Analisemos a reação entre gás carbônico ((0 2) e água, que pode ser representada pela seguinte equação: CO/g) + H2 0(C) s:= H2C0 3(aq) Para fabricar água gaseificada, o gás carbônico é dissolvido na água sob alta pressão. A garrafa de água é então lacrada, o que mantém a pressão interna constante e o gás dissolvido. Nesse processo, ele reage com a água, formando ácido carbônico. Entretanto, parte desse ácido decompõe-se, produzindo (02 e H20 . Na garrafa fechada, em que, como dissemos, a pressão é constante, as taxas de formação e decomposição de ácido carbônico (reações direta e inversa, respectivamente) acabam se igualando, constituindo uma situação de equilíbrio. Na verdade, estabelecem-se dois tipos de equilíbrio, um físico e um químico. O primeiro diz respeito à dissolução do gás carbônico em água e o segundo, à reação cuja equação é representada acima. As reações químicas em equilíbrio apresentam as seguintes características gerais:

176

Capítulo?

•

As taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa são iguais.

•

As concentrações dos reagentes e produtos permanecem constantes.

•

As propriedades macroscópicas dos reagentes e produtos (concentração, massa, densidade, cor) não se alteram.

•

Um equilíbrio químico estabelece-se sem alterações em sistemas isolados, onde não há troca de matéria e energia com o ambiente. Quando o sistema não é isolado, o equilíbrio pode ser afetado. Mais adiante neste capítulo estudaremos como equilíbrios químicos respondem a alguns tipos de perturbação.

•

Os equilíbrios químicos podem ocorrer entre reagentes e produtos que estejam em estados físicos diferentes.

Gráfico 1. Variação da taxa de Podemos representar graficamente a relação endesenvolvimento de uma reação tre a taxa de desenvolvimento e o tempo de uma reversível hipotética em função do tempo reação química reversível (reagentes :.a= produtos) a Taxa de determinadas pressão e temperat ura. desenvolvimento da reação No início da reação, em t = O, não há produtos, por .,, _ reação direta isso a taxa de desenvolvimento da reação inversa (produtos ~ reagentes) parte de zero (quando t = O, Td2 = O). A taxa de formação de produtos (reação direta, Td1) diminui à medida que a taxa de desenvolvimento da reação inversa aumenta. A reação reversível atinge reação inversa um equilíbrio quando as concentrações de produtos '' e reagentes tornam-se constantes e as taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa igualam-se o teqijlbrio Tempo (Td1 = Td). Depois que o equilíbrio é atingido, em um instante tequitlbrio' as reações direta e inversa continuam ocorrendo com taxas constantes de desenvolvimento. Essa mesma reação genérica (reagentes :.a= produtos) pode também ser representada em um gráfico de concentração (de reagentes e produtos) em função do tempo. No início de uma transformação química reversível, a concentração dos reagentes diminui enquanto a concentração dos produtos aumenta. Após certo tempo, os reagentes e os produtos passam a ser consumidos e formados com a mesma rapidez, de maneira que suas concentrações se estabilizam, configurando uma condição de equilíbrio. Uma vez em equilíbrio, a reação tende a permanecer assim desde que não seja perturbada por fatores externos. Apesar de as concentrações dos reagentes e dos produtos serem sempre constantes no equilíbrio, elas não são necessariamente iguais. Observe a seguir três gráficos de concentração de reagentes e produtos em função do tempo representando três situações distintas: no Caso 1, após o t equülb.no, a concentração dos reagentes se mantém constante e menor que a dos produtos; no Caso 2, após o t equ•·,rbno. • as concentrações dos reagentes e dos produtos se mantêm constantes e iguais; e no Caso 3, após o tequitíbrio' a concentração dos reagentes se mantém constante e maior que a dos produtos. Gráfico 2. Três situações em que o equilíbrio químico é atingido representadas por gráficos de concentração dos reagentes e dos produtos em função do tempo Concentração

Caso 1

Concentração

Caso 2

Concentração

reagentes

Caso 3

".."'

' ' prod~tos

..."'"'g

' pr(ldutos

' ptodutos

1!!

ttqullíblo

Tempo

teqijlbrio

Tempo

t('fflillbrio

Tempo

Efetivamente, toda reação química realizada em sistema fechado é, de alguma maneira, reversível. As reações com alto rendimento, nas quais os reagentes são quase totalmente consumidos, são exemplos extremos do Caso 1. Reações de baixo rendimento, em que praticamente não observamos formação de produtos, são exemplos extremos do Caso 3. Equilíbrios químicos

177

Considerando as informações do texto e seus conhecimentos, faça o que se pede.

1. Uma das características dos equilíbrios químicos é a igualdade das taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa. Observe a reação hipotética a seguir. T

A(g) + B(g) .4 C(g) T.,

Esboce um gráfico que represente o estado de equilíbrio em termos de taxas de desenvolvimento das , . reaçoes qumucas.

2. Leia o texto a seguir.

Por que as lentes fotocromáticas escurecem quando expostas ao sol? Pelo mesmo fenômeno que nos permite tirar fotografias. As lentes fotocromáticas levam em sua composição incontáveis cristais microscópicos de haleto de prata, os mesmos usados para cobrir os filmes fotográficos. Um haleto de prata é a combinação de um halogênio (flúor, iodo, bromo ou cloro, por exemplo) com prata. Esses cristais compostos são transparentes, mas sensíveis à luz, especialmente à ultravioleta, que só está presente na luz direta do sol. Quando ela atinge os cristais, uma reação química separa o halogênio, transformando-o em gás. A prata que sobra não é mais transparente e por isso forma uma espécie de pontinho escuro no meio do vidro. Os milhares e milhares de pontinhos juntos formam a coloração desses óculos que escurecem automaticamente no sol. Já o gás de halogênio não escapa, pois está preso no vidro da lente. Quando cessa a luz ultravioleta, ele volta a se combinar com a prata. É por isso que os óculos fotocromáticos voltam a ficar transparentes quando se entra em casa ou se vai para um local escuro. POR QUE as lentes fotocromáticas escurecem quando expostas ao sol? Mundo Estranho, ed. 14, p. 65, 1• abr. 2003. Tecnologia. Mundo Estranho/ Abril Comunicações S.A Disponivel em: <http://mundoestranho.abril.com. br/materia/por-que-as-lentes-fotocromaticas-escurecem-quando-expostas· ao-sol>. Acesso em: 12 mar. 2016.

a) As lentes fotocromáticas constituem exemplo de equilíbrio químico? Justifique sua resposta. b) Represente por meio de uma equação química com os menores coeMuitas pessoas preferem o ficientes estequiométriuso de óculos com lentes cos o processo descrito fotocromáticas por serem mais sensíveis à luz solar. no texto. Para isso, considere o cloro para a formação do haleto de prata. 3. Assinale a alternativa que melhor caracteriza um equilibrio químico. a) Concentrações de reagentes e produtos iguais; taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa

1gua1s. b) Concentrações de reagentes e produtos iguais; taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa

1gua1s a zero. c) Concentração de reagentes igual a zero; taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa iguais. @ Concentrações de reagentes e produtos constantes; taxas de desenvolvimento das reações direta e . . . mversa 1gua1s. e) Concentrações de reagentes e produtos constantes; taxa de desenvolvimento da reação direta igual a zero.

Constante de equilíbrio químico •

Em 1912, na iminência da Primeira Guerra Mundial, o químico alemão Fritz Haber ( 1868-1934) e o engenheiro Carl Bosch (1874-1940) desenvolveram um método de produção de amônia. Para isso, eles puseram gás nitrogênio e gás hidrogênio para reagir em recipiente fechado e submeteram a mistura à temperatura de 500 ºC e à pressão de 200 atm. Nesse processo, foi observado que os dois gases reagentes não eram consumidos por completo. Em busca de maior entendimento do processo, Haber e Bosch analisaram a concentração de reagentes e de produtos da reação em vários estágios. Na Tabela 1, temos dados hipotéticos semelhantes aos obtidos por Bosch e Haber em seus experimentos para as concentrações dos gases nitrogênio (N), hidrogênio (H) e amônia (NH3 ) a determinadas pressão e temperatura em função do tempo de reação.

178

Capítulo 7

•

Nessa tabela, podemos verificar que em t 0 as concentrações de gás nitrogênio e de gás hidrogênio são 20 mol · L- 1 e 30 mol · L- 1, respectivamente, e a concentração de amônia é igual a zero. Isso significa que a reação ainda não teve início. No tempo t 1, a concentração do gás nitrogênio cai para 18 mol · L- 1 e a concentração de gás hidrogênio cai para 24 mol · L- 1 . Isso indica que houve reação entre 2 mol · L- 1 de N2 e 6 mol · L- 1 de H2, além da formação de 4 mol · L- 1 de NH 3, ou seja, a proporção estequiométrica de 1 : 3 : 2 é obedecida.

Tabela 1. Dados semelhantes a os obtidos por Bosch e Haber 1 N2 (g)

...... 2NH (g) + 3 H 2 (g) ..... 3

Tempo

[ ] (mol · L- 1)

[] (m ol · L- 1)

[] (mol · L- 1)

No instante t 2, podemos notar que foram consumidos 12 6 ts 6 mol · L- 1 de N2, pois a concentração dessa substânLembre-se: o símbolo [ ) (colchetes) é cia diminui de 20 mol · L-1 para 14 mol · L- 1 . Obedeconcentração em quantidade de matéria. cendo à proporção estequiométrica de 1 : 3 : 2, são consumidos 18 mol · L- 1 de H2 e formados 12 mol · L-1 de NH 3.

•

No instante t 3, observamos que já foram consumidos 8 mol · L- 1 de N2, pois a concentração dessa substância diminuiu de 20 mol · L- 1 para 12 mol · L- 1. Obedecendo à proporção estequiométrica de 1 : 3 : 2, são consumidos 24 mol · L- 1 de H2, formando 16 mol · L- 1 de NH3.

•

Em t 3, t 4 e ts, nota-se que não há nenhuma mudança na concentração de reagentes e de produtos, ou seja, o equilíbrio foi atingido. (Mas lembre-se do que mencionamos no início deste capítulo, apesar de não haver variação das concentrações, as reações, na verdade, continuam acontecendo, pois o equilíbrio é dinâmico).

16 utilizado para indicar

Bosch e Haber verificaram que a evolução das concentrações das espécies químicas envolvidas na reação obedecia às seguintes expressões de taxa de desenvolvimento: T., N2(g) + 3 H/ g) ~ 2 NH/g) Td1

= k1

. [N2J . [H2]3

Td2 = k2 . [NH3)2 em que Td1 e Td2 são, respectivamente, as taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa, k1e k2são constantes de proporcionalidade e os expoentes correspondem aos coeficientes estequiométricos de cada espécie química, assumindo-se que essa reação é elementar. Partindo do princípio de que no equilíbrio as taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa são iguais (Td1 = Td 2) e uma vez que suas expressões relacionam as concentrações dos compostos, os dois pesquisadores chegaram a uma relação matemática entre as concentrações dos produtos e as concentrações dos reagentes que equivale a um valor numérico, ou seja, a uma constante. Td1 = Td2 k1· [N 2) · [H 2f = k2 · [NH3)2 => k1 [NH3)2 => - = = constante k 2 [N2 ] • [H 2 ]3 A esse valor numérico foi dado o nome de constante de equilíbrio em termos de concentração (K). Assim, considere a seguinte reação genérica em equilíbrio:

2A +B~C+3D A contante de equilíbrio K, para essa reação pode ser expressa pela equação: ~ K = ,;: e

[C] · [0]3 [A)2 · [B]

Equilíbrios químicos

179

Grande parte das transformações químicas estudadas por cientistas ocorre em meio aquoso ou meio gasoso. Por isso é comum o uso de concentrações em quantidade de matéria de reagentes e produtos na expressão da constante de equilíbrio. Contudo, no caso de reações que ocorrem na fase gasosa, podemos expressar a constante de equilíbrio também em termos de pressão parcial (p) dos compostos. Considere novamente a síntese da amônia, em que todos os componentes estão na fase gasosa. Como vimos, a constante de equilíbrio dessa reação em termos de concentração é dada por:

Como os reagentes e o produto estão na fase gasosa, a constante de equilíbrio pode ser dada por:

em que KP é a constante de equilíbrio em termos de pressão parcial dos componentes, pNHJ' a pressão parcial do gás amônia, pNi' a pressão parcial do gás nitrogênio e pH , a pressão parcial do gás hidrogênio. Na expressão de Kc, utilizamos 2 as concentrações de substâncias que estão em meio aquoso ou no estado gasoso. Já na expressão de KP, são usadas as pressões parciais das substâncias que se encontram no estado gasoso (aqui é preciso considerar todas elas gases ideais). Se partirmos da equação geral dos gases ideais (PV = nRT) e realizarmos alguns cálculos matemáticos, chegaremos à seguinte relação entre Kc e KP:

KP = Kc . (RT)""

Em que:

KP - constante de equilíbrio em termos de pressão parcial;

Kc - constante de equilíbrio em termos de concentração em mol · L- 1; R - constante universal dos gases ideais; T - temperatura termodinâmica (dada em kelvin); ~n - soma da quantidade de matéria em mols dos produtos menos a soma da quantidade de matéria em mols dos reagentes, ou seja, trata-se da variação da quantidade de matéria entre produtos e reagentes.

~ Análise do valor numérico de Kc Considere a reação hipotética a seguir, bem como os valores das concentrações dos reagentes e dos produtos nas condições de temperatura e pressão em que se encontra o sistema em equilíbrio. A 2 (g) + B2 (g) s:= 2 AB(g) Concentrações em mol · L- 1:

0,20

0,30

Para calcular a constante de equilíbrio (K), basta substituir os valores de concentração na expressão. (0,30)2 = 1 5 ' 0,20 · 0,30

180

Capítulo 7

Embora as concentrações (ou pressões parciais) dos reagentes e produtos sejam expressas em mol · L- 1 (ou em alguma unidade de pressão), os valores utilizados no cálculo da constante Kc (ou KP) devem ser adimensionais. Assim, por definição, Kc (ou KP) é adimensional. As razões para isso não são normalmente abordadas no Ensino Médio por causa de sua relativa complexidade, portanto optamos por não explicitá-las e adotamos, como se convencionou nessa etapa dos nossos estudos, a definição da constante de equilíbrio com base na igualdade entre as taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa. No caso da reação hipotética anterior, note que a constante de equilíbrio é adimensional e maior que 1. De maneira geral, podemos dizer que seu valor numérico nos fornece a extensão da reação, ou seja, nos diz se houve maior ou menor transformação dos reagentes em produtos. Assim: •

Uma constante de equilíbrio menor que 1 (Kc < 1) indica que a reação favorece a formação de reagentes.

•

Uma constante de equilíbrio igual a 1 (Kc = 1) indica que a reação não favorece a formação de produtos nem a de reagentes.

•

Uma constante de equilíbrio maior que 1 (Kc ce a formação de produtos.

> 1) indica que a reação favore-

Professor. se os alunos questionarem sobce o lato de serem utilizadas as concent1ações como valo· res sem unidade, procure lembrá-los de que, em Química, muitos cálculos são realizados com base em uma referência, que recebe o nome de coodi· ção-padrão. O cálculo de constantes de equilíbrio envolve a razão entre concentrações dos reageo· tes e produtos nas condições de equilíbrio e con· centrações nas condições-padrão, que equivalem a 1 moVL. Portanto, os val0<es numéricos das concentrações não são alterados, mas a unidade é extinta na divisão. Você pode também abordar o conceito de atividade química. Para se aprofun· dar. sugerimos a seguinte referência: CHANG. R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. p. 629-630.

Um frasco com volume de 1 L contém ácido acético e etanol na proporção de 1 mol para 1 mol. Considerando que nesse recipiente houve a reação indicada a seguir e que a constante~ tem valor 4, determine a concentração de cada um dos compostos no equilíbrio. ácido acético

etanol

etanoato de etila

' agua

H 20

Resolução Podemos estabelecer o seguinte quadro reacional: H3 C - COOH

Início

1 mol/ L

Reage/ Forma

Equilíbrio

zero

1- x

A partir desse quadro reacional, podemos expressar a constante de equilibrio e calcular o valor de x. 2

K = [H3 C - COOCH 2 CH 3 ),[H 2 0] = x = x = 4 2 e [ H3C - COOH}[H 3C - CH 2 0H] (1 - x)·(l- x) (l- x)

Encontrado o valor de x, podemos determinar a concentração de cada participante da reação no equilíbrio: • [H 3 C - COOH] e [H 3 C - CH 2 0 H] = 1- x

~ [ H3 C- COOH] e [ H3 C- CH 20 H] = 1 -

; = 3,33 -10- 1 mol/L

• [H 3 C - COOCH 2 CH 3 ] e [H 2 0 ]=x ~ [H 3 C - COOCH2 CH 3 ] e [H 2 0 ]= 6,67 -10- 1 mol/L

Equilíbrios químicos

181

1. (UFMS) Um sistema em equilíbrio, a 1000 K, é constituído por 3,80 · 10-3 mol · L- 1 de S02 , 4,30 · 10-3 mol · L- 1 de 0 2 e 4,20 · 10-3 mol · L- 1 de S03 • Calcule a constante de equilibrio (l\;) da reação: 2 S02 (g) + 0 2 (g) ~ 2 S03 (g), na temperatura dada.

4. A seguir, temos a representação gráfica de três equilíbrios químicos:

Gráfico 1 Concentração (mol/L)

Gráfico 2 Concentração (mol/L)

Para efeito de resposta, expresse o resultado com três algarismos significativos. >a284 2. A determinação da constante de equiHbrio é feita com base na equação química, nos coeficientes estequiométricos e na concentração dos reagentes. Sabendo que as concentrações indicadas na reação a seguir são as concentrações observadas no equilíbrio, escreva a expressão da constante de equilíbrio Cl\;) e determine seu valor numérico. Observação: a equação não está balanceada. 9,88

Tempo

Gráfico 3 Concentração (mol/L)

Concentração (mol · 1-1)

Tempo

N 2(g) t equ1'l'b . a no

Tempo

H 2(g)

1,20

Tempo

NH3(g)

0,60

1,60

Admitindo que a produção industrial visa ao maior rendimento possível, deve-se adotar como represen-

3. O gráfico a seguir representa a seguinte reação quí. , . mica gener1ca: A + B~C + D

tativo de processos produtivos desejáveis o gráfico: a) 1, pois houve o menor consumo de reagente possível. b) 2, pois no equilibrio as quantidades de reagente e

Variação das concentrações de produtos e reagentes em função do tempo [ ] mol/L

de produto são iguais. c) 3, pois houve grande economia de reagente, o que barateia a produção.

2,0

d) 1, pois houve maior conversão de produto em reagente.

Curva y

@ 2, pois há maior formação de produto e menor so-

1,6

bra de reagente. 1,2

5. Uma reação hipotética A + 2 B ~ 2 C apresenta no equihbrio as concentrações de 0,1 moVL, 0,8 moVL e

0,8

0,8 moVL para as substâncias A, B e C, respectivamente. 0,4

Considerando esses dados à temperatura constante,

Curva x

determine a constante de equilibrio da reação. 10 1

7 Tempo (s)

Considerando o gráfico e seus conhecimentos em equilíbrios químicos, faça o que se pede. a) Qual das curvas corresponde aos reagentes e qual corresponde aos produtos? b)Determine o instante em que a concentração dos reagentes torna-se igual à concentração dos produtos. c) Em que instante o sistema entrou em equilíbrio? d)Determine as concentrações dos reagentes e dos produtos no equilíbrio.

182

Capítulo 7

6. (Fuvest-SP) Cloreto de nitrosila puro (NOCe) foi aquecido a 240ºC em um recipiente fechado. No equilíbrio, a pressão total foi de 1,000 atm e a pressão parcial do NOCf foi de 0,640 atm. A equação abaixo representa o equilíbrio do sistema: 2 NOCe(g) ~ 2 NO(g) + Cf 2 (g) a) Calcule as pressões parciais do NO e do Cf 2 no equilíbrio. 0,24 atm; 0, 12 atm b) Calcule a constante do equilibrio. 1,69 . 10- 1

Deslocamento de equilíbrio químico

Até o momento, discutimos os equilíbrios químicos sem nos preocuparmos com fatores que podem afetá-los. Já sabemos que uma reação química atinge o equilíbrio químico quando as taxas de desenvolvimento da reação direta e da reação inversa se igualam. Além disso, quando estudamos cinética química vimos que a temperatura, a concentração e os catalisadores alteram bastante a taxa de desenvolvimento das reações. O entendimento dos estados de equilíbrio avançou bastante no início do século XIX com as contribuições do químico e metalúrgico francês Henry-Louis Le Chatelier (1850-1936). Em 1888, Le Chatelier enunciou o que ficou conhecido como princípio de Le Chatelier, segundo o qual um sistema em equilíbrio, ao ser perturbado por um ou mais fatores (concentração, pressão, temperatura), reage com a finalidade de anular essa perturbação. Por consequência, o sistema é levado a uma nova condição de equilíbrio. Dizemos então que o equilíbrio é deslocado. Os catalisadores são espécies químicas que atuam no mecanismo de reações químicas sem serem consumidas, diminuindo a energia de ativação e, assim, aumentando a sua taxa de desenvolvimento. Mas, se há aumento da taxa de desenvolvimento, há também deslocamento de equilíbrio? De maneira geral, podemos dizer que não. Os catalisadores são espécies químicas que atuam tanto na reação direta quanto na inversa, possibilitando um novo caminho reacional com energia de ativação menor. Desse modo, eles simplesmente fazem com que o equilíbrio seja atingido de maneira mais rápida, sem causar qualquer tipo de deslocamento. Vamos estudar agora de que maneira a concentração, a pressão e a temperatura podem deslocar um equilíbrio químico.

~ O fator concentração Considere mais uma vez o equilíbrio químico que resulta da síntese da amônia: N2(g) + 3 H2(g) e.= 2 NH/g) Suponha que um experimento tenha sido realizado e as seguintes concentrações dos compostos no equilíbrio tenham sido obtidas: 2 mol/L de gás nitrogênio, 8 mol/L de gás hidrogênio e 4 mol/L de amônia. Após o equilíbrio ser atingido, no instante de 2 minutos foi acrescentado 1 mol de gás nitrogênio, provocando uma perturbação no equilíbrio, como mostra o Gráfico 3. Note que entre os instantes 3 e 4 minutos uma nova condição de equilíbrio é estabelecida. Gráfico 3. Deslocamento de equilíbrio químico causado por alteração da concentração de um dos participantes da reação de síntese da amônia Concentração (mol/L)

H, 8

\ "-,,. N 4

/ I'-..

Tempo (min)

Fonte: Dados hipotéticos. Equilíbrios químicos

183

Vamos analisar mais detalhadamente o Gráfico 3. Já dissemos que todos os participantes de uma reação em equilíbrio apresentam concentrações constantes, o que podemos observar até o instante de 2 minutos. Com a adição de 1 mol de nitrogênio (perceba o aumento repentino de sua concentração), há alteração do estado de equilíbrio, com o consumo de parte do gás nitrogênio adicionado, diminuição da concentração de H2 e aumento da concentração de NHr Podemos explicar essa alteração tomando por base a teoria das colisões: o aumento da concentração de N2 resulta no aumento do número de colisões entre os reagentes (N 2 e H}. Isso favorece a reação direta, ou seja, o consumo desses reagentes e a geração do produto NH3 . Após certo tempo, um novo estado de equilíbrio é atingido e observam-se outros valores de concentração constante dos participantes, como pode ser visto no Gráfico 3 a partir de cerca de 4 minutos. Da mesma forma, se aumentássemos a concentração de amônia, o equilíbrio seria deslocado no sentido de consumir amônia, ou seja, um deslocamento no sentido da reação inversa. Na Tabela 2, há um resumo da influência do fator concentração sobre o equilíbrio químico. Tabela 2. Efeito da concentração e deslocamento de equilíbrio Aumento da concentração

Efeito no equilíbrio

Reagentes

Desloca o equilíbrio favorecendo a formação de produtos (aumenta a concentração dos produtos).

Produtos

Desloca o equilíbrio favorecendo a formação de reagentes (aumenta a concentração dos reagentes).

Diminuição da concentração

Efeito no equilíbrio

Reagentes

Desloca o equillbrio no sentido da formação de reagentes (diminui a concentração dos produtos).

Produtos

Desloca o equillbrio no sentido da formação de produtos (diminui a concentração dos reagentes).

Vejamos um exemplo em que o deslocamento de um equilíbrio por influência da variação de concentração de uma espécie química pode ter consequências drásticas. Em nosso sangue há uma proteína chamada hemoglobina (Hb), que tem a capacidade de se ligar à molécula de oxigênio (02 ), formando o complexo oxi-hemoglobina (Hb0 2). De maneira simplificada, podemos representar essa reação com a seguinte equação:

Figura 1. Apesar de o corpo ajustar-se a ambientes com baixas concentrações de oxigênio, para escalar montanhas a mais de 8000 metros de altitude é fundamental o uso de máscara de oxigênio. Na imagem, escaladores utilizam máscaras de oxigênio no Monte Everest, lado ti beta no. ~

Nos pulmões, o ar inspirado, rico em gás oxigênio, entra em contato com o .: sangue que irriga os alvéolos pulmonares. Essa alta concentração de oxigênio faz }< com que o complexo Hb0 seja formado. O complexo Hb0 percorre o corpo e 2 2 alcança cada célula do organismo. Quando chega até uma célula pobre em oxigênio, a molécula de 0 2 é liberada e a hemoglobina livre (Hb) continua a circular no sangue. Eventualmente, ela volta ao pulmão, onde encontra novamente um ambiente rico em oxigênio, e o ciclo recomeça. Em grandes altitudes, a atmosfera é menos rica em oxigênio, o que dificulta a formação do complexo Hb02 • Assim, o transporte de oxigênio para as células é prejudicado. A falta de oxigênio nas células pode provocar fadiga, náusea, tontura, dores de cabeça e até a morte. §

;,,

184

Capítulo 7

Para compensar o deslocamento do equilíbrio por causa da baixa concentração de 0 2 , o corpo reage produzindo mais hemoglobina, o que favorece a formação de HbOi- De fato, uma pessoa que vive nas montanhas pode ter até 50% a mais de células vermelhas (que contêm Hb) que uma pessoa que vive no nível do mar. Outro exemplo interessante é a influência do aumento da concentração de dióxido de carbono (CO) na atmosfera sobre o equilíbrio químico nos oceanos e nos recifes de corais. Por meio da análise de amostras de gelo antártico, cientistas puderam recriar um histórico das mudanças climáticas da Terra nos últimos séculos. Eles constataram que o aumento da concentração do dióxido de carbono (CO) atmosférico tem acontecido a uma grande rapidez, especialmente nas últimas décadas, sobretudo em decorrência do uso de combustíveis fósseis. Uma parte do (02 emitido para a atmosfera na queima de combustíveis fósseis é dissolvida nos oceanos, formando um equilíbrio químico dinâmico que, de forma simplificada, pode ser representado pela seguinte equação: C0 2(g)

+ H20(f) :.= H2C03(aq)

Em uma reação consecutiva, o ácido carbônico formado nesse equilíbrio sofre ionização, produzindo íons H+ e HCO;: H2C03 (aq) :.= H+(aq) + HCO;(aq) Assim, um aumento da concentração de dióxido de carbono desloca o primeiro equilíbrio no sentido de formação de H2 C03 , e um aumento da concentração deste desloca o segundo equilíbrio no sentido de formação de H+, provocando a acidificação dos oceanos. Essa alteração de acidez pode afetar algumas espécies marinhas, em particular aquelas que dependem do carbonato de cálcio para construir suas conchas e seus esqueletos, como os corais. O carbonato de cálcio é um sal de baixíssima solubilidade em água. Sua dissolução envolve também um equilíbrio, que pode ser representado por uma equação com uma seta menor no sentido direto, simbolizando sua baixa solubilidade: CaC0 3 (s)

Ca 2 +(aq)

+ co~-(aq)

No entanto, em condições ácidas, esse sal dissolve-se bem, conforme equação abaixo: CaC03 (s)

H3 0+(aq)

+ HCO;-(aq) :.= Ca2 +(aq) +

2 HCO;(aq)

H20(f)

Dessa forma, um aumento da concentração de (0 2 atmosférico é capaz de deslocar o equilíbrio de dissolução do carbonato de cálcio, tornando-o mais solúvel. Esse efeito já é observado em corais de todo o mundo, que têm suas taxas de crescimento reduzidas.

Figura 2. Os recifes de corais são muito importantes para a manutenção de biornas marinhos. As estruturas dos corais e das algas são particularmente sensíveis ao aumento de acidez dos oceanos.

De modo geral, temos:

~ O fator pressão Quando discutimos a influência do fator pressão sobre os equilíbrios químicos, f risamos que ele só pode ser levado em conta quando pelo menos um dos part icipantes da reação em equilíbrio está na fase gasosa. É importante ter isso em mente porque a aplicação de maior ou menor pressão a um sistema exclusivamente líquido ou sólido não altera de maneira notável a concentração de nenhuma espécie química. Considere o seguinte equilíbrio químico, em que os compostos estão na fase gasosa:

Suponha que o sistema em equilíbrio descrito nessa equação sofra um repentino aumento de pressão. Devemos esperar que haja deslocamento no sentido da formação da espécie gasosa que ocupará o menor volume (Figura 3). Nesse caso, trata-se do gás N2 0 4 , que ocupa menos espaço por estar em meno r quantidade (1 mol). Ou seja, o deslocamento do equilíbrio, nesse caso, é sempre no sentido de compensar um aumento ou uma diminuição de volume por efeito da variação de pressão.

Tabela 3. Efeito da variação de pressão no equilíbrio Aumento da pressão

desloca o equilíbrio favorecendo a formação da espécie química que ocupa o menor volume.

Diminuição da pressão

desloca o equilíbrio favorecendo a formação da espécie química que ocupa o maior volume.

~ O fator temperatura Sabemos que a elevação da temperatura implica um aumento da energia cinética média das mo léculas, resultando no aumento do número de colisões efetivas e em uma taxa maior de desenvolvimento da reação. Para avaliar a influência da temperatura sobre um equilíbrio químico, é preciso conhecer a variação de entalpia envolvida nas reações direta e inversa. Uma perturbação de um equilíbrio causada por uma variação de temperatura terá como consequência um deslocamento no sentido direto ou inverso de acordo com a natureza termoquímica dessas reações. Voltemos ao processo de síntese da amônia: N( ) 2 g

I!> 'i!l

] .,,o

~ N,O,(g) ~ 2N0 2(g)

N,O,(g) ~2N02(g)

Figura 3. O aumento da pressão sobre o êmbolo provoca redução do volume (lei de Boyle-Mariotte). Esse aumento perturba o equilíbrio, fazendo-o ser deslocado no sentido de menor volume gasoso, ou seja, de formação de N20 4 (esse processo é representado pela seta maior da reação inversa na figura).

Caso o equilíbrio contenha participantes que esteja m em outros estados físicos, ao analisar o efeito da pressão, devem ser considerados somente os que se encontram no estado gasoso. No exemplo a seguir, temos a reação de decom posição do carbonato de cálcio : CaCO/ s) .;= COl g)

+ CaO(s)

Nesse caso, apenas o C0 2 está no estado gasoso. Assim, se aumentarmos a pressão, a reação será deslocada no sentido de menor volume gasoso, ou seja, no sentido da reação inversa, de consumo do gás carbônico. Já uma diminuição de pressão favorecerá a reação direta, em que gás carbônico é produzido.

186

Capítulo 7

3 H2 (g )

reação direra reação inversa

2 NH 3(g )

~H < O

O processo de síntese da amônia (a reação direta) é exotérmico, ou seja, ocorre com liberação de energia (~ H é negativo). A decomposição da amônia (reação inversa) deve ser, portanto, endotérmica (ela absorve energia, ~H é positivo); reveja o tópico lei de Hess, que abordamos em Termoquímica. Sabemos que uma reação exotérmica, ao liberar energia, eleva a temperatura de um sistema, e uma reação endotérmica, ao absorver energia, diminui a temperatura de um sistema. Assim, se diminuirmos a temperatura do processo de síntese de amônia, o deslocamento do equilíbrio será no sentido que provoque seu aumento, ou seja, no sentido da reação exotérmica, de formação da amônia. Seguindo o mesmo raciocínio, se aumentarmos a temperatura do processo de síntese de amônia, o deslocamento do equilíbrio será no sentido que provoque sua diminuição, ou seja, no sentido da reação endotérmica, de decomposição da amônia. Resumindo:

Tabela 4. Efeito da variação de temperatura no equilíbrio Aumento de temperatura

desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica.

Diminuição de temperatura

desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica.

Professor. essa atividade prática requer Pfeparo píévio.Ver em O!ientações para o profess0<.

Objetivo • Observar a influência da concentração do reagente e da temperatura no equilíbrio químico.

Materiais • 3 béqueres ou copos de vidro transparente com volume de 250mL • 1 béquer ou copo de vidro transparente com volume de 400mL • pinça metálica • 2 bacias de vidro

• • • • • • • •

colher de chá filme plástico de PVC funil papel de filtro suporte universal ' agua gelo cal virgem

• gelo-seco (dióxido de carbono sólido) • solução de amônia 5-lOo/o em massa • solução alcoólica de fenolftaleína (indicador) • 2 pipetas de Pasteur ou conta-gotas

Procedimentos l)Investigação da influência da temperatura. Atenção a) Inicialmente, adicione água quente a uma das bacias de vidro e na ouEsta atividade prática deve ser realizada sob supervisão e orientação do professor. tra coloque água e gelo. Componentes sólidos recicláveis devem ser descartados adequadamente ou, quando b) Adicione a dois béqueres de 250 mL aproximadamente 50 mL de água possível, guardados para reutilização no de três a cinco gotas de solução de fenolftaleína. Utilizando um conta-gotas laboratório. limpo ou uma pipeta de Pasteur, goteje a solução de amônia até que a solução nos dois béqueres adquira coloração rosa bem suave. c) Tampe a boca dos béqueres com filme de PVC. Introduza um deles no banho-maria de água quente e o outro no banho de água e gelo. Observe o que acontece com a coloração rosa em ambos os béqueres. 2) Investigação da influência da concentração de reagente. a) Utilizando um béquer de 250 mL, adicione cerca de 150 mL de água e três colheres de chá de cal virgem. Agite levemente. Você deve observar a formação de um precipitado branco no fundo. b) Filtre essa mistura e recolha a solução em um béquer de 400 mL. c) Adicione um ou dois pedaços pequenos de gelos-seco à solução e o observe o que acontece. Registre suas observações.

Para concluir

Escreva no caderno

1. Escreva a equação química de ionização da molécula de amônia em contato com a água. Justifique, com base

nessa reação, a cor do indicador. 2. O que foi observado em cada béquer no procedimento 1? 3. De acordo com sua resposta à questão anterior, e com base no princípio de Le Chatelier, determine se a ionização da amônia é um processo endotérmico ou exotérmico. Justifique sua resposta 4. Escreva a equação química que representa a reação da cal virgem, CaO(s), com a água. 5. Qual é a função do gelo-seco nessa atividade? 6. As reações envolvidas no procedimento 2 podem ser representadas pelas equaç.õ es químicas a seguir: Ca(OH) 2 (aq) + C0 2 (aq) ~ CaC0 3 (s) + H 20(e) '---v--' Dissolvido

De posse dessa informação, explique como a adição de C02 dá origem, primeiramente, a uma solução turva que, após alguns instantes, torna-se límpida novamente.

Equilíbrios químicos

187

l'lofessor, em algumas quest~ de vestibular, em que não se leva em coota o conceito de atividade, as constantes de equilíbrio são apresentadas com dimensões. Se achar que convém, chame a atenção dos alunos para esse fato e reforce que elas devem ser adimensionais.

1. Uma forma de saber se um sistema entrou em equilíbrio químico é verificar se suas propriedades macroscópicas não mais se alteram. No entanto, apesar de não haver alteração dessas propriedades, as reações continuam ocorrendo e, por isso, dizemos que o equi-

líbrio é dinâmico. Fatores externos podem alterar os equilibrios químicos, que, perturbados, tendem a uma nova condição de equilíbrio. Esse princípio ficou conhecido como lei de Le Chatelier. Considerando essas informações, faça o que se pede.

c) Se, enquanto a temperatura é mantida constante, uma quantidade a mais de 0 2 é adicionada ao recipiente que contém os três gases em estado de equilíbrio, irá o número de mols de S02 aumentar, diminuir ou permanecer o mesmo? d)Qual o efeito causado ao sistema quando se adiciona 1,0 molde He(g) ao recipiente que contém os três gases em equilíbrio à temperatura constante?

4. Considere a seguinte reação:

a) Cite os principais fatores externos que alteram ou deslocam os equilíbrios químicos dinâmicos. b)Após sofrer influência externa, em que sentido um equilibrio químico tende a se deslocar? c) Por que os catalisadores não alteram os equilíbrios químicos?

Ela é realizada em um recipiente fechado e à temperatura ambiente. No equihbrio, obtém-se uma concentração de 1,0 · 10- 10 mol · 1- 1 de NO. Sabendo que o valor de Kc dessa reação à temperatura ambiente é 5,0 · 10- 31 e a uma temperatura mais elevada, 5,0 · 10-20, responda às seguintes questões.

2. Sabendo que a produção da amônia é uma reação exotérmica, qual seria o efeito de um aumento da temperatura do meio reacional em equilibrio?

a) A reação citada é exotérmica ou endotérmica? b) Supondo que as concentrações de N2 e de 0 2 nas duas condições de temperatura sejam as mesmas, qual é a concentração de NO obtida na situação de maior temperatura? 3, 1 . 10- • mol . L- 1

3. (UFF-RJ) Considere a reação exotérmica de forma-

ção do trióxido de enxofre, a partir do dióxido: 2 S0 2 (g)+0 2 (g)~2 S0 3 (g)

A 900 K, ~ = 40,5 atm- e LlH 1

- 198 kJ.

a) Escreva a expressão de equilíbrio para essa reação. b) Será o valor da constante de equilíbrio para essa reação, em temperatura ambiente(== 300 K), maior, menor ou igual ao valor da constante de equilíbrio a 900 K? Justifique sua resposta.

5. Nos grandes centros urbanos, a queima de combustíveis produz óxido nítrico (NO), que, ao ser lançado na atmosfera, reage com oxigênio e produz dióxido de nitrogênio (N02), em um processo endotérmico.

Considerando que a reação esteja em equilibrio químico, cite fatores que alterem o equilíbrio e favoreçam a formação do dióxido de nitrogênio.

Equilíbrio iônico

Aquífero: depósito subterrâneo natural de água.

A água de uso doméstico deve atender a certos padrões de qualidade em relação a cor, sabor, odor e acidez. A concentração de certas espécies químicas - como íons metálicos, íon sulfeto e íon nitrato - na água deve também ter certos limites máximos. Para isso, a água coletada em rios, lagos ou aquíferos é submetida a diversos processos de tratamento, tanto químicos como físicos. Pode-se dizer que o processo físico mais importante no tratamento de água é a filtração, em que detritos sólidos de todos os tipos são retidos. O tratamento químico divide-se em várias fases, sendo a cloração a mais importante. O cloro tem a função de eliminar microrganismos patogênicos. A adição de cloro à água dá origem a um equilíbrio químico que pode ser descrito pelas equações a seguir. CC/g)

+ H20 (C) ~ HCCO(aq) +

HCt'O(aq)

188

Capítulo 7

c e-(aq)

+ H+(aq)

+ H20 (t') ~ H3 0 +(aq) + c eo - (aq)

(1) (2)

A 25 ºC e 1 atm, o cloro (Cf2) é uma substância que se encontra no estado gasoso. Portanto, para adicionar o cloro gasoso à água, devemos borbulhá-lo e assim forçar sua dissolução. Como alternativa ao cloro gasoso, outras substâncias podem ser adicionadas, como o hipoclorito de sódio (NaC.fO), utilizado no dia a dia com o nome comercial de água sanitária. Com base nas equações anteriores, podemos escrever as expressões das constantes de equilíbrio de 1 e 2. Note que na expressão da constante de equilíbrio da equação 1 a [H 20 ) é omitida. Como a concentração da água é constante, uma vez que ela é o solvente da reação, seu valor é multiplicado por K,, resultando em K, . K = [HCfO] · [ce-1. [H· J [C.f2J ,

= [H3 0•1. [ceo-1 [HC.fO]

Outra etapa no tratamento de água é a aeração, que, entre outras fun- ~ ções, d iminui as concentrações de espécies gasosas indesejadas como o gás j sulfídrico (ou sul feto de hidrogênio, H2S), que, além de tóxico, con fere odor ~

desagradável à água. A presença de gás sulfídrico está associada à matéria ~ orgânica em decom posição. Essa espécie em água constitui o equilíbrio re- :; ~~~ presentado a seguir. {2 (3)

As equações 2 e 3 representam p rocessos de ionização, por isso dizemos que nesses casos se constituem equilíbrios iônicos. Damos esse nome a todos equilíbrios químicos dos quais participam íon s.

~ Constantes Kª e Kb A constante de equilíbrio referente à ion ização de ácidos é denominada constante de ionização ácida (K3 ). Assim, para a ionização de gás sulfídrico, por exemplo, que em meio aquoso se comporta como um ácido (equação 3),

K. é expressa da seguinte form a (aqui também o valor da concent ração de água é incorporado à constante de ionização ácida): K = [H30•] · [HS- )

[H2 S]

As bases, como vimos quando estudamos compostos inorgânicos, dissociamse em meio aquoso, formando um cátion e o íon hidroxila (OH- ). A constante de equilíbrio iônico associada à dissociação de bases é denominada constante de

Figura 4. O processo de aeração consiste em agitar a água para eliminar dela compostos responsáveis por odor desagradável, promover uma oxigenação mais completa e propiciar a oxidação e a precipitação de compostos não desejáveis.

dissociação básica (~). Para uma base genérica BOH, Kb é representada pela seguinte equação:

A extensão de ionização de um ácido ou de dissociação de uma base relaciona-se diretamente às suas respectivas forças. Um ácido forte apresenta constante de ionização elevada (K.), ou seja, tem alta concentração de produtos de ionização. Da mesma forma, uma base forte apresenta constante (KJ elevada e apresenta-se bastante dissociada. Equilíbrios químicos

189

Já as constantes K. e Kb dos ácidos f racos e das bases fracas apresentam valores baixos, pois os equilíbrios formados por eles favorecem a formação dos reagentes, ou seja, a reação inversa. Os ácidos fracos e as bases fracas, respectivamente, ionizam e dissociam pouco. Ácidos e bases são considerados fortes quando suas constantes são maiores que 1o-4 .

l> Kª para diácidos e triácidos O gás sulfídrico é um diácido, pois possui dois átomos de hidrogênio ionizáveis. Assim, teremos uma constante de ionização relacionada à ionização do primeiro átomo de hidrogênio e outra constante relacionada à segunda ionização. H2S(g) + H20(C) ~ H30 +(aq) + HS- (aq)

K. 1 = 8,9 · 1o-s

Kal = 1 ' O · 10- 19 Observe que a segunda constante de ionização (K.) é muito menor que a primeira (K.,). Isso resulta do fato de que a segunda reação envolve uma espécie química com carga negativa (um ânion monovalente), de modo que a atração eletrostática entre o H+ e esse ânion é mais difícil de ser rompida. Assim, o equilíbrio desloca-se mais no sentido de formação do reagente Hs- . Podemos generalizar e concluir que, para diácidos, K. 1 >> K. 2 . O mesmo raciocínio pode ser empregado para triácidos como o ácido fosfórico (H 3 PO 4), que, dependendo das condições, pode ter seus três átomos de hidrogênio ionizados.

+ H2 0(C) ~ H3 0 +(aq) + H2P04(aq) H2P0 4(aq) + H2 0(f) ~ H30+(aq) + HPO~- (aq) HPO~- (aq) + H2 0(C) ~ H30 +(aq) + PO! - (aq)

H3 P04 (aq)

K = 6 9 · 10-3 al

Ka2 = 6' 2 · 10-s Ka3 = 4' 8 · 10- 13

Com base nas constantes de ionização, observamos que o ácido fosfórico é um ácido forte e dá origem a um ácido fraco ( H2P0 4), que pode ainda ser ionizado duas vezes até gerar o íon fosfato ( PO!° ).

~ Equilíbrio iônico da água No estado líquido, a água sofre autoionização, produzindo íons H+ e OH-. No entanto, por se t ratar de um equilíbrio dinâmico, os íons H+ e OH- reagem entre si e restituem as moléculas de H20. O processo de autoionização da água pode ser representado pela seguinte equação: H20 (C) O W da constante Kw refere-se à palavra inglesa water, que significa água.

H+(aq)

+ OH-(aq)

Já sabemos que o íon H+ em meio aquoso reage com a água e produz o íon hidrônio (H 3 0+), mas, para simplificar, representaremos a autoionização como descrito na equação acima. A part ir dessa reação, podemos expressar uma constante de equilíbrio para a água. Vamos chamá-la de produto iônico ou constante de autoionização da água (Kw). Lembre-se de que [H20) é também uma constante e está integrada a Kw.

A constante de autoionização da água (KJ a 25 º( vale 1,0 · 10- 14 • Isso significa que apenas uma pequena parte das moléculas de água efetivamente seioniza. Além disso, não importa quão ácida ou básica seja uma solução, o produto

190

Capítulo 7

das concentrações de íons H+ e de íons OH- que resultam da ionização da água será sempre igual a 1,0 · 10- 14 . Experimentalmente demonstrou-se que, na água pura a 25 ºC, a concentração de H+ é numericamente igual à concentração de OH- e corresponde a 1,0 · 10- 1 mol · L- 1• Como nessas condições a água não apresenta nem excesso de íons H+, nem excesso de íons OH- , ela é considerada neutra. Se adicionarmos à água uma substância de caráter ácido, ela perturbará a autoionização da água, pois causará um aumento da concentração de íons H+ (na representação simplificada). O equilíbrio de autoionização da água se deslocará no sentido de favorecer a formação do reagente. Haverá, então, diminuição da concentração de íons OH- em solução e um excesso de íons H+. Vamos admitir que a 1 L de água pu ra a 25 ºC foi adicionado O, 1 molde HCf, cuja ionização foi total, já que o HCf é um ácido forte. Nesse caso, podemos considerar que o H+ proveniente da água é desprezível em relação ao H+ proveniente do HCf. Assim, a concentração de H+ será igual à concentração de íons H+ que resultam da ionização do HCf. Usamos esse valor e o produto iônico da água para determin ar a concentração de OH- : Kw

= 10- 14 = (H+J. [OH- J = 0,1 ~

mol · L- 1 • [OH- J ~

[OH- J = 10- 13 mol · L- 1

Observe que (H +) = 10- 1 mol · L- 1 e [OH - J = 10- 13 mol · L- 1, ou seja, a concentração de íons H+ é muito maior que a de íons OH- . Nesse caso, temos uma solução ácida. Agora, se adicionarmos à água uma substância de caráter básico, haverá dissociação da base e aumento da concentração de íons OH- . Aqui também o equilíbrio de autoionização da água será deslocado no sentido de formação do reagente. Considere que se adicionou uma quantidade de NaOH suficiente para preparar 1 L de solução aquosa de concentração 0,01 mol · L- 1 dessa base a 25 ºC. Nesse caso, fazendo um raciocínio similar ao desenvolvido para a ionização do HCf, podemos considerar que o OH- proveniente da água é desprezível em relação ao OH - proveniente do NaOH. Usamos, então, o valor de [OH- J que resulta da dissociação do NaOH e o produto iônico da água para determinar a concentração de H+. Kw = 10- 14

= [H+] · [OH -J = [H+] · 0,01 ~

mol · L-1 ~

(H+] = 10- 12 mol · L- 1

Como a concentração de H+ (10- 12 mol · L- 1) é muito menor que a concentração de OH- (10- 2 mol · L- 1), concluímos que a adição de NaOH formou uma solução básica. Assim, em solução aquosa, podemos ter as situações listadas na Tabela 5, de acordo com as concentrações de íons H+ e OH- . Tabela 5. Classificação de solução aquosa de acordo com [H+] e [OH-] a 25 ºC Solução

Concentração (mol · L- 1)

Neutra

(H+J = 10-1 e [oH- J = 10-1

Acida

(H +]

10-7 e [OH- J < 10-7

Básica

(H+]

10-1 e [OH- J > 10-1

Equilíbrios químicos

191

~ Lei da diluição de Ostwald De que maneira a concentração de um ácido influencia na quantidade de ácido ionizada? Em outras palavras, a ionização do ácido ocorrerá da mesma forma para qualquer valor de concentração? O químico alemão Friedrich Wilhelm Ostwald (1853-1932) respondeu a essas questões estabelecendo uma relação matemática simples entre as grandezas concentração em quantidade de matéria e grau de ionização ou dissociação. Definimos grau de ionização ou dissociação (a) como o quociente entre a quantidade de matéria ionizada de ácido (ou dissociada de base) e a quantidade de matéria de ácido (ou base) dissolvida:

quantidade ionizada (em mols) = quantidade dissolvida (em mols)

No caso de um monoácido, se dividirmos numerador e denominador por volume (V), teremos: quantidade ionizada V --~ a= -quantidade ---~ dissolvida

V 1

Início Ioniza Forma

HX(aq)

ª . eM o

No equilíbrio CM · (1 - ex}

_.,,_

-s-

H+(aq)

o o ª .e ª .e

x -(aq)

o o ª .e ª .e

Assim, para um monoácido: [H+) = a · CM Tal fórmula também é válida para uma monobase: [OH- J = a · CM Considere um eletrólito fraco, aqui representado por HX, que forma o equilíbrio ao lado. A expressão da constante de equilíbrio (K) será dada por: 2 [H+J. [X] a · C · ex · C a •C K= = M M= M [HX] CM · (1- a) 1- a

Assim, de acordo com a lei da diluição de Ostwald, teremos, para monoácidos e para monobases:

Para eletrólitos fracos, com ex igual ou menor que 0,05 (ou 5%), o denominador dessa expressão pode ser simplificado, já que 0,05 é muito menor do que 1. Assim, podemos escrever a lei da diluição de Ostwald para ácidos e bases fracos na forma simplificada: Ili.:

,::

Kb = cx 2 • CM

De acordo com as expressões acima, podemos dizer que, como K é constante, se a concentração diminuir, o grau de ionização (e.:) deve aumentar. Em outras palavras, essa lei estabelece que, a determinada temperatura, a diminuição da concentração em quantidade de matéria de um ácido, base ou sal implica um aumento do grau de ionização ou dissociação. Por exemplo, o grau de ionização do ácido acético (CH 3 COOH) varia da seguinte forma com a diluição:

192

Capítulo?

Co ncentração (mol · L- 1)

10- 1

Grau de ionização (a)

1,340/o

10-2

10-3

10-4

4,24°/o

13,42%

42,43%

Contexto histórico Ao lado de Van't Hoff e Arrhenius, Friedrich Wilhelm Ostwald est abeleceu a físico -química como uma disciplina profissional reconhecida e independente, e foi seu mais importante porta-voz e organizador. Sua reputação inicial baseou-se em investigações dos princípios fundamentais que regem o equilíbrio químico e a reatividade. Experimentalista habilidoso, ele continuou a dar uma posição central à afinidade química em suas pesquisas sobre a dissociação eletrolítica, a condutividade elétrica, a ação das massas, a catálise e a velocidade de reação. Ostwald recebeu o prêmio Nobel de química em 1909, por seu trabalho na físico-química e, em especial, em reconhecimento por seus estudos sobre a catálise. [ ... J Era um homem de [... J múltiplos interesses intelectuais, e se engajou ativamente nos debates culturais e filosóficos e nas lutas humanistas de sua época. [...] junto com Van't Hoff, Ostwald começou a publicar a Zeitschrift Friedrich Wílhelm Ostwald für physikalische Chemie [Revis(1853-1932) ta de Físico-química] [... ]. Nela, os químicos ligados a Ostwald, Arrhenius e Van't Hoff {apelidados de "os ionistas "} disseminaram amplamente as novas ideias da físico-química e de campos correlatos - como a existência dos íons, que ainda era questionada por alguns cientistas - em artigos que, muitas vezes, exibiam um tom agressivo. [... ] A razão da ionização e da estabilidade dos íons continuou a ser um enigma, até a teoria eletrônica do átomo fornecer pistas sobre a ligação entre a afiJacobus Henricus van't Hoff (1852-1911) nidade química e a eletricidade.[ ...] [ ... ] No fim do século XIX, a comunidade química já havia aceitado relutantemente o atomismo daltoniano. Para muitos pesquisadores, ao que parece, ele não era mais do que uma hipótese útil sobre a qual havia pouca comprovação experimental. Na vanguarda dos químicos que se mostravam céticos em relação à realidade física dos átomos e das moléculas, [... ] quem mais se destacou foi Ostwald. [... ] [ ... ] A conversão ao atomismo, [... ] por parte de Ostwald [...]. ocorreu de maneira bastante súbita por volta de 1906, quando as provas da natureza particulada da matéria tornaram-se dramáticas. [... ] BENJAMIN, C. {Ed.). Dicionário de biografias cientificas. Rio de Janeiro: Contraponto, 2007. p. 2074-2075, 2082-2083. Svante August Arrhenius (1859-1927)

Atividades

Escreva no caderno

1. No texto é dito que uma das novas ideias da físi-

co-química, a existência dos íons, foi muito questionada por alguns cientistas. Procure justificar a resistência a essa ideia.

2. A história da Química é cheia de exemplos de como o trabalho científico envolve, na prática, diversos

pesquisadores. O desenvolvimento do conceito de equilíbrio iônico, que envolveu principalmente os cientistas Svante August Arrhenius, Jacobus H. van't Hoff e Friedrich Wilhelm Ostwald, é um exemplo. Pesquise quais foram as principais contribuições desses cientistas para o estabelecimento desse conceito.

Equilíbrios químicos

193

1. Considere o equilíbrio químico de um composto iônico genérico representado a seguir:

Considerando essas informações, faça o que se pede. a) Escreva a equação química de formação do HCN citada no texto. b) Determine a concentração inicial (em moVL) de ácido cianídrico que apresenta grau de ionização de 0,01 o/o, sabendo que sua constante de ionização é igual a 10- 9 a determinada temperatura. 0,1 mol/L

HY~H+ + y Em um experimento, o deslocamento do equilíbrio representado acima pôde ser acompanhado por meio da observação da mudança de cor, uma vez que a espécie química HY é de cor vermelha, e a espécie y - é de cor azul.

3. Considere os ácidos listados na tabela a seguir.

a) O aumento da concentração do íon y - altera o equilíbrio químico favorecendo a formação dos produtos ou do reagente? b) O que se observa com a cor do sistema caso seja adicionada à solução uma substância de caráter básico? c) Expresse a constante de equilíbrio para a reação de ionização do HY. d) Qual deverá ser a cor predominante do sistema se a constante de ionização de HY for da ordem de 105? E se essa constante for da ordem de 10-s?

Fonte: LIDE, D. R. (Ed.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89"' ed. (Internet version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009, p. 8-40-8-41 .

2. Altamente volátil e tóxico, o ácido cianídrico (HCN) pode ser produzido pela reação entre as soluções aquosas de cianeto de potássio (KCN) e ácido clorídrico (HCe).

a) Quais dos ácidos listados podem ser considerados fortes? Justifique. b)Apresente a expressão da constante de equihbrio da primeira etapa de ionização para os três ácidos.

Ácido

K. (25 ºC)

Acido sulfuroso (H2SO}

1•4 · 10- 2

Acido fluorídrico (HF)

6,3

. 10-4

4,5 . 10-1

Acido carbônico (H 2C03)

Potencial hidrogeniônico (pH) e potencial hidroxiliônico (pOH) Ainda na primeira década do século XX, o químico dinamarquês Soren Sorensen ( 1868-1939) t rabalhou desenvolvendo métodos de controle de qualidade em processos de fermentação na indústria de bebidas. Como na fermentação o controle da acidez do meio é de extrema importância, Sorensen estava sempre envolvido em cálcu los de concentração de íons H+ e OH-. Dando-se conta de que essas concentrações eram sempre expressas em números muito pequenos, normalmente potências negativas de 1O, Sorensen decidiu desenvolver uma escala de acidez-basicidade com números positivos, aplicando uma simples operação matemática, o logaritmo negativo. Assim, Sorensen criou o conceito de pH e pOH, respectivamente, potencial hidrogeniônico e potencial hidroxiliônico.

~ pH = -log (H+]

~ pOH = -log [oH-J

A relação entre a concentração de H+ e o valor de pH, assim como entre a concentração de OH- e o valor de pOH, estão resumidas a seguir. [H+]

10º

10-1

10-2

10-3

10-13

10-12

10 - 11

194

Capítulo 7

10-4

10-s

10-10 1 10-9

10- 6

10-7

10-s

10-9

10-10

10- 11

10-12

10-n

1o-1•

10-s

10-7

10-6

10-s

10-4

10-3

10-2

10- 1

10°

Observe que quanto menor for o pH, maior será a concentração de H+ (mais ácido será o meio), e quanto maior for o pH, menor será a concentração de H+ (mais básico será o meio). O mesmo raciocínio pode ser empregado para pOH com relação à concentração de OH- . É interessante frisar que, somando o valor de pH com o valor de pOH, obtemos sempre o valor 14, desde que a temperatura seja de 25 ºC. pH

+ pOH

~ ~

~ ::, ~

~ ~

B o

~ ~

"2!

= 14 (a 25 ºC)

~ Indicadores ácido-base

!',

"'<(e

Uma vez medida ou calculada a concentração de íons H+ ou a concentração de íons OH- . é possível calcular o pH ou o pOH de uma solução. Também é possível estimar o valor de pH ou pOH de uma solução sem fazer cálculo ou medição de concentração. Como vimos quando estudamos compostos inorgânicos, certas substâncias apresentam cores diferentes quando estão em soluções ácidas ou básicas. Essas substâncias são denominadas indicadores ácido-base. Por meio da cor da solução, podemos estimar seu pH ou faixa de pH. Todo indicador ácido-base possui uma f aixa de v iragem, que é a faixa de valores de pH dentro da qual se dá a mudança de cor da solução contendo determinado indicador. A Tabela 6 mostra a faixa de viragem de alguns indicadores ácido-base comuns e as cores que suas soluções apresentam em valores de pH mais ácidos e mais básicos.

Figura 5. A fenolftaleína é um dos indicadores ácido-base mais utilizados, porque sua virada de pH ácido (incolor) para pH básico (rosa) é bastante acentuada e nítida.

Tabela 6. Cores e faixas de viragem de alguns indicadores (25 ºC) Indicador

Cor na faixa mais ácida

Faixa de viragem (pH)

Cor na faixa mais básica

Vermelho do conga

Azul-arroxeado

3,0- 5,0

Vermelho

Azul de bromotimol

Amarelo

6,0- 7,6

Azul

Fenolftaleína

Incolor

8,2-10,0

Rosa

Amarelo de alizarina R

Amarelo

10,1 - 12,0

Vermelho

Fonte: LIDE, D. R. (Ed.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89"' ed. (Internet version). Boca Raton, Fl: CRC: Taylor and Francis, 2009, p. 8-15.

Quando os indicadores são utilizados individualmente, podemos apenas determinar uma faixa de pH para a solução testada. Atualmente, há testes rápidos de pH que utilizam tiras de papel previamente embebidas em vários indicadores ácido-base. São os chamados papéis indicadores universais. Quando uma pequena amostra de solução molha a tira de papel, as cores indicadas podem ser lidas de acordo com uma escala que nos informa o pH com a precisão de uma unidade de pH.

---- - .~

1 3

-- - 1-

Figura 6. As tiras de papel medidoras de pH são feitas com indicadores universais, que são misturas de indicadores ácido-base cujas faixas de viragem cobrem toda a faixa de pH.

Figura 7. Os pHmetros (lê-se "peagâmetros") são aparelhos utilizados para medidas precisas de pH, da ordem de décimo ou centésimo de unidade de pH .

Equilíbrios químicos

195

Veja na Tabela 7 alguns exemplos de pH de substâncias comuns em nosso cotidiano e de alguns fluidos produzidos por nosso corpo.

Tabela 7. Valores de pH de alguns fluidos corporais e substâncias de uso cotidiano Fluido corporal

Faixade pH

Substância

FaixadepH

Suco gástrico

1,6 a 1,8

Suco de limão

2,8 a 3,4

Urina

5,5 a 7,5

Café

4,8 a 5,2

Saliva

6,2 a 7,4

Leite

6,3 a 6,6

Sangue

7,35 a 7,45

Agua de torneira

6,5 a 8,0

Bile

7,8 a 8,6

Ovo

7,6 a 8,0

Fonte: SACKHEIM, G. I.; LEHMAN, O. O. (Ed.). Química e bíoqulmica para cíências bíomédícas. 8. ed. Barueri: Manole, 2001. p. 203.

' · propost os Exerc1c1os 1. Um litro de uma solução aquosa de ácido clorídrico foi preparado pela completa dissolução de 3,65 g desse ácido. a) Determine a concentração da solução em mol/L. O, 1 mol/L b) Considerando que o grau de ionização desse ácido seja de 100°/o, determine o pH da solução. 1 2. (Fuvest-SP) Compostos de enxofre(N) podem ser adicionados ao vinho como conservantes. A depender do pH do meio, irão predominar diferentes espécies químicas de S(N) em solução aquosa, conforme mostra a tabela: pH

< 1,5

de 1,5 até 6,5 > 6,5

Composto de S(IV)

Dióxido de enxofre hidratado, soi<aq) fon hidrogenossulfito hidratado, HS0 3(aq) lon sulfito hidratado, SOí-(aq)

a) Em água, as espécies químicas S02 (aq) e HSO; (aq) estão em equilibrio. Escreva a equação química balanceada que representa esse equilíbrio. b) Explique por que, em soluções aquosas com pH baixo, predomina o S02 (aq) e não o HSO;(aq). c) Analisou-se uma amostra de vinho a 25 ºC, encontrando-se uma concentração de íons OH- igual a 1,0 · 10- 10 mol/L. Nessas condições, qual deve ser o composto de S(N) predominante na solução? Explique sua resposta. Dado: Produto iônico da água, a 25 ºC: Kw= 1,0 · 10- 14 (mol/L) 2 •

196

Capítulo 7

Esueva no caderno

3. Diariamente, utilizamos em nossas casas produtos que constituem soluções aquosas, por exemplo, produtos alimentícios, produtos para limpeza e medicamentos. Considerando seus conhecimentos químicos sobre acidez e basicidade, divida os materiais a seguir em dois grupos. Inclua no grupo I apenas os materiais que são ácidos e, no grupo II, apenas os materiais que são básicos. Material

pH (a25 ºC)

Refrigerante

3,0

Leite

6,5

Suco de limão

3,0

Clara de ovos

7,8

Batata

5,8

Suco de tomate

4,2

Pão

5,5

Leite de magnésia

10,5

Vinagre

2,8

Café

5,0

4. Uma solução aquosa de um monoácido forte apresenta pH igual a 2. a) Qual é a concentração hidrogeniônica? 10- 2 molll. b)Determine o pH da solução resultante obtida pela diluição de 300 rnL dessa solução pelo acréscimo de 200 rnL de água. 2,22 Dados: log 2 = 0,3; log 3

0,48.

Hidrólise salina O sal cloreto de sódio, NaCe (sal de cozinha), pode ser obtido pela reação de neutralização entre ácido clorídrico (HCf), que é um ácido forte, e hidróxido de sódio (NaOH), que é uma base forte. O NaCe é um sal de caráter neutro. Diz-se que um sal tem caráter neutro quando sua dissociação em água não implica uma perturbação do produto iônico da água e, portanto, não resulta em uma concentração maior de H+ ou OH-. Da mesma forma, se reagirmos outro ácido forte com outra base forte, como ácido nítrico (HN03) e hidróxido de potássio (KOH), obteremos um sal, o nitrato de potássio (KN0 3), cujo caráter também é neutro. Vamos analisar agora o caráter do sal bicarbonato de sódio (NaHC03). Utilizando a ideia de formação do sal a partir de uma reação de neutralização, podemos dizer que o sódio é proveniente do hidróxido de sódio (NaOH), uma base forte, enquanto o bicarbonato é proveniente do ácido carbônico (H 2 C03), um ácido fraco. NaOH(aq) ~ Na+(aq) + OH- (aq) H2CO/aq) ~ H+(aq) + HCO;(aq) Observe que representamos a primeira equação com uma seta simples, pois o hidróxido de sódio, sendo uma base forte, dissocia-se por completo. O sal bicarbonato de sódio, ao ser adicionado à água, dissocia-se, formando os íons sódio (Na+) e bicarbonato ( HCO; ). O ânion bicarbonato, por ser proveniente de um ácido fraco, interage com o H• gerado pela autoionização da água. Esses dois processos podem ser representados pelas seguintes equações: NaHCO/aq) ~ Na+(aq) + HCO;(aq) HCO;(aq) + H2 0 ~ H2 C03'aq) + OH- (aq) Lembre-se de que o ácido carbônico, além de fraco, é instável e se decompõe para formar H20 e cor Observe que esse sal não tem caráter neutro, já que sua dissociação em água resulta na formação de OH-. Chamamos a reação entre íons provenientes de um sal e água de hidrólise salina. Podemos expressar a hidrólise salina do bicarbonato de sódio somando as duas equações anteriores: NaHC03'aq)

+ H20

Na+(aq)

+ H2C03'aq) + OH- (aq)

Com base nessa equação, verifica-se por que o bicarbonato de sódio é utilizado como antiácido. A espécie química de caráter básico (OH-) diminui a sensação de queimação causada pela acidez no estômago (excesso de H+). De maneira geral, se um dos íons constituintes da estrutura salina for proveniente de um eletrólito fraco, seja ele ácido ou base, haverá hidrólise salina em maior ou menor extensão, de acordo com a magnitude da constante de ionização ou de dissociação desse eletrólito. Vamos analisar alguns casos de hidrólise salina.

•

Caso 1: sal de ácido forte e base forte Como vimos, se o sal for proveniente de reação de neutralização entre ácido forte e base forte, não ocorre hidrólise, e o meio permanece neutro. É o caso do sal NaCe, que, em solução aquosa, se dissocia gerando apenas os íons Na+ e

e.e-.

•

Caso 2: sal de ácido fraco e base forte No caso de sal proveniente de reação de neutralização entre ácido fraco e base forte, ocorre hidrólise. Um exemplo é o sal acetato de sódio (C H3 C00Na) proveniente do ácido acético (CH 3 COOH) e do hidróxido de sódio (NaOH). Nesse t ipo de hidrólise, o meio torna-se básico, em virtude da presença do íon OH- . Temos, então, uma hidrólise básica ou hidrólise alcalina. CH 3 C00Na(aq) ~ Na+(aq) + CH 3 COO- (aq) dissociação do sal CH 3COO-(aq)

+ H20(f) ~ CH3COOH(aq) + OH- (aq) hidrólise básica Equilíbrios químicos

197

Podemos determinar a constante de equilíbrio para uma reação de hidrólise, chamada de constante de hidrólise (Kh). K = [CH3COOH] · [OH-J h [CH3Coo-1 Se o numerador e o denominador forem multiplicados simultaneamente por [CH coo- 1- [H*J [H• J, e considerando que ~= [OH-J · [H• ] e K. = [~H COOH] , podemos subs3 titu ir essas expressões na equação de Kh. Assim: Ili,;:: ,:;

K = Kw h

•

Dessa igualdade, concluímos que a solução resultante da dissolução de um sal de ácido fraco será tão mais básica (terá maior concentração de OH- ; consequentemente, a constante Kh será maior) quanto mais fraco for o ácido de origem do sal (ou seja, quanto menor for o valor de K). Caso 3: sal de ácido forte e base fraca No caso de sal proveniente de ácido forte e base fraca, também ocorre hidrólise. Um exemplo é o sal cloreto de amônia (NH4Cf) proveniente do ácido clorídrico (HC-e) e do hidróxido de amônia (NH40H). Quando esse sal se dissocia em água, o meio torna-se ácido, em virtude da presença do íon H+, o que caracteriza uma hidrólise ácida. •

NH4C-e(aq) ;,= NH;(aq)

+ c-e- (aq)

dissociação do sal NH!(aq)

+ H20 (f) .;= NH40H(aq) + H•(aq) hidrólise ácida

De maneira análoga ao caso 2, podemos definir da seguinte forma a constante de hidrólise (Kh):

Da expressão acima, concluímos que a solução resultante da dissolução de um sal de base fraca será tão mais ácida (terá maior concentração de H• ; consequentemente, a constante Khserá maior) quanto mais fraca for a base de origem do sal (ou seja, quanto menor for o valor de Kb). Caso 4: sal de ácido fraco e base fraca No caso de sal proveniente de ácido fraco e base fraca, há a hidrólise. Um exemplo é o sal acetato de amônia (CH3COONH) proveniente do ácido acético (CH3COOH) e do hidróxido de amónio (NH40H). •

NH4CH3COO(aq) ;,= NH;(aq) + CH3coo- (aq) dissociação do sal NH;(aq) + H20 (f) .;= NH40H(aq) + H•(aq) hidrólise ácida CH3coo-(aq) + H20(-e) .;= CH3COOH(aq) hidrólise básica

+ OH-(aq)

Nesse tipo de hidrólise, o meio torna-se ácido ou básico de acordo com as forças do ácido e da base. Precisamos, então, comparar o K. e o Kb. Para o caso em que K. > Kb, teremos uma predominância da hidrólise ácida. O meio será ácido. Para o caso em que Kb > K•• teremos uma predominância da hidrólise básica. O meio será básico.

198

Capítulo 7

1. Para os sais cloreto de amônio, sulfato ferroso e bicarbonato de sódio, pede-se:

a) Represente a fórmula química para cada um deles. b) Indique o tipo de hidrólise (ácida ou básica) que ocorre quando cada um se dissocia em meio aquoso. c) Represente por equação química a hidrólise envolvendo bicarbonato de sódio. 2. (Vunesp-SP) Numa estação de tratamento de água, uma das etapas do processo tem por finalidade remover parte do material em suspensão e pode ser descrita como adição de sulfato de alumínio e de cal, seguida de repouso para a decantação. a) Quando o sulfato de alumínio-Af 2 (S0.J 3 -é dissolvido em água, forma-se um precipitado branco gelatinoso, constituído por hidróxido de alumínio. Escreva a equação balanceada que representa esta reação. b) Por que é adicionada cal- CaO - neste processo? Explique, usando equações químicas. 3. (UERJ) Um laboratório realiza a análise de células utilizando uma solução fisiológica salina com pH neutro. O laboratório dispõe de apenas quatro substâncias que poderiam ser usadas no preparo dessa solução: HCf , NaCe, NaOH e NaHC03 • Dentre elas, a que deve ser escolhida para uso na análise está indicada em: a)HCf .

c) NaOH.

@Nace.

d)NaHC0 3 .

4. (Mack-SP) O pH dos solos varia de 3,0 a 9,0 e para a

grande maioria das plantas a faixa de pH de 6,0 a 6,5 é a ideal, porque ocorre um ponto de equihbrio no qual a maioria dos nutrientes permanece disponível às raízes. A planta Camelliajaponica, cuja flor é conhecida como camélia, prefere solos ácidos para o seu desenvolvimento. Uma dona de casa plantou, em seu jardim, uma cameleira e a mesma não se desenvolveu satisfatoriamente, pois o solo de seu jardim estava muito alcalino. Sendo assim, foi-lhe recomendado que usasse uma substância química que diminuísse o pH do solo para obter o desenvolvimento pleno dessa planta. De acordo com as informações acima, essa substância química poderá ser: a) CaC0 3 • b)KN0 3 •

@ (NH4) 2S0 4 •

e) MgC0 3 •

d)NaN0 3 •

5. (Fuvest-SP) Um botânico observou que uma mesma espécie de planta podia gerar flores azuis ou rosadas. Decidiu então estudar se a natureza do solo poderia influenciar a cor das flores. Para isso, fez alguns experimentos e anotou as seguintes observações:

I. Transplantada para um solo cujo pH era 5,6, uma planta com flores rosadas passou a gerar flores azuis. II. Ao adicionar um pouco de nitrato de sódio ao solo, em que estava a planta com flores azuis, a cor das flores permaneceu a mesma. III. Ao adicionar calcário moído (CaC03 ) ao solo, em que estava a planta com flores azuis, ela passou a gerar flores rosadas. Considerando essas observações, o botânico pôde concluir que: @ em um solo mais ácido do que aquele de pH 5,6, as flores da planta seriam azuis. b)a adição de solução diluída de NaCe ao solo, de pH 5,6, faria a planta gerar flores rosadas. c) a adição de solução diluída de NaHC03 ao solo, em que está a planta com flores rosadas, faria com que ela gerasse flores azuis. d)em um solo de pH 5,0, a planta com flores azuis geraria flores rosadas. e) a adição de solução diluída de Af (N03 ) 3 ao solo, em que está uma planta com flores azuis, faria com que ela gerasse flores rosadas. 6. Muitos processos químicos podem ser identificados por meio de indicadores químicos. A mudança de cor é uma boa evidência da ocorrência de transformação química. Os indicadores ácido-base são utilizados para a identificação de acidez ou basicidade de um material por meio da cor da solução. Em um experimento, foram utilizadas soluções aquosas de ácido bromídrico, hidróxido de potássio, hipoclorito de sódio, bicarbonato de sódio e cloreto de amônio, todas com a mesma concentração e contendo o mesmo indicador ácido-base. Considerando essas informações, faça o que se pede. a) Indique a fórmula molecular de cada uma das substâncias citadas no texto. b) Identifique as soluções X e Y, considerando a situação descrita na tabela a seguir.

Solução

Coloração

ácido bromídrico

vermelha

hidróxido de potássio

verde

vermelha

verde

hipoclorito de sódio

verde

Equilíbrios químicos

199

Sistemas-tampão O controle do pH é importante em grande parte das reações, tanto no laboratório como na indústria. Na natureza, também é grande o número de reações químicas que dependem diretamente do pH do meio em que ocorrem. Nos processos biológicos, por exemplo, uma pequena variação na acidez produz uma grande variação na taxa de desenvolvimento da maioria das reações. Isso acontece dentro das células e também nos fluidos corporais, como o sangue. Em condições normais, o pH sanguíneo do corpo humano é mantido em equilíbrio entre 7,35 e 7,45. Um papel importante nesse equilíbrio é desempenhado por substâncias, como ácidos e proteínas, e por sistemas inorgânicos, como H2PO; / HPO~- e H2C0 3 / HCO;. Esses sistemas, denominados sistemas-tampão, estão envolvidos em reações químicas que mantêm o sangue em um pH praticamente constante. De maneira geral, podemos dizer que um sistema-tampão é toda solução que resiste a pequenas variações de pH quando ácidos ou bases são adicionados a ela ou quando se realiza uma diluição. Uma solução-tampão é formada pela mistura de um ácido fraco e seu ânion ou de uma base fraca e seu cátion. Para entender como os sistemas-tampão funcionam, devemos analisar os equilíbrios químicos envolvidos. Por exemplo, considere o ácido cianídrico (HCN), um ácido fraco, reagindo com hidróxido de sódio (NaOH), uma base forte. Considere ainda que essa reação de neutralização tenha ocorrido entre 0,2 mol de HCN e O, 1 molde NaOH. Ao final do processo, a base será completamente neutralizada, produzindo O, 1 mol de cianeto de sódio (NaCN). No entanto, restará em solução O, 1 mol de ácido cianídrico na forma molecular. É exatamente esse excesso de ácido cianídrico (HCN), em presença de seu ânion (CN- ), que forma a solução-tampão. Um ácido, se adicionado em pequena quantidade a essa solução, reagirá com os íons CN- (do sal) para gerar HCN. Uma base, se adicionada em pequena quantidade a essa solução, consumirá o H+, deslocando o equilíbrio do HCN no sentido da formação dos produtos e repondo o H+ consumido, o que evita, grandes variações de pH. Assim, adicionando-se um pouco de base ou de ácido, haverá pouca variação do pH da solução, porque o sistema-tampão absorverá a perturbação provocada.

A origem do estudo de solução-tampão O conceito original de ação tamponante surgiu de estudos bioquímicos e da necessidade do controle do pH em diversos aspectos da pesquisa biológica, como por exemplo em estudos com enzimas que têm sua atividade catalítica muito sensível a variações de pH. Neste contexto, em 1900, Fernbach e Hubert, em seus estudos com a enzima amilase, descobriram que uma solução de ácido fosfórico parcialmente neutralizado agia como uma "proteção contra mudanças abruptas na acidez e alcalinidade". Esta resistência à mudança na concentração hidrogeniônica livre de uma solução foi então descrita por esses pesquisadores como "ação tamponante" (do inglês butfering). [ ...) FIORUCCI, A. R.; SOARES, M. H. F. 8.; CAVALHEIRO, E. T. G. O conceito de solução-tampão. Química Nova na Escola, São Paulo: Sociedade Brasileira de Química, n. 13, p. 18, maio 2001. Conceitos científicos em destaque. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc13/vl 3a04.pdl>. Acesso em: 16 mar. 2016.

200

Capítulo 7

Química em rede Sistema-tampão sanguíneo

Alterações no pH do sangue podem interferir na atividade de enzimas nas células e acarretar cert as doenças. Esta imagem foi obtida utilizando-se um microscópio eletrônico de varredura (MEV), aumento aproximado de 64 000 vezes. São hemácias (células vermelhas sanguíneas) saudáveis.

Nas células, a ação de muitas moléculas e a ocorrência de diversos processos biológicos são extremamente sensíveis às mudanças de pH do sangue arterial. O pH sanguíneo de uma pessoa saudável deve permanecer entre 7,35 e 7,45. A garantia da manutenção desse pH se deve a um sistema-tampão. O sistema-tampão sanguíneo forma-se principal-

meio diminui bem menos do que se não houvesse o sistema-tampão. Em algumas situações, o sistema-tampão sanguíneo é insuficiente para manter o pH dentro da faixa ideal. Quando o pH do sangue vai a menos de 7,35, ocorre a acidose. Isso acontece, por exemplo, quando se pratica intensivamente algum esporte. Em situa-

mente a partir dos equilíbrios químicos que envolvem o dióxido de carbono ((02 ), o ácido carbônico (H 2 C03 ) e sua base conjugada, o ânion bicarbonato (HC03). Esses equilíbrios podem ser representados por:

ções como essa, o metabolismo libera grande quantidade de ácido láctico na corrente sanguínea, podendo gerar sintomas como dor de cabeça e sonolência. Já quando o pH do sangue atinge valores acima de 7,45, ocorre a alcalose. Esse caso pode ocorrer, por exemplo, quando uma pessoa respira de maneira muito

Nosso metabolismo, em determinadas situações, pode produzir ácidos. Os íons H+ liberados por esses ácidos reagem, em parte, com os ânions bicarbonato (HC03), deslocando os equilíbrios acima no sentido da formação de reagentes. Dessa maneira, o pH do

Atividades

ofegante. Ao liberar muito C02 na expiração, ocorre a redução da concentração de (0 2 , fazendo com que os equilíbrios sejam deslocados no sentido da formação dos reagentes, diminuindo a concentração de íons H+. A alcalose pode causar confusão mental, náusea, tremor, espasmos musculares e inchaço no rosto.

Escreva no caderno

1. Atletas de alta performance, em determinadas situações, costumam consumir bicarbonato de sódio sob orientação de nutricionistas e médicos. Com base nas informações apresentadas no texto, discuta com seus colegas qual seria a finalidade dessa indicação.

2. A acidose não é um problema só para humanos, ela afeta também outros animais, como o gado bovino. Pesquise como a acidose afeta o gado e quais prejuízos esse problema traz para o pecuarista.

Equilíbrios químicos

201

~ Cálculo do pH de um sistema-tampão O pH de uma solução-tampão pode ser determinado pela equação de Henderson-Hasselbalch, que é uma forma rearranjada da expressão de equilíbrio de ionização de um ácido ou de uma base. No caso da solução-tampão formada pelo sistema cianeto de sódio/ácido cianídrico, temos a seguinte expressão para a constante de equilíbrio:

O bioquímico nort e-americano Lawrence Joseph Henderson (1878-1942) já sabia, no início do século XX. que o plasma sa nguíneo era capaz de resistir a al terações de pH. Na tentativa de replicar esse efeito, ele publicou em 1808 uma equação que relacionava o pH de uma solução-ta mpão contendo ácido carbônico e bicarbonato com a concentração dessas substâncias. Pouco depois de Sorensen criar a escala logarítmica de pH, o medico e químico dinamarquês Karl Albert Hasselbalch (1 874 1962) expresso u a equação de Henderson na fo rma logarítmica. criando a expressão q ue recebe o nome de ambos os cientistas.

Rearranjando essa expressão e aplicando o logaritmo aos dois termos da equação, obtemos: [H+] = K · [HCN] ~ -log [H+] = -log K - log [HCN] ~ a [CN-] a [CN- ] -

~ pH - pK.

[CN""]

+ log [HCN)

Generalizando para todos os sistemas formados por um ácido fraco (HA) e seu ânion (A-): HA(aq) ~ H+(aq)

Caso julgue necessário. relemille aos alunos que, assim como o pH e o pOH, o pK, é dado po1:

+ A-(aq)

pK, = - log K,

pH - pK.

i.::

,:: pH - pK.

([A-J)

+ log [HA]

+ log ([ânion]) [ácido]

Para uma solução formada por uma base fraca (BOH) e seu cátion (B+): BOH(aq) ~ B+(aq)

+ OH- (aq)

+ log( [B+] )

pOH = pK

[BOH]

i.::

,:: pOH = pKb + log

• · propost os Exerc1c1os

( [cátion]) [base]

Escreva no caderno

1. (UFG-GO) Um fator importante a ser controlado em

2. Um estudante deseja preparar uma solução-tampão

uma piscina é o pH da água. Para evitar mudanças bruscas nesse valor, utiliza-se um sistema "tampão". Qual o par adequado para a preparação de uma solução tampão?

com o sistema HF; F- em que o pH é igual a 4. Para

a) Ae2Cf 6 e NaHC0 3 •

b)Ae2c e6 e AC(OH)J.

c) AC2SO4 e AC2Cf 6 •

202

Capítulo 7

d) Na2 C0 3 e Af 2 (C03 ) 3 • @ Na2 C0 3 e NaHC03 •

isso, ele precisa determinar a concentração de ácido fluorídrico e a de íon fluoreto. Determine a relação numérica entre a concentração do ácido fluorídrico e a de seu ânion. Dados: K.

== 6 · 10-4 ; log 6 == 0,8 ; 10°·ª == 6,3. -g-

3. (UERJ) Utilize as informações abaixo para responder a' questao.

• O pH desse sistema-tampão pode ser calculado pela segtúnte expressão:

• As soluções-tampão são utilizadas para regular a

acidez de alguns sistemas, pois resistem às variações do pH quando pequenas quantidades de um ácido ou de urna base são adicionadas a esses sistemas. • Os tampões têm importante função nos processos químicos e biológicos, como, por exemplo, a de impedir grandes variações do pH do sangue. • Um dos sistemas que contribuem para o tamponamento do sangue é constituído pelas substâncias H2C03e NaHC0 3 • As equações químicas abaixo representam os equilíbrios dessas substâncias no sangue. H2C03(aq) ~ C02(g) + H20(e) NaHC0 3(aq) ~HCO;(aq) + Na+(aq)

• No sangue, a concentração de ácido carbônico varia com a pressão parcial do C02. Considere o pH fisiológico e o pK. iguais a 7,4 e 6,1, respectivamente. [HCO;] Para que esse pH seja mantido, a razão [H C0 ] de2 3 verá ser igual a: a) 0,1.

c) 10,0.

b) 2,5.

@ 20,0.

Produto de solubilidade '

É bem provável que você já tenha ouvido falar de materiais utilizados como contraste em exames de radiografia. Para se obter uma radiografia do intestino, por exemplo, é necessário o uso desse material. Isso ocorre pois o intestino tende a não aparecer na radiografia, uma vez que é constituído apenas de tecidos moles, diferentemente dos ossos, em que é alta a concentração de cálcio, um elemento pesado que interage com os raios X. Um contraste radiológico é um material composto por pelo menos um elemento pesado que, ao se associar às paredes de um tecido mole, possibilita que este apareça em uma imagem radiográfica (radiografia). Esse contraste facilita a diferenciação entre o órgão em estudo e os tecidos vizinhos e possibilita uma interpretação correta da condição do órgão. Além de o material usado como contraste ter de interagir com os raios X, ele não pode ser nocivo ao paciente. Um dos contrastes mais utilizados em radiografias do intestino é o sulfato de bário. Íons de bário são extremamente tóxicos para o organismo, mas como o sulfato de bário é bastante insolúvel em água, ele percorre todo o sistema digestório sem ser absorvido. Podemos representar a solubilidade em água do sulfato de bário (BaS04) da seguinte forma (note que a seta referente ao processo direto é menor, indicando a baixa solubilidade desse sal em água): BaSO/ s) ~ Ba 2 +(aq)

"" ~ g

~!,' lo'

.. ·"

+ SO! - (aq)

Podemos expressar da seguinte forma a constante de equilíbrio para esse sistema : _ [Ba2+J. [So!- J Kc [BaS0 ) 4

Como o sulfato de bário está no estado sólido, podemos considerar sua concentração uma constante e incorporá-la à constante de equilíbrio. Assim, obtemos uma nova constante, denominada constante do produto de solubilidade (Kps ou K.) ou, simplesmente, produto de solubilidade.

Kc ·[BaS0 4 ] = [Ba 2+J. [SO!- J ~ Kp, = [Ba 2+J. [SO!-J K,,. ou K,

Figura 8. Com a utilização de sulfato de bário como contraste radiológico, tecidos moles como o intest ino g rosso passam a ser visíveis em uma radiografia. Imagem colorida por computador.

Equilíbrios químicos

203

O produto de solubilidade Kps é uma constante que expressa o produto das concentrações em mol · L- 1 de íons provenientes de eletrólitos pouco solúveis. Considera-se, portanto, que esses íons interagem pouco em solução, pois suas concentrações são baixas. Cada concentração é elevada a uma potência que equivale ao coeficiente estequiométrico do íon na equação de dissociação iônica correspondente. De maneira geral, podemos representar o produto de solubilidade da seguinte maneira: considere uma solução aquosa saturada de um sal pouco solúvel em água (o conceito também se aplica a outros eletrólitos pouco solúveis) genericamente representado por M.~. MxAy(s) ~X MY+(aq) + y Ax-(aq)

O valor de Kps é constante para cada substância desde que a temperatura seja mantida constante. Por exemplo, em soluções aquosas, a 25 ºC, temos: Tabe la 8. Expressõe s e valores d e Kps de algumas substâncias Equação de dissociação iônica FeS(s) ~ Fe2+(aq)

+ s2- (aq)

At(OH)is) ~ Af3+(aq)

+ 3 oH -(aq)

Bi2S)s) ~ 2 Bi 3+(aq) + 3 s2-(aq)

Expressão do KP•

Kps (25 ºC)

[Fe2+) · [S2- f

6•3 · 10- 18

[Af 3+] · [OH - 13

1•O · 10-33

[Bi3+)2 • [s2- p

1•O · lQ-97

Fonte: ATKINS, P.; LORETTA, J. Principio de química: questionando a vida moderna. 5 ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. p. 497.

Precipitação de sais

Com base no valor de Kp,' podemos prever o limite de solubilidade e o início de precipitação de sais pouco solúveis. Se achar necessário, volte ao tema soluções para retomar os conceitos de solubilidade e curva de solubilidade. Considere o produto de solubilidade do sulfato de bário (BaSO.J a 25 ºC : Kps = 1, 1 · 10- 10• Para determinarmos as concentrações de Ba 2 + e de so!- em uma solução de sulfato de bário, devemos conhecer a equação de dissociação balanceada. BaSO/s).;... Ba 2 +(aq)

+ so~- (aq)

Vamos assumir que S representa a solubilidade do sal sulfato de bário em moVL. Assim: Kps = [Ba2+J. [So!-1 = [S). [S) = 52 52 = 1, 1-10- 1º ::::} S = J1,1.10- 1º = 1,05 -10-s mol · L- 1 Logo, as concentrações de Ba 2 + e de so~-. que coexistem em equilíbrio a 25 ºC com o BaS04 sólido, são indicadas a seguir. [Ba 2+) = S = 1, OS· 1o-s mol · L- 1 [SO!-J = S = 1,05 · 10-s mol · L- 1 Se a uma solução saturada de sulfato de bário forem adicionados íons Ba 2 + e/ou SOI-, o valor do produto [Ba 2+J. [So~-J será maior que o valor de Kps. Isso implicará um deslocamento do equilíbrio no sentido de formação de BaS04 , ou seja, mais precipitado é formado, consumindo íons até que o produto das concentrações seja, novamente, igual a Kp,·

204

Capítulo 7

Se de uma solução saturada de sulfato de bário forem removidos íons Ba 2 + e/ouso~- , o valor do produto [Ba 2+J. [So~-l será menor que o valor de Kps. Isso implicará um deslocamento do equilíbrio no sentido da dissociação, ou seja, mais íons são formados para que suas concentrações em solução, bem como o Kps, permaneçam constantes. Generalizando para um sal XY qualquer, que estabelece o equilíbrio a seguir, teremos três situações possíveis, dependendo das concentrações de seus íons dissociados. XY(s)

x +(aq)

+ v -(aq)

•

Se [X+] . [Y-J > Kps, haverá precipitação dos íons na forma de sal até que o produto se iguale ao Kps.

•

Se [X+J. [Y-J = Kps' haverá formação de uma solução saturada, sem precipitação de sal. Nessa situação, é atingido o limite de solubilidade dos íons.

•

Se [X+]. [Y-J < Kps, haverá formação de uma solução não saturada, sem precipitação de sal.

K ps

e efeito do íon comum

Vimos que um estado de equilíbrio pode ser alterado para uma nova situação em resposta à variação de diversos fatores, como a temperatura e a concentração de um dos participantes da reação em equilíbrio. No caso do produto de solubilidade, o princípio de Le Chatelier também se aplica. Considere o seguinte equilíbrio estabelecido em uma solução saturada de cloreto de prata: AgCC(s)

Ag+(aq)

+ ce-(aq)

ce-,

Se houver aumento da concentração do íon Ag+ ou do íon o equilíbrio desloca-se no sentido de aumentar a quantidade de cloreto de prata no estado sólido (aumento de precipitado). Contudo, se a concentração dos íons Ag+ e for reduzida, o equilíbrio desloca-se no sentido dos produtos, ou seja, no sentido da solubilização do cloreto de prata. A modificação da concentração desses íons pode ocorrer mediante a adição de outro sal à solução. O cloreto de sódio (NaCC), um sal solúvel, apresenta um íon comum (ce-) ao cloreto de prata em solução. Portanto, a adição de cloreto de sódio aumenta a concentração do íon cloreto, deslocando o equilíbrio no sentido do reagente (AgCf(s)). Podemos concluir que o acréscimo do cloreto de sódio a esse equilíbrio diminui a solubilidade do cloreto de prata, resultando em maior quantidade de precipitado no sistema. O mesmo aconteceria se o íon comum adicionado fosse Ag+, por exemplo, se fosse adicionada uma solução de nitrato de prata ao sistema.

ce-

· · propost os Exerc1c1os 1. Os cloretos são compostos iônicos que contêm o ânion ce-. A maioria dos cloretos é solúvel em água, com algumas exceções, por exemplo, o cloreto de chumbo(Il), que é praticamente insolúvel. Escreva

a equação de dissociação e a expressão matemática para o produto de solubilidade desse sal. 2. Podemos representar de maneira genérica um sal pela fórmula ~Y, em que X é o cátion e Y é o ânion.

Escreva no caderno

Admitindo que, a 25 ºC, o produto de solubilidade (Kps) vale 4,0 · 10- 15, determine: a) a equação de dissociação desse sal em água; b)as valências do cátion e do ânion em equilibrio como sal~Y; c) a expressão do produto de solubilidade; d) a quantidade de matéria de cátions e ânions em 0,2 L de solução saturada desse sal, na temperatura de 25 ºC.

4 O· IQ-<mol·' 2 O· 10-<mol

Equilíbrios químicos

205

Absorção de nutrientes pelas plantas e adubação do solo

Entender como se dá o processo de absorção de nutrientes pelas plantas permite fazer escolhas mais conscientes sobre o uso dos fertilizantes e como aplicá-los.

Os elementos químicos carbono (originário do C0 2 presente no ar atmosférico), hidrogênio e oxigênio (advindos da própria água) constituem mais de 90º/o em massa da composição de uma planta. Os outros elementos, apesar de corresponderem a menos de 10°/o em massa, são essenciais para o crescimento das plantas e têm disponibilidade redu zida no solo. Entre esses elementos, é possível citar: •

Nitrogênio (N): absorvido na forma de nitrato (NO~) e amônia (NH;}, sendo componente de proteínas, da clorofila e dos ácidos nucleicos.

•

Fósforo (P}: absorvido na forma de fosfatos ácidos (H 2 PO; e HPO!-), part icipa de processos de transferência de energia e é componente de ácidos nucleicos e nucleoproteínas.

•

Potássio (K): absorvido na sua forma iônica (K+), sendo importante para a síntese de proteínas, a t ranslocação de carboidratos e a ativação de enzimas.

•

Cálcio (Ca): absorvido na sua forma iônica (Ca 2 +), sendo componente estrutural da parede celular.

•

Magnésio (Mg): absorvido na sua forma iônica (Mg2 +), sendo componente da clorof ila, ativado r de enzimas e participante da divisão celular. As plantas obtêm esses elementos quím icos mediante absorção dos nutrientes que os contêm. Isso

ocorre pela entrada de água na planta e pela difusão das diferentes espécies quím icas nas quais se encontram os elementos de interesse nutritivo - é estabelecido um fluxo da área de maior concentração de

206

Capítulo 7

nutrientes, que f ica próxima às raízes, que absorvem esses nut rientes, para a de menor concentração. Cada nutriente tem uma velocidade de difusão que é determinada pelas forças repu lsivas e atrativas em relação ao solo - por exemplo , o nitrato é bastante móvel, pois sof re repulsão das cargas do solo que, normalmente, são negativas; o potássio é adsorvido ao solo por f orças eletrovalentes fracas, enquanto o fosfato é adsorvido por forças covalentes (fo rtes), de maneira que a mobi lidade do potássio é maior. O mecanismo de transferência dos nutrientes do solo sólido para a raiz pode ser esquematizado pelos processos em equilíbrio represen t ados a seguir. M representa um elemento químico qualquer que vai do solo sólido (onde está cristalizado ou adsorvido) para uma solução (por dissolução, quando o solo é irrigado ou quando chove), que é então absorvida pela raiz: M (sólido) a:= M (solução) a:= M(raiz)

É interessante mencionar também a ação de bactérias que realizam a fixação biológica de nit rogênio atmosférico (N) , convertendo-o em espécies absorvíveis pelas plantas (NH! e NO;). Essas bactérias podem estar livres no solo ou associadas às raízes de leguminosas (como ervilha, f eijão, alfafa etc.), formando uma estrutura chamada de nódulo. As bactérias presentes nos nódulos metabolizam mais nitrogênio do que as leguminosas necessitam, sendo o excesso liberado para o solo, enriquecendo-o. Dessa forma, uma prática comum na agricultura é o plantio de leguminosas de tempos em tempos para melhorar a quantidade de nitrogênio útil para o cult ivo de outras espécies. A enzima nitrogenase presente nas bact érias converte N 2 em amônia (NH3), que reage com a água para forma r NH!. Dependendo da bactéria, este é, por sua vez, oxidado a NO;- ou NO;. Veja as reações a segu ir: NH 3 2 NH!

3 02

H20

a:= 2 NO;- + 4 H+ + 2 H2 0

2 NO;-

a:= NH! + OH(Ocorre em bactérias do gênero Nitrosomona .)

+ 0 2 a:= 2 NO; (Ocorre em bactérias do gênero Nitrobacter .)

Entender esses processos é importante. Quando, por alguma razão, a planta não absorve quant idades adequadas de um nutriente, é necessário aplicar um fertilizante que contenha o elemento químico em fa lta. A adubação consiste nisso; com ela busca-se equilibrar a quantidade de nut rientes consum idos pela planta e a quant idade de nutrientes f ornecidos pelo solo. Com o desenvolvimento do processo Haber-Bosch, a produção industrial de fertilizantes nitrogenados se intensificou, o que possibilitou grande crescimento da agricultura.

Atividades ~

Escreva no caderno

1. Com base no texto lido, discuta com seus colegas se a adubação em excesso do solo com fertilizantes nitrogenados, como o sulfato de amônio, (NH4 ) 2S04 , pode interferir na acidez/basicidade do solo.

2. O processo de fixação de nitrogênio (N2) no solo tem como produtos secundários os gases monóxido de nitrogênio (NO) e monóxido de dinitrogênio (N20), e o excesso de íons NO; e NO; no solo pode levar algumas bactérias a metabolizarem essas espécies químicas, convertendo-as também em NO e N20. Discuta com seus colegas sobre o problema ambiental relacionado à emissão desses óxidos de nitrogênio na atmosfera. 3. A compreensão da absorção dos nutrientes pelas plantas e da ação de bactérias no solo não só permite melhorar o cultivo, mas também recuperar solos contaminados. A recuperação de solos pode ser feita por um processo denominado biorremediação. Pesquise e escreva sobre esse processo.

Equilíbrios químicos

207

Experimento B

1. (UFRN) O equilíbrio químico se caracteriza por

ser uma dinâmica em nível microscópico. Para se ter uma informação quantitativa da extensão do equilíbrio químico, usa-se a grandeza constante de equilíbrio.

Concentração 2 HI ~ H,

+ 12

Constante de equilíbrio =

Considere a tirinha a seguir.

H, + 12 Tempo

- ·-·

• Frank & Emest. Sob Thaves

FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química, volume único. São Paulo: Moderna, 1996. p. 351. [Adaptado).

Aplicada ao equilibrio químico, a ideia que o personagem tem sobre equilíbrio: a) é correta, pois, no equilíbrio químico, metade das quantidades sempre é de produtos, e a outra metade é de reagentes. @ não é correta, pois, no equilíbrio químico, as concentrações de produtos e as de reagentes podem ser diferentes, mas são constantes. c) é correta, pois, no equilíbrio químico, as concentrações dos reagentes e as de produtos sempre são iguais, desde que o equilibrio não seja perturbado por um efeito externo. d)não é correta, pois, no equilíbrio químico, as concentrações dos produtos sempre são maiores que as dos reagentes, desde que o equilíbrio não seja afetado por um fator externo. 2. (Fuvest-SP) A uma determinada temperatura, as substâncias HI, H2 e 12 estão no estado gasoso. A essa temperatura, o equilíbrio entre as três substâncias foi estudado, em recipientes fechados, partindo-se de uma mistura equimolar de H2 e 12 ( experimento A) ou somente HI (experímento B).

Experimento A H, + 12 ~ 2 HI Constante de equilíbrio = K, HI

H, + 12 Tempo Capítulo 7

@ no experimento A, o valor da constante de equilíbrio (K) é maior do que 1. 3. (PUC-SP) O gás incolor N20 4 foi aprisionado em um frasco fechado sob temperatura constante. Em seguida, observou-se o aparecimento de uma coloração castanha no interior do tubo, atribuída à reação de dissociação do N20 4 , com a formação do gás N0 2 •

N20 4 (g) se= 2 N02 (g) O acompanhamento das concentrações das substâncias envolvidas no equilíbrio está representado no gráfico a seguir. Concentração O,13 (mol · L- 1) 0,12 O,11

...,......

O,10 0,09 0,08 / 0,07 i's 0,06 / 0,05 / 0,04 Jí 0,03 0,02 / / 0,01 0,00 o 20

[NO,] / /

•

'-...

[N20,)

100 Tempo (s)

Concentração

208

Pela análise dos dois gráficos, pode-se concluir que: a) no experimento A, ocorre diminuição da pressão total no interior do recipiente, até que o equilíbrio seja atingido. b) no experimento B, as concentrações das substâncias (HI, H2 e 12 ) são iguais no instante t1 • c) no experimento A, a velocidade de formação de HI aumenta com o tempo. d)no experimento B, a quantidade de matéria (em mols) de HI aumenta até que o equilíbrio seja atingido.

Sobre o sistema foram feitas as seguintes afirmações 1. Nas condições do experimento, a extensão da reação de dissociação é de 60o/o. II. Nas condições do experimento, Kc; = 0,36, no sentido da formação do gás N02 • III. O equilíbrio foi atingido entre 20 e 30 segundos após o início do experimento.

IV. Se a concentração inicial de N20 4 no frasco fechado fosse de 0,04 mol · 1- 1 nas mesmas condições de temperatura e pressão do experimento realizado, não haveria formação de N0 2. Estão corretas somente as afirmações: @)I e II.

c) II e III.

b)I e Ili.

d)II e N.

e) III e N.

4. (Udesc-SC) Considere a seguinte reação química em equilíbrio:

Co(H.20) 6 Cf 2+ 2NaCf ~N~CoCf 4 + 6H20 rosa azul

ilH > O

Esta equação representa a reação química na qual se baseiam alguns objetos decorativos que indicam alteração no tempo, principalmente com relação a mudanças na umidade relativa do ar. A superfície do objeto é revestida com sais à base de cloreto de cobalto(II), que apresenta coloração azul. Com relação a esse equilíbrio, assinale a alternativa correta. a) A diminuição da temperatura, juntamente com o aumento da umidade, desloca o equilibrio para a direita, tornando azul a superfície do objeto. b)O aumento da umidade faz com que a concentração dos íons cloreto diminua, deslocando assim o equilíbrio para a direita. @ o aumento da umidade do ar faz com que o equilíbrio se desloque para a esquerda, tornando rosa a cor do objeto. d)A diminuição da temperatura, mantendo a umidade constante, torna o objeto azul. e) O aumento da temperatura, mantendo a umidade constante, faz com que haja evaporação da água da superfície do objeto, tornando-o rosa. 5. (Vunesp-SP) O equilíbrio ácido-básico do sangue pode ser representado como segue:

co2 + H20 ~ H2C03 ~ tt· + HCO; Assinale a alternativa que apresente dois fatores que combateriam a alcalose respiratória (aumento do pH sanguíneo).

6. (Fuvest-SP) O fitoplâncton consiste em um conjunto de organismos microscópicos encontrados em certos ambientes aquáticos. O desenvolvimento desses organismos requer luz e C0 2, para o processo de fotossíntese, e requer também nutrientes contendo os elementos nitrogênio e fósforo.

Considere a tabela que mostra dados de pH e de concentrações de nitrato e de oxigênio dissolvidos na água, para amostras coletadas durante o dia, em dois diferentes pontos (A e B) e em duas épocas do ano (maio e novembro), na represa Billings, em São Paulo.

Concentração de nitrato (mg/L)

Concentração de oxigênio (mg/L)

Ponto A (novembro)

9,8

0,14

6,5

Ponto B (novembro)

9, 1

0,1 5

5,8

Ponto A (maio)

7,3

7, 71

5,6

Ponto B (maio)

7,4

3,95

5.7

Com base nas informações da tabela e em seus próprios conhecimentos sobre o processo de fotossíntese, um pesquisador registrou três conclusões: I. Nessas amostras, existe uma forte correlação en-

tre as concentrações de nitrato e de oxigênio dissolvidos na água. 11. As amostras de água coletadas em novembro devem ter menos C0 2 dissolvido do que aquelas coletadas em maio. III. Se as coletas tivessem sido feitas à noite, o pH das quatro amostras de água seria mais baixo do que o observado. É correto o que o pesquisador concluiu em:

a) I, apenas. b) Ili, apenas. c) I e 11, apenas.

@n e III, apenas. e) I, II em.

a) Aumento da concentração de C0 2 e HCO;. b) Diminuição da concentração de C02 e HCO;. c) Diminuição da concentração de C02 e aumento da concentração de HCO; . @ Aumento da concentração de C0 2 e diminuição da concentração de HCO; . e) Aumento da concentração de C0 2 e diminuição da concentração de H20.

7. Em grupo, de preferência o mesmo que discutiu a questão da abertura deste capítulo, leiam a resposta dada e avaliem se ela estava certa. Corrijam-na, se acharem necessário. 8. Você conhece outro fenômeno que envolva equilíbrio químico? Busque algum exemplo do cotidiano. Equilíbrios químicos

209

A oxidação é um processo comum em nosso dia a dia. t bem possível que você já tenha reparado que se forma um pó marrom-avermelhado sobre uma esponja de aço após algum tempo de uso, ou tenha ouvido que estruturas de ferro precisam ser revestidas para que não sejam corroídas, ou ainda que alguns utensílios de cozinha são feitos de aço inoxidável. Mas o que será que significa o termo oxidação? Será que esse tipo de reação ocorre espontaneamente? Será que ocorre isoladamente, ou sempre em conjunto com outra reação? Repare na cúpula do prédio mostrado na imagem desta abertura. Embora ela seja feita de cobre, metal que apresenta cor marrom-avermelhada, o que percebemos é uma coloração esverdeada, resultado da oxidação desse metal. Já as esculturas folheadas a ouro, ao lado da cúpula, mantêm seu brilho dourado, embora estejam no mesmo ambiente. Costumamos dizer que o ouro é um metal mais nobre que o cobre, mas por que será? Neste capítulo vamos estudar as reações de oxidação e redução. Veremos que, entre outras aplicações, essas reações podem ser utilizadas para geração de energia. ~ • Assim corno a cúpula de cobre do prédio, o ferro presen-

te em portões de residências, por exemplo, também sofre oxidação. Discuta sobre a diferença entre as reações de oxidação desses dois materiais e qual pode ser considerada prejudicial.

Fach<1da da รณpera Garnier em Paris, Franรงa. 2009.

Reações de oxirredução As reações de oxirredução estão presentes em nosso dia a dia e são muito importantes para explicar alguns processos bastante conhecidos, como a combustão, a corrosão de metais, o metabolismo de alimentos, a fotossíntese, a obtenção de metais a partir de seus minérios, entre outros. Essas transformações envolvem transferência de elétrons entre espécies químicas. Nelas, ocorre sempre a liberação de elétrons por parte de uma substância, processo denominado oxidação, em paralelo com o recebimento de elétrons por parte de outra, processo denominado redução. Por serem paralelas e interdependentes, essas transformações são chamadas de reações de oxirredução ou redox.

Figura 1. Corrente de ferro com sinais cla ros de oxidação, corrosão e formação de ferrugem .

Quando o ferro entra em contato com o gás oxigênio em presença de água, por exemplo, ele é oxidado, formando uma substância castanho-avermelhada, o óxido de ferro(III) hidratado, que chamamos comumente de ferru gem (Figura 1). Temos outro exemplo de reação com transferência de elétrons quando inserimos uma fita de magnésio metálico em uma solução aquosa de sulfato de cobre(II) e observamos que a solução, inicialmente azul, vai se tornando incolor, ao mesmo tempo que ocorre a deposição de um sólido sobre a fita metálica (Figura 2).

Figura 2. Magnésio metálico em solução aquosa de sulfato de cobre(II), no início (a) e no fim da reação (b).

Esse processo pode ser representado pela seguinte equação: Mg(s)

212

Capítulo 8

+ Cu 2 +(aq) ~ Mg2 +(aq) + Cu(s)

A t ransferência de elétrons nessa reação pode ser evidenciada pela diferença entre as cargas das espécies que reagiram e as espécies formadas. O átomo de magnésio metálico precisa doar 2 elétrons para se t ransformar em íon Mg 2 +. O íon Cu 2 + precisa receber 2 elétrons para se t ransformar em cobre metálico. Entretanto, em algumas rea ções de oxirredução essa transferência não é tão evidente, como, por exemplo, na combustão do gás metano, formando gás carbônico e água : CH 4 (g)

20/ g) ~ C02 (g)

2H 20(g)

Por esse motivo, utilizamos o conceito de número de oxidação (Nox) para identificar a ocorrência das reações de oxidação e redu ção .

~ Número de oxidação A ident ificação do número de oxidação (Nox) dos átomos ou íons é fundamental para estudar as reações de oxirredução. A análise do Nox permite conhecer a quantidade de elétrons que foi t ransferida em um processo reacional, identificar qual espécie oxidou e qual reduziu, fazer o balanceamento da reação, entre outros procedimentos. Para íons monoatômicos o Nox equivale à carga que esse íon possui. Para compostos moleculares (carga nula) e íons poliatõmicos, é necessário avaliar a carga parcial dos átomos envolvidos em uma ligação. Vejamos alguns exemplos de molécula em que os átomos se unem por ligação covalente apoiar ou por ligação covalente polar (Figura 3).

densidade eletrônica Ilustração produzida com base em: CHANG, R. Química.Trad. E. J. H. O'Bourneville. Novena edición. Cidade do México: McGraw-Hill: lnteramericana, 2007. p. 369, 398, 461.

Figura 3. Mapa de potencial eletrostático que mostra a densidade eletrônica em uma molécula apoiar (a) e em duas moléculas polares (b) e (c). A cor vermelha indica regiões de maior densidade eletrônica. (Imagens fora de escala e em cores ilustrativas.)

Quando átomos se unem por ligação covalente apoiar, como os de cloro na molécula de gás cloro (Figura 3a), seu número de oxidação é igual a zero. Isso é uma consequência direta do fato de que os elétrons que participam desse t ipo de ligação se distribuem uniformemente entre os átomos, que apresentam o mesmo valor de eletronegatividade. Quando átomos se unem por ligação covalente polar, como os de flúor e hidrogênio na molécula de f luoreto de hidrogênio (Figura 3b) e os de oxigênio e hidrogênio na molécula de água (Figura 3c), o número de oxidação desses átomos corresponde às cargas parciais que eles adquirem nessa ligação. O f lúor, por ser mais eletronegativo que o hidrogênio, atrai a densidade eletrônica - o par de elétrons compartilhado - e adquire carga parcial igual a - 1. Assim, o Nox do f lúor é - 1 e o do hidrogênio, + 1. Já o oxigênio, por ser mais eletronegativo que o hidrogênio, atrai a densidade eletrônica - os pares de elétrons compartilhados nas duas ligações com o hidrogênio - e adquire carga parcial igual a - 2. Consequentemente, na molécula de água, o Nox do oxigênio é igual a - 2 e o de cada átomo de hidrogênio, +1. Tanto no fluoreto de hidrogênio como na água, a soma das cargas parciais é igual a zero, já que são substâncias formadas por moléculas sem carga real. Em resumo, podemos dizer que, nos compostos moleculares, o número de oxidação será igual à carga que o átomo de um elemento teria se a ligação covalente da qual ele part icipa fosse rompida. Oxirredução e elen·oquím ica

213

Existem algumas regras práticas que auxiliam na determinação do número de oxidação dos elementos químicos: Nas substâncias simples, o Nox do elemento que as compõe é igual a zero. Nox:O

Exemplos:

Nas substâncias iônicas, o Nox de um ion monoatômico é igual à sua carga.

Zn o, H, S8

Hoac:

Exemplos:

Af,.

a) O Nox do elemento hidrogênio é geralmente igual a + 1. b) Quando ligado a um metal, o Nox do hidrogênio (como ion hidreto) é igual a - 1. No:c + 1- 1

Exemplos: a)

H,O

HolC 1- -1- 1

+1 - 1

CaH,

HoX! - 1

- 1

Na•

Br-

- 1

-2

s•-

Nace, K,so,, cao, Bace,

Prata, zinco e alumínio, quando em substâncias compostas, têm Nox + 1, + 2 e + 3, respectivamente.

- 1

Aece,, HOCe, CaF,, Naf

Exemplos:

HoX: +1

AgCf, ZnO, Ai,(SO,),

A soma dos Nox de todos os elementos de um composto iônico ou molecular é sempre igual a zero. Para compostos com mais de três elementos, podemos encontrar o Nox de um dos elementos por meio de uma equação.

1 '

'-'

HI,

+-1

HolC + 1

Exemplos:

Elementos do grupo 17 têm Nox - 1, quando ligados na forma de ions haletos; quando combinados com o oxigênio, têm Nox positivo (com exceção do flúor, que tem Nox - 1 em qualquer substância composta). Exemplos:

2•

Elementos dos grupos 1 e 2 da tabela periódica, quando em substâncias compostas, apresentam Nox, respectivamente, + 1 e + 2.

.q - 2_

HBr

!·2

-l ]

Nac: 1-1 - 1 - 0

Exemplos:

HBr

y - 2•0

CO,

Hox! +1 Z- 1•0

y + 2 ·(- 2) = O=> y = +4

H,PO,

=>3·(+ 1)+ z+ 4·( - 2) = 0=>z = +5

Em ions poliatômicos, a soma do Nox de todos os elementos deve ser igual à carga total do ion. Noc

-2

so:- => x + 4 · (- 2) =

Exemplos:

f4o:c y - 2

:J => x = +6

cr,o;- => 2 ·Y + 7 ·(- 2)= :J => y = +6 c.argadobn

<a,ga ., ""

a) O Nox do elemento oxigênio é geralmente igual a - 2. b) Nos compostos com flúor, elemento mais eletronegativo que o oxigênio, o Nox do oxigênio é positivo. c) Nos peróxidos, o Nox do oxigênio é igual a - 1. NG,:

Exemplos: a)

+2 - 2

+1 - 2

Mg O

Na,O

Hooc: +2 - 1

OF,

+I - 1

O,F,

Nele. + I

-1

- 1

H- 0 - 0 - H

Quando um elemento apresenta mais de um Nox em uma mesma molécula, podemos calcular o Nox médio desse elemento. Exemplos: +1

H-

- 3

- 1

C-

- 2

0 -

( _3') +-'(--'1) = _ 2 Nox médio do C no etanol: '-

Capítulo 8

H-

1- 3

1- 2

e - e - e , _,

0 -

., H

+1 +1 âcido propanoico

etanol

214

Nox médio do C no ácido propanoico:

(-3) +(-2) + (+ 3)

2 =--

Voltando ao exemplo da reação de magnésio metálico com sulfato de cobre(II) em solução (Figura 2), podemos dizer que o Nox do elemento magnésio variou de zero para + 2 e o do cobre, de + 2 para zero. Quando o número de oxidação de um elemento aumenta em uma reação, dizemos que esse elemento oxidou, e quando o Nox diminui, dizemos que o elemento reduziu: Mg(s)

+ Cu2 +(aq)

! Nox

~ +2i

Mg2+(aq)

+ Cu(s)

iNo}=Oi

re<luzíu->"ganhol"elêtrons

Nox_ =O . -4 ·perdeu• eh!uons . Nox_ =_ + 2_. _ _. oxidou _

Em reações de oxirredução, dizemos que a espécie química (átomos, moléculas ou íons) que contém o elemento que oxida é agente redutor, pois causa a redução de outra espécie química na reação. Já a espécie que contém o elemento que reduz é chamada de agente oxidante, por causar a oxidação de outra espécie química . Assim, na rea ção equacionada anteriormente, o magnésio metálico é o agente redutor e o íon cobre(II) é o agente oxidante. Vamos agora analisar a variação do Nox dos elementos envolvidos na reação de combustão do gás metano: - 4+1

C H4 (g)

+ 2 0 2 (9)

+4 - 2

I Nox = o:

_. C0 2 (g)

+1 - 2

+ 2 H 2 0(g)

Nox = - 2~

...... Nox = - 21

reduziu ~ Nox diminuiu

I Nox =

- 4ioJadou .

Nox aumentou

i Nox = + 4 (

Na reação do metano com o oxigênio, houve a variação do Nox do carbono de - 4 para +4, indicando a oxidação desse elemento. O oxigênio teve variação de Nox de zero para - 2 (note que nos dois produtos o Nox do oxigênio é - 2), indicando a redução do oxigênio. Dessa forma, podemos afirmar que essa reação é de oxirredução, pois houve variação do Nox, e que o metano é o agente redutor e o gás oxigênio, o agente oxidante. O caráter oxidante ou redutor de uma espécie química depende da reação de que ela part icipa. Para entender melhor o que significa esse comportamento, considere o monóxido de carbono (CO) em duas reações distintas: na presença de gás oxigênio (O) e na de gás hidrogênio (H 2).

redu ão

Nox = 01--__...-+t Nox = - 2 Nox = + 21 - - - - - - - INox = + 4 oxidação

oxidação

Nox = Ot----'--+---t Nox =

Nox = + 21 - - - - - - - INox = - 4 redução

Em presença de gás oxigênio, o monóxido de carbono atua como agente reduto r. Contudo, em presença de gás hidrogênio, o monóxido de carbono atua como agente oxidante. Outras substâncias também podem ter caráter oxidante ou redutor dependendo da reação da qual part icipam . Oxirredução e elen-oquím ica

215

Química em rede Envelhecimento e antioxidantes Logo após a maturidade reprodutiva, organismos multicelulares entram em uma fase caracterizada pelo declínio da capacidade funcional. Trata-se do envelhecimento. Ele é causado por alterações moleculares e celulares que diminuem a capacidade do organismo de manter a homeostase, sendo esse processo variável de indivíduo para indivíduo e de órgão para órgão. A questão do envelhecimento e de como retardá-lo é objeto de muitas pesquisas, que geralmente focam a pele, principal orgão de interesse da indústria de cosméticos. O envelhecimento cutâneo ocorre por processos naturais e fatores externos e resulta de alterações na produção de colágeno e elastina, que conferem f irmeza e tonicidade à pele. Ela fica mais f ina, flácida e mais suscetível de ser

O envelhecimento é um processo natural de todo organismo, porém muitas pessoas tentam retardar os sinais utilizando cremes e outros cosméticos.

marcada pelas mais de 1 500 contrações faciais que se convertem em rugas de expressão. Uma das teorias mais aceita para explicar o envelhecimento é a dos radicais livres (espécies químicas com um elétron desemparelhado em sua camada mais externa, instáveis e altamente oxidantes). Atribui-se a eles a responsabilidade pela deterioração progressiva dos sistemas biológicos ao longo da vida. Esses radicais podem reagir com proteínas, lipídios, enzimas, colágeno, hormônios, RNA e DNA, induzindo alterações funcionais. Fatores externos como exposição à radiação ultravioleta (fotoenvelhecimento), tabagismo, alcoolismo, atividade física excessiva, poluição, estresse, dieta rica em gorduras, infecções e exposição a substâncias tóxicas (como pesticidas e metais pesados) são indicados como responsáveis pelo aumento de radicais livres no organismo e agravantes, portanto, do processo de envelhecimento. Para minimizar os efeitos dos radicais livres, são indicadas substâncias que reagem com eles antes que causem danos ao organismo, os antioxidantes, muito utilizados na confecção de cosméticos e também encontrados em alimentos e suplementos. Entre essas substâncias, é possível citar vitaminas C e E; o ácido retinoico e o retinol (derivados da vitamina A); o licopeno, presente no tomate e na goiaba; o picnogenol, que vem dos pinheiros; o resveratrol, presente no vinho tinto e no mirtilo; o coffee berry, extrato do fruto do café semimaduro; chá verde; e o ácido elágico, extraído da romã.

Atividades

Escreva no caderno

1. A teoria dos radicais livres é uma das explicações para o envelhecimento precoce, porém apenas do ponto de vista de mecanismos internos dos organismos. Alguns cientistas, incluindo biólogos, defendem que há razões evolutivas para o desencadeamento desses mecanismos internos. Uma teoria evolutiva para explicar o envelhecimento é a teoria do soma descartável. Do que se trata essa teoria? (Peça ajuda a seu professor de Biologia.)

2. Pesquise e analise como os produtos cosméticos antienvelhecimento aparecem em diferentes meios de

216

Capítulo 8

comunicaç.ã o: quais os objetivos específicos ou ideias ("seja mais jovem", "seja feliz", "sinta-se melhor") pretendem-se alcançar, quais resultados são esperados e qual é o público-alvo. É possível perceber, a partir da análise de propagandas, a classe econômica que esses cosméticos querem atingir? 3. Em particular, o interesse pelo envelhecimento cutâneo se dá por causa dos padrões de beleza existentes na sociedade. O que revelam esses padrões? Discuta

com seus colegas.

Balanceamento de reações de oxirredução Quando falamos em balancear uma reação, atestamos que é necessário haver uma igualdade entre a quantidade de espécies químicas presentes nos reagentes e nos produtos. Nas reações de oxirredução, além da conservação dos átomos e/ou íons envolvidos na reação, a quantidade de elétrons transferidos também deve ser conservada, ou seja, o número total de elétrons liberados pelo agente redutor deve ser igual ao número total de elétrons recebidos pelo agente oxidante. Vamos analisar, por exemplo, a reação que ocorre quando uma placa de alumínio metálico é colocada em uma solução aquosa de sulfato de cobre(II) (Figura 4 ). Com o passar do tempo, observamos que a solução, inicialmente azul, vai se tornando incolor em razão da redução dos íons cobre e vai ocorrendo, simultaneamente, a deposição de cobre metálico sobre a placa de alumínio.

Figura 4. Reação de alumínio metálico com sulfato de cobre(ll) em três momentos distintos.

O primeiro passo para fazer o balanceamento de uma reação de oxirredução é determinar o Nox de todos átomos e identificar aqueles que tiveram variação de Nox. Em seguida, dividimos o processo em duas partes ou semirreações e as representamos por meio de duas semiequações, uma de oxidação e outra de redução. A etapa final é igualar a quantidade de elétrons cedidos e recebidos. Para a reação do alumínio metálico com sulfato de cobre(II), temos: •

Apenas o alumínio e o cobre apresentam variação de número de oxidação. +2+6 -2 +3 +6-2 O ) Af(s)+CuS0 4 (aq) ~At\( S0 4 3(aq) +Cu(s) O

•

Os átomos de alumínio oxidam, cedendo 3 mols de elétrons para cada mol de átomos, e o Nox do AC varia de zero para + 3 (~Nox = 3). Esta é a semiequação de oxidação: Af(s)

-ª~- AC3+(aq) + 3 e-

_axid _·

Oxirredução e elen·oquímica

217

•

Os íons cobre(II) da solução reduzem, recebendo 2 mols de elétrons para cada mol de íons, e o Nox do cobre varia de + 2 para zero (ó.Nox = 2). Esta é a semiequação de redução: redução Cu 2+(aq) + 2 eCu (s)

Para igualarmos a quantidade de elétrons liberados e recebidos, devemos multiplicar a semiequação de oxidação do alumínio por 2 (variação do Nox do cobre) e a semiequação de redução do cobre por 3 (variação do Nox do alumínio). Em seguida, podemos adicionar as duas semiequações, obtendo a equação global balanceada da reação: 2 AC(s) 3Cu2+(aq)+ 6e-

2 AC(s) + 3 Cu 2+(aq)

oxidação

2 AC3+(aq) + 6 e-

redução

3 Cu (s)

global

2 AC3 +(aq) + 3 Cu(s)

Perceba que na equação global não há o íon sulfato, pois este não participa da reação. Os íons que não participam da reação de oxirredução são denominados íons espectadores e podem entrar na equação geral após o balanceamento:

Nas reações de oxirredução sempre há um agente oxidante e um agente redutor. Existe, porém, um caso interessante, chamado de auto-oxirredução ou desproporcionamento, no qual um mesmo elemento sofre oxidação e redução na reaçao. Esse fenômeno ocorre, por exemplo, na reação entre gás cloro e hidróxido de sódio para a fabricação de hipoclorito de sódio, utilizado como desinfetante. Essa reação pode ser equacionada da seguinte forma: CCi(g) + NaOH(aq) - ~ NaCC(aq) + NaCCO(aq) + H20 (C) Determinando o número de oxidação dos átomos envolvidos na reação e as variações nesse valor entre reagentes e produtos, observamos que o gás cloro sofre ao mesmo tempo oxidação e redução, e o Nox do elemento cloro varia de zero para + 1 e de zero para - 1, conforme ilustra o esquema a seguir. O +1-2+1 CCi(g) + NaOH (aq) -

+1 - 1 +1 +1-2 +1-2 ~ NaCC(aq) + NaCCO(aq) + H20 (í') Nox = - 1

Para efetuarmos o balanceamento de equação desse tipo de reação química, devemos considerar que parte dos átomos de cloro reduz, formando íons cloreto, e parte oxida, formando íons hipoclorito. Assim, podemos balancear as semiequações separadamente: •

Semiequação de redução: red_uç_ão_ ~ 2 c e- (aq) c e2(g) + 2 e- _ _

•

Semiequação de oxidação: oxida;;Ao

218

Capítulo 8

Observe que, na semiequação de redução balanceada, 1 molécula de Cf2 dá origem a 2 íons cloreto, da mesma forma que 1 molécula de Cf2 dá origem a 2 íons hipoclorito na semiequação balanceada de oxidação. Como o número de elétrons cedidos e recebidos já é igual, ou seja, já está balanceado, podemos obter a equação global dessa reação pela adição das semiequações:

Uma vez que utilizamos os menores coeficientes inteiros nas equações químicas, podemos simplificar os valores obtidos na soma das semiequações dividindo todos os coeficientes por 2: Cf2(g)

2 NaOH(aq)

-->

NaCf(aq)

NaCf O(aq)

H20 (f)

O balanceamento de equações em que as espécies químicas estão na forma iônica também segue o mesmo princípio dos demais balanceamentos: a quantidade de elétrons cedida pelo agente redutor deve ser igual à recebida pelo agente oxidante. Entretanto, na equação global, é necessário verificar ainda se a quantidade de cargas de cada lado da equação é a mesma. Vamos considerar a reação entre íons permanganato e ferro(II) em meio ácido, que pode ser equacionada da seguinte forma:

Nessa oxirredução, o ferro(II) oxida a ferro(III), cedendo 1 elétron e variando seu Nox de + 2 para + 3. O manganês, ao receber 5 elétrons, reduz, e seu Nox varia de + 7 para + 2 (~Nox = 5). +7 - 2 MnO~(aq)

+2 2 Fe +(aq)

+1 +2 2 H+(aq) ---- Mn +(aq)

Fe +(aq)

+1-2 H20(f)

oxi -o _. âNox = 1 Nox = + 2 1---~ = = = ~-1----1 Nox = + 3 redu ão -> !l.Nox = 5

Nox = + 71 - - - - - ~ - - - - - - - a Nox = + 2

Portanto, para que a quantidade de elétrons cedidos e recebidos seja igual, devemos multiplicar os coeficientes da semiequação de oxidação por 5. Assim:

Para determinarmos o coef iciente dos íons H+, utilizamos o princípio da igualdade das cargas. Como a quantidade de elétrons cedidos e recebidos é sempre igual, podemos dizer que o número de cargas elétricas nos reagentes e nos produtos também deve ser igual. Multiplicamos, então, os coeficientes conhecidos pelas cargas de cada um dos compostos presentes e somamos, igualando os valores dos reagentes e dos produtos. Assim, formamos uma equação de 12 grau, em que o coeficiente desses íons (valor x) é a incógnita a ser descoberta:

1· (- 1) + 5 · (+2) + X · ( + 1) = 1· (+2) + 5 · (+ 3) + Ü ~ X = 8 Em seguida, acertando a quantidade de átomos de hidrogênio nos dois lados da equação, obtemos: MnO~ (aq) + 5 Fe 2+(aq) + 8 H+(aq) - ~ Oxirredução e elen-oquím ica

219

• • t Exerc1c1os propos os

~re~

no caderno

1. Leia o texto a seguir. [... ]

sulfeto de prata, também é formada água líquida, pode-se afirmar corretamente que:

As bactérias, plantas

a) a prata é um metal que não se oxida. b) o oxigênio atmosférico participa do processo corno redutor. c) no sulfeto de prata, a prata tem Nox igual a + 2. @ a reação em questão é: 2Ag + 0 2 + H 2S ~ Ag 2S + H 20 e) o íon sulfeto age como oxidante da prata.

e algas convertem os compostos inorgânicos de nitrogênio a especies orgânicas, tomando o nitrogênio disponível na cadeia Listeria denitrificans, uma bactéria ecológica alimentar. desnitrificante presente no solo Nos animais, em pro- (aumento aproximado de 1O mil cesso de respiração vezes e cor artificial). celular, os compostos orgânicos são transformados, retomam ao solo como excremento e podem ser absorvidos por plantas. Quando [...] [outros] organismos morrem, certas bactérias são capazes de converter os compostos orgânicos contendo nitrogênio em nitrato, amônia ou, por uma série de reações químicas, em nitrogênio molecular, quando, então, retoma à atmosfera. A redução de nitrato (NO;) a espécies de nitrogênio [... ) sob forma de gás ([...) N2 , N2 0 e NO) ocorre em processos químicos e biológicos e é denominada desnitrificação. Como resultado deste processo, o N2 atmosférico constitui o principal reservatório de nitrogênio na Terra. [... ] MARTINS, C. R. et ai. Ciclos globais de carbono, nitrogênio e enxofre: a importância na quimica da atmosfera. Cadernos Temát icos de Química Nova na Escola, São Paulo: Sociedade Brasileira de Química, n. 5, nov. 2003. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/05/ quimica_da_atmosfera.pdf>. Acesso em: 26 mar. 2016.

Com base no texto e em seus conhecimentos, responda: a) No processo de desnitrificação são produzidos compostos de nitrogênio no estado gasoso. Obedecendo às regras oficiais de nomenclatura, dê o nome de cada um desses compostos, citados no texto, e indique aquele em que o nitrogênio apresenta o maior número de oxidação. b) Determine o número de oxidação do nitrogênio no , . 10n rntrato. +s c) Pesquise e cite exemplos de compostos que contêm . " . em um orgarnsrno . . n1trogen10 vivo. 2. Leia o texto a seguir. [... ] Com o passar do tempo, [... ) [os] objetos [de prata) escurecem, perdendo seu brilho, em decorrência da oxidação desse metal pelo contato com oxigênio e com compostos contendo enxofre, os chamados compostos sulfurados, gerando, assim, sobre a superfície desses objetos de prata, uma camada insolúvel de sulfeto de prata {Ag2S), de coloração azulada ou ligeiramente violácea, tomando-se preta com o passar do tempo [... ). SARTORI, E. R.; BATISTA. E. F.; FATIBELLO-FILHO, O. Escurecimento e limpeza de objetos de prata - um experimento simples e de fácil execução envolvendo reações de oxidação-redução. Química Nova na Escola, São Paulo: Sociedade Brasileira de Química, n. 30, nov. 2008. Disponível em:<http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc30/l 1-EEQ-4407.pdf>. Acesso em: 26 mar. 2016.

Considerando as informações do texto, que o composto sulfurado é o ácido sulfídrico e que, além do

220

Capítulo 8

3. Indique em qual das reações representadas a água oxigenada age como oxidante e em qual age como red utor: a) H2S(g) + H20 2(aq)~S(s) + 2 H20(e) b)Ce 2 (g) + H 2 0 2 (aq)~ 2HCe(aq) + 0 2 (g) c) 2HI(aq) + H2 0 2 (aq)~ 2H 20(e) + I2 (s) 4. O cloro é urna substância conhecida pelo seu uso no tratamento da água de piscinas. A ação oxidante do cloro elimina microrganismos patogênicos, bem como cheiros desagradáveis produzidos por matéria orgânica em decomposição. Contudo, os produtos resultantes da ação do cloro dependem do meio reacional. Quando em presença de meio básico, como hidróxido de potássio, por exemplo, o cloro reage formando cloreto de potássio, clorato de potássio e água. Com base nessas informações e em seu conhecimento, represente com uma equação química balanceada a reação descrita no texto, e identifique o agente oxidante e o redutor. 5. (Fepecs-DF) Quando ocorre urna reação química, esta pode ser representada na forma de equação iônica, ou seja, nela aparecem apenas as espécies que participam efetivamente da transformação química. Aqueles íons presentes no meio e que não participam da reação (apenas "assistem") denominam-se íons espectadores. Considere a reação estequiométrica a seguir, que é muito utilizada nos laboratórios de análises. Solução aquosa de permanganato de potássio (KMn04 (aq)) reagindo com solução aquosa de sulfato de ferro II (FeS04 (aq)) em presença de solução aquosa de ácido sulfúrico (H2S04 (aq)). As equações completa e iônica que traduzem essa reação,respectivamente, são: KMn0 4 (aq) + FeS0 4 (aq) + H 2 S04 (aq)~ ~MnS0 4 (aq) + Fe 2 (S0 4 ) 3 (aq) + + K2S0 4 (aq) + H 2 0(e)e Mno;1 (aq) + Fe+2(aq) + H+1 (aq) ~ ~Mn+2 (aq) + Fe+3 (aq) + H 20(e) No balanceamento da equação iônica com os menores números inteiros, a soma de todos os coeficientes de cada espécie é igual a: a) 13

c) 39

d) 48

e) 56

Introdução à eletroquímica

A eletroquímica é a área da Química que estuda as reações que envolvem t ran sferência de elétrons (oxirreduções) e a interconversão de energia química e energia elétrica. A energia e suas manifestações podem ser verificadas em diversos fenômenos do nosso cotidiano - como no movimento, na geração de descargas elétricas, de calor e de luz etc. Embora a observação desses fenômenos envolvendo energia tenha ocorrido desde a Antiguidade, as relações entre eles só foram verificadas mais tarde. Historicamente, a primeira observação dos fenômenos elétricos foi feita por Tales de Mileto (e. 624 a.C.-c. 558 a.C.), que estudou a formação de cargas elétricas por atrito. Naquela época, os fenômenos elétricos foram tratados como acontecimentos de pouca importância, e os cient istas restringiam-se à pesquisa de materiais que se comportavam de maneira semelhante ao que havia sido descrito por Tales. Entretanto, com o advento da Revolução Industrial houve a necessidade de entender melhor algumas formas de energia, pois elas constituíam base fun damental para o desenvolvimento tecnológico. As máquinas a vapor produziram a energia necessária para os processos de t ran sformação e, num segundo momento, a eletricidade foi o que garantiu a indústria da época. A necessidade crescente de energia elétrica levou ao desenvolvimento dos geradores elétricos, e com eles começaram a ser desenvolvidas as primeiras tentativas de elaboração de um modelo teórico para a eletricidade. Diversas teorias e modelos explicativos surgiram no decorrer do século XVIII. Em 1781, o físico e químico inglês Henry Cavendish (1731-1810) utilizou centelhas elétricas para produzir reações químicas e realizou a síntese da água a part ir da combinação dos gases hidrogênio e oxigênio. Mas, até aquele momento, todos os que se dedicavam ao estudo da eletricidade o faziam com base em cargas elétricas estáticas e não havia nenhum estudo concreto sobre as cargas elétricas em movimento. Buscando uma relação entre os fenômenos elétricos e os organismos vivos, o físico e médico italiano Luigi Galvani ( 1737-1798) começou a modificar essa situação. Galvani realizou um experimento colocando pern as de rã dissecadas em contato com um arco feito de dois metais diferentes e observou contração muscular (Figura 5). O cientista explicou o fenômeno afirmando que os tecidos animais geravam eletricidade e que os metais funcionavam como condutores. Discordando de tal explicação, o físico italiano Alessandro Volta (1745-1827) propôs que a eletricidade gerada seria em razão do contato entre os dois metais, o que produziria uma descarga elétrica, e não a part ir do tecido animal, que funcionaria apenas como condutor. Confiante de que sua explicação estava correta, Volta elaborou uma nova forma de produção de energia elétrica pelo contato entre diferentes metais. Para isso, empilhou, sob a forma de discos, metais como zinco e cobre. Esses discos metálicos foram separados por pedaços de papelão ou de tecido, embebidos em solução salina (salmoura), como mostra a Figura 6 . Nesse experimento, Volta verificou a presença de corrente elétrica, cuja intensidade dependia da quantidade e do tamanho dos discos, além da natureza do metal utilizado. O correto entendimento do experimento de Volta só veio a acontecer bem mais tarde, quando se considerou que o fluxo de cargas gerado era resultado da conversão da energia química (da reação de oxirredução entre o zinco e o cobre) em energia elétrica.

201

GALVA NI

Figura 5. Gravura de Luigi Galvani realizando experimento com pernas de rã.

.ll

~ ·~

::,

"'t

...,

ç :. ~ · disco de cobre n

h tecido umedecido

~ com salmoura

rdisco de zinco

Figura 6. Ilustração do experimento de Alessandro Volta de 1800, que deu origem às pilhas que conhecemos atualmente. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Corrente elétrica: fluxo organizado de cargas elétricas.

Oxirredução e elen-oquímica

221

No experimento de Volta, a energia elétrica gerada esgotava-se rapidamente. Procurando uma forma de melhorar o funcionamento e manter a geração de energia elétrica por mais tempo, o químico e físico inglês John Frederic Daniel! (1790-1845) construiu, em 1836, outro sistema utilizando zinco e cobre, porém cerâmica trocando o tipo de solução envolvida. porosa Nesse dispositivo, que ficou conhecido como pilha de Daniell, uma barra de zinco ficava mergulhada em ácido sulfúrico dentro de um cilindro de cerâmica, cobre que era inserido em uma solução de sulfato de cobre(II) presente em um recipiente de cobre metálico. Como a cerâmica é porosa, ela permitia a transferência de CuSO,(aq) íons entre as soluções (Figura 7). As discussões entre os cientistas da época levaram à conclusão de que certos fenômenos elétricos estavam intimamente relacionados com fenômenos químiIlustração produzida com base em: BAKER, W. M.; HARRIS. V. D. Handbook cos. Mais tarde várias outras pilhas de metais foram montadas, gerando fluxo of Physiology. Philadelphia: P. Blakiston, de elétrons ao mesmo tempo que se observava a corrosão de um metal, o que Son & Co., 1892. comprovava a ocorrência de fenômenos químicos. Figura 7. Represent ação da pilha de Daniell de 1836 em corte Com o desenvolvimento do conhecimento sobre eletroquímica, cresceu o uso esquemático. (Imagem fora de escala de dispositivos eletroquímicos. Os aparelhos portáteis, como relógios, calculadoe em cores ilustrativas.) ras, câmeras digitais e celulares, utilizam energia advinda de pilhas e baterias. 8

H,SO,(aq)

zinco

~ Oxirredução e a geração de energia elétrica O que ocorria na pilha de Daniell era uma reação de oxirredução espontânea entre o zinco metálico e os íons Cu 2+ da solução de sulfato de cobre(II), semelhante à que observamos ao mergulhar uma placa de zinco metálico em uma solução contendo sulfato de cobre(II). O zinco cede elétrons para o cobre, levando à formação de Zn 2 + e cobre metálico, ou seja, o zinco é oxidado e o cobre, reduzido (Figura 8). Zn(s) Figura 8. Reação de zinco metálico com íons cobre(II). Após certo tempo, é possível observar (à direita) a deposição de cobre metálico sobre a placa de zinco e o clareamento da solução por causa da diminuição na concentração de íons ( ui+.

O termo p ilha é utilizado em referência à pilha de discos de metais p resente no experimento de Vol ta, embora não haja emp ilhamento.

fluxo de elétrons (e-)

fluxo de íons

Cu2 +(aq)

Zn 2+(aq)

Cu (s)

Entretanto, para que a transferência de elétrons ocorrida nessa reação possa ser aproveitada na geração de energia elétrica, é necessário separar o sistema em compartimentos e fazer com que os elétrons atravessem um fio condutor (como um fio de cobre), montando o que chamamos de cela galvânica (ou voltaica) ou pilha. Na montagem de uma pilha de zinco e cobre, os compartimentos, denominados semicelas, estão ligados por um fio condutor e por um tubo de vidro em U, chamado de ponte salina, contendo uma solução salina e com as extremidades vedadas por placas porosas ou algodão. Os elétrons passam pelo fio condutor, gerando a corrente elétrica, que pode ser constatada pelo acendimento de uma pequena lâmpada. A ponte salina permite a passagem de íons entre as soluções, garantindo um equilíbrio de cargas em cada compartimento. Depois de algum tempo de funcionamento da pilha, podemos observar algumas alterações no sistema (Figura 9). fio condutor

fluxo de elétrons

•

polo8

ponte salina

placa de ---j:'\---.J..I zmco

placa de cobre

ZnSO,(aq) -+chumaço - -1- CuSO,(aq) ...__ __. de algodão _ _ __

Zn,..(aq) corrosão do -+-ânodo

Cui+(aq) 1= ~

---lf-

deposição de metal no cátodo

Figura 9. Representação de uma pilha de zinco e cobre no momento inicial e após algum tempo de funcionamento. (Imagens fora de escala e em cores ilust rat ivas.)

222

Capítulo 8

As placas metálicas utilizadas nessa pilha são genericamente chamadas de eletrodos. De maneira simplificada, podemos dizer que eletrodo é uma superfície sólida condutora utilizada para viabilizar a troca de elétrons através de corrente elétrica no meio em que está inserido. Na pilha de zinco e cobre, o eletrodo de zinco em uma solução com íons Zn 2 + constitui a semicela onde ocorre a oxidação. O eletrodo de cobre em uma solução com íons Cu 2 + constitui a semicela onde ocorre a redução. Porém, é f requente, em Química, utilizar o termo eletrodo para se referir à semicela constituída pelo eletrodo e a solução. O eletrodo em que ocorre a oxidação é denominado ânodo e é o polo negativo da pilha. No exemplo mostrado, o ânodo é o eletrodo de zinco, em que átomos de zinco metálico oxidam, liberando elétrons e formando íons Zn 2 +, que se dissolvem na solução. Ocorre, portanto, corrosão do metal contido no eletrodo, que nesse caso pode ser percebido pelo desgaste e diminuição da massa do eletrodo. Ânodo (8): Zn(s)

Zn 2+(aq)

oxidação

2 e-

(corrosão)

Os elétrons liberados no ânodo seguem pelo fio condutor até chegar ao cátodo, eletrodo em que ocorre a redução e polo positivo da pilha. Nesse exemplo, o cátodo é o eletrodo de cobre, e os íons Cu 2+ da solução recebem elétrons, reduzindo e formando átomos de cobre metálico, que se depositam sobre o eletrodo, resultando no aumento de sua massa. Cátodo (®): Cu2+(aq)

+ 2 e-

redução

Cu(s)

(deposição)

As pilhas podem ser representadas indicando a semicela em que ocorre a oxidação do lado esquerdo e a semicela em que ocorre a redução do lado direito. Entre elas, colocam-se duas barras paralelas indicando que os dois compartimentos estão separados por uma ponte salina ou qualquer outro material poroso que tenha a mesma função. Na representação de cada semicela, a barra vertical indica a separação entre as fases sólida e líquida (aquosa). Deverá ser apresentado o reagente que sofreu oxidação ou redução e o produto formado. Caso o eletrodo não seja um dos reagentes (eletrodo inerte), ele também deverá aparecer na representação da semicela. Para a pilha de zinco e cobre, por exemplo, temos: Zn(s) 1 Zn 2+(aq) Oxidac;ão

Apesar da IUPAC recomendar que a representa· ção de uma pillha deva conter a temperatura e a concentração das soluções utilizadas, não entraremos nesse nivel de detalhamento.

Cu 2+(aq) 1 Cu(s) Reduc;ão

É importante lembrar que no circuito formado (eletrodo de zinco ~ fio metálico ~ eletrodo de cobre ~ solução de sulfato de cobre ~ solução salina ~ solução de sulfato de zinco ~ eletrodo de zinco) existem dois tipos de materiais condutores: os metálicos (eletrodos e fio condutor) e as soluções aquosas. Lembre-se de que a corrente elétrica é um fluxo ordenado de cargas elétricas; nos condutores metálicos ocorre fluxo organizado de elétrons, enquanto nas soluções aquosas temos um fluxo desordenado de íons. A medida que ocorre a oxidação do zinco metálico, a concentração de íons Zn 2 + vai aumentando na solução da semicela de zinco, enquanto na semicela de cobre ocorre a redução dos íons Cu 2 + , diminuindo sua concentração na solução. Para que a neutralidade das cargas seja mantida, ocorre uma transferência de íons entre as soluções através da ponte salina: ânions seguem em direção à semicela em que ocorre a oxidação enquanto cátions seguem em direção à semicela em que ocorre a redução. Se a ponte salina não fosse utilizada, a lâmpada rapidamente apagaria, já que haveria um acúmulo de íons com cargas positivas na semicela em que ocorre a oxidação e de íons com cargas negativas na semicela em que ocorre a redução. Esse acúmulo impediria o f luxo de elétrons, já que o excesso de cargas positivas na semicela de zinco iria atrair elétrons do fio condutor para a placa de zinco, ao mesmo tempo que o excesso de cargas negativas na semicela de cobre iria repelir os elétrons, impedindo a reação de oxirredução. Oxirredução e elen·oquímica

223

~ Potencial de uma pilha Durante o processo de transferência de elétrons que ocorre em uma pilha (Figura 9), parte deles atravessa essa o filamento da lâmpada. Nessa travessia, ocorrem colisões desses elétrons com os átomos que constituem o filamento, fazendo com que ele se aqueça até emitir luz. Para verificar a existência de um fluxo de elétrons na pilha e quantificá-lo, podemos utilizar um voltímetro, aparelho que indica a diferença de potencial elétrico (U) entre dois pontos de um circuito. A diferença de potencial (ou ddp) é uma grandeza física que mede a capacidade que um gerador de corrente elétrica tem para impulsionar elétrons através de um circuito e é medida em volt (V). No caso da pilha de zinco e cobre, essa diferença de potencial com a pilha em funcionamento, calculada entre os dois eletrodos, é igual a + 1, 1O V, enquanto em uma pilha comercial comum é aproximadamente + 1,50 V (Figura 10). A ddp está relacionada com a tendência de oxidação do agente redutor e de redução do agente oxidante, de modo que, quanto maior a ddp de uma pilha, maior será a tendência de que a reação de transferência de elétrons ocorra. A diferença de potencial de um gerador de corrente elétrica é calculada por meio da fórmula: Figura 10. Medição da diferença de potencial elétrico de uma pilha comercial comum utilizando um multímetro (aparelho capaz de medir corrente elétrica, ddp e resistência elétrica, dependendo das configurações utilizadas).

U=E - r·i

Se achar que convém, mencione que este tema será abordado com mais profundidade na disciplina de Física no terceiro ano.

Em que: U - diferença de potencial elétrico (ddp); E - força eletromotriz (fem); r - resistência interna do gerador; i - intensidade da corrente elétrica. Assim, podemos afirmar que a força eletromotriz se iguala à diferença de potencial quando não há passagem de corrente (i = O) ou quando a resistência interna for nula (r = O). Em Química, consideramos as pilhas como geradores ideais, em que essas duas variáveis são consideradas nulas e, portanto, podemos considerar que U = E. A diferença de potencial elétrico de uma pilha depende das espécies químicas envolvidas na reação de oxirredução, da concentração das soluções utilizadas e da temperatura em que o sistema se encontra. Por esse motivo, a ddp (ou ~E) é medida em condições-padrão para que seja possível fazer comparações entre diversas pilhas: temperatura de 25 ºC, pressão igual a 105 Pa e concentração das espécies químicas igual a 1 mol · L- 1• Representamos a ddp nessas condições pelo símbolo: AEº.

l> Semicela-padrão de hidrogênio e potenciais-padrão

Vamos fazer uma reflexão. No sistema montado entre zinco e cobre, tanto o zinco metálico quanto o cobre metálico teoricamente poderiam ceder elétrons, porém ocorre que, durante o funcionamento da pilha, o zinco oxida e o cobre reduz. Isso nos faz prever que a tendência de oxidação do zinco metálico deva ser maior que a do cobre metálico ou que a tendência de redução dos íons Cu 2 + seja maior que a dos íons Zn 2 + . Mas como determinar essa tendência se a diferença de potencial é sempre calculada entre dois pontos? Para resolver essa questão, os cient istas definiram uma semicela como padrão de referência, cujo valor de potencial é, por convenção, igual a zero volt (Eº = O V).

224

Capítulo 8

Essa semicela de referência, semicela-padrão de hidrogênio, também conhecida por eletrodo-padrão de hidrogênio, é composta de uma placa de platina e um tubo de vidro no qual é inserido gás hidrogênio a uma pressão de 105 Pa (= 1 atm) por uma abertura lateral. O tubo contendo gás e a placa de platina são imersos em uma solução aquosa de um ácido com concentração de íons H+ igual a 1 mol · L- 1 , a 25 ºC (Figura 11). A platina é um metal inerte utilizado para t ransmitir os elétrons da pilha para o gás e a solução, e também, nesse caso, funciona como uma superfície para adsorção do gás hidrogênio. Essa semicela-padrão de hidrogênio pode atuar como ânodo ou cátodo de uma pilha.

+ 2 e-

Ânodo (polo 8):

Hi(g) ~ 2 H+(aq)

Cátodo (polo EB)

2 H+(aq) + 2 e-~ H2 (g)

fio de platina-~ H,(g) (a 1O' Pa)

eletrodo de platina

H+(aq) (1 mol·L-1 a25ºC)

-,.--..::~

Ilustração produzida com base em: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V. 2. p. 273. Figura 11. Representação esquemática de uma semicela·padrão de hidrogênio. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

A partir dessa convenção, podemos medir a diferença de potencial entre a

Adsorc;ão: processo pelo qual átomos, moléculas ou íons são retidos na superfície de sólidos por meio de interações de natureza química ou física.

semicela-padrão de hidrogênio e a semicela de interesse nas condições-padrão (~Eº), acoplando-as e montando uma pilha. Para o zinco, por exemplo, ao montarmos uma pilha com uma semicela de Zn(s) e íons Zn 2 + a 1 mol · L- 1 e uma semicela-padrão de hidrogênio, observaremos que ocorre oxidação do zinco metálico e redução de íons H+ a gás hidrogênio. Ou seja, em relação à semicela-padrão de hidrogênio, o zinco apresenta maior tendência de oxidação e, se conectarmos um voltímetro a essa pilha, obteremos um valor de diferença de potencial igual a +O, 76 V (Figura 12).

H,(g)

fluxo de elétrons

~ cátodo (31

ânodo8

::==ii ---- H2(g) (a 10' Pa)

Zn(s)

• _ __

(Zn>+)= l mol . L- 1

·1s1m---

Pt(s)

_;_......(H• ]= l mol · L- 1

A legenda fala ·na ausência do voltímetro" porque, com ele ligado em série, não há fluxo de elé!Ions. A resistência interna do vollímetro é muito alta.

Representação simplificada da pilha:

Zn(s) IZn 2... (aq) H+(aq) IH2 (g) 1 Pt(s)

2 H+(aq)

Zn(s)

---+

Zn 2... (aq)

+ 2 e-

---+

H2 (g)

+ 2 e-

Figura 12. Representação esquemática da determinação do potencial de uma semicela nas condições-padrão. A seta indica o fluxo de elétrons quando a pilha está em funcionamento, na ausência do voltímetro. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

EºOXl = +0,76 V E~d =

0,00 V

~Eº = +0,76 V Nesse processo, o zinco metálico é oxidado a íons Zn 2 +, e o valor +O, 76 V é igual ao potencial-padrão de oxidação da semicela Zn(s) 1 Zn2... (aq). Numericamente, os potenciais de oxidação e de redução são iguais, porém de sinais opostos, ou seja: se o potencial de redução é negativo, o potencial de oxidação é positivo e vice-versa. Portanto, o valor do potencial-padrão de redução da semicela de zinco é - 0, 76 V. Oxirredução e elen-oquímica

225

De modo similar, podemos determinar os valores de potencial-padrão de redução de outras semicelas (Tabela 1). Tabela 1. Potenci>1is-padrão de redução nas condições-padrão Professor, você pode frisa, pa,a os alunos que essa tabela será importante para a resolução de uma série de exerdcios e que eles podem consul· tá-la sempre que acharem necessá1io.

Semiequação de redução

Eº (V)

Li+ (aq) + 1 e- -

Li(s)

- 3 04 '

K+(aq) + 1 e- -

K(s)

- 2 93

Na+ (aq) + 1 e- -

Na(s)

- 2 71

Mg 2• (aq) + 2 e- -

Mg(s)

- 2 37 '

Af3+ (aq) + 3 e- -

Af(s)

- 166 '

Hi(g) + 2 OH- (aq)

- o' 83

2 H20(e)+ 2 e- -

zn2+(aq) + 2 e- -

Zn(s)

- 076 '

Fe2+(aq) + 2 e- -

Fe(s)

- 044

+ 2 e- -

Ni(s)

- o' 26

Sn2+(aq) + 2 e- -

Sn(s)

- o' 14

Pb2+(aq) + 2 e- -

Pb(s)

- o' 13

2 H+(aq) + 2 e- -

H/g)

0,00

Ni2+(aq)

so~-(aq) + 4 H+(aq) + 2 e- -

S02(g) + 2 H20 (C)

Cu 2+(aq) + 2 e- -

Cu(s)

0 2(9) + 2 H20(e) + 4 e- Cu+ (aq) + 1 e- 12's)+ 2 e- -

4 OH - (aq) Cu(s)

2 1- (aq)

+0,34 +0,40 +0,52

+0,77 +0,80

Br/e)+ 2 e- ---t 2 Br(aq)

+ 1,09

+ 2 H•(aq) + 2 e- -

+0,17

Ag(s)

~ 0/g)

+0,54

Fe3+ (aq) + 1 e- ---t Fe2+(aq) Ag+ (aq) + 1 e- -

H20(C)

+ 1,23

c e2(gl + 2 e- ---t 2 ce-(aq)

+ 1,36

Au3+ (aq) + 3 e- ---t Au(s)

+1,40

F2(g) + 2 e- ---t 2 F- (aq)

+2,87

LIDE, D. R. (Ed.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL CRC; Taylor and Francis, 2009. p. 8·20-8-24.

Quanto maior o potencial de redução de uma espécie, maior o seu caráter oxidante; da mesma forma que, quanto menor o potencial de redução, maior ocaráter redutor. Portanto, na Tabela 1, a espécie química com maior caráter oxidante é o gás flúor, e a espécie com maior caráter redutor é o lítio metálico.

226

Capítulos

~ Cálculo da diferença de potencial de uma pilha Utilizando os valores de potenciais-padrão das semicelas de zinco e cobre, podemos observar que o Eº de redução do zinco é igual a - 0, 76 V. enquanto o do cobre é igual a +0,34 V. o que indica que o cobre apresenta maior tendência de redução que o zinco. Ou seja, ao conectar as duas semicelas, os elétrons serão t ransferidos do eletrodo de zinco, na semicela em que ocorre a oxidação (ânodo), para o eletrodo de cobre, na semicela em que ocorre a redução (cátodo). Ao conectarmos um voltímetro a uma pilha de zinco e cobre, observaremos uma diferença de potencial inicial igual a + 1, 1O V, como mostram a Figura 13 e as equações a seguir.

fluxo de elétrons ânodo8

cátodo®

' [Zn2+] = 1 mol · L-•

Cu(s) Figura 13. Representação esquemática da determinação do potencial da pilha de zinco e cobre nas condições-padrão. A seta indica o fluxo de elétrons quando a pilha está em funcionamento, na ausência do voltímetro. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

ICu'+] = 1 mol · L- 1

Zn(s)-- Zn 2+(aq) + 2 eCu2+(aq) + 2e---~ Cu(s) 2 2 Zn(s) + Cu +(aq) - - Zn +(aq) + Cu(s)

E~xi =+0,76V E~ = +0,34 V ~Eº =

+ 1, 1O V

Outra forma de calcular a diferença de potencial dessa pilha é mediante determinação do ~Eº, que é numericamente igual à diferença entre o potencial-padrão de redução da semicela em que ocorre a redução e o da semicela em que ocorre a oxidação. Assim:

Ou seja, ~Eº= E~u,.lcu - E~2. lzn = (+0,34) - (- 0,76) = +1,10 V. Portanto, a ddp dessa pilha no início de seu funcionamento é igual a + 1, 1O V. Com o passar do tempo, entretanto, observamos experimentalmente que o valor medido pelo voltímetro vai diminuindo até atingir o valor zero. Isso ocorre porque a reação atinge um estado de equilíbrio, ou seja, os reagentes não são consumidos até o f im. Zn(s) + Cu 2+(aq) ==Zn2+(aq) + Cu(s)

~E =O

No equilíbrio, a concentração das soluções não é mais igual a 1 mol · L- 1, ou seja, não se trata mais da condição-padrão. Para esse caso, existe uma fórmula de correção para o Eº, que não trataremos nesta obra. Oxirredução e elen·oquímica

227

~ Espontaneidade das reações de oxirredução As reações de oxirredução que ocorrem nas pilhas são espontâneas, ou seja, os elétrons são transferidos naturalmente da espécie química com menor potencial de redução para a com maior potencial de redução. Isso implica que a diferença de potencial-padrão de uma pilha é sempre um valor positivo (~Eº > O). Podemos prever se uma reação será espontânea ou não analisando os valores de potencial-padrão de redução das espécies químicas envolvidas. Consultando a Tabela 1, encontramos as seguintes semiequações: Fe 2+(aq) Ag+(aq)

+ 2 e- - - Fe(s) + 1e-

Ag(s)

E?ed = - 0,44 V E~ed

= +0,80 V

Analisando os valores de potencial-padrão de redução dessas espécies, podemos concluir que os íons Ag+ apresentam maior tendência de redução que os íons Fe 2 +. Portanto, em uma pilha envolvendo ferro e prata, o íon Ag+ será o agente oxidante, ou seja, reduzirá, enquanto o ferro metálico será o agente redutor, ou seja, oxidará. Quanto maior a tendência de redução, maior a nobreza de um metal. Portanto, dizemos que a prata é um metal mais nobre que o ferro. Da mesma forma, se tivermos dois tubos de ensaio contendo uma solução aquosa de ácido clorídrico e, em um deles, mergulharmos uma espiral de cobre e no outro, uma espiral de zinco, observaremos a formação de bolhas apenas no tubo contendo zinco (Figura 14). O cobre é um metal mais nobre que o zinco, ou seja, o potencial de redução do cobre é maior que o do zinco e, além disso, a reação de cobre metálico com íons H+ não é espontânea (~Eº < O).

Figura 14. Espirais de cobre e de zinco mergulhadas em solução aquosa de ácido clorídrico. Note que há formação de boi has (gás hidrogênio) apenas no tubo da direita, contendo a espiral de zinco.

228

Capítulo 8

~ Corrosão e proteção de metais

Figura 15. Ponte com sinais de ferrugem em Pirapora, MG, 2015.

Corrosão é o nome dado ao processo de oxidação não desejada de um material, que causa sua destruição total ou parcial. O exemplo mais comum de corrosão é a formação de ferrugem, que reduz a vida útil de produtos de aço (liga metálica de ferro e carbono), causando enormes prejuízos do ponto de vista econômico. Uma considerável parcela do aço produzido mundialmente é usada para repor materiais deteriorados pela corrosão, principalmente em construções como pontes e viadutos. A corrosão eletroquímica é um processo espontâneo que ocorre quando um metal entra em contato com um eletrólito em meio aquoso. A Figura 16 ilustra o processo em uma barra de ferro. ar at-m .,.o,.. st-êr-ic-o- - - - - ;-1-. gota de água

ferrugem (Fe,0 3 • H20(s))

( fe>+(aq)

feH( a Q ) ~

cátodo

o,(g) + 4 H• (aq)

+ 4 e- ~ 2 H,O(t)

..._/' o,(g) !,p-_;,;;:::__ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ ___, ~

ânodo

·"' ~

ferro metálico

Ilustração produzida com base em: McMURRY. J. E.; FAY. R. C. Chemistry. 6th ed. Upper Saddle River: Pearson Prentice Hall, 2012. p. 708.

A ferrugem pode ser evitada se o metal for isolado do ar, o que pode ser feito por recobrimento com tintas, esmaltes ou metais mais resistentes à oxidação. O uso de metais mais nobres que o ferro, entretanto, é desinteressante do ponto

Figura 16. Representação esquemática do processo de corrosão de uma barra de ferro em presença de água. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

de vista financeiro. Um método mais eficiente de recobrimento é a utilização de um metal mais reativo que o ferro . Ou seja, aplica-se sobre o objeto de ferro uma camada de um metal que apresente maior tendência de oxidação. Assim, o metal, chamado de metal de sacrifício, é oxidado no lugar do ferro, protegendo-o. Um exemplo de metal de sacrifício bastante utilizado no recobrimento do ferro é o zinco. Mesmo no caso de haver desgaste na camada de zinco e oxidação do ferro, o zinco é capaz de reduzir os íons Fe2 + a ferro metálico, já que ele apresenta menor potencial de redução que o ferro. Oxirredução e elen-oquímica

229

1. Um experimento foi montado da seguinte maneira: inseriu-se uma lâmina de níquel metálico em uma solução aquosa de sulfato de cobre(II) . Em seguida, observou-se que a lâmina de níquel ficou recoberta de cobre, enquanto a solução aquosa de cobre mudou de cor, de azul para verde.

5. (IFSC) A corrosão é um processo eletroquímico que envolve reações de oxirredução.

Sabendo que tudo isso ocorreu de forma espontânea e considerando seus conhecimentos sobre as transformações eletroquímicas, responda: a) Podemos afirmar que o experimento atua como

uma pilha eletroquímica? Justifique sua resposta. b) Escreva a equação representativa do processo químico que ocorreu no experimento. 2. A seguir temos duas semiequações de redução: Niz+ + 2 e- ~ Ni

Eº

- 0,26 V

+ 3 e- ~ Au

Eº

+ 1,40V

Au3 +

Em uma reação espontânea de oxirredução que produz corrente elétrica (Liliº> O), determine a ddp da pilha produzida na oxidação do níquel metálico e na redução do íon Au3 +. 3. As pilhas são dispositivos eletroquímicos que funcionam por reações de oxirredução, convertendo energia química em energia elétrica. Observe o esquema e faça o que se pede:

zmco-D ~--111

Imagem disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/maresiacorrosao-dos-metais.htm>. Acesso em: 1Oout. 2013.

Com base na definição anterior, dê a soma da(s) proposição(ões) CORRETA(S). Soma: 11(OI + 02 + 08)

01. Em uma reação de oxirredução, o agente oxidante recebe elétrons do agente redutor. 02. Os metais têm maior probabilidade de sofrerem oxidação, quando comparados com os não metais. 04. As pilhas, os processos de eletrólise e a destilação fracionada também são exemplos de sistemas onde ocorrem reações de oxirredução. 08. Nas pilhas, as reações de oxirredução ocorrem de forma espontânea. 16. O ouro tem um elevado potencial de redução, o que significa que ele é um bom agente redutor. 6. O problema da corrosão afeta navios e plataformas de petróleo, que estão em contato permanente com a água do mar. Para evitar gastos excessivos com manutenção, muitas estruturas de aço recebem a aplicação de uma placa metálica que serve de "metal de sacrifício", ou seja, é oxidada antes do metal que está protegendo. Com base nos dados fornecidos, identifique o metal que pode ser usado para proteger o aço da corrosão e represente a pilha formada.

(Imagem fora de escala com cores ilust rat ivas.)

a) Indique que partes da pilha estão representadas pelas letras A, B e C no esquema, e o que ocorre em cada uma delas. b) Represente as semirreações de oxidação e de redução. c) Com base no dEº indicado pelo voltímetro, calcule o valor do E'.:.i da espécie que oxida. - 0.76 v 4. (PUC-MG) Uma pilha é realizada, nas condições-padrão, a partir dos pares redox Cu2 +/ Cu (Eº = 0,34 V) e Cu+/ Cu (Eº = 0,52 V). Sua força eletromotriz (fem) é:

ajO,MV @ 0,18 V

230

Capítulo 8

Dados: Tabela de potenciais de redução (E'.:.i) em solução aquosa a 25 ºC zn• 2 (aq) + 2 e- ~ Zn(s)

- 0,76 V

Fe• 2(aq) + 2 e- ~ Fe(s)

- 0,44 V

cu• 2 (aq) + 2 e- ~ Cu(s)

+0,34 V

~~70V d)0,86 V

2 H•(aq)+ 2e- ~ H2(9)

O,OOV

Pilhas e baterias comerciais As pilhas que estudamos até o momento, embora gerem energia elétrica, são pouco práticas no uso diário por envolverem soluções eletrolíticas e alcançarem o estado de equilíbrio rapidamente, o que redu z bastante sua vida útil. As reações que ocorrem nas pilhas são consideradas irreversíveis. Portanto, uma vez esgotadas, não podem ser recarregadas e, por isso, são também chamadas de baterias primárias. O termo bateria foi utilizado inicialmente para designar um conjunto de pilhas conectadas lado a lado (em série). A pilha de Volta, por exemplo, era uma bateria e cada conjunto de discos de zinco, cobre e tecido formava uma pilha. Entretanto, com o passar do tempo, os termos pilha e bateria passaram a ser utilizados popularmente como sinônimos. Por motivos didáticos, vamos diferenciar as baterias primárias ou pilhas das baterias secundárias ou simplesmente baterias, que podem ser recarregadas. A seguir serão mostrados alguns exemplos de pilhas e baterias utilizadas comercialmente e suas principais aplicações.

~ Pilhas secas comuns A pilha seca que utilizamos comumente em controles remotos, lanternas, brinquedos etc. foi inventada pelo químico francês Georges Leclanché (18391882). O termo "seca " advém do fato de não serem usadas soluções eletrolíticas, mas apenas pastas úmidas de eletrólitos. Desde sua invenção, em 1866, sofreu poucas alterações, e a versão atual dessa bateria primária é formada por uma pasta composta principalmente de NH4 Cf, ZnCf2 e Mn02 , que funciona como ponte salina; um bastão de grafita, como cátodo; e uma folha de zinco, como ânodo (Figura 17). cátodo ® - - cobertura de aço camada isolante de areia

- - lacre de cera

NH,ce

- - bastão de grafita

MnO,

- - separação porosa

znce,

(pasta) - - folha de zinco (ânodo) - - envoltório externo

Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. R. Chemistry & Chemical Reactivity. 8th ed. Belmont Brooks/Cole: Cengage learning, 2012. p. 909.

A reação de oxirredução envolvida na geração de energia nessa pilha pode ser representada simplificadamente pelas seguintes equações: Ânodo (8): Cátodo(®):

Zn(s) 2 Mn02 (s) + 2 NH;(aq) + 2 e-

Figura 17. Representação em corte de uma pilha seca comum . (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

"""7

Zn 2+(aq) + 2 e-

"""7

Mn20 3 (s) + 2 NH3 (g) + H20(f)

Ou seja, o zinco oxida, liberando 2 mols de elétrons por mol de Zn(s) oxidado, que são utilizados na redução do manganês, de modo que a barra de grafita age apenas como um condutor para o fluxo de elétrons (corrente elétrica). Essa pilha fornece uma diferença de potencial que varia entre 1,50 V e 1, 74 V. Oxirredução e elen-oquím ica

231

Caso julgue apropriado, comente com os alunos que muitas pessoas costumam afinnar que as pilhas comuns voltam a funcionar após serem colocadas na geladeira. Isso ocorre porque o abaixamento da tempeiatura aumenta a solubi· !idade dos gases, o que pennite que o excesso de gás seja absorvido pela pasta úmida, diminuindo a resistência da pilha e fazendo com que a oxir· redução volte a acontecer po, um curto período de tempo.

Após um longo período de uso, o gás amônia formado pode não ser totalmente absorvido pela pasta, aumentando a resistência e diminuindo a diferença de potencial da pilha e, portanto, sua eficiência. Um fato importante é que, mesmo que a pilha não esteja em funcionamento, os íons amônio tendem a reagir lentamente com o zinco, podendo haver corrosão do invólucro e vazamento de componentes tóxicos, além de poder danificar o equipamento no qual a pilha está conectada. Por esse motivo, recomenda-se que as pilhas sejam removidas dos aparelhos quando não estiverem em uso.

~ Pilhas secas alcalinas A pilha alcalina é um aperfeiçoamento da pilha de Leclanché e utiliza os mesmos eletrodos, porém sua pasta apresenta KOH em vez de NH4 CC, o que justifica o termo "alcalina", já que o hidróxido de potássio é uma base. Como não há íons amônio, não ocorre formação de gás amônia:

Ânodo (8):

Equação global: As grandes vantagens desse tipo de pilha são a maior durabilidade em relação à pilha comum (cerca de cinco a oito vezes maior), a produção de corrente elétrica maior e a diferença de potencial praticamente constante, próxima de 1, 54 V. Além disso, para evitar vazamentos, o recobrimento é de aço lacrado. recipiente em aço

Figura 18. Representação em corte de uma pilha alcalina. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

-coletor de corrente (latão)

~ -ânodo (zinco em pó)

tubo - - ,• isolante Ilustração produzida com base em: ENCYCLOPAEDIA BRITANNICA. Alkalíne cell. Chicago, 2 nov. 2015. Disponivel em: <http://global.britannica.com/technology/alkaline-cell>. Acesso em: 26 mar. 2016.

membrana porosa Q

~ 3 :,

~ Células a combustível As chamadas células a combustível são células eletroquímicas cujos reagentes são continuamente repostos a partir de um reservatório externo. Um dos sistemas de célula a combustível envolve a reação entre H2 (g) e 0 2 (g) para formar H2 0(C). O gás hidrogênio é bombeado para o ânodo da célula, o gás oxigênio (ou ar) é direcionado ao cátodo, e uma membrana porosa permite a passagem de íons entre eles. As reações que ocorrem nesse dispositivo podem ser representadas pelas seguintes equações:

~ ~

..,I!!

.,.

·5

fluxo de elétrons Figura 19. Representação esquemática do funcionamento de uma célula a combustível. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

232

Capítulo 8

Ânodo (8):

Equação global:

Esse tipo de célula a combustível é bastante utilizado em programas espaciais, já que, além de gerar energia, ainda produz água potável, que pode ser consumida pelos astronautas.

~ Baterias de chumbo Até o século passado, as baterias utilizadas em automóveis e as pilhas comuns eram os sistemas de armazenamento de energia mais conhecidos em todo o mundo. Hoje, a maioria dos jovens e adolescentes conhece, por exemplo, uma bateria de celular. As baterias ou acumuladores são dispositivos cujas reações químicas são reversíveis, ou seja, podem ser recarregados. Por isso são chamados de baterias secundárias. O primeiro sistema recarregável usando chumbo em meio ácido foi inventado em 1859, pelo físico francês Raymond Gaston Planté (1834-1889), e é utilizado até hoje. Um fato interessante é que nessa bateria o elemento químico chumbo participa tanto da reação catódica quanto da anódica. No ânodo, ocorre oxidação de chumbo metálico em presença de íons sulfato, formando sulfato de chumbo(II). No cátodo, o óxido de chumbo(IV) reduz, em meio ácido, também formando sulfato de chumbo(II), como mostram as equações a seguir. Pb(s) + so!- (aq) ~ PbS04 (s) + 2 e-

Ânodo (8): Cátodo((±)):

Pb02(s) + 4 H+(aq) + So!-(aq) + 2 e- ~ PbS04(S) + 2 H20(f)

Equação global: Pb(s) + Pb0 2(s) + 4 H+(aq) + 2 SO!-(aq)

.= 2 PbS04(s) + 2 H20 (C)

Essa reação apresenta uma diferença de potencial igual a 2,0 V. Contudo, em muitos casos, é necessária uma ddp maior. A ddp de uma bateria de automóvel, por exemplo, não é 2,0 V, e sim 12,0 V. Por isso, em uma bateria de automóvel existem seis pilhas (como a representada pelas equações acima) conectadas em série (lado a lado), cuja soma resulta em uma ddp igual a 12,0 V (Figura 20). cátodo (®)

ânodo (8)

·;:

Figura 20. Representação dos componentes de uma bateria de automóvel. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

ácido sulfúrico placa de chumbo recoberta com PbO,

placa de chumbo

Oxirredução e elen-oquím ica

233

Conforme a bateria é utilizada, o PbS0 4(s) vai se acumulando nas placas e a solução de ácido sulfúrico torna-se mais diluída, sendo possível avaliar se a bateria está descarregada por meio da medição da densidade da solução. Quando a bateria está totalmente carregada, a solução apresenta densidade aproximadamente igual a 1,30 g · cm- 3 ; quando esse valor passa a ser menor que 1,20 g · cm-3 , é um indício de que a bateria precisa ser carregada. Esse tipo de bateria produz energia elétrica a partir de uma reação química, mas também pode ser recarregada. Nesse processo, energia elétrica é consumida para produzir a reação química inversa à descarga, possibilitando o uso desse dispositivo inúmeras vezes. Em um carro, por exemplo, quando é dada a partida, ocorre a descarga elétrica (o dispositivo funciona como pilha produzindo energia elétrica). Porém, com o motor ligado, ocorre o contrário: um dispositivo do motor do carro, chamado alternador, fornece energia para inverter a reação: Pb(s) + Pb0 2 (s) + 4 H+(aq) + 2 so!- (aq)

======== 2 PbS0 (s) + 2 H 0(l') descarga elétrica recarga elétrica

• Baterias de níquel-cádmio e de hidreto metálico Proposta pelo engenheiro sueco Waldemar Jungner (1869-1924), em 1899, a bateria de níquel-cádmio consiste em um ânodo formado por uma liga de cádmio e um cátodo formado de oxi-hidróxido de níquel(III), imersos em uma solução aquosa de KOH de concentração em massa entre 20% e 28º/o.

~-tampa metálica polo positivo vedação - -

separadores

eletrodo de Cd

Figura 21. Representação em corte de uma bateria de níquel-cádmio. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

polo negativo eletrodo de NiO(OH)

Ilustração produzida com base em: ENCYCLOPAEDIA BRITANNICA. Nickel-cadmium cell: rechargeable battery. Chicago, 2 nov. 2015. Oisponlvel em: <http://global.britannica.com/sciencelelectrochemical-reaction>. Acesso em: 26 mar. 2016.

A reação anódica consiste na oxidação do cádmio metálico a hidróxido de cádmio(II). Por outro lado, o oxi-hidróxido de níquel(III) reduz no cátodo a hidróxido de níquel(II): Ânodo (8): Cátodo (~): 2 NiO(OH)(s) + 2 H20(l') + 2e- ~ 2 Ni(OH)2 (s) + 2 OH-(aq) A reação global dessa bateria pode ser representada por: Cd(s) + 2 NiO(OH)(s) + 2 H20(l')

descarga elétrica recarga elétrica

Esse tipo de bateria foi utilizado por vários anos em pilhas recarregáveis e baterias de celulares. Entretanto, seu processo de recarga apresenta um inconven iente: se ele for realizado antes que a bateria esteja completamente

234

Capítulo 8

descarregada, ela não acumula a quantidade total de energia com o passar do tempo, o que é conhecido popularmente como "efei to memória". Outra desvantagem dessa bateria é a presença de cádmio, um metal altamente tóxico, que pode contaminar o ambiente, se a bateria for descartada de modo incorreto. Por esse motivo, foram criadas as baterias de hidreto metálico, em que o cádmio é substituído por uma liga metálica contendo hidrogênio na forma de hidreto (H-). As reações que ocorrem no ânodo e no cátodo desse tipo de bateria estão equacionadas a seguir, em que M indica um metal. MH(s) + oH- (aq) ~ M(s) + H20 (f) + 1e-

Ânodo (8):

Cátodo ((±)): NiO(OH)(s) + H20(f) + 1e- ~ Ni (OH)2 (s) + OH- (aq) NiO(OH)(s) + MH(s) ~ Ni (OH)2 (s) + M(s)

Equação global:

~ Baterias de íons lítio Existem no mercado atual, basicamente, t rês tipos de bateria de celular: as de níquel-cádmio, as de hidretos metálicos e as de íons lítio. As baterias de íons lítio são as baterias recarregáveis que possuem a maior capacidade de armazenamento e, por isso, são muito populares hoje em dia, podendo ser encontradas em laptops, celulares e tocadores de mp3, por exemplo. As baterias de íons lítio apresentam algumas vantagens para dispositivos portáteis, como maior densidade de energia e maior leveza que outras baterias. Como o lítio é altamente reativo, é possível armazenar bastante energia, de modo que essas baterias perdem apenas 5% de sua carga por mês. Além disso, elas não apresentam "efeito memória", ou seja, não é necessário descarregá-las totalmente antes de carregá-las novamente. Entre suas desvantagens, podemos citar a decomposição a partir do momento que saem da indústria, mesmo que não sejam utilizadas, e a grande sensibilidade a altas temperaturas. No processo de descarga, os íons lítio, que se encontram intercalados na estrutura de grafita presente no ânodo, migram para o cátodo, formado por um óxido com estrutura lamelar, ou seja, em forma de lâminas (como o óxido de cobalto litiado, LiCoO), como mostra a Figura 22. As reações que ocorrem nessa bateria estão representadas a seguir. LivC6 (s)~ C6 (s) + y Li+(solv.) + y e-

Ânodo (8): Cátodo ((±)):

Li.Co0 2 (s) + y Li+(solv.) + y e- ~ Lix+yCo0 2 (s)

fluxo de elétrons

~ :! ~

u•

-· • -· -- ·• •

•

WWW'- • WWW'- • VVWVV'-

\J\!\/1.N\f'-

"5 ~

·•-

Ilustração píoduzida com base em: BOCHI, N. et ai. Pilhas e baterias: funcionamento e impacto ambiental. Química Nova na Escola, São Paulo: Sociedade Brasileira de Química, n. 11, p. 8, maio 2000.

VVWVV'- • -

u,c. polo negativo (coletor de corrente)

eletrólito (Li+ dissolvido em solvente não aquoso)

polo positivo (coletor de corrente)

Figura 22. Representação esquemática do funcionamento de uma bateria de íons lít io. Os valores de x e y podem variar. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.) Oxirredução e elen·oquím ica

235

1. No dia a dia, fazemos uso de diversos dispositivos

eletroquímicos. Chamamos de celas galvânicas aqueles que produzem energia elétrica espontaneamente a partir de uma reação química, como as pilhas. Com base nessa afirmação, responda às questões a . seguir: a) Como podemos afirmar que a reação que ocorre em um dispositivo é espontânea? b) Cite equipamentos de uso diário que utilizam celas galvânicas. c) Após o término da durabilidade da carga de uma pilha, qual o descarte mais adequado para ela? 2. De acordo com a Resolução n 2 401 de 5 de novembro de 2008, do Conama, que estabelece a regulamentação ambiental adequada para o gerenciamento e o descarte de pilhas e baterias usadas, a forma correta de descarte de dispositivos eletroquímicos que contenham cádmio, chumbo e/ou mercúrio é a devolução aos locais de venda ou aos responsáveis pela fabricação, que devem realizar os procedimentos de reciclagem, reutilização e descarte desses materiais. Pesquise e responda: a) Por que as pilhas e baterias podem ser um problema de saúde pública? b) Converse com seus colegas e indique formas de descarte desses artefatos eletroquímicos que são prejudiciais ao meio ambiente. 3. (Enem/MEC) Em 2006, foi realizada uma conferência das Nações Unidas em que se discutiu o problema do lixo eletrônico, também denominado e-ivaste. Nessa ocasião, destacou-se a necessidade de os países em desenvolvimento serem protegidos das doações nem sempre bem-intencionadas dos países mais ricos. Uma vez descartados ou doados, equipamentos eletrônicos chegam a países em desenvolvimento com o rótulo de "mercadorias recondicionadas", mas acabam deteriorando-se em lixões, liberando chumbo, cádmio, mercúrio e outros materiais tóxicos. Internet <gl .globo.com> (com adaptações).

A discussão dos problemas associados ao e-waste leva à conclusão de que: a) os países que se encontram em processo de industrialização necessitam de matérias-primas recicladas oriundas dos países mais ricos. b) o objetivo dos países ricos, ao enviarem mercadorias recondicionadas para os países em desenvolvimento, é o de conquistar mercados consumidores para seus produtos.

236

Capítulo 8

@ o avanço rápido do desenvolvimento tecnológico, que toma os produtos obsoletos em pouco tempo, é um fator que deve ser considerado em políticas ambientais. d)o excesso de mercadorias recondicionadas enviadas para os países em desenvolvimento é armazenado em lixões apropriados. e) as mercadorias recondicionadas oriundas de países ricos melhoram muito o padrão de vida da população dos países em desenvolvimento. 4. O processo de ignição de um carro envolve reações

químicas. Para acionar o motor de partida, utilizamos o dispositivo chamado bateria. Uma bateria é um dispositivo eletroquímico em que uma reação química produz corrente elétrica. A bateria do automóvel (geralmente feita de chumbo) é constituída de pilhas ligadas em série. Um dos eletrodos é de chumbo (polo negativo), enquanto o outro é de óxido de chumbo(IV) (polo positivo). Os dois eletrodos encontram-se mergulhados em uma solução de ácido sulfúrico. Sobre a bateria de automóvel descrita e considerando seus conhecimentos, é correto afirmar que: a) o ácido sulfúrico é o único componente tóxico presente. b) o cátodo é o eletrodo de chumbo. c) quando se dá partida, ocorre deposição no eletrodo de chumbo. @ o óxido de chumbo é convertido em sulfato de chumbo durante a ignição. e) o ânodo da bateria é o eletrodo de óxido de chumbo. 5. O uso de aparelhos celulares trouxe problemas ambientais de grandes dimensões. O descarte de baterias de celulares, que utilizam níquel-cádmio, pode ser citado como exemplo. Tanto o níquel como o cádmio, quando em contato com o ambiente, são solubilizados, podendo contaminar lençóis freáticos, rios, ribeirões e outros, o que aumenta a chance de serem ingeridos por animais, através da água. A seguir, são apresentadas as semiequações de redução das espécies químicas envolvidas na reação de descarga de uma bateria de celular de níquel-cádmio. Cd(OH) 2(s) + 2e- ~Cd(s) + 20H-(aq) Eº = -0,82V NiO(OH)(s) + H20(e) + e- ~ Eº = + 0,52V Considerando as informações e seus conhecimentos, determine a diferença de potencial dessa bateria. b.E" = + 1,34 V

Eletrólise Como vimos, nas pilhas e baterias (celas galvânicas), a ocorrência de uma reação de oxirredução espontânea gera energia elétrica que pode ser utilizada para realizar trabalho. No caso das celas eletrolíticas, as reações não são espontâneas e, para que elas ocorram, é necessário o fornecimento de energia elétrica, . . ou seJa, ocorre o processo inverso. Chamamos de eletrólise toda reação de oxirredução que ocorre de maneira não espontânea, provocada pela passagem de corrente elétrica vinda de uma fonte externa, como um gerador elétrico. Para que a eletrólise ocorra, é necessária a presença de íons livres no meio (elet rólitos) que permitam a t ransmissão da corrente elétrica . Esses eletrólitos podem ser obtidos por fusão ou por dissolução dos reagentes em água. Quando dois eletrodos inertes ligados aos polos de um gerador de corrente elétrica são mergulhados em um meio eletrolítico, induz-se uma diferença de potencial elétrico (ddp) entre eles. Assim, os cátions do meio são atraídos para o eletrodo negativo, recebendo elétrons e reduzindo, enquanto os ânions migram para o polo posit ivo, doando elétrons ao eletrodo e oxidando (Figura 23). Nesse caso, uma pilha ou bateria é o gerador de corrente elétrica (fluxo de elétrons), enquanto a cuba eletrolítica é um receptor. Observe também que na eletrólise o ânodo é o polo positivo e o cátodo, o polo negativo, e que os eletrodos não participam diretamen te da reação. A Tabela 2 resume as diferenças e semelhanças entre as celas eletroquímicas.

Eletrólise: do grego é/ektron + lysis, que significa quebra pela passagem de elétrons.

e eletrodos inertes

te gerador cátodo

ânodo y- --" y + e-

receptor Figura 23. Representação da eletrólise de uma solução aquosa de uma substância iônica qualquer, representada por x•y-. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Tabela 2. Comparação entre os dois tipos de celas eletroquímicas Sentido do fluxo de elétrons

Oxirredução espontânea?

Exemplos

Polo ©

Polo G

Cela galvanica

Sim (dEº > O)

Pilhas e baterias

Cátodo, redução

Ânodo, oxidação

Ânodo ..., Cátodo

Cela eletrolítica

Não (dEº < O)

Eletrólise ígnea e aquosa

Ânodo, oxidação

Cátodo, redução

Ânodo ..., Cátodo

Tipo de cela

9--,Ei3 Ei3--, 9

O primeiro experimento envolvendo eletrólise foi realizado com a água em 1800, pelos cientistas ingleses Anthony Carlisle (1768-1840) e William Nicholson (1753-1815). Entretanto, como sabemos, a água pura não é um bom condutor de eletricidade; para contornar esse problema. foi adicionado um ácido, aumentando assim a concentração de íons e permitindo a ocorrência das reações representadas a seguir: corrente

2 H20(f) __ elé_tri_ ca_ ) 2 H2(g) + 02(9) H2S04

corrente

Cátodo (8): 4 H20(f) + 4 e- - = elé=tri=ca-

2 H2(g) + 4 OH- (aq)

corrente

Ânodo ((±)):

2 H20(f) __ elé_tri_ca'"--4 4 H+(aq) + 02(9) + 4 e-

O processo de eletrólise foi bastante importante também para a descoberta de vários elementos químicos. Na natureza, os metais não são encontrados na forma metálica, pois são oxidados pelo oxigênio do ar, pela água ou outras espécies químicas. Por meio da eletrólise de minérios fundidos, o químico inglês Humphry Davy (1778-1829) conseguiu obter sódio, potássio, magnésio, cálcio, estrôncio e bário, todos na forma metálica. Oxirredução e elen·oquímica

237

Atenção Esta atividade prática deve ser realizada sob supervisão e orientação do professor. Após a montagem do sistema, não tocar na parte desencapada do fio. O uso de material perfurocortante requer cuidados e atenção. Componentes sólidos recicláveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível. guardados para reutilização no laboratório.

Objetivo • Avaliar o que ocorre quando uma corrente elétrica passa por uma solução eletrolítica.

Materiais • • • •

2 pedaços de fio rígido de cobre n9. 8 de 15 cm 2 pedaços de fio flexível de cobre n9. 2 de 30 cm 2 béqueres ou copos de vidro de 250 mL fonte de 6 V (sequência de 4 pilhas grandes, do tipo D, ou bateria de 9 V) • água destilada

• fita isolante • solução aquosa de KI ou NaCe a 50/o (10 g de sal em 200 mL de água) • solução alcoólica de fenolftaleína a 5% • solução aquosa saturada de amido de milho (somente quando utilizar KI)

fio rígido ~

,zoii('

fio flexível

~ --..

fio flexível

béquer

pilhas grandes

Representação da montagem do aparato para o experimento. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Procedimentos

a) Dobre os pedaços de fio rígido (eletrodos) na forma de um gancho e desencape as pontas. b) Conecte os fios flexíveis à fonte e aos eletrodos, como mostrado na representação acima. c) Coloque a água destilada em ~ do volume do béquer e adicione 5 gotas da solução de fenolftaleína. Observe por 5 minutos. d)Repita o procedimento com o outro béquer, colocando a solução de Kl (ou de NaCe a 5%), adicionando 5 gotas da solução de amido e 5 gotas da solução de fenolftaleína. Observe por 5 minutos.

Para concluir

Escreva

no caderno

1. O que pode ser observado com a passagem de corrente elétrica pelo béquer que contém água destilada? Discuta com os seus colegas e o professor se há passagem de corrente elétrica pela solução.

2. O que pode ser observado com a passagem de corrente elétrica pelo béquer que contém a solução salina?

238

Capítulo 8

Qual é o papel da fenolftaleína e do amido nesse experimento?

3. Indique qual é o cátodo, o ânodo e os polos positivo e negativo da cela eletrolítica. Tente descobrir quais foram as transformações que ocorreram em cada um dos eletrodos na solução de KI (ou de NaCe a 5°/o) .

~ Tipos de eletrólise Para que ocorra a condução de corrente elétrica por uma substância não metálica, deve haver íons livres. Para isso, é necessário que a substância iônica esteja no estado líquido (fundida) ou dissolvida em meio aquoso. Quando a eletrólise é realizada em meio aquoso, o processo é denominado eletrólise aquosa e, quando realizada com uma substância no estado líquido, por fusão, o processo é denominado eletrólise ígnea.

lgneo: do latim igneu, que pode ser definido como "resultado da ação do fogo".

Eletrólise ígnea

As substâncias iônicas, no estado sólido, não são boas condutoras. Assim, para realizar a eletrólise ígnea, é necessário fundir esses sólidos. Substâncias iônicas, de modo geral, possuem um alto ponto de fusão. Esse t ipo de eletrólise precisa então ser realizado a altas temperaturas para que haja a fusão dos sólidos . . 1on1cos. Por exemplo, o cloreto de sódio (NaCe), um sólido em condições ambiente, não conduz corrente elétrica, pois os seus íons estão organizados em retículo

cristalino que não permite a movimentação livre desses íons. Para que haja a mobilidade dos íons, deve-se fazer a fusão do sal. Fusão do sal: NaCf(s)

--=ªº'-19'-...._ c _4

NaCe(e)

Dissociação do sal : NaCe(e) _ _ _ _ _...,. Na+(e) + ce- (e) No estado líquido, os íons cloreto se movimentam em direção ao ânodo e os íons sódio em direção ao cát odo. Os íons cloreto oxidam no ânodo, havendo formação de gás cloro, que é evidenciada pelo surgimento de bolhas de colo ração amarelo-esverdeada na proximidade do eletrodo positivo. No polo negativo, ocorre red ução dos íon s sódio, formando sódio metálico, um metal acinzentado. Embora as espécies químicas envolvidas não estejam nas condições-padrão, podemos utilizar os valores de potencial-padrão para prever o que ocorrerá na reação:

Cátodo (G):

Na+(e) + e-

corrente elétrica )

Na(e)

E~d = - 2, 7 1 V

Ânodo (Et)):

ce- (e)

corrente elétrica )

2 ce2 (9) + e-

E~xi = - 1,36 V

Equação global:

NaCe(s)

corrente elétrica )

so1 •e

Na (e) + -

ee2(9)

~Eº= - 407V '

Assim, observamos que o valo r da diferença de potencial é menor que zero, confirmando o fato de que essa é uma reação não espontânea, que só ocorre, portanto, por causa da presença de corrente elétrica e uma diferença de potencial aplicada maior ou igual a 4,07 V. A eletrólise ígnea é utilizada em escala industrial para a produção de vários metais alcalinos, alcalinoterrosos e do alumínio. No caso do sódio metálico, a eletrólise que o produz ocorre em um equipamento chamado célula de Downs, em que uma mistura de cloreto de sódio e cloreto de cálcio é utilizada para reduzir a temperatura em que ocorre a fusão do NaC e para cerca de 580 ºC. O sódio metálico no estado líquido é produzido em um cátodo de aço e, por ser menos denso que o cloreto de sódio fundido, mantém-se na parte superior da célula, de onde pode ser retirado. Já o gás cloro é formado em um Oxirredução e elen·oquím ica

239

eletrodo de grafita (ânodo), que é separado do cátodo por uma tela de ferro para impedir que o sódio e o cloro reajam, formando novamente cloreto de sódio (Figura 24). ce,(g)

t Nace

•

mistura de NaC e CaC fundido

sódio fundido

cátodo de aço

-e===

Na+(e) +e- ~ Na(e)

- - - - tela de ferro

Figura 24. Representação esquemática do funcionamento de uma célula de Downs. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

ânodo de grafita c e- (e)~

ce,(g) + e-

Ilustração produzida com base em: McMURRY, J. E.; FAY, R. C. Chemistry. 6th ed. Upper Saddle River: Pearson Prentice Hall, 2012. p. 713.

Uma desvantagem desse tipo de processo é a grande quantidade de energia elétrica utilizada. Além disso, é necessário manter os compostos no estado líquido e em ausência de gás oxigênio e, consequentemente, de ar.

~ Eletrólise aquosa Na eletrólise aquosa, a substância dissolvida em água deverá liberar íons que se moverão até os eletrodos onde ocorrerá a oxidação ou redução das espécies. Porém, além dos íons provenientes da substância dissolvida, temos que considerar que a concentração de H+ e OH- e a presença da água podem interferir no processo, pois essas espécies também podem sofrer eletrólise. Vamos considerar uma solução cuja substância iônica não vai sofrer oxirredução, por exemplo, uma solução aquosa de K2S04 . Se a solução for neutra, a água reagirá nos dois polos, sofrendo redução e oxidação:

+ 2 e-

carren1eelé1rica>

2 H20(t')

carren1eelétrica >

Cátodo (8): 2 H20(t') Ânodo (®):

+ 2 OH- (aq) 4 H+(aq) + 02(9) + 4 e-

H2(g)

Para saber qual espécie será reduzida ou oxidada em um eletrodo, precisamos, primeiramente, analisar o potencial-padrão de redução de cada espécie quím ica presente na solução eletrolítica. Por exemplo, na eletrólise aquosa de uma solução de KCt', estão presentes, além da água, os íons K+, H+ e OH- . Assim, no cátodo (polo negativo) as seguintes espécies poderiam reduzir:

ce-,

+ e- ~ K(s) 2 H+(aq) + 2 e- ~ H2(g) 2 H20(t') + 2 e- ~ H2(g) + 2 OH- (aq)

K+(aq)

E?ec1 = - 2' 93 V E?ec1 - 0,00 V

E?ec1 = - 0' 83 V Analisando os valores de potencial-padrão de redução, seria esperado que os íons H+ reduzissem, formando gás hidrogênio, pois entre as espécies é a que apresenta maior potencial de redução. Entretanto, a concentração desses íons na

240

Capítulo 8

solução é muito baixa (10- 1 mol · L- 1) e a probabilidade de essa reação ocorrer é pequena. Portanto, o que ocorre é a redução da água, produzindo gás hidrogênio e íons hidróxido. A liberação de gás hidrogênio é facilmente observada pela formação de bolhas nas proximidades do eletrodo negativo; já a presença de íons OH- pode ser verificada pela adição de um indicador ácido-base, como a fenolftaleína, que tornará rosa a solução nessa região. Já no ânodo (polo positivo), as seguintes espécies químicas poderiam oxidar: 2 c e- (aq) ~ c e2(g) + 2 e2 H20 (f) ~ 4 H+(aq) + 0 2(g) + 4 e-

Eºox, = - 1' 23 V

4 OH - (aq) ~ 2 H20 (f) + 0 2(g) + 4 e-

Eºox, = - 0 ' 40 V

EºOXI = - 1' 36 V

Analisando os valores de potencial-padrão de oxidação, observamos que a espécie com maior tendência a oxidar é o íon hidróxido, pois entre as espécies presentes é o que possui maior potencial de oxidação. Porém, ele também se encontra em baixa concentração nessa solução (10- 1 mol · L- 1), no início do processo. Comparando-se os valores de potencial-padrão do íon cloreto e da água, é possível notar que a água apresenta maior tendência de oxidação, porém, em razão de fatores cinéticos, a oxidação do íon é mais rápida que a da água, sendo observada a formação de gás cloro no eletrodo positivo. A produção de gás oxigênio só ocorreria se a solução eletrolítica fosse alcalina ou apresentasse baixa concentração de íons cloreto. Resumindo, para prever quais produtos serão formados em uma eletrólise aquosa, é necessário avaliar quais são as espécies químicas presentes na solução eletrolítica, qual apresenta maior caráter oxidante ou redutor, qual está presente em maior concentração e o fator cinético (veri ficado experimentalmente). A equação global que representa a eletrólise aquosa será a adição das equações balanceadas de todos os processos envolvidos:

ce-

Dissociação do sal:

Cátodo (8): Ânodo (EB):

2 KCf(aq) 2 H20(i) + 2 e2 c e- (aq)

carren1ee1é1rica> corrente elétrica )

2 K+(aq) + 2 ce- (aq) H (g) + 2 OH- (aq) 2 c e2(g) + 2 e-

Equação global: Em outros casos, como na eletrólise aquosa do cloreto de zinco, não ocorre a redução da água no processo. zn 2+(aq) + 2 ce- (aq)

Dissociação do sal:

znce 2(aq)

Cátodo (8):

Zn 2+(aq)+ 2e-

corrente elétrica )

Zn(s)

Ânodo (EB):

2CC(aq)

corrente elétrica)

ce2(g) + 2 e-

Equação global:

znce2(aq)

corrente elétrica )

Zn(s) + ce2(g)

~ Aplicações da eletrólise No dia a dia, é comum alguém dizer que determinado produto é cromado. Na indústria automobilística, por exemplo, é frequente o uso de tecnologias de revestimento de peças e acessórios com uma camada metálica. Esse processo de revestimento utiliza a eletrólise como técnica. Há outras aplicações da eletrólise e vamos ver alguns exemplos a seguir. Oxirredução e elen·oquímica

241

~ Galvanoplastia ~

Para se obter um anel folheado a ouro, por exemplo, é necessário utilizar um pro~ cesso eletrolítico. O mesmo processo serve para obtenção de peças plásticas croma~"' das (revestidas com crômio) ou niqueladas (revestidas com níquel). Com uma função decorativa, anticorrosiva ou antioxidante, a cromagem, a niquelagem e o revestimento com ouro, prata, zinco e ródio são algumas possibilidades do processo de deposição de metais. A deposição de metais em superfícies metálicas ou não metálicas é denominada galvanoplast ia (ou eletro deposição). O processo de deposição química ou eletrolítica consiste no revestimento da superfície de alguns objetos com camadas metálicas, utilizando-se reações eletroquímicas, em que um sal do metal que se deseja depositar está dissolvido na solução. A Figura 26 ilustra uma célula eletrolítica para o processo de galvanoplastia. No ânodo dessa célula (polo positivo) há uma lâmina de cobre metálico, no cátodo temos uma tela de plástico onde se quer realizar a deposição de cobre, e na solução eletrolítica se encontra sulfato de cobre(II) aquoso. Com a ligação de um gerador elétrico (bateria) ao sistema, ocorre a oxidação do cobre no polo positivo, liberando íons Cu2 + na solução.

j i

Figura 25. A cremação de objetos auxilia na sua conservação.

cuso. 1 mol · L_,

Figura 26. Representação esquemática do processo de deposição de cobre sobre uma superfície plástica. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

gerador elétrico tela de plástico

A presença do gerador induz um potencial positivo no ânodo e negativo no cátodo, movimentando os íons cobre(II) em solução na direção da tela de plástico, onde são reduzidos e depositados, recobrindo-a. No processo de deposição metálica, as superfícies plásticas devem ser preparadas anteriormente para que, em contato com o líquido, a peça seja recoberta por igual. Como objetos plásticos não são condutores, deve ser feita a deposição química de uma camada condutora, que servirá de base para as camadas seguintes. O preparo dessa camada é feito por meio de soluções ativadoras, contendo, geralmente, estanho ou paládio, que se fixam à superfície do plástico através dos microporos criados na etapa de condicionamento. As peças são neutralizadas

242

Capítulo 8

em outra solução, o que elimina excessos de resíduos, e são ativadas para o recebimento da camada condutora . Em seguida, são levadas para o banho de deposição, em que recebem uma camada fina de cobre, e, depois, estão prontas para receber camadas eletrodepositadas, da mesma forma que qualquer material metálico. Essa aplicação eletroquímica é de grande uso nas indústrias, pois permite que objetos de decoração, móveis, vasilhas, bijuterias, calotas de automóveis, emblemas, entre outros artigos, sejam recobertos por metais mais nobres. Como esses metais apresentam baixa reatividade, formam uma película (filme) de proteção no material recoberto, aumentando a durabilidade da peça ou do equipamento. O recobrimento de metais menos nobres com metais mais nobres, por exemplo, diminui o efeito da corrosão.

Anodização

Grande parte dos utensílios domésticos (como talheres e panelas) é feita de alumínio. Apesar de sua aparente estabilidade, o alumínio é um metal de grande reatividade quando exposto ao ar atmosférico. Contudo, muitos objetos feitos com esse metal duram por vários anos, sem sofrer oxidação. Isso acontece porque na oxidação do alumínio ocorre formação de uma fina camada de óxido de alumínio (Af2 0) sobre a superfície do metal, que acaba por protegê-lo e impede que ele entre em contato direto com o oxigênio e a umidade do ar. Quando o metal é naturalmente protegido pelo recobrimento com seu óxido, dizemos que ocorreu uma proteção anódica. Quando o processo de deposição é realizado em uma cela eletrolítica, ele é chamado de anodização. De maneira simplificada, podemos dizer que a anodização é um processo eletrolítico que promove a deposição, de forma homogênea e controlada, de finas camadas de óxidos sobre uma superfície metálica, por imersão da peça em banho eletrolítico. A peça a ser protegida é conectada ao polo positivo (ânodo) de uma cela eletrolítica, contendo solução aquosa de ácido sulfú rico. A passagem de corrente pela cela faz com que haja formação de oxigênio gasoso sobre o ânodo, que reage rapidamente com o alumínio, formando seu óxido. Portanto, no ãnodo ocorrem as seguintes reações: 2H 2 0 (f,) ~4 H+(aq) 2 Af(s)

+ 0 2 (9) + 4e-

+ 3 0 2 (9) ~ Af20 3 (s)

Refino eletrolítico

O refino eletrolítico é bastante utilizado para purificação do cobre, por exemplo. Para ser utilizado em fiações elétricas, o cobre deve apresentar alta pureza, de modo que a eficiência na condução da corrente elétrica seja a melhor possível. Entretanto, o cobre obtido do minério nas metalúrgicas apresenta impurezas em sua composição, como ferro, zinco, prata, ouro e platina em pequenas quantidades. A purificação do cobre pode ser feita em uma cela eletrolítica contendo uma solução aquosa de sulfato de cobre e ácido sulfúrico. O cobre impuro é colocado no ânodo, onde ocorre a oxidação do cobre metálico e das impurezas que apresentam menor potencial-padrão de redução, como ferro e zinco. Os metais mais nobres (como ouro, prata e platina) desprendem-se do eletrodo durante o processo, depositando-se no fundo da cela e formando o que chamamos de lama anódica. Esses metais podem ser purificados posteriormente e vendidos. Oxirredução e elen-oquímica

243

No cátodo é colocada uma peça de cobre para refino, na qual ocorre a redução dos íons Cu 2 + a cobre metálico, aumentando sua pureza (Figura 27). Os íons de ferro e zinco, por apresentarem potencial de redução menores que o do cobre, não são reduzidos, permanecendo em solução.

e Ilustração produzida com base em: McM URRY, J. E.; FAY, R. C. Chemistry. 6th ed. Upper Saddle River: Pearson Prentice Hall, 2012. p. 715.

cobre mais puro (cátodo)

cobre impuro--+-+

(ânodo)

cu2•-- -_.

--- 2n2+ ~ fe'+

Figura 27. Representação esquemática do processo de refino eletrolítico do cobre. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Leis de Faraday Como podemos prever a massa de um metal necessária para revestir, por exemplo, um brinco, uma vasilha ou uma calota de automóvel? A resposta para essa questão começou a ser elaborada por volta do século XIX, quando o estudo dos fenômenos eletroquímicos levou muitos cientistas da época a se interessar pelo assunto. Contudo, o físico e químico inglês Michael Faraday (1791-1867) foi quem melhor entendeu e relacionou a quantidade de matéria transformada e a quantidade de energia elétrica envolvida no processo. Faraday conseguiu determinar as relações eletroquímicas de maneira experimental e, com base em suas observações, enunciou o que fi cou conhecido como as leis de Faraday para a eletrólise. Primeira lei de Faraday: a massa da substância química transformada durante o processo de eletrólise é diretamente proporcional à quantidade de carga elétrica que atravessa a solução (m = k · Q ). Segundo a Física, a quantidade de carga elétrica (Q) pode ser determinada como o produto da intensidade da corrente elétrica (i), dada em ampere (A), pelo intervalo de tempo (.ót) em segundos.

Q=i·õt

Assim, a massa de uma substância é dada por: m = k · i · .ót , em que k = 1196 485 c. Podemos demonstrar a aplicação dessa lei fazendo a eletrólise ígnea do cloreto de sódio, admitindo que a semirreação que ocorre no cátodo é a representada a seguir.

Coulomb: é a quantidade de carga elétrica conduzida por uma corrente elétrica de 1 ampere (1 A) durante 1 segundo (1 s).

244

Capítulo 8

Com base nessa semiequação, podemos dizer que, para cada mol de sódio metálico formado, 1 mol de elétrons (6,02 · 1023 elétrons) é consumido. Utilizando a carga elétrica do elétron (1,6022 · 10-19 C, em que C é o símbolo da unidade coulomb), podemos determinar a quantidade de carga elétrica que

deve ser fornecida pelo gerador elétrico para a produção de 1 mol de sódio metálico (23 g de sódio). Esse cálculo pode ser feito por uma regra de três simples: 19 -10e 1 e- - - 16022 •

6 022 · 10 23 e- - --

x=96500C

Essa quantidade de carga elétrica ficou conhecida como constante de Faraday (1 F). Podemos então dizer que 1 F = 96 500 C. Assim, é possível determinar a massa de diversas espécies químicas que sofrem eletrólise quando submetidas à passagem de uma corrente de 1 A, em um intervalo de tempo de 1 s, ou seja, a massa eletrolisada quando a carga elétrica for igual a 1 C. Por exemplo, na eletrólise dos íons alumínio, para uma carga de 96500 C, é possível obter 9 g de alumínio (MAe = 27 g · mol- 1): 27 g de Af - - 3 molde emAt - - - 1 molde e- => mAt = 9 gdeAf Se a carga elétrica fosse o dobro, a quantidade de metal produzido também seria o dobro. Ou seja, podemos dizer que, quanto mais intensa for a corrente elétrica aplicada na eletrólise, maior será a massa da substância produzida na reação. E o que será que acontece com a massa de produto formada na eletrólise quando ligamos dois ou mais dispositivos eletroquímicos em série? Inicialmente, dizemos que dois dispositivos eletroquímicos estão ligados em série quando eles são percorridos pela mesma corrente elétrica. Por exemplo, as pilhas utilizadas para produzir luz em uma lanterna são geralmente ligadas em série (Figura 28a).

0 1,5 V

1,5 V

4,5V

Em eletricidade é comum representar um gerador pelo símbolo -l f-. em que o t raço menor indica o polo negativo e o maior, o polo posit ivo.

+ A

---

i"' ..

Figura 28. Representação de pilhas ligadas em série. (Imagens fora de escala e em cores ilustrativas.)

+ ~

Assim, pode-se formular o conceito da segunda lei de Faraday. Para isso, vamos considerar duas células eletrolíticas ligadas em série (Figura 28b): suponha que, na célula eletrolítica A, o cálcio seja depositado no cátodo (polo 8); e que na célula eletrolítica B, ligada à célula eletrolítica A, o alumínio seja depositado no outro cátodo. Se a quantidade de carga elétrica produzida pelo gerador for de 1 F(96 500 C), no cátodo A será depositada uma massa de 20 g de cálcio, ao mesmo tempo que no cátodo B será depositada uma massa de 9 g de alumínio. Com esses dados, podemos propor uma equação geral para a eletrólise. Seja a massa m, de uma espécie química eletrolisada por 1 F, ou seja, a massa que movimenta 1 mol de elétrons. Podemos dizer que qualquer outro valor de massa diferente dessa espécie que for eletrolisado corresponderá a uma carga elétrica Q. Assim: m. 96500(

Segunda lei de Faraday: quando ligamos dois ou mais dispositivos em série,

as massas das substâncias químicas eletrolisadas em cada um dos dispositivos são diferentes entre si, porém diretamente proporcionais à quantidade de carga fornecida pelo gerador de cargas. Oxirredução e elen-oquím ica

245

1. As ilustrações a seguir representam modelos de células eletrolíticas e galvânicas. Observe-as atentamente e explique quais são as principais diferenças entre ambas.

bateria

----litl!câtodo

fluxo de elétrons e-/tr - - - - - - - -\ e\ ponte salina ~ = ~ u.----r'lccâtodo

oxidação redução Zn 4 Znz+ + 2e- Cuz+ + 2e- 4 (u Representação de uma célula eletrolítica (a) e uma célula galvâ nica (b). (Imagens fora de escala e em cores ilustrativas.)

2. (Fuvest-SP) Água pode ser eletrolisada com a finalidade de se demonstrar sua composição. A figura representa uma aparelhagem em que foi feita a eletrólise da água, usando eletrodos inertes de platina.

._g

·e

;Jl

IV -

1= gerador de corrente contínua

a) Nesse experimento, para que ocorra a eletrólise da água, o que deve ser adicionado, inicialmente, à água contida no recipiente N? J ustifique. b) Dê as fórmulas moleculares das substâncias recolhidas, respectivamente, nos tubos II e IH. c) Qual a relação estequiométrica entre as quantidades de matéria (mols) recolhidas em ll e III? d)Escreva a equaç.ã o balanceada que representa a semirreação que ocorre no eletrodo (ânodo) inserido no tubo III. 3. A água do mar é de grande utilidade para os seres humanos. Com ela, são produzidas substâncias muito importantes para a indústria e para o cotidiano, como o sal de cozinha, a soda cáustica, o gás hidrogênio, o gás cloro, entre outras. No entanto, para a obtenção de cada uma dessas substâncias, é preciso utilizar diferentes métodos. Por exemplo, para a produção do sal de cozinha (NaCf) , uma quantidade de água é represada e exposta ao sol, para que ocorra a evaporação da água e reste apenas o sal. Já para a obtenção do hidróxido de sódio (NaOH), é necessário que se faça eletrólise da água do mar.

246

Capítulo 8

Dados:

Eº (V) 0,80

Zn 2+ + 2e- ~ zn -0,76

l A = C· s- 1 · F = 96 500 C · mol- 1 · massamolar(g · mol-

4. (UFPR) As baterias são indispensáveis para o funcionamento de vários dispositivos do dia a dia. A primeira bateria foi construída por Alessandro Volta em 1800, cujo dispositivo consistia numa pilha de discos de zinco e prata dispostos alternadamente, contendo espaçadores de papelão embebidos em solução salina. Daí vem o nome "pilha" comumente utilizado.

Ili

Para a eletrólise da água do mar, represente as semirreações catódicas e anódicas. Indique, também, qual o gás produzido em cada eletrodo e escreva a equação que representa a reação de eletrólise da solução salina. Considere a água do mar uma solução de cloreto de sódio.

Ag = 108; Zn = 65.

a) De posse dos valores de potencial-padrão de redução (Eº), calcule o potencial-padrão da pilha de Zn/Ag. +1 .56V b)Considere que, com uma pilha dessas, deseja-se manter uma lâmpada acesa durante uma noite (12 h). Admita que não haverá queda de tensão e de corrente durante o período. Para mantê-la acesa, a corrente que passa pela lâmpada é de 10 mA. Calcule a massa de zinco que será consumida durante esse período. 145 mg 5. (Unicamp-SP) Ao contrário do que muitos pensam, a medalha de ouro da Olimpíada de Beijing é feita de prata, sendo apenas recoberta com uma fina camada de ouro obtida por deposição eletrolítica. Na eletrólise, a medalha cunhada em prata atua como o eletrodo em que o ouro se deposita. A solução eletrolítica é constituída de um sal de ouro(Ill) . A quantidade de ouro depositada em cada medalha é de 6,0 gramas. a) Supondo que o processo de eletrólise tenha sido conduzido em uma solução aquosa de ouro(III) contendo excesso de íons cloreto em meio ácido, equacione a reação total do processo eletroquímico. Considere que no ânodo forma-se o gás cloro. b) Supondo que tenha sido utilizada uma corrente elétrica constante de 2,5 amperes no processo eletrolítico, quanto tempo (em minutos) foi gasto para se fazer a deposição do ouro em uma medalha? Mostre os cálculos. 58,78 min Dados: constante de Faraday = 96 500 coulomb· mol- 1; 1 ampere = 1 coulomb· s- 1 •

Estrago salgado A névoa úmida do litoral causa prejuízos e pode até derrubar construções CONCRETO RACHADO "Como o concreto é poroso, as gotículas cheias de sais penetram no material e enferrujam as estruturas metálicas internas, fazendo-as aumentar de tamanho", diz o biólogo Cláudio Gonçalves Tiago, da USP. O concreto não suporta esse crescimento e começa a rachar. O jeito é pintar as paredes com produtos impermeabilizantes, que evitam a penetração dos sais. VEÍCULO EM PERIGO No caso dos carros, o maior inconveniente é que aumentam os riscos de ferrugem em partes expostas da lataria, como as que sofreram pequenas batidas ou foram riscadas. A única maneira de acabar com esse efeito indesejável é lavar sempre o automóvel para remover o sal, e nunca deixar áreas danificadas sem pintura. ATAQUE NA ENTRADA Em portões e grades, ocorre algo parecido com o que sofrem os carros: as áreas de ferro exposto ou com pintura descascada ficam mais vulneráveis à ação da ferrugem e podem emperrar. Para evitar o prejuízo, os proprietários devem pintar esses objetos com revestimentos antioxidantes, que impedem o contato do ferro com a água e os sais da maresia. [...]

A substit uição de equipamentos enferrujados gera altos custos para as administrações municipais das cidades litorâneas.

O QUE É a maresia? Mundo Estranho, São Paulo: Ed.Abril, [2015?) . Disponível em: <http://mundoestranho.abril.eom.br/materia/o-que-e-a-maresia>. Acesso em: 26 mar. 2016.

Administração faz reparos na iluminação da Praça Internacional do Surf, em Maresias [... ] A Prefeitura de São Sebastião concluiu os serviços de reparo na iluminação da Praça Internacional do Surf, localizada em Maresias, na Costa Sul do município. A finalidade da iniciativa é facilitar a manutenção e melhorar a luminosidade do espaço público, uma antiga reivindicação dos munícipes que utilizam o local. Os trabalhos foram executados pela equipe da Secretaria das Administrações Regionais (Seadre), Regional Boiçucanga, e consistem na troca de reatores, lâmpadas e refletores. Nos postes de ferro situados no interior da praça foram substituídas 14 lâmpadas de 400 watts e 14 reatores, os quais estavam completamente oxidados devido à maresia - névoa fina, úmida e salgada que paira sobre cidades litorâneas e acelera a formação de ferrugem. Além disso, os funcionários rebaixaram os postes de 9 metros para 7 metros, o que agora irá facilitar o trabalho em futuras intervenções necessárias. A Administração Municipal realizou, ainda, a troca de reatores e de 10 lâmpadas (seis de mil watts e quatro de 400 watts) nos postes de cimento responsáveis pela iluminação da praia e do mar, possibilitando prática do surf noturno em frente à Praça Internacional do Surf. ADMINISTRAÇÃO faz reparos na iluminação da Praça Internacional do Surf, em Maresias. São Sebastião: Prefeitura de São Sebastião, 30 set 2009. Disponível em: <http://www.saosebastiao.sp.gov.br/finaltemp/news.asp?id=N3092010114217>. Acesso em: 26 mar. 2016.

Atividades

Escreva no caderno

1. A vida útil dos materiais presentes no dia a dia é um fator importante do custo de vida para determinada população. De posse das informações apresentadas em ambos os textos, discuta com seus colegas como a proximidade do litoral afeta a durabilidade das estruturas civis e dos objetos e qual a consequência disso no custo de vida. 2. Existem diferentes casos de grandes estruturas me-

tálicas que, ao longo da história, sofreram e continuam sofrendo manutenções, principalmente para

reparar os danos causados pela ação de fatores naturais. Pesquise um exemplo de grande estrutura compatível com essa situação e compartilhe com a classe alguns detalhes sobre os fatores que causaram tais danos e se há como fazer o reparo. 3. Levante informações sobre métodos comuns de prevenção da ferrugem e explique sucintamente como eles funcionam. Discuta com seus colegas qual é a viabilidade de aplicação de cada um deles em grandes cidades litorâneas.

Oxirredução e elen-oquímica

247

1. (PUC-RJ) O equipamento conhecido corno bafômetro permite determinar a quantidade de álcool no sangue através do ar expirado por urna pessoa. O ar é passado por urna solução de dicrornato de potássio, de coloração amarela, acidulada com ácido sulfúrico. Caso o etanol esteja presente no ar expirado, este reage com o dicrornato em meio ácido produzindo Cr3+, de coloração verde, conforme a reação indicada a seguir: 3 CH 3 CH 20H(g) + 2 K 2 Cr20 7 (aq) + 8 H 2S0 4 (aq) ~ ~ 3 CH3 COOH(aq)+

2 Cr2(S0 4 ) 3 (aq) +

+ 2 K2S0 4 (aq) + 11 H 20(e)

a) todos os produtos da reação global que ocorre na fase luminosa sofreram redução, pelo fato de a luz estar envolvida na primeira sernirreação desta fase . b) os produtos da reação global que ocorre na faseescura são Cu+ e Ag+. c) na reação UI, cu+ é reduzido a Cu2+, sendo o agente oxidante do processo. @ na reação IV, Ag é oxidado a Ag+, sendo o agente redutor do processo. e) a lente assume cor esverdeada quando exposta à luz, pois se sabe que o ce formado na etapa I é um produto gasoso esverdeado.

3. (UFPI) Ajuste a seguinte equação química, cuja reação ocorre em meio ácido:

De acordo com as informações, é incorreto afirmar que: a) o estado de oxidação do crômio no dicrornato de potássio é 6 + . @ na reação, KiCr20 7 é o agente redutor.

e assinale a afirmativa verdadeira: @ a soma dos coeficientes de todas as espécies químicas que participam nesta reação pode ser igual a 15.

c) a mudança de coloração, decorrente da reação de oxirredução, identifica a presença de etanol. d)o S0~2 originário do ácido sulfúrico, em solução

b)a soma dos coeficientes de todas as espécies químicas que participam nesta reação pode ser igual a 7.

aquosa, é um íon espectador, pois não sofre qualquer tipo de alteração na reação.

c) quando o coeficiente de substância P4 é igual a 3, o da substância PH3 é igual a 4.

e) no sulfato de potássio, o potássio tem número de oxidação 1 + .

d) quando o coeficiente da água, H2O, é igual a 6, o da espécie H+ é igual a 5.

2. (UFSCar-SP) Um tipo de lente fotocrômica utilizada em óculos contém AgCe e Cucedispersos no vidro da lente. O funcionamento da lente fotocrômica envolve duas fases, a luminosa e a escura.

e) quando o coeficiente da substância P4 é igual a 3, o da espécie é igual a 2.

Na fase luminosa, em presença de luz intensa, ocorrem as semirreações:

A prata metálica é formada quase instantaneamente e escurece o vidro. Em ambiente com pouca luz, ocorre a fase escura, envolvendo as reações: III.

ce +

Cu+ ~ Cu 2+ +

ce-

IV. Cu 2+ + Ag~Cu+ + Ag+ responsáveis pela restauração da transparência inicial da lente. Com relação aos processos envolvidos na atuação de urna lente fotocrôrnica, pode-se afirmar que:

248

Capítulo 8

HPO:-

4. (UEL-PR) A primeira aplicação de dióxido de cloro

como desinfetante ocorreu em 1944 nos Estados Unidos. O uso deste óxido para o tratamento de água de abastecimento foi possível devido à disponibilidade comercial do clorito de sódio. Em estações de tratamento de água, o dióxido de cloro é produzido a partir de soluções de clorito de sódio, segundo as reações representadas pelas equações químicas a seguir, não totalmente balanceadas. (I) 2NaCf 0 2(aq) + Cf 2(g)~ ~

ceo (aq) 2

+ NaCf (aq)

(II) 2NaCe0 2(aq) + HOCe(aq)~ ~

Cf0 2(aq) + NaCf (aq) + NaOH(aq)

(ill) 5NaCe0 2(aq) + 4HCf (aq)~ ~ Cf0

2(aq) + NaCf (aq) + H20(f )

Os números de oxidação do cloro no c ev HCCO e HCe, e os coeficientes estequiométricos do ceo2 nas equações I, II e III são:

Número de oxidação (Ce)

Coeficiente . , . esteqwometnco (Cf O,) Equações químicas

ce2

HOCf

HCe

(1)

- 1

(li)

(111)

6. (UECE) Segundo o INMETRO, a pilha alcalina produz voltagem de 1,5 V, não é recarregável, mantém a voltagem constante por mais tempo e, embora custe mais caro, dura cerca de cinco vezes mais. Seu nome decorre do fato de ela substituir a pasta de cloreto de amônio e cloreto de zinco por hidróxido de potássio ou hidróxido de sódio. Considerando a reação que ocorre na pilha alcalina, Zn + 2 Mn02 + H 20 ~ Zn2+ + Mn2 0 3 + 2 OH-, pode-se afirmar corretamente que sua duração é maior porque @ possui uma resistência interna muito menor que a pilha comum. b) o cátodo é feito de zinco metálico poroso.

-1

-2

c) o manganês presente na pilha sofre oxidação. d) é um aperfeiçoamento da pilha de Daniell.

- 1

5. (Fuvest-SP) Um experimentador tentou oxidar zinco (Zn) com peróxido de hidrogênio (H 20 2 ), em meio ácido. Para isso, adicionou, ao zinco, solução aquosa de peróxido de hidrogênio, em excesso, e, inadvertidamente, utilizou ácido iodídrico [HI(aq)] para acidular o meio. Para sua surpresa, obteve vários produtos. a) Escreva as equações químicas balanceadas que representam as reações de oxirredução ocorridas no experimento, incluindo a que representa a decomposição do peróxido de hidrogênio, pela ação catalítica do metal. b)Poderá ocorrer reação entre o peróxido de hidrogênio e o ácido iodídrico? Justifique, utilizando se-

7. (Vunesp-SP) A hidrazina, substância com fórmula molecular N2H4 , é um líquido bastante reativo na forma pura. Na forma de seu monoidrato, N2H 4 • H 20 , a hidrazina é bem menos reativa que na forma pura e, por isso, de manipulação mais fácil. Devido às suas propriedades físicas e químicas, além de sua utilização em vários processos industriais, a hidrazina também é utilizada como combustível de foguetes e naves espaciais, e em células de combustível. Observe o esquema de uma célula de combustível de hidrazina monoidratada/oxigênio do ar em funcionamento, conectada a um circuito elétrico externo. No compartimento representado no lado esquerdo do esquema, é introduzido apenas o reagente N2 H4 • H 20, obtendo-se os produtos N2 (g) e H2 0(f ) em sua saída. No compartimento representado no lado direito do esquema, são introduzidos os reagentes 0 2 (g) e H20(C) sendo H2 0(e) consumido apenas parcialmente na semirreação, e seu excesso liberado inalterado na saída do compartimento.

mirreações e os correspondentes potenciais-padrão de redução. Dados: Potenciais-padrão de redução (V):

N,H, · H,O(t)

água 1,78;

• iodo (12 ) dando íons iodeto 0,54; • íons tt+ dando hidrogênio gasoso (H2) 0,00; • íons zn2 + dando zinco metálico 0,76.

.---, ~

• peróxido de hidrogênio, em meio ácido, dando • oxigênio (02 ), em meio ácido, dando peróxido de hidrogênio 0,70;

Circuito elétrico

o,(gl

H,O(t)

lil

f-OH-

N,(g) H,O(e)

D D

"-~

'-----' .g

H,O(t)

(excesso)

Catalisador de niquei Membrana permeável a ions OH-

Oxirredução e elen·oquím ica

249

Escreva a equação química balanceada que representa a reação global que ocorre durante o funcionamento dessa célula de combustível e indique os estados de

gando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 A. A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente:

oxidação, nos reagentes e nos produtos, do elemento que é oxidado nesse processo.

Dados: Constante de Faraday: F = 96500 C/mol; Massa molar em g/mol: Cu = 63,5.

8. (UPF-RS) O uso de cloro na desinfecção de águas

a) 0,02 g

@)35,5 g

foi iniciado com a aplicação do hipoclorito de sódio (NaCeO(aq)) e, primeiramente, era empregado

b) 0,04 g

e) 71,0 g

somente em casos de epidemias. A partir de 1902, a cloração foi adotada de maneira contínua na Bélgica, e, a partir de 1909, passou a ser utilizado o gás cloro cce2(g)) armazenado em cilindros revestidos com chumbo. Ü gás cloro cce2(g)) pode ser obtido por dois processos de eletrólise: eletrólise da água do mar ou de uma salmoura e eletrólise ígnea de cloreto de sódio fundido. Na+(e) + e-~ Na(e)

Eº = -2 71 V

c e2(g) + 2 e -~ 2 c e- caq)

Eº = - l 36V

rcd

10.

Reciclagem de latas de alumínio bate novo recorde mundial [... ] A reciclagem de latas de aluminio movimentou cerca de R$ 1,3 bilhão na economia brasileira em 2009. Segundo cálculos [...]. se houvesse catadores que só coletassem latas de aluminio, seria necessário o trabalho de 216 mil profissionais para coletar ovolume reciclado[ ... ). [ ... J

d)A decomposição do cloreto de sódio é um proces-

Além da questão social e de retirar do meio ambiente quase 200 mil toneladas de residuos, a reciclagem de alumínio colabora com a redução das emissões de C02 • O reaproveitamento da lata libera apenas 5% das emissões de gás de efeito estufa, quando comparado com a produção de aluminio primário[... ]. Outro fator importante é a economia de energia, com redução de 95% do que é consumido na produção da lata a partir do aluminio primário. A economia em 2009 foi de aproximadamente 2 922 GWh/ano, ou 0,8% do total de energia consumida no pais. Isso é superior ao que será economizado com o horário de verão e seria energia suficiente para atender à demanda anual de uma cidade de mais de 1,2 milhão de habitantes [...].

so espontâneo e sua reação pode ser descrita como: 2 NaC e( e) ~ 2 Na(e) + Ce2 (g), sendo o potencial da célula negativo.

RECICLAGEM de latas de alumínio bate novo recorde mundial. Notícias Da lata, Brasília (DF): Abralatas, ano 6, n. 34, p. 6-7, setJ out 201 O. Disponível em: <http://www.abralatas.org.br/wp-contenti uploads/2015/03/edicao-34.pdf>. Acesso em: 26 mar. 2016.

Considerando os processos de eletrólise e as substâncias químicas relacionadas acima, analise as afirmativas e assinale a correta. @ No processo de eletrólise do NaC e(e), ocorre redução no compartimento do cátodo, sendo este ligado ao polo negativo. b) Eletrólise é um processo de oxirredução espontâneo no qual ocorre conversão de energia química em energia elétrica. c) A substância química NaCe(e) conduz a corrente elétrica, mesmo no estado sólido, pois apresenta íons em sua estrutura cristalina.

e) Para o preparo de 1 L de uma solução de NaCeO(aq) com concentração em quantidade de matéria de 0,6 mol · L- 1, devem ser dissolvidos 4,466 g do soluto.

9 (Enem/MEC) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de aproximadamente 99,9º/o. Por ser um metal de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-se viável economicamente. Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre(Il) (CuS04 ) durante 3 h, empre-

250

c) 2,40 g

Capítulo 8

Pesquise sobre o processo de produção e reciclagem do alumínio e procure responder: a) Por que é utilizado o alumínio para compor as latas que armazenam alguns alimentos? Poderia ser utilizado algum metal mais nobre? b)Por que a reciclagem do alumínio consome menos energia que sua extração e produção a partir da bauxita? c) Por que a reciclagem do alumínio a partir de latas de bebidas agride menos o meio ambiente do que sua produção a partir da bauxita? d) Como é realizada a reciclagem de alumínio no Brasil? Quais são os principais responsáveis pela eficiência desse processo?

Tabela de cátions Bivalentes

Monovale ntes H+(H30 +)

Hidrogênio (Hidroxônio)

NH+4

Amônio

Be 2+

Berílio

Li+

Lítio

Na+

Sódio

Mg2+ Ca 2•

K+

Potássio

Estrôncio

Rb+

Rubídio

Sr 2+ Ba 2+

Fr+

Frâncio

Rádio

cs•

Césio

Ra 2+ zn 2+

Ag+

Prata

Hg~+ cu+ Au+

Trivalentes

Alumínio

Magnésio

Af 3+ As 3+

Cálcio

Cr 3+

Crômio(III)

zr•+

Zircônio(IV)

Mn 4 +

Manganês(IV)

sn•+

Estanho(IV)

As tato

Mn 2 + Manganês(II) Estanho Sn 2•

Bário

Tetravalentes

Níquel(II)

Zinco

Ni2+ Co 2+

Cd 2+

Cádmio

Pb 2 +

Chumbo(II)

Pb 4 +

Chumbo(IV)

Mercúrio(!)

Hg2+

Mercúrio(II)

Pt 2+

Platina(II)

Pt••

Platina(IV)

Cobre(I) ou cuoroso Ouro(I) ou auroso

Cu 2+

Cobre(II) ou cúorico

Fe 2+

Ferro(II) ou ferroso

Ti•+

Titânio(IV)

Ni3+ Co 3+

Cobalto(II)

fe 3 + Au 3 +

Ti3+

Níquel(III) Cobalto(III)

Ferro(III) ou férrico Ouro(III) ou áurico Titânio(l11)

Nota: Os cátions em negrito correspondem ao Nox mais comum do elemento. Lembre-se de que os sufixos oso, para a menor carga do cátion, e ico. para a maior carga, não são recomendados pela IUPAC.

Tabela de constantes de dissociação dos ácidos (a 25 ºC) Dissociação Hceo .(aq)

_.. ~

HBr(aq) _..

_..

H2S04 (aq)

HCf(aq)

HN03(aq)

_.. _..

H2Cr04 (aq) _.. _.. H2C20 .(aq) _.. H2 S03(aq) _.. HSO;(aq)

Dissociação

H+(aq) + c eo;(aq)

muito grande

H+(aq) + Br- (aq)

muito grande

H•(aq)

+ HSO;(aq)

H+(aq)

HP(Y.- (aq)

_.. ~

H•(aq) + PO! - (aq)

4,8 . 10- 13

HF(aq) _..

H+(aq)

F- (aq)

6 •3 · 10-•

_..

H+(aq)

H2PO; (aq)

6 •9 . 10- 3

H• (aq)

Hcoo- (aq)

1•8 · 10-•

H+(aq)

HCOi(aq)

4 5 . 10-1

H•(aq)

so~- (aq)

6 •3 · 10-s

H•(aq)

+ HPO! - (aq)

6 •2 · 10-s

muito grande

H3P04 (aq)

c e- (aq)

muito grande

HCOOH(aq)

H+(aq) + NOi(aq)

muito grande

H2C03 (aq)

muito grande

HSOi (aq)

_.. _..

_..

H+(aq)

H• (aq)

+ HC2o;(aq)

5•4 . 10-2

H2PO; (aq)

H+(aq)

HSOi(aq)

1, 4 . 10-2

Hceo (aq)

H• (aq)

c eo- (aq)

4 •O· 10-s

H• (aq)

SO! - (aq)

1 o . 10-2

HCN (aq) _..

H• (aq)

cN - (aq)

6 •2 . 10- 10

H• (aq)

+ Hs- (aq)

8 •9 · 10-s

H3B03 (aq)

H•(aq)

H2BO;(aq)

5•4 . 10- 10

Hs- (aq) _..

H• (aq)

+ s2- (aq)

1•o · 10- 19

HCOi (aq)

H+(aq)

co~- (aq)

4 •o . 10- 11

H2S(aq)

_.. ~

HCro; (aq)

_.. _.. ~

_..

Fonte de pesquisa: LIDE, D. R. (Ed.). CRC Handbook of Ch emistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009. p. 8-40; 8-51 .

251

Apêndice Tabela de potenciais-padrão de redução (a 25 ºC, 1 mol/L e 101 325 kPa) Semiequação de redução

Eº (V)

t 2,87

AgBr(s) t 1 e- ~ Ag(s) t a, - (aq)

+0,07

O.(g) t 2 H•(aq) t 2 e- , O,(g) t H20(t')

t 2,0B

N0 3(aq) + H20(1)+ 2 e- ,N0 2(aq) t 20H- (aq)

+ 0,01

s,Ot(aq) + 2 e-, 2 SO;-(aq)

+ 2,01

2 H•(aq) t 2 e- , H2(g)

Ag'•(aq) + l e- ~ Ag• (aq)

+ 1,98

fe'• (aq) t 3 e-, Fe(s)

- 004 •

co>+(aq) t l e- , co>+(aq)

+ 1,92

Pb''(aq) t 2 e- , Pb(s)

- 013 •

H,O,(aq) t 2 H•(aq) + 2 e-, 2 H20(1)

+ 1.78

Sn''(aq) t 2 e- , Sn(s)

Ce••(aq) + 1 e- ~ Ce''(aq)

+ 1.72

Agl(s) t 1 e- , Ag(s) + 1- (aq)

- o•14 - o•15

+ 1,69

Ga•(aq) + 1 e- ~ Ga(s)

+ 1,69

Ni''(aq) + 2 e- , Ni(s)

+ 1,61

V"(aq) + l e- ~v>+(aq)

2 HBrO(aq) + 2 H•(aq) + 2 e- , Br, (1) + 2H,O(t)

t 1,60

Co'•(aq) + 2 e-, Co(s)

Mn''(aq) t l e- , Mn"(aq)

t 1,54

Tt'(aq) + 1 e- , Tt(s)

MnO; (aq) t 8 H'(aq) + 5 e- , Mn" (aq) + 4 H20(t)

t 1,51

PbSO,(aq) + 2 e- ~ Pb(s) t SOj- (aq)

- 034 • - 036 •

Au" (aq) + 3 e-, Au(s)

+ 1,50

(dl+ (aq) + 2 e-, Cd (s)

- 040 •

Ct,(g) + 2 e- , 2 c e- (aq)

+ 1,36

Cr'•(aq) + 1 e- ~ Cr"(aq)

Cr ,o;-(aq) + 14 H'(aq) + 6 e- ~ 2 cr>+(aq) + 7 H,O(I)

+ 1,36

- 041 •

Fe'' (aq) + 2 e- , Fe(s)

0 3(g) + H20(1) t 2 e- ~ 0 2(g) + 2 OH- (aq)

+ 1,24

- 045 •

S(s) + 2 e- ~ s 2- (aq)

0 2(g)+ 4H '(aq) + 4e- ~ 2 H20(0

+ 1,23

- 048 •

MnO,(aq) + 4 H'(aq) t 2 e- ~ Mn'·(aq) + 2 H,0(1)

U"(aq) + 1 e- , U''(aq)

+ 1,22

- 061 •

+ 1,19

Cr'•(aq) + 3 e- ~ Cr(s)

CCO;(aq) + 2 H'(aq) + 2 e- ~ cro,(aq) + H,O(t')

- 074 •

Zn'• (aq) + 2 e-, Zn(s)

Pt•• (aq) t 2 e-, Pt(s)

+ 1,18

- 076 •

Br,(t) + 2 e-, 2 a, - (aq)

Cd(OH),(aq) t 2 e- , Cd(s) + 20H- (aq)

+ 1,09

- 081 •

Pu"(aq) + 1 e- ~ Pu''(aq)

t 1,01

2 H20(1) t 2 e- ~ H,(g) t 20H- (aq)

- 083 •

NO 3(aq) t 4 H'(aq) t 3 e- , NO (g) t 2 H,O(t)

+0,96

Ti''(aq) + 1 e- , Ti" (aq)

- 090 •

2 Hg'•(aq) t 2 e- , Hgj•(aq)

+ 0,92

Ci'•(aq) t 2 e-~ Cr(s)

- 091 •

Se(s) + 2 e- ~ Se•- (aq)

- 092 •

Te(s) + 2 e- , Te2- (aq)

- 1,14

V" (aq) + 2 e-, V(s)

- 118 • - 119 •

PbSO,(s) + 2H20(1)

Au'(aq) + 1 e- , Au(s) 2 HCto(aq) + 2 H'(aq) + 2 e- ,

Semiequação de redução

F,(g) t 2 e-, 2 F- (aq)

PbO,(s) t 4 H'(aq) + SOj- (aq) + 2 e- ,

Eº (V)

Ct,(g) + 2H20(t')

cco- (aq) + H,O(tl + 2 e-, ce- (aq) + 20H- (aq)

+ 0,81

Hg" (aq) t 2 e- , Hg(t)

+0,85

Ag•(aq) t 1 e- ~ Ag (s)

+ 0,80

Hg;•(aq) t 2 e- ~ Hg(t')

+ 0,80

Agf(s) + l e- ~ Ag(s) + F- (aq)

+ 0.78

Fe'•(aq) + 1 e-, Fe'•(aq)

+ 0.77

BrO- (aq) t H20(t) + 2 e- ~ Br- (aq) + 2 OH- (aq)

+0.76

MnO;(aq) + 2H 20(t') + 3 e- , MnO,(aq) + 4 OH- (aq)

+0,60

1,(s) + 2 e- , 2 1- (aq)

Mn''(aq) + 2 e- ~ Mn(s) Ti''(aq) + 2 e- , Ti(s)

º·ºº

- 020 • - 026 • - 026 • - 028 •

At'' (aq) + 3 e- , At(s)

- 1•63 - 1•66

U' •(aq) + 3 e-, U(s)

- 1•80

Be'•(aq) + 2 e- , Be(s)

- 1•85

t 0,54

(e>+(aq) + 3e- ~Ce(s)

- 2•34

13(aq) t 2 e- , 3 1- (aq)

+0,54

Mg" (aq) + 2 e-, Mg(s)

- 2•37

cu•(aq) t 1 e- , Cu(s)

+0,52

ta'•(aq) + 3 e- ~ la(s)

- 2•38

o,(g) + 2H,O(I) + 4 e- , 4 OH- (aq)

+ 0,40

Na' (aq) + 1 e-, Na (s)

- 2•71

+ 0,36

Ra"(aq) t 2 e-, Ra(s)

Cu'•(aq) + 2 e- ~ Cu(s)

+ 0,35

Ca'• (aq) + 2 e-, Ca(s)

- 280 • - 2•87

Bi'•(aq) t 3 e- ~ Bi(s)

+ 0,31

Sr''(aq) + 2 e- , Sr(s)

Hg,Ct,(s) + 2 e- , 2 Hg(I) + 2 ct - (aq)

+ 0,27

Ba" (aq) t 2 e-, Ba(s)

AgCt(s) + 1 e-,Ag(s) + ce - (aq)

K'(aq) + 1 e-, K(s)

SO j- (aq) + 4 H' (aq) + 2 e- ~ H,SO, (aq) + H20 (t)

+ 0,22 + 0,17

Rb'(aq) + 1 e- ~ Rb(s)

- 2•93 - 2•98

Cu'•(aq) + 1 e- ~ cu•(aq)

+ 0,15

Cs•(aq) + 1 e- , Cs(s)

- 303 •

Sn"(aq) + 2 e- ~ Sn"(aq)

t 0,15

Li•(aq) + l e- , Li(s)

- 304 •

CCO;(aq) + H,O(I) + 2 e- ~ ceo,(aq)

+ 2 OH- (aq)

- 2•90 - 2•91

Fonte de pesquisa: LIDE. D. R. (Ed). CRC Handboo k o f Che mistry a nd Physics. 89 th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009. p. 8 -20; 8-24.

252

Tabela periódica dos elementos .... !!A:•""

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Notas: Os valores demassa atômica foramarredondados para facilitar a leitura. Os valores que aparecem entre parênteses referem-se à massa do isótopo mais estável do elemento. Os elementos 113, 11 5, 117 e 118 tiveram sua descoberta confirmada em 2015, e a IUPACrecomendou a aceitação dos nomes e símbolos submetidos pelos grupos de pesquisa envolvidos nessa descoberta emjunho de 2016. Até a finalização deste livro, esses nomes e símbolosestavamsob consulta pública. Fontes de pesquisa: INTERNATIONAL UNION OF PURE AND APPLIED CHEMISTRY (IUPAC). Periodic Table of the Elements. 8 jan. 2016. Disponível em: <http://iupac.org/fileadmin/user_upload/news/lUPAC_Periodic_Table·8Jan16.pdf>. Acesso em: 15 fev. 2016. WIESER, M. E. et al. Atomic weights of tlle elements 201 1 (IUPACTechnical Report). Pure and Applied Chemistry, v. 85, n. 5, p. 1055-1057, 29 abr. 2013. Disponível em: <hnp:/lwww.degruyter.com/view/j/pac.2013.85.issue-S/pac-rep-13-03-02/pac-rep- 13-03-02.xml>. Acesso em: 15 fev. 2016.

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Cefet-MG

Centro Federal de Educação Tecnológica de Minas Gerais

EEM-SP

Escola de Engenharia Mauá

Enem/MEC

Exame Nacional do Ensino Médio

Fatec-SP

Faculdade de Tecnologia

Fepecs-DF

Faculdade de Ensino e Pesquisa em Ciências da Saúde

UFBA

Universidade Federal da Bahia

UFF-RJ

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Ufla-MG

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Fundação Getulio Vargas

FMJ-SP

Faculdade de Medicina de Jundiaí

UFMT

Universidade Federal do Mato Grosso

Fuvest-SP

Fundação Universitária para o Vestibular

UFPI

Universidade Federal do Piauí

UFPR

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Universidade Federal do Rio Grande

IFSC ITA-SP

Instituto Federal de Santa Catarina Instituto Tecnológico de Aeronáutica

Mack-SP

Universidade Presbiteriana Mackenzie

PUC-MG

Pontifícia Universidade Católica de

do Sul UFRJ

J aneiro

Minas Gerais PUC-PR PUC-RJ

Pontifícia Universidade Católica do Paraná

UFRN

Pontifícia Universidade Católica do

UFSC

Pontifícia Universidade Católica do

UFSCar-SP

Universidade Federal de São Carlos

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UCS-RS

Universidade de Caxias do Sul

UFT-TO

Universidade Federal do Tocantins

Udesc-SC

Universidade do Estado de Santa

UFU-MG

Universidade Federal de Uberlândia

Catarina

UFV-MG

Universidade Federal de Viçosa

Unemat-MT

Universidade do Estado do

UECE

Universidade Estadual do Ceará

UEG-GO

Universidade Estadual de Goiás

UEL-PR

Universidade Estadual de Londrina

UEMA

Universidade Estadual do Maranhão

UEMG

Universidade do Estado de Minas

UENP-PR UEPG-PR

Mato Grosso Unesp-SP

Universidade Estadual Paulista

Unicamp-SP

Universidade Estadual de Campinas

Gerais

Unicid-SP

Universidade Cidade de São Paulo

Universidade Estadual do Norte do Paraná

Unifesp-SP

Universidade Federal de São Paulo

Unimontes-MG Universidade Estadual de Montes

Universidade Estadual de Ponta Grossa

UERJ

Universidade do Estado do Rio de Janeiro

UERN

Universidade Estadual do Rio Grande do Norte

UFAC

256

Pontifícia Universidade Católica de São Paulo

Universidade Federal de Santa Catarina

Rio Grande do Sul PUC-SP

Universidade Federal do Rio Grande do Norte

Rio de Janeiro PUC-RS

Universidade Federal do Rio de

Universidade Federal do Acre

Claros Unirio-RJ

Universidade Federal do Estado do Rio de Janeiro

UPF-RS

Universidade de Passo Fundo

Vunesp-SP

Fundação para o Vestibular da Universidade Estadual Paulista