Apostila de Quimica

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Natureza corpuscular da matéria – Módulos 1 – Átomo, número atômico, número de massa, elemento químico 2 – Níveis e subníveis de energia 3 – Ligações químicas. Regra do Octeto. A ligação iônica 4 – A ligação covalente 5 – Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV) 6 – Polaridade da ligação covalente 7 – Forças intermoleculares 8 – Estrutura das substâncias e propriedades físicas Ernest Rutherford – (1871-1937) Modelo nuclear do átomo (Prêmio Nobel em 1908)

1

Átomo, número atômico, número de massa, elemento químico

1. Teoria atômica A ideia de que a matéria consiste em partículas já era apresentada no ano 400 a.C. pelos filósofos Demócrito e Leucipo. No entanto, esta ideia foi rejeitada por Platão e Aristóteles. Em 1808, o professor inglês John Dalton explicou várias das leis da Química, baseando-se na existência do átomo.

2. As partículas fundamentais O átomo é constituído de uma parte central (núcleo) e uma parte envolvente (coroa ou eletrosfera). Na coroa existem os elétrons, partículas dotadas de carga elétrica negativa. No núcleo existem os prótons, partículas positivas e os nêutrons, sem carga elétrica. Essas três partículas são chamadas de partículas fundamentais.

• Próton • Elétron • Nêutron

Quando o átomo está no estado isolado (livre da influência de fatores externos), o número de prótons (np) é sempre igual ao número de elétrons (ne). A quantidade de eletricidade existente no próton é igual à quantidade de eletricidade do elétron, mas de sinal contrário. No estado isolado, o átomo é um sistema eletricamente neutro, porque o núcleo atômico (prótons) tem carga numericamente igual à da eletrosfera (elétrons), mas de sinal oposto, e estas cargas se neutralizam.

3. Número atômico e número de massa O número atômico (Z) de um átomo é o número de prótons existentes no seu núcleo. Número de massa (A) de um átomo é a soma do número de prótons (Z) e do número de nêutrons (N).

A=Z+N

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4. Elemento químico

Exemplo

A  9 Be 4

 Z

Esse átomo é do elemento berílio (símbolo Be).

Elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico (Z). Assim, o conjunto de todos os átomos de número atômico 4 (4 prótons) é o elemento químico berílio. Os químicos descobriram, até o momento, 117 elementos químicos, dos quais 90 são naturais e os restantes, artificiais. Verifica-se que há uma correspondência entre o conjunto dos elementos químicos e o conjunto dos números atômicos. ⎯→ número atômico elemento químico ←⎯ Assim, o número atômico 4 define o elemento químico berílio. Quando se fala no berílio, pensamos imediatamente no número atômico 4.

Alguns elementos químicos e seus símbolos Alumínio (Z = 13): Al Argônio (Z = 18): Ar Arsênio (Z = 33): As Bário (Z = 56): Ba Berílio (Z = 4): Be Bismuto (Z = 83): Bi Boro (Z = 5): B Bromo (Z = 35): Br Cádmio (Z = 48): Cd Cálcio (Z = 20): Ca

Carbono (Z = 6): C Chumbo (Z = 82): Pb (plumbum) Cloro (Z = 17): Cl Cobalto (Z = 27): Co Cobre (Z = 29): Cu (cuprum) Cromo (Z = 24): Cr Enxofre (Z = 16): S (sulfur) Estrôncio (Z = 38): Sr (strontium) Ferro (Z = 26): Fe Flúor (Z = 9): F

Fósforo (Z = 15): P (phosphorus) Hélio (Z = 2): He Hidrogênio (Z = 1): H Índio (Z = 49): In Iodo (Z = 53): I Irídio (Z = 77): Ir Magnésio (Z = 12): Mg Manganês (Z = 25): Mn Mercúrio (Z = 80): Hg (hidrargirium) Neônio (Z = 10): Ne

Níquel (Z = 28): Ni Nitrogênio (Z = 7): N Ouro (Z = 79): Au (aurum) Oxigênio (Z = 8): O Platina (Z = 78): Pt Potássio (Z = 19): K (kalium) Prata (Z = 47): Ag (argentum) Silício (Z = 14): Si Sódio (Z = 11): Na (natrium) Zinco (Z = 30): Zn

O átomo é vazio Uma estrela de nêutrons pode ter 1 milhão de toneladas em um espaço onde só cabe a cabeça de um alfinete. Não parece, mas os átomos que formam tudo o que conhecemos, do ar ao chumbo, estão cheios de nada. Quase toda a massa deles está no seu minúsculo núcleo. O resto é um vazio onde os elétrons voam loucamente. Uma estrela de nêutrons é um astro superpesado. Ela se forma quando a incrível gravidade de uma estrela muito grande espreme os átomos, acabando com o espaço entre eles. Os elétrons são capturados pelo núcleo, gerando uma explosão, a supernova. Depois, a estrela passa a ter só núcleos, que são pura massa. Fica tão pesada que, se colocarmos um pedaço dela do tamanho de uma cabeça de alfinete numa gangorra, teremos de botar dois petroleiros no outro lado para equilibrar. Muito menos denso do que uma estrela de nêutrons, o Sol tem um raio 70 000 vezes maior que o dela, embora a massa de ambos seja igual. Se ele tivesse o tamanho mostrado neste círculo amarelo, ela mediria metade de 1 décimo de milímetro, menos ainda do que este pontinho .

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(UFMA – MODELO ENEM) – Átomo – uma partícula tão pequena que até recentemente não podia ser vista mesmo com o microscópio mais potente. A determinação de sua estrutura continua sendo uma das maiores proezas da criatividade intelectual humana. Em um átomo neutro com 22 elétrons e 26 nêutrons, seu número atômico e seu número de massa são respectivamente a) 22 e 26 b) 26 e 48 c) 26 e 22 d) 48 e 22 e) 22 e 48 Resolução Em um átomo neutro, o número de prótons é igual ao número de elétrons. O número de prótons é, portanto, 22. O número atômico (Z) é o número de prótons (Z = 22). O número de massa (A) é o número de prótons mais o número de nêutrons. A = Z + N = 22 + 26 = 48 Resposta: E



(MODELO ENEM) – Embora os átomos sejam espantosamente pequenos, eles contêm partículas menores, as partículas subatômicas, tais como os elétrons, prótons e 37 nêutrons. O átomo 17 Cl tem igual número de nêutrons que o átomo 20xCa. O número de massa x do átomo de Ca é igual a: a) 10 b) 17 c) 20 d) 37 e) 40 Resolução Número de nêutrons do Cl A = Z + N ∴ 37 = 17 + N ∴ N = 20



Considerando-se um átomo que apresente número de massa igual ao dobro do número atômico, é correto afirmar que: a) possui mais elétrons do que nêutrons. b) possui a mesma quantidade de elétrons, nêutrons e prótons. c) possui duas vezes mais prótons do que nêutrons. d) possui duas vezes mais nêutrons do que prótons. e) o número atômico é o dobro do número de nêutrons. Resolução A = 2Z = Z + N

Número de massa do Ca:

2Z – Z = N ∴ Z = N

A = Z + N = 20 + 20 = 40

np = ne

Resposta: E

Resposta: B

 (FUVEST-SP – MODELO ENEM) – O elétron foi descoberto em 1897 por J.J. Thomson. Prótons foram observados por E. Goldstein em 1886, mas foi Thomson quem descobriu a sua natureza. O nêutron foi descoberto em 1932 por James Chadwick.



São dados três átomos distintos A, B e C. O átomo A tem número atômico 35 e número de massa 80. O átomo C tem 47 nêutrons, sendo isoeletrônico de A. Os átomos A e B têm o mesmo número de nêutrons e os átomos B e C têm o mesmo número de massa. Determine o número de prótons do átomo B.

A seguinte representação: 3 X, 4 X, 5X 2 2 2

X = símbolo do elemento químico

refere-se a átomos com: a) igual número de nêutrons. b) igual número de prótons. c) diferentes números de elétrons. d) diferentes números atômicos. e) igual número de massa.

RESOLUÇÃO: 80

A

35

B

C (N = 47)

– A e C são isoeletrônicos (igual número de elétrons; como são átomos, igual número atômico). – Número atômico de C = 35 – Número de massa de C e B = 35 + 47 = 82 – Número de nêutrons de A e B = 80 – 35 = 45 – Número de prótons de B = 82 – 45 = 37

RESOLUÇÃO: O índice inferior fornece o número atômico, que é o número de prótons. Os átomos diferem no número de nêutrons. Resposta: B

No Portal Objetivo Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M101

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Níveis e subníveis de energia

2

• Nível • Subnível • Diagrama de Pauling

1. Camadas eletrônicas ou níveis de energia Dependendo da distância ao núcleo, os elétrons encontram-se em níveis energéticos diferentes. Nos átomos dos elementos químicos conhecidos, podem ocorrer 7 níveis de energia (contendo elétrons) representados, respectivamente, a partir do núcleo, pelas letras K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Estes são chamados de números quânticos principais, representando aproximadamente a distância do elétron ao núcleo, assim como a energia do elétron. Se um elétron tem número quântico principal igual a 3, ele pertence à camada M e tem a energia desse nível.

Para indicar em que camada está o subnível, escrevese o número quântico principal da camada antes da letra indicativa do subnível. O número de elétrons existente no subnível é indicado por um “expoente”. Exemplo 3p5 Significado Na camada M (número quântico principal = 3), existe o subnível p, contendo 5 elétrons.

O elemento de número atômico Z = 118 apresenta em cada camada o seguinte número de elétrons:

K

L

M

N

O

P

Q

2

8

18

32

32

18

8

2. Subníveis de energia ou subcamadas eletrônicas Nos átomos dos elementos conhecidos, podem ocorrer 4 subníveis, designados sucessivamente pelas letras s (“sharp”), p (“principal”), d (“diffuse”) e f (“fundamental”).

O número máximo de elétrons em cada subnível é:

s

p

d

2

6

10

f 14

Em uma camada de número n existem n subníveis. Assim, na camada O existem 5 subníveis: s, p, d, f, g. Acontece, porém, que, nos elementos conhecidos, os subníveis g, h, i aparecem vazios.

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3. Inicialmente os elétrons preenchem os subníveis de menor energia Para se dar a configuração eletrônica de um átomo, colocam-se os elétrons, primeiramente, nos subníveis de menor energia. Exemplo Sódio (Na); Z = 11 (11 prótons e 11 elétrons) 2s2 2p6 3s1 1s2 Um sistema com baixa energia é estável. Todo sistema tem tendência para ficar mais estável. Colocando-se os elétrons nos subníveis de menor energia ocorre como consequência um estado de maior estabilidade para o átomo. Diz-se que o átomo está no estado fundamental. Deve-se observar a ordem energética dos subníveis de energia que, infelizmente, não é igual à ordem geométrica. Isto porque subníveis de níveis superiores podem ter menor energia total do que subníveis inferiores.

4. Diagrama de Linus Pauling Escrevem-se as camadas em linhas horizontais. Descendo pelas diagonais encontramos os subníveis em ordem crescente de energia. É nessa ordem que os subníveis são preenchidos com elétrons.

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Exemplo Európio (Z = 63): 63 prótons, 63 elétrons.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f 7 5s2 5p6 6s2 K 2

L 8

M 18

N 25

O 8

P 2

A última camada recebe o nome de camada de valência. Na camada de valência do európio (camada P), existem dois elétrons.

!

O Destaque O químico americano Linus Pauling é um dos pais da Química moderna. Recebeu o prêmio Nobel de Química em 1954 pelos seus trabalhos sobre a natureza das ligações químicas. Em 1963, recebeu o prêmio Nobel da Paz. Faleceu aos 93 anos, em 1994.

Escrevendo na ordem energética (ordem de preenchimento), temos:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f7 Escrevendo na ordem geométrica (ordem de camada), fica:



(MODELO ENEM) – Considere o Diagrama de Linus Pauling, no qual os subníveis de energia (s, p, d, f) aparecem em ordem crescente de energia, que é a ordem de preenchimento com elétrons.

1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s

2p 3p 4p 5p 6p 7p

3d 4d 5d 6d

4f 5f

Número máximo de elétrons em cada subnível.

s 2

p 6

d 10

f 14

Analise as afirmações a seguir, considerando os 100 primeiros elementos:



I) Todos os 100 elementos apresentam pelos menos um elétron s. II) No máximo 96 elementos apresentam pelo menos um elétron p. III) No máximo 80 elementos apresentam pelo menos um elétron d. Está correto somente o que se afirma em: a) I b) II c) I e III d) II e III e) I, II e III Resolução I) Correta. Todos apresentam pelo menos um elétron s. He(Z = 2) 1s2 etc. H(Z = 1): 1s1 II) Correta. Do número atômico 5 em diante os elementos apresentam elétron em subnível p. Be(Z = 4) 1s2 2s2 Li(Z = 3) 1s2 2s1 B(Z = 5) 1s2 2s2 2p1 III) Correta. Até o número atômico 20, não há elétron em subnível d. Ca(Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Sc(Z = 21) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 Resposta: E

(UNIP-SP – MODELO ENEM) – Uma das ideias com que Bohr contribuiu para o conceito moderno do átomo foi a de que a energia dos elétrons é quantizada, isto é, de que o elétron está restrito a certos valores permitidos de energia, ou seja, os elétrons estão distribuídos em níveis de energia. Estes níveis de energia são designados pela letra n. A medida que n cresce, a energia do elétron aumenta, e o elétron é, em média, encontrado mais longe do núcleo.



Considerando o átomo de ferro (número atômico 26), responda: a) Qual a distribuição eletrônica em ordem energética? b) Qual a distribuição eletrônica em ordem geométrica? c) Qual a camada de valência, e quantos elétrons ela possui? d) Qual o subnível mais energético, e quantos elétrons ele possui? Resolução a) Distribuição em ordem energética: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 b) Distribuição em ordem geométrica:

1s2 K 2

2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 L M 8 14

4s2 N 2

c) Camada N, com 2 elétrons. d) Subnível 3d, com 6 elétrons.

A configuração eletrônica correta do elemento vanádio (N.o atômico 23) é: a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p3 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3s4 4s2 e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 4p1

QUÍMICA

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RESOLUÇÃO: Z = 60

RESOLUÇÃO:

Resposta: A

 Para o átomo de número atômico 60, no estado fundamental, pede-se: a) a configuração eletrônica nos subníveis escrita em ordem energética. b) a configuração eletrônica nos subníveis escrita em ordem de camada. c) o número de elétrons em cada camada eletrônica. d) o número de elétrons na camada de valência.

Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M104

Ligações químicas. Regra do Octeto. A ligação iônica

3

1. Os átomos fazem ligações Os átomos estão continuamente procurando um estado de maior estabilidade. Este estado é conseguido quando os átomos se unem, ligam entre si, formando as moléculas ou os cristais. A molécula é um grupo discreto de átomos mantidos juntos por uma ligação química. Por exemplo, a molécula de hidrogênio contém dois átomos de hidrogênio.

2. Regra do octeto – os átomos, para se estabilizarem, adquirem configuração de gás nobre O nível eletrônico mais externo de um átomo contendo elétrons, quando o átomo está no seu estado fundamental (normal), é chamado de camada de valência do átomo.

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QUÍMICA

• Octeto • Ligação iônica • Transferência de elétrons

As propriedades químicas de um elemento são determinadas pelo número de elétrons na camada de valência. A não reatividade mostrada pelos elementos cujos átomos apresentam 8 elétrons na camada de valência (gases nobres: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) sugere que a presença de 8 elétrons na camada de valência confere ao átomo uma configuração muito estável, não reativa. Átomos que não têm 8 elétrons na camada de valência devem reagir com outros átomos, de modo a adquirir aquela configuração eletrônica (lembrar que o hélio tem apenas 2 elétrons na camada K). Os átomos com número atômico próximo do hélio adquirem a configuração deste gás nobre (H, Li, Be, B). Assim, surgiu a famosa Regra do Octeto proposta por Lewis e Kossel:

“Ocorrem reações químicas em que participam elementos químicos com estrutura menos estável, porque elementos químicos com estrutura eletrônica menos estável têm tendência a adquirir estrutura mais estável por meio do ganho, da perda ou do compartilhamento de elétrons”.

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3. Ligação iônica (eletrovalente) – a ligação que existe no cloreto de sódio CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS 1) Metais – menos de 4 elétrons na camada de valência. Tendência para ceder elétrons. 2) Não metais – mais de 4 elétrons na camada de valência. Tendência para receber elétrons. O carbono tem 4 elétrons na camada de valência e é considerado não metal. 3) Gases nobres – distribuição eletrônica no quadro abaixo. 4) Hidrogênio – elemento sui generis. FAMÍLIAS DE ELEMENTOS FAMOSAS 1) Metais alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Possuem um elétron na camada de valência e adquirem configuração de gás nobre pela perda desse elétron. 2) Metais alcalinoterrosos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Apresentam dois elétrons na última camada. Adquirem configuração de gás nobre pela perda desses dois elétrons. 3) Não metais halogênios: F, Cl, Br, I, At. Possuem 7 elétrons na camada de valência e precisam receber um elétron para ficar com configuração de gás nobre.

K

L

M

N

O

He

2

Ne

2

8

Ar

2

8

8

Kr

2

8

18

8

Xe

2

8

18

18

8

Rn

2

8

18

32

18

P

8

Átomos que têm de 1 a 3 elétrons na camada de valência (metais) tendem a perder esses elétrons, tornandose partículas carregadas positivamente (cátions), pois, então, o número de prótons ficará maior que o número de elétrons. Um átomo é capaz de perder elétrons e tornar-se um íon positivo, se um átomo fortemente “elétronatraente” for capaz de aceitar esses elétrons em sua camada de valência e então tornar-se um íon negativo (ânion). Os íons positivos e negativos formados atraem-se, constituindo o composto. A força que prende os íons no composto é de atração eletrostática. O átomo do metal perde elétron e transforma-se em íon positivo (cátion). O átomo do não metal recebe elétron e vira íon negativo (ânion). Exemplo: cloreto de potássio (KCl)

Forma-se o composto iônico cloreto de potássio (K+Cl–).

4. Fórmula eletrônica ou Estrutura de Lewis Podemos apresentar a ligação química por Estrutura de Lewis, que representa por pontos ao redor do símbolo os elétrons de valência. Exemplos Todos os compostos iônicos são sólidos a 25°C. Cada grãozinho do sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl) é um cristal formado por um grande número de cátions sódio (Na+) e ânions cloreto (Cl–), alternando-se no espaço.

Um cristal de cloreto de sódio tem a forma de cubo.

O arranjo dos íons Na+ (bola menor) e Cl– (bola maior).

•• •• – K • + • C l •• → [ K ] + •• Cl •• •• •• cloreto de potássio





•• •• – Na • + • C l •• → [ Na] + •• Cl •• •• •• cloreto de sódio

 

Ca •• +

•• • • 2– O •• → [ Ca] 2+ •• O •• •• •• óxido de cálcio

 

QUÍMICA

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Quando o H está ligado a metal alcalino ou alcalinoterroso, o composto formado é iônico. O átomo H recebe um elétron formando o ânion H– (hidreto) que tem 2 elétrons na camada K, tal como o gás nobre hélio.



(UFSM-RS – MODELO ENEM) – O magnésio é o sexto elemento mais abundante na crosta terrestre. O Mg queima no ar com forte brilho, liberando uma grande quantidade de calor. A reação forma o óxido de magnésio (MgO). Em relação ao composto MgO, analise as afirmativas: I.

A ligação entre o magnésio e o oxigênio se dá por transferência de elétrons, sendo classificada como ligação iônica. II. Os átomos não alcançam a configuração de gás nobre após a ligação. III. Após a ligação entre os átomos de magnésio e oxigênio, há formação de um cátion Mg2+ e um ânion O2–.



5. Como obter a fórmula de um composto iônico? Um método para obtermos a fórmula de um composto iônico pode ser dado pelo exemplo: Composto: óxido de alumínio

Está(ão) correta(s) a) apenas I. b) apenas II. c) apenas III. d) apenas I e II. e) apenas I e III. Dado: números atômicos: Mg(12), O(8). Resolução I. Correta. II. Falsa. III. Correta. O: 1s2 2s2 2p4 tendência a receber 2e– ⇒ O2– 2 2 6 2 – 2+ 12Mg: 1s 2s 2p 3s tendência a doar 2e ⇒ Mg Fórmula: Mg2+ O2– ⇒ Resposta: E

MgO

 (PUC-PR) –

Sabe-se que a interação entre átomos que se ligam, na formação de novas substâncias, é feita através de seus elétrons

(MODELO ENEM) – Um átomo que tenha perdido ou adB:

quirido elétrons terá uma carga positiva ou negativa, dependendo da partícula, próton ou elétron, em excesso. Um átomo

1s2 K 2

mais externos. Uma combinação possível entre o elemento A com a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 e outro B (Z = 16) terá fórmula e ligação, respectivamente: a) AB e ligação covalente. b) A2B e ligação iônica. c) A2B3 e ligação covalente. d) AB2 e ligação iônica. e) A2B e ligação covalente. Resolução A ⇒ 1 elétron na camada de valência ⇒ A+ Tendência a doar 1 elétron. B ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 6 elétrons na camada de valência ⇒ B2– Tendência a receber 2 elétrons. 1+

Fórmula: A

2–

B

⇒

A2B

ligação iônica

Resposta: B

2s2 2p5 L 7

O átomo B recebe um elétron e transforma-se no ânion monovalente B1–.

Resposta: C

ou grupo de átomos carregado é chamado de íon. O íon positivo tem o nome de cátion e o íon negativo é denominado ânion. Quando átomos com configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 reagem com átomos com configuração 1s2 2s2 2p5 há formação de cátions e ânions, respectivamente: a) monovalentes e monovalentes. b) monovalentes e bivalentes. c) bivalentes e monovalentes. d) bivalentes e bivalentes. e) bivalentes e trivalentes.



Qual a fórmula molecular do composto formado na questão anterior? Sejam A o símbolo do primeiro átomo e B o do segundo átomo. RESOLUÇÃO: 2+

A

1– B ⇒ AB2

RESOLUÇÃO: A:

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1s2 K 2

2s2 2p6 L 8

3s2 M 2

QUÍMICA

O átomo A cede dois elétrons e transforma-se no cátion bivalente A2+.

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A ligação covalente

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• Compartilhamento de elétrons • Covalente • Dativa

1. Spin. O elétron gira em torno de si mesmo Spin é o movimento de rotação do elétron. Por causa do spin, o elétron funciona como um pequeno ímã.

Na figura, um elétron girando no sentido anti-horário.

Dois elétrons de mesmo spin (↓↓) se repelem.

2. A ligação covalente – a ligação que existe na molécula de água

Cl

Z=1 K 1

+

Cl Z = 17 K L M 2 8 7

H•

Cl

molécula

O compartilhamento de elétrons ocorre entre átomos que apresentam 4 ou mais de 4 elétrons na camada de valência. O hidrogênio tem um elétron na camada de valência e também apresenta este tipo de ligação. Os compostos que apresentam os átomos ligados apenas por ligação covalente são chamados de compostos moleculares.

ou

Cl

Cl

3. Exemplos de ligações covalentes Substância gás carbônico

Molécula é uma partícula eletricamente neutra formada por átomos unidos por ligação covalente.

Cl

fórmulas eletrônicas ou Cl — Cl ou C l2 (fórmula molecular ou bruta) fórmula estrutural

Quando tivermos dois não metais combinando, os átomos ligar-se-ão pelo compartilhamento de alguns de seus elétrons de valência. A ligação é feita por meio de dois elétrons de spins opostos abrangendo os dois núcleos.

H•

Dois elétrons de spins opostos (↓↑) se atraem.

Fórmula eletrônica O

C

O

Fórmula estrutural

Fórmula molecular

O=C=O

CO2

NN

N2

gás nitrogênio

N

ácido clorídrico

•• H •• Cl ••

H — Cl

HCl

água

•• H •• O •• H ••

H—O—H

H2O

H—N—H | H

NH3

H | H—C—H | H

CH4

amônia

N

•• H •• N •• H H H

metano

H ••C•• H H

QUÍMICA

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7. Ácido sulfúrico: H2SO4 O

O H

S

O

H

S

S O

O —H

O

O

H

O

O— H

Nos exemplos dados, indicamos os elétrons com sinais diferentes (•, x) puramente por questões didáticas. Isto foi feito para o leitor verificar a origem dos elétrons. Lembrar que os elétrons são todos iguais. Em uma prova represente todos os elétrons por um mesmo sinal.

Quatro moléculas importantes: CO2 (gás carbônico), HCl (ácido clorídrico), NH3 (amônia) e CH4 (metano).

4. Dióxido de enxofre – SO2 – a ligação dativa Se cada átomo contribui com 1 elétron para estabelecer o par eletrônico, a ligação é chamada covalente comum ou simplesmente covalente. Se os dois elétrons pertenciam a um só átomo, a ligação é chamada covalente dativa ou coordenada. Tanto o enxofre como o oxigênio apresentam 6 elétrons de valência. Um átomo de enxofre liga-se a um átomo de oxigênio por dois pares eletrônicos simples. O outro átomo de oxigênio liga-se ao enxofre por dativa, o par de elétrons sendo fornecido pelo enxofre, que já está com 8 elétrons na camada de valência. O par eletrônico é representado por uma flecha dirigida no sentido doador → receptor.

5. Trióxido de enxofre – SO3

•• H •• Cl •• ••

Exemplo

8. Fórmula molecular de um composto, a partir dos números atômicos dos elementos Exemplo Um elemento A de número atômico 7 combina com um elemento B de número atômico 9. Qual é a fórmula mais provável do composto formado? Resolução Configuração eletrônica

O átomo A precisa fazer três pares eletrônicos para ficar com oito elétrons na camada de valência, enquanto o átomo B precisa fazer apenas 1 par. Portanto, três átomos B ligar-se-ão a 1 átomo A.

6. Ácido nítrico: HNO3

A fórmula é AB3.

No Portal Objetivo Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M106

214

QUÍMICA

C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 215

 (UFPI – MODELO ENEM) – Alguns átomos

Resolução

não transferem elétrons para outro átomo para formar íons. Em vez disso, eles formam uma ligação química compartilhando pares de elétrons com outro átomo. Uma ligação covalente consiste em um par de elétrons compartilhado entre dois átomos.

H2O

Nas moléculas NH3 e H2O, os números de pares de elétrons não ligantes localizados em cada átomo central são, respectivamente:

Dados:

a) b) c) d) e)

H•

•• • • N • •• O •• • •

•• H •• O •• •• H

•• H — O •• | H

2 ligações covalentes comuns e 4 elétrons nãoligantes (dois pares). NH3

•• H •• N •• H •• H

•• H—N—H | H

3 ligações covalentes comuns e 2 elétrons nãoligantes (um par). Resposta: B



(UFF-RJ-MODELO ENEM) – O leite materno é um alimento rico em substâncias orgânicas, tais como proteínas, gorduras e açúcares, e substâncias minerais como, por exemplo, o fosfato de cálcio. Esses compostos orgânicos têm como característica principal as ligações covalentes na formação de suas moléculas, enquanto o

1e1 1e2 2e1 2e3 3e1



(MODELO ENEM) – Moléculas existem nas substâncias em que os átomos estão ligados covalentemente (compartilhamento de pares de elétrons). A Estrutura de Lewis de um átomo é uma representação que mostra os seus elétrons de valência. •• Exemplo: • P • • Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por átomos de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da camada de valência de cada átomo? Dados: P: Z = 15; F: Z = 9.

mineral apresenta também ligação iônica. Assinale a alternativa que apresenta corretamente os conceitos de ligações covalente e iônica, respectivamente. a) A ligação covalente só ocorre nos compostos orgânicos. b) A ligação covalente se faz por transferência de elétrons, e a ligação iônica, pelo compartilhamento de elétrons na camada de valência. c) A ligação covalente se faz por atração de cargas entre átomos, e a ligação iônica, por separação de cargas. d) A ligação covalente se faz por união de átomos em moléculas, e a ligação iônica, por união de átomos em complexos químicos. e) A ligação covalente se faz pelo compartilhamento de elétrons, e a ligação iônica, por transferência de elétrons. Resolução Ligação iônica: transferência de elétrons. Ligação covalente: compartilhamento de elétrons. Resposta: E



A ligação covalente (compartilhamento de pares de elétrons) ocorre quando átomo de não metal liga-se a átomo de não metal ou hidrogênio. Dar as fórmulas dos compostos formados por: (I)

A(Z = 1) e B(Z = 7)

(II) E(Z = 6) e F(Z = 17)

RESOLUÇÃO: I) A(Z = 1) K (hidrogênio) 1 B(Z =7)

••

K L 2 5

A x• B • •

x

A ou A3B

x

A II) E(Z = 6) K L 2 4 F(Z = 17) K L M 2 8 7

x x

RESOLUÇÃO: P(Z = 15) K L M 2 8 5 xx • • xx x x xF x• P •x Fx xx xx • x x x xFx xx

F(Z = 9)

K L 2 7

xx

xx x x xFx x

•

xx

•

xx

F x• E •x F

xx

x

x x

ou EF4

x x xFx xx

ou F — P — F

| F

Resposta: D

QUÍMICA

215

C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 216

5

Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV)

1. Os pares de elétrons se repelem A teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência afirma que o arranjo geométrico dos átomos ou grupos de átomos (ligantes), em torno de um átomo central, é determinado pela repulsão entre os pares de elétrons presentes na camada de valência do átomo central. Cada par de elétrons pode ser considerado como sendo uma carga negativa. Os pares de elétrons arranjar-se-ão de modo a ficarem o mais afastados possível um do outro, para que a repulsão entre eles seja mínima. O arranjo geométrico dos pares de elétrons em torno de um átomo A é o seguinte:

• Repulsão dos pares de elétrons • Geometria molecular

Se um átomo possui quatro pares de elétrons na sua camada de valência, o arranjo que produz repulsões mínimas é o tetraédrico. O ângulo entre os pares de elétrons é 109°28’.

5. Geometria molecular A forma de uma molécula é dada pelo arranjo dos átomos e não pelo arranjo dos elétrons. Experimentalmente, consegue-se determinar o arranjo dos átomos numa molécula e não o arranjo dos elétrons.

6. Moléculas lineares A molécula será linear quando o átomo central (A) for do tipo:

2. Dois pares de elétrons: linear

Dois pares de elétrons se repelem formando um ângulo de 180° com relação ao núcleo do átomo. Deste modo, a repulsão entre eles será mínima.

A repulsão entre os pares de elétrons será mínima quando os pares de elétrons estiverem localizados nos lados opostos do núcleo. Na teoria da RPECV, o mesmo raciocínio deve ser feito com relação à dupla e tripla ligações. Exemplos

3. Três pares de elétrons: triangular

Quando houver três grupos de elétrons em torno de um átomo, eles serão arrumados nos vértices de um triângulo. O ângulo entre eles será de 120°.

4. Quatro pares de elétrons: tetraédrico

No caso do gás carbônico (CO2), cada dupla-ligação (dois pares de elétrons) é considerada como um grupo de quatro elétrons. Esses dois grupos de quatro elétrons se repelem e se colocam em lados opostos do núcleo do carbono. No caso do ácido cianídrico (HCN), existe um grupo com dois elétrons (a ligação simples) e um grupo com seis elétrons (a ligação tripla). Os dois grupos se repelem ficando em lados opostos do núcleo do carbono.

7. Moléculas planas triangulares Têm a fórmula geral abaixo:

X •• a) A •• •• X X

216

QUÍMICA

X •• b) A •• ••• • X X

C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 217

Exemplos

9. Moléculas piramidais trigonais

Exemplo: NH3

8. Moléculas angulares

Exemplos

Na molécula de amônia (NH3,) os quatro pares de elétrons se dirigem para os vértices de um tetraedro. No entanto, um par não é compartilhado. A molécula tem a forma de uma pirâmide com base triangular (pirâmide trigonal).

10. Moléculas tetraédricas

Exemplos a) CH4 (metano)

SO2 e H2O são moléculas angulares

Na molécula da água, os quatro pares de elétrons se dirigem para os vértices de um tetraedro. No entanto, dois pares são não compartilhados, isto é, não estabelecem ligação. A molécula é angular. Na molécula do dióxido de enxofre (SO2), existem três grupos de elétrons: dois grupos, cada um com um par de elétrons, e um grupo com dois pares (a ligação dupla). Os três grupos se situam nos vértices de um triângulo com o enxofre no centro. No entanto, um par de elétrons não é compartilhado (é um par isolado). A molécula é angular.

b) NH+4 (íon amônio)

QUÍMICA

217

C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 218

?

Saiba mais

QUATRO PARES DE ELÉTRONS Quando existem quatro pares de elétrons na camada de valência, eles se situam nos vértices de um tetraedro. No entanto, existem quatro possíveis formas moleculares, dependendo do número de pares isolados.

No Portal Objetivo Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M107

 (UEG-GO – MODELO ENEM) – Uma das maneiras mais simples e mais usadas atualmente para prever a geometria das moléculas que apresentam mais do que dois átomos consiste na utilização da teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. Essa teoria está baseada na ideia de que os pares eletrônicos ao redor de um átomo central, estejam ou não participando das ligações, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem entre si, de forma a ficarem orientadas no espaço com a maior distância angular possível.

a) tetraédrica tetraédrica

III angular

b)

plana trigonal

tetraédrica

linear

c)

pirâmide trigonal

tetraédrica

linear

d)

pirâmide trigonal

pirâmide trigonal

angular

e)

plana trigonal

pirâmide trigonal

linear

 (UFPB-PB) – Numa amostra de ar atmosférico, além dos gases oxigênio, nitrogênio e argônio, encontram-se também, dentre outros, CO2, H2O, SO2 e SO3. A geometria molecular desses compostos é, respectivamente, a) linear, angular, linear, trigonal plana. b) linear, angular, angular, trigonal plana. c) linear, tetraédrica, angular, piramidal. d) angular, linear, angular, trigonal plana. e) linear, tetraédrica, angular, trigonal plana.

•• • •• H• •C• •O• •S• • •• ••

Dados:

Resolução

•• O

•• O

C

III. H •• Be •• H

QUÍMICA

•• ••

linear

angular

•• S O angular •• O •• •• •• O S O plana trigonal •• •• O •• ••

H •• • II. H • C •• H •• H

•• H O •• H

•• •• •• •• ••

Resolução I. Os pares eletrônicos do átomo central dirigem-se para os vértices de um tetraedro, mas não há átomo em um dos vértices. A molécula é piramidal trigonal. II. Os pares eletrônicos do átomo central dirigem-se para os vértices de um tetraedro com átomos nos quatro vértices. A molécula é tetraédrica. III. Os dois pares eletrônicos do berílio ficam em lados opostos com relação ao núcleo. A molécula é linear. Resposta: C

•• •• •• •• •• •• ••

•• I. H •• N •• H •• H

218

II

•• •• •• •• •• ••

Baseado nas informações contidas no texto acima, determine a geometria das seguintes moléculas:

I

Resposta: B

C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 219



(UNICENTRO-PR) – Sobre a geometria das moléculas, considere as afirmativas a seguir. I. A molécula do CO2(g) é linear, porque o átomo central não possui pares de elétrons disponíveis. II. A molécula H2O(l) é angular, porque o átomo central possui pares de elétrons disponíveis. III. A molécula do SO2(g) é angular, porque o átomo central possui par de elétrons disponível. IV. A molécula do SO3(g) é piramidal, porque o átomo central possui pares de elétrons disponíveis.

Resolução I)

O=C=O O

II)

O H

III)

S

IV)

• •C• •

•• •O• ••

•• •S• ••

(MODELO ENEM) – O modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência baseia-se na ideia de que os pares de elétrons se repelem eletricamente e tentarão minimizar essa repulsão. Para conseguir essa minimização, os pares de elétrons arranjar-se-ão em torno do átomo central o mais afastados possível.

a) b) c) d) e)

— H

H

angular

S O

angular

H

O

O O

S O

plana trigonal

O

••

••

RESOLUÇÃO: I) Os pares eletrônicos do átomo central dirigem-se para os vértices de um triângulo equilátero. O íon é plano trigonal (B). Os pares eletrônicos do átomo central dirigem-se para os vértices de um triângulo, mas não existe átomo em um dos vértices. A molécula é angular (E). III) Os pares eletrônicos dirigem-se para os vértices de um tetraedro, mas não há átomo em um dos vértices. A molécula é piramidal trigonal (D). IV) Os pares eletrônicos dirigem-se para os vértices de um tetraedro. O íon é tetraédrico (C). V) Os dois pares eletrônicos do berílio ficam em lados opostos com relação ao núcleo. A molécula é linear (A). Resposta: E

••

—

••

II)

••



IV) H — N — H

+

•• Cl — •• •• II) S— III) •• P — Cl — •• •• H H Cl •• •• •• V) Cl — Be — Cl •• •• ••

H

—





••

••

•• •• O—C—O •• ••

••



••

I)

• — •

Associe as Estruturas de Lewis das espécies abaixo com a sua geometria molecular apresentada na forma de modelos de bolas. 2–

linear

Resposta: D



O

O

S O

H•



O H

O

O

O

Estão corretas apenas as afirmativas: a) I e III. b) I e IV. c) II e IV. d) I, II e III. e) II, III e IV.

Dados:

C

I-A; II-B; III-C; IV-D; V-E I-E; II-D; III-C; IV-B; V-A I-C; II-B; III-D; IV-E; V-A I-D; II-E; III-A; IV-C; V-B I-B; II-E; III-D; IV-C; V-A

QUÍMICA

219

C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 220

Polaridade da ligação covalente

6

1. Ligação covalente polar e apolar

• Eletronegatividade • Polar e apolar • Dipolo elétrico

• A e B apresentam a mesma eletronegatividade. A ligação é chamada covalente apolar. Exemplos | | F — F, O = O, — C — C — | |

ELETRONEGATIVIDADE É a propriedade que mede a tendência do átomo para receber elétron. Em ordem decrescente de eletronegatividade, temos: F > O > N = Cl > Br > I = S = C > P = H

• A e B têm eletronegatividades diferentes. A ligação é covalente polar. Exemplos | H — F, H — O —, — C = O

Dada uma ligação covalente A — B, podemos ter dois casos:

Na ligação covalente apolar, o par de elétrons compartilhado distribui-se uniformemente entre os dois átomos.

2. Dipolo elétrico Consideremos as moléculas F2 e HF:

Na molécula F2, o par de elétrons é compartilhado igualmente pelos dois átomos. Na molécula HF, o par é compartilhado desigualmente, aparecendo no lado do flúor uma pequena carga negativa (–q), enquanto no lado do hidrogênio aparece uma carga positiva (+q). A molécula HF é um dipolo, definindo-se momento dipolar como a grandeza µ = q . d , sendo d a distância entre os dois centros de cargas.

3. Moléculas polares e apolares Associa-se ao momento dipolar um vetor com a orientação dada na figura (do polo positivo para o negativo). Para uma molécula com mais de uma ligação, define-se o momento dipolar total (soma vetorial do momento dipolar de cada ligação).

220

QUÍMICA

Na ligação covalente polar, o par de elétrons compartilhado distribui-se, ficando mais próximo do átomo mais eletronegativo.

• Se µtotal = 0 ⇒

• Se µtotal ≠ 0 ⇒ ⇒ molécula polar.

⇒ molécula não-polar

Exemplos de moléculas apolares:

Exemplos de moléculas polares: H

C

S

N H

H

H

H

H

C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 221

Uma molécula tetraédrica é apolar quando os quatro ligantes são iguais (Ex.: CH4). Se os quatro ligantes não forem todos iguais, a molécula é polar (Ex.: CH3Cl, CH2Cl2).

?

Saiba mais Ocorre um desvio no filete de água quando esta é escoada através de um tubo capilar. O fenômeno é devido à propriedade da água de possuir moléculas polares.

Colocando o tetraedro dentro de um cubo, o átomo de carbono fica no centro, enquanto os quatro ligantes ocupam vértices alternados. Percebe-se que a resultante é nula quando os quatro vetores do momento dipolar são iguais.

As moléculas polares orientam-se quando colocadas em um campo elétrico.

No Portal Objetivo Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M108

 (FGV-SP – MODELO ENEM) – O conhe-

III.

cimento das estruturas das moléculas é um assunto bastante relevante, já que as formas das moléculas determinam propriedades das substâncias como odor, sabor, coloração e solubilidade. As figuras apresentam as estruturas das moléculas CO2, H2O, NH3, CH4 e H2S.

Quanto à polaridade das moléculas consideradas, as moléculas apolares são a) H2O e CH4. b) CH4 e CO2. c) H2S e H2O. d) NH3 e CO2. e) H2S e NH3. Resolução Considerando-se µR como o vetor resultante:

Resposta: B



(MODELO ENEM) – Um estudante realizou o seguinte experimento: I. Abriu a torneira de uma bureta até obter um fino fio de água. II. Atritou um bastão de plástico num tecido.

Aproximou o bastão o mais próximo possível do fio de água sem tocá-lo. O filete de água sofreu um pequeno desvio, ou seja, a água foi atraída pelo bastão.

A ocorrência do fenômeno consiste na propriedade da água de possuir moléculas a) simétricas b) lineares c) apolares d) polares e) alótropas Resolução As moléculas de água são polares. O polo negativo da molécula é atraído pelo bastão positivo.

Resposta: D

QUÍMICA

221

C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 222

(3) (4)

Dados:

Be ••

H•

•C• • •

• •O• • • •

angular polar

(FUVEST-SP – MODELO ENEM) – A figura mostra modelos de algumas moléculas com ligações covalentes entre seus átomos.

(3) Falso. H

H

—

H — Be — H linear apolar

C— H

H tetraédrica apolar

(4) Verdadeiro. —O —C— O—

•• •N• •



(2) Verdadeiro. •• N— — H H H piramidal polar

—

(1) Verdadeiro. • •O — — H H ••

(2)

Resolução

—

(1)

A respeito de ligações químicas, julgue os itens. A geometria molecular angular da água se deve aos dois pares de elétrons não-ligantes do átomo de oxigênio. A geometria molecular da amônia é do tipo piramidal (ou pirâmide trigonal). A molécula de metano (CH4) é apolar, mas a molécula de hidreto de berílio (BeH2) é polar. A molécula de gás carbônico (CO2) é linear e apolar, no entanto suas ligações interatômicas são polares.

—



linear apolar

Trata-se de uma molécula angular e a soma dos momentos dipolares é diferente de zero. Exemplo: H2O O H

H total

Molécula D → polar Estrutura linear com ligação covalente polar.

Analise a polaridade dessas moléculas, sabendo que tal propriedade depende da • diferença de eletronegatividade entre os átomos que estão diretamente ligados. (Nas moléculas apresentadas, átomos de elementos diferentes têm eletronegatividades diferentes.) • forma geométrica das moléculas. Dentre essas moléculas, pode-se afirmar que são polares apenas a) A e B b) A e C c) A, C e D d) B, C e D e) C e D Observação: Eletronegatividade é a capacidade de um átomo para atrair os elétrons da ligação covalente.



(UNIMES-SP) – Entre as moléculas relacionadas a seguir, são polares: Cl •• | A) N B) Cl — C — Cl C) I — I | H H Cl H D) H — Br

Como nas moléculas apresentadas os átomos apresentam eletronegatividades diferentes, temos: Molécula A → apolar Devido à geometria tetraédrica e à presença de 4 átomos iguais ligados ao átomo central, a soma dos momentos dipolares de cada ligação é nula. Exemplo: CH4 Molécula B → apolar Molécula com geometria linear e 2 átomos iguais ligados ao átomo central implica um momento dipolar total nulo. Exemplo: CO2 Molécula C → polar

QUÍMICA

• • •O•

E) H

a) Apenas A d) A, D e E

RESOLUÇÃO:

222

Exemplo: HCl Resposta: E

b) Apenas B e) Todas

RESOLUÇÃO: A) pirâmide trigonal – polar B) tetraédrica – apolar C) linear – apolar D) linear – polar E) angular – polar Resposta: D

H c) A, B e E

C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 223

7

Forças intermoleculares

ESTUDO EXPLICA

• Forças de van der Waals • Ponte (ligação) de hidrogênio

COMO LAGARTIXA ANDA NO TETO

Uma equipe nos EUA descobriu como as lagartixas fazem para andar pelo teto e em superfícies lisas: elas usam força atômica. As lagartixas fazem uso da chamada Força de van der Waals, que age em distâncias curtas entre átomos não ligados entre si – aqueles da superfície por onde andam e os de filamentos microscópicos que elas têm nos pés. Essas estruturas são pequenos “pelos” chamados de setas. Cada uma tem apenas um décimo da espessura de um fio de cabelo. Um pé de lagartixa tem perto de meio milhão dessas setas e cada uma delas é subdividida em centenas de estruturas menores. (Folha de S. Paulo)

1. As moléculas atraem-se As ligações atômicas (iônica, covalente e metálica) são mais fortes que as forças intermoleculares. A ligação que prende os átomos dentro de uma molécula é a ligação covalente. Vamos, agora, analisar as forças que existem entre as moléculas.

3. Força entre dipolos permanentes (F.D.P.) Dipolo permanente é o dipolo devido à diferença de eletronegatividade. Esta força existe, portanto, entre moléculas polares (µtotal ≠ 0). O polo negativo de uma molécula é atraído pelo polo positivo de outra molécula. Esssa força costuma ser chamada de força dipolo – dipolo. Exemplo

Essas forças podem ser divididas em dois tipos: Forças de van der Waals e ponte de hidrogênio.

4. Forças de dispersão de London Este tipo de força existe entre dipolos temporários ou induzidos que não são causados por diferença de eletronegatividade. O dipolo temporário surge quando ocorre um deslocamento dos elétrons com relação ao núcleo. O dipolo temporário é causado por: • Movimento natural dos elétrons Assim, na molécula de iodo, os dois elétrons da ligação, em um certo instante, podem aparecer mais perto de um átomo do que do outro.

2. Forças de van der Waals Existem vários tipos de forças incluídas neste grupo. Vamos estudar dois tipos principais:

• Indução Tendo-se uma molécula de iodo com dipolo temporário próxima de outra molécula sem dipolo, o polo negativo da primeira repele os elétrons e atrai os núcleos da segunda molécula. Aparece nesta um dipolo induzido. QUÍMICA

223

C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 224

?

••

••

H

No gelo, as moléculas de água (H2O) estão presas por forças intermoleculares.

224

QUÍMICA

H

••

••

••

H—F

••

H—F

••

—

P.H.

H ••

••

H —O

—

H —O

–q

H ••

+q

••

H—N —

–q

—

+q

H—N —

A ponte de hidrogênio é uma força anormalmente elevada entre dipolos permanentes. Condições Deve haver na molécula: • átomo pequeno e bastante eletronegativo (F, O, N). • par de elétron não compartilhado nesse átomo. • H ligado a esse átomo. Exemplos O || HF, H2O, H3C — CH2 — OH, H3C — C — OH, NH3.

H

H —

5. Ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio

Como é estabelecida a ponte de hidrogênio entre duas moléculas? RESOLUÇÃO A ponte de hidrogênio é sempre estabelecida entre o par eletrônico de uma molécula e o átomo de hidrogênio da outra molécula.

••

• Colisões moleculares Na colisão de moléculas pode haver o deslocamento dos elétrons com relação ao núcleo.

Saiba mais

As pontes de hidrogênio determinam certas propriedades das substâncias. O fato de a água ser um líquido está ligado diretamente à existência dessas pontes entre suas moléculas. A estrutura e as propriedades das proteínas também dependem das pontes de hidrogênio. Na molécula do DNA, uma base púrica liga-se a uma base pirimídica por ponte de hidrogênio.

冣

O N

H H

As forças intermoleculares na água (representadas por linhas tracejadas).

N N

冣

C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 225



(MODELO ENEM) – A resistência de um

líquido para fluir é chamada viscosidade. Quanto maior a viscosidade, mais lentamente o fluido flui. A viscosidade pode ser medida, determinando-se quanto tempo certa quantidade de líquido leva para fluir por um tubo fino sob a força gravitacional. A SAE (Society of Automotive Engineers) estabeleceu números para indicar a viscosidade de óleos de motor. Quanto maior o número, maior a viscosidade a qualquer temperatura. A figura mostra um teste com dois óleos de motor: SAE 10 e SAE 40.

Resolução O melaço e o óleo de motor fluem lentamente, enquanto água e gasolina fluem facilmente. O melaço e o óleo de motor têm maior viscosidade que água e gasolina. A viscosidade está relacionada com a facilidade de moléculas poderem mover-se em relação às outras. Portanto, ela é tanto maior quanto mais intensas forem as forças intermoleculares. Na figura, à esquerda, o óleo de motor SAE 40 é mais viscoso, flui mais lentamente. Entre suas moléculas, as forças são mais intensas. Resposta: A

Resolução Representando invertidos:

apenas

os

grupos

G

já



(FUVEST-SP – MODELO ENEM) – Nos polímeros supramoleculares, as cadeias poliméricas são formadas por monômeros que se ligam, uns aos outros, apenas por ligações de hidrogênio e não por ligações covalentes, como nos polímeros convencionais. Alguns polímeros supramoleculares apresentam a propriedade de que, caso sejam cortados em duas partes, a peça original pode ser reconstruída, aproximando e pressionando as duas partes. Nessa operação, as ligações de hidrogênio que haviam sido rompidas voltam a ser formadas, “cicatrizando” o corte. Um exemplo de monômero, muito utilizado para produzir polímeros supramoleculares, é

podem-se verificar quatro ligações de hidrogênio no máximo. Resposta: D



(UNIV. CATÓLICA DOM BOSCO-MS –

MODELO ENEM) – O CO2 no estado sólido (gelo seco) passa diretamente para o estado gasoso em condições ambientes; por outro lado, o gelo comum derrete nas mesmas condições em água líquida, a qual passa para o estado gasoso numa temperatura próxima a 100°C. Nas três mudanças de estados físicos, são rompidas, respectivamente: a) ligações covalentes; pontes de hidrogênio; pontes de hidrogênio. b) interações de van der Waals; ligações iônicas; ligações iônicas. c) interações de van der Waals; pontes de

De acordo com as informações contidas no texto e na figura, conclui-se que

hidrogênio; ligações covalentes. d) interações de van der Waals; pontes de

a) o óleo de motor SAE 40 está à esquerda na figura e as forças atrativas entre as suas moléculas são mais intensas do que as forças intermoleculares no óleo de motor SAE 10. b) o óleo de motor SAE 40 está à direita e as forças atrativas entre suas moléculas são menos intensas do que as forcas intermoleculares no óleo de motor SAE 10. c) a viscosidade não depende das forças atrativas entre as moléculas. d) o melaço e o óleo de motor são líquidos de menor viscosidade que a água e a gasolina. e) o óleo de motor SAE 40 flui mais rapidamente que o óleo de motor SAE 10.

hidrogênio; pontes de hidrogênio. No polímero supramolecular,

e) interações de van der Waals; pontes de hidrogênio; interações de van der Waals. Resolução CO2(s) ⎯⎯⎯→ CO2(g) São rompidas as interações de van der Waals entre dipolos induzidos. H2O(s) ⎯⎯⎯→ H2O(l)

cada grupo G está unido a outro grupo G, adequadamente orientado, por x ligações de hidrogênio, em que x é, no máximo, a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

Rompem-se as pontes (ligações) de hidrogênio. H2O(l) ⎯⎯⎯→ H2O(g) São rompidas as ligações de hidrogênio. Resposta: D

QUÍMICA

225

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 (UPF-RS) – Considere as seguintes interações intermoleculares: I)

CH3OH

II)

HI

III) CH4

H2O HI CH4

As interações intermoleculares predominantes que atuam, em cada caso, são respectivamente: a) ligação dipolar; ligação de hidrogênio; Força de van der Waals. b) ligação dipolar; Força de van der Waals; ligação de hidrogênio. c) ligação de hidrogênio; Força de van der Waals; ligação dipolar. d) Força de van der Waals; ligação dipolar; ligação de hidrogênio. e) ligação de hidrogênio; ligação dipolar; Força de van der Waals. RESOLUÇÃO: I) Entre as moléculas de álcool e de água, há ligação (ponte) de hidrogênio. II) Entre as moléculas de HI, a força é de van der Waals entre dipolos permanentes (ligação dipolar). III) Entre as moléculas de metano (apolar), a força é de van der Waals entre dipolos induzidos (Força de London). Resposta: E

226

QUÍMICA

 (UFSM-RS) – O nitrogênio líquido pode ser obtido diretamente do ar atmosférico, mediante um processo de liquefação fracionada; nessa situação, suas moléculas ficam unidas por ligações químicas denominadas a) iônicas. b) dativas. c) van der Waals. d) covalentes polares. e) covalentes apolares. RESOLUÇÃO: As moléculas de N2 são apolares. Entre elas, há Força de van der Waals entre dipolos induzidos (Força de London). Resposta: C

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8

Estrutura das substâncias e propriedades físicas

1. Propriedades físicas dependem das forças intermoleculares As propriedades físicas das substâncias, tais como ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, solubilidade etc., dependem da natureza das partículas que constituem a substância e do tipo e da intensidade das forças entre essas partículas. Para os compostos moleculares, podemos dizer que, quanto maior a força intermolecular, maiores serão os valores do ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade.

2. Ponto de ebulição (P.E.)

• Força intermolecular • Massa molecular • Ligação de hidrogênio

Halogênio

Massa molecular

P.F. (°C)

P.E. (°C)

flúor (F2)

38u

– 219

– 188

cloro (Cl2)

71u

– 101

– 34

bromo (Br2)

160u

–7

60

iodo (I2)

254u

114

185

Ponto de ebulição dos halogênios

Na ebulição ocorre afastamento das moléculas. Portanto, quanto maior a força intermolecular, maior o P.E., ou seja, menos volátil a substância.

3. Substâncias apolares (µtotal = 0) Quanto maior a superfície da molécula (quanto maior a massa molecular), maior a Força de London e, portanto, maior o P.E. Em uma superfície grande, é maior a probabilidade de aparecer dipolo induzido.

Unidade de massa atômica (u) A unidade de massa atômica é igual a 1/12 da massa do átomo de carbono de número de massa 12. É, aproximadamente, igual à massa de um átomo de hidrogênio mC u = ––––– = 1,66 . 10–24g 12

Quanto maior o número de elétrons e quanto mais distantes do núcleo (quanto maior a molécula), mais fácil será deslocar os elétrons com relação ao núcleo, e maior será a intensidade do dipolo instantâneo. Portanto, a Força de van der Waals – London aumenta à medida que aumenta a massa molecular. Devido a esse fato, os pontos de fusão e de ebulição aumentam à medida que a massa molecular aumenta. Na família dos halogênios, os pontos de fusão e de ebulição crescem à medida que aumenta a massa molecular.

4. Para compostos de massa molecular próxima, o mais polar tem maior P.E. Comparando dois compostos de massas moleculares próximas, um apresentando Força de London e o outro força entre dipolos permanentes, este último terá os maiores valores para as propriedades físicas. A força entre dipolos permanentes é maior que a força entre dipolos induzidos, para massas moleculares próximas. F—F M.M. = 38u P.E. = – 188°C

H — Cl µ=0

M.M. = 36,5u

µ≠0

P.E. = – 85°C

QUÍMICA

227

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5. Compostos que estabelecem ponte de hidrogênio têm P.E. anormalmente elevado

A ponte de hidrogênio é um tipo de força intermolecular P.H. relativamente de grande intenH H sidade. Aparece quando existe, M.M. = 18u dentro da molécula, hidrogênio P.E. = 100°C ligado a flúor, oxigênio ou nitrogênio. Exemplos de compostos orgânicos e inorgânicos que estabelecem ponte de hidrogênio: ••

H

O — —

H —

—

H

—

—

—

••

H—O

Halogeneto de hidrogênio

P.E. (°C)

HF (MM = 20u)

20

HCl (MM = 36,5u)

– 85

HBr (MM = 81u)

– 67

HI (MM = 128u)

– 35

••

••

H—O

Comparando compostos de massas moleculares próximas, aquele que estabelecer ponte de hidrogênio terá ponto de ebulição bem maior do que aquele que não estabelecer ponte de hidrogênio. Para os halogenetos (haletos) de hidrogênio (HX), o HF tem maior P.E. porque estabelece ponte de hidrogênio.

—

—

—

H—C—C—O—H H—C—C—O—H H H H etanol (álcool etílico) ácido acético (vinagre) H—F

—

H—N—H H amônia

fluoreto de hidrogênio



(UFRRJ) – À temperatura e pressão ambientes, a acetona evapora mais rapidamente que a água. Diga o que se pode concluir, comparativamente, sobre ponto de ebulição e interações intermoleculares. Resolução O ponto de ebulição da água é mais elevado e as forças intermoleculares têm maior intensidade na água.

Qual das duas substâncias possui maior temperatura de ebulição? Justifique sua resposta. Resolução O etanol tem maior ponto de ebulição, pois estabelece ponte de hidrogênio.



(UFMG – MODELO ENEM) – Analise este gráfico, em que está representada a variação da temperatura de fusão e da temperatura de ebulição em função da massa molar para F2, Cl2, Br2 e I2, a 1 atm de pressão:



(UFRJ) – O etanol ou álcool etílico – conhecido popularmente apenas como álcool – é obtido no Brasil por fermentação de produto de cana-de-açúcar e tem a mesma massa molecular do metoximetano (ou dimetiléter). As estruturas dos dois compostos estão representadas abaixo: H H | | H — C — C — OH | | H H Etanol

228

H H | | H—C—O—C—H | | H H Metoximetano

QUÍMICA

Considerando-se as informações contidas nesse gráfico e outros conhecimentos sobre o assunto, é correto afirmar que a) a temperatura de fusão das quatro substâncias está indicada na curva 1.

b) as interações intermoleculares no Cl2 são dipolo permanente-dipolo permanente. c) as interações intermoleculares no F2 são menos intensas que no I2. d) o Br2 se apresenta no estado físico gasoso quando a temperatura é de 25°C. Resolução Comentando: a) Incorreta. A temperatura de fusão é sempre menor que a temperatura de ebulição. b) Incorreta. As moléculas Cl2 são apolares. As interações intermoleculares no Cl2 são dipolo induzido – dipolo induzido. c) Correta. Quanto mais intensas as interações intermoleculares, maior será temperatura de ebulição. Como a temperatura de ebulição do F2 é menor, as interações intermoleculares no F2 são menos intensas que no I2. d) Incorreta. Observe no gráfico que a temperatura de 25°C é maior que a temperatura de fusão e menor que a temperatura de ebulição, ou seja, o Br2 se apresenta no estado físico líquido, quando a temperatura é de 25°C. Resposta: C

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(CESGRANRIO – MODELO ENEM) – Observe a tabela abaixo: Ponto de ebulição em °C HX a 760mmHg HF + 19,7 HCl

– 85

HBr

– 66,8

HI

– 35,1

Pontos de ebulição de compostos puros, do tipo HX, são apresentados na tabela acima. Nota-se

nesta tabela que o HF apresenta um ponto de ebulição demasiadamente elevado em relação aos pontos de ebulição dos demais compostos considerados conjuntamente. Indique, entre as opções oferecidas a seguir, aquela que melhor explica a anomalia apontada: a) dissociação do HF quando puro, em cátion H+ e ânion F–. b) apenas a molécula HF é polar, enquanto as demais são apolares. c) formação de pontes de hidrogênio muito fortes entre moléculas de HF.

 (PUCCAMP-SP – MODELO ENEM) – Considere o texto abaixo.

d) apenas o HF é um composto tipicamente iônico, enquanto os demais são covalentes. Resolução Comentando a) Incorreta. O HF dissocia-se quando dissolvido em água. b) Incorreta. Todas as moléculas são polares. c) Correta. Somente o HF estabelece ponte de hidrogênio, que é uma interação intermolecular muito forte. d) Incorreta. Todos os compostos são moleculares e apresentam ligação covalente polar. Resposta: C



(UNESP – MODELO ENEM) – O gráfico a seguir foi construído com dados dos hidretos dos elementos do grupo 16 (O, S, Se, Te).

“Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por I ............ ; no gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de II carbono unem-se por ............ . Consequentemente, a 1,0 atmosfera de pressão, é possível prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra III . do que a do gelo seco”. a uma temperatura ............ Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser substituídos, respectivamente, por: I

II

III

a)

Forças de London

pontes de hidrogênio

menor

b)

pontes de hidrogênio

Forças de van der Waals

maior

c)

Forças de van der Waals

pontes de hidrogênio

maior

d)

Forças de van der Forças de London Waals

e)

pontes de hidrogênio

pontes de hidrogênio

menor maior

RESOLUÇÃO: As pontes de hidrogênio entre as moléculas polares da água são mais fortes que as Forças de van der Waals entre as moléculas apolares do dióxido de carbono. Como consequência, o ponto de fusão da água é maior que o do dióxido de carbono. Resposta: B

Com base neste gráfico, são feitas as afirmações seguintes: I) Os pontos P, Q, R e S no gráfico correspondem aos compostos H2Te, H2S, H2Se e H2O, respectivamente. II) Todos estes hidretos são gases à temperatura ambiente, exceto a água, que é líquida. III) Quando a água ferve, as ligações covalentes rompem-se antes das intermoleculares. Das três afirmações apresentadas, a) apenas I é verdadeira. b) apenas I e II são verdadeiras. c) apenas II é verdadeira. d) apenas I e III são verdadeiras. e) apenas III é verdadeira. RESOLUÇÃO: I) Errada. Os pontos P, Q, R e S correspondem aos compostos H2O, H2S, H2Se, H2Te. A água é o único desses compostos que estabelece ponte de hidrogênio e, por esse motivo, tem ponto de ebulição anormalmente elevado. II) Verdadeira. H2S, H2Se e H2Te têm ponto de ebulição menor que 25°C e são, portanto, gases à temperatura ambiente. III) Errada. São rompidas as ligações de hidrogênio, forças intermoleculares. Resposta: C

QUÍMICA

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A hidrosfera e energia nas transformações químicas – Módulos 1 – Dispersões. Coloides 2 – Soluções. Coeficiente de solubilidade 3 – Curvas de solubilidade. Dissolução de gases em líquido 4 – Mol, massa molar e quantidade de matéria 5 – Concentração das soluções: título, porcentagem em massa, g/L, mol/L 6 – Concentração das soluções – ppm. Exercícios 7 – Diluição e mistura de soluções 8 – Energia nas transformações químicas. Reações exotérmicas e endotérmicas. Entalpia A eutroficação produz um tapete de algas na superfície do lago

Dispersões. Coloides

1

• Coloide • Movimento Browniano • Efeito Tyndall

1. Dispersão: Uma substância espalhada em outra substância Quando adicionamos uma substância (A) à outra substância (B), a substância A se distribui no interior da substância B, sob a forma de pequenas partículas que se denominam partículas dispersas. A substância A chamase disperso e a substância B dispersante (ou dispergente). Ao conjunto disperso mais dispersante chamamos de dispersão.

2. Classificação das dispersões. É importante o tamanho da partícula dispersa As dispersões classificam-se em dispersões grosseiras, coloides e soluções. A diferença entre os três tipos reside, basicamente, nas características das partículas dispersas.

Angström (Å) 1Å = 10–10m

1Å = 10–8cm

1nm = 10–9m

nm = nanômetro

1Å = 0,1nm O diâmetro de um átomo é da ordem de 1Å.

Exemplos Sal dissolvido em água, bolhas de gás espalhadas em um líquido, areia suspensa na água etc.

230

QUÍMICA

Dispersão grosseira As dispersões grosseiras apresentam partículas dispersas com diâmetro médio superior a 10000Å (1000nm), permitindo ver as partículas a olho nu por meio de micros-

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cópio comum. Este grupo de dispersões tem o nome de suspensão quando um sólido está disperso em um líquido. Exemplo Pó de giz suspenso em água.

SOLUÇÃO

COLOIDE

SUSPENSÃO

Diâmetro méd < 10Å dio (d) das partíou d < 1 nm culas dispersas

10Å ≤ d d ≤ 10000Å ou 1nm  d d  1000nm

d > 10000Å ou d > 1000nm

Sedimentação não das partículas sedimentam dispersas

ultracentrífuga

centrífuga comum

Filtração

As partículas dispersas não são retidas por nenhum filtro

ultrafiltro

filtro comum

Visualização das partículas dispersas

invisíveis

ultramicroscópio

microscópio óptico

Coloide Os coloides apresentam partículas dispersas com diâmetro médio inferior a 10000Å (1000nm) e superior a 10Å (1nm), sendo visualizadas no ultramicroscópio. O coloide tem o nome de emulsão quando um líquido está disperso em outro líquido. Exemplos Espuma, neblina, fumaça, maionese (emulsão), gelatina etc.

?

Saiba mais

Exemplos de coloides. A espuma é constituída de bolhas de gás espalhadas em um líquido. Nuvem e neblina nada mais são do que gotículas de água (diâmetro entre 10Å e 10000Å) espalhadas em um gás (ar atmosférico). Fumaça (ou fumos) são partículas sólidas de carvão (diâmetro entre 10Å e 10000Å) espalhadas em um gás. A molécula de proteína e a de amido têm diâmetro entre 10Å e 10000Å. Dessa maneira, gelatina e goma de amido são coloides. Uma emulsão de azeite e vinagre (ou suco de limão) é instável, separando-se logo em duas camadas. Adicionando-se gema de ovo, a emulsão é estabilizada e recebe o nome de maionese. Na gema de ovo existe uma substância que estabiliza a emulsão sendo um agente emulsificador.

Na figura, o coloide é constituído de gotículas de líquido dispersas em um gás (ar atmosférico).

3. A dispersão coloidal Coloide é a dispersão em que o diâmetro da partícula dispersa está compreendido entre 1 e 1000nm (nanômetro). As partículas dispersas serão denominadas “MICELAS” — que correspondem à fase descontínua — e denominaremos “dispersante” ou “dispergente” a fase contínua do sistema.

Consistência das fases (SOL e GEL) O coloide está no estado SOL quando as partículas dispersas se encontram bem separadas umas das outras pelas moléculas do dispersante. O coloide está no estado GEL quando as partículas dispersas se encontram aglutinadas, umas muito próximas das outras. Exemplo A gelatina, a frio, apresenta-se bem consistente e dizemos que está no estado GEL; quando aquecida, a gelatina torna-se fluida e dizemos que está no estado SOL.

Movimento BROWNIANO A observação de um coloide ao ultramicroscópio mostra que as partículas dispersas não se acham paradas, mas sim num movimento incessante, segundo uma linha poligonal.

Solução As soluções apresentam as menores partículas dispersas, íons e/ou moléculas com diâmetro médio inferior a 10Å (1nm), invisíveis a qualquer instrumento de pesquisa (com exceção de certos microscópios eletrônicos). Exemplos Açúcar dissolvido em água, mistura de gases etc. Podemos resumir, no quadro a seguir, algumas diferenças entre suspensão, coloide e solução:

Esse movimento desordenado das partículas de um coloide é chamado MOVIMENTO BROWNIANO que é causado pelo bombardeamento das micelas pelas moléculas do dispersante. QUÍMICA

231

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Efeito TYNDALL Quando um feixe de luz lateral atravessa uma dispersão coloidal, observa-se sobre um fundo escuro uma turvação, por causa da dispersão dos raios luminosos por parte das partículas dispersas.

Essa dispersão dos raios luminosos ao atravessar uma dispersão coloidal é chamada Efeito Tyndall.

No béquer à esquerda observa-se o Efeito Tyndall na dispersão coloidal. O trajeto dos raios luminosos não é visível na solução contida no béquer à direita.

 (MODELO ENEM) – Coloque duas gemas  (U.E. PONTA GROSSA-PR) – Assinale a de ovo, sal e suco de um limão no liquidificador. Com o aparelho ligado, vá acrescentando óleo vegetal vagarosamente, até a maionese adquirir consistência cremosa. Normalmente o óleo vegetal não se mistura com o suco de limão. Substâncias existentes no ovo agem como agentes emulsificadores que mantêm as gotículas de óleo dispersas no suco de limão. A maionese é a) uma solução b) uma suspensão c) um aerossol d) uma espuma e) um coloide Resolução A maionese é um coloide. Quando um líquido está disperso em outro líquido, o coloide é denominado emulsão. Resposta: E

alternativa que não caracteriza dispersão coloidal. a) aerossol – nuvens b) aerossol – fumaça de cigarro c) espuma – espuma de sabão d) emulsão – maionese e) suspensão – água barrenta. Resolução a) Quando o dispersante for um gás, o coloide é um aerossol. Nas nuvens, há gotículas de água espalhadas no ar. b) A fumaça de cigarro apresenta partículas sólidas de carvão dispersas no ar. É um aerossol. c) Quando há um gás disperso em um líquido, o coloide é uma espuma. d) Emulsão é um coloide formado por um líquido disperso em outro líquido. A maionese é uma emulsão de azeite e vinagre (ou suco de limão) estabilizada por gema de ovo.

 (FUNDAÇÃO CARLOS CHAGAS) – Dependendo do diâmetro da partícula dispersa, as dispersões são classificadas em solução, coloide e dispersão grosseira. Na gelatina as partículas dispersas têm tamanho compreendido entre 10Å e 10000Å. A gelatina é: a) emulsão. b) suspensão. c) coloide. d) solução. e) impossível concluir. RESOLUÇÃO: A dispersão é classificada como coloide quando o diâmetro da partícula dispersa está entre 10Å e 10000Å. Resposta: C

e) Suspensão é uma dispersão grosseira (partículas dispersas com diâmetro superior a 1000 nanômetros. Resposta: E



(FUVEST-SP – MODELO ENEM) – Azeite e vinagre, quando misturados, separam-se logo em duas camadas. Porém, adicionando-se gema de ovo e agitando-se a mistura, obtém-se a maionese, que é uma dispersão coloidal. Nesse caso, a gema de ovo atua como um agente: a) emulsificador. b) hidrolisante. c) oxidante. d) redutor. e) catalisador. Resolução A gema de ovo atua como um agente emulsificador, pois contém uma substância chamada lecitina, a qual estabiliza a mistura de azeite e vinagre, que é uma emulsão. Resposta: A

 Como se pode saber se um líquido de cor vermelha é uma solução ou uma dispersão coloidal, utilizando-se um feixe de luz? RESOLUÇÃO: Se o líquido é uma solução, ele não apresenta Efeito Tyndall. Se for uma dispersão coloidal, apresenta o Efeito Tyndall.

No Portal Objetivo Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M112

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QUÍMICA

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2

Soluções. Coeficiente de solubilidade

1. Soluções: misturas homogêneas A solução pode ser conceituada como sendo uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Mistura homogênea apresenta aspecto uniforme e as mesmas propriedades em qualquer porção. Neste caso, o disperso recebe a denominação de soluto e o dispergente a de solvente.

• Solubilidade • Solução • Saturada • Insaturada • Supersaturada

A temperatura interfere na capacidade de dissolução de um solvente com relação a certo soluto. Dessa forma, a cada temperatura teremos um determinado valor para o coeficiente de solubilidade ou solubilidade. Exemplo de coeficiente de solubilidade: CS = 13,3g de KNO3 por 100g de H2O a 0°C. Significa que “13,3g de KNO3 é a maior massa de KNO3 que podemos dissolver em 100g de H2O a 0°Celsius”. Vamos supor que sejam adicionados 20g de KNO3 em 100g de água a 0°Celsius. Haverá dissolução de 13,3g de KNO3 (é a máxima capacidade da água), enquanto o excesso, 6,7g, vai se precipitar (corpo de fundo).

5. Classificação das soluções

As moléculas de açúcar separam-se da massa sólida e entram na massa líquida.

2. Identificação do solvente A identificação do solvente, na maioria das vezes, é relativamente fácil, mas é interessante que o estudante conheça algumas de suas características, o que virá facilitar a sua análise. O solvente deve encontrar-se em maior quantidade e no mesmo estado de agregação da solução. É o solvente que condiciona o estado de agregação da solução. Numa solução aquosa de açúcar (solução líquida) o solvente é a água (líquida).

3. Estudo da solubilidade O termo “solubilidade” pode ser conceituado como sendo a capacidade de uma substância de se dissolver em outra. Esta capacidade, no que diz respeito à dissolução de sólido em líquido, é sempre limitada, ou seja, existe sempre um máximo de soluto que podemos dissolver em certa quantidade de um solvente. Esta capacidade máxima de dissolução denomina-se coeficiente de solubilidade (CS).

4. Coeficiente de solubilidade ou solubilidade “O coeficiente de solubilidade pode ser definido como sendo a maior quantidade de soluto capaz de se dissolver, a dada temperatura, em uma quantidade padrão de solvente (1000g ou 100g ou 1 litro).”

As soluções podem ser classificadas em três tipos: insaturada, saturada e supersaturada. • Insaturada: é a solução que contém quantidade de soluto inferior à capacidade máxima de dissolução do solvente, sendo portanto capaz de dissolver nova adição de soluto. Exemplo: Solução contendo menos de 13,3g de KNO3 dissolvidos em 100g de água a 0°C. • Saturada: é aquela que não é capaz de dissolver nova adição de soluto; na prática, é reconhecida pela presença de corpo de fundo. Exemplo: Solução contendo 13,3g de KNO3 dissolvidos em 100g de água a 0°C. • Supersaturada: é uma solução instável que contém dissolvida uma quantidade de soluto superior à necessária para a saturação. Exemplos: Considerando-se a dissolução de cloreto de sódio em água a 0°Celsius, o seu coeficiente de solubilidade é: CS = 357g de NaCl por litro de água a 0°C. A solução que contém exatamente 357g de NaCl dissolvidos por litro de água a 0°C é saturada. A solução saturada pode não apresentar corpo de fundo (a massa adicionada é igual ao coeficiente de solubilidade) ou apresentar corpo de fundo (a massa adicionada é excessiva). A solução que contém menos de 357g de NaCl por litro de água a 0°C é considerada insaturada. A solução insaturada pode ser concentrada (grande massa de soluto) ou diluída (pequena massa de soluto). A solução que contém massa superior a 357g de NaCl dissolvidos, por litro de água a 0°C, é supersaturada. Qualquer perturbação provocará a transformação da solução supersaturada em saturada com corpo de fundo. A seguir, mostraremos exemplos com 1 litro de água a 0°Celsius: QUÍMICA

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?

Saiba mais

Como preparar uma solução aquosa supersaturada de sacarose? RESOLUÇÃO : O CS do açúcar a 30°C é 220g/100g de H2O e a 50°C é 260g/100g de H2O. Tendo-se uma solução contendo 230g de açúcar dissolvidos em 100g de H2O a 50°C, a solução é insaturada. Resfriando-se essa solução lentamente, sem vibração, na ausência de pó, podemos chegar a 30°C com 230g de açúcar dissolvidos em 100g de H2O. A solução é supersaturada.

No Portal Objetivo Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M113

Texto para as questões

 e .

As soluções podem ser classificadas de acordo com a quantidade de soluto dissolvida. Uma solução é classificada como saturada quando a quantidade de soluto dissolvida for igual ao coeficiente de solubilidade. Se a quantidade de soluto dissolvida for inferior ao coeficiente de solubilidade, a solução é classificada como insaturada. E, no caso da quantidade de soluto dissolvida for superior ao coeficiente de solubilidade, a solução é classificada como supersaturada. Considere: SA = coeficiente de solubilidade do soluto A em 100g de água. SB = coeficiente de solubilidade do soluto B em 100g de água. T = temperatura da solução medida em °C.

É(são) correto(s) apenas o(s) item(ns): a) I b) II c) III d) todos e) nenhum Resolução Solubilidade de B a 36°C: 36 = 44 ∴ SB = 44g/100g de H2O SB = 80 – 6  Solubilidade de B a 64°C: SB = 80 – 6  64 = 32 ∴ SB = 32g/100g de H2O A 36°C: dissolvem 100g de H2O ––––––––– 44g de B 250g de H2O ––––––––– x



A 64°C: dissolvem 100g de H2O –––––––––– 32g de B 250g de H2O –––––––––– y

do sal B a 36°C com 250 gramas de água é aquecida até 64°C. Para esta operação julgue os itens: I. A massa de soluto na solução inicial é de 88 gramas. II. A solução final é uma solução insaturada. III. Na solução final a massa de soluto que precipita é igual a 20 gramas.

234

QUÍMICA

b) 100g e) 200g

c) 108g

Resolução Solubilidade de A a 60°C: SA = 20 + 0,02 (60)2 = 92 ∴ SA = 92g/100g de H2O Solubilidade de A a 30°C: SA = 20 + 0,02 (30)2 = 38 ∴ SA = 38g/100g de H2O

x = 110g de B

A 60°C: 100g de H2O ––––– 92g de A –––– 192g de solução



y = 80g de B

x

––––––

x = 200g de H2O y = 184g de A

y

–––– 384g de solução

A 30°C:

A solubilidade do soluto A pode ser expressa em função da temperatura pela seguinte equação: SA = 20 + 0,02T2, e a solubilidade do soluto B pode ser expressa pela seguinte T. equação: SB = 80 – 6 

 (MODELO ENEM) – Uma solução saturada

a) 54g d) 150g

dissolvem 100g de H2O –––––––––– 38g de A 200g de H2O –––––––––––– z

de A

z = 76g

I) Incorreto. II) Incorreto. A solução é saturada. III) Incorreto. Precipitam 30g Resposta: E

 (MODELO ENEM) – Uma solução saturada do sal A com massa de 384g a 60°C é resfriada a 30°C. Assinale a altenativa que tem a massa de soluto que precipita.

A massa de soluto que precipita é igual a 108g Resposta: C

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Em 120g de solução aquosa saturada de um sal existem 40g de soluto dissolvidos. Calcule a solubilidade do referido sal, exprimindo-a em gramas de soluto por 100 gramas de água na temperatura da experiência. Resolução

80g de água ––––––––––––––––– 40g de sal 100g de água –––––––––––––––– x x = 50g CS = 50g / 100g de H2O

{

120g de solução 40g de soluto 80g de água



(MACKENZIE-SP – MODELO ENEM) T(°C)

Solubilidade do KCl (g/100g de H2O)

0

27,6

20

34,0

40

40,0

60

45,5

Em 100g de água a 20°C, adicionaram-se 40,0g de KCl. Conhecida a tabela acima, após forte agitação, observa-se a formação de uma a) solução saturada, sem corpo de chão. b) solução saturada, contendo 34,0g de KCl, dissolvidos em equilíbrio com 6,0g de KCl sólido. c) solução não-saturada, com corpo de chão. d) solução extremamente diluída. e) solução extremamente concentrada.

 (MODELO ENEM) – Tem-se 540g de uma solução aquosa de sacarose (C12H22O11), saturada, sem corpo de fundo, a 50°C. Qual a massa de cristais que se separam da solução, quando ela é resfriada até 30°C? Dados: coeficiente de solubilidade (CS) da sacarose em água: CS a 30°C = 220g/100g de água CS a 50°C = 260g/100g de água a) 20g b) 30g c) 40g d) 50g e) 60g RESOLUÇÃO: a 50°C → 360g de solução ⎯⎯→ 260g de sacarose 540g de solução ⎯⎯→ x x = 390g de sacarose ∴ 150g de H2O a 30°C → 220g de sacarose ⎯⎯→ 100g de água y ⎯⎯→ 150g de água y = 330g de sacarose ∴ precipitará: m = (390 – 330)g = 60g de açúcar Resposta: E

RESOLUÇÃO: A solubilidade do KCl em 100g de água a 20°C é 34,0g.

Adicionando 40,0g de KCl em 100g de água, a 20°C, após forte agitação, obtém-se uma solução saturada contendo 34,0g de KCl dissolvidos em equilíbrio com 6,0g de KCl sólido (corpo de chão). Resposta: B

QUÍMICA

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Curvas de solubilidade. Dissolução de gases em líquido

3

1. Curvas de solubilidade São curvas obtidas experimentalmente, medindo-se os diferentes coeficientes de solubilidade, em diferentes temperaturas, e levando-se em abscissas as temperaturas e em ordenadas os respectivos coeficientes de solubilidade. A aplicação prática dessas curvas consiste em determinar o coeficiente de solubilidade, uma vez conhecida a temperatura. Exemplos: Analisando as curvas de solubilidade, dadas abaixo, temos:

• Curva de solubilidade • Solubilidade de gás em líquido

bilidade aumenta. Quando exotérmica, o aumento de temperatura prejudica a dissolução, e a solubilidade diminui. Nas dissoluções endotérmicas, a curva de solubilidade é ascendente, enquanto nas exotérmicas é descendente.

As dissoluções do KNO3 e do NaCl são endotérmicas, enquanto a dissolução do Na2SO4 é exotérmica.

3. Dissolução de gás em líquido: essencial para a vida aquática A solubilidade dos gases em líquidos depende da pressão e da temperatura. a) Temperatura O aumento da temperatura diminui a solubilidade do gás. Observe o gráfico:

q q q q q q

A solubilidade do KNO3 a 20°C é aproximadamente 33g/100g de H2O. A solubilidade do KNO3 a 70°C é aproximadamente 140g/100g de H2O. A 20°C, o KNO3 e o KCl têm a mesma solubilidade. A 20°C, dentre os sais apresentados, o CaCrO4 é o menos solúvel, enquanto o AgNO3 é o mais solúvel. A solubilidade do NaCl varia pouco com a temperatura. A solubilidade do KNO3 varia bastante com a temperatura.

b) Pressão O aumento da pressão do gás aumenta a solubilidade do gás no líquido.

2. Tipos de dissolução A dissolução de certa substância sólida pode ser endotérmica ou exotérmica. Quando é endotérmica, o aumento de temperatura facilita o processo, e a solu-

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QUÍMICA

Observe o gráfico:

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c) Lei de Henry “A solubilidade do gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão do gás a uma dada temperatura.”

m = Pg . k Pg é a pressão parcial do gás, m é a massa de gás dissolvido e k é uma constante característica do sistema gás – líquido.



(MODELO ENEM) – Dizem os frequentadores de bar que vai chover quando o saleiro entope. De fato, se cloreto de sódio estiver impurificado por determinado haleto muito solúvel, este absorverá vapor de água do ar, transformando-se numa pasta, que causará o entupimento. O gráfico abaixo mostra como variam com a temperatura as quantidades de diferentes sais capazes de saturar 100cm3 de água.



(MODELO ENEM) – O processo de dissolução do gás oxigênio (O2) do ar na água é fundamental para a existência de vida no planeta. A solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão parcial do gás sobre o líquido e diminui à medida que se eleva a temperatura.



(UFRJ) – A solubilidade de vários sais em água em função da temperatura é apresentada no diagrama a seguir:

Usando o diagrama de solubilidade, determine a massa de sal que precipita quando 500g de solução saturada de NaNO3 a 80°C são resfriados até 20°C. Resolução

A 80°C ⇒

Um haleto capaz de produzir o entupimento descrito, em temperatura ambiente (25°C) é: b) NaNO3 c) HCl a) KNO3 e) CaCl2 d) NH4Cl Resolução KNO3 e NaNO3 não são haletos. NH4Cl e HCl não existem no sal comum. Além disso, o NH4Cl tem aproximadamente a mesma solubilidade do NaCl a 25°C. A 25°C, o CaCl2 (cloreto de cálcio) é mais solúvel que o NaCl. Resposta: E

Ao se abrir uma garrafa de refrigerante, há escape de gás (CO2) na forma de bolhas (efervescência) devido a) ao aumento da pressão. b) à elevação da temperatura. c) à diminuição da temperatura. d) à diminuição da pressão. e) ao aumento da pressão e temperatura. Resolução Ao se abrir a garrafa, diminui a pressão do CO2 com a consequente diminuição da solubilidade. Nesse instante, praticamente não houve variação de temperatura. Resposta: D

150g de NaNO3 –––––– 250g de solução x

–––––– 500g de solução

x = 300g de NaNO3 dissolvidos ∴ 200g de H2O A 20°C ⇒ 100g de NaNO3 –––––– 100g de H2O y

–––––– 200g de H2O

y = 200g de NaNO3 dissolvidos

mprecipita = 300g – 200g = 100g

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a) um sistema homogêneo.

(FUVEST-SP)

b) um sistema heterogêneo. c) apenas uma solução insaturada. d) apenas uma solução saturada. e) uma solução supersaturada. Resolução A 20°C, 100g de H2O dissolvem aproximadamente 34g de KNO3, ficando 16g como corpo de fundo. O sistema é heterogêneo. Resposta: B

A curva de solubilidade do KNO3 em função da temperatura é dada acima. Se a 20°C misturarmos 50g de KNO3 com 100g de água, quando for atingido o equilíbrio, teremos:



(MODELO ENEM) – O processo de dissolução do gás oxigênio (O2) do ar na água é fundamental para a existência de vida no planeta. A solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão parcial do gás sobre o líquido e diminui à medida que se eleva a temperatura. Uma lata de cerveja foi aberta em quatro situações diferentes: I. Em um avião “não pressurizado” (pressão menor que 1 atm) a 2500 metros de altitude, estando a bebida a 7°C. II. Em um jato “pressurizado a 1 atm”, estando bebida a 7°C. III. Em Salvador-BA, estando a bebida a 7°C. IV. Em Salvador-BA, estando a bebida a 15°C.



(UFU-MG) – Baseando-se no gráfico a seguir, que relaciona a solubilidade de K2Cr2O7 em função da temperatura, pode-se afirmar que, quando uma solução saturada que contém K2Cr2O7 em 200g de água é resfriada de 60°C a 10°C, a massa do referido sal que precipita vale: a) 5g b) 38g c) 76g d) 92g

Escapa maior quantidade de gás do líquido (cerveja) nas situações: a) I e II. b) I e III. c) I e IV. d) II e III. e) II e IV. RESOLUÇÃO: Comparando I e II: a temperatura é igual (7°C). No avião não pressurizado (I) a pressão é menor e, portanto, diminui a solubilidade do gás, havendo escape de maior quantidade de gás. Comparando III e IV: a pressão é igual. Em IV, a temperatura é maior e, portanto, a solubilidade diminui, havendo escape de maior quantidade de gás. Resposta: C

e) 104g

RESOLUÇÃO: A 60°C, temos 86g de K2Cr2O7 dissolvidos em 200g de H2O. A 10°C, estão dissolvidos 10g de K2Cr2O7 em 200g de H2O. Portanto, a massa que precipita vale 86g – 10g = 76g. Resposta: C

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QUÍMICA

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4

Mol, massa molar e quantidade de matéria

• Mol: 6,02.1023 partículas • Massa molar • Quantidade de matéria

1. Conceito de mol

3. Massa molar de uma substância

A palavra mol vem do latim e significa um amontoado ou pilha de pedras colocadas no mar, muitas vezes, como quebra-mar. Por analogia, o termo mol representa um amontoado de átomos, moléculas, elétrons ou outras partículas. Este amontoado contém sempre 6,02 . 1023 unidades, daí a sua analogia com a dúzia (12 unidades). Assim: 1 dúzia de grãos: 12 grãos 1 mol de grãos: 6,02 . 1023 grãos 1 mol de elétrons: 6,02 . 1023 elétrons 1 mol de átomos: 6,02 . 1023 átomos O número 6,02 . 1023 é denominado Número de Avogadro e nos exercícios costuma ser arredondado para 6,0 . 1023. Portanto, mol é o Número de Avogadro de partículas.

É a massa, em gramas, de 6,02 . 1023 moléculas da substância.

2. Massa molar de um elemento É a massa, em gramas, de 6,02 . 1023 átomos do elemento. Exemplo: A massa molar do sódio é 23g/mol. Isto significa que 6,02 . 1023 átomos de sódio têm massa igual a 23g.

Exemplo A massa molar da água é 18g/mol. Isto significa que 6,02 . 1023 moléculas de água têm massa igual a 18g.

A massa molar de uma substância é a soma das massas molares dos elementos. Exemplo Massa molar do H = 1g/mol Massa molar do O = 16g/mol Massa molar da água (H2O): (2 x 1 + 16)g/mol = 18g/mol

Massa molar de três substâncias diferentes: água (18g/mol), gás carbônico (44g/mol) e iodo (254g/mol). Massas diferentes com o mesmo número de moléculas.

4. Quantidade de matéria (n) É o número de partículas medido em mols. É a relação entre a massa do elemento ou substância (m) e a sua massa molar (M).

Massas molares de três elementos diferentes: alumínio, chumbo e cálcio. Massas diferentes com o mesmo número de átomos.

m massa n = ––––––––––– ou n = ––––– M massa molar

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Exemplos Se temos 595g de urânio, e sabendo que a sua massa molar é 238g/mol: 595g n = ––––––––– = 2,5 mol de átomos de urânio. 238g/mol

Se temos 27g de água, e sabendo que sua massa molar é 18g/mol:

?

Saiba mais

Quanto maior o número de partículas existentes em um sistema, maior é a quantidade de matéria desse sistema. A grandeza quantidade de matéria tem como unidade de medida o mol. “Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012kg (12g) de carbono – 12.” Experimentalmente, verificou-se que em 12g de carbono – 12 existem 6,02 . 1023 átomos. Quantitativamente, uma dada amostra de substância pode ser expressa em unidades de massa (m), volume (V), quantidade de matéria (n) ou número de partículas (N). Consideremos, por exemplo, duas amostras de gás hidrogênio (H2): N = 6,02 . 1023 moléculas n = 1 mol m = 2g V = 22,4L (0°C e 1 atm) N = 12,04 . 1023 moléculas n = 2 mol m = 4g V = 44,8L (0°C e 1 atm)

27g n = ––––––– = 1,5 mol 18g/mol de moléculas de água.

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(MODELO ENEM) – O efeito estufa é um fenômeno de grandes consequências climáticas que se deve a altas concentrações de gás carbônico (CO2) no ar. Considere que, num dado período, uma indústria “contribuiu” para o efeito estufa, lançando 176 toneladas de gás carbônico na atmosfera. O número de moléculas de CO2 lançado no ar, naquele período, foi aproximadamente igual a Dados: C = 12g/mol, O = 16g/mol; constante de Avogadro = 6,0 . 1023mol–1 a) 2,4 x 1030 b) 4,8 x 1023 28 c) 2,4 x 10 d) 4,8 x 1023 e) 4,8 x 1017 Resolução Massa molar do CO2 = = 12g/mol + 2 . 16g/mol = 44g/mol 44g –––––––––––––– 6,0 . 1023 moléculas 176 . 106g –––––––––––––– x x = 2,4 . 1030 moléculas de CO2 Resposta: A

240

QUÍMICA



(PUCCAMP-SP – MODELO ENEM) – Nitrito de sódio, NaNO2, é empregado como aditivo em alimentos, tais como “bacon”, salame, presunto, linguiça e outros, principalmente com duas finalidades: – evitar o desenvolvimento do Clostridium botulinum, causador do botulismo; – propiciar a cor rósea característica desses alimentos, pois participam da seguinte transformação química: Mioglobina + NaNO2 → mioglobina nitrosa (proteína presente na carne, (cor rósea) cor vermelha) A concentração máxima permitida é de 0,014g de NaNO2 por 100g do alimento. Os nitritos são considerados mutagênicos, pois no organismo humano produzem ácido nitroso, que interage com bases nitrogenadas alterandoas, podendo provocar erros de pareamento entre elas.

A quantidade máxima, em mol, de nitrito de sódio que poderá estar presente em 1kg de salame é, aproximadamente, Dados: Massas molares em g/mol: N = 14; Na = 23 e O = 16. b) 1 x 10–3 a) 2 x 10–3 c) 2 x 10–2 d) 2 x 10–1 –1 e) 1 x 10 Resolução Massa molar do NaNO2 M = (23 + 14 + 2 x 16)g/mol = 69g/mol Massa máxima de NaNO2 permitida em 1kg de salame: 0,014g de NaNO2 –––––––– 100g x –––––––– 1000g (1kg) x = 0,14g de NaNO2 Quantidade máxima em mols: 1 mol de NaNO2 –––––– 69g y –––––– 0,14g y  2 . 10–3 mol de NaNO2 Resposta: A

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Uma pessoa, ao comer 20g de chocolate contendo 7% em massa de sacarose (C12H22O11), estará ingerindo quantas moléculas dessa substância?

Resolução M = 12 x 12g/mol + 22 x 1g/mol + 11 x 16g/mol = 342g/mol 7 massa de sacarose = –––– . 20g = 1,4g 100

Dados: Número de Avogadro = 6,0 . 1023 Massas molares em g/mol: C: 12; H: 1; O: 16

342g ––––––– 6,0 . 1023 moléculas 1,4g ––––– x

 (MODELO ENEM) – As fronteiras entre real e imaginário vão se tornando cada vez mais sutis à medida que melhoramos nosso conhecimento e desenvolvemos nossa capacidade de abstração. Átomos e moléculas: sem enxergá-los podemos imaginá-los. Qual será o tamanho dos átomos e das moléculas? Quantos átomos ou moléculas há numa certa quantidade de matéria? A massa molar de um elemento é a massa (em gramas) de 1 mol de átomos (6,0 . 1023 átomos) desse elemento. Qual a massa em gramas de 2,0 . 1022 átomos de magnésio? Dados: Massa molar do Mg = 24g/mol Número de Avogadro = 6,0 . 1023

 Quantidade de matéria (n) é o número de partículas medido em mols. Quantos mols de átomos de mercúrio existem em 100cm3 de mercúrio? Dados: Massa molar do Hg = 200g/mol Densidade do mercúrio = 13,6g/cm3

x = 2,5 . 1021 moléculas

RESOLUÇÃO: m d = –– ∴ m = V . d V g m = 100cm3 . 13,6 ––––3 = 1360g cm 200g –––––––– 1 mol 1360g –––––– n

a) 0,6g d) 1,8g

b) 0,8g e) 2,4g

c) 1,2g

n = 6,8 mol

RESOLUÇÃO: 6,0 . 1023 átomos –––––––– 24g 2,0 . 1022 átomos –––––––– x x = 0,8g Resposta: B

5

Concentração das soluções: título, porcentagem em massa, g/L, mol/L

1. Concentrações das soluções O estudo das concentrações das soluções talvez seja a parte mais importante do capítulo das soluções, pois são muito importantes na vida cotidiana. Podemos compreender bem o porquê da importância, se tivermos em mente que, na prática, muitas das substâncias são usadas em solução e, para o químico, é fundamental o conhecimento exato da solução com a qual está trabalhando; em outras palavras, é preciso conhecer qual é a massa de soluto numa dada quantidade de solução, qual é a massa do solvente etc. Existem, como veremos, diversas formas de se exprimir a concentração de uma solução, pois, de acordo com o tipo de solução, uma forma poderá adaptar-se melhor do que outra. Por exemplo: quando, numa determinada solução, o soluto é um sólido, é interessante o conhecimento de sua massa, ao passo que, quando o soluto é

• Título • Gramas/litro • Mols/litro

gasoso, é mais interessante, do ponto de vista prático, que se conheça o seu volume, e assim por diante. De acordo com o exposto, podemos dizer que:

quantidade de soluto concentração = ––––––––––––––––––––––––– quantidade de solução Normalmente, a relação que exprime a concentração de uma solução é função da quantidade de soluto e da quantidade de solução.

2. Título: relação massa/massa É a relação entre a massa do soluto e a massa da solução.

massa do soluto τ = –––––––––––––––––––– massa da solução

QUÍMICA

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massa da solução = massa do soluto + massa do solvente Desse modo, se tivermos 20g de H2SO4 dissolvidos em 80g de água, teremos como título da solução: massa do soluto τ = –––––––––––––––––––––––––––––––––– massa do soluto + massa do solvente

Aqui, não são fixadas unidades obrigatórias para a massa do soluto nem para o volume da solução, se bem que, na prática, geralmente se usa a massa em gramas e o volume em litros. Exemplo: Como devemos proceder para preparar 1 litro de solução a 5,85g de sal de cozinha por litro?

20g τ = –––––––––– ∴ τ = 0,20 20g + 80g

O título é adimensional e é menor do que 1.

3. Porcentagem em massa É muito comum multiplicar o título por 100, quando teremos, então, a porcentagem em massa:

p = % em massa = título x 100 Assim, a porcentagem em massa do H2SO4 na solução imaginada seria: % em massa do H2SO4 = τH SO x 100 = 2 4 = 0,20 x 100 = 20% em massa.

Isso significa que, em cada 100g de solução, 20g são de H2SO4. O título (ou % em massa) é muito usado na prática, pois basta conhecê-lo e saber o valor da massa da solução, para podermos determinar a massa do soluto.

4. Relação entre massa do soluto e volume da solução (concentração comum) massa do soluto C = ––––––––––––––––––– volume da solução Esse tipo de concentração é muito usado, porque o volume da solução é facilmente mensurável e, uma vez conhecido, desde que se saiba o valor da concentração, tem-se, automaticamente, a massa do soluto.

242

QUÍMICA

Pesamos 5,85g de NaCl puro e transferimos para um balão volumétrico de 1 litro. Adiciona-se certa quantidade de água (menor que 1 litro) e agita-se para dissolver o sal. Colocamos água até atingir a marca de um litro. De um modo geral, a solução de concentração x g/L é a que contém x gramas do soluto em 1 litro de solução.

5. Concentração em quantidade de matéria ou concentração em mol/L É a relação entre a quantidade em mols do soluto e o volume da solução tomado em litros. Representaremos essa concentração por M.

quantidade em mols do soluto M = –––––––––––––––––––––––––––––––––– volume da solução em litros O volume da solução deve ser tomado, obrigatoriamente, em litros. Se o volume for expresso em outra unidade (cm3, m3 etc.), teremos outra forma de exprimir concentração. Exemplo Qual o procedimento para se preparar 250mL d e solução 0,20 mol/L de H 2 SO 4 ? (massa molar do H2SO4 = 98g/mol) Resolução Vamos calcular a massa de H2SO4 necessária a esta preparação. mH SO 2 4 ––––––––––––––––– nH SO massa molarH SO 2 4 2 4 M = –––––––––––– = ––––––––––––––––––––– V(L) solução V(L) solução mH

= M . V(L)solução . massa molarH

mH

= 0,20 . 0,250 . 98

2SO4 2SO4

2SO4

m = 4,9g de H2SO4

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Procedimento

  

Pesam-se 4,9g de H2SO4 puro e dissolvem-se em água destilada dentro de um béquer (observação: a quantidade de água inicial contida no béquer deve ser menor que a quantidade de solução pedida na questão). Transferimos essa solução para um balão volumétrico de 250mL. Adiciona-se água destilada até atingir a marca de 250mL. Solução x (mol/L) é a que contém x mols de soluto em 1 litro de solução.

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(UERJ – MODELO ENEM) – Em uma estação de tratamento de efluentes,um operador necessita preparar uma solução de sulfato de alumínio de concentração igual a 0,1 mol/L, para encher um recipiente cilíndrico, cujas medidas internas, altura e diâmetro da base, estão indicadas na figura abaixo.

bebeu após o jantar e o que bebeu em jejum só poderão dirigir após, aproximadamente,

n M = ––– ∴ n = M . V V n = 0,1 mol . L–1 . 270L = 27 mol 1 mol –––––– 342g x = 9234g

27 mol –––––– x Resposta: D



(UNAERP-SP) – Em que quantidade de água devem ser dissolvidos 100g de glicose para se obter uma solução a 20% em massa? a) 20g b) 40g c) 100g d) 200g e) 400g Resolução 100g de solução ––––––––––– 20g de glicose x –––––––––––– 100g de glicose x = 500g de solução 500g de solução

{

100g de glicose 400g de água

Resposta: E



Massa molar do Al2(SO4)3: 342g/mol Considerando π = 3, a massa de sulfato de alumínio necessária para o operador realizar sua tarefa é, em gramas, aproximadamente igual a: a) 3321 b) 4050 c) 8505 d) 9234 Resolução Volume do cilindro: V = π r2h V = 3 . (3dm)2 . 10dm = 270dm3 = 270L

(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO MÉDIO) – Após a ingestão de bebidas alcoólicas, o metabolismo do álcool e sua presença no sangue dependem de fatores como peso corporal, condições e tempo após a ingestão. O gráfico a seguir mostra a variação da concentração de álcool no sangue de indivíduos de mesmo peso que beberam três latas de cerveja cada um, em diferentes condições: em jejum e após o jantar. Tendo em vista que a concentração máxima de álcool no sangue permitida pela legislação brasileira para motoristas é 0,6 g/L, o indivíduo que

(Revista Pesquisa FAPESP n.o 57.) a) uma hora e uma hora e meia, respectivamente. b) três horas e meia hora, respectivamente. c) três horas e quatro horas e meia, respectivamente. d) seis horas e três horas, respectivamente. e) seis horas, igualmente. Resolução Pela análise do gráfico, o limite de 0,6g/L para o indivíduo que bebeu após o jantar começa a diminuir a partir de três horas. Para o indivíduo que bebeu em jejum, esse limite começa a diminuir a partir de, aproximadamente, quatro horas e meia. Resposta: C

QUÍMICA

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Resolução



Uma pessoa que tenha tomado três latas de cerveja provavelmente apresenta a) queda de atenção, de sensibilidade e das reações motoras. b) aparente normalidade, mas com alterações clínicas. c) confusão mental e falta de coordenação motora. d) disfunção digestiva e desequilíbrio ao andar. e) estupor e risco de parada respiratória.

(PUCCAMP-SP) – A concentração de uma solução de hidróxido de sódio que contém 4g da base em 2 litros de solução é: a) 0,2g/L b) 2g/L c) 10g/L d) 20g/L e) 200g/L

(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO MÉDIO) – Os acidentes de trânsito, no Brasil, em sua maior parte são causados por erro do motorista. Em boa parte deles, o motivo é o fato de dirigir após o consumo de bebida alcoólica. A ingestão de uma lata de cerveja provoca uma concentração de aproximadamente 0,3 g/L de álcool no sangue. A tabela abaixo mostra os efeitos sobre o corpo humano provocados por bebidas alcoólicas em função de níveis de concentração de álcool no sangue:

4g msoluto C = ––––––– = ––– = 2g/L V solução 2L

RESOLUÇÃO: Concentração aproximada de álcool no sangue pela ingestão de três latas de cerveja: 1 lata de cerveja –––––––– 0,3g/L x = 0,9g/L 3 latas de cerveja ––––––– x

Concentração de álcool no sangue (g/L)

Efeitos

0,1 – 0,5

Sem influência aparente, ainda que com alterações clínicas

0,3 – 1,2

Euforia suave, sociabilidade acentuada e queda da atenção

0,9 – 2,5

Excitação, perda de julgamento crítico, queda da sensibilidade e das reações motoras

1,8 – 3,0

Confusão mental e perda da coordenação motora

2,7 – 4,0

Estupor, apatia, vômitos e desequilíbrio ao andar

RESOLUÇÃO:

3,5 – 5,0

Coma e morte possível

nsoluto 0,5 mol M = ––––––– = ––––––– = 2 mol/L 0,250L V solução

(Revista Pesquisa FAPESP n.o 57.)



(UFPE) – Qual a concentração em mol/L de uma solução que contém 0,5mol de um composto dissolvido em 250mL de solução? a) 0,002 b) 0,2 c) 0,4 d) 2 e) 4

Resposta: D

Concentração das soluções. ppm. Exercícios

6

Partes por milhão (ppm) Para soluções diluídas, costuma-se usar a concentração em partes por milhão (ppm), que indica o número de partes do soluto presente em 1 milhão de partes da solução. – Partes por milhão em massa 1,0mg de soluto 1,0 ppm = –––––––––––––––––––– = 1,0mg/kg 10 6mg de solução Exemplo: Em um ar poluído a concentração de monóxido de carbono é 40ppm de CO em massa. Significado: em cada milhão de gramas de ar há 40 gramas de CO. 40g de CO 40mg de CO 40mg de CO 40ppm = –––––––––– = –––––– –––––– = ––––––––––––– 106mg de ar 1kg de ar 106g de ar

244

Essa concentração está nos intervalos de 0,3g/L a 1,2g/L e 0,9g/L a 2,5g/L. Portanto, essa pessoa apresenta queda de atenção, de sensibilidade e das reações motoras. Resposta: A Resposta: B

QUÍMICA

• Concentração • ppm (partes por milhão) • ppb (partes por bilhão)

– Partes por milhão em volume 1,0mL de soluto 1,0 ppm = –––––––––––––––––– = 1,0mL/m3 10 6mL de solução Para soluções muito diluídas, pode ser usada a concentração em partes por bilhão (ppb), que indica o número de partes do soluto presente em 1 bilhão de partes da solução.

1,0mg de soluto 1,0 ppb = ––––––––––––––––––– = 1,0mg/t 10 9mg de solução Para soluções aquosas muito diluídas, a densidade da solução pode ser considerada aproximadamente igual à densidade da água.

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(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO MÉDIO) – Um dos índices de qualidade do ar diz respeito à concentração de monóxido de carbono (CO), pois esse gás pode causar vários danos à saúde. A tabela a seguir mostra a relação entre a qualidade do ar e a concentração de CO. Qualidade do ar

Concentração de CO – ppm* (média de 8h)

Inadequada

15 a 30

Péssima

30 a 40

Crítica

Acima de 40

*ppm (parte por milhão) = 1 micrograma de CO por grama de ar 1µg = 10–6g Para analisar os efeitos do CO sobre os seres humanos, dispõe-se dos seguintes dados:

Concentração de CO (ppm) 10

Sintomas em seres humanos Nenhum Diminuição da capacidade 15 visual 60 Dores de cabeça 100 Tonturas, fraqueza muscular 270 Inconsciência 800 Morte Suponha que você tenha lido em um jornal que na cidade de São Paulo foi atingido um péssimo nível de qualidade do ar. Uma pessoa que estivesse nessa área poderia: a) não apresentar nenhum sintoma. b) ter sua capacidade visual alterada. c) apresentar fraqueza muscular e tontura. d) ficar inconsciente. e) morrer. Resolução Quando o ar atinge um nível péssimo de qualidade significa que a concentração de CO no ar está entre 30 e 40 partes por milhão. Segundo a tabela dos efeitos do monóxido de carbono sobre os seres humanos, nessa



(PUCCAMP-SP – MODELO ENEM) – No rótulo de uma garrafa de “água mineral” lê-se, entre outras coisas,

x = 2 . 10 –3g ∴ 2mg

mg de soluto Dados: ppm = ––––––––––––––––––––– kg de solução aquosa

Resposta: D

c) 0,03g



Cálculo da massa de fluoreto: 1L –––––––– 1,5mg 1,08 . 108L –––––––– y

y = 1,62 . 108mg ou 162kg Resposta: E

RESOLUÇÃO: Cálculo da massa de chumbo em mg em 100g da crosta terrestre:

A massa do bicarbonato de cálcio, no conteúdo da garrafa, é:

b) 0,02g



(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO MÉDIO) – Determinada Estação trata cerca de 30.000 litros de água por segundo. Para evitar riscos de fluorose, a concentração máxima de fluoretos nessa água não deve exceder a cerca de 1,5 miligrama por litro de água. A quantidade máxima dessa espécie química que pode ser utilizada com segurança, no volume de água tratada em uma hora, nessa Estação, é: a) 1,5kg. b) 4,5kg. c) 96kg. d) 124kg. e) 162kg. Resolução Cálculo do volume de água tratada em 1 hora 1s ––––– 3 . 104L x = 1,08 . 108L 3600s ––––– x

crosta chumbo 20ppm ⎯⎯→ 10 6g ⎯⎯⎯→ 20g 100g ––––––– x

Conteúdo: 1,5kg Bicarbonato de cálcio: 20ppm

a) 0,01g

concentração o homem terá diminuição de sua capacidade visual. Resposta: B

d) 0,06g

e) 150mg

RESOLUÇÃO: 20mg –––––––––––––– 1,0kg x –––––––––––––– 1,5kg x = 30mg massa = 0,03g Resposta: C



(FAFEOD-MG) – Quantos gramas de H2O são necessários, a fim de se preparar uma solução, a 20% em massa, usando 80g do soluto? a) 500 b) 480 c) 400 d) 320 e) 180

RESOLUÇÃO: msoluto p = ––––––––––––––– . 100 msoluto + mágua

80g 20 = –––––––––––– . 100 80g + mágua

1600g + 20mágua = 8000g



(UNIFESP– MODELO ENEM) – A contaminação de águas e solos por metais pesados tem recebido grande atenção dos ambientalistas, devido à toxicidade desses metais ao meio aquático, às plantas, aos animais e à vida humana. Dentre os metais pesados, há o chumbo, que é um elemento relativamente abundante na crosta terrestre, tendo uma concentração ao redor de 20 ppm (partes por milhão). Uma amostra de 100 g da crosta terrestre contém um valor médio, em mg de chumbo, igual a a) 20 b) 10 c) 5 d) 2 e) 1

20mágua = 6400g mágua = 320g Resposta: D

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QUÍMICA

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Diluição e mistura de soluções

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• Soluções • Diluição (M1V1 = M2V2) • Mistura (M1V1 + M2V2 = M3V3)

1. Diluição de soluções Diluir uma solução é diminuir a sua concentração por adição de solvente. Isto é facilmente entendido, posto que concentração relaciona quantidade de soluto e quantidade de solução; o aumento na quantidade de solvente provoca um aumento na quantidade de solução (denominador) e a quantidade de soluto permanece constante (numerador), acarretando uma diminuição no valor da relação, que é a concentração.

Solução mais concentrada.

Solução mais diluída.

Se usarmos a mesma unidade de volume dos dois lados, teremos: M1V1 = M2V2 Observação: Partindo da fórmula de concentração em gramas por litro, analogamente, chegaremos a: C1V1 = C2V2 , pois a massa do soluto (produto C . V) não mudou.

2. Mistura de soluções de mesmo soluto Na mistura de soluções (sem reação química) de mesmo soluto, obtemos uma nova solução, cuja concentração é intermediária às concentrações das soluções misturadas. Exemplo: Vamos misturar V1(L) de uma solução, de soluto X e de concentração M1, com V2 (L) de outra solução, do mesmo soluto X no mesmo solvente, de concentração M2. A solução final terá V3(L), que é a soma dos volumes misturados V1(L) + V2(L), e concentração M3, a qual devemos determinar.

Vamos utilizar como exemplo a concentração em mol/L:

n M = –––––– ∴ n = M . V (L) V(L) Em uma solução, se quisermos conhecer a quantidade em mols do soluto, basta multiplicar sua concentração em mol/L pelo volume em litros. Consideremos V1 (L) de uma solução de soluto X de concentração M1; acrescentemos a ela V(L) de água. A solução resultante terá V2(L), que é a soma de V1(L) mais V(L), e concentração M2, que devemos determinar.

A quantidade em mols do soluto X em cada recipiente pode ser calculada pelo produto M . V. n1 = M1V1(L); n2 = M2V2 (L); n3 = M3V3(L) A relação entre as quantidades de matéria é: n1 + n2 = n3

M1V1(L) + M2V2(L) = M3V3(L) ou M1V1 +M2V2 =M3V3 Observação: Analogamente, podemos provar:

C 1V 1 + C 2V 2 = C 3V 3

A quantidade em mols do soluto X na solução inicial é n1, que pode ser calculada por: n1 = M1 . V1(L) Na solução final, a quantidade em mols do soluto X é n2, que pode ser calculada por: n2 = M2 . V2 (L) Como se adicionou somente água à solução, sem alterar a quantidade de soluto, podemos escrever:

n1 = n2 ∴ M1V1 (L) = M2V2 (L)

246

QUÍMICA

Nota: Muitas vezes, quando se misturam dois líquidos, ocorre uma contração de volume. Assim, misturando-se 100cm3 de água com 100cm3 de álcool etílico, obtemos menos de 200cm3 de mistura. Nesses casos, V3 < V1 + V2.

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 (UERJ – MODELO ENEM) – Um medicamento, para ser administrado a um paciente, deve ser preparado como uma solução aquosa de concentração igual a 5% em massa, de soluto. Dispondo-se do mesmo medicamento em uma solução duas vezes mais concentrada, esta deve ser diluída com água, até atingir o percentual desejado. As massas de água na solução mais concentrada, e naquela obtida após a diluição, apresentam a seguinte razão: 5 5 9 7 a) ––– b) ––– c) –––– d) ––– 7 9 19 15 Resolução

Consideremos a massa da solução inicial igual a 100g. solução inicial

m

m1 = 10g H O = 90g 2

Adicionando xg de água teremos na solução final: massa da solução = (100 + x)g 5 –––– . (100 + x) = 10 ∴ x = 100g 100 solução final { mH

2O

= 90g + 100g = 190g

9 massa de H2O na solução inicial 90g –––––––––––––––––––––––––––– = –––– = –––– massa de H2O na solução final 190g 19 Resposta: C



(UERJ – MODELO ENEM) – Certos medicamentos são preparados por meio de uma série de diluições. Assim, utilizando-se uma quantidade de água muito grande, os medica-

 (CESGRANRIO – MODELO ENEM) – Diluir uma solução é diminuir a sua concentração por adição de solvente. Para preparar 1,2 litro de solução 0,4mol/L de HCl, a partir do ácido concentrado (16mol/L), o volume de água, em litros, a ser utilizado será de: a) 0,03 b) 0,47 c) 0,74 d) 1,03 e) 1,17

mentos obtidos apresentam concentrações muito pequenas. A unidade mais adequada para medir tais concentrações é denominada ppm: 1 ppm corresponde a 1 parte de soluto em 1 milhão de partes de solução Considere um medicamento preparado com a mistura de 1g de um extrato vegetal e 100kg de água pura. A concentração aproximada desse extrato vegetal no medicamento, em ppm, está indicada na seguinte alternativa: a) 0,01 b) 0,10 c) 1,00 d) 10,00 Resolução 1g de extrato –––––––– 100 000g de água x –––––––– 1000 000g de água x = 10,00g Resposta: 10,00ppm Resposta: D

 20mL de solução 0,4 mol/L de H2SO4 são misturados com 30mL de solução 0,2 mol/L do mesmo ácido. Qual a concentração em mol/L final? RESOLUÇÃO:

RESOLUÇÃO: M1V1 = M2V2 16 . V1 = 0,4 . 1,2 ∴ V1 = 0,03L Volume de água = 1,2L – 0,03L = 1,17L Resposta: E V1M1 + V2M2 = V3 M3 20 x 0,4 + 30 x 0,2 = 50M3 M3 = 0,28mol/L



100mL de uma solução 0,5 mol/L de NaOH foram adicionados a 150mL de uma solução 0,8 mol/L da mesma base. Que concentração em mol/L apresenta a solução resultante da mistura?

RESOLUÇÃO: M1V1 + M2V2 = M3V3 0,5 . 100 + 0,8 . 150 = M3 . 250 ∴ M3 = 0,68 mol/L

QUÍMICA

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Energia nas transformações químicas.

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Reações exotérmicas e endotérmicas. Entalpia

• Reação exotérmica • Reação endotérmica • Entalpia

COMBUSTÃO DOS ALIMENTOS Na combustão de um alimento, ocorre liberação de energia. A queima de 1 grama de glicose libera 15,6 kJ (quilojoule) ou 3,73 kcal (quilocaloria). C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) Frequentemente, encontramos tabelas com os “valores energéticos” dos alimentos. Esses valores são comumente dados em quilocalorias, embora fosse melhor serem dados em quilojoules. Veja tabela abaixo:

Alimento

Valor energético (kcal/g)

manteiga

7,60

chocolate

4,67

açúcar

4,00

arroz

3,60

batata-inglesa

0,90

peixe

0,84

carne de vaca

2,90

1. Reação química e energia Verifica-se, experimentalmente, que nas reações químicas ocorrem variações de temperatura, isto é, as reações químicas são acompanhadas de variações de energia. A Termoquímica vai estudar essas variações de energia que acompanham as transformações químicas. Uma transformação química representa o rearranjo de átomos de uma estrutura para formar uma nova estrutura. Essas modificações estruturais são acompanhadas de absorção ou desprendimento de energia sob várias formas. Energia de um certo corpo é a capacidade de o corpo realizar trabalho. A energia se manifesta de várias formas. Em relação a um ponto de referência, podemos definir duas energias fundamentais: energia cinética, que é a energia de corpos móveis, e energia potencial ou energia de posição. Quando uma mistura de hidrogênio e oxigênio, submetida a uma faísca, explode, produzindo água, uma parte da energia aparecerá sob a forma de calor, outra sob a forma de luz, e uma terceira parcela na forma de som.

248

QUÍMICA

Esses “valores energéticos” correspondem à energia liberada nas reações do metabolismo desses alimentos no organismo. Quando dizemos que o chocolate “tem muita caloria”, isso significa que, nas reações do metabolismo do chocolate no organismo, há liberação de muita energia, que recebe o nome de calor de combustão. Um adulto com o peso normal deveria consumir diariamente, juntando todas as refeições, entre 1800 e 2000kcal. Mas, em apenas 100 gramas de chocolate ao leite, existem aproximadamente 570 kcal. Nas pilhas, a maior parte da energia envolvida é de natureza elétrica. Geralmente, as reações são feitas em recipientes abertos sob pressão constante, e a energia que se manifesta é a energia térmica. As variações térmicas são facilmente determinadas e até com alta precisão. Nessas determinações, supõe-se o recipiente constituído de paredes adiabáticas, evitando-se a transmissão de calor. No decurso de uma série de transformações energéticas, não há ganho nem perda de energia, mas apenas transformação de energia em outra forma de energia (Princípio da Conservação da Energia). Assim, a síntese da água a partir de seus elementos libera 68,3kcal de calor para cada mol de água líquida formada.

1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(l ) + 68,3 kcal Na decomposição de 1 mol de água líquida, a mesma quantidade de energia é absorvida:

1H2O(l ) + 68,3kcal → 1 H2(g) + 1/2 O2(g)

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?

Saiba mais FONTES DE ENERGIA

1) Usinas hidrelétricas Barragens represam a água por meio de comportas. Quando estas se abrem, a água, descendo em grande velocidade, movimenta as pás da turbina que, por sua vez, movimentam o gerador, produzindo energia elétrica. 2) Energia nuclear Processos envolvendo reações de fissão e fusão nucleares.

3) Energia solar Sistemas utilizam a energia solar para o aquecimento de água. 4) Energia eólica Energia dos ventos. 5) Energia das marés 6) Reações químicas Nas usinas termoelétricas, carvão ou derivados do petróleo são queimados e a energia liberada é transformada em energia elétrica. A maior parte da energia atualmente utilizada é obtida a partir de reações químicas.

O calor é uma forma de energia. Portanto uma quantidade de calor pode ser medida em joule, podendo ser usada também a caloria.

Caloria (cal) Quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura de 1 grama de água de 1°C (de 16,5°C a 17,5°C). 1 caloria = 4,18 joules 1 quilocaloria (kcal) = 1000 calorias

2. Reações exotérmicas e endotérmicas Um processo é exotérmico se o calor é liberado, e endotérmico se o calor é absorvido.

Observe no gráfico que o conteúdo energético dos reagentes é maior que o dos produtos. Em uma reação exotérmica, o calor é escrito na equação como se fosse um produto:

A + B → C + D + x kcal

Reações endotérmicas Exemplo

REAÇÃO EXOERGÔNICA – reação que libera energia. Quando a reação libera calor tem-se uma reação exotérmica. REAÇÃO ENDOERGÔNICA – reação que absorve energia. Quando a reação absorve calor tem-se uma reação endotérmica.

H2(g) + I2(s) + 12,4kcal → 2HI (g) ou H2(g) + I2(s) → 2HI(g) – 12,4 kcal Nessa reação, 12,4 kcal são absorvidas na formação de 2 mols de HI (gás), a partir de hidrogênio e iodo cristalino (reação endotérmica). Graficamente, as reações endotérmicas têm a seguinte representação:

Em uma equação termoquímica, o calor é escrito como se fosse um produto (reação exotérmica) ou reagente (reação endotérmica).

Reações exotérmicas Exemplo

C(grafita) + O2(g) → CO2(g) + 94,1 kcal Na reação acima, 94,1 kcal são liberadas quando 1 mol de CO2(gás) é formado a partir de grafita e oxigênio (reação exotérmica). Graficamente, as reações exotérmicas têm a seguinte representação:

Uma reação endotérmica, para se processar, necessita de um fornecimento externo de energia. Desse modo, a energia armazenada nos produtos é maior que a dos reagentes. QUÍMICA

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Em uma reação endotérmica, o calor é escrito na equação como se fosse um reagente:

Variação de entalpia:

ΔH = H2 – H1 = – 68 kcal

A + B + x kcal → C + D ou A + B → C + D – x kcal

3. Calor de reação ou energia de reação A “energia de reação” ou “calor de reação” é a energia térmica liberada ou absorvida numa reação. O calor de reação mede a diferença de energia entre os reagentes e os produtos, desde que as substâncias iniciais e finais estejam, todas, a mesma temperatura e a mesma pressão.

4. Entalpia (H) Um sistema químico pode armazenar energia. Esta pode ser definida de acordo com o mecanismo de armazenagem. Assim, temos: energia cinética, energia potencial gravitacional, energia potencial elétrica e energia química. Em termos mais práticos, podemos dizer que

Assim, um mol de água líquida tem uma ener gia 68 kcal a menos que o sistema constituído por 1 mol de H2 e 1/2 mol de O2 gasosos. Usando valores imaginários de entalpia, o leitor poderá entender mais facilmente o sinal de ΔH.

“Em um sistema químico, a energia total é chamada entalpia e é designada H”. Quando o sistema sofre uma transformação no seu estado, a variação de entalpia (ΔH) é dada por

Estado inicial H1

→

Estado final H2

ΔH = H2 – H1 onde H1 é a entalpia do sistema no seu estado inicial, e H2 a entalpia do sistema no seu estado final. Um mol de cada substância tem uma energia total (H) característica, assim como tem uma massa característica. Em uma reação química, o calor de reação mede a diferença entre os conteúdos energéticos dos produtos e dos reagentes. Se a pressão e a temperatura nos estados inicial e final forem as mesmas, o calor da reação será a medida de ΔH. Em uma reação exotérmica, H2 é menor que H1, de modo que ΔH tem valor negativo. Exemplo

ΔH = HP – HR = 32 – 100 = – 68 sendo: HR = entalpia dos reagentes HP = entalpia dos produtos Escrevemos a equação assim:

H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ΔH = – 68 kcal Classicamente, o calor de reação seria um “produto”:

H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) + 68 kcal Em uma reação endotérmica, H2 é maior que H1, de modo que ΔH tem um valor positivo. Exemplo

Variação de entalpia:

ΔH = H2 – H1 = + 12,4 kcal

250

QUÍMICA

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Escrevemos a equação assim:

H2(g) + I2(s) → 2HI(g) ΔH = + 12,4 kcal Classicamente, o calor de reação seria um “reagente”.

H2(g) + I2(s) + 12,4kcal → 2HI(g) ou H2(g) + I2(s) → 2HI(g) – 12,4 kcal Assim, dois mols de HI gasoso têm uma energia 12,4 kcal a mais que o sistema constituído por 1 mol de H2 gasoso e 1 mol de I2 sólido. Usando valores imaginários, teríamos:

?

Saiba mais

Mudanças de estado de agregação (transformações físicas)

ΔH = HP – HR = 62,4 – 50 = + 12,4

No Portal Objetivo Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M122

 (ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO MÉDIO) – “Apenas no banho matinal, por exemplo, um cidadão utiliza cerca de 50 litros de água, que depois terá que ser tratada. Além disso, a água é aquecida consumindo 1,5 quilowatt-hora (cerca de 1,3 milhões de calorias), e para gerar essa energia foi preciso perturbar o ambiente de alguma maneira...” Com relação ao texto, supondo a existência de um chuveiro elétrico, pode-se afirmar que: a) a energia usada para aquecer o chuveiro é de origem química, transformando-se em energia elétrica. b) a energia elétrica é transformada no chuveiro em energia mecânica e, posteriormente, em energia térmica. c) o aquecimento da água deve-se à resistência do chuveiro, onde a energia elétrica é transformada em energia térmica. d) a energia térmica consumida nesse banho é posteriormente transformada em energia elétrica. e) como a geração da energia perturba o ambiente, pode-se concluir que sua fonte é algum derivado do petróleo. Resolução Em um resistor a energia elétrica é transformada em energia térmica. Resposta: C



(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO MÉDIO) – Há diversas maneiras de o ser humano obter energia para seu próprio metabolismo utilizando energia armazenada na cana-de-açúcar.

O esquema a seguir apresenta quatro alternativas dessa utilização.

A partir dessas informações, conclui-se que a) a alternativa 1 é a que envolve maior diversidade de atividades econômicas. b) a alternativa 2 é a que provoca maior emissão de gás carbônico para a atmosfera. c) as alternativas 3 e 4 são as que requerem menor conhecimento tecnológico. d) todas as alternativas requerem trabalho humano para a obtenção de energia. e) todas as alternativas ilustram o consumo direto, pelo ser humano, da energia armazenada na cana. Resolução O trabalho humano é necessário em todas as alternativas de utilização da cana-de-açúcar, em diferentes formas e intensidades. A produção do caldo de cana (1) e a da rapadura (2) é a que demanda menores tecnologia e intensidade no manejo de mão-de-obra. Já a produção do açúcar refinado (3) e do etanol (4) requer maior quantidade de insumos tecnológicos e o emprego mais intenso de mãode-obra de diferentes graus de qualificação. A emissão maior de gás carbônico relaciona-se às queimadas, processo geralmente ligado ao trato industrial. Resposta: D

QUÍMICA

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(UNIP – MODELO ENEM) – O conteúdo energético de um sistema é denominado entalpia. Em uma reação exotérmica ocorre liberação de energia.

Resolução

Numa reação exotérmica, a entalpia dos produtos é a) menor que a dos reagentes; b) maior que a dos reagentes; c) igual à dos reagentes; d) dependente da reação; e) maior ou igual à dos reagentes. Resposta: A

 (UNICAMP-SP) – Rango, logo depois de servir o bolo, levou os convidados de volta ao bar. Lá, para entreter os convidados, Dina acomodou um ovo sobre um suporte plástico. Esse ovo tinha fitas de vedação nas duas extremidades, tapando pequenos furos. Dina retirou as vedações, apoiou o ovo novamente no suporte plástico e levou um palito de fósforo aceso próximo a um dos furos: de imediato, ouviu-se um pequeno barulho, parecido a um fino assovio; surgiu, então, uma chama quase invisível e o ovo explodiu. Todos aplaudiam, enquanto Dina explicava que, no interior do ovo (na verdade era só a casca dele), ela havia colocado gás hidrogênio e que o que eles tinham acabado de ver era uma reação química. Aplausos novamente. a) Se o gás que ali estava presente era o hidrogênio, a que reação química Dina fez referência? Responda com a equação química correspondente. b) Se a quantidade (em mols) dos gases reagentes foi maior que a do produto gasoso, então o ovo deveria implodir, e não, explodir. Como se pode, então, explicar essa explosão? RESOLUÇÃO a) 2H2(g) + O2(g) ⎯→ 2H2O(g) + calor b) A explosão ocorreu, pois a reação é fortemente exotérmica, isto é, o aumento da temperatura provoca um grande aumento de volume do produto gasoso.

252

QUÍMICA



(FATEC-SP) – Considere as equações termoquímicas apresentadas a seguir I)

H2O(l) + 43,9kJ → H2O(g)

II)

C(s) + O2(g) → CO2(g) + 393kJ

III) C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) + 1366kJ IV) H2O(g) → H2(g) + 1/2O2(g) – 242kJ V)

436kJ + H2(g) → 2H(g)

São processos exotérmicos: a) I e II b) II e III d) I e V e) II e V

c) III e IV

RESOLUÇÃO: I) Calor reagente: endotérmica. II) Calor produto: exotérmica. III) Calor produto: exotérmica. IV) Calor no 2.o membro com sinal negativo. Passa para o 1.o membro e fica calor reagente: endotérmica. V) Calor reagente: endotérmica. Resposta: B

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EXERCÍCIOS-TAREFAS FRENTE 1



Módulo 1 – Átomo, número atômico, número de massa, elemento químico

Três átomos neutros, T, Y e R, apresentam, respectivamente, números de massa crescentes e consecutivos. O número de nêutrons de T é igual ao número de nêutrons de Y, cujo número de prótons é 17/32 vezes o número de massa de R, que tem 16 elétrons e um número de massa igual ao dobro do de prótons. Assim, T é



a)

Quantos prótons, nêutrons e elétrons apresenta o átomo

que é representado por

55 25Mn?

32 T 14

b)

30 T 15

c)

32 T 16

d)

30 T 16

e)

30 T 14



Módulo 2 – Níveis e subníveis de energia

 (UERJ – MODELO ENEM) – Um sistema é formado por

 Um nível de energia com número quântico principal n contém subnível d quando a) n = 0 b) n = 1 c) n ≥ 1 d) n ≥ 2 e) n ≥ 3 ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:

(UNIFOR-CE) – O átomo 37 Cl tem igual número de 17 nêutrons que o átomo20x Ca. O número de massa x do átomo de Ca é igual a: a) 10 b) 17 c) 20 d) 37 e) 40

partículas que apresentam a composição atômica: 10 prótons, 10 elétrons e 11 nêutrons. Ao sistema foram adicionadas novas partículas. O sistema resultante será quimicamente puro se as partículas adicionadas apresentarem a seguinte composição atômica: a) 21 prótons, 10 elétrons e 11 nêutrons b) 20 prótons, 20 elétrons e 22 nêutrons c) 10 prótons, 10 elétrons e 12 nêutrons d) 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons e) 11 prótons, 11 elétrons e 11 nêutrons

 (ITA-SP) – O átomo de neônio tem número atômico 10 e número de massa 21. Qual das seguintes proposições é falsa? a) Quase toda a massa do átomo está concentrada no núcleo. 1 b) O diâmetro do núcleo é cerca de –––––– 10 000 do diâmetro do átomo. c) Ao redor do núcleo existem 10 elétrons. d) Alguns átomos de neônio têm 11 prótons. e) A soma do número de elétrons com o número de nêutrons no átomo de neônio é 21. 

Três átomos A, B e C apresentam respectivamente números de massa pares e consecutivos. Sabe-se que B tem 27 nêutrons e o seu número de massa é o dobro do seu número atômico. Os números de massa de A, B e C são respectivamente a) 50, 52 e 54 b) 48, 50 e 52 c) 54, 56 e 58 d) 46, 48 e 50 e) 52, 54 e 56



(UCPEL-RS) – Os números atômico, de nêutrons e de massa de um átomo são expressos respectivamente por 3x, 4x – 5 e 6x + 3. O número de prótons e de nêutrons desse átomo, é, respectivamente, a) 21 e 23 b) 15 e 10 c) 24 e 27 d) 3 e 9 e) 27 e 24

(n = 1) K: (n = 2) L: (n = 3) M: (n = 4) N:

1s 2s 3s 4s

2p 3p 4p

3d 4d

4f

2 A configuração eletrônica do átomo Ni(Z = 28) pode ser escrita da seguinte maneira: a) [Ar] b) [Ar]3d84s2 c) [Ar]3d8 2 6 7 1 d) [Ar]4s 3d e) [Ar]3d 4s sendo [Ar] ≡ 1s22s22p63s23p6 ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO: 1s 2s 3s 4s

2p 3p 4p

3d 4d

4f

 O número de elétrons existente no quarto nível de energia (camada N) do átomo de nióbio (número atômico 41) é a) 8 b) 10 c) 11 d) 14 e) 18 ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO: 1s 2s 3s 4s 5s

2p 3p 4p 5p

3d 4d 5d

4f 5f

 (UNAERP-SP – MODELO ENEM) – O fenômeno da supercondução de eletricidade, descoberto em 1911, voltou a ser objeto da atenção do mundo científico com a constatação de Berdnorz e Müller de que materiais cerâmicos podem exibir esse tipo de comportamento, valendo um prêmio Nobel a

QUÍMICA

253

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esses dois físicos em 1987. Um dos elementos químicos mais importantes na formulação da cerâmica supercondutora é o ítrio: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1. O número de camadas e o número de elétrons mais energéticos para o ítrio serão, respectivamente: a) 4 e 1 b) 5 e 1 c) 4 e 2 d) 5 e 3 e) 4 e 3

Módulo 3 – Ligações químicas. Regra do Octeto. A ligação iônica

 Qual a fórmula do composto entre os elementos 20Ca e 1H e qual a ligação envolvida?

 (MACKENZIE-SP) – A combinação entre átomos dos elementos potássio (um elétron de valência) e fósforo (cinco elétrons de valência) resulta na substância de fórmula: a) K3P2 b) KP3 c) K3P d) KP e) K2P  Preveja a fórmula do composto resultante da união dos compostos 16S e 20Ca. Módulo 4 – A ligação covalente



(UNIP-SP) – São dadas as estruturas eletrônicas dos átomos A e B: A: 1s22s22p63s23p1



Complete com ligações covalentes (—) e eventuais ligações dativas (→) as seguintes fórmulas estruturais:

B: 1s22s22p5 Qual a fórmula mais simples do composto formado por A e B?

a) H

Cl

b) O

O

ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO a) A ligação iônica aparece quando um metal combina com um .................. ou hidrogênio. Ocorre uma .................... de elétrons.

c) N

N

d) H

N

b)

H e) H

O

1s2

2s2 2p6

3s2 3p1

H

K 2

L 8

M 3

H g) H

O elemento A é ............................ e perde ..................... elétrons. c)

1s2

2s2 2p5

K 2

L 7

C

d) Esquema: A •••

H•

 (UFV-MG) – Várias propriedades químicas dos elementos estão relacionadas com o número de elétrons na última camada. a) Para os elementos 27 X e 16 Z o número de elétrons na última 13 8 camada é 16 Z 8

QUÍMICA

S O

•• •• Cl • ••

•• •O• • •

O

•• •N• •

• •C• •

O ↑ H—O—E→O ↓ O

• • •• d) •• Cl • ••

• b) •• N •

• •• e) •• Ne •• ••

•• c) •• O • •

 Dadas as estruturas de Lewis: H•

•• •• • N • •• O • • •

________

b) O composto formado pela reação entre X e Z tem fórmula mínima XaZb, em que os valores de a e b são a: __________ b: __________

254

h)

O

O elemento E pode ser

e) Fórmula: ................................................................................

________

H

C

 Considere a fórmula de certa substância.

a) • C •

27 X 13

f) O

H

O elemento B é ..................... e recebe .................... elétron. xx x x Bx xx xx xB x x xx xx x xB x xx

H

assinale as fórmulas estruturais corretas. 01. N N 02. H — N — H | H

•• •S• • •

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O→O ↓ O 08. H — O — N O

Módulo 5 – Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV)

04. H — N

Soma dos números dos itens corretos:

 Complete as lacunas.



a) Os pares de elétrons da camada de valência de um átomo se ........................... (repelem/atraem), ficando o mais ..................................... (afastados/próximos) possível. b) A geometria molecular (forma geométrica da molécula) é dada pelo arranjo dos ................. (núcleos/pares de elétrons). c) As moléculas

K 2

2p3

L 5

••

2s2

••

•• Cl •• Be •• Cl •• , •• O • •• C •• •• O • • • ••

1s2

••

••

••

Um elemento A de número atômico 7 combina com um elemento B de número atô mico 9. Qual a fórmula molecular do composto mais simples formado por A e B? ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO a) A ligação covalente aparece quando um não metal combina com outro não metal ou hidrogênio. Ocorre um .............. de elétrons. b) A (Z = 7)

e H •• C ••• ••• N ••

são .............. (geometria molecular). d) As moléculas •• O • S • •• O • • • • •• ••

e

•• •• ••

••

•• O • •

••

A é um .................................................................................

••

••

••

••

•• Cl •• B •• Cl •• •• Cl ••

são .......................... (geometria molecular). e) As espécies

c) B (Z = 9)

[ [

+

e

H

H •• N •• H ••

L 7

H

• •

K 2

H

H •• C •• H ••

2s2 2p5

••

1s2

H

são ........................... (geometria molecular). B é um ................................................................................ d) Estrutura de Lewis:

••

••

• •• •

••

 Determinar o ângulo de ligação nas espécies: ••

F ••

II) •• F • • B ••

•• O •• •• C • •• O •• •

••

I)

••

••

•• F ••

••

••

 (FUNDAÇÃO CARLOS CHAGAS) – Na molécula do diclorometano (CH2Cl2), o número de pares de elétrons que participam das ligações entre os átomos é igual a a) 2 b) 4 c) 6 d) 8 e) 10 Números atômicos: C(6), H(1), Cl(17)

••

Fórmula molecular: ...............................................................

e tendo-se em conta a Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência, conclui-se que a geometria molecular correta dessas substâncias está na alternativa: a) I – linear; II – plana trigonal; III – plana trigonal b) I – angular; II – pirâmide trigonal; III – plana trigonal c) I – linear; II – pirâmide trigonal; III – tetraédrica d) I – angular; II – plana trigonal; III – plana trigonal e) I – angular; II – pirâmide trigonal; III – pirâmide trigonal

••

B

••

••

••

B— A—B

III) H C O H

II) H N H H

xx

Fórmula estrutural plana:

••

I) H S H

••

B xx

xx

• •

xx x

•• ••

•• •A • • x x x xB x

••

xx x xB x xx

 (UNIP-SP – MODELO ENEM) – Dadas as estruturas de Lewis:

H

Dado:

•• •S• • •• •O• • • •

••

C

••

III)

H

••

••

 Escreva a fórmula estrutural do SO3.

H

H

 Determinar a geometria das moléculas das substâncias: a) CS2

b) O3

QUÍMICA

255

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Módulo 6 – Polaridade da ligação covalente

 Complete as lacunas. a) A ligação N N é covalente ....................... enquanto a ligação H — Cl é covalente ................................................... b) Na ligação N N os pares de elétrons são compartilhados ................................. pelos dois átomos. Na ligação H — Cl o par de elétrons é compartilhado ............................. pelos dois átomos. c) Na molécula H — Cl o par de elétrons fica mais perto do átomo de ............................... . Aparece no átomo de cloro uma pequena carga elétrica ........................... enquanto no átomo de hidrogênio aparece uma pequena carga elétrica ................................................ d) A molécula HCl tem dois polos constituindo um .................................... elétrico. e) Para caracterizar um dipolo elétrico existe a grandeza chamada momento dipolar. Sendo d a distância entre os dois centros de carga e q a carga elétrica, o momento dipolar µ é dado por

 (FUVEST-SP) – O carbono e o silício pertencem à mesma família da tabela periódica. a) Qual o tipo de ligação existente no composto SiH4? b) Embora o silício e o hidrogênio tenham eletronegatividades diferentes, a molécula do SiH4 é apolar. Por quê?

 (UFPA) – O composto que apresenta maior momento dipolar é a) CH2Cl2

b) CF4

d) CO2

e) CCl4

c) CH4

ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO I) Uma molécula tetraédrica pode ser polar ou apolar. Se os quatro grupos atômicos ligados ao átomo central forem todos iguais, a molécula será ............................................. II) Em caso contrário, a molécula será ..............

μ=

f) O momento dipolar é representado por um vetor apontando para o átomo mais ............. +q

μ

–q

Cl

••

H

g) Para moléculas com mais de uma ligação define-se o momento dipolar total (µtotal) como sendo a soma vetorial dos momentos dipolares de todas as ligações. Podemos ter dois casos: 1) µtotal = 0 ⇒ molécula ........................................................

III) A molécula do gás carbônico (CO2) tem geometria ............................................................................................... IV) As ligações no CO2 são covalentes ....................................... V) A molécula CO2 é ..................................... porque μtotal = 0 μ μ – q ←⎯+q+q ⎯→–q

O

2) µtotal 苷 0 ⇒ molécula .........................................................

C

C

μtotal =0

VI) Resposta: alternativa ............................................................

 (UNIP-SP) – Dar a polaridade das moléculas: Módulo 7 – Forças intermoleculares H

— H

—

H

H piramidal

plana

IV)

H—C linear

—

C—

Cl Cl tetraédrica

256

Cl

N



Que tipo de interação molecular existe no oxigênio (O2) líquido?

(CESGRANRIO) – Correlacione as substâncias da 1.a coluna com os tipos de ligação da 2.a coluna e assinale a opção que apresenta somente associações corretas. 1) HCl (l) 5) iônica 2) brometo 6) van der Waals de bário (s) 3) amônia 7) covalente polar líquida 8) pontes de hidrogênio 4) CCl4(l) 9) covalente apolar

— — Cl

Indique qual é o tipo de interação intermolecular predominante que mantém unidas as moléculas das seguintes substâncias, nos estados sólido e líquido. a) HCl b) H2O c) CO2 d) NH3 e) H2S f) CCl4



Cl V)



Cl — B

H

N—

—

III)

plana

II)

—

— —

H

—

C =C

I)

Cl

—

H

QUÍMICA

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a) 1-7; 2-5; 3-8; 4-6. c) 1-6; 2-7; 3-6; 4-9. e) 1-7; 2-9; 3-6; 4-5.

b) 1-5; 2-9; 3-8; 4-6. d) 1-7; 2-5; 3-9; 4-5.

 (UMESP-SP – MODELO ENEM) – Na molécula de ácido desoxirribonucleico, DNA, as bases nitrogenadas de cada fita da dupla hélice da molécula estão associadas sempre pelo mesmo tipo de interação e desta forma: adenina está associada à timina, citosina à guanina. As ligações estão representadas a seguir:

O

C—

—C

O Timina

 (CESGRANRIO-RJ – MODELO ENEM) – Analise o tipo de ligação química existente nas diferentes substâncias. Cl2, HI, H2O e NaCl. A alternativa que as relaciona em ordem crescente de seu respectivo ponto de fusão é: a) Cl2 < HI < H2O < NaCl c) NaCl < Cl2 < H2O < HI d) NaCl < H2O < HI < Cl2

N

—

—

N —H

As substâncias dadas pelas suas fórmulas moleculares, CH4, H2S e H2O, estão em ordem crescente de seus pontos de ebulição. Explique por que, do ponto de vista estrutural, esses compostos estão nessa ordem.

b) Cl2 < NaCl < HI < H2O

H—N

—C



C Adenina

As associações são feitas por a) ligações covalentes. b) ligações iônicas. c) forças de van der Waals. d) dispersões de London. e) ligações de hidrogênio.

 Indicar que tipo de ligação atômica ou força intermolecular deve ser quebrada para ocorrerem os processos: I) Ebulição da água. II) Sublimação do gelo seco (CO2 sólido). III) Decomposição do N2O4 em NO2. IV) Fusão do NaCl.  (UFBA) – Dos compostos abaixo, o que apresenta pontes de hidrogênio com maior intensidade é: a) HF b) H3C — OH c) HCl d) CH4 e) NH3 Módulo 8 – Estrutura das substâncias e propriedades físicas

 (UNITAU-SP – MODELO ENEM) – Considere as afirmativas: I) As pontes de hidrogênio apresentam maior intensidade que as forças dipolo permanente – dipolo permanente. II) Em duas substâncias com o mesmo tipo de interação intermolecular, a que possuir maior massa molecular possuirá maior ponto de ebulição. III) Em duas substâncias com massas moleculares próximas, a que possuir forças intermoleculares mais intensas possuirá maior ponto de ebulição. Pode-se afirmar que a) somente a afirmativa I está correta. b) estão corretas apenas as afirmativas II e III. c) somente a afirmativa II está incorreta. d) somente a afirmativa III está incorreta. e) todas as afirmativas estão corretas.

e) HI < H2O < NaCl < Cl2

 Qual o álcool que apresenta maior ponto de ebulição? H3C — OH I

H3C — CH2 — OH II



As propriedades das substâncias dependem muito das ligações atômicas e forças intermoleculares. A afirmação correta sobre esse assunto é: a) As interações dipolo-dipolo entre moléculas são mais intensas se as moléculas possuírem apenas dipolos temporários ou induzidos. b) Todas as moléculas que contêm átomos de hidrogênio estabelecem ponte de hidrogênio. c) Para dissociar F2 em átomos de flúor (F) é necessário romper a ligação covalente. d) O metano (CH4, massa molar = 16g/mol) apresenta ponto de ebulição maior do que o cloro (Cl2, massa molar = 71 g/mol). e) Fosfina (PH3, massa molar = 34 g/mol) tem ponto de ebulição maior do que a amônia (NH3, massa molar = 17g/mol).

 (UFSC) – O ponto de ebulição das substâncias químicas pode ser utilizado para se estimar a força de atração entre as suas moléculas. O gráfico ao lado relaciona as temperaturas de ebulição, na pressão de 1 atmosfera, considerando o equilíbrio líquido – vapor dos hidretos das famílias 6A e 7A da tabela periódica, em função do período do elemento que se liga ao hidrogênio. Com base nessa tabela, assinale a(s) proposição(ões) verdadeira(s): 01) A partir do 3.o período, as moléculas dos hidretos se tornam maiores e os seus pontos de ebulição aumentam. 02) A água e o fluoreto de hidrogênio têm pontos de ebulição mais altos do que os previsíveis em relação ao tamanho de suas moléculas. 04) O HF e a H2O apresentam forças de atração intermoleculares, características de moléculas polares, contendo átomos de hidrogênio ligados a átomos muito eletronegativos. 08) A 25°C e 1 atm, todas as substâncias representadas estão no estado físico gasoso, com exceção da água. 16) A – 50°C e 1 atm, o H2Se está no estado físico líquido.

QUÍMICA

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 I. II. IV. IV.

(UNIFOR-CE) – Dentre os seguintes materiais: Maionese Iogurte Azeite de oliva Refrigerante

podem ser classificados como dispersões coloidais: a) I e II b) I e III c) II e III d) II e IV e) III e IV

 Qual das propriedades abaixo é uma característica das partículas dispersas das soluções? a) visíveis ao microscópio comum. b) são retidas por ultrafiltros. c) sedimentam pela ação da gravidade. d) não são retidas por ultrafiltros. e) são visíveis ao ultramicroscópio.  (FUNDAÇÃO CARLOS CHAGAS) – Uma solução aquosa pode ser diferenciada de uma dispersão coloidal a) pelo odor; b) pelo volume; c) pelo efeito Tyndall; d) pelo efeito Joule; e) pela temperatura de ebulição. FRENTE 2 Módulo 1 – Dispersões. Coloides

 Complete as lacunas. Solução é mistura ................... . Um investigador, analisando a tinta nanquim, verificou que as partículas dispersas eram visíveis ao ultramicroscópio e invisíveis ao microscópio óptico. Conclui-se que a tinta nanquim é um tipo de dispersão chamado .................................................................................. . A maionese é uma ..............................., enquanto a dispersão de areia em água é uma............................................................

 Classifique as dispersões (solução, coloide, emulsão ou suspensão). a) Água com sal dissolvido: ...................................................... b) Água, gasolina e detergente: ............................................... c) Fumaça (partículas sólidas de carvão dispersas no ar): .............................................................................................. d) Giz e água: ........................................................................... e) Neblina (gotículas de água dispersas no ar): .........................



Assinale a alternativa em que todos os sistemas são dispersões coloidais: a) pomada, geleia, vinagre. b) maionese, ouro coloidal, álcool combustível. c) fumaça, gelatina, espuma. d) nuvem, goma de amido, água com areia. e) vinagre, leite, sangue.

258

QUÍMICA

 Explique por que a eficiência dos faróis de um automóvel diminui na neblina. a) b) c) d) e)

(MACKENZIE-SP) – O efeito Tyndall é observado quando: um eletrólito é adicionado a uma solução. uma corrente elétrica atravess uma solução. um feixe luminoso atravessa um coloide. aquecemos um sal. aquecemos um gel.

Em relação às afirmações: 1) Sal é uma dispersão coloidal na qual o dispergente e o disperso são sólidos. 2) Gel é uma dispersão coloidal na qual o dispergente é sólido e o disperso é líquido. 3) A passagem de sal para gel é chamada de pectização. 4) A passagem de gel a sal é chamada peptização. São corretas as afirmações: a) 1 e 2 b) 2 e 3 d) 2, 3 e 4 e) todas

c) 1, 3 e 4

 (UFRN) – Misturando-se 100mL de etanol com 100mL de água observa-se que o volume da solução resultante é menor que 200mL. Pode-se afirmar que ocorre: a) transformação de matéria em energia, como previsto pela teoria da relatividade. b) erro experimental, pois tal fato contraria a lei de Proust, das proporções definidas. c) erro experimental, pois tal fato contraria a lei de Lavoisier, da conservação da matéria. d) variação da massa, permanecendo o estado físico líquido. e) aparecimento de forças atrativas entre os componentes da solução.

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Módulo 2 – Soluções. Coeficiente de solubilidade

Módulo 3 – Curvas de solubilidade. Dissolução de gases em líquido

 O coeficiente de solubilidade do NaCl é igual a 35g/100g de

 Quando se borbulha o ar atmosférico, que contém cerca de

H2O a 0°C.

20% de oxigênio, em um aquário mantido a 20°C, resulta uma solução que contém certa quantidade de O2 dissolvido. Explique que expectativa se pode ter acerca da concentração de oxigênio na água do aquário em cada uma das seguintes hipóteses: a) aumento da temperatura da água para 40°C. b) aumento da concentração atmosférica de O2 para 40%.

a) Adicionando-se 30g de NaCl em 100g de H2O a 0°C, obtém-se uma solução ................................................................... b) Adicionando-se 36g de NaCl em 100g de H2O a 0°C, obtém-se uma solução ................................................................... c) Uma solução que contém 36g de NaCl dissolvidos em 100g de H2O a 0°C é .....................................................................

 (CESGRANRIO-RJ)

– A curva de solubilidade de um sal

hipotético é

d) Uma solução formada pela adição de 35g de NaCl em 100g de H2O a 0°C é .....................................................................

 (EVANGÉLICA-GO) – O coeficente de solubilidade de um sal é 40g por 100g de água a 80°C. A massa em gramas desse sal, nessa temperatura, necessário para saturar 70g de água é: a) 18 b) 28 c) 36 d) 40 e) 70



O coeficiente de solubilidade do NaCl é 380g para 1000g de água a 25°C. Qual a massa de resíduo que aparece ao se evaporar toda a água de 200g de uma solução saturada de NaCl a 25°C, sem corpo de fundo?

 (FUVEST-SP) – 160 gramas de uma solução aquosa saturada de sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quanto do açúcar cristaliza?

a) 20g

Temperatura °C

Solubilidade da sacarose g/100g de H2O

0

180

30

220

b) 40g

c) 50g

d) 64g

A quantidade de água necessária para dissolver 30g do sal a 40°C, em g, é: a) 50 b) 75 c) 105 d) 120

 e) 90g

(UNIP-SP – MODELO ENEM) – Considere as curvas de solubilidade do cloreto de sódio (NaCl) e do nitrato de potás sio (KNO3).

 (UNIFESP) – A lactose, principal açúcar do leite da maioria dos mamíferos, pode ser obtida a partir do leite de vaca por uma sequência de processos. A fase final envolve a purificação por recristalização em água. Suponha que, para esta purificação, 100 kg de lactose foram tratados com 100 L de água, a 80°C, agitados e filtrados a esta temperatura. O filtrado foi resfriado a 10°C. Solubilidade da lactose, em kg/100L de H2O: a 80°C .................. 95 a 10°C ...................15 A massa máxima de lactose, em kg, que deve cristalizar-se com este procedimento é, aproximadamente, a) 5 b) 15 c) 80 d) 85 e) 95

Pode-se afirmar que a) uma solução aquosa de NaCl que contém 45g de NaCl dissolvidos em 100g de água, a 20°C, é saturada. b) o nitrato de potássio é mais solúvel que o cloreto de sódio, a 10°C.

QUÍMICA

259

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c) o nitrato de potássio é aproximadamente seis vezes mais solúvel em água a 100°C do que a 25°C. d) a dissolução do nitrato de potássio em água é um processo exotérmico. e) a 100°C, 240 gramas de água dissolvem 100 gramas de nitrato de potássio formando solução saturada.

 É dada a curva de solubilidade da substância X em água. Resfriando 100g de solução saturada de X de 60°C a 20°C, qual a massa de X que precipita? 5

ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO a) A massa molar de uma substância é a massa de .................. moléculas. b) Massa molar da água = .................... g/mol. c) Complete a regra de três: Em 18g de água existem ................... moléculas. Em 6g de água existem x. d) x = ................................................................. moléculas.

 (CEUB-DF) – Em uma amostra de 4,3g de hexano (C6H14) encontramos aproximadamente a) 6,0 . 1023 moléculas e 1,2 . 1025 átomos b) 3,0 . 1022 moléculas e 6,0 . 1023 átomos c) 3,0 . 1023 moléculas e 6,0 . 1024 átomos d) 1,5 . 1023 moléculas e 3,0 . 1024 átomos



(UNESP) – No gráfico, encontra-se representada a curva de solubilidade do nitrato de potássio (em gramas de soluto por 1000 g de água).

Para a obtenção de solução saturada contendo 200 g de nitrato de potássio em 500 g de água, a solução deve estar a uma temperatura, aproximadamente, igual a a) 12°C. b) 17°C. c) 22°C. d) 27°C. e) 32°C.

Módulo 4 – Mol, massa molar e quantidade de matéria

 Qual é a quantidade de matéria correspondente a 110 gramas de dióxido de carbono (CO2)? Dados: massas molares: M(C) = 12,0g/mol; M(O) = 16,0g/mol. ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO a) Massa molar do CO2: M(CO2) = M(C) + 2M(O) = ...................... b) Quantidade de matéria da amostra de CO2: m n = ––––––– = –––––––––– = ..................... M(CO2)

 Qual o número de moléculas existentes em 6g de água? Dado: massas molares em g/mol: H = 1; O = 16; Constante de Avogadro = 6,0 . 1023mol–1.

260

QUÍMICA

e) 1,5 . 1022 moléculas e 3,0 . 1023 átomos Dados: Constante de Avogadro = 6,0 . 1023/mol Massas molares em g/mol: C = 12, H = 1

 Considere que a cotação do ouro seja R$ 40,00 por grama. Que quan tidade de átomos de ouro, em mols, pode ser adquirida com R$ 15 760,00? Dado: massa molar do Au = 197g/mol. a) 2,0 b) 2,5 c) 3,0 d) 3,4 e) 4,0  (UNAERP-SP – MODELO ENEM) –Conta a lenda que Dionísio deu a Midas (rei da Frígia) o poder de transformar em ouro tudo aquilo que tocasse. Em reconhecimento, Midas lhe ofertou uma barra de ouro obtida a partir de uma liga de ferro e chumbo. Considere que nesta transformação há conservação de massa e que a liga possuía 9 mols de chumbo e 2 mols de ferro. A quantidade em mols de ouro produzida por Midas é aproximadamente Dados: massas molares em g/mol: Pb = 206; Fe = 56; Au = 197. a) 9 b) 10 c) 11 d) 12 e) 13 Módulo 5 – Concentração das soluções: título, porcentagem em massa, g/L, mol/L

 Qual a massa de açúcar ingerida por uma pessoa ao beber um copo de 250mL de limonada na qual o açúcar está presente na concentração de 80g/L? 

(UFAL) – Quantos gramas de soluto há em 150mL de solução 0,20mol/L de HNO3? Dados: massas molares em g/mol: H = 1, N = 14, O = 16. ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO a) Massa molar do HNO3 = ..................... g/mol Concentração em mol/L = 0,20 mol/L b) Volume da solução = 150 mL = .............. L n m c) M = –––––– = –––––––––––––– V (L) massa molar . V m = Massa molar . V . M m = .................................................................

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 Uma solução é preparada dissolvendo-se 0,50 mol de NaOH em 171 gramas de H2O. Obtêm-se 180 mililitros de solução. Determine I) o título; II) a porcentagem em massa; III) a concentração em mol/L; IV) a concentração em g/L. Dados: massas molares: NaOH = 40g/mol, H2O = 18g/mol ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO

Porcentagem em massa

Concentração em mol/L

a)

17,4%

3,04

b)

17,4%

3,50

c)

20,0%

3,33

d)

21,0%

3,04

e)

21,0%

3,50

a) Massa de 0,50 mol de NaOH = ................g b) Massa da solução = ...................................g

Módulo 6 – Concentração das soluções. ppm. Exercícios

c) Título (τ) msoluto τ = ––––––––– = ..................... msolução

 O carbonato de potássio (K2CO3) é um pó branco e solúvel em água. Os antigos extraíam-no das cinzas da madeira. Foi utilizado na limpeza, quando ainda não era conhecido o sabão, e no comércio é conhecido como potassa. Calcule a concentração em mol/L de uma solução aquosa de K2CO3 que apresenta 13,8g do sal em 800mL de volume total. Dado: massas molares em g/mol: K(39), C(12), O(16)

d) Porcentagem em massa (p) p = 100 . τ = ........................... % e) Concentração em mol/L(M) nsoluto M = ––––––––– = ............... mol/L Vsolução (L) f) Concentração em g/L (C)

 (FIC-CE) – Uma mãe preparou 1L de soro caseiro utilizando

msoluto C = –––––– –––– = ............... g/L Vsolução (L) (UNIFOR-CE) – A questão de número  refere-se a uma so lução aquosa de volume igual a 500mL contendo 3,0 x 1023 moléculas de metanol (CH4O). Dados: massas molares em g/mol: C = 12, H = 1, O = 16. Constante de Avogadro = 6,0 x 1023 mol–1

 Em uma amostra de 100L de ar de uma cidade há 2 . 10–8L

 A concentração em g/L do metanol é a) 32

b) 24

c) 18

d) 16

e) 12

Sugestão: Calcule a massa de 3,0 x 1023 moléculas de metanol.



Calcular a concentração em mol/L da solução de íons Cl– obtida pela dissolução de 11,1g de CaCl2 em água suficiente para 500mL de solução. Dado: massa molar do CaCl2 = 111g/mol.

 (UFSCar-SP) – Um litro de água sanitária contém cerca de 0,34 mol de hipoclorito de sódio (NaOCl). Qual é o teor percentual em massa de NaOCl (massa molar 74,5g/mol) na água sanitária que tem densidade igual a 1,0g/mL? 

15g de NaCl e 120g de C12H22O11. Qual é a concentração do sal e do açúcar em mol/L, respectivamente? Dados massas molares em g/mol: NaCl = 58,5; C12H22O11 = 342. a) 0,13 e 0,35 b) 0,26 e 0,70 c) 0,26 e 0,50 d) 0,46 e 0,70 e) 0,26 e 0,35

(UFRGS-RS) – Soluções de ureia, massa molar 60g/mol, podem ser utilizadas como fertilizantes. Uma solução obtida pela mistura de 210g de ureia e 1000g de água. A densidade da solução final é 1,05g/mL. Qual a concentração da solução em percentual em massa de ureia e em mol/L, respectivamente.

do poluente SO2. A quantas ppm, em volume, isso corresponde?

 (MODELO ENEM) – A água potável não pode conter mais

do que 5,0 . 10–4mg de Hg por grama de água. A quantidade máxima permitida de Hg na água potável corresponde a: a) 0,005ppm b) 0,05ppm c) 0,5ppm d) 5ppm e) 50ppm



Uma solução de carbonato de cálcio (CaCO3) apresenta concentração igual a 25 ppm em massa. A concentração em mol/L dessa solução é Dados: densidade da solução = 1,0g/mL massa molar do CaCO3 = 100g/mol

a) 0,00025 d) 2,5

b) 0,025 e) 25

c) 0,25

Módulo 7 – Diluição e misturas de soluções

 Diluindo-se 100mL de solução de cloreto de sódio de concentração igual a 15g/L ao volume final de 150mL, qual será a nova concentração?

QUÍMICA

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Sugestão: Observe o esquema abaixo:

Sugestão: Observe o esquema abaixo.

 500mL de uma solução 1,0mol/L de H2SO4 e 1500mL de outra solução 2,0mol/L de H2SO4 foram misturados e o volume final completado a 2500mL pela adição de água. Qual a concentração em mol/L da solução resultante?  Diluindo-se 200mL de solução 5mol/L de H2SO4 a 250mL,

Sugestão: Observe o esquema a seguir.

qual será a concentração em mol/L final? ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO



Uma solução 0,30mol/L de NaCl é misturada com igual volume de solução 0,20mol/L de BaCl2.Qual a concentração em mol/L dos íons Cl– na solução resultante? ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO

 Calcular o volume de água que deve ser adicionado em 200mL de solução a 0,1 mol/L de H2SO4 para torná-la a 0,01 mol/L. Sugestão: Observe o esquema abaixo. Resposta: MCl– = ..................... mol/L

(MACKENZIE-SP) – Adicionando-se 600mL de uma solução 0,25 mol/L de KOH a um certo volume (V) de solução 1,5 mol/L da mesma base, obtém-se uma solução 1,2 mol/L. O volume (V) adicionado de solução 1,5 mol/L é de: a) 0,1L b) 3,0L c) 2,7L d) 1,5L e) 1,9L ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO



(UNESP-SP) – Na preparação de 500mL de uma solução aquosa de H2SO4 de concentração 3mol/L, a partir de uma solução de concentração 15mol/L do ácido, deve-se diluir o seguinte volume da solução concentrada: a) 10mL b) 100mL c) 150mL d) 300mL e) 450mL ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO

Módulo 8 – Energia nas transformações químicas. Reações exotérmicas e endotérmicas. Entalpia

 Explicar se o fenômeno é exotérmico ou endotérmico: a) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) + 68 kcal



0,75L de hidróxido de sódio 2,0mol/L foi misturado com 0,50 litro da mesma base a 3,0mol/L. Calcular a concentração em mol/L da solução resultante.

262

QUÍMICA

b) H2(g) + I2(s) → 2HI(g) – 12 kcal c) 2NH3(g) + 22 kcal → 1N2(g) + 3H2(g) d) 2 Fe(s) + 1,5 O2(g) → 1 Fe2O3(s) ΔH = – 200 kcal

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e) H2O(g) → H2(g) + 1/2O2(g) ΔH = + 58kcal f) Fusão do gelo



(FUNDAÇÃO CARLOS CHAGAS) – No diagrama abaixo, estão representadas três transformações, designadas por I, II e III.

g) Solidificação da água

N2 (s)

N2 (g)

N2 (s) (estado final)

N2 (g)

N2 ( l)

N2 ( l) (estado inicial)

h) Ebulição da água i) Liquefação do vapor-d’água

Energia

j) Combustão da gasolina ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO a) Calor escrito como “produto”. Reação ................................................................................. b) Calor escrito no 2.o membro com sinal negativo. Reação ............................................................................... c) Calor escrito como “reagente”. Reação .................................................................................. d) Variação de entalpia negativa. Reação .................................................................................. e) Variação de entalpia positiva. Reação ..................................................................................

(I)

(III)

(II)

Destas transformações, apenas: a) I está corretamente representada. b) II está corretamente representada. c) III está corretamente representada. d) I e II estão corretamente representadas. e) II e III estão corretamente representadas.

 (UFSM-RS) – Considere o seguinte gráfico:

f) Mudança de estado de agregação é fenômeno físico. No caso, o fenômeno é .............................................................. g) Fenômeno físico ................................................................... h) Fenômeno físico .................................................................. i) Fenômeno físico .................................................................. j) A queima (combustão) de um combustível é reação ...............................................................................................

De acordo com o gráfico apresentado, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo.

 A energia envolvida numa reação química pode aparecer nas mais diversas formas: a) energia térmica → combustão do gás de botijão.

“A variação da entalpia, ΔH, é … ; a reação é ... porque se processa … calor.”

b) energia ..................................................... → nos músculos. c) energia ..................................................... → em uma pilha. d) energia .................................................... → nos vaga-lumes.

a) positiva, exotérmica, liberando. b) positiva, endotérmica, absorvendo. c) negativa, endotérmica, absorvendo. d) negativa, exotérmica, liberando.

RESOLUÇÃO DOS EXERCÍCIOS-TAREFAS FRENTE 1



2y B y

A

C

N = 27

Módulo 1 – Átomo, número atômico, número de massa, elemento químico

A=N+Z 2y = 27 + y

  



y = 27 p = 25 e = 25 N = 30 Resposta: E O sistema será quimicamente puro se as partículas adicionadas apresentarem 10 prótons, portanto, teremos um único elemento químico. Resposta: C Todo átomo de neônio tem sempre 10 prótons Resposta: D

52A

54B

56C

Resposta: E



Z = 3x (I)

N = 4x – 5 (II)

A = 6x + 3 (III)

A=Z+N

6x + 3 = 3x + 4x – 5 6x + 3 = 7x – 5 3 + 5 = 7x – 6x x=8

QUÍMICA

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Substituindo x em I, Z = 3x Z=3.8



a)



20Ca

Z = 24 Substituindo x em II, N = 4x – 5 N=4.8–5

Ca2+ H1–:CaH2: ligação iônica

Resposta: C AT

A+2R 17 NT = NY; pY = ––– . (A + 2); 32

32R:

A+1Y



e = 16; p = 16



3d, 4d, 5d, 6d Resposta: E



1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 [Ar] 4s2 3d8 Resposta: B

2s2

2p6

3s2

3p6

3d10

b) O

c) N

d) H — N — H | H

N

4s2

4p6

4d3

5s2

5p

5d

6s

6p

6d

7s

7p

H | g) H — C — H | H

4f 5f



N: 4s2 4p6 4d3 → 11 elétrons Resposta: C 1s2 ............... 5s2 4d1 ↓ 5 camadas Resposta: B

a) não metal; transferência b) metal; 3 c) não metal; 1 e) AB3

QUÍMICA

h)





O

C

S O

O

 O

O cloro estabelece uma ligação covalente normal e até três ligações covalentes dativas.

Resposta: D 1 elétron mais energético

f) O

↑ ← Cl — ↓

Módulo 3 – Ligações químicas. Regra do Octeto. A ligação iônica

264

a) H — Cl

e) H — O | H

1s2



CaS

Módulo 4 – A ligação covalente





1

Resposta: C

Módulo 2 – Níveis e subníveis de energia



3

NT = 14

Resposta: D



K – metal alcalino (grupo 1), tendência a doar um elétron. P – grupo do nitrogênio (grupo 15), tendência a receber três elétrons. K1+ P3– = K3P1

17 31 pY = ––– . 32 ∴ pY = 17 ∴ 17 Y: NY = 14 32 30 T 16

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

1s1

1H

N = 27



→ 3 elétrons na última camada Z → 6 elétrons na última camada 8 b) a = 2; b = 3 13X

01. Correta 02. Correta 04. Errada O N—O—H ↓ O 08. Correta Resposta: Soma = 11 a) b) c) d)

compartilhamento não metal não metal AB3

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I) apolar II) polar III) linear IV) polares V) apolar VI) A

Cl | H — C — Cl | H Resposta: B O ↑ S

 O

Módulo 7 – Forças intermoleculares

 O

 Módulo 5 – Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV) repelem; afastados núcleos lineares planas trigonais tetraédricas

  H—

N— — H H H pirâmide trigonal

H—S —



a) b) c) d) e)

—



H angular

H

C=O —

plana trigonal



Resposta: B



I) 180°

II) 120°



a) linear

b) angular







apolar; polar igualmente; desigualmente cloro, negativa, positiva dipolo q.d eletronegativo 1) apolar 2) polar

I) II) III) IV) V)

apolar (todo hidrocarboneto é apolar) apolar (ligantes iguais ligados no B) polar (ligantes diferentes ligados no N) polar (ligantes diferentes ligados no C) apolar (ligantes iguais ligados no C)

a) covalente: ametal – semimetal H | b) H — Si — H µtotal = 0 apolar | H H | H — C — Cl polar | Cl

dipolo instantâneo – dipolo induzido 1) H — Cl: ligação covalente polar (intramolecular) – 7 2) BaBr2: ligação iônica – 5 3) NH3: pontes de hidrogênio (intermolecular) – 8 4) CCl4: força de van der Waals (intermolecular) – 6 Resposta: A As bases nitrogenadas estão associadas por ligações ou pontes de hidrogênio. P.H O H—N

Resposta: E

Módulo 6 – Polaridade da ligação covalente a) b) c) d) e) f) g)

diplo – dipolo ligação de hidrogênio dipolo instantâneo – dipolo induzido ligação de hidrogênio dipolo – dipolo dipolo instantâneo – dipolo induzido

N — H P.H N

III) 109°28’

 

a) b) c) d) e) f)



I) II) III) IV)

ponte de hidrogênio forças de van der Waals ligação covalente ligação iônica

Resposta: A

Módulo 8 – Estrutura das substâncias e propriedades físicas







I) Correta. II) Correta. Quanto maior a massa molecular, maior a força de van der Waals. III) Correta. Quanto maior a força intermolecular, mais elevado será o ponto de ebulição. Resposta: E CH4 – apolar – força entre dipolo instantâneo – dipolo induzido (força fraca) H2S – polar – força entre dipolo – dipolo (mais forte que a força entre dipolo instantâneo dipolo induzido). H2O – polar – ligação de hidrogênio (mais forte que a força dipolo – dipolo). Resposta: A

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II, maior tamanho •• •• •• • F •• F • → 2 • F • • • • •• •• •• É necessário romper ligação covalente. Resposta: C 01) Verdadeira. A partir do 3.o período as moléculas não se unem por ponte de hidrogênio. 02) Verdadeira. Ambos estabelecem ligação de hidrogênio. 04) Verdadeira. 08) Verdadeira. 16) Verdadeira. Resposta: Soma: 31

110g de sacarose e 50g de H2O 0°C 100g de H2O ––––– 180g 50g de H2O ––––– x x = 90g Cristalizam: 110g – 90g = 20g Resposta: A



FRENTE 2 Módulo 1 – Dispersões. Coloides

  

Ao adicionar 100kg de lactose em 100 litros de água a 80°C, 95kg irão dissolver-se e 5kg serão sedimentados. O sistema é filtrado e resfriado a 10°C. Como a 10°C se dissolvem 15kg em 100L de água, a massa máxima de lactose que se cristaliza é: m = (95 – 15)kg = 80kg Resposta: C

homogênea; coloide; emulsão; suspensão Nas soluções as partículas dispersas não são retidas por ultrafiltros. Resposta: D a) solução d) suspensão

b) emulsão e) coloide



Resposta: A



Resposta: D



Resposta: C



Dispersão da luz



Resposta: C



Resposta: D



Resposta: E

c) coloide

Módulo 3 – Curvas de solubilidade. Dissolução de gases em líquido

 





Módulo 2 – Soluções. Coeficiente de solubilidade



30°C solução sacarose 320g –––––– 220g 160g –––––– x x = 110g

a) b) c) d)

insaturada saturada supersaturada saturada



Resposta: B



solução

a) menor

b) maior

Por intermédio do gráfico fornecido, a solubilidade do sal em 100g de água a 40°C é 60g, isto é, podemos dissolver no máximo 60g de sal em 100g de água a 40°C. 60g –––––––– 100g 30g –––––––– x x = 50g Resposta: A A 100°C a solubilidade é 240g/100g de H2O. A 25°C, a solubidade é 40g por 100g de H2O. Resposta: C

60°C:

solução X 200g –––––––– 100g 100g –––––––– a a = 50g

50g de X e 50g de H2O 20°C: 100g de H2O –––– 40g 50g de H2O ––––– b b = 20g precipitam 50g – 20g = 30g



Cálculo da massa de nitrato de potássio em 1000g de H2O na solução saturada: 500g de H2O –––––––– 200g de KNO3

NaCl

1000g de H2O –––––––– x

1380g ––––––– 380g 200g ––––––– x

266

x = 55,1g

QUÍMICA

x = 400g de KNO3

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Pelo gráfico, traçando as linhas de chamada, observamos que a temperatura do sistema deve ser da ordem de 27°C.

Módulo 5 – Concentração das soluções: título, porcentagem em massa, g/L, mol/L

 

20g a) Massa molar do HNO3 = 63g/mol b) 0,150L n m c) M = –––– = ––––––––––––––– V(L) massa molar . V m = Massa molar . V . M m = 63 . 0,15 . 0,20 = 1,89 → 1,89g

Resposta: D



Módulo 4 – Mol, massa molar e quantidade de matéria



b) 191g 20g c) τ = –––––– ∴ τ = 0,105 191g

a) Massa molar = 44g/mol 110g b) ––––––– = 2,5 mol 44g/mol



 

d) p = 100 . τ ∴ p = 100 . 0,105 ∴ p = 10,5%

a) 6,0 . 1023 b) Massa molar = 18g/mol c) 18g ––––––––– 6,0 . 1023 moléculas 6g ––––––––– x d) x = 2,0 . 1023 moléculas

0,50 mol e) M = –––––––––– ∴ 2,78 mol/L 180 . 10–3L

20g f) C = –––––––––– ∴ 111,1g/L 180 . 10–3L

Resposta: B



Pb:

3,0 . 1023 moléculas ––––– x x = 16g m 16g C = ––– ∴ C = –––– ∴ C = 32g/L V 0,5L Resposta: A



1 mol –––––– 206g 9 mol –––––– x x = 1854g

1 mol ––––– 56g 2 mol ––––– y y = 112g massa total = 1966g

111g –––––– 1 mol 11,1g –––––– x x = 0,1 mol 0,1 mol M = ––––––– ∴ 0,2 mol/L 0,5L

Fe:

197g –––– 1 mol 1966g –––– z z = 10 mol Resposta: B

Massa molar do CH4O = 32g/mol 6,0 . 1023 moléculas ––––– 32g

R$ 40,00 –––––– 1g R$ 15 760,00 –––––– x x = 394g 197g ––––––– 1 mol 394g ––––––– y y = 2,0 mol Resposta: A



a) 1 mol ––––– 40g 0,5 mol ––––– x x = 20g

CaCl2 → Ca2+ 0,2 mol/L



+

2Cl–

0,2 mol/L 0,4 mol/L

1 mol de NaOCl –––––––– 74,5g 0,34 mol de NaOCl ––––– x x = 25,33g de NaOCl Como a densidade da solução é igual a 1,0g/mL, 1 litro da solução corresponde a 1000g.

QUÍMICA

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1000g de água sanitária –––––––– 100% 25,33g de NaOCl –––––––– y

0,1 . 200 = 0,01 . V2 V2 = 2000mL VH

2O

y = 2,533% de NaOCl





= 2000mL – 200mL = 1800mL

M1V1 = M2V2 15 mol/L . V1 = 3mol/L . 500mL

Resposta: A

V1 = 100mL

Módulo 6 – Concentração das soluções. ppm. Exercícios 1)

Resposta: B



2 . 0,75 + 3 . 0,5 = M3 . 1,25

13,8g m n = ––––– ∴ n = –––––––– 138g/mol M ∴ n = 0,1 mol

M3 = 2,4 ∴ 2,4 mol/L



0,1 mol nsoluto M = –––––––– ∴ M = –––––––– 0,8L Vsolução M = 0,125 mol/L

M1V1 + M2V2 = M3V3



M1V1 + M2V2 = M4V4 1 . 500 + 2 . 1500 = M4 2500 M4 = 1,4 ∴ 1,4 mol/L M1V1 + M2V2 = M3V3 0,30V + 0,40V = M3 2V M3 = 0,35 ∴ 0,35 mol/L



n m NaCl: M = ––– , M = ––– V MV



1,2 mol/L (600mL + V2) = 0,25 mol/L . 600mL + 1,5 mol/L . V2 720 mL + 1,2 V2 = 150 mL + 1,5 V2

15g M = ––––––––––––– ∴ M = 0,26 mol/L 58,5g/mol . 1L

570 mL = 0,3 V2 V2 = 1900mL ∴ V2 = 1,9L Resposta: E

m C12H22O11: M = –––– , MV 120g M = ––––––––––––– ∴ M = 0,35 mol/L 342g/mol . 1L Resposta: E



2 . 10–4ppm



Resposta: C



106g ⎯→ 25g ⎯→ 0,25 mol

Módulo 8 – Energia nas transformações químicas. Reações exotérmicas e endotérmicas. Entalpia



106g ⎯→ 106mL ⎯→ 0,25 mol 106mL ––––––– 0,25 mol 1000mL –––––– x x = 0,00025 mol

 

0,00025 mol/L Resposta: A

Módulo 7 – Diluição e misturas de soluções



10g/L



24mol/L



M1V1 = M2V2

268



QUÍMICA

M3V3 = M1V1 + M2V2

a) c) e) g) i)

exotérmica; endotérmica; endotérmica; exotérmico; exotérmico;

b) mecânica

b) d) f) h) j)

endotérmica; exotérmica; endotérmico; endotérmico; exotérmica.

c) elétrica d) luminosa

I) Errada. O N2(g) tem maior conteúdo energético que N2(s) II) Correta. III) Errada. O N2(l) apresenta maior conteúdo energético que N2(s). Resposta: B Como HP < HR, a variação de entalpia é negativa ΔH = HP – HR < 0 A reação é exotérmica e libera energia. Resposta: D