#Revista Guia do Estudante Vestibular+Enem - Química (2018)

VESTIBULAR+ENEM 2018 W W W . G U I A D O E S T U D A N T E . C O M . B R

química

Fundada em 1950

VICTOR CIVITA (1907-1990)

ROBERTO CIVITA (1936-2013)

Conselho Editorial: Victor Civita Neto (Presidente), Thomaz Souto Corrêa (Vice-Presidente), Alecsandra Zapparoli e Giancarlo Civita Presidente do Grupo Abril: Walter Longo Diretora Editorial e Publisher da Abril: Alecsandra Zapparoli Diretor de Operações: Fábio Petrossi Gallo Diretor de Assinaturas: Ricardo Perez Diretora da Casa Cor: Lívia Pedreira Diretor da GoBox: Dimas Mietto Diretora de Mercado: Isabel Amorim Diretor de Planejamento, Controle e Operações: Edilson Soares Diretora de Serviços de Marketing: Andrea Abelleira Diretor de Tecnologia: Carlos Sangiorgio Diretor Editorial – Estilo de Vida: Sérgio Gwercman

Diretor de Redação: Fabio Volpe Diretor de Arte: Fábio Bosquê Editores: Ana Prado, Fábio Akio Sasaki, Lisandra Matias, Paulo Montoia Repórter: Ana Lourenço Analista de Informações Gerenciais: Simone Chaves de Toledo Analista de Informações Gerenciais Jr.: Maria Fernanda Teperdgian Designers: Dânue Falcão, Vitor Inoue Estagiários: Giovanna Fontenelle, Marcela Coelho, Sophia Kraenkel Atendimento ao Leitor: Sandra Hadich, Walkiria Giorgino CTI Andre Luiz Torres, Marcelo Augusto Tavares, Marisa Tomas PRODUTO DIGITAL Gerentes de Produto: Pedro Moreno e Renata Aguiar COLABORARAM NESTA EDIÇÃO Edição: Thereza Venturoli Consultoria: Julia Higashi Arte: 45 Jujubas (capa) e Multi-SP (infografia) Revisão: Bia Mendes e texxto comunicação www.guiadoestudante.com.br GE QUÍMICA 2018 ed.5 (ISBN 978-85-69522-26-3) é uma publicação da Editora Abril. Distribuída em todo o país pela Dinap S.A. Distribuidora Nacional de Publicações, São Paulo. IMPRESSA NA GRÁFICA ABRIL Av. Otaviano Alves de Lima, 4400, CEP 02909-900 – Freguesia do Ó São Paulo - SP

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APRESENTAÇÃO

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

1 Decida o que vai prestar

O primeiro passo para todo vestibulando é escolher com clareza a carreira e a universidade onde pretende estudar. Conhecendo o grau de dificuldade do processo seletivo e as matérias que têm peso maior na hora da prova, fica bem mais fácil planejar os seus estudos para obter bons resultados.  COMO O GE PODE AJUDAR VOCÊ O GE PROFISSÕES traz todos os cursos superiores existentes no Brasil, explica em detalhes as características de mais de 270 carreiras e ainda indica as instituições que oferecem os cursos de melhor qualidade, de acordo com o ranking de estrelas do GUIA DO ESTUDANTE e com a avaliação oficial do MEC.

CAPA: 45 JUJUBAS

CALENDÁRIO GE 2017 Veja quando são lançadas as nossas publicações MÊS

PUBLICAÇÃO

Janeiro Fevereiro

GE HISTÓRIA

Março

GE ATUALIDADES 1

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

Abril

GE GEOGRAFIA

Maio

GE QUÍMICA GE PORTUGUÊS

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

Junho

GE BIOLOGIA GE ENEM GE REDAÇÃO

Julho

GE FUVEST

Agosto

GE ATUALIDADES 2 GE MATEMÁTICA

Setembro

GE FÍSICA

Outubro

GE PROFISSÕES

2 Revise as matérias-chave

3 Mantenha-se atualizado

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

Novembro Dezembro Os guias ficam um ano nas bancas – com exceção do ATUALIDADES, que é semestral. Você pode comprá-los também pelo site do Guia do Estudante: guiadoestudante.com.br FALE COM A GENTE: Av. das Nações Unidas, 7221, 18º andar, CEP 05425-902, São Paulo/SP, ou email para: [email protected]

GE QUÍMICA 2018

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CARTA AO LEITOR

8 EM CADA 10 APROVADOS NA USP USARAM O GUIA DO ESTUDANTE

ISTOCK

O selo de qualidade acima é resultado de uma pesquisa realizada com 300 estudantes aprovados em três dos principais cursos da Universidade de São Paulo: Direito, Engenharia e Medicina.

MORTE EM MASSA Este coral está morrendo devido às altas temperaturas e à acidificação dos mares

Tem química na notícia

P

egue o noticiário de qualquer dia – por exemplo, a descoberta de planetas de um sistema solar distante, a poluição nas cidades chinesas ou a morte dos corais da Grande Barreira, da Austrália. E repare que todas elas têm um pezinho na química: as condições para a formação de compostos de carbono, a ação de gases do efeito estufa, ou o aumento da acidez dos mares. Conhecer os conceitos básicos da química – como átomos de diferentes elementos químicos se combinam em diferentes moléculas, dando origem a compostos com diferentes propriedades – ajuda a perceber causas e efeitos de grande parte dos eventos da atualidade. A segunda razão, mais imediata, para estudar química: passar no vestibular ou obter uma boa nota no Enem. Nós levamos esses dois pontos em conta quando elaboramos esta edição do GUIA DO ESTUDANTE QUÍMICA. Nela você se informa sobre alguns dos principais assuntos da atualidade. Relembra os conceitos básicos da química, como as propriedades de sais e bases, o balanceamento de equações e os fundamentos de química orgânica. Por fim, faz um esquenta para as provas, resolvendo exercícios e questões de simulado. O conteúdo desta edição foi elaborado pelas professoras Andrea Godinho de Carvalho Lauro, do Colégio Vértice, e Julia Higashi, do Colégio Marupiara, ambos em São Paulo. E foi editado em linguagem simples, especial para quem estuda sozinho. Com isso, esperamos que você compreenda melhor o mundo em que vive – e, claro, ingresse numa faculdade. Torcemos por você.  A redação

6 GE QUÍMICA 2018

 8 em cada 10 entrevistados na pesquisa usaram algum conteúdo do GUIA DO ESTUDANTE durante sua preparação para o vestibular.

TESTADO E APROVADO! � Pesquisa quantitativa feita nos dias 13 e 14/2/2017. � Total de estudantes aprovados nesses cursos: 1.566. � Margem de erro amostral: 5 pontos percentuais.

MAIS CONTEÚDO PARA VOCÊ As publicações do GE contam agora com o recurso mobile view. Essa tecnologia permite que você acesse, com seu smartphone, conteúdos extras em algumas aulas e reportagens dos nossos guias. A presença desses conteúdos, principalmente em forma de vídeos, será sempre identificada com o ícone abaixo:

Usar o recurso mobile view é simples:

1 • Baixe em seu smartphone o aplicativo Blippar. Ele está disponível, gratuitamente, para aparelhos com sistema Android e iOS em lojas virtuais como Google Play e AppleStore.

2 • Depois, basta abrir o aplicativo e usar o celular nas matérias que apresentam o ícone do mobile view – seguindo as orientações em cada página.

SUMÁRIO

Sumário  Química VESTIBULAR + ENEM 2018

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

MATÉRIA E ENERGIA

GLOSSÁRIO

8 Os principais conceitos que você encontrará nesta publicação

78 O nosso petróleo já não é só nosso As justificativas e as críticas para a alteração das regras na exploração do pré-sal 80 Petróleo, preferência internacional Infográfico 82 Termoquímica Reações endotérmicas e exotérmicas, entalpia, entalpia-padrão e entalpia de formação 87 Reações de oxirredução Pilhas, potência de uma pilha e espontaneidade da reação 90 Energia nuclear Estabilidade do núcleo, emissões radiativas, meiavida, fissão e fusão nuclear 94 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção

A ESTRUTURA DA MATÉRIA

10 E Mariana ainda sofre Um balanço da situação um ano e meio depois da onda de lama tóxica que varreu a zona rural da cidade mineira 12 A física e a química tratam a água Infográfico 14 A física da química Estados e propriedades gerais e específicas da matéria, substâncias e misturas 20 Atomística Modelos atômicos, prótons, nêutrons e distribuição eletrônica 26 Tabela periódica A organização da tabela, propriedades periódicas e aperiódicas dos elementos químicos 30 Ligações químicas Teoria do octeto, ligações iônicas, covalentes e metálicas, fórmulas químicas 36 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção

EQUILÍBRIO QUÍMICO

96 Os corais da Austrália em estado terminal A morte que águas mais quentes e ácidas provocam no maior recife de corais do mundo 98 A acidez do meio Infográfico 100 Reações reversíveis Equilíbrio dinâmico e constante de equilíbrio 103 Deslocamento do equilíbrio Princípio de Le Chatelier, fatores que influem no deslocamento 106 Equilíbrio iônico Equilíbrio em ácidos e bases 109 pH e pOH Produto iônico da água, escala de pH 112 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção

COMPOSTOS ORGÂNICOS AS TRANSFORMAÇÕES

38 Chineses querem a volta do céu azul O governo chinês anuncia programas para reduzir a poluição do ar nas grandes cidades 40 Você respira química Infográfico 42 Substâncias inorgânicas Ácidos, bases e sais, nomenclatura e fórmulas 45 Reações químicas Balanceamento de equações e tipos de reações 50 Óxidos Óxidos iônicos e moleculares e a ação dos óxidos na atmosfera 52 Cinética química Velocidade das reações, teoria das colisões e catalisadores 56 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção

114 Uma anã e seus sete planetas A descoberta de um sistema planetário numa estrela distante pode ajudar a desvendar como a vida surgiu 116 Compostos orgânicos Representação e nomenclatura, hidrocarbonetos, funções oxigenadas e nitrogenadas 122 Propriedades físicas de compostos orgânicos Polaridade, solubilidade de forças intermoleculares 125 Isomeria Isomeria plana e espacial 127 Reações orgânicas Hidrogenação catalítica, esterificação, saponificação e polimerização 130 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção RAIO X

CÁLCULOS QUÍMICOS

58 Estatísticas macabras A assustadoramente alta taxa de mortalidade no trânsito nas estradas e cidades brasileiras 60 O hálito denuncia Infográfico

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

134 31 questões e resoluções passo a passo GE QUÍMICA 2018

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GLOSSÁRIO

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

A

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

E

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

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

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

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

8 GE QUÍMICA 2018

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

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

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

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

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

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

N

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

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

ÍONS Espécies que ganham ou perdem elétrons numa ligação química.

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

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

O

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

GE QUÍMICA 2018

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1

ESTRUTURA DA MATÉRIA CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO

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

E Mariana ainda sofre Um ano e meio depois do tsunami de lama tóxica que arrasou o solo e rios da zona rural da cidade mineira, pouca coisa foi feita para recuperar o meio ambiente.

T

riste memória: em novembro de 2015, pelo menos três distritos na zona rural da cidade mineira de Mariana foram arrasados por uma avalanche de lama tóxica, lançada pelo rompimento da barragem de rejeitos do Fundão, da mineradora Samarco. Casas foram arrasadas, cerca de 20 pessoas foram mortas, solo e rios, contaminados. O veneno se espalhou pela bacia do Rio Doce, degradando 250 hectares do bioma Mata Atlântica. Nos dias que se seguiram ao acidente, foram retiradas das águas 14 toneladas de peixes mortos. A enxurrada desceu lentamente mais de 600 quilômetros, até a foz do Rio Doce, nas costas do Espírito Santo, comprometendo o fornecimento de água para as cidades ao longo de suas margens. Passado um ano e meio do maior desastre ambiental do Brasil, em meados de 2017, o cenário de destruição persiste. À época do desastre, as operações da Samarco foram suspensas e diretores e engenheiros, denunciados por crime doloso porque assumiram o risco do desastre ao construir e manter em operação a barragem sem capacidade de reter o material descartado das atividades de extração do ferro. Somadas multas, indenizações e fundos para prevenção e recuperação da área, o poder público exige da Samarco dezenas de bilhões de reais. As 350 famílias que tiveram

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suas casas atingidas pela onda de lama nos distritos de Bento Rodrigues, Paracatu e Gesteira continuam alojadas em hotéis ou casas alugadas pela mineradora. Não podem retomar a vida normal porque os imóveis ainda estão em ruínas e a terra e os rios, impróprios para a lavoura e a pesca. A mineradora só deve iniciar as obras de reconstrução em 2018. Os danos ambientais são mais dramáticos. Os 40 milhões de metros cúbicos de material tóxico que vazaram da barragem continuam espalhados por uma área de mais de 100 quilômetros de raio na região. Por ser mais densa que a água, a lama vai lentamente se depositando no leito dos rios. Em terra, o material se infiltra no subsolo pela ação das chuvas. Especialistas afirmam ser impossível a completa recuperação ambiental na rota da catástrofe. Este capítulo mostra como os elementos químicos formam to- A COR DA TRAGÉDIA das as substâncias que Uma das casas de Bento existem, dando-lhes Rodrigues, que ainda propriedades quími- traz as marcas da lama cas, como a capaci- venenosa que vazou da dade de se misturar barragem do Fundão, ou se combinar em da mineradora Samarco, diferentes compostos. no final de 2015

GUSTAVO BASSO/NURPHOTO

GE QUÍMICA 2018

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ESTRUTURA DA MATÉRIA INFOGRÁFICO

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

Cloro

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

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

NaClO

Cal

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

CaO

Sulfato de alumínio Al(OH)3

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

H2O

H2O

MULTI/SP

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12 GE QUÍMICA 2018

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

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

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

ÁGUA + ÓLEO

Molécula de óleo Moléculas de água H2O

interação polar

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

Molécula de etanol C₂H₆O

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

sem interação polar

Moléculas de água H2O

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

Flúor

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

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

Distribuição A água que é distribuída pela rede geral para as indústrias e residências não é composta apenas de moléculas H₂O e íons fluoreto. Ela ainda contém porções minúsculas de sais minerais. GE QUÍMICA 2018

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ESTRUTURA DA MATÉRIA A FÍSICA DA QUÍMICA

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

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

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

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

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

Estados da matéria

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

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

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

 TEMPERATURA

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

Propriedades gerais

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

10 cm 1 cm3 1 m3 1 km3 3

 Para massa: x 10



kg : 10

x 10 hg

x 10 dag

: 10

: 10

x 10 g

x 10 dg

: 10

cg : 10

x 10 mg : 10

3

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

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

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

m3

dm3 cm3 mm3

: 1.000 : 1.000 : 1.000 : 1.000 : 1.000 : 1.000 GE QUÍMICA 2018

15

ESTRUTURA DA MATÉRIA A FÍSICA DA QUÍMICA

Propriedades específicas

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

NA PRÁTICA DENSIDADE

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

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

Estado físico a temperatura ambiente (25 oC)

MATERIAL

PF (em °C)

Álcool etílico

– 117 °C

78 °C

Líquido

Oxigênio

– 218 °C

– 183 °C

Gasoso

Ferro

1.535 °C

2.885 °C

Sólido

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

16 GE QUÍMICA 2018

 1 ATMOSFERA

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

 MAIS LEVE

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

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

Substância e mistura

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

MUDANÇAS DE ESTADO DE UMA SUBSTÂNCIA

vap or

Temperatura (ºC)

Temperatura de ebulição

líquido

líquido + vapor

Temperatura de fusão

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

sólido + líquido

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

sólido

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

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

Tempo (minutos)

MUDANÇAS DE ESTADO DE UMA MISTURA

Passagem do estado sólido para o líquido

Vaporização ou evaporação

Passagem do estado líquido para o gasoso

Solidificação

Passagem do estado líquido para o sólido

Condensação

Passagem do estado gasoso para o líquido

Sublimação

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

GARDEL BERTRAND

Início da ebulição líquid

o

Intervalo de ebulição

Início da fusão

s ó li d o

Fim da fusão

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

Intervalo de fusão

Tempo (minutos)

MISTURAS EUTÉTICA E AZEOTRÓPICA  Uma mistura eutética se comporta como

 Uma mistura azeotrópica se comporta como

substância apenas no ponto de fusão (PF)

substância apenas no ponto de ebulição (PE)

Temperatura

Temperatura Ebulição Ebulição

Fusão Tempo

PE constante

Fusão

Fim da ebulição

PF constante

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

vap or

Temperatura (ºC)

TOME NOTA

Fusão Tempo

GE QUÍMICA 2018

17

ESTRUTURA DA MATÉRIA A FÍSICA DA QUÍMICA

Classificação das misturas

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

 GRAU DE PUREZA

HOMOGÊNEO E HETEROGÊNEO

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

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

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

[1]

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

UMA SÓ SUBSTÂNCIA, MAS HETEROGÊNEA  FASE

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

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

[3]

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

TOME NOTA HOMOGÊNEOS (monofásicos)

MISTURAS HOMOGÊNEAS (soluções) SUBSTÂNCIAS PURAS

ATENÇÃO

MISTURAS HETEROGÊNEAS

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

SISTEMAS HETEROGÊNEOS (polifásicos)

18 GE QUÍMICA 2018

SUBSTÂNCIAS PURAS (em mudança de estado físico)

• Todo sistema gasoso é homogêneo, não importa

SEPARAÇÃO DE MISTURAS

 Para separar misturas heterogêneas, os métodos mais comuns são:

 Filtração

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

 Decantação

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

 Para separar misturas homogêneas, os métodos mais comuns são:

 Evaporação

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

 Destilação simples

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

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

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

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

 Dissolução fracionada

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

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

3. O sal é separado pela evaporação da água

2. Na filtração, a areia fica retida

 Separação magnética

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

ENXOFRE

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

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

 Liquefação fracionada

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

 Destilação fracionada

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

Gás

Gasolina

Querosene

Óleo diesel

Óleo combustível

Óleo cru

Fornalha

Parafina, alcatrão

GE QUÍMICA 2018

19

ESTRUTURA DA MATÉRIA ATOMÍSTICA

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

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

T

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

20 GE QUÍMICA 2018

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

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

O modelo de Dalton

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

MACIÇO Para Dalton, o átomo era uma esfera indivisível

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

O modelo de Thomson

Modelos atômicos

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

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

O modelo Rutherford-Böhr

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

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

GE QUÍMICA 2018

21

ESTRUTURA DA MATÉRIA ATOMÍSTICA

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

nêutrons

prótons

elétrons

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

PARTÍCULA SUBATÔMICA

CARGA

MASSA RELATIVA

MASSA (g)

Próton (p)

+1

1

1,67 . 10–24

Nêutron (n)

0

1

1,67 . 10–24

Elétron (e )

–1

1 /1.840

–

22 GE QUÍMICA 2018

9,1 . 10

–28

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

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

SÍMBOLO

INDICA O NOME

Hidrogênio

H

hidrogenium

Carbono

C

carbonium

Cálcio

Ca

calcium

Sódio

Na

natrium

Fósforo

P

phosphorus

Ouro

Au

aurum

Prótons e nêutrons

O número de prótons é chamado número atômico (Z). Por exemplo:  para o átomo de ferro (Fe), que contém 26 prótons, Z = 26;  para o sódio (Na), com 11 prótons, Z = 11.

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

{

{

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

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

NOME ESPECIAL

H1

prótio ou hidrogênio (Z = 1, A = 1)

1

H2

deutério (Z = 1, A = 2)

H3

trítio ou tritério (Z = 1, A = 3)

Ca (Z = 20)

{

K (Z = 19)

{

19 p 19 e– A = 40 21 n

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

Elétrons

20 p 20 e–

átomo neutro (p = e–)

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

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

1

1

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

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

 

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



p > e–



2 cargas positivas

cátion de cálcio

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

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

7p 7 e–

átomo neutro (p = e–)

 ganha



N (Z = 7)

3 elétrons



(e– > p)



7p 10 e–

3 cargas negativas

 N3– 

ânion de nitrogênio

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

Átomos neutros ou íons de elementos químicos diferentes podem apresentar o mesmo número de elétrons. Quando isso ocorre, dizemos que esses átomos são isoeletrônicos. GE QUÍMICA 2018

23

ESTRUTURA DA MATÉRIA ATOMÍSTICA

A organização dos elétrons

Configuração eletrônica

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

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

CAMADA (nível de energia)

Número máximo de elétrons

K (1)

2

L (2)

8

M (3)

18

N (4)

32

O (5)

32

P (6)

18

Q (7)

2

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

NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS

REPRESENTAÇÃO

s

2

s1–2

p

6

p1–6

d

10

d1–10

f

14

f1–14

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

Camadas (níveis)

K (1)

L (2)

M (3)

N (4)

O (5)

P (6)

Q (7)

Nº máximo de elétrons

2

8

18

32

32

18

2

Subníveis

1s2

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

4s2 4p6 4d10 4f14 Nível de energia

24 GE QUÍMICA 2018

Subnível

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

Número de elétrons no subnível

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

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

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

5s

5p

5d

5f

6s

6p

6d

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

7s

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

SAIBA MAIS A QUÍMICA DOS FOGOS DE ARTIFÍCIO

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

1.

K

L

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

2.

K

L

M

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

K

L

M

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

TOME NOTA Os elétrons perdidos por um cátion (íon positivo) são sempre aqueles da camada de valência, e não do último subnível de distribuição. Então, para identificar os elétrons que o cátion cede, você deve: 1. distribuir os elétrons do átomo neutro, segundo as camadas e os subníveis (em zigue-zague); 2. identificar a camada de valência e dela retirar os elétrons cedidos a outro átomo. GE QUÍMICA 2018

25

ESTRUTURA DA MATÉRIA TABELA PERIÓDICA

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

A tabela de Mendeleev

[1]

INDIVIDUALIDADE ATÔMICA Cada elemento químico é um átomo com características específicas

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

A

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

26 GE QUÍMICA 2018

Em 1869, Mendeleev juntou as tentativas anteriores e dispôs os elementos conhecidos num quadro com 12 linhas (na horizontal) e oito colunas (na vertical). Na horizontal, os elementos obedeciam à ordem crescente de massa (dada pela soma do número de prótons e o de nêutrons). Na vertical, apresentavam características semelhantes. Mendeleev atribuía as imperfeições da tabela a erros no cálculo das massas. Ele tinha tanta certeza disso que deixou alguns espaços vagos na tabela, para o encaixe de elementos ainda não descobertos. Essas vagas foram, depois, realmente preenchidas (veja na tabela a seguir). Mendeleev não acertou em tudo. Para ele, por exemplo, as propriedades químicas de um elemento eram dadas pela massa, como imaginavam também seus contemporâneos. Hoje, sabe-se que o que caracteriza um elemento é o número de prótons, ou seja, o número atômico (Z). Por isso, a tabela periódica usada hoje é construída em função de Z. Seja como for, a ordem dos elementos não foi muito alterada, pois, na maior parte das vezes, a massa cresce conforme o número de prótons. Foi por isso que Mendeleev acertou na previsão dos elementos químicos desconhecidos à sua época. A disposição proposta por Mendeleev agrupa os elementos de acordo com características importantes dos átomos. Acompanhe, a seguir, a identificação dessas características.

H 1.01

Elementos conhecidos de Mendeleev Elementos desconhecidos mas previstos por Mendeleev

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

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

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

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

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

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

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

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

Elemento

Uma camada

Número de elétrons

Hidrogênio (H)

K

1

Hélio (He)

K

2

2º PERÍODO

Elemento

Duas camadas

Número de elétrons

Lítio (3Li)

K, L

K = 2, L = 1

Berilo (4Be)

K, L

K = 2, L = 2

Boro (5B)

K, L

K = 2, L = 3

Carbono (6C)

K, L

K = 2, L = 4

Nitrogênio (7N)

K, L

K = 2, L = 5

Oxigênio (8O)

K, L

K = 2, L = 6

Flúor (9O)

K, L

K = 2, L = 7

Neônio (10N)

K, L

K = 2, L = 8

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

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

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

Propriedades periódicas e aperiódicas

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

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

Z

Cloro (Cl)

35,5

Bromo (Br)

80

Iodo (I)

127

Cálcio (Ca)

40

Estrôncio (Sr)

88

Bário (Ba)

137

MÉDIA ARITMÉTICA

80 ≈

127 + 35,5 2

88 ≈

137 + 40 2

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

Li B Be Al

Mg

Na K

Ca [2]

Os elementos dispostos no cilindro de Chancourtois, quando lidos na vertical, apresentavam as mesmas propriedades químicas. Os átomos de berilo (Be), magnésio (Mg) e cálcio (Ca), por exemplo, ligam-se a outros átomos da mesma maneira GE QUÍMICA 2018

27

28 GE QUÍMICA 2018

Períodos

7

6

5

4

3

2

1

37

19

4

Ra

88

Ba

56

Sr

38

Ca

20

Mg

12

Be

2

Y

39

Sc

21

3

SÉRIE DOS ACTINÍDEOS

SÉRIE DOS LANTANÍDEOS

Fr

87

Cs

55

Rb

K

3

1

11

Na

Li

H

1

Grupos ou famílias 5

6

40

Ac

89

La

57

Rf

104

Hf

72

Zr

Ti

22 41

Th

90

Ce

58

Db

105

Ta

73

Nb

V

23

Pa

91

Pr

59

Sg

106

W

74

Mo

42

Cr

24

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

HIDROGÊNIO

4

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

TABELA PERIÓDICA

75

U

92

Nd

60

Bh

107

Re

Tc

43

Mn

25

7

Np

93

Pm

61

Hs

108

Os

76

Ru

44

Fe

26

8

Pu

94

Sm

62

Mt

109

Ir

77

Rh

45

Co

27

9

96

Cm

Am

Gd

64

Rg

111

Au

79

Ag

47

Cu

29

11

95

Eu

63

Ds

110

Pt

78

Pd

46

Ni

28

10

Bk

97

Tb

65

Cn

112

Hg

80

Cd

48

Zn

30

12

31

66

81

49

Cf

98

Dy

Tl

In

5 13

Ga

Al

B

13

A

X X

A

6

32

14

Es

99

Ho

67

Pb

82

Sn

50

Ge

Si

C

14

33 51

Fm

100

Er

68

83

Sb Bi

7 15

As

P

N

15

8

34

16

Md

101

Tm

69

Po

84

Te

52

Se

S

O

16

35

85

53

No

102

Yb

70

At

I

9 17

Br

Cl

F

17

2

Lr

103

Lu

71

Rn

86

Xe

54

Kr

36

Ar

18

Ne

10

He

18

A tabela abaixo mostra apenas o ou número de massa (A) dos elementos. Z Z Mas o símbolo pode trazer também o número atômico (Z), seguindo uma das Z = número atômico A = número de massa duas notações ao lado.

NOTAÇÃO QUÍMICA

ESTRUTURA DA MATÉRIA TABELA PERIÓDICA

GE QUÍMICA 2018

29

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

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

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

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

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

O último elétron está no subnível

O último subnível preenchido é nd ou nf.

ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO

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

FAMÍLIAS OU GRUPOS

Têm o último elétron num subnível s ou p.

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

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

AFINIDADE ELETRÔNICA E ELETRONEGATIVIDADE

GASES NOBRES OU RAROS

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

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

METAIS

POTENCIAL DE IONIZAÇÃO OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO

TAMANHO OU RAIO DO ÁTOMO

ESTRUTURA DA MATÉRIA LIGAÇÕES QUÍMICAS

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

Como os átomos se casam Um elemento químico pode fazer ligações cedendo, compartilhando ou ganhando elétrons APONTE O CELULAR PARA ESTAS PÁGINAS E VEJA UMA VIDEOAULA SOBRE LIGAÇÕES QUÍMICAS (MAIS INFORMAÇÕES NA PÁG. 6)

30 GE QUÍMICA 2018

D

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

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

Oito na camada de valência

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

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

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

K (1)

L (2)

2 2 2 2 2 2

8 8 8 8 8

M (3)

N (4)

O (5)

P (6)

Q (7)

Elétrons por camada

Na: 1s2

2s2 2p6

3s1

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

Cl: 1s2

2s2 2p6

3s2 3p5

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

11 17

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

8 18 18 18

8 18 32

8 18

8

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

Configuração eletrônica

11

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

Ligação iônica

Verifique a configuração eletrônica de cada um desses átomos:

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

DISTRIBUIÇÃO DOS ELÉTRONS DOS GASES NOBRES

Camada

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

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

17

 Ao perder o único elétron que tem na camada de valência, o átomo de Na ficou com oito elétrons na última camada, L (2).  De outro lado, o átomo de Cl pegou o elétron cedido pelo Na e completou a camada de valência, M (3), com oito elétrons.  A ligação criou dois íons: o Na, que cedeu um elétron, transformou-se num cátion (Na+). O Cl, que recebeu um elétron, é agora um ânion (Cl–). Trata-se de uma ligação iônica. Compare a configuração eletrônica final dos dois íons com a distribuição dos elétrons nos gases nobres, na tabela ao lado. Observe que o cátion Na+ ficou com distribuição eletrônica igual à do neônio (Ne). Já a configuração do ânion cloreto (Cl–) é igual à do argônio (Ar). Ou seja, os íons Na+ e Cl– são tão estáveis quanto um gás nobre. GE QUÍMICA 2018

31

ESTRUTURA DA MATÉRIA LIGAÇÕES QUÍMICAS

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

Cl–

Na+

Cl–

Na+

Cl–

Cl–

Na

+

Na+

Cl–

Na+

Na+

Cl–

Na+ Cl

Cl–

–

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

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

M (3) = 3

F: 1s2 2s2 2p5

L (2) = 7

13 9

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

Elétrons na camada de valência

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

Ligação covalente

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

32 GE QUÍMICA 2018

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

NA PRÁTICA LIGAÇÃO COVALENTE

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

H

H

átomos isolados

H

H

molécula de H2

Ligação covalente dativa

Ligação metálica

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

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

Propriedades das substâncias

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

NA PRÁTICA

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

LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA

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

Fórmula eletrônica ou fórmula de Lewis x x

O

x

O x O

x x x x

O

x

S x O

Fórmula estrutural

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

Fórmula molecular

O

O

O

O3

O

S

O

SO 2

x x

AS PROPRIEDADES DE ALGUNS TIPOS DE SUBSTÂNCIA Compostos iônicos

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

Compostos moleculares

Metais

NaCl (cloreto de sódio)

CaO (óxido de cálcio, ou cal virgem)

HCl (ácido clorídrico)

H2O (água)

Fe (ferro)

Al (alumínio)

PF (°C)

801

2.614

–114,8

0

1.538

660

PE (°C)

1.413

2.800

–84,9

100

2.862

2.519

Estado físico

sólido

sólido

gás

líquido

sólido

sólido

Substância

GE QUÍMICA 2018

33

ESTRUTURA DA MATÉRIA LIGAÇÕES QUÍMICAS

Fórmulas

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

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

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

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

34 GE QUÍMICA 2018

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

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

x+

A

B

y–

Ay Bx

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

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

Ligação entre

Utilização

Aço

Fe + C (ferro e carbono)

Estruturas metálicas

Latão

Cu + Zn (cobre e zinco)

Instrumentos musicais, bijuterias, torneiras

Bronze

Cu + Sn (cobre e estanho)

Estátuas e sinos

Ouro 18 quilates

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

Joias

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

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

PARA LIGAÇÃO IÔNICA

+

+

Na

Cl

–

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

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

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

PARA LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL  

O O Átomo de oxigênio (O)

Cada átomo O tem seis elétrons na camada de valência

Os dois átomos compartilham dois elétrons em duas ligações covalentes

PARA LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA

O

S

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

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

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

H O H H

O H2O

H

Para descobrir se E tende a ganhar ou perder elétrons, é preciso fazer a configuração eletrônica, distribuindo pelas camadas os 38 elétrons: Para E:  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2   Pela teoria do octeto, para se estabilizar, um átomo deve ter 8 elétrons na última camada – a camada de valência. No caso de E, a última camada é a 5 (ou O), na qual existem apenas 2 elétrons (5s2). Para ficar com 8 elétrons na última camada, é mais fácil para E perder os 2 elétrons da camada de valência do que ganhar 6 elétrons de outro elemento químico qualquer. Repare que, cedendo esses dois elétrons de 5s2, E ficará com 8 deles na camada N (4s2 4p6). Assim, E tem tendência a doar elétrons numa ligação iônica (quando a ligação acontecer com um átomo que tem tendência a receber elétrons) ou metálica (quando a ligação acontecer com um outro átomo com a mesma tendência a doar elétrons). b) Esse elemento químico formará um cátion ou um ânion? Agora ficou fácil: se a tendência é de ceder elétrons, o átomo formará um cátion.   c) Represente a fórmula do composto neutro formado por E e o elemento químico Q, que tem um só elétron na camada de valência. Temos E2+ e  Q1– Lembrando o raciocínio para igualar o número de elétrons cedidos e recebidos no composto, ficamos com E1Q2.
Ou seja: um átomo de E e dois átomos de Q formam um composto neutro. GE QUÍMICA 2018

35

COMO CAI NA PROVA

1. (UFRN 2013) O efeito fotoelétrico está presente no cotidiano, por exemplo, no mecanismo que permite o funcionamento das portas dos shoppings e nos sistemas de iluminação pública, por meio dos quais as lâmpadas acendem e apagam. Esse efeito acontece porque, nas células fotoelétricas, os metais emitem elétrons quando são iluminados em determinadas condições. O potássio e o sódio são usados na produção de determinadas células fotoelétricas pela relativa facilidade de seus átomos emitirem elétrons quando ganham energia. Segundo sua posição na Tabela Periódica, o uso desses metais está relacionado com a) o baixo valor do potencial de ionização dos átomos desses metais. b) o alto valor da afinidade eletrônica dos átomos desses metais. c) o alto valor da eletronegatividade dos átomos desses metais. d) o alto valor do potencial de ionização dos átomos desses metais.

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

RESOLUÇÃO A questão pede que você domine conceitos básicos da química. Analisando cada uma das alternativas: a) Incorreta. A tabela traz dados do isótopo estável do tungstênio – o elemento em seu estado neutro. Isso significa que o número de elétrons é igual ao número de prótons. Você deve se lembrar que o número de prótons equivale ao número atômico (Z). Segundo a tabela, o número atômico do tungstênio é 74. Portanto, o número de elétrons é também 74. b) Correta. Basta fazer a distribuição eletrônica dos 74 elétrons, no diagrama de Linus Pauling: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d4. c) Incorreta. O número de massa é a soma do número atômico com o número de nêutrons (A = Z + N). Sabemos que Z = 74. Portanto, N = 184 – 74 → N = 110 d) Incorreta. Já vimos que o número de massa (184) é a soma do número de prótons com o de nêutrons. e) Incorreta. Como já verificamos na análise da alternativa c, o número de nêutrons é 110. Resposta: B

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

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

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

W

Número atômico

74

Número de massa

184

Ponto de fusão

3.422 oC

Eletronegatividade (Pauling)

2,36

Densidade

19,3 g . cm–3

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

36 GE QUÍMICA 2018

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

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

RESUMO

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

G–L L

L –S

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

S–L

L –G

G

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

L

S

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

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

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

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

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

1

2

3

4

5

6

7

CAMADAS

K

L

M

N

O

P

Q

ELÉTRONS

2

8

18

32

32

18

2

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

s

p

d

f

NÚMERO DE ELÉTRONS

2

6

10

14

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

GE QUÍMICA 2018

37

2

AS TRANSFORMAÇÕES CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO

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

Chineses querem a volta do céu azul O gigante asiático reduz a meta de crescimento econômico em 2017. A queda na previsão se deve, em parte, aos programas do governo para a redução da poluição

S

egunda maior economia do mundo, a China anunciou que o crescimento de seu produto interno bruto (PIB, que é a soma de todas as riquezas geradas pelo país) em 2017 se limitará a 6,5%. A taxa ainda é alta, bem acima da média mundial, mas fica 0,2% abaixo do crescimento registrado em 2016. Parte dessa freada se deve, sem dúvida, à queda nas exportações chinesas, frente à combalida economia mundial, que ainda não se recuperou completamente da crise de 2008. Mas a previsão para menos leva em conta, também, as medidas de contenção da poluição atmosférica. Dentre essas medidas estão programas de corte na queima de carvão nas indústrias e residências, a modernização dos processos industriais, a troca do carvão por gás ou eletricidade e o incentivo à população para o uso de veículos limpos. As intenções são boas, mas economistas desconfiam que nem todas as promessas serão cumpridas, principalmente devido ao alto custo de substituição de tecnologias. Estima-se que, a cada ano, pelo menos 1 milhão de chineses morrem prematuramente devido às altíssimas concentrações de material particulado na atmosfera. São minúsculas partículas de matéria, como fuligem, resultantes principalmente da queima de carvão em caldeiras de usinas de energia, siderúrgicas e nos sistemas de aquecimento.

38 GE QUÍMICA 2018

Absorvidas pela respiração, essas partículas causam câncer e problemas pulmonares e cardíacos. Nos meses frios e de pouca chuva do inverno, quando mais se acionam os sistemas de aquecimento à base de carvão, a concentração de poluentes no ar de Pequim pode ser 45 vezes maior do que o recomendado pela Organização Mundial da Saúde (OMS). A prefeitura de Pequim estima que, só para converter a gás ou eletricidade as caldeiras que atualmente utilizam carvão e atendem a cerca de 300 mil moradores, será necessário algo em torno de 1,5 bilhão de dólares. A superpopulosa China é, também, o país campeão na emissão de carbono em números absolutos (em volume per capita, os Estados Unidos ocupam o primeiro lugar no ranking de emissores). O carbono, na forma de CO2 , é um dos principais gases do efeito estufa, responsáveis pelo aquecimento global. Neste capítulo você vê as principais famí- ATÉ QUEM NÃO RESPIRA lias de compostos, Esculturas na cidade como a dos óxidos, à de Puyang, na província qual pertence o CO2 . de Henan, norte da Vê também como eles China, recebem reagem e os fatores máscaras – um alerta que influem na velo- sobre a gravidade da cidade dessas reações. poluição atmosférica

STRINGER/REUTERS

GE QUÍMICA 2018

39

AS TRANSFORMAÇÕES INFOGRÁFICO

O efeito estufa, em seis passos A atmosfera da Terra é uma mistura de gases. Fenômenos atmosféricos, como o aumento do efeito estufa e o buraco na camada de ozônio, são resultado da combinação de fenômenos físicos com os químicos EFEITO ESTUFA Raios de sol

1 Radiação

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

3 Agitação

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

79%

Nitrogênio (N2)

20%

Oxigênio (O2)

2 Reflexão

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

Atmosfera

4 Prisão do calor

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

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

5 Pré-era industrial

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

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

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

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

270

MULTI/SP

séc. XVIII

40 GE QUÍMICA 2018

400 Hoje

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

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

Cl O3

O

O2

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

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

Cl

O3

CFCl3

O3

O3 O2

O2

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

O2

6 Hoje

A industrialização aumentou muito a emissão de carbono, tanto pela queima de combustíveis fósseis quanto pelas queimadas e derrubadas de matas. Hoje, cada 1 milhão de litros de ar contém quase 400 litros de CO2. Esse aumento na concentração intensifica o efeito estufa, causando o aquecimento global.

CH4

SiO4

Silicato presente em grãos de areia

CO2 CO

H2O

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

COMO OS COMBUSTÍVEIS CRIAM CO2 Combustão da gasolina

C8H18

Combustão do etanol

C2H5OH

25/2 O2

8 CO2 + 9 H2O

3 O2

2 CO2 + 3 H2O GE QUÍMICA 2018

41

AS TRANSFORMAÇÕES SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS

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

P

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

42 GE QUÍMICA 2018

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

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

Ácidos

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

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

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

Sais

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

Bases

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

Indicadores ácido-base

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

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

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

NA PRÁTICA O sal de cozinha, NaCl, pode ser obtido da combinação entre um ácido e uma base: o ácido clorídrico (HCl) e a soda cáustica (hidróxido de sódio, NaOH). Veja: • O composto molecular HCl, em água, se ioniza num cátion H+ e num ânion Cl– ; • O outro composto iônico NaOH se dissocia em Na+ e OH– ; • O cátion H+ se combina com o ânion OH– e forma moléculas de água; • O cátion Na+ se une ao ânion Cl–: é o sal de cozinha, NaCl. GE QUÍMICA 2018

43

AS TRANSFORMAÇÕES SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS

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

 Para NaCl Gerador Lâmpada

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

Cl– Na+

Na+ Cl–

Cl– Na+

Na+ Cl– H2O

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

 Para sacarose Gerador Lâmpada

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

M M M M M M M M

H2 O

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

44 GE QUÍMICA 2018

Soluções eletrolíticas

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

Nomenclatura e fórmulas

O primeiro elemento que aparece numa fórmula dos ácidos é o hidrogênio (H). O nome começa pela palavra “ácido”, que é seguido do nome referente ao ânion do composto. A regra geral é a seguinte: • Ácidos cujo ânion não contém oxigênio terminam com o sufixo “ídrico”. Por exemplo, HCl é o ácido clorídrico. • Os que contêm oxigênio levam os sufixos “ico” ou “oso”, ou, ainda, o prefixo “per” ou “hipo”, dependendo do número de oxigênios. A referência para definir isso são os ácidos terminados em “ico”. Veja na tabela abaixo: Fórmula

Nome

HClO3

Ácido clórico

H2SO4

Ácido sulfúrico

HNO3

Ácido nítrico

H3PO4

Ácido fosfórico

Veja um exemplo: HClO3 – ânion ClO3-  ácido clórico HClO2 – ânion ClO2-  ácido cloroso (perde um oxigênio) HClO – ânion ClO-  ácido hipocloroso (dois oxigênios a menos)

HClO4 – ânion ClO4-  ácido perclórico (ganha um oxigênio) O nome de um sal vem do ácido e da base que o originaram. Começa pelo nome do ânion seguido pelo nome do cátion. O cátion mantém o nome do próprio elemento; o do ânion pode terminar em “eto”, “ato” ou “ito”. Isso depende do nome do ácido que deu origem ao ânion. Veja:  Ácido com final ico  sal com final ato  Ácido com final ídrico  sal com final eto  Ácido com final oso  sal com final ito A fórmula de um sal traz a quantidade de átomos envolvidos. Nesse caso, segue-se a regra para a fórmula de qualquer composto iônico: analisamos a configuração eletrônica de cada um dos elementos do composto e encontramos a proporção necessária para que a reação ocorra, pela teoria do octeto (veja no capítulo 1).

NA PRÁTICA NOMENCLATURA E FÓRMULA

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

 O ácido clorídrico é formado pelo cátion H + e o –

–

ânion Cl : HCl → H + + Cl  O hidróxido de sódio tem o cátion Na + e o ânion OH– (radical hidroxila): – NaOH → Na+ + OH  Numa reação de dupla troca (veja no capítulo 3), esses íons se recombinam: H +Cl – + Na+ OH– → NaCl + H2O

AS TRANSFORMAÇÕES REAÇÕES QUÍMICAS

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

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

V APONTE O CELULAR PARA ESTAS PÁGINAS E VEJA UMA VIDEOAULA SOBRE REAÇÕES QUÍMICAS (MAIS INFORMAÇÕES NA PÁG. 6)

DAVID TAYLOR/SCIENCE PHOTO LIBRARY

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

ainda identificamos os átomos que compõem cada substância. Por exemplo, numa molécula de água, identificamos perfeitamente os elementos químicos hidrogênio e oxigênio que a compõem. Uma reação ocorre quando as ligações químicas se rompem. Isso se dá quando a quantidade de energia num sistema é alterada. Essa mudança pode acontecer por diversos meios, como a alteração da temperatura, a mistura de substâncias que funcionam como catalisadores, a incidência de luz ou a passagem de corrente elétrica. GE QUÍMICA 2018

45

AS TRANSFORMAÇÕES REAÇÕES QUÍMICAS

Balanceamento de equações químicas EVIDÊNCIAS DE QUE OCORRE UMA REAÇÃO

 Efervescência A mistura de duas ou mais substâncias libera um gás

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

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

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

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

O2

H2 Gás hidrogênio

Gás oxigênio

PF = –259ºC PE = –253ºC

PF = –218ºC PE = –183ºC

Misturando os dois gases

e lançando uma faísca

H2O Água

PF = 0ºC PE = 100ºC

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

Gás oxigênio

Gás hidrogênio

H2 (2 átomos)

Estado final

O2

H2

46 GE QUÍMICA 2018

Estado final

+

O2 (2 átomos)

Misturando os dois gases

e lançando uma faísca



H2O Água

H2O (3 átomos)

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

NA PRÁTICA BALANCEAMENTO

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

2 H2

+

O2

Índice = número de átomos

+

2 H2 O

Coeficiente = número de moléculas

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

+ Duas moléculas de oxigênio

Uma molécula de dióxido de carbono

+

CH4 (1 C, 4 H),

+

+ Duas moléculas de água

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

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

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

+

2O2

CO2

(4 O),

(1 C, 2 O),

+

2H2O (4 H, 2 O)

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

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

ATENÇÃO Nas provas, as questões sobre balanceamento costumam fornecer no enunciado a fórmula das substâncias ou compostos envolvidos na reação. Mas, em alguns casos, os examinadores consideram esse dado como conhecido pelo aluno. Vale a pena, então, memorizar as fórmulas de compostos mais comuns. GE QUÍMICA 2018

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AS TRANSFORMAÇÕES REAÇÕES QUÍMICAS

Tipos de reações

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

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

→

K K

K+Cl–K+

Cl–

Cl2

2 K (sólido) + Cl2 (gasoso)

→

2 KCl (sólido)

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

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

48 GE QUÍMICA 2018

Hg2 Hg2 O2– O2–

→

2 HgO(sólido)

→

Hg Hg O2

2 Hg(líquido)

+

O2(gasoso)

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

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

H2O

Li

+

OH– H2O

2 Li (sólido)

+ 2 H2O (líquido)

→

2 átomos de hidrogênio significa 1 átomo de oxigênio

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

OH– Li+

→

Li Li

O BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS

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

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

H2O

TOME NOTA

H2

2H2O

significa

2 LiOH (aquoso) + H2 (gasoso)

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

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

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

• Análise ou decomposição •A → B+C

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

Ag+

CrO42–

2 x 1 = 2 átomos de oxigênio

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

AB + CD  AD + CB

NO3–

2 x 2 = 4 átomos de hidrogênio

→

Na+

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

• Dupla-troca • AB + CD → AD + CB

ATENÇÃO Nas equações químicas, as indicações (g), (l) e (s) que aparecem ao pé de alguns compostos indicam o estado físico da substância – gasoso, líquido ou sólido, respectivamente. A indicação (aq) significa solução aquosa. GE QUÍMICA 2018

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AS TRANSFORMAÇÕES ÓXIDOS

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

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

Ó

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

Óxidos iônicos

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

50 GE QUÍMICA 2018

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

FÓRMULA

NÚMERO DE CÁTIONS

NÚMERO DE ÂNIONS O2– 1

MgO

2 Na+ 1 Mg2+

Al2O3

2 Al3+

3

Óxido de sódio

Na2O

Óxido de magnésio Óxido de alumínio

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

1

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

O alumínio é extraído de um óxido de alumínio chamado bauxita

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

Óxidos moleculares

PREFIXO

SIGNIFICADO

NÚMERO DE ÁTOMOS DO AMETAL

NOME DO COMPOSTO

N2O

1 (mono)

2 N (di)

Monóxido de dinitrogênio

NO2

2 (di)

1N

Dióxido de nitrogênio

CO2

2 (di)

1C

Dióxido de carbono

N2O4

4 (tetra)

2 N (di)

Tetróxido de dinitrogênio

P2O5

5 (penta)

2 P (di)

Pentóxido de difósforo

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

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

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

Mono

1

Di

2

Tri

3

Tetra

4

ATENÇÃO

Penta

5

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

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

NÚMERO DE ÁTOMOS O

Os óxidos e a atmosfera

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

FÓRMULA

GE QUÍMICA 2018

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AS TRANSFORMAÇÕES CINÉTICA QUÍMICA

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

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

A

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

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

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

52 GE QUÍMICA 2018

Concentração mol.L–1

Rapidez das reações

[P]

[R] Tempo

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

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

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

Teoria das colisões

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

+

+ +

+

+

+

REAGENTES

COMPLEXO ATIVADO

PRODUTOS

NA PRÁTICA COLISÕES EFETIVAS

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

O

N

O

O

O C

O

N

C

O

O

O

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

O

N

O

O

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

C O

O

N

C

O

O

O

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

O

N O

O

C O

O

N O

+

C O

O

3. Tudo certo A velocidade com que as partículas se chocam fornece energia suficiente para a quebra das ligações. E a orientação das partículas dos reagentes é adequada: o átomo C baterá num átomo O. GE QUÍMICA 2018

53

AS TRANSFORMAÇÕES CINÉTICA QUÍMICA

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

C

O

N

2. Complexo ativado

Energia potencial, KJ

O C

O

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

O

Ea1= 134 kJ O

O que influi na velocidade

N

1. Reagentes Ea2= 360 kJ

O

C

O

N

O

3. Produtos

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

Caminho da reação

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

Energia potencial

REAÇÃO I

Ea Reagentes Produtos Caminho da reação

Energia potencial

REAÇÃO II

Ea

Reagentes

Produtos Caminho da reação

54 GE QUÍMICA 2018

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

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

NA PRÁTICA ESTADO FÍSICO

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

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

NA PRÁTICA SUPERFÍCIE DE CONTATO

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

Catalisadores

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

NA PRÁTICA TEMPERATURA

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

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

NA PRÁTICA CONCENTRAÇÃO

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

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

Reação não catalisada x Energia potencial, KJ

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

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

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

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

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

Outros fatores

Outras condições podem acelerar a velocidade de uma reação, como a eletricidade e a luz. No meio natural, a reação entre os gases hidrogênio e oxigênio para formar água é muito lenta, pode levar anos. Mas, quando se passa uma corrente elétrica pelo sistema, a reação ocorre instantaneamente. Assim, a eletricidade influi na velocidade da reação. Mas não pode ser considerada um catalisador, porque não é uma substância química. É uma forma de energia que ajuda o sistema reacional a atingir a energia de ativação. O mesmo ocorre com a luz. GE QUÍMICA 2018

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COMO CAI NA PROVA

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

2 2

2

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

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

Lado direito

4 átomos de C

1 átomo de C

4 átomos de H

2 átomos de H

6 átomos de O

3 átomos de O

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

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

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

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

56 GE QUÍMICA 2018

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

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

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

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

RESUMO

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

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

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

Substância adicionada

Coloração inicial

Coloração final

A

Vinagre

Roxa

Vermelha

B

Soda cáustica

Roxa

Verde

C

Sal para churrasco

Roxa

Roxa

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

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

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

...CORRESPONDEM A ÍONS TERMINADOS EM

ÍDRICO

ETO

ICO

ATO

OSO

ITO

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

GE QUÍMICA 2018

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3

CÁLCULOS QUÍMICOS CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO

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

Estatísticas macabras Cinco anos depois da promulgação da Lei Seca, que impõe a tolerância zero, o Brasil permanece na lista dos países com maior taxa de mortalidade no trânsito

A

Lei Seca, promulgada em 2012 e válida para todo o território nacional, que determinou tolerância zero para a direção depois do consumo de bebida alcoólica, é uma das medidas adotadas pelo governo para reduzir as mortes no trânsito brasileiro. No entanto, cinco anos depois de sua entrada em vigor, o Brasil continua com a quarta maior taxa de mortalidade nas estradas, ruas e avenidas entre os países da América: 23 pessoas a cada 100 mil, segundo a Organização Mundial da Saúde (OMS). É difícil definir os reais efeitos da lei sobre a segurança no trânsito. Levantamentos de diferentes institutos de pesquisa trazem resultados muitas vezes discrepantes, dependendo da amostragem e do período avaliado. Segundo a pesquisa Vigilância de Fatores de Risco e Proteção para Doenças Crônicas por Inquérito Telefônico (Vigitel), do Ministério da Saúde, 5,5% dos cerca de 40 mil entrevistados declararam em 2015, já ter bebido antes de pegar na direção. Em termos regionais, os números são bem outros. Em 14 das 27 cidades (capitais e Distrito Federal) nas quais a pesquisa foi feita, essa porcentagem está acima da média. A campeã da má conduta é Florianópolis, com 13%. Já na Pesquisa Nacional de Saúde, do mesmo ministério, mais de 24% dos motoristas admitem ter consumido bebida antes de dirigir. E, para a Associação

58 GE QUÍMICA 2018

Brasileira de Medicina de Tráfego (Abramet), os valores são ainda maiores: 54% dos condutores já dirigiram sob efeito do álcool. As diferenças regionais ficam claras também em outras duas pesquisas. Segundo a Polícia Rodoviária Federal, 8% dos acidentes com morte registrados nas rodovias federais estão relacionadas ao álcool. Já um levantamento da Faculdade de Medicina da Universidade de São Paulo (USP) mostra que 60% dos condutores e ocupantes de veículos mortos no trânsito da capital paulista entre junho de 2014 e dezembro de 2015 estavam alcoolizados. O álcool reduz os reflexos, a percepção da velocidade e a capacidade de manter ou alterar a trajetória para desviar de obstáculos. Especialistas consideram que uma queda efetiva e consistente nos índices depende de uma mudança de hábito dos condutores – o que, por sua vez, depende tanto de campanhas educativas quanto da fiscalização mais ri- DOSE FATAL gorosa, com testes de O Brasil é o quarto país da bafômetro que medem América em número de a concentração de ál- mortes no trânsito. Boa cool no sangue do mo- parte desses desastres se torista. Concentração deve ao álcool. Na foto, de soluções é o tema acidente na SP-334, central deste capítulo. no interior de São Paulo

IGOR DO VALE/FOLHAPRESS

GE QUÍMICA 2018

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3

CÁLCULOS QUÍMICOS INFOGRÁFICO

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

Etanol

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

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

80

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

Esôfago 54

50

40

40

37

38

40

Fígado

20 15

Estômago 16 12 5

Rum

Gim

60 GE QUÍMICA 2018

Uísque

Cachaça

Vodca

Saquê

Vinho

Cerveja

Intestino

3 Bafômetro em ação

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

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

K2Cr2O7

K2Cr2O7 Dicromato de potássio

Acetaldeído Sulfato de cromo III

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

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

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

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

Pulmão

Dióxido de carbono e água (CO2 + HO2) Fígado

Etanol (CH3CH2OH)

Acetaldeído (CH3CHO)

Ácido acético (C2H4O2)

O acetaldeído é dezenas de vezes mais tóxico que o etanol e pode permanecer no organismo por horas. Para metabolizar essa substância, o fígado ativa enzimas que deveriam estar produzindo glicose. É a carência de glicose no sangue que dá o mal-estar da ressaca, no dia seguinte. A boca seca e a sede são sintomas da desidratação. GE QUÍMICA 2018

61

3

CÁLCULOS QUÍMICOS GRANDEZAS

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

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

MULTI/SP

A 62 GE QUÍMICA 2018

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

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

O padrão massa atômica

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

Massa molecular

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

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

NA PRÁTICA CÁLCULO DA MASSA MOLECULAR

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

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

H Átomo de hidrogênio

Unidade de massa atômica

A massa atômica medida

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

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

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

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

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

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

GE QUÍMICA 2018

63

3

CÁLCULOS QUÍMICOS GRANDEZAS

O mol

Massa molar

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

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

64 GE QUÍMICA 2018

NA PRÁTICA MASSA MOLAR

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

NA PRÁTICA MASSA MOLAR DA ÁGUA

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

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

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

NA PRÁTICA

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

EQUIVALÊNCIA DE MASSAS

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

Moléculas

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

2

6 . 1023 1

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

Sistema II

1 mol n mol C2H6

Com esses dados podemos montar a tabela:

1 mol de CO2

44

1 mol de C2H6

30

44 30

Número de moléculas

Número de átomos

6 . 1023

3 . 6 . 1023

6 . 1023

n (mol) =

massa (g) M (g/mol)

NA PRÁTICA NÚMERO DE MOLÉCULAS

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

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

Massa molar (g/mol)

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

Resolvendo a regra de três:

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

Massa molecular (u)

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

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

CO2

Quantidade de matéria (mol)

TOME NOTA

8 . 6 . 1023

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

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

Ora, 0,01 mol é menos que 0,1 mol de moléculas. Então, há mais moléculas em 1,8 g de água que em 1,8 g de glicose. GE QUÍMICA 2018

65

CÁLCULOS QUÍMICOS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

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

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

E

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

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

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

Mol e massa

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

EQUIVALÊNCIA ENTRE MOL, MOLÉCULAS E MASSA

2 CO (g)

66 GE QUÍMICA 2018

+

1 O2 (g)

→

2 CO2 (g)

Em mol

2 mol de CO

reagem com 1 mol de O2

produzindo 2 mol de CO2

Em moléculas

2 . 6 . 1023 moléculas de CO

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

Em massa

2 . 28 g de CO

reagem com 32 g de O2

produzindo 2 . 44 g de CO2

Quantidade de um gás

Lembrando: todo e qualquer gás tem características especiais:  ocupa todo o volume disponível e é facilmente comprimido;  expande-se com o aumento da temperatura;  quanto mais comprimido estiver, maior será a pressão.

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

Um gás ocupa certo volume a determinada temperatura

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

Se a temperatura subir, a pressão também aumenta

Volume molar de um gás

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

2 CO (g) Em mol

2 mol de CO

+

1 O2 (g)

→

2 CO2

(g)

reagem com

1 mol de O2

produzindo

2 mol de CO2

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

22,4 L de O2

produzindo

2 . 22,4 L de CO2

NA PRÁTICA MASSA MOLAR

A formação da amônia ocorre segundo a reação N2 + 3 H2  2 NH3 Sabendo que 2,8 g de nitrogênio gasoso reagem com a quantidade adequada de hidrogênio gasoso para formar amônia, calcule a massa do gás hidrogênio consumida nessa reação. Passo a passo, a solução: 1. Verificamos se a equação química está balanceada comparando o número de átomos dos dois lados da equação: em N2 + 3 H2  2 NH3 temos 2 átomos N e 6 átomos H nos reagentes e também no produto. Então, a equação está balanceada. 2. Mantendo a proporção da equação e substituindo a grandeza, de número de moléculas para mol, sabemos que 1 mol de N2 reage com 3 mol de H2 para formar 2 mol de NH3. 3. Mas o exercício utiliza a grandeza massa. Precisamos, então, da equivalência entre a massa molar de cada reagente e produto. Aí vem novo passo: • Consultando a tabela periódica, descobrimos a massa atômica dos átomos N (MA = 14 u) e H (MA = 1 u). 4. Mantendo a proporção acima (coeficientes) em mol e considerando a informação de que 2,8 g do gás nitrogênio (N2) reagem de maneira correta para produzir amônia, temos: • O gás nitrogênio (N2) tem dois átomos N. Então, sua massa molecular (MM) = 28 u. Como a massa molar é numericamente igual à MM, temos que a massa molar de N2 = 28 g/mol; • O mesmo raciocínio para o hidrogênio (H2): MA = 1 u; então, H2 tem MM = 2 u. Então, M = 2g/mol e 3 H2 = 6 g. 5. Pela regra de três: N2 + 3 H2  2 NH3 1 mol + 3 mol  2 mol 28 g de N2 reagem com 6 g de H2 2,8 g de N2 reagem com m g de H2 Daí que m = 2,8 . 6 28 A massa de H2 consumida na formação da amônia a partir de 2,8 g de N2 é de 0,6 g. GE QUÍMICA 2018

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CÁLCULOS QUÍMICOS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

NA PRÁTICA QUANTIDADE DE MOL

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

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

• Escrevemos a equação que representa a reação:

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

C3H8 + O2 → CO2 + H2O

• Balanceamos a equação:

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

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

5 mol

44 g de C3H8 8,8 g de C3H8

3 mol

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

4 mol

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

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

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

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

Pureza dos reagentes

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

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

[1]

68 GE QUÍMICA 2018

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

[2]

NA PRÁTICA PUREZA

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

+

H2S 1 mol

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

Rendimento de uma reação

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

NA PRÁTICA RENDIMENTO

Queimando-se 30 g de carbono puro, com rendimento de 90%, qual é a massa de dióxido de carbono (CO2) obtida, conforme a equação C + O2  CO2? O enunciado informa a equação, e ela já está balanceada. O enunciado também afirma que o rendimento da reação é inferior a 100%. Então, a massa do produto também será menor do que a esperada. Vamos calcular a massa do produto se a reação tivesse 100% de rendimento: C + O2  CO2 1 mol 1 mol 1 mol 12 g 32 g 44 g Montamos a regra de três para a quantidade de carbono puro envolvida na reação: 12 g de C produzem 44 g de CO2 30 g de C produzem m g de CO2 12 . m = 30 . 44 m = 110 g de CO2 Então, uma reação com 100% de rendimento produziria 110 g de CO2. Mas a reação tem rendimento de 90%. Então é só calcular 90% de 110 g. Assim, a reação de 30 g de C com 90% de rendimento resulta em apenas 99 g de CO2. GE QUÍMICA 2018

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CÁLCULOS QUÍMICOS CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES

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

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

R

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

Dissolução

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

70 GE QUÍMICA 2018

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

A molécula da água é polar: os elétrons são todos compartilhados entre os átomos de hidrogênio e oxigênio. Mas ficam mais próximos do oxigênio

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

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

Solubilidade

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

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

Na+ + Cl–

Água Sal

2 Na+

Na+ Cl–

3 1

Cl–

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

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

Coeficiente de solubilidade (g/100g de água)

NaCl(s)

140

KNO3

120

K2CrO4

100 80

NaCl

60 40

Ce2(SO4)3

20 20

40

60

80 temperatura (oC)

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

ATENÇÃO Alguns autores chamam de solvente a substância que participa da solução em maior quantidade; para outros, solvente é a substância que se encontra no mesmo estado físico da solução, independentemente da quantidade. A água, porém, é sempre considerada solvente. E, quando se fala em solução, sem especificar o solvente, subentende-se solução aquosa. GE QUÍMICA 2018

71

CÁLCULOS QUÍMICOS CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES

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

Concentração

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

quantidade de soluto quantidade de solução

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

Concentração comum (g/L)

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

C=

msoluto Vsolução

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

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

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

Concentração em quantidade de matéria (mol/L)

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

n (mol) V (em litros)

NA PRÁTICA CONCENTRAÇÃO EM g/L

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

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

72 GE QUÍMICA 2018

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

C=

msoluto Vsolução

40 g/L =

msoluto → msoluto = 4g 0,1 L

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

NA PRÁTICA CONCENTRAÇÃO EM MOL/L

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

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

NA PRÁTICA

Concentração em porcentagem de massa

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

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

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

RELAÇÃO ENTRE g/L E MOL/L

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

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

NA PRÁTICA CONCENTRAÇÃO EM PORCENTAGEM

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

solvente 95g

solução 100g

Concentração em partes por milhão (ppm)

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

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

NA PRÁTICA CONCENTRAÇÃO DE ÍONS

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

1 ppm

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

SAIBA MAIS Nos cremes dentais há, aproximadamente, 1.500 ppm de flúor sob a forma de íons fluoreto. A relação “partes por milhão” se dá entre as grandezas de massa: a cada 1 milhão de miligramas de creme dental (106 mg, ou 1 kg), existem 1.500 mg de fluoreto. GE QUÍMICA 2018

73

CÁLCULOS QUÍMICOS CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES

Proporções corretas

Diluição e concentração

E

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

Preparo de uma solução

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

]

n = V

Então:

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

74 GE QUÍMICA 2018

– 155 g – mg

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

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

NA PRÁTICA DILUIÇÃO

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

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

• Se recebeu mais água, a solução foi diluída.

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

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

Mistura sem reação

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

NA PRÁTICA SEM REAÇÃO

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

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

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

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

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

Mistura com reação

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

NA PRÁTICA COM REAÇÃO

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

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

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

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

A massa do precipitado é de 11,44 gramas. GE QUÍMICA 2018

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COMO CAI NA PROVA

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

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

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

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

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

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

76 GE QUÍMICA 2018

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

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

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

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

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

RESUMO Lorem ipsondolor Cálculos químicos

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

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

3

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

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

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

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4

MATÉRIA E ENERGIA CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO

� Infográfico: a energia do petróleo..............................................................80 � Termoquímica ...................................................................................................82 � Reações de oxirredução .................................................................................87 � Energia nuclear ................................................................................................90 � Como cai na prova + Resumo .......................................................................94

O nosso petróleo já não é só nosso A crise na Petrobras, com escândalos de corrupção e rombo no caixa, leva o Congresso a aprovar novas regras para exploração do pré-sal

E

m 2016, o Congresso nacional aprovou projeto de lei do governo de Michel Temer que altera as regras para exploração de petróleo e gás natural da camada do pré-sal. Agora, as empresas exploradoras não são mais obrigadas a incluir a Petrobras em consórcio. Com isso, o governo espera recuperar as finanças da petroleira, mergulhada numa crise sem precedentes, e, assim, voltar a atrair investimentos, principalmente do exterior. Mas críticos afirmam que as novas regras subestimam o alto valor da tecnologia brasileira para extração em águas ultraprofundas e a alta produtividade dos poços do pré-sal. Além disso, o fim da exclusividade da Petrobras na operação dos poços do pré-sal reduziria a participação do Estado sobre o petróleo brasileiro, ferindo o princípio de soberania nacional. As dificuldades da Petrobras têm raízes em 2008, início da crise econômica global. Diante da queda nas exportações, os governo Lula e Dilma Rousseff adotaram políticas de incentivo ao consumo interno, a fim de manter em movimento nossa economia. Dentre essas políticas estava a manutenção do preço da gasolina e do diesel nos postos brasileiros, em descompasso com a alta dos preços do petróleo no mercado internacional. O petróleo nacional não se presta à produção de

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gasolina, e a Petrobras é obrigada a adquirir essa matéria-prima lá fora. Comprando mais caro do que vendendo, a petroleira viu seu balanço financeiro mergulhar num vermelho profundo. As irregularidades na gestão da petroleira e os escândalos de corrupção levantados pela operação Lava Jato a partir de 2014 só fizeram piorar o quadro. O valor das ações da empresa despencou nas bolsas e investidores estrangeiros cortaram a injeção de recursos. Obras foram paralisadas e as metas de produção de petróleo e gás, revistas para baixo. Fornecedores deixaram de ser pagos e milhares de empregados foram dispensados, afetando toda a cadeia produtiva. O petróleo é um dos grandes vilões do aquecimento global. Como todos os combustíveis fósseis, sua queima libera grande quantidade de dióxido de carbono (CO2 ), um dos principais gases do efeito estufa. Mas continua sendo a principal fonte de energia do mundo, TECNOLOGIA FLUTUANTE por sua capacidade de O navio-plataforma gerar energia quando é FPSO Pioneiro de Libra, queimado. Reações de da Petrobras, é um dos combustão e a energia exemplos da alta tecnologia nelas envolvida são os da estatal brasileira para a temas centrais deste exploração de petróleo em capítulo. águas ultraprofundas

KATEB BOTELHO/AGENCIA PETROBRAS

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MATÉRIA E ENERGIA INFOGRÁFICO

Petróleo, preferência internacional Sim, a queima de combustíveis fósseis tem efeitos prejudiciais ao planeta. Ainda assim, o petróleo deve continuar movendo o mundo por, pelo menos, mais algumas décadas. A razão para essa preferência é uma só: o petróleo é extremamente versátil e tem alto valor energético

USO DA ENERGIA QUEREMOS PETRÓLEO O consumo mundial de derivados de petróleo cresce e deve continuar crescendo. Confira no gráfico ao lado: entre 1971 e 2030, o consumo mundial de energia triplicará. Os combustíveis fósseis continuarão respondendo pela maior parte do total de energia, mas numa proporção cada vez menor.

De toda a energia produzida no mundo, de todas as fontes, a maior parte é destinada à própria geração de energia – ou seja, para a transformação de um tipo de energia em outros tipos. As termelétricas, por exemplo, geram eletricidade com energia de várias fontes: petróleo, carvão mineral e lenha (que contém energia química). Por outro lado, a eletricidade pode também ser gerada pela força das águas de um rio (energia mecânica).

ENERGIA NO MUNDO Matriz de energia primária no mundo, em bilhões de teps* Combustíveis fósseis (petróleo, carvão mineral e gás natural)

Outras fontes (nuclear, hidráulica, eólica, solar, térmica, biomassa) 20

15

10

De outro lado, as fontes consideradas mais limpas – como nuclear, eólica e hidráulica – crescem em participação.

5

0

1971

2004

2030**

* tep: tonelada equivalente de petróleo. É a massa do material que, em combustão, gera a mesma quantidade de energia que o petróleo ** Estimativa Fonte: AIE/ World Energy Outlook 2004 e 2006

MULTI/SP

CADEIAS DE CARBONO Os combustíveis fósseis são uma combinação de hidrocarbonetos com outras substâncias. Todo hidrocarboneto é um composto que contém átomos de carbono e de hidrogênio, todos unidos por ligação covalente. Os hidrocarbonetos do petróleo fazem parte de misturas complexas. Para separar os componentes, as refinarias fazem a destilação fracionada. Das variadas frações são produzidos diversos derivados.

80 GE QUÍMICA 2018

Alguns hidrocarbonetos Etano

o

Etanol Derivado do etano, não é um hidrocarboneto, mas um álcool (um H é substituído pelo radical OH)

Propano Um dos constituintes do petróleo, C₃H₈

Butano Outro componente do petróleo, C₄H₁₀

Gasolina Representada genericamente como C₈H₁₈, tem de 5 a 9 átomos de carbono

Diesel Cadeias com cerca de 12 carbonos

NA INTIMIDADE DO MOTOR A combustão transforma a energia química dos combustíveis em energia térmica e, depois, em energia cinética

Gasolina O2

CO2

H2O

CO2

N2

H2O NO2

3

1 O início de tudo A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos, compostos de carbono e hidrogênio. No motor, as moléculas se misturam com o ar.

2 Explosão Uma faísca fornece energia para a combustão. Os átomos de carbono e hidrogênio dos hidrocarbonetos se rearranjam em dióxido de carbono e água, na forma de vapor. Essa reação é exotérmica – libera calor.

Expansão O calor liberado aumenta a temperatura e, com isso, os gases se expandem. Essa expansão empurra os pistões do motor, que, por sua vez, põem em movimento os eixos das rodas. É esse mesmo calor que faz com que o nitrogênio se agrupe com o oxigênio, formando óxidos que provocam a chuva ácida (veja o infográfico na pág. 98).

O PODER DE AQUECER A ATMOSFERA Quantos mol de CO2 são liberados a cada mol de combustível queimado

1 MOL DE ETANOL

libera

1 MOL DE GASOLINA libera 1 MOL DE DIESEL

libera

2 MOL CO2 + 3 MOL H2O 8 MOL CO2 + 9 MOL H2O 12 MOL CO2 + 13 MOL H2O GE QUÍMICA 2018

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MATÉRIA E ENERGIA TERMOQUÍMICA

Da matéria, a energia Uma reação pode absorver ou liberar energia térmica, dependendo da entalpia dos reagentes e produtos

T

oda transformação da matéria envolve uma transferência de energia – ou seja, toda reação química libera ou absorve energia do ambiente, geralmente na forma de calor. É o calor da queima do gás butano que cozinha os nossos alimentos. É também a energia térmica liberada na combustão do álcool ou da gasolina que movimenta os veículos. Mesmo para qualquer ser vivo, a energia das reações químicas é importante: o metabolismo dos alimentos – uma cadeia de reações químicas – fornece a energia para manter o funcionamento das células. A parte da química que estuda essas transferências de energia é a termoquímica.

Exotérmicas e endotérmicas

Existem dois tipos de reações químicas: as que fornecem calor ao ambiente e as que consomem calor do ambiente.  Reações exotérmicas liberam calor. É o que ocorre, por exemplo, nas reações de combustão de qualquer material. Veja a equação que representa a queima do etanol: C2H6O(l) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor  Reações endotérmicas absorvem calor. É uma reação endotérmica a fotossíntese, realizada pelos vegetais: 6 CO2(g) + 6 H2O(l) + calor  C6H12O6(aq) + 6 O2(g)

TOME NOTA

LIBERAÇÃO DE ENERGIA Toda combustão é uma reação de uma substância ou um composto com o gás oxigênio, que libera energia térmica

82 GE QUÍMICA 2018

Na equação de uma reação exotérmica, o calor é somado aos produtos, pois ele foi gerado pela reação e liberado para o ambiente. Já na equação de uma reação endotérmica, o calor é somado aos reagentes, pois é consumido como um deles, ao ser absorvido do ambiente.

Entalpia

Energia é a capacidade de produzir trabalho. A energia pode assumir diferentes formas, como química (das ligações entre os átomos e moléculas), térmica (calor) ou nuclear (das partículas do núcleo dos átomos). No Sistema Internacional de Unidades (SI), a unidade de medida da energia é o joule (J). A energia não pode ser criada nem destruída, apenas transformada de um tipo em outro. Toda substância guarda certa quantidade de energia química, que se transforma em calor quando reage. O total de energia armazenada nos reagentes e nos produtos de uma reação chama-se entalpia (H), medida em quilojoule (kJ). Numa reação química, a entalpia dos produtos e a dos reagentes varia. A variação de entalpia é dada por ∆H = Hp – Hr , em que  ∆H é a variação de entalpia;  Hp é a entalpia dos produtos;  Hr é a entalpia dos reagentes. Uma reação pode ser exotérmica ou endotérmica. Numa reação exotérmica – aquela que libera calor –, a entalpia dos produtos (Hp) é menor que a dos reagentes (Hr). Se Hp < Hr, ∆H < 0. Inversamente, numa reação endotérmica, a entalpia dos produtos (Hp) é maior que a dos reagentes (Hr). Se Hp > Hr, ∆H > 0. Entenda bem: a energia química fica armazenada nas ligações entre os átomos dos reagentes. Quando ocorre a reação, essas ligações se rompem e os átomos se reorganizam em novos compostos. Se a energia necessária para manter as novas ligações é menor do que aquela que mantinha as ligações dos reagentes, a diferença é liberada como calor. Se, ao contrário, a energia necessária para manter as novas ligações é maior, então a reação absorve calor do ambiente. Esse calor absorvido será armazenado nos produtos sob a forma de energia química.

Como varia a entalpia

Em laboratório é possível medir a energia absorvida ou liberada numa reação. A quantidade de calor envolvida numa reação é descrita numa equação termoquímica. A equação da reação que transforma os gases hidrogênio e cloro em ácido clorídrico é: H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g) ∆H ≅ –185 kJ (25 °C, 1 atm) A equação fornece os seguintes dados: NANI GOIS

 TRANSFORMAÇÃO A lei da conservação de energia diz que num sistema isolado a energia se mantém constante. Isso significa que toda energia que parece ter desaparecido terá apenas se transformado de química em outro tipo de energia, como elétrica, térmica, mecânica.

TOME NOTA A combustão do etanol é uma reação exotérmica, libera energia térmica. Veja: C2H6O(l) + 3 O2(g)   2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor Hr > Hp  ∆H < 0 A fotossíntese é uma reação endotérmica: 6 CO2(g) + 6 H2O(l) + calor   C6H12O6(aq) + 6 O2(g) Hr < Hp  ∆H > 0

 O estado físico das substâncias – gasoso (g);  Temperatura (25 °C ) e pressão (1 atm) sob as quais a reação ocorre;  A proporção entre reagentes e produtos: um mol de H2 reage com 1 mol de Cl2 para formar 2 mol de HCl;  A variação de energia para essa reação específica, que produz 2 mol de HCl, é ≅ –185 kJ. Para 1 mol de HCl, ∆H ≅ –92,5 kJ.  Se a variação de entalpia dessa reação é negativa (∆H < 0), então a energia foi liberada como calor. Portanto, a reação é exotérmica. Repare que:  A quantidade de energia liberada ou absorvida é proporcional à estequiometria da reação. Na produção de 2 mol de HCl, o calor liberado vale, aproximadamente, 185 kJ, então, para a produção de 4 mol de HCl, essa quantidade é duas vezes maior (≅ 370 kJ).  A quantidade de energia armazenada numa substância depende de seu estado físico. O estado gasoso é o de maior entalpia, e o sólido, o de menor. HCl em estado gasoso armazena mais energia do que no estado líquido porque as partículas têm maior energia cinética.  A pressão e a temperatura em que uma reação ocorre também importam. Um gás comprimido ou aquecido tem mais energia do que um sob temperatura e pressão normais. Sempre que ocorre uma mudança do estado físico, a energia armazenada no sistema se altera e, consequentemente, a entalpia das substâncias. Veja:  sólido  líquido  gasoso  Hs < Hl < Hg  Então essas transições são endotérmicas. Então, no sentido inverso, quando a temperatura cai:  gasoso  líquido  sólido  Hg > Hl > Hs  Essas transições são exotérmicas. Sublimação (endotérmica) Fusão (endotérmica) SÓLIDO

Vaporização (endotérmica) LÍQUIDO

Solidificação (exotérmica)

GASOSO Liquefação (exotérmica)

Sublimação (exotérmica) GE QUÍMICA 2018

83

MATÉRIA E ENERGIA TERMOQUÍMICA

A variação da entalpia é representada em diagramas de entalpia. Veja o diagrama para uma reação exotérmica e outra, endotérmica: H2 (g) + 2 Cl2 (g) � 2 HCl2 (g)

H2 (g) + Cl2 (g)

∆H = – 185 kJ 2 HCl (g)

Entalpia

Hr

Sabendo-se a quantidade de calor liberada por diferentes combustíveis, pode-se comparar o valor energético de cada um deles – ou seja, quanta energia cada um rende no motor de um veículo, por exemplo.

Hp

Entalpia-padrão

Caminho da reação (tempo)

2 Hl (g)

Entalpia

Hp

Hr

H2 (g) + l2 (g)

∆H = + 52 kJ H2 (g) + I2 (g)� 2 Hl (g) Caminho da reação (tempo)

ENTALPIA VAI, ENTALPIA VEM A primeira reação é exotérmica, e a segunda, endotérmica. Nos diagramas, a medida de entalpia está indicada no eixo vertical. O ponto Hr é a medida de entalpia dos reagentes. Repare que essa entalpia permanece constante enquanto a reação não tem início. Quando a reação se completa, a entalpia dos produtos (Hp) está num ponto diferente, no eixo vertical – acima ou abaixo do ponto Hr. Isso significa que a entalpia variou. A diferença de altura entre as duas retas indica a medida da variação de entalpia (∆H) de cada uma das reações, e o sentido dessa variação mostra se a reação é exotérmica ou endotérmica.

Combustão

Toda combustão é uma reação na qual um combustível reage com o comburente oxigênio (O2) liberando energia – ou seja, toda combustão é uma reação exotérmica. A combustão completa de uma substância orgânica (que contém carbono) ocorre quando, na reação com o oxigênio do ar, formam-se gás carbônico (CO2) e água (H2O). A respiração é uma combustão completa: o oxigênio inalado “queima” os alimentos, liberando energia. Quando falta oxigênio, ocorre a combustão incompleta, cujos produtos são monóxido de carbono (CO) e fuligem. A combustão incompleta libera menos calor que a completa – ou seja, para uma mesma quantidade de combustível, a combustão incompleta produz menos energia. Veja:  Combustão completa: CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(g) ∆H = – 802 kJ/mol  Combustão incompleta: CH4(g) + 3/2 O2(g) � CO(g) + 2 H2O(g) ∆H = – 520 kJ/mol

84 GE QUÍMICA 2018

CONDIÇÕES-PADRÃO  As condições-padrão são: temperatura de 25 °C e pressão de 1 atmosfera (atm). É nessas condições que são definidas a entalpia de qualquer substância e a entalpia-padrão de qualquer reação. O expoente zero sobre o H, em H0 ou ∆H0, significa que a entalpia e sua variação foram calculadas nessas condições.

Em laboratório, consegue-se medir apenas a variação de energia de uma reação. Para fazer previsões quanto ao calor liberado ou absorvido de uma reação – e, daí, definir a energia química de cada substância –, os químicos criaram um padrão e, a partir dele, uma escala relativa – a entalpia-padrão (H0). Numa reação de combustão, falamos em entalpia-padrão de combustão. Nas reações que formam uma substância composta a partir de substâncias simples, falamos em entalpia-padrão de formação. A entalpia-padrão é sempre dada para a substância em seu estado físico mais comum nas condições-padrão. Por convenção, as substâncias simples (compostas de um único elemento químico, como C(s), O2(g), H2(g) e Fe(s)) têm entalpia zero.

Entalpia de formação

Os gases hidrogênio (H2) e oxigênio (O2) são substâncias simples e, por isso, têm entalpia-padrão zero. Mas, ao reagir, os dois gases produzem água. Essa é uma reação exotérmica: H2(g) + ½ O2 (g) � H2O (l)

∆H0 = – 286 kJ

Como a água é o único produto formado pela reação, podemos dizer que toda a entalpia está nas moléculas de água. Esse valor é chamado entalpia-padrão de formação (∆H0f ). O valor da entalpia-padrão de formação é sempre calculado para um mol da substância produzida. Todas as substâncias têm a entalpia de formação medida em laboratório. Veja a entalpiapadrão de formação de algumas delas: ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO Substância ∆H0f (kJ/mol) LiH

–90,5

BeH2

–19,3

B2H6 (g)

35,6

CH4 (g)

–74,8

NH3 (g)

–46,1

H2O

–285,3

HF(g)

–271,1

• Caminho 1: o CO2 pode se formar por combustão com-

NA PRÁTICA

pleta do grafite: C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ∆H = –393 kJ/mol

VARIAÇÃO DE ENTALPIA

• Caminho 2: o CO2 pode se formar, também, por duas

Nas provas de vestibular, a entalpia-padrão de formação costuma ser dada no enunciado. Veja como trabalhar com esses valores:

etapas de combustão: Etapa I : C (s) + ½ O2 (g)  CO (g) ∆H1 = –110 kJ/mol (combustão incompleta)

Qual é o calor envolvido na obtenção de gás hidrogênio pela reação entre água e gás metano? Dados: a equação: CH4 (g) + H2O(g) → CO(g) + 3 H2 (g) ∆Hf0 dos compostos: • CH4(g) = –75 kJ/mol • H2O(g) = –286 kJ/mol • CO(g) = –108 kJ/mol

Etapa II: CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g) ∆H2 = –283 kJ/mol (combustão completa) Organizando e somando as equações do caminho 2: Etapa I: C (grafite) + 1/2 O2(g)  CO(g) ∆H1 = –110 kJ/mol Etapa II: CO(g) + 1/2 O2(g)  CO2(g) ∆H2 = –283 kJ/mol

• A entalpia dos reagentes é a soma da entalpia da

A soma das equações, passo a passo: • Eliminamos substâncias que foram formadas na etapa 1 e consumidas na etapa 2 – o CO; • Somamos o número de moléculas das substâncias restantes: ½ O2 + ½ O2 = 1 O2; • Somamos, também, as variações de entalpia das duas etapas: ∆H = –110 – 283 = –393 kJ/mol • A equação que resulta da soma é o que se chama reação global – uma equação que representa a reação direta, sem as etapas intermediárias:

água e a do metano: Hr = – 286 – 75 = – 361

• A entalpia dos produtos é a soma da entalpia do CO e a do gás hidrogênio: Hp = –108 + 0 = –108 • A variação de entalpia é ∆H = Hp – Hr Então ∆H = –108 – (–361) = 253 kJ O valor da entalpia é positivo. Portanto, esta reação é endotérmica.

Lei de Hess

Em 1840, o russo Germain Henri Hess verificou que a quantidade de energia térmica liberada numa reação não depende de seu caminho, apenas dos estados inicial e final da reação. A lei de Hess afirma que a variação de energia térmica num processo químico depende somente das propriedades das substâncias nos estados inicial e final. Essa variação é a mesma, não importando se o processo se realiza em um ou em diversos estágios.

Etapa I: C (grafite) + 1/2 O2(g)  CO(g) ∆H1 = –110 kJ/mol Etapa II: CO(g) + 1/2 O2(g)  CO2(g) ∆H2 = –283 kJ/mol Reação global: C(grafite) + O2(g)  CO2(g) ∆H = –393 kJ/mol Compare o resultado dessa soma com a reação de combustão completa do carbono (caminho 1). E confirme a lei de Hess: • A reação global é a reação do caminho 1; • A soma das variações de entalpia das duas etapas do caminho 2 (∆H1 e ∆H2) é igual à variação de entalpia da reação global. A lei de Hess num diagrama de entalpia dessa reação:

NA PRÁTICA

0

O dióxido de carbono (CO2) pode ser gerado da combustão do carbono grafite, por duas reações distintas. Veja: início

fim combustão completa

Cgrafite + O2 (g) combustão incompleta

CO2(g) combustão completa

CO(g) + 1/2 O2(g) estado intermediário

 GRAFITE O grafite é um alótropo do carbono – ou seja, uma dentre várias substâncias compostas apenas de átomos de carbono. Outro alótropo do carbono é o diamante. A diferença entre eles é a conformação geométrica em que os átomos se organizam.

Entalpia

LEI DE HESS

–110

C (grafite) + 1/2 O2 (g) ∆H1 = –110 kJ/mol CO (g) + 1/2 O2(g) ∆H = – 393 kJ/mol

∆H2 = –283 kJ/mol CO2(g)

–393 Caminho da reação

DIRETO OU COM ESCALAS O diagrama mostra a variação de entalpia de duas reações que, em sequência, produzem CO2. A reação 2 ocorre entre o CO produzido na primeira reação com O2, resultando em CO2, numa combustão completa. A soma das duas variações de entalpia é a variação de entalpia da reação global: ∆H = ∆H1 + ∆H2 = –393 kJ/mol. GE QUÍMICA 2018

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MATÉRIA E ENERGIA TERMOQUÍMICA

ATENÇÃO

É comum que as equações químicas tragam coeficientes em frações. É o que acontece na equação da formação da água aqui apresentada, em que 1 H2 reage com ½ O2. Meio O2 não significa meia molécula, mas meio mol de moléculas de oxigênio (3 . 1023 moléculas). As frações são necessárias quando se calcula a entalpia-padrão (sempre para um mol) de uma substância formada.

A matemática das reações

Ao calcular a variação de entalpia pela lei de Hess, comparamos duas ou mais reações químicas. Nesse caso, é comum que precisemos somar as equações. Essa soma segue as regras para a soma de equações matemáticas. E, assim como na matemática, em química pode-se usar uma série de truques para resolver a conta: multiplicar, dividir ou inverter as equações para obter os coeficientes estequiométricos necessários. Entenda, a seguir, a lógica dessa soma.

• Agora é só somar: eliminar o que foi produzido numa etapa e consumido numa etapa seguinte. É fácil identificar, dos dois lados da equação:

• Na equação I existe 1 O2. Na II existe outro O2. Então temos 2 O2 reagentes. Em III temos os mesmos 2 O2, agora como produto. Cancelamos todos os O2.

• Em I temos CO2 como produto. O mesmo CO2 aparece em III, agora como reagente. Cancelamos.

NA PRÁTICA

• Em II temos 2 H2O como produto. Em III os mesmos

SOMA DE EQUAÇÕES QUÍMICAS

A formação do metano é uma reação muito lenta e envolve uma série de reações secundárias. A variação de entalpia (∆H) de cada uma dessas reações é dada abaixo : ∆H = –393 kJ/mol I. C (graf) + O2(g)  CO2(g) ∆H = –285,5 kJ/mol II. H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l) III. CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = –889,5 kJ/mol Para calcular a variação total de entalpia nessas reações, somamos as equações. A soma nos leva ao essencial: a reação global. Passo a passo: • Queremos resumir as três equações na equação da reação global. Para isso, precisamos eliminar as etapas intermediárias – os produtos de uma reação que são os reagentes da reação seguinte. Repare que, no nosso exemplo, três substâncias aparecem em diferentes equações: • O2 (I , II e III) • CO2 (I e III) • H2O (II e III)

• Mas a quantidade da água (H2O) não é a mesma: a reação II produz um mol de água; a reação III produz 2 mol. Para igualar essas quantidades, multiplicamos a equação II por 2. A variação de entalpia é dada para cada mol. Então, se dobrarmos a quantidade de mol nessa equação, teremos de dobrar, também, a variação de entalpia. Ficamos com: II. 2 H2 + O2 → 2 H2O

∆H = –571 kJ

• O que procuramos é a reação global de formação do metano CH4. Mas, nas equações fornecidas, o metano aparece na equação III como reagente, e não como produto. Podemos inverter o sentido da equação. Como a equação é invertida, o fluxo de energia também tem de ser invertido, de exotérmica para endotérmica.

86 GE QUÍMICA 2018

Trocamos o sinal de ∆H. Ficamos assim: III. CO2 + 2 H2O → CH4 + 2 O2 ∆H = 889,5 kJ

2 H2O aparecem como reagentes. Cortamos. Quando não se tem mais nenhum termo a cortar, chegamos à reação global: C(graf.) + 2 H2(g) → CH4(g) I. C (graf) + O2 (g)  CO2 (g) II. 2H2 (g) + O2 (g)  2 H2O(l) III. CO2 (g) + 2H2O(l)  CH4 (g) + 2 O2 (g) C (graf) + 2 H2 (g)

 CH4 (g)

Falta apenas calcular a variação de entalpia da reação global. A lei de Hess diz que, não importa o caminho, a formação de uma substância sempre vai liberar ou absorver a mesma quantidade de energia. Então, ∆H dessa reação global é a soma da ∆H de cada uma das reações parciais: ∆H = –393 – 571 + 889,5 = –74,5 kJ A reação global da formação de metano e a variação de entalpia dessa reação são, então: C(graf.) + 2 H2(g) → CH4(g) ∆H = –74,5 kJ

ATENÇÃO Na soma de equações químicas, podemos multiplicar, dividir ou inverter as equações para obter os coeficientes estequiométricos necessários. Mas não se esqueça de que: • Ao inverter uma equação, o sinal algébrico de sua ∆H também é invertido; • Se a equação tiver os coeficientes multiplicados ou divididos, ∆H deve ser multiplicado ou dividido pelo mesmo valor; • Na soma, quando substâncias iguais em reações diferentes estão de lados opostos, podemos cancelá-las (ou simplificá-las, caso seus coeficientes sejam diferentes).

MATÉRIA E ENERGIA REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

ENERGIA À MÃO A bateria dos celulares é um dispositivo que transforma energia química em energia elétrica

Usinas portáteis A energia elétrica de pilhas e baterias vem da transferência de elétrons que ocorre numa reação química

A PILHAS E BATERIAS São dispositivos de mesma natureza. A diferença é que a bateria reúne uma série de pilhas.



energia elétrica que abastece a maioria das residências no Brasil vem das usinas hidrelétricas, por meio de fios. Mas a eletricidade pode ser gerada e usada sem os fios de transmissão, em pilhas e baterias. Esses dispositivos, que transformam energia química em energia elétrica, são fundamentais para tecnologias utilizadas em celulares, notebooks e aparelhos de MP3.

que recebe elétrons é o agente oxidante (espécie que sofre redução e gera a oxidação da outra espécie). Mantenha em mente: Agente redutor

OXIDAÇÃO

oxidado

A

A

B

B

Oxirredução

ESPÉCIE QUÍMICA É a expressão genérica a átomos, íons e moléculas.

ISTOCK



As pilhas e baterias convertem em energia elétrica a energia química de substâncias em seu interior, por meio de uma reação de oxirredução ou de oxidação-redução, em que espécies químicas transferem elétrons de umas para outras. Nas reações por transferência de elétrons, a espécie química que doa elétrons é o agente redutor, que sofre oxidação. A espécie

Agente oxidante

REDUÇÃO

reduzido

QUEM DÁ, QUEM TIRA A substância A perde elétrons e, portanto, é oxidada por um agente oxidante (B). A substância B, por outro lado, sofre redução porque recebe os elétrons cedidos por A, que é o agente redutor. GE QUÍMICA 2018

87

MATÉRIA E ENERGIA REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

Acompanhe o raciocínio no exemplo a seguir de uma reação de oxirredução do zinco metálico (na placa) e uma solução de sulfato de cobre: LÂMINA DE ZINCO (CINZA)

Cu2+ SO24

Zn0

CuSO4 (azul)

Zn(S)

Zn(S)

NA SUPERFÍCIE DO ZINCO DEPOSITA-SE UM METAL AVERMELHADO

APÓS CERTO TEMPO

(Cu(s))

CuSO4 (aq)

A SOLUÇÃO FICA INCOLOR

 Na placa, os átomos de zinco (Zn) estão unidos por ligações metálicas.  Já no sulfato de cobre (CuSO4), que é um sal, os átomos se mantêm coesos por ligações iônicas (sobre os tipos de ligação atômica, veja o capítulo 1). O sulfato de cobre está dissolvido em água (H2O).  Em solução, as moléculas H2O separam os íons do CuSO4: de um lado, os cátions de cobre (Cu2+), de outro, os ânions de sulfato (SO42-).  Agora entra o zinco: a reação entre Zn e o sulfato de cobre libera na solução de íons Zn2+.  O cobre metálico fica depositado sobre a placa de zinco. A equação química que representa esse processo é: Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu  Nessa reação, o zinco transferiu elétrons para o íon Cu2+. O zinco, então, que doou elétrons, sofreu oxidação, e o íon cobre, que recebeu elétrons, sofreu redução. Daí o nome reação de oxirredução. Essa reação pode ser entendida em duas etapas sequenciais:  Oxidação do Zn, que doa dois elétrons e se transforma num cátion: Zn  Zn2+ + 2 e–  Redução do cátion Cu2+, que recebe os dois elétrons cedidos por Zn: Cu2+ + 2 e–  Cu

O QUE ISSO TEM A VER COM FÍSICA O que ocorre no interior de uma pilha ou bateria tem a ver com conversão de energia. Esses dispositivos, tratados na física  como geradores, transformam a energia química das substâncias em seu interior em energia elétrica. Essa eletricidade é conduzida até um receptor, que fará nova conversão, agora da eletricidade para outra modalidade de energia – mecânica (movimento das lâminas de um liquidificador), térmica (aquecimento do chuveiro elétrico) ou radiante (acendendo os faróis de um veículo).

Pilhas

Você viu: na reação entre a placa de zinco e o sulfato de cobre, o zinco se oxida ao doar elétrons aos cátions de cobre soltos na solução. Por sua vez, os cátions de cobre que recebem os elétrons do zinco se depositam como cobre metálico na superfície da placa de zinco. Uma pilha nada mais é do que um dispositivo em que essa transferência de elétrons ocorre de maneira ordenada, ao longo de um fio, que conecta os dois metais. O inglês John Frederic Daniell construiu uma pilha eficiente. Veja: A PILHA DE DANIELL e–

4

fio condutor ponte salina 6

1 – – Zn2+ e e Zn2+ e– e– Zn2+ – – Zn2+ e e

Zn2+

e–

3

Zn2+

2

Cu2+

e – e – Cu2+ e– e– Cu2+ e– e–

5

Cu2+

11. Uma barra de zinco foi mergulhada numa solução de sulfato de zinco, carregada de íons de zinco. Esse é o eletrodo de zinco. 22. Outra barra, de cobre, foi mergulhada numa solução de sulfato de cobre, que contém íons de cobre. Esse é o eletrodo de cobre. 33. Como o zinco tem maior tendência a se oxidar (a perder elétrons), a barra solta na solução íons Zn2+. Ficam na placa os elétrons que foram abandonados (e–). O zinco sofre oxidação e se torna o polo negativo da pilha, ou anodo. 44. Um fio condutor faz com que os elétrons cedidos pelo zinco cheguem à barra de cobre. Se o fio passar por uma lâmpada elétrica, ela se acenderá. 55. Os elétrons que chegam à barra de cobre se unem aos íons Cu2+ da solução, reduzindo-os e transformando-os em cobre metálico. O eletrodo em que ocorre a redução é o catodo, ou polo positivo. 66. Um tubo contendo uma solução de sal une as cubas com as duas soluções. Essa ponte salina tem a finalidade de neutralizar as duas soluções em torno dos eletrodos – ou seja, equilibrar o excesso de íons de zinco, de um lado, e a falta de íons de cobre, de outro lado.

TOME NOTA Oxidação

Perda de elétrons

Redução

Ganho de elétrons

Agente oxidante

Recebe elétrons

Agente redutor

Fornece elétrons

88 GE QUÍMICA 2018

7 Com o tempo, a lâmina de zinco oxidada sofre corrosão e perde massa. No catodo, por outro lado, a redução faz com que cada vez mais cobre metálico se prenda à superfície da barra, que ganha massa.

Potência de uma pilha

A potência de uma pilha é a facilidade com que ocorre a transferência de elétrons de um eletrodo a outro. Os químicos construíram uma escala de potenciais-padrão de redução e de oxidação (E0red ou E0ox), que são medidos em volts (V). A escala é baseada no hidrogênio, a que foi atribuído potencial-padrão zero. Todas as substâncias são comparadas ao hidrogênio. Ao comparar duas espécies, a de maior E0red recebe elétrons, e a de menor doa elétrons. Tabela de potenciais-padrão (25 0C) Forte poder oxidante

Fraco poder oxidante

Forma oxidada O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e–

Forma reduzida 0,40 V 4 OH–(aq)

Cu2+(aq) + 2 e–

Cu(s)

0,34 V

Sn4+(aq) + 2 e–

Sn2+(aq)

0,15 V

2 H+(aq) + 2 e–

H2 (g)

0V

Pb2+(aq) + 2 e–

Pb(s)

– 0,13 V

Ni2+(aq) + 2 e–

Ni(s)

– 0,26 V

Cd

Cd(s)

– 0,40 V

2+

(aq)

+2e

–

Fraco poder redutor

Forte poder redutor

Entenda a tabela:  Todo material com E0red negativo tem menor potencial que o hidrogênio de sofrer redução. São espécies químicas que tendem a doar elétrons ao íon H+.  Os materiais com E0red positivo têm maior potencial que o hidrogênio de sofrer redução. Tendem a receber elétrons de H2.  O potencial de oxidação de um material tem o mesmo valor que seu potencial de redução, só que com o sinal invertido. Por exemplo: Potencial de redução: Zn2+(aq) + 2 e–  Zn(s) 0 Ered = – 0,76 V Potencial de oxidação: Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e– 0 Eox = + 0,76 V

Quanto maior for a diferença de potencial de redução de duas espécies químicas, maior será a capacidade dessas substâncias de doar e receber elétrons em uma pilha. Para calcular essa diferença de potencial (∆E), somamos o potencial de redução da espécie que sofre redução ao potencial de oxidação da espécie que sofreu oxidação. No caso do zinco e do cobre: Anodo: Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e– Catodo: Cu2+(aq) + 2e–  Cu(s)

E0ox = + 0,76 V E0red = + 0,34 V

Reação global: Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) 0 ∆E = (Eox0 + Ered ) = 1,10 V

Espontaneidade da reação

É bom lembrar que todas as pilhas funcionam por reações espontâneas e apresentam sempre um ∆E positivo (∆E > 0). Veja como se avalia a espontaneidade de uma reação: Fluxo de elétrons Menor Eored Maior tendência Maior tendência em receber de doar elétrons elétrons

Reação espontânea

Maior Eored

Reação não espontânea

Maior tendência de receber elétrons

Como escrever a equação global de uma pilha:  Escreva a semirreação no sentido da redução e copie o valor de E0red;  Escreva a semirreação no sentido da oxidação e inverta o sinal do valor de E0red;  Se necessário, multiplique as equações para igualar o número de elétrons cedidos ao número de elétrons recebidos;  O valor do potencial-padrão dos eletrodos não deve ser multiplicado, pois não depende da quantidade de elétrons doados ou recebidos;  Por fim, some as equações para obter a reação global.

NA PRÁTICA EQUAÇÃO GLOBAL

Monte a equação da pilha formada por eletrodos de cobre (Cu) e prata (Ag), dados os potenciais-padrão de redução abaixo: Cu2+(aq) + 2 e–  Cu (s) Ered = + 0,34 V Ered = + 0,80 V Ag+ (aq) + e–  Ag (s)

• Das duas substâncias, Cu2+(aq) tem o menor • • •

•

potencial de redução – sofre oxidação. Já Ag+(aq) tem maior potencial de redução – sofre redução. A semirreação do cobre no sentido da oxidação é: Cu(s)  Cu2+(aq) + 2 e– Eox = – 0,34 V A semirreação da prata no sentido da redução é: Ag+(aq) + e– 1 Ag (s) Ered = + 0,80 V Multiplicamos a reação de redução da prata por 2 para igualar o número de elétrons recebidos ao número de elétrons doados: Ered = + 0,80 V 2 Ag+ (aq) + 2 e– 1 2 Ag (s) Somando as equações:

2 Ag+(aq) + 2 e–  2 Ag(s) Cu(s)  Cu2+(aq) + 2 e–

E0ox = + 0,80 V E0red = – 0,34 V

0 2 Ag+(aq) + Cu(s)  Cu2+(aq) + 2Ag(s) ∆E = (E0ox + Ered ) = 0,46 V

Esta é a equação da reação global pedida. GE QUÍMICA 2018

89

MATÉRIA E ENERGIA ENERGIA NUCLEAR

Transformações no núcleo Quando perde partículas nucleares, um átomo emite radiação e o elemento químico se transforma em outro, mais leve DIAGNÓSTICO EM DETALHES As imagens de tomografia computadorizada são obtidas da radiatividade emitida por fármacos usados para o exame

O

campo de estudo da química não se dedica ao estudo do núcleo dos átomos, apenas ao dos elétrons, responsáveis pelas ligações atômicas. Mas conhecer o comportamento básico das subpartículas nucleares – prótons e nêutrons – é importante para algumas áreas da química. Por exemplo, para a produção de substâncias que, injetadas no organismo humano, permitam o diagnóstico por imagem. Para fabricar tais medicamentos, os químicos e bioquímicos precisam conhecer um pouco de física nuclear.

Estabilidade nuclear

Comece se perguntando: como é possível que os prótons permaneçam unidos no núcleo, uma vez que todos têm carga positiva e, portanto, deveriam se repelir? Em primeiro lugar, o núcleo está sujeito a um grande número de forças, muitas delas ainda pouco conhecidas. Ainda assim, podemos dizer que a estabilidade do núcleo é dada pelo equilíbrio entre o número de prótons e o de nêutrons. Quanto mais prótons existirem, mais nêutrons serão necessários para manter o núcleo inteiro. No entanto, se a quantidade de

90 GE QUÍMICA 2018

ISÓTOPO RADIATIVO  Os chamados isótopos pesados de um elemento químico são aqueles que contêm mais nêutrons que o tipo mais comum de isótopo desse elemento.

prótons aumenta muito, a força de repulsão entre eles fica tão intensa que quantidade nenhuma de nêutrons é capaz de mantê-los unidos. Na natureza, a desintegração do núcleo ocorre com átomos que tenham mais de 83 prótons. Na tabela periódica, a partir do elemento de número atômico 84 (Z = 84), todos os núcleos são instáveis. Além disso, praticamente todos os elementos químicos têm algum isótopo radiativo – aquele em que o número de nêutrons é muito maior que o de prótons. Na natureza tudo busca a estabilidade. Assim também os núcleos instáveis sofrem alterações espontâneas em sua constituição, em busca de estabilidade. Para isso, os núcleos emitem partículas ou energia.

TOME NOTA Existem núcleos instáveis mesmo com Z < 84, pois não é somente o número de prótons que determina a instabilidade do núcleo, mas também a relação entre esse número e o de nêutrons.

Emissões radiativas

A energia e as partículas emitidas por um núcleo instável são genericamente chamadas de radiação, e os isótopos que as emitem são denominados radionuclídeos, ou radioisótopos. Existem três tipos de radiação.

Partículas alfa (2 a 4)

São emissões nucleares constituídas de partículas que contêm dois prótons e dois nêutrons. Representamos essa partícula pela letra grega a . O radionuclídeo que emite uma partícula a tem seu número atômico (Z) diminuído em duas unidades e seu número de massa (A) diminuído em quatro unidades.

2

a4

Número de prótons (número atômico = Z)

Número de prótons + nêutrons (número de massa = A)

Lembre-se: um elemento químico é identificado por seu número de prótons (veja o capítulo 1). Então, se um elemento emite uma partícula alfa – e, portanto, perde dois prótons –, ele se transforma em outro, com número atômico (Z) duas unidades menor. Quando isso acontece, dizemos que o elemento sofreu decaimento radiativo. Genericamente: XA

Z

O elemento radiativo X, com número atômico Z e número de massa A...



2a

...quando sofre decaimento...

+

4

Y (A – 4)

(Z – 2)

...libera dois prótons e dois nêutrons e...

...se transforma no elemento Y, com Z menor em duas unidades e A menor em quatro unidades.

NA PRÁTICA

Partículas beta (–1 b 0)

Elétrons, prótons e nêutrons são formados pela combinação de outras partículas ainda menores, os quarks. É importante saber que os quarks existem para compreender outro tipo de emissão radiativa, a radiação beta ( b ). Assim como a radiação a , a b também é emitida quando um núcleo instável se rearranja para ficar estável. Só que, nesse caso, são os quarks dentro de um nêutron que se recombinam. O nêutron desaparece, transformado em próton, elétron e antineutrino (outra subpartícula atômica, não estudada no Ensino Médio). Genericamente: nêutron  próton + elétron + antineutrino Um elétron pode surgir da recombinação dos quarks. Esse elétron e o antineutrino resultantes são liberados do núcleo e recebem o nome de radiação b . As partículas beta são indicadas assim:

–1

b0

O número de prótons aumenta

Mas o número de massa permanece o mesmo

A radiação b transforma um nêutron em próton. Então, o número atômico Z do novo núcleo fica maior. Mas o número de massa A (a soma de prótons e nêutrons) não se altera. Genericamente: XA

Z



–1 b

+

0

O elemento ...quando químico X, com sofre número atômico decaimento... Z e número de massa A...

...perde um nêutron, mas ganha um próton e...

O elemento químico rádio (Ra), com 88 prótons, faz parte do grupo de elementos radiativos. Quando sofre decaimento, transforma-se no elemento radônio (Rn). Ra226 88

86

RADIAÇÃO BETA

O elemento césio (Cs) emite uma partícula b e se transforma em bário (Ba). Mas o número de massa (A) permanece o mesmo.

Rn222 55

a

Ba137

Cs137

56

4

2

222 86 Rn

Repare que o radônio (Rn) também é radiativo (Z > 84). Então ele deve decair para outro elemento. NELLIE SOLITRENICK

...se transforma no elemento Y, com um próton (Z + 1) a mais, mas mesmo número de massa A.

NA PRÁTICA

DECAIMENTO

226  2a4 + 88Ra

YA

(Z + 1)

-1

Cs137 

55

–1

0 b +

Ba137

56

b

0

Repare que nem o césio (Cs), nem o bário (Ba) têm Z > 83. No entanto, como esses isótopos têm mais nêutrons do que prótons no núcleo, ambos são radiativos. GE QUÍMICA 2018

91

MATÉRIA E ENERGIA ENERGIA NUCLEAR

Raios gama (0 c 0)

A MEIA-VIDA EM GRÁFICO

Não são partículas, mas ondas eletromagnéticas (semelhantes às da luz). Essas ondas são emitidas pelo núcleo imediatamente após a saída de partículas a ou b . Ao emitir ondas eletromagnéticas, o núcleo não altera suas partículas, apenas o nível de energia.

1,2 1 Massa (kg)

0,8 0,6 0,4 0,2 0 0

NA PRÁTICA RADIAÇÃO GAMA Ba137

56

56

10

20

30

40

60 Anos

50

VAI SUMINDO, SUMINDO, SUMINDO... O gráfico “massa por tempo” mostra o ritmo de decaimento radiativo de um radionuclídeo qualquer. Veja que a massa inicial era de 1 kg. Passados cerca de 12 anos, essa massa cai 50% – resta apenas 0,5 kg. Basta ler esse trecho do gráfico para concluir que a meia-vida desse elemento químico é de cerca de 12 anos.

Ba137

c0

-1

Ba137  0 c 0 +

56

NA PRÁTICA

Ba137

56

MEIA-VIDA

O elemento Ba, recém-formado, libera raios gama, mas não altera seu número atômico nem seu número de massa. Apenas fica mais estável em termos de energia.

Meia-vida

Uma amostra radiativa sempre diminui de massa com o passar do tempo, pois parte dos átomos se desintegra, transformando-se em átomos de outros elementos. Quanto maior o tempo transcorrido do início de uma reação nuclear, menor a quantidade de átomos originais que permanecem intactos. Essa redução sofrida pela amostra é indicada pela unidade meia-vida. A meia-vida do radônio-222 (Rn222), por exemplo, é de 3,8 dias. Isso significa que, a cada 3,8 dias, qualquer massa desse radioisótopo cai pela metade. Se a massa inicial for de 10 gramas de Rn222, depois de 3,8 dias restarão 5 gramas. Passados outros 3,8 dias, a quantidade cairá, novamente, pela metade, para 2,5 gramas, e assim por diante. Cada elemento tem seu período de semidesintegração (t1/2). O esquema a seguir mostra como a massa de uma amostra de elemento radiativo qualquer cai na proporção de sua meia-vida. 100% amostra inicial

m0

50%

25%

12,5%

6,25%

m0 2

m0 4

m0 8

m0 16

m0 é a massa inicial da amostra radiativa.

92 GE QUÍMICA 2018

A MEIA-VIDA (ou período de semidesintegração) de um radioisótopo é o tempo necessário para a desintegração de metade dos átomos existentes em qualquer quantidade desse isótopo. Indica-se  meia-vida por t½ .

A meia-vida do césio–137 (Cs137) é de 30 anos. Se tivermos 12 gramas desse elemento, após quanto tempo sua massa será reduzida para 0,75 grama? • Para o Cs137 , t½ = 30 anos. • Então, a cada 30 anos, a quantidade de césio cairá pela metade: 12g

t 1/2 30 anos

6g

t 1/2 30 anos

3g

t 1/2 30 anos

Meia-vida refere-se à quantidade do material radiativo que permanece intacto. O restante do material, produto do decaimento, não desaparece, apenas não é mais o elemento químico original.

t 1/2 30 anos

0,75g

Portanto, serão necessários 120 anos – ou 4 meias-vidas – para que os 12 g de Cs137 se reduzam a 0,75 g.

Tipos de reação nuclear

ATENÇÃO

1,5g

A transformação de um elemento químico em outro é chamada transmutação. Pela radiatividade, um átomo pode transmutar-se em outro, de maneira natural, pela emissão espontânea de partículas alfa ou beta. Mas um átomo pode sofrer transmutação, ainda, pela ação de um agente externo – por exemplo, ao ser bombardeado com outras partículas. Ernest Rutherford realizou a primeira transmutação artificial, em 1919, ao bombardear átomos de nitrogênio com partículas a e obter átomos de oxigênio mais um próton solto. Foi a primeira vez que se “fabricou” um elemento químico a partir de outro, em laboratório. Veja a reação dessa transmutação: 7

N14 +

2a

4

 8O17 +

p1

1

Os nêutrons são os agentes de transmutação mais utilizados, pois são as únicas partículas atômicas que não têm carga elétrica. Assim, não são repelidos pelos prótons (positivos) do núcleo do átomo bombardeado. Existem outros dois tipos de reação nuclear: a fissão e a fusão.

Fissão nuclear

Se um isótopo pesado de determinado elemento químico é bombardeado com nêutrons de alta energia, esse isótopo pode se quebrar em núcleos menores. É o que se chama fissão nuclear. A fissão nuclear foi conseguida em laboratório, pela primeira vez, em 1938, na Alemanha, quando uma amostra de urânio foi bombardeada por nêutrons. Numa fissão nuclear ocorre uma reação em cadeia. No caso do urânio:  um nêutron atinge um núcleo do isótopo U235;  o choque quebra o núcleo em dois núcleos menores (com menor número de massa A);  ao ser fragmentado, o núcleo original emite dois ou três nêutrons;  esses nêutrons de novo se chocarão com outros núcleos;  daí a grande quantidade de energia liberada na fissão nuclear.

TOME NOTA Não existe na natureza nenhum elemento químico estável com número atômico acima de 92. Mas vários podem ser fabricados em laboratório, a partir de bombardeamentos. Todos esses átomos superpesados se mantêm inteiros por pouquíssimo tempo. E logo decaem para outros, mais leves.

A velocidade em que a reação em cadeia ocorre faz toda a diferença. Se ela não for controlada, a reação libera toda a energia num curtíssimo período. É a bomba atômica. Mas, se a reação for controlada, a energia é liberada aos poucos. É o que ocorre nas usinas nucleares, que geram eletricidade, como a de Angra dos Reis, no Rio de Janeiro.

Fusão nuclear

Outro modo de transmutar um elemento químico em outro é fundindo seus núcleos. A fusão nuclear é um processo inverso ao da fissão. Nele, núcleos menores se unem e formam núcleos maiores. A reação de fusão também libera imensa quantidade de energia. É a fusão nuclear que gera a energia das estrelas, como o Sol: núcleos de hidrogênio se fundem e formam o hélio, liberando nêutrons e energia na forma de vários tipos de radiação, como luz visível e calor. A fusão do hidrogênio em hélio é a principal fusão nuclear do Sol (veja no infográfico abaixo). Mas não é a única. As estrelas são as usinas criadoras de todos os elementos químicos existentes na natureza. FUSÃO NA ESTRELAS 1. O combustível principal do Sol é o hidrogênio, na forma de dois isótopos, um de número de massa A = 2 (com um nêutron), outro de A = 3 (dois nêutrons)

QUEBRA DO NÚCLEO

2. Quando se chocam, esses núcleos se fundem, criando um núcleo de hélio (He), com A = 4 (dois prótons e dois nêutrons)

1

1. Um nêutron é lançado contra o núcleo de um átomo de urânio–235 (U235). O núcleo absorve o nêutron e o átomo se transforma no 236 isótopo U

2. O U236 é pesado demais para se manter inteiro, e logo se desintegra em dois núcleos menores, de bário (Ba) e criptônio (Kr)

3. Essa fissão deixa sobrando três outros nêutrons, que de novo são lançados com alta energia

4. Se esses nêutrons se chocam com outro átomo de U235, a reação voltará a ocorrer. A cada etapa da reação, é liberada imensa quantidade de energia na forma de calor

H2 + 1H3  2He4 + 0n1 + energia

3. A fusão lança um nêutron, que continua se chocando aos núcleos de hélio. E o hélio se choca com outros núcleos, dando origem a núcleos mais pesados

A energia para que dois núcleos atômicos se fundam é muito maior do que a exigida para a divisão nuclear. É que para juntar os prótons é preciso vencer a força de repulsão entre eles. Por isso, a fusão ocorre apenas em ambientes de temperaturas extremamente altas, na casa dos milhões de graus Celsius. Os pesquisadores ainda não desenvolveram um processo economicamente viável e seguro de gerar energia pela fusão nuclear. GE QUÍMICA 2018

93

COMO CAI NA PROVA

1. (Espcex-Aman 2016) O radioisótopo cobalto–60 ( Co) é muito utilizado na 60 27

esterilização de alimentos, no processo a frio. Seus derivados são empregados na confecção de esmaltes, materiais cerâmicos, catalisadores na indústria petrolífera, nos processos de hidrodessulfuração e reforma catalítica. Sabe-se que este radioisótopo possui uma meia-vida de 5,3 anos. Considerando os anos com o mesmo número de dias e uma amostra inicial de 100 g de cobalto-60, após um período de 21,2 anos, a massa restante desse radioisótopo será de: a) 6,25 g b) 10,2 g c) 15,4 g d) 18,6 g e) 24,3 g

b) Incorreta. Fissão nuclear é a quebra do núcleo e não a emissão de partículas α, β e/ou 𝛄. Estas radiações acontecem na desintegração natural de radioisótopos. c) Correta. Na bomba nuclear ocorre a fissão nuclear que é gerada pela liberação de nêutrons que bombardearão outros núcleos. d) e e) Incorretas. Fusão nuclear ocorre quando um núcleo se combina a outro, formando átomos mais pesados. Isso acontece no Sol, no qual átomos de hidrogênio se fundem e formam hélio, que se fundem e criam lítio, e assim por diante. As bombas nucleares não usam a fusão, mas fissão – a quebra dos núcleos. Resposta: C

RESOLUÇÃO Segundo o enunciado, a cada 5,3 anos, a massa de cobalto-60 cai pela metade. Portanto, 5,3 anos é a meia-vida desse elemento químico radioativo. Descobrindo quantas meias-vidas estão contidas em 21,2 anos: 21,2 = 4 meias-vidas 5,3 A amostra inicial é 100g e, a cada meia-vida a massa do cobalto-60 se reduz pela metade. Portanto: 5,3 anos 5,3 anos 5,3 anos 5,3 anos 100 g -------------------→ 50 g -------------------→ 25 g -------------------→ 12,5 g -------------------→ 6, 25 g Resposta: A

2. (Enem 2015)

A bomba reduz neutros e neutrinos, e abana-se com o leque da reação em cadeia. ANDRADE C. D. Poesia Completa e Prosa. Rio de Janeiro. Aguilar, 1973 (fragmento).

Nesse fragmento de poema, o autor refere-se à bomba atômica de urânio. Essa reação é dita “em cadeia” porque na a) fissão do 235U ocorre liberação de grande quantidade de calor, que dá continuidade à reação. b) fissão de 235U ocorre liberação de energia, que vai desintegrando o isótopo 238U enriquecendo-o em mais 235U. c) fissão do 235U ocorre uma liberação de nêutrons, que bombardearão outros núcleos. d) fusão do 235U com 238U ocorre formação de neutrino, que bombardeará outros núcleos radioativos. e) fusão do 235U com 238U ocorre formação de outros elementos radioativos mais pesados, que desencadeiam novos processos de fusão.

RESOLUÇÃO Na bomba atômica acontece uma fissão nuclear, onde um isótopo pesado é bombardeado por nêutrons. Nesse bombardeamento, o núcleo se quebra em núcleos menores gerando uma grande quantidade de energia e dando início a uma reação em cadeia. No caso do urânio: • um nêutron atinge um núcleo do isótopo 235U. • o choque quebra o núcleo em dois núcleos menores (com menor número de massa). • ao ser fragmentado, o núcleo original emite dois ou três nêutrons. • esses nêutrons de novo se chocarão com outros núcleos (a reação acontece de novo – reação em cadeia). • daí a grande quantidade de energia liberada na fissão nuclear. Vide figura “Quebra do núcleo” na página 93. Analisando as alternativas: a) Incorreta. Não é o calor (energia liberada) que dá continuidade à reação, mas o choque dos nêutrons com outros núcleos.

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3. (Enem 2015) A calda bordalesa é uma alternativa empregada no combate

a doenças que afetam folhas de plantas. Sua produção consiste na mistura de uma solução aquosa de sulfato de cobre (II), CuSO₄ , com óxido de cálcio, CaO, e sua aplicação só deve ser realizada se estiver levemente básica. A avaliação rudimentar da basicidade dessa solução é realizada pela adição de três gotas sobre uma faca de ferro limpa. Após três minutos, caso surja uma mancha avermelhada no local da aplicação, afirma-se que a calda bordalesa ainda não está com a basicidade necessária. O quadro apresenta os valores de potenciais padrão de redução (E0) para algumas semirreações de redução. Semirreação de redução

E0(V)

Ca²+ + 2e– → Ca

–2,87

Fe³+ + 3e– → Fe

–0,04

Cu²+ + 2e– → Cu

+0,34

Cu+ + e– → Cu

+0,52

Fe³+ + e– → Fe2+

+0,77

MOTTA, I. S. Calda Bordalesa: Utilidades e Preparo. Dourados: Embrapa, 2008 (adaptado).

A equação química que representa a reação de formação da mancha avermelhada é: + 2+ 2+ a) Ca(aq) + 2Cu(aq) → Ca(s) + Cu(aq) 3+ 2+ 2+ b) Ca(aq) + 2Fe(aq) → Ca(s) + 2Fe (aq) 3+ 2+ 2+ c) Cu(aq) + 2Fe(aq) → Cu(s) + 2Fe(aq) 3+ 2+ d) 3Ca(aq) + 2Fe(s)→ 3Ca(s) + 2Fe(aq) 2+ 3+ e) 3Cu(aq) + 2Fe(s)→ 3Cu(s) + 2Fe(aq)

RESOLUÇÃO Se a solução de CuSO4 [Cu 2+ e SO4 2–] foi aplicada a uma placa de ferro (Fe 0), então estão envolvidos no processo Cu 2+ e Fe 0. Devemos, então, trabalhar com as equações que envolvem Cu 2+ e Fe 0: fornecidas na tabela do enunciado. São duas: Fe 3+ + 3e – → Fe. E0(V) = –0,04 Cu2+ + 2e– → Cu. E0(V) = +0,34 Das duas substâncias, Fe 3+ tem o menor potencial de redução – sofre oxidação. Já Cu2+ tem maior potencial de redução – sofre redução. A semirreação do ferro no sentido da oxidação é: Fe → Fe 3+ + 3e– E0(V) = +0,04 A semirreação do cobre no sentido da redução será: Cu 2+ + 2e– → Cu E0(v) = +0,34 Agora, multiplicamos a semirreção de oxidação do ferro por 2 e a semirreação do cobre por 3 para igualar o número de elétrons recebidos ao número de elétrons doados:

RESUMO

Lorem ipsondolor Matéria e energia

2Fe → 2Fe 3+ + 6e– 3Cu 2+ + 6e– → 3Cu

Somando as equações das semirreações, conseguimos descobrir a equação global: 2Fe → 2Fe 3+ + 6e– 3Cu 2+ + 6e– → 3Cu Global 2Fe 3+ + 3Cu 2Fe + 3Cu 2+ ---------------------→ Resposta: E

4. (Enem 2015) O aproveitamento de resíduos florestais vem se tornando

cada dia mais atrativo, pois eles são uma fonte renovável de energia. A figura representa a queima de um bio-óleo extraído do resíduo de madeira, sendo DH1 a variação de entalpia devido à queima de 1 g desse bio-óleo, resultando em gás carbônico e água líquida, e DH2 a variação de entalpia envolvida na conversão de 1 g de água no estado gasoso para o estado líquido. Energia Bio-óleo + O2 DH1 = 18,8 kJ/g CO2 (g) + H2O (g) DH2 = 2,4 kJ/g CO2 (g) + H2O (l)

A variação de entalpia, em kJ para a queima de 5g desse bio-óleo resultando em CO2 (gasoso) e H2O (gasoso) é: a) –106 b) –94 c) –82 d) –21,2

RESOLUÇÃO A entalpia pode ser negativa (quando a reação libera energia) ou positiva (quando absorve energia). Segundo o enunciado, a queima do bio-óleo (com reagentes o bio-óleo e O2 ) produz CO2 (gasoso) e H2O (gasoso). Da figura encontramos a variação de entalpia da reação total: Energia Bio-óleo + O2 DH1 = 18,8 kJ/g

DH = ?

CO2 (g) + H2O (g) DH2 = 2,4 kJ/g CO2 (g) + H2O (l)

Assim, ∆H = ∆H1 – ∆H2 � ∆H = −18,8 kJ/g – (− 2,4 kJ/g) � ∆H = − 16,4 kJ/g Traduzindo, a queima de 1 g de bio-óleo resultando em CO2 (gasoso) e H2O (gasoso) libera −16,4 kJ. O exercício pede a variação de entalpia para 5g. Simples regra de três: 1 g ------------------- –16,4 kJ (liberados) 5 g ------------------x kJ (liberados) x= –82,0 kJ Resposta: C

LIBERAÇÃOMAGNA GIAMCORE E ABSORÇÃO accumDE am,ENERGIA vullam, core TÉRMICA feum auguerit, As reações si blam, quat. Lor sequatenergia lorerci na tem accum ulputAs nummy nit exotérmicas liberam forma deilcalor. endotérmicas térmica. Quando uma substância nullamaborvem adit ea adenergia tetumsan hent lor init adionsequip exeros sofre mudança de estado hásustrud sempredui transferência energia. do dolor sum zzrit amcorer et autpatinde eugue velenim vulluptate Dependendo da mudança, consectemházzrit liberação wismod ouelabsorção ulputatum deincing calor. et lutdiamcom molumsandip.

Sublimação (endotérmica)

EAFACIDUNT DOLOBOR sustrud magna feugiam veniam Fusão Vaporização zzrilit luptatem iriusto consequi eraesto eugait luptat do ese (endotérmica) (endotérmica) tat dolut venis amconsed mincillandre commodi onullan ver sustrud modigniam ipsuscillam, cor iliquat. Num volobor eniatummy nulputem vent amet SÓLIDO eraestionum ing LÍQUIDO GASOSO iusto odignim quisis adiam aliquat vel esequip IS NULLA FEUGAIT aut venim nostrud min ut wissecte magnibh Solidificação Liquefação et nim incillandre do commy non hendip eu feugait lobore (exotérmica) (exotérmica) magnim am, quisciduis nulluptatum venit in velendi gnisseSublimação nit, sequat. Equat. Ut iliscidunt(exotérmica) la commy nostion hendiam commod dit velendrero diat, vel ing ex elit at pratin esectet nonullan heniam VARIAÇÃO DE ENTALPIA doloreet (∆H) Éamcore a quantidade do eu defacil energia utpat. envolvida Osto odiamet, numa reação, velent medida pratet em nosto quilojoule consequisl (kJ). Numa ullandrem reação exotérmica, quat am a entalpiaveliquatue dos produtos a dos reagentes (Hr ) e dolorem min(Hvelesequam nonse facipisim zzriure. p ) é menor que ∆H < 0. Numa reação endotérmica, a entalpia dos produtos (Hp ) éRCILIQUATET maior que a dos VULLAN reagentes ute (H commy > 0. Toda substância ip ero consectet e toda r ) e ∆Hnullaorem lum veltêm reação ulput uma veliquis entalpia-padrão exerosting endreros (H0), medida aut ilis a 25 at.oCLesto e 1 atm. dolorperci Lei de Hess: tio dolutpat a variação ullaore de entalpia riurerit (∆H) in henim é sempre iusci a mesma, bla at. Gait não importando o processo de formação ou decomposição de uma atummoloresetie te er ipisim dit wisl ipsum dunt velis aliquat. substância é direto ou em diversos estágios. NONUMMO LOBORERO etumsandrem dolorperatem do duis acidunt vel ullamet nosto coreet alis aliquipit vent adignisim OXIRREDUÇÃO ipsuscipit in Del ut lutat aute mincill andipsustis do exeraestrud Oxidação É a nonulput perda de elétrons eum nissed essequat volore tem adit er ip elenit ing et irilit iureet laorem veraess equisi. Ecte vulla commy nullam, Redução É o ganho de elétrons sis nulluptat, sum venibh elesto conum nonulla facilit nit lorem delesto ea feui blandre eui tet lam Agente oxidante Espécie química que recebe elétrons redutor química que doa elétrons ISAgente NULLA FEUGAITEspécie aut venim nostrud min ut wissecte magnibh et nim incillandre do commy non hendip eu feugait lobore O potencial de redução e de oxidação magnim am, quisciduis nulluptatum venit(E in0red velendi ou E0gnissenit, ox) mede, sequat. iliscidunt de la commy nostionde hendiam commod em voltsEquat. (V), aUt tendência um material sofrer oxidação dit redução. velendrero diat, vel ing ex elit at pratin esectet nonullan ou heniam doloreet amcore do eu facil utpat. REAÇÕES NUCLEARES Radiação alfa ( a ): Z diminui em duas RCILIQUATET unidades, e A, em VULLAN quatroute unidades. commyRadiação nullaorem beta ip ero ( bconsectet ): Z cresce lumuma em vel ulput unidade, veliquis mas exerosting A não se endreros altera. Radiação aut ilis at.gama Lesto(doc ): lorperci tiopartículas dolutpat ullaore riurerit in henim iuscienergético. bla at. Gait não altera do núcleo, apenas seu nível atummolore er ipisim dit wisl ipsum velis aliquat. Meia-vida (ttie tempo necessário para adunt desintegração de ½): te metade dos radioisótopos de uma amostra. Fissão nuclear éNONUMMO a quebra do LOBORERO núcleo de um etumsandrem isótopo pesado, dolorperatem criando núcleos do duis acidunt vel menores e, portanto, ullamet nosto elementos coreetmais alis aliquipit estáveis.vent Fusão adignisim nuclear éipsuscipit a reaçãoinque Del ocorre ut lutatnas auteestrelas, mincill andipsustis na qual o núcleo do exeraestrud de dois eum nissed essequat nonulput volore tem adit er ip elenit. ou mais átomos se fundem em núcleos maiores.

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5

EQUILÍBRIO QUÍMICO CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO

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

Os corais da Austrália em estado terminal As mudanças climáticas e a alteração na acidez da água dos oceanos colocam em risco o maior recife de corais do mundo

A

Grande Barreira, na Austrália, o maior recife de corais do planeta, está morrendo, e em ritmo acelerado. Levantamento aéreo feito no início de 2017 pelo Centro de Estudos da Grande Barreira, do governo australiano, mostrou que o desastre assume proporções dramáticas. Os corais mortos estendem-se por 1,5 mil do total de 2,3 mil quilômetros de extensão do grande recife. Pior: segundo os pesquisadores, as perdas podem ser irreparáveis. A morte dos corais coloca em risco a sobrevivência de um dos mais ricos ecossistemas do mundo. Corais são minúsculos invertebrados marinhos, do filo dos cnidários, o mesmo em que são classificadas as anêmonas. Eles se organizam em colônias que se desenvolvem sobre substratos como rochas, nos mares tropicais. Cada colônia reúne milhares de indivíduos (pólipos), revestidos de um exoesqueleto calcário. A cor dos corais é dada por microalgas que com eles vivem em simbiose, trocando nutrientes. As colônias têm papéis importantes num ecossistema, dentre eles, oferecer alimento e abrigo a outros organismos marinhos. A degradação dos corais está diretamente relacionada à elevação da temperatura das águas. Em águas mais quentes, a fisiologia das microalgas se altera, o que abala a relação simbiótica com os corais. As algas são eliminadas e a colônia expõe seu

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exoesqueleto branco. Este é o processo chamado branqueamento. Sem seu principal fornecedor de nutrientes, os corais começam a morrer. Os maiores índices de destruição costumam ocorrer nos períodos de El Niño, o fenômeno de aquecimento da atmosfera e das águas do Oceano Pacífico tropical. Mas entre 2016 e 2017, anos sem El Niño, a taxa de mortalidade dos corais da Grande Barreira não recuou. Os pesquisadores apontam a culpada: a alta concentração de carbono na atmosfera, que intensifica o efeito estufa. O carbono está também envolvido em outro processo assassino. Em condições normais, o dióxido de carbono (CO2) absorvido do ar pelos mares é um mecanismo benéfico, que ajuda a tirar parte desse gás do efeito estufa da atmosfera. Mas, em concentrações muito altas, o CO2 aumenta a acidez da água. As microalgas se ressentem também dessa acidificação. Em meio ácido, o exoesqueleto calcário dos corais ten- A MORTE É BRANCA de a se desintegrar. Um coral costuma ser Neste capítulo você colorido. Mas este perdeu lembra o que dá a uma as microalgas que com ele solução caráter ácido viviam em simbiose e, com ou alcalino. E entende isso, a cor. É o processo a escala pH, que mede de morte que se chama a acidez. branqueamento

WILD HORIZONS/UIG VIA GETTY IMAGES

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EQUILÍBRIO QUÍMICO INFOGRÁFICO

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

H2O

ATÉ CERTA DOSE É NATURAL

FUMAÇA VENENOSA

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

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

1 A água no ar CO2

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

CO2

H2O

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

H2O

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

MULTI/SP

O2

=

NO2

2

5 Acidez do bem

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

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

H+

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

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+

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

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

HCO3

NO

+

1

carbônico (H₂CO₃).

H+

NO2

2 Mas a água da atmosfera

3 Essa reação produz ácido H2CO3

O PROCESSO DO NITROGÊNIO

H2O

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

H2O

PROCESSO DO ENXOFRE

SO2

= HNO3

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

+

O2

=

SO2 +

H2O

=

H2SO3

SO3 +

H2O

=

H2SO4

SO2

H2O

4

5

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

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

HNO3

H2SO4

H2SO3

CaCO3

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

SO2

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

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EQUILÍBRIO QUÍMICO REAÇÕES REVERSÍVEIS

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

E

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

Situação de equilíbrio

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

100 GE QUÍMICA 2018

SAIBA MAIS QUEBRA DO EQUILÍBRIO

Ao abrir uma garrafa de refrigerante você provoca várias reações.

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

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

Concentração

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

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

NA PRÁTICA EQUILÍBRIO DE REAÇÕES REVERSÍVEIS

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

N2 O 4

a)

Vd = Vi

NO2

b)

c)

reagentes N2O4 (s)

N2O4 (g)

N2O4 (g)

2 N2O(g)

2 N2O(g)

produtos Tempo

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

1

Velocidade da reação inversa Tempo

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

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

N2 O 4

Velocidade da reação direta Equilíbrio químico Vd = Vi

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

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

2

Concentração

Velocidade de reação

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

Num sistema fechado existem apenas moléculas de N2O4

33

NO2

Tempo

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

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

3 Quando a reação entra em equilíbrio, as concentrações de N2O4 e NO2 permanecem constantes GE QUÍMICA 2018

101

EQUILÍBRIO QUÍMICO REAÇÕES REVERSÍVEIS

Constante de equilíbrio

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

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

cC+dD

aA+bB

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

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

Temos que, para N2O4(g) Kc =

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

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

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

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

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

[N2O4]

[NO2]

[N2O4]

[NO2]2 / [N2O4]

1

0

0,100

0,120

0,040

0,360

2

0,100

0,100

0,160

0,070

0,366

3

0,100

0

0,071

0,014

0,360

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

102 GE QUÍMICA 2018

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

[NO2]2 [N2O4]

2 NO2(g)

= 0,36 a 100 0C

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

NA PRÁTICA REAÇÃO DIRETA

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

[SO3]2 [SO2]2 [O2]

2 SO3 (g) = 9,9 . 1025

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

EQUILÍBRIO QUÍMICO DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO

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

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

Influência da concentração

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

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

É

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

Princípio de Le Chatelier

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

A constante de equilíbrio Kc é dada por: [AB]2 , em que Kc = [A2] . [B2] • A2 e B2 são reagentes e • AB é o produto. A adição de A2 (reagente) aumenta o valor do denominador. Então, para manter Kc constante, a concentração do produto AB (no numerador) deve também se elevar. O sistema se encarrega disso e restabelece o equilíbrio, agora com uma concentração maior de AB. Quando isso acontece, dizemos que a reação direta é favorecida e o equilíbrio é deslocado para a direita. É isso o que ocorre com o galinho da chuva. No sentido inverso: se reduzirmos a quantidade de reagente A2, parte do produto AB vai se decompor, produzindo mais A2 e restabelecendo Kc. Isso significa que a reação inversa é favorecida e o equilíbrio é deslocado para a esquerda. O mesmo se dá quando alteramos a quantidade de produto: para quantidade maior de AB, o valor do numerador sobe e a reação inversa é favorecida, com maior produção dos reagentes A2 e B2. Para quantidade menor de AB e Kc constante, a reação direta é favorecida, com deslocamento para a direita. Em qualquer um dos casos, a concentração de equilíbrio de cada substância difere da concentração original. No entanto, no equilíbrio, Kc se mantém, se a temperatura for constante. GE QUÍMICA 2018

103

EQUILÍBRIO QUÍMICO DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO

NA PRÁTICA EQUILÍBRIO E CONCENTRAÇÃO

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

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

H2 NH3

2,0

N2 1,0

N2 adicionado ao equilíbrio neste ponto

N2 t =1

t =2

TEMPO

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

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

4,0 13,5 Kc1 ≈ 0,29 Kc1 =

104 GE QUÍMICA 2018

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

A influência de outros fatores

H2

3,0 CONCENTRAÇÃO (MOL/L)

Novo equilíbrio

Restabelecendo o equilíbrio

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

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

NA PRÁTICA EQUILÍBRIO E TEMPERATURA

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

exotérmica 2 NH 3(g) endotérmica

∆H = – 22 kcal

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

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

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

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

Tudo num único diagrama

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

C (g)

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

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

NA PRÁTICA

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

EQUILÍBRIO E PRESSÃO

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

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

2 mol (2V)

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

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

100kJ

50kJ

A (g) + B (g) Reagente

C (g) Produto

25kJ 10kJ

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

TOME NOTA ALTERAÇÃO NAS CONDIÇÕES DA REAÇÃO

DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO

Adição de reagente

No sentido dos produtos �

Adição de produto

No sentido dos reagentes �

Retirada de reagente

No sentido dos reagentes �

Aumento da pressão

No sentido da contração do volume = menor número de mol

Diminuição de pressão

No sentido da expansão do volume = maior número de mol

Aumento da temperatura

No sentido da reação endotérmica = absorve calor

Diminuição da temperatura

No sentido da reação exotérmica = libera calor

Adição de catalisador

Não desloca o equilíbrio GE QUÍMICA 2018

105

EQUILÍBRIO QUÍMICO EQUILÍBRIO IÔNICO

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

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

A

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

106 GE QUÍMICA 2018

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

HCO3—(aq) + H+(aq)

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

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

A relação que define Ka é: + a – b Ka = [H ] . [Ac ] [HA]

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

COMO OS MARES FICAM M MA MAIS ÁCIDOSS

CO2

m 1 A atmosfera contém dióxido de carbono

2 O CO2 reage com a água

CO2

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

H2O H+ H2CO C 3

3 A reação produz ácido carbônico

MULTI/SP

HCO CO3–11

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

CO3–2

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

NA PRÁTICA ÁCIDOS

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

Equilíbrio de ácidos

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

a H+(aq) + b A–(aq)

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

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

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

H+ + CN–

E sua Ka é dada por: Ka =

[H+] . [CN–] [HCN]

Como o ácido cianídrico tem baixo grau de ionização, o equilíbrio ocorre quando a concentração do HCN não ionizado é maior que a concentração de íons H+ e CN–. Nesse caso, o denominador é maior que o numerador. Então, o valor de Ka é menor que 1 (Ka < 1). GE QUÍMICA 2018

107

EQUILÍBRIO QUÍMICO EQUILÍBRIO IÔNICO

Equilíbrio de bases

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

NA PRÁTICA BASES

A ionização do hidróxido de amônio:

NH4OH (aq) Kb =

NH

+ 4 (aq)

+ OH

– (aq)

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

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

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

NA PRÁTICA GRAU DE IONIZAÇÃO

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

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

108 GE QUÍMICA 2018

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

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

Deslocamento

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

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

EQUILÍBRIO QUÍMICO pH E pOH

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

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

V APONTE O CELULAR PARA ESTAS PÁGINAS E VEJA UMA VIDEOAULA SOBRE PH E POH (MAIS INFORMAÇÕES NA PÁG. 6)

ISTOCK

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

O que é pH

A concentração de íons H+ numa solução define seu grau de acidez. Essa concentração é medida pelo pH, o potencial hidrogeniônico. Quanto mais H+ uma solução tem, maior é sua acidez. Quanto menos H+, mais básica é a solução. O pH é o índice que mede a acidez ou a basicidade de uma solução. O pH segue uma escala de zero a 14, na qual:  0 ≤ pH < 7 referem-se a soluções ácidas;  pH = 7, a soluções neutras;  7 < pH ≤ 14, a soluções básicas (ou alcalinas). GE QUÍMICA 2018

109

EQUILÍBRIO QUÍMICO pH E pOH

Produto iônico da água

H+(aq) + OH–(aq)

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

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

110 GE QUÍMICA 2018

O truque da escala pH

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

e pOH = – log [OH–]

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

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

ESCALA DE pH

MAIS ÁCIDO

H2O(l)

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

0 1 2 3 4 5

6 Neutro 7 8 9 10 11

MAIS ALCALINO

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

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

12 13 14

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

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

O pH de soluções aquosas

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

FERNANDO GONSALES

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

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

pOH pH

OH–

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

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

pOH

H+

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

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

NA PRÁTICA pH DE SOLUÇÃO AQUOSA

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

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

GE QUÍMICA 2018

111

COMO CAI NA PROVA

1. (PUCPR 2016) O Princípio de Le Chatelier infere que, quando uma perturbação é imposta a um sistema químico em equilíbrio, este irá se deslocar de forma a minimizar tal perturbação. Disponível em:

O gráfico apresentado a seguir indica situações referentes à perturbação do 2HI(g) equilíbrio químico indicado pela equação H2(g) + I2(g)

A partir da equação química apresentada e da observação do gráfico, considerando também que a reação é endotérmica em favor da formação do ácido iodídrico, a dinâmica do equilíbrio favorecerá: a) a formação de iodo quando da adição de gás hidrogênio. b) o consumo de iodo quando da adição de gás hidrogênio. c) a diminuição na quantidade de ácido iodídrico quando do aumento da temperatura. d) o aumento na quantidade das substâncias simples quando ocorrer elevação da pressão total do sistema. e) formação de gás hidrogênio na reação direta a partir de t 1 em virtude da adição de ácido iodídrico.

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

112 GE QUÍMICA 2018

RESUMO

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

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

Usos principais

pH

1

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

6a9

2

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

6a9

3

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

6a9

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

[H+] em mol/L

IAD

10 –4

IIAD

10 –5

IIIAD

10 –7

IVAD

10 –10

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

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

[H+] em mol/L

IAD

4,0

IIAD

5,0

IIIAD

7,0

IVAD

10,0

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

A única amostra com valor de pH dentro da faixa adequada para consumo é a IIIAD Resposta: A GE QUÍMICA 2018

113

6

QUÍMICA ORGÂNICA CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO

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

Uma anã e seus sete planetas A descoberta de sete corpos rochosos girando em torno da estrela Trappist-1 inaugura o laboratório ideal para desvendar os mistérios do surgimento da vida

E

m fevereiro de 2017, astrônomos belgas anunciaram, entusiasmados, a descoberta de um sistema planetário ao redor da estrela Trappist-1, a quase 40 anos-luz da Terra. Um ano-luz é a distância percorrida em um ano pela luz: 9,5 trilhões de quilômetros. Ora, nada de mais, só mais um punhado de planetinhas extrassolares, certo? Errado. Verdade que já se conhecem cerca de 3,5 mil sistemas planetários extrassolares. Mas o da Trappist-1 é único. Primeiro, todos os sete planetas são rochosos, como a Terra; segundo, todos têm diâmetro próximo ao da Terra e, provavelmente, água; e, terceiro, três deles reúnem as condições essenciais para o florescimento da vida. A astronomia nunca topou com uma coleção tão grande de exoplanetas com tais características. Na prática, a Trappist-1 é um laboratório completamente equipado para desvendar os mistérios do surgimento da vida. Vista da Terra, a Trappist-1 fica na Constelação de Aquário. É uma estrela anã ultrafria – pouco maior que Júpiter, e muito menos quente e brilhante que o Sol. Os planetas circulam muito próximos a ela. Todos os sete caberiam, com folga, no espaço entre Mercúrio e o Sol. Essa proximidade faz com que os períodos de translação (o tempo que o planeta leva para completar uma volta na estrela) sejam curtíssimos. No planeta

114 GE QUÍMICA 2018

mais próximo de Trappist-1, um ano dura apenas 36 horas, um dia e meio aqui na Terra. No mais distante, o Réveillon aconteceria a cada 20 dias. A expectativa é que todos esses planetas contenham água. Os pesquisadores esperam mais que isso. Três deles estão na chamada zona habitável – uma estreita faixa à distância ideal da estrela, onde a temperatura não é quente nem fria demais, mas adequada para a existência de água no estado líquido, a primeira condição para o florescimento da vida. A água é um solvente universal, capaz de dissolver imensa variedade de outras substâncias e recombinálas em compostos fundamentais à vida, como os aminoácidos que compõem as proteínas sintetizadas pelo DNA. Por ora, o único lugar do universo que com certeza abriga vida é a Terra. E a vida que os astrônomos buscam em outros mundos segue o mesmo modelo bio- ENDEREÇO DE ETS químico que conhece- Representação artística mos: todos os organis- da estrela Trappist-1 vista mos têm a estrutura e da superfície de um dos o metabolismo base- planetas que a orbitam. ados nos compostos Alguns desses planetas de carbono. Este é o podem conter água líquida, assunto deste capítulo. essencial para a vida.

M. KORNMESSER/ESO

GE QUÍMICA 2018

115

QUÍMICA ORGÂNICA COMPOSTOS ORGÂNICOS

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

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

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

116 GE QUÍMICA 2018



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

O elemento químico carbono

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

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

C

Os quatro elétrons fazem quatro ligações covalentes simples

C

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

C

C

Quatro elétrons, aos pares, em duas ligações covalentes duplas

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

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

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

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

C C C C

C C C C C C

C C N C

C

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

Representação

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

CH3 OH

Fórmulas Molecular

Estrutural

Estrutural Simplificada

Bastão

HO

Compostos

Butano

Metilpropano

Ciclobutano

Ácido but-2-enoico

C4H10

C4H10

HHH H H CCCC H HHH H

H H HC H

H CH H C CH H H

H H C

H C H

H C H

C H H

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

H3C CH2 CH2 H3C

CH3 H3C CH CH3

H2C

CH2

H2C

CH2

C4H8

C4H6O2

H O H CCCC H H H OH

H3C CH CH COOH

Estradiol

O OH

H3C

CH2

CH

CH

CH

CH3

CH2

CH2

CH2

CH3

H

CH

C

Benzeno

C6H6

H C H C C

C H

CH

C H

CH

CH2

CH2

CH3

Cadeia Principal

CH CH CH

CH3

H

Ramificações ISTOCK

GE QUÍMICA 2018

117

QUÍMICA ORGÂNICA COMPOSTOS ORGÂNICOS

Nomenclatura

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

SAIBA MAIS ORGÂNICA EM BOTIJÃO

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

118 GE QUÍMICA 2018

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

SUFIXO (função orgânica)

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

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

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

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

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

1C

Met

– CH3

1

+ il = metil

2C

Et

– CH2 – CH3

2

+ il = etil

3C

Prop

– CH2 – CH2– CH3 3

+ il = propil

NA PRÁTICA PREFIXO, INFIXO E SUFIXO

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

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

H H H C C O H

O grupo _ OH é característico dos alcoóis

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

O H3C C CH3

O

O grupo C é característico das cetonas

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

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

Hidrocarbonetos

Posições numeradas

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

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

HIDROCARBONETOS COMPOSTOS FORMADOS APENAS POR CARBONO E HIDROGÊNIO Hidrocarboneto

Fórmula geral

Alcanos (cadeia aberta – só ligações simples entre C)

CnH2n+2

H3C

CH2

CH3

Prop/an/o

Alcenos (cadeia aberta – uma ligação dupla entre C)

CnH2n

H2C

HC

CH3

Prop/en/o

Exemplo

NA PRÁTICA POSIÇÕES NUMERADAS

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

CnH2n-2

HC

C

Alcadienos (cadeia aberta – duas ligações duplas entre C)

CnH2n-2

H2C

CH

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

CnH2n

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

CnH2n-2

Aromáticos

–

H2C

CH3

CH

Prop/in/o

CH2

Buta–1, 3/dien/o

CH2

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

Ciclo/but/an/o

H2C

CH2

HC

CH Ciclo/but/en/o

H2C

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

CH2

Benzeno

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

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

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

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

6

5

4

O nome do composto é definido por: • número de carbonos na cadeia principal: sete. Prefixo hept • todas as ligações são simples. Infixo an • a função orgânica é hidrocarboneto. Sufixo o • existem duas ramificações. Prefixo di • as ramificações estão nas posições 3 e 4 Então, o nome do composto é 3,4-dimetilheptano (C9H20). GE QUÍMICA 2018

119

QUÍMICA ORGÂNICA COMPOSTOS ORGÂNICOS

Características dos compostos

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

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

H

H N

OH

H

C

OH

H

C

OH

H Glicerina

Paracetamol (analgésico)

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

Funções oxigenadas

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

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

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

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

Hidroxibenzeno

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

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

R

O

R'

São éteres os seguintes compostos: H3C

O

CH2

H3C

CH3

CH2

Metoxietano

C

OH

O

CH2

CH3

Etoxietano

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

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

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

120 GE QUÍMICA 2018

C

O

HO

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

H

Carbonila

Cetonas

O C

O

O R CO R ou R C R

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

Aldeídos

R C H O

H Benzaldeído (ingrediente do aroma de amêndoas)

Acetofenona (pistache)

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

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

O O Butanoato de etila Flavorizante de abacaxi

Funções nitrogenadas

O

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

C R

OH

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

O

FÓRMULA GERAL

C H

OH

amina primária

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

O

Ácido

+

H O R1

OH

Ácido carboxílico (ácido acético)

+

+

C

R Éster

Álcool

O CH3

H2N

O

C

Álcool (etanol)

CH2

CH3 CH3

Água

FÓRMULA GERAL

+ H2O

O grupo funcional característico dos ésteres é: O C O

+

C O

R'

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

NH

R

R'

N

R'

R''

amina secundária

amina terciária

CH2

CH3

1,5-pentanodiamina cadaverina

NH2

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

O

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

R

H2O

R1

Éster (acetato de etila)

OH

OH

+

C O

R

FÓRMULA GERAL

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

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

NH2

R

FÓRMULA GERAL

O

O R C

FÓRMULA GERAL

NH2

R C

FÓRMULA GERAL

O NH

R'

R C N

R'

R'' amida primária

amida secundária

amida terciária

A função da amida é a função presente na ligação peptídica para formação das proteínas. Compostos orgânicos podem apresentar mais de uma função – ou seja, mais de um grupo característico de átomos. As propriedades de cada um depende da interação entre todos os grupos funcionais existentes em cada molécula. GE QUÍMICA 2018

121

QUÍMICA ORGÂNICA PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS

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

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

O

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

122 GE QUÍMICA 2018

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

Polaridade

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

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

H

H

H

C

C

H

H

H O

H

H

polar

O

C

H

polar

Molécula polar

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

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

CH3 O

OH

CH3 geraniol

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

H3C

O

CH2OH

H

C

OH

HO

C

H

H

C

H

C CH2OH

C

O

OH

C

H

OH

H

C

OH

OH

H

C

OH

Glicose

CH2OH

Frutose

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

H3C

C

O H

apolar

Molécula polar

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

C

H

apolar

Polaridade e solubilidade

CH3

H3C

CH3

 O QUE ISSO TEM A VER COM BIOLOGIA A diferença de polaridade entre o petróleo e a água é o que torna um derramamento de óleo no mar um desastre ambiental. As cadeias de hidrocarboneto apolares não se dissolvem na água. O óleo forma uma película à tona d’água, que impede a entrada de luz e as trocas gasosas entre mar e atmosfera. Isso afeta toda a cadeia alimentar marinha, a começar pelos fitoplânctons, impedidos de fazer a fotossíntese.

H3C OH

carvona CARVONA O dipolo está na função cetona (C = O). Mas, de novo, é grande o número de átomos de carbono. Então, a molécula é predominantemente apolar

CH3 VITAMINA A As moléculas de retinol contêm grande número de carbonos. Por isso, apesar de terem uma região de dipolo, são predominantemente apolares. Assim, só se dissolvem bem em solventes também apolares, como as gorduras GE QUÍMICA 2018

123

QUÍMICA ORGÂNICA PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS

TOME NOTA O que mantém a água no estado sólido ou líquido são pontes de hidrogênio. Uma única molécula pode atrair até quatro outras moléculas. Veja: H

H O – + H +– O H+ O H – – O H H + H H OH

Forças intermoleculares

São as forças de atração entre uma molécula e sua vizinha. A alteração do estado físico de uma substância depende da intensificação ou destruição dessas forças. No estado sólido, as moléculas estão mais próximas. Por isso, apresentam interações intensas. No estado líquido, mais afastadas, as moléculas interagem mais fracamente. No estado gasoso, essas forças simplesmente não existem. Quanto mais intensas são essas interações, mais difícil é mudar o estado físico de um material, porque a destruição das forças intermoleculares exige mais energia. Daí, podemos concluir que, quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, mais altos serão o ponto de fusão (PF) e o ponto de ebulição (PE). Comparadas às ligações covalentes e iônicas, que unem os átomos, as forças intermoleculares são fracas. Essas forças surgem devido à diferença de polaridade das moléculas e são diferentes para moléculas polares e apolares.  As moléculas apolares interagem pelas forças de London, ou forças de Van der Waals, as mais fracas de todas. São substâncias que apresentam os menores pontos de fusão e de ebulição entre os compostos orgânicos. Mas, quanto maior a cadeia carbônica, maior a molécula e, também, maior a interação entre elas. Isso significa que entre as moléculas apolares, o PF e o PE sobem à medida que a molécula cresce. Confira na tabela abaixo. COMPOSTO

FÓRMULA

P.F. (ºC)

P.E. (ºC)

Metano

CH4

–183

–162

Etano

CH3CH3

–172

–88,5

Propano

CH3CH2CH3

–187

–42

Butano

CH3(CH2)2CH3

–138

0

Pentano

CH3(CH2)3CH3

–130

36

Hexano

CH3(CH2)4CH3

–95

69

Heptano

CH3(CH2)5CH3

–90,5

98

 Já as moléculas polares podem interagir por meio de dois tipos de força: os dipolos permanentes e as pontes de hidrogênio (ou ligações de hidrogênio). Cetonas, aldeídos, éteres e ésteres não fazem pontes de hidrogênio. Suas moléculas interagem por dipolos permanentes. As pontes de hidrogênio se formam apenas quando, na molécula, um hidrogênio se liga ao flúor, ao oxigênio ou

124 GE QUÍMICA 2018

ao nitrogênio (F, O, N). As pontes aparecem nos alcoóis, fenóis, ácidos carboxílicos, aminas e amidas. OH

R

O

H

O

R fenol

álcool

C

OH

ácido carboxílico

O R

N

H

R

C

H

N

H

H

amina

amida

PONTES DE HIDROGÊNIO Todos estes compostos orgânicos contêm um átomo de hidrogênio ligado ao oxigênio ou ao nitrogênio

As pontes de hidrogênio são mais poderosas que os dipolos permanentes. Por isso, os compostos que contêm ligações de hidrogênio entre suas moléculas têm maiores PF e PE, se comparados com os que interagem apenas por dipolos ou por forças de London. Nesse caso, também, quanto maior a molécula (quanto maior for a massa molar da substância), mais altos serão os PF e PE das substâncias. Veja na tabela abaixo: FUNÇÃO

MASSA MOLAR

1 CH3 – O – CH3

éter

46 g/mol –140 –24

2 CH3 – CH2 – OH

álcool

46 g/mol –115 78,3

3 CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3

éter

74 g/mol –116 34,6

COMPOSTO

4 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – OH álcool

PF (ºC)

74 g/mol –90

PE (ºC)

117,7

A MASSA FAZ DIFERENÇA Entre compostos cujas moléculas têm massas molares próximas, têm PF e PE mais altos aqueles com força intermolecular mais intensa. Na tabela, entre os compostos 1 e 2, ou entre 3 e 4, a força intermolecular é maior nos compostos 2 e 4 devido às pontes de hidrogênio. Por outro lado, entre compostos com mesmo tipo de interação intermolecular, quanto maior é a massa molar, mais altos são os PF e PE. Compare os PF e PE dos compostos 1 e 3 ou 2 e 4.

ATENÇÃO Ligações interatômicas são as que ocorrem entre os átomos para formar uma substância. Forças intermoleculares são as interações que ocorrem entre as moléculas, que põem a substância no estado sólido ou líquido.

QUÍMICA ORGÂNICA ISOMERIA

A diferença está nos detalhes

IGUAIS, MAS NEM TANTO Como gêmeos, compostos com mesma fórmula molecular podem ter propriedades muito diferentes

A versatilidade do carbono faz com que a isomeria seja um fenômeno comum entre os compostos orgânicos

Q

uando discutem a possibilidade de encontrarmos vida fora da Terra, a maioria dos astrobiólogos concorda em um ponto: qualquer ET deve ter organismo composto fundamentalmente de carbono, como os seres vivos da Terra. Por quê? Ora, porque o carbono é o elemento mais versátil de todos os elementos químicos existentes no Universo. Por serem tetravalentes (apresentarem quatro elétrons na última camada), o carbono é capaz de formar cadeias estáveis com outros elementos – principalmente com o hidrogênio e o oxigênio. Essa mesma versatilidade dá aos compostos orgânicos outra característica: existem entre eles muitos compostos isômeros. Isomeria é o fenômeno no qual dois ou mais compostos têm a mesma fórmula molecular, mas diferentes fórmulas estruturais. Isômeros têm os mesmos elementos químicos, na mesma quantidade, mas apresentam propriedades diferentes porque os átomos se unem de maneira diferente. São isômeros, por exemplo, o butano e o metilpropano. A fórmula molecular de ambos é C4H10. No entanto, a forma das ligações é bem diferente. Repare na disposição dos átomos de C e H nos dois compostos:

H H H H H H C C C C H H H H H Butano: 4 C + 10 H

H

C H H

H C C

H H

C H H

H Metilpropano: 4 C + 10 H

Existem duas grandes categorias de isomeria: plana (ou estrutural) e espacial. Na isomeria plana a diferença está, fundamentalmente, na combinação dos átomos – quem se liga a quem. E essa forma é percebida na fórmula estrutural. A isomeria espacial é aquela na qual as diferenças estão na distribuição dos ISTOCK

átomos no espaço real, com suas três dimensões. Essas duas categorias se dividem em diversos subtipos. Veja no esquema abaixo.

ISOMERIA

PLANA OU ESTRUTURAL Diferentes tipos de ligação (cadeias abertas ou fechadas, ligações triplas ou duplas, ramificações e grupos funcionais

Isomeria de função Isomeria de cadeia Isomeria de posição Isomeria de metameria Isomeria de tautomeria

ISOMERIA ESPACIAL Ligações em diferentes orientações no espaço tridimensional

Isomeria geométrica cis-trans Isomeria óptica

Isomeria plana

As diferenças aparecem na fórmula estrutural plana – aquela que você lê nos livros ou escreve no caderno. As diferentes ligações entre os átomos de dois compostos isômeros definem distintas funções orgânicas, tipos de cadeias ou posições. Os tipos de isomeria plana são:  Isomeria de função: os isômeros pertencem a funções distintas. Veja dois exemplos: Fórmula molecular

Função

Fórmula estrutural

ÁLCOOL

H3C

CH2

ÉTER

H3C

O

OH

C2H6O CH3

GE QUÍMICA 2018

125

QUÍMICA ORGÂNICA ISOMERIA

Isomeria espacial

 Isomeria de cadeia: os isômeros pertencem à mesma função, mas apresentam diferentes tipos de cadeia. Fórmula molecular

Função ALDEÍDO

Fórmula estrutural

H3C

CH2

CH2

O H

C

(cadeia reta)

H3C

C4H8O

As moléculas são estruturas tridimensionais, com os átomos se ligando em diferentes orientações e ângulos. Essa diferença na orientação define a isomeria espacial, ou estereoisomeria, e só é identificada pela análise da estrutura espacial do composto. Existem diversos tipos de isomeria espacial:

CH

ALDEÍDO

O H

C

ATENÇÃO

CH3

A isomeria geométrica tem outra subdivisão – “cis” ou “trans”. O Enem não costuma pedir que você identifique essas variações, mas é bom saber que elas existem, para não se confundir nos enunciados. Sempre que se falar em “cis” ou “trans”, trata-se de isomeria geométrica.

(cadeia ramificada)

 Isomeria de posição: os isômeros pertencem à mesma função e têm os mesmos tipos de cadeia, mas apresentam diferença na posição de um grupo funcional, de uma ramificação ou de uma insaturação. Fórmula molecular

Função

Fórmula estrutural

OH ÁLCOOL

H3C

C3H8O

CH2

CH2

OH ÁLCOOL

H3C

CH

CH3

Função AMINA

NH

CH2

CH2

Grupos ou átomos diferentes

H3C

CH2

NH

CH2

H C C H aldeído

126 GE QUÍMICA 2018

O H

OH H C C H H enol

II Grupos ou átomos diferentes

H

H

Repare: • Há dois C em ligação dupla; • Cada C está associado a dois grupos ou átomos diferentes (em I, a H3C e H; em II, a CH3 e H)

Grupos ou átomos diferentes

H3C

CH3

II Grupos ou átomos diferentes

C C H3C

H

CH3 Ligação dupla

CH3

 Tautomeria (ou isomeria dinâmica): dois compostos colocados em contato entram em equilíbrio químico. O aldeído e o enol, por exemplo, têm a mesma fórmula molecular, C2H4O. Qualquer um deles, no estado líquido, ou em solução, se transforma no outro, em equilíbrio dinâmico.

H

CH3

Ligação dupla

C4H11N AMINA

H3C C C

I

Fórmula estrutural

H3C

I

Já no composto abaixo, apesar de apresentar a dupla ligação, um dos C apresenta dois ligantes iguais (CH3) e, por isso, não apresenta isomeria geométrica.

 Isomeria de compensação (metameria): os isômeros pertencem à mesma função e têm o mesmo tipo de cadeia, mas apresentam diferença na posição dos átomos de qualquer elemento, afora o C e o H. Por exemplo, o oxigênio e o nitrogênio. Fórmula molecular

 Isomeria geométrica: os compostos apresentam insaturação por dupla ligação e cada um dos carbonos dessa dupla está ligado a um átomo ou grupo de átomos diferente. Veja a diferença:

 Isomeria óptica: a molécula tem, pelo menos, um carbono assimétrico (ou carbono quiral) – um C ligado a quatro grupos diferentes entre si. Os carbonos assimétricos são assinalados nas fórmulas estruturais com um asterisco. Veja:

OH

H O H C C CH3

OH H2C C CH3

H cetona

enol

H3C

O C* C OH H

ácido láctico ou ácido 2-hidroxipropanoico

QUÍMICA ORGÂNICA REAÇÕES ORGÂNICAS

PODER DE LIMPEZA Sabões e detergentes eliminam a gordura porque suas moléculas forçam a interação entre esses compostos orgânicos e a água

Carbono por todos os lados Remédios, biocombustível, plásticos – vários produtos dependem das reações entre compostos orgânicos

S

ão tantos os tipos de reações que envolvem compostos orgânicos, que as cadeias de carbono são praticamente onipresentes no nosso dia a dia. Existem desses compostos nos alimentos industrializados, nos frascos de xampu, no próprio xampu, no revestimento antiaderente das panelas, nas garrafas de refrigerante e na estrutura dos automóveis. Apresentamos apenas algumas das mais importantes reações orgânicas: a hidrogenação, a esterificação, a saponificação e as reações de polimerização. É importante que você aprenda a reconhecer as principais características desses compostos e reações, bem como sua estrutura básica. ISTOCK

Hidrogenação catalítica

É a reação usada na produção de margarina com óleos vegetais. A reação ocorre pela adição de uma molécula de H2 a uma molécula de composto orgânico que faz uma ligação dupla ou tripla (chamadas insaturações). Veja:

H H

C C eteno

H H

H H + H H

Ni ∆

H C C H H H etano

1. A molécula de eteno tem uma dupla ligação entre os átomos de carbono

2. Cada átomo da molécula H2 liga-se a um dos carbonos do eteno

3. O símbolo Ni indica que foi usado níquel como catalisador. E o símbolo ∆ informa que a reação aconteceu sob aquecimento

4. Com a entrada dos átomos de hidrogênio, os carbonos trocam a ligação dupla por simples

Essa é uma reação muito lenta e, por isso, precisa ser catalisada. Os catalisadores mais utilizados são o níquel (como na reação acima) e o paládio. GE QUÍMICA 2018

127

QUÍMICA ORGÂNICA REAÇÕES ORGÂNICAS

Esterificação

As gorduras e os óleos – como aqueles com que se fabrica a margarina – são triglicerídeos, triésteres do glicerol (ou glicerina). Ésteres são compostos formados de alcoóis e ácidos carboxílicos (veja nas págs. 120 e 121). No caso dos óleos usados na produção de margarina, o álcool é o glicerol, e o ácido carboxílico, um ácido graxo. Abaixo você vê um exemplo de um triglicerídeo. Dependendo da cadeia lateral, o triglicerídeo é saturado (contém apenas ligações simples) ou insaturado (apresenta ligações duplas).

É o produto da reação entre um ácido carboxílico e um álcool:

Ácido carboxílico

O +

CH3 C OH

O CH

O O O O

CH2

O

Álcool

glicerina + 3 ácidos graxos

CH2

O

CH CH2

O

O

O C R + 3 H3C OH

catalisador

OH + 3 R C O CH3

O Óleo vegetal ou animal (Ésteres de glicerina)

OH Álcool metílico

128 GE QUÍMICA 2018

Ésteres metílicos dos ácidos graxos

Glicerina

indústria de cosméticos, farmacêutica e alimentos

biodiesel

Saponificação

Também chamada de hidrólise básica de ésteres, a reação de saponificação é a que produz o sabão. Nela, forma-se um sal orgânico ou de ácido carboxílico. Para fabricar sabão, empregam-se óleos ou gorduras e hidróxido de sódio. Veja:

POLI-INSATURADO Este triglicerídeo é poli-insaturado porque tem mais de uma cadeia de carbonos com ligações duplas.

As gorduras são saturadas, e os óleos, insaturados. Essa diferença na estrutura faz com que as gorduras tenham uma consistência muito mais firme que a dos óleos. Na fabricação da margarina, os óleos são total ou parcialmente hidrogenados, dependendo da consistência desejada. A gordura saturada é mais prejudicial ao organismo. É ela que se acumula nas artérias e aumenta o risco de doenças cardiovasculares. Esse tipo de gordura é próprio das carnes. Já as gorduras insaturadas aumentam o colesterol bom (HDL). A maioria dos óleos vegetais é constituída de triglicerídeos insaturados. O azeite de oliva é um óleo monoinsaturado. Já os óleos de canola e girassol são poli-insaturados.

H2O

OH

O O O O O

+

O CH2 CH3

O C R

MONOINSATURADO Este triglicerídeo tem duas cadeias com ligações simples e uma delas com uma ligação dupla. É monoinsaturado.

CH2

CH3 C

CH2 CH3

O CH

Água

O

OH

O C R

O O O O O

+

O

SATURADA Cada zigue-zague representa uma cadeia de carbonos de um ácido graxo, que se liga à molécula de glicerina. O triglicerídeo é saturado porque todas as ligações entre os carbonos dessa cadeia são simples.

CH2

Éster

A reação inversa – éster + água → ácido carboxílico + álcool – chama-se hidrólise ácida dos ésteres, porque só ocorre em meio de pH < 7. Outro tipo de reação dos ésteres é a transesterificação. Nela, o álcool que deu origem ao éster é substituído por outro tipo de álcool. O processo da transesterificação é utilizado, por exemplo, na produção do biodiesel com óleos vegetais.

Triglicerídeos CH2

+

H

H

H C O OC (CH2)14 CH3 H C O OC (CH2)14 CH3 + 3NaOH H C O OC (CH2)14 CH3 H Tripalmitil-glicerol é uma gordura, triglicerídeo saturado

H C OH H C OH + 3 CH3 (CH2)14 COO–Na+ H C OH H

Hidróxido de sódio é um reagente na produção de sabão

Glicerol é um álcool, um dos produtos da reação de saponificação

Palmitato de sódio é um sal orgânico que tem uma extremidade polar e outra apolar. Este é o sabão

Os polímeros são representados assim:

NA PRÁTICA

Tudo o que está dentro dos parênteses é o monômero

POLARIDADE E APOLARIDADE

A característica de ter uma extremidade polar e outra apolar dá ao palmitato de sódio uma propriedade importante: é ele que possibilita dissolver a gordura em água. Por si só, a água não remove gorduras porque suas moléculas são polares, e as de óleo, apolares. (Lembre-se, quanto à polaridade, iguais atraem iguais: um composto polar dissolve só compostos polares, e um apolar só dissolve compostos apolares.) O sabão, no entanto, por sua estrutura, consegue “jogar nos dois times”.

H H

H H H

C

(C C)C

H H

H H H

C

H H H C

H3C

CH2 CH2

CH2 CH2

CH2

O Na –

+

Quando se lava uma peça de roupa, gotas microscópicas de gordura são envolvidas pelas moléculas do sabão e formam estruturas chamadas micelas. Numa micela, a ponta apolar da cadeia do sabão interage com o óleo, e a extremidade polar, com a água. A gordura é, assim, arrancada da Óleo superfície e boia solta, na água. A roupa fica limpa.

(C C)

C

H H H H

H H

n

Este é um polímero de adição – um composto originalmente insaturado que se torna saturado. Esse tipo de reação cria polímeros como isopor e borracha sintética. Veja alguns desses polímeros, seus monômeros e sua representação.

A extremidade da cadeia é polar. Assim, interage com a água, que também é polar

A cadeia de carbono é apolar. Por isso, interage bem com o óleo e a gordura, que também são apolares

(C C ) C

A letra n indica o número de vezes que esse monômero se repetirá numa molécula polimerizada

H H

polietileno

C

CH2

C

H H H

O CH2

C

H H H H

NOME DO POLÍMERO

MONÔMERO

Polietileno (plásticos)

Eteno (etileno)

H2C

CH2

H Policloreto de vinila (PVC)

REPRESENTAÇÃO DO POLÍMERO

[ CH2 CH2 ]n

Cl C

Cl

C

H

CH2 CH

H

n

Cloreto de vinila

H

Água

Poliestireno (isopor)

Sabão

C C H

H

CH2 CH

n

Vinil benzeno (estireno)

Micela

Poliésteres, como o PET, e poliamidas, como o náilon, são polímeros formados por condensação, na qual a união de várias moléculas expulsa moléculas pequenas, como as da água. É também o que acontece na formação das proteínas. Os monômeros desses polímeros naturais são aminoácidos unidos por ligação peptídica: um grupo carboxila se liga a um grupo amina, eliminando uma molécula H2O.

Polimerização

A palavra polímero já descreve que tipo de composto é este: poli (muitos) / meros (partes). Os polímeros são macromoléculas formadas por reações em que uma pequena parte (o monômero) se repete centenas ou milhares de vezes.

M

unidade monomérica

O M

M

M

M

M

M

cadeia polimérica

Cadeia lateral

n H

C

etileno (ou eteno)

H

COH Grupo carboxila

Várias moléculas de aminoácidos formam uma macromolécula chamada polipeptídeo. Veja:

H C

CH

NH2 Grupo amina

O polietileno, por exemplo, o plástico mais popular do mundo, é fabricado pela reação de polimerização do monômero etileno. Veja: H

R

NH2 CH R

O

H

R'

C

OH + HN

CH

CO2H

Dipeptídeo

O

H2O + NH2 CH

C

R

R' NH

CH

CO2H

ligação peptídica GE QUÍMICA 2018

129

COMO CAI NA PROVA

1. (Uece 2016) O ácido pentanoico (conhecido como ácido valérico) é um 2. (Espcex/Aman 2016) O composto denominado comercialmente Aspartame

líquido oleoso, com cheiro de queijo velho, tem aplicações como sedativo e hipnótico. Se aplicado diretamente na pele, tem uma efetiva ação sobre a acne. O

é comumente utilizado como adoçante artificial, na sua versão enantiomérica denominada S,S-aspartamo. A nomenclatura oficial do Aspartame especificada pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) é ácido, e sua estrutura química de função mista pode ser vista abaixo.

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – C – OH Ácido pentanoico

O

De acordo com sua fórmula estrutural, seu isômero correto é o: a) propanoato de etila. b) etóxi-propano. c) 3-metil-butanal. d) pentan-2-ona.

RESOLUÇÃO Recordando: isômeros têm os mesmos elementos químicos, na mesma quantidade, mas apresentam propriedades diferentes porque os átomos se unem de maneira diferente. Assim, a alternativa que apresentar um composto com a mesma fórmula molecular do ácido pentanoico será o seu isômero. O enunciado já apresenta a fórmula estrutural do ácido pentanoico, assim é só contar os carbonos, os hidrogênios e os oxigênios para descobrir a fórmula molecular: • 5 carbonos: C5 • 10 hidrogênios: H10 • 2 oxigênios: O2 Na alternativa a, o propanoato de etila é um éster que tem o grupo funcional característico O R–C O – R1

Contando os carbonos, hidrogênios e oxigênios: • 5 carbonos: C5 • 10 hidrogênios: H10 • 2 oxigênios: O2 Então, a fórmula molecular do propanoato de etila é: C5H10O2 , a mesma do ácido pentanoico. Os dois compostos são, portanto, isômeros.

R

R

Éter Etóxi-propano

O

O

R–C–R

R–C–R

Aldeído 3-metil-butanol

Cetona Pentan-2-ona

130 GE QUÍMICA 2018

H

O

A fórmula molecular e as funções orgânicas que podem ser reconhecidas na estrutura do Aspartame são: a) C14H16N2O4 álcool; ácido carboxílico; amida; éter. b) C12H18N2O5 amina; álcool; cetona; éster. c) C14H18N2O5 amina; ácido carboxílico; amida; éster. d) C13H18N2O4 amida; ácido carboxílico; aldeído; éter. e) C14H16N3O5 nitrocomposto; aldeído; amida; cetona.

RESOLUÇÃO Relembrando que, na representação da estrutura em bastão, os átomos de hidrogênio e carbono são normalmente omitidos. Identificando esses átomos na representação, temos a seguinte estrutura: H

H H C

C H

H

O H

C

C

C N C

NH2

H

H

C C

C C

H O C

C

H H

C H CH3

O

Para encontrar a fórmula molecular do Aspartame, precisamos apenas contar o número de átomos: • 14 carbonos: C14 ; • 18 hidrogênios: H18 ; • 2 nitrogênios: N2 ; • 5 oxigênios: O5 . Então a fórmula molecular do Aspartame é: C14H18 N2 O5 . Para a identificação das funções orgânicas, você precisa ter memorizado os grupos funcionais característicos: amida ácido carboxílico

O

O OH Resposta: C

O

N NH2 amina

Resposta: A

CH3

Estrutura do Aspartame

As demais alternativas trazem compostos cujo grupo funcional característico não apresenta dois átomos de oxigênio. Com isso, não têm a mesma fórmula molecular e, portanto, não são isômeros. Veja: O

NH2

OH

etila et = 2 carbonos

O

N OH

O

Sua fórmula completa é: O H3C – CH2 – C propanoato O– CH2 – CH3 prop = 3 carbonos

O

H

CH3 O éster

RESUMO

3. (PUCSP 2015) A melanina é o pigmento responsável pela pigmentação

da pele e do cabelo. Em nosso organismo, a melanina é produzida a partir da polimerização da tirosina, cuja estrutura está representada a seguir.

O OH

Química orgânica NOMENCLATURA Todo composto tem o nome formado por prefixo (número de carbonos na cadeia principal) + infixo (tipo de ligações na cadeia) + sufixo (função orgânica do composto).

PREFIXO (número de C)

INFIXO (tipo de ligação)

SUFIXO (função orgânica)

1 C – MET

AN (ligação simples)

O – hidrocarboneto

2 C – ET

EN (uma ligação dupla)

OL – álcool

3 C – PROP

IN (uma ligação tripla)

OICO – ácido carboxílico

4 C – BUT

DIEN (duas ligações

AL – aldeído

5 C – PENT

duplas)

ONA – cetona

Está(ão) correta(s) apenas a(s) afirmação(ões) a) I e II. b) I e III. c) II e III. d) I. e) III.

6 C – HEX

DIIN (duas ligações

7 C – HEPT

triplas)

RESOLUÇÃO

8 C – OCT

Para definir a fórmula molecular, contamos os átomos. Acrescentando esses átomos ao esquema apresentado, temos H H O H

9 C – NON

NH2

HO

Sobre a tirosina foram feitas algumas afirmações: I. A sua fórmula molecular é C9H11NO3 . II. A tirosina contém apenas um carbono quiral (assimétrico) em sua estrutura. III. A tirosina apresenta as funções cetona, álcool e amina.

H HO

C C

C C

C C

C C C H H NH2

As ramificações são nomeadas de acordo com o número de átomos de carbono que contêm.

OH

Número Exemplo de C na Prefixo de cadeia cadeia secundária

H Contando os átomos: • 9 carbonos: C9 ; • 11 hidrogênios: H11 ; • 1 nitrogênio: N; • 3 oxigênios: O3 . Portanto, a fórmula molecular da melanina é C9 H11 NO3 . Afirmação I: correta. Analisando a afirmação II: carbono quiral, ou assimétrico, é o carbono ligado a quatro ligantes diferentes. Na melanina, encontramos um carbono quiral, assinalado na fórmula estrutural com um asterisco:

H H HO Afirmação II: correta.

C C

C C

C C

H H O C C* C H H NH2

OH

H

Analisando a afirmação III: você deve identificar os grupos funcionais:

O

fenol

OH HO Afirmação III: incorreta. Resposta: A

NH2 amina

10 C – DEC

ácido carboxílico

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

1C

Met

– CH3

1

+ il = metil

2C

Et

– CH2 – CH3

2

+ il = etil

3C

Prop

– CH2 – CH2– CH3

3

+ il = propil

FUNÇÕES ORGÂNICAS Grupos funcionais são conjuntos de átomos que se ligam de maneira bem específica à cadeia principal, definindo uma função. Hidrocarbonetos contêm apenas átomos de carbono e hidrogênio. São divididos em várias classes, de acordo com o tipo de cadeia de carbono e o de ligações – simples, duplas ou triplas. Pertencem às funções oxigenadas compostos com grupos de átomos de oxigênio: alcoóis, fenóis, éteres, ácidos carboxílicos, ésteres, aldeídos e cetonas. Compostos de funções nitrogenadas contêm nitrogênio: aminas e amidas. ISÔMEROS São moléculas com mesmo número de átomos dos mesmos elementos químicos, mas com propriedades diferentes. A isomeria pode ser plana ou espacial. E essas diferenças podem estar relacionadas às funções orgânicas, ao tipo de cadeia, aos ângulos das ligações ou à posição dos átomos de carbono.

GE QUÍMICA 2018

131

RAIO X DECIFRE OS ENUNCIADOS E VEJA AS CARACTERÍSTICAS TÍPICAS DAS QUESTÕES QUE CAEM NAS PROVAS ENEM 2016 Após seu desgaste completo, os pneus podem ser queimados para a geração de energia. Dentre os gases gerados na combustão completa da borracha vulcanizada, alguns são poluentes e provocam a chuva ácida (1). Para evitar que escapem para a atmosfera, esses gases podem ser borbulhados em uma solução aquosa contendo uma substância adequada. Considere as informações das substâncias listadas no quadro (2) . SUBSTÂNCIA

EQUILÍBRIO EM SOLUÇÃO AQUOSA

VALOR DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

Fenol

C6H5OH + H2O → C6H5O− + H3O+

1,3 . 10 –10

Piridina

C5H5N + H2O → C5H5NH+ + OH−

1,7 . 10 –9

Metilamina

CH3NH2 + H2O → CH3NH + OH

Hidrogenofosfato de potássio

HPO42− + H2O → H2PO42− + OH−

2,8 . 10 –2

Hidrogenossulfato de potássio

HSO4− + H2O → SO42− + H3O+

3,1 . 10 –2

+ 3

−

4,4 . 10

–4

Dentre as substâncias listadas no quadro, aquela capaz de remover com maior eficiência os gases poluentes é o(a) a) fenol. b) piridina. c) metilamina. d) hidrogenofosfato de potássio. e) hidrogenossulfato de potássio.

1 O Enem costuma trazer questões que se referem a problemas práticos, principalmente no aspecto ambiental. Espera-se que você domine fenômenos como a chuva ácida, como ela é produzida e o que ela provoca. 2 Leia duas vezes o enunciado e tenha certeza de tê-lo compreendido completamente. Nesta questão, você deve notar que as equações citadas no quadro referemse à combinação de diferentes substâncias com água (H2O) – ou seja, são as substâncias que comporão a solução aquosa onde deverão ser borbulhados os gases gerados na queima da borracha.

DICAS PARA A RESOLUÇÃO

Você deve saber: a chuva ácida é resultado da acidificação da água na atmosfera. E, para evitar essa acidificação, é necessário trabalhar com uma solução de caráter básico. Você deve reconhecer, entre as substâncias resultantes das reações, aquelas que são básicas (que contêm o radical OH –). Identificadas as bases, você deve também se lembrar de que, quanto maior for a constante de equilíbrio, maior é a concentração dos produtos. A resposta é a alternativa D. E a resolução detalhada está na pág. 144 do Simulado.

PUCCAMP 2017 Para mostrar a diferença da rapidez da reação entre ferro e ácido clorídrico, foi utilizado o ferro em limalha e em barra. Pingando dez gotas de ácido clorídrico 10 mol . L– 1 (1) em cada material de ferro, espera-se que a reação seja: a) mais rápida no ferro em barra porque a superfície de contato (2) é menor. b) mais rápida no ferro em limalha porque a superfície de contato é maior. c) igual, pois a concentração e a quantidade do ácido foram iguais. d) mais lenta no ferro em limalha porque a superfície de contato é menor. e) mais lenta no ferro em barra porque a superfície de contato é maior. DICAS PARA RESOLUÇÃO

A questão é simples, mas não se confunda com as alternativas. Repare que as alternativas a, b, d e e apresentam condições contrárias: rápida/lenta, maior/menor. Se você sabe que a velocidade se altera dependendo da concentração, pode achar que a alternativa c é correta. Mas preste atenção: pelo enunciado, a concentração é a mesma. A condição que se altera é a superfície de contato, portanto é este fator que deve ser levado em conta. A alternativa correta é a B. Veja a resolução detalhada no Simulado, pág. 141.

132 GE QUIMICA 2018

1 Nem sempre basta conhecimento em química para responder a uma questão. Compreender a notação matemática também é fundamental. Repare no expoente a que é elevado L (litro). Expoentes negativos indicam que a unidade é o denominador da expressão. Assim, 10 mol . L– 1 é o mesmo que 10 mol / L. 2 Questões de física e química muitas vezes exigem que você domine conceitos de geometria. Neste caso, o conceito de superfície (área) de sólidos geométricos. É fácil visualizar: um prisma (a barra de ferro) tem como área a soma da área de cada um de seus seis lados. Já uma limalha, por menor que seja, tem muitos mais lados que somam a superfície total.

UPE 2016 Em uma seleção realizada por uma indústria, para chegarem à etapa final, os candidatos deveriam elaborar quatro afirmativas sobre o gráfico (1) apresentado a seguir e acertar, pelo menos, três delas.

1 Domínio da leitura e interpretação de gráficos é exigência de muitas questões de vestibular e do Enem. Em química, gráficos são empregados para mostrar a velocidade de reações, ou a solubilidade de um soluto em determinada solução.

DICAS PARA A RESOLUÇÃO

Um dos candidatos construiu as seguintes afirmações: I. A reação pode ser catalisada, com formação do complexo ativado, quando se atinge a energia de 320 kJ. II. O valor da quantidade de energia E3 determina a variação de entalpia (∆H) da reação, que é de –52 kJ. III. A reação é endotérmica, pois ocorre mediante aumento de energia no sistema. IV. A energia denominada no gráfico de E2 é chamada de energia de ativação, que, para essa reação, é de 182 kJ.

A maneira mais rápida de resolver a questão é buscar no gráfico as variáveis abordadas em cada uma das afirmações. Em algumas delas, basta saber ler o gráfico. Para a afirmação I, por exemplo, você deve identificar a curva que representa a reação catalisada (é a curva mais baixa) e, no eixo y, o valor da energia em que o complexo ativado começa a agir: 230 kJ, e não 320 kJ. Já a afirmação IV traz a interpretação correta da energia E2. Mas o cálculo está errado. A resposta correta é a alternativa C. A resolução detalhada está no Simulado, pág. 141.

Quanto à passagem para a etapa final da seleção, esse candidato foi a) aprovado, pois acertou as afirmações I, II e IV. b) aprovado, pois acertou as afirmações II, III e IV. c) reprovado, pois acertou apenas a afirmação II. d) reprovado, pois acertou apenas as afirmações I e III. e) reprovado, pois acertou apenas as afirmações II e IV.

ENEM 2016 Texto I (1): Biocélulas combustíveis são uma alternativa tecnológica para substituição das baterias convencionais. Em uma biocélula microbiológica, bactérias catalisam reações de oxidação de substratos orgânicos. Liberam elétrons produzidos na respiração celular para um eletrodo, onde fluem por um circuito externo até o cátodo do sistema, produzindo corrente elétrica. Uma reação típica que ocorre em biocélulas microbiológicas utiliza o acetato como substrato.

1 Questões com textos não são raras nos vestibulares e no Enem. Não tenha preguiça, leia duas vezes, com bastante atenção. Ainda que pareça trazer informações desnecessárias, você pode encontrar no texto dados fundamentais para resolver o problema.

AQUINO NETO. S. Preparação e caracterização de bioanodos para biocélula e combustível etanol/O2. Disponível em: www.teses.usp.br. Acesso em: 23 jun. 2015 (adaptado).

DICAS PARA A RESOLUÇÃO o

Texto II: Em sistemas bioeletroquímicos, os potenciais padrão (E ) apresentam valores característicos. Para as biocélulas de acetato, considere as seguintes semirreações de redução e seus respectivos potenciais: 2 CO2 + 7 H+ + 8e–  CH3OO– + 2H2O Eo = –0,3 V O2 + 4H+ + 4e–  2H2O E o = +0,8 V SCOTT, K.; YU, E. H. Microbial electrochemical and fuel cells: fundamentals and applications. Woodhead Publishing Series in Energy. n. 88, 2016 (adaptado).

Nessas condições, qual é o número mínimo de biocélulas de acetato, ligadas em série, necessárias para se obter uma diferença de potencial de 4,4 V? a) 3 b) 4 c) 6 d) 9 e) 15

Repare que o texto I fala que a corrente elétrica é criada pela liberação de elétrons, resultado de uma reação de oxidação. Mas as semirreações apresentadas no texto II são de redução – ou seja, semirreações inversas às de oxidação. Para encontrar o potencial elétrico da biocélula, você deve inverter uma das semirreações, (transformando-a em reação de oxidação) e adaptar a segunda, de modo a manter igual o número de elétrons cedidos e recebidos. A alternativa correta é a B, e a resolução detalhada está na pág. 144 do Simulado. GE QUÍMICA 2018

133

SIMULADO QUESTÕES SELECIONADAS ENTRE OS MAIORES VESTIBULARES DO PAÍS COM RESPOSTAS COMENTADAS CAPÍTULO 1

1. (UFJF-PISM 2017, adaptada)

O dia 5 de novembro de 2015 foi marcado pela maior tragédia ambiental da história do Brasil, devido ao rompimento das barragens de rejeitos, provenientes da extração de minério de ferro, na cidade de Mariana/MG. Laudos técnicos preliminares indicam uma possível presença de metais como cromo, manganês, alumínio e ferro no rejeito. Fonte: Ibama, disponível em http://www.ibama.gov.br/phocadownload/noticias_ambientais/laudo_tecnico_preliminar.pdf. Acesso em: 26/out/2016.

a) Qual o símbolo químico de cada um dos metais descritos acima? b) Analise a distribuição eletrônica mostrada abaixo. A qual elemento químico presente no rejeito ela pertence? 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 c) O alumínio normalmente é encontrado na natureza no mineral bauxita na forma de óxido de alumínio. O óxido de alumínio é uma substância iônica ou covalente? Escreva sua fórmula molecular. Dados: para O, Z = 8; para Al, Z = 13 d) O rejeito de mineração representa uma mistura homogênea ou heterogênea?

2. (UTFPR 2017)

Em 2016 a União Internacional de Química Pura e Aplicada (Iupac) confirmou a descoberta de mais quatro elementos, todos produzidos artificialmente, identificados nas últimas décadas por cientistas russos, japoneses e americanos, e que completam a sétima fila da tabela periódica. Eles se chamam nihonium (símbolo Nh e elemento 113), moscovium (símbolo Mc e elemento 115), tennessine (símbolo Ts e elemento 117) e oganesson (símbolo Og e elemento 118). As massas atômicas destes elementos são, respectivamente, 286, 288, 294, 294. Com base nas afirmações acima assinale a alternativa correta. 115 117 118 a) Esses elementos são representados por 113 286Nh 288Mc 294Ts 294Og b) Os elementos tennessine e oganesson são isóbaros. c) Estes elementos foram encontrados em meteoritos oriundos do espaço. d) Os elementos tennessine e oganesson são isótopos. e) Os quatro novos elementos são isótonos entre si.

a) Uut b) Uup c) Uus d) Uuo

4. (UEG 2017, adaptada)

A natureza dos constituintes de uma mistura heterogênea determina o processo adequado para a separação dos mesmos. São apresentados, a seguir, exemplos desses sistemas. I. Feijão e casca II. Areia e limalha de ferro III. Serragem e cascalho Os processos adequados para a separação dessas misturas são, respectivamente: a) ventilação, separação magnética e destilação. b) destilação, imantização e centrifugação. c) ventilação, separação magnética e peneiração. d) evaporação, imantização e catação. e) destilação, decantação e peneiração.

CAPÍTULO 2

5. (Mackenzie 2016, adaptado)

Alguns produtos comercializados no mercado têm como principais componentes substâncias inorgânicas, nas quais o elemento químico sódio encontra-se presente. Na tabela abaixo, segue a relação de algumas dessas substâncias. Produtos comercializados Água sanitária Desentupidores de pia Sal de cozinha Creme dental

Substâncias inorgânicas Hipoclorito de sódio Hidróxido de sódio Cloreto de sódio Fluoreto de sódio

Assinale a alternativa na qual encontram-se as fórmulas químicas das substâncias inorgânicas presentes nos produtos comercializados, na ordem que aparecem na tabela, de cima para baixo.

3. (Uerj 2017)

Recentemente, quatro novos elementos químicos foram incorporados à tabela de classificação periódica, sendo representados pelos símbolos Uut, Uup, Uus e Uuo. Dentre esses elementos, aquele que apresenta maior energia de ionização é: Dado: sétimo período da tabela periódica:

a) NaHClO, NaOH, NaClO e NaF. b) NaClO, NaOH, NaCl e NaF. c) NaHClO, NaCl, NaOH e Na2F. d) NaClO, NaHO, NaCl e Na2F. e) NaHClO, NaHO, NaCl e Na2F. Dados os números atômicos (Z): para o cloro, Z = 17; para o sódio, Z = 11; para o oxigênio, Z = 8; para o flúor, Z = 9.

134 GE QUÍMICA 2018

6. (Puccamp 2017)

Para mostrar a diferença da rapidez da reação entre ferro e ácido clorídrico, foi utilizado o ferro em limalha e em barra. Pingando dez gotas de ácido clorídrico 10 mol . L–1 em cada material de ferro, espera-se que a reação seja: a) mais rápida no ferro em barra porque a superfície de contato é menor. b) mais rápida no ferro em limalha porque a superfície de contato é maior. c) igual, pois a concentração e a quantidade do ácido foram iguais. d) mais lenta no ferro em limalha porque a superfície de contato é menor. e) mais lenta no ferro em barra porque a superfície de contato é maior.

7. (IFCE 2016)

Reação química é um processo em que ocorre a conversão de uma ou mais substâncias em outros compostos. Observe as reações a seguir. I. AgNO3 + NaCl � AgCl + NaNO3 II. CO2 + H2O � H2CO3 III. CaCO3 � CaO + CO2 IV. Zn + Pb(NO3)2 � Zn(NO3)2 + Pb A sequência que representa, respectivamente, reações de síntese, análise, simples troca e dupla troca é a) IV, II, I, III. b) II, III, IV, I. c) II, I, IV, III. d) I, III, II, IV. e) III, II, I, IV.

8. (UPE 2016)

Em uma seleção realizada por uma indústria, para chegarem à etapa final, os candidatos deveriam elaborar quatro afirmativas sobre o gráfico apresentado a seguir e acertar, pelo menos, três delas.

Um dos candidatos construiu as seguintes afirmações: I. A reação pode ser catalisada, com formação do complexo ativado, quando se atinge a energia de 320 kJ. II. O valor da quantidade de energia E3 determina a variação de entalpia (∆H) da reação, que é de –52 kJ. III. A reação é endotérmica, pois ocorre mediante aumento de energia no sistema. IV. A energia denominada no gráfico de E2 é chamada de energia de ativação que, para essa reação, é de 182 kJ. Quanto à passagem para a etapa final da seleção, esse candidato foi a) aprovado, pois acertou as afirmações I, II e IV. b) aprovado, pois acertou as afirmações II, III e IV. c) reprovado, pois acertou apenas a afirmação II. d) reprovado, pois acertou apenas as afirmações I e III. e) reprovado, pois acertou apenas as afirmações II e IV.

9. (UFJF-Pism 2 2017)

Analise as reações químicas de alguns óxidos presentes na atmosfera e marque a alternativa que descreve a qual processo de poluição ambiental elas estão relacionadas. 2 NO2(g) + H2O(l) � HNO3(aq) + HNO2(aq) CO2(g) + H2O(l) � H2CO3(aq) SO2(g) + H2O(l) � H2SO3(aq) a) Camada de ozônio. b) Efeito estufa. c) Chuva ácida. d) Aquecimento global. e) Inversão térmica.

10. (UFJF-PISM 3 2016)

Um estudante resolveu fazer três experimentos com comprimidos efervescentes, muito utilizados no combate à azia, que liberam CO2 quando dissolvidos em água. Experimento 1: Em três copos distintos foi adicionada a mesma quantidade de H2O, mas com temperaturas diferentes (−6, 25 e 100ºC). Em seguida, foi adicionado um comprimido efervescente inteiro em cada copo. Experimento 2: Em dois copos distintos foi adicionada a mesma quantidade de H2O à temperatura ambiente. Ao primeiro copo foi adicionado um comprimido inteiro e ao segundo, um comprimido triturado. Experimento 3: Em três copos distintos foi adicionada a mesma quantidade de H2O à temperatura ambiente e 1/2, 1 e 1 1/2 comprimido não triturado, respectivamente. Com base nos parâmetros que influenciam a cinética de uma reação química, o estudante deve observar que: a) No experimento 1 a temperatura da água não interfere no processo de liberação de CO2. b) No experimento 2 o aumento da superfície de contato favorece a liberação de CO2. c) No experimento 3 a massa de comprimido é inversamente proporcional à quantidade de CO2 liberada. d) No experimento 1 a água gelada (−6 ºC) favorece a dissolução do comprimido, liberando mais CO2. e) Nos experimentos 2 e 3 a massa do comprimido e a superfície de contato não interferem no processo de liberação de CO2.

CAPÍTULO 3

11. (Uemg 2017)

O Diesel S-10 foi lançado em 2013 e teve por objetivo diminuir a emissão de dióxido de enxofre na atmosfera, um dos principais causadores da chuva ácida. O termo S-10 significa que, para cada quilograma de Diesel, o teor de enxofre é de 10 mg. Considere que o enxofre presente no Diesel S-10 esteja na forma do alótropo S8 e que, ao sofrer combustão, forme apenas dióxido de enxofre. O número de mol de dióxido de enxofre, formado a partir da combustão de 1 000 L de Diesel S-10 é, aproximadamente, Dado: Densidade do Diesel S-10 = 0,8 kg/L; S = 32 a) 2,48 mol. b) 1,00 mol c) 0,31 mol. d) 0,25 mol. GE QUÍMICA 2018

135

SIMULADO

12. (Unesp 2017)

c) as latinhas de cerveja, porque o produto entre o teor alcoólico e o volume ingerido é maior neste caso. d) as cachacinhas, porque o teor alcoólico é maior neste caso.

Leia o texto para responder à questão a seguir.

Dados: teor alcoólico na cerveja = 5% v/v; teor alcoólico na cachaça = 45% v/v

15. (CFTMG 2017, adaptada)

O gluconato de cálcio (massa molar = 430 g/mol) é um medicamento destinado principalmente ao tratamento da deficiência de cálcio. Na forma de solução injetável 10%, ou seja, 100 mg/mL, este medicamento é destinado ao tratamento da hipocalcemia aguda. Fonte: www.medicinanet.com.br. Adaptado.

Atletas de levantamento de peso passam pó de magnésio (carbonato de magnésio) em suas mãos para evitar que o suor atrapalhe sua performance ou, até mesmo, cause acidentes. Suponha que, em uma academia especializada, o conjunto de atletas utilize 168,8 g de pó de magnésio por dia. A massa mais aproximada de Mg em kg, associada à compra de pó de magnésio, para 30 dias de uso, é Dados: carbonato de magnésio → MgCO3 → 84 g/mol; Mg → 24 g/mol a) 0,05.

b) 0,21.

c) 1,46.

d) 2,92.

16. (UPE-SSA 2 – 2016)

Clorato de potássio é usado nos sistemas de fornecimento de oxigênio em aeronaves, o que pode tornar-se perigoso, caso não seja bem planejado o seu uso. Investigações sugeriram que um incêndio na estação espacial MIR ocorreu por causa de condições inadequadas de armazenamento dessa substância. A reação para liberação de oxigênio é dada pela seguinte equação química: 2 KClO3 (s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)

Considere que a constante de Avogadro seja 6,0 . 1023 mol−1 e que uma pessoa receba uma dose de 10 mL de uma solução injetável de gluconato de cálcio a 10%. O número total de íons Ca2+ que entrará no organismo dessa pessoa após ela receber essa dose será a) 7,1 . 1022. b) 1,0 . 1023. c) 5,5 . 1025. d) 1,4 . 1021. e) 4,3 . 1024.

13. (Enem 2016)

Para cada litro de etanol produzido em uma indústria de cana-de-açúcar são gerados cerca de 18 L de vinhaça, que é utilizada na irrigação das plantações de cana-de-açúcar, já que contém teores médios de nutrientes N, P e K iguais a 357 mg/L, 60 mg/L e 2034 mg/L, respectivamente. SILVA. M. A. S.; GRIEBELER. N. P.; BORGES, L. C. Uso de vinhaça e impactos nas propriedades do solo e lençol freático. Revista Brasileira de Engenharia Agrícola e Ambiental. n. 1, 2007 (adaptado).

Na produção de 27.000 L de etanol, a quantidade total de fósforo, em kg, disponível na vinhaça será mais próxima de a) 1. b) 29. c) 60. d) 170. e) 1000.

14. (Unicamp 2017)

É muito comum o uso de expressões no diminutivo para tentar “diminuir” a quantidade de algo prejudicial à saúde. Se uma pessoa diz que ingeriu 10 latinhas de cerveja (330 mL cada) e se compara a outra que ingeriu 6 doses de cachacinha (50 mL cada), pode-se afirmar corretamente que, apesar de em ambas as situações haver danos à saúde, a pessoa que apresenta maior quantidade de álcool no organismo foi a que ingeriu a) as latinhas de cerveja, porque o volume ingerido é maior neste caso. b) as cachacinhas, porque a relação entre o teor alcoólico e o volume ingerido é maior neste caso.

136 GE QUÍMICA 2018

Qual o volume aproximado, em litros, de oxigênio produzido na MIR, a partir da utilização de 980 g do clorato de potássio nas CNTP? Dadas as massas molares: O = 16 g/mol, Cl = 35,5 g/mol, K = 39 g/mol; Volume molar CNTP = 22,4 L/mol) a) 600 L b) 532 L c) 380 L d) 268 L e) 134 L

CAPÍTULO 4

17. (PUCSP 2016)

Foram estudados, independentemente, o comportamento de uma amostra de 100 mg do radioisótopo bismuto-212 e o de uma amostra de 100 mg do radioisótopo bismuto-214. Essas espécies sofrem desintegração radioativa distinta, sendo o bismuto-212 um emissor b enquanto que o bismuto-214 é um emissor a. As variações das massas desses radioisótopos foram acompanhadas ao longo dos experimentos. O gráfico a seguir ilustra as observações experimentais obtidas durante as primeiras duas horas de acompanhamento. Dados: Para Bi → Z = 83; para Po → Z = 84; para Tl→ Z = 81;

Sobre esse experimento é incorreto afirmar que a) a meia-vida do 212Bi é de 60 minutos. b) após aproximadamente 25 minutos do início do experimento, a relação entre a massa de 212Bi e a massa de 212Po é igual a 3. c) no decaimento do 214Bi forma-se o isótopo 210Tl d) após 4 horas do início do experimento, ainda restam 12,5 mg de 212Bi sem sofrer desintegração radioativa.

21. (Unicamp 2017)

Um filme de ficção muito recente destaca o isótopo 32He, muito abundante na Lua, como uma solução para a produção de energia limpa na Terra. Uma das transformações que esse elemento pode sofrer, e que justificaria seu uso como combustível, está esquematicamente representada na reação abaixo, em que o 32He aparece como reagente.

18. (Fuvest 2017, adaptada)

Nas mesmas condições de pressão e temperatura, 50 L de gás propano (C3H8) e 250 L de ar foram colocados em um reator, ao qual foi fornecida energia apenas suficiente para iniciar a reação de combustão. Após algum tempo, não mais se observou a liberação de calor, o que indicou que a reação havia-se encerrado. A combustão ocorrida é completa ou incompleta? Note e adote: Composição aproximada do ar em volume: 80% de N2 e 20% de O2 .

19. (Enem 2016)

O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do acetileno catalisada por ferro metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química: 3 C2H2(g) → C6H6(l) A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela variação de entalpia das reações de combustão das substâncias participantes, nas mesmas condições experimentais: 0

I. C2H2(g) + 5 O2(g)  2 CO2(g) + H2O(l) ∆H C = –310 kcal/mol 2 II. C6H6(l) + 15 O2(g)  6 CO2(g) + 3H2O(l) ∆H0C = –780 kcal/mol 2 A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a formação de um mol de benzeno é mais próxima de a) –1 090. b) –150. c) –50. d) +157. e) +470.

De acordo com esse esquema, pode-se concluir que essa transformação, que liberaria muita energia, é uma a) fissão nuclear, e, no esquema, as esferas mais escuras representam os nêutrons e as mais claras os prótons. b) fusão nuclear, e, no esquema, as esferas mais escuras representam os nêutrons e as mais claras os prótons. c) fusão nuclear, e, no esquema, as esferas mais escuras representam os prótons e as mais claras os nêutrons. d) fissão nuclear, e, no esquema, as esferas mais escuras são os prótons e as mais claras os nêutrons.

CAPÍTULO 5

22. (Fuvest 2017)

Dependendo do pH do solo, os nutrientes nele existentes podem sofrer transformações químicas que dificultam sua absorção pelas plantas. O quadro mostra algumas dessas transformações, em função do pH do solo.

20. (Enem 2016)

Texto I: Biocélulas combustíveis são uma alternativa tecnológica para substituição das baterias convencionais. Em uma biocélula microbiológica, bactérias catalisam reações de oxidação de substratos orgânicos. Liberam elétrons produzidos na respiração celular para um eletrodo, onde fluem por um circuito externo até o cátodo do sistema, produzindo corrente elétrica. Uma reação típica que ocorre em biocélulas microbiológicas utiliza o acetato como substrato. AQUINO NETO. S. Preparação e caracterização de bioanodos para biocélula e combustível etanol/O2. Disponível em: www.teses.usp.br. Acesso em: 23 jun. 2015 (adaptado).

Texto II: Em sistemas bioeletroquímicos, os potenciais padrão (Eº) apresentam valores característicos. Para as biocélulas de acetato, considere as seguintes semirreações de redução e seus respectivos potenciais: Eº = – 0,3 V 2 CO2 + 7H+ + 8e–  CH3OO– + 2H2O + – Eº = + 0,8 V O2 + 4H + 4e  2H2O SCOTT, K.; YU, E. H. Microbial electrochemical and fuel cells: fundamentals and applications. Woodhead Publishing Series in Energy. n. 88, 2016 (adaptado).

Nessas condições, qual é o número mínimo de biocélulas de acetato, ligadas em série, necessárias para se obter uma diferença de potencial de 4,4 V? a) 3 b) 4 c) 6 d) 9 e) 15

Para que o solo possa fornecer todos os elementos citados na tabela, o seu pH deverá estar entre a) 4 e 6. b) 4 e 8. c) 6 e 7. d) 6 e 11. e) 8,5 e 11. GE QUÍMICA 2018

137

SIMULADO

23. (Enem 2016)

Após seu desgaste completo, os pneus podem ser queimados para a geração de energia. Dentre os gases gerados na combustão completa da borracha vulcanizada, alguns são poluentes e provocam a chuva ácida. Para evitar que escapem para a atmosfera, esses gases podem ser borbulhados em uma solução aquosa contendo uma substância adequada. Considere as informações das substâncias listadas no quadro. Substância

Equilíbrio em solução aquosa

Valor da constante de equilíbrio

Fenol

C6H5OH + H2O → C6H5O− + H3O+

1,3 . 10–10

Piridina

C5H5N + H2O → C5H5NH+ + OH−

1,7 . 10–9

Metilamina

CH3NH2 + H2O → CH3NH3+ + OH−

4,4 . 10–4

Hidrogenofosfato de potássio

HPO42− + H2O → H2PO42− + OH−

2,8 . 10–2

Hidrogenossulfato de potássio

HSO4− + H2O → SO42− + H3O+

3,1 . 10–2

Dentre as substâncias listadas no quadro, aquela capaz de remover com maior eficiência os gases poluentes é o(a) a) fenol. b) piridina. c) metilamina. d) hidrogenofosfato de potássio. e) hidrogenossulfato de potássio.

24. (Fac. Santa Marcelina – Medicina 2017, adaptado) Analise os gráficos dos sistemas 1 e 2.

25. (Espcex-Aman 2017)

Os corais fixam-se sobre uma base de carbonato de cálcio (CaCO3), produzido por eles mesmos. O carbonato de cálcio em contato com a água do mar e com o gás carbônico dissolvido pode estabelecer o seguinte equilíbrio químico para a formação do hidrogenocarbonato de cálcio: CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) ↔ Ca(HCO3)2(aq) . Considerando um sistema fechado onde ocorre o equilíbrio químico da reação mostrada acima, assinale a alternativa correta. a) Um aumento na concentração de carbonato causará um deslocamento do equilíbrio no sentido inverso da reação, no sentido dos reagentes. b) A diminuição da concentração do gás carbônico não causará o deslocamento do equilíbrio químico da reação. c) Um aumento na concentração do gás carbônico causará um deslocamento do equilíbrio no sentido direto da reação, o de formação do produto. d) Um aumento na concentração de carbonato causará, simultaneamente, um deslocamento do equilíbrio nos dois sentidos da reação. e) Um aumento na concentração do gás carbônico causará um deslocamento do equilíbrio no sentido inverso da reação, no sentido dos reagentes.

26. (Unesp 2017)

Leia o texto para responder à questão a seguir. O estireno, matéria-prima indispensável para a produção do poliestireno, é obtido industrialmente pela desidrogenação catalítica do etilbenzeno, que se dá por meio do seguinte equilíbrio químico:

Analisando-se a equação de obtenção do estireno e considerando o princípio de Le Chatelier, é correto afirmar que a) a entalpia da reação aumenta com o emprego do catalisador. b) a entalpia da reação diminui com o emprego do catalisador. c) o aumento de temperatura favorece a formação de estireno. d) o aumento de pressão não interfere na formação de estireno. e) o aumento de temperatura não interfere na formação de estireno.

CAPÍTULO 6

Os gráficos mostram a variação da concentração de reagentes e de produtos em dois sistemas, em que ocorrem, respectivamente, as reações genéricas A → B e X → Y até que ambos entrem em equilíbrio dinâmico. Considerando que ambos os equilíbrios ocorrem na mesma temperatura, determine qual das reações apresenta a maior constante de equilíbrio. Justifique sua resposta.

138 GE QUÍMICA 2018

I. O DEET possui três carbonos terciários e um grupo funcional amida. II. A fórmula molecular da icaridina é C12H22NO3 . III. A molécula de icaridina possui enantiômeros – isômeros opticamente ativos, ou seja, a molécula possui carbono quiral. IV. A hidrólise ácida do DEET forma um ácido carboxílico e uma amina secundária. É correto dizer que apenas as afirmações a) II, III e IV são verdadeiras. b) I e II são verdadeiras. c) I, II e III são verdadeiras. d) II e IV são verdadeiras. e) III e IV são verdadeiras.

28. (Unesp 2017)

Leia o texto para responder à questão a seguir. O estireno, matéria-prima indispensável para a produção do poliestireno, é obtido industrialmente pela desidrogenação catalítica do etilbenzeno, que se dá por meio do seguinte equilíbrio químico:

O etilbenzeno e o estireno a) são hidrocarbonetos aromáticos. b) apresentam átomos de carbono quaternário. c) são isômeros funcionais. d) apresentam átomos de carbono assimétrico. e) são isômeros de cadeia.

29. (Fuvest 2017)

Para aumentar o grau de conforto do motorista e contribuir para a segurança em dias chuvosos, alguns materiais podem ser aplicados no para-brisa do veículo, formando uma película que repele a água. Nesse tratamento, ocorre uma transformação na superfície do vidro, a qual pode ser representada pela seguinte equação química não balanceada:

GE QUÍMICA 2018

139

SIMULADO b) Lembrando: distribuição eletrônica é a forma como os elétrons se distribuem em torno do núcleo de um átomo. Cada elemento químico tem uma distribuição específica. Veja na distribuição apresentada no enunciado: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 5 - Cada número diante das letras (1, 2, 3 e 4) indica um nível de energia em que pode se encontrar um elétron; - Cada letra (s, p, d) refere-se a um subnível de energia; - E cada número apresentado como expoente das letras indica o número de elétrons naquele subnível. Assim, no nível 1, subnível s, existem dois elétrons; no nível 2, subnível s, também existem 2 elétrons, e assim por diante. Em seguida, você deve se lembrar que um elemento químico, em seu estado fundamental, é caracterizado pelo número de prótons em seu núcleo – ou seja, por seu número atômico (Z). E, num elemento químico, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Portanto, para saber a que elemento corresponde a distribuição eletrônica apresentada no enunciado, basta encontrar o número de elétrons, somando os expoentes: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 5 → Z = 25 Analisando a tabela periódica (que costuma ser fornecida nas provas), você encontra o elemento com número atômico 25: manganês (Mn). c) Os óxidos são compostos binários nos quais um dos elementos é o oxigênio. No óxido de alumínio, o oxigênio (O), que é um não metal, liga-se ao alumínio (Al), que é um metal. Metais e não metais têm grande diferença de eletronegatividade – ou seja, um elemento tem grande capacidade de atrair elétrons (ânion) de outro, de ceder elétrons (cátion). Essa transferência de elétrons faz com que os elementos se transformem em íons. Forma-se, então, uma ligação iônica. Participam de qualquer ligação química apenas os elétrons da última camada (camada de valência). O ânion é o elemento que tem mais elétrons na camada de valência. Montando a distribuição eletrônica dos elementos dados, com o número atômico fornecido no enunciado, temos: Para Al (Z = 13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 → 3 elétrons no nível de valência 3; Para O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 → 6 elétrons no nível de valência 2. Pela teoria do octeto, fica estável o átomo que tem oito elétrons na camada de valência. Repare que é mais fácil para O receber dois elétrons para completar oito no nível 2. Dizemos, então, que O tem carga elétrica negativa 2 (O 2–). Já para Al, é mais fácil perder seus três elétrons da camada de valência, para ficar com os oito, também do nível 2; então, Al tem carga elétrica positiva 3 (Al 3+). Como o número de elétrons cedidos deve, naturalmente, ser igual ao de elétrons recebidos, precisamos calcular quantos átomos de Al e de O são necessários para completar oito elétrons na camada de valência de cada um deles. Na fórmula de um composto iônico, o cátion (Al) vem antes do ânion (O). Pelo esquema, temos: A x+ B y–, no qual x e y são a carga elétrica de cada elemento. Pela regra vista na pág. 34, temos: Ax+

By– AyBx

A resposta é Al2O3 . d) O rejeito de mineração é formado por partículas sólidas em suspensão na água. Você deve perceber isso lembrando-se das notícias sobre o desastre de Mariana. Nelas, especialistas explicavam como os minérios desciam pelo rio e atingiam o mar, lentamente se separando da água e se depositando no solo, que ficou, assim, contaminado. Esta é uma mistura heterogênea.

140 GE QUÍMICA 2018

2. A questão exige que você domine a notação química e conceitos de classifica-

ção dos elementos químicos conforme seu número de nêutrons, prótons e elétrons. a) Incorreta. Na notação química, o número de cima refere-se à soma do número de prótons e de nêutrons, no núcleo (número de massa, A); e o de baixo, ao nú288 294 294 mero de prótons (número atômico, Z). O correto seria: 286 113Nh 115Mc 117Ts 118Og b) Correta. Isóbaros são elementos diferentes (ou seja, com diferentes números de prótons (número atômico, Z) mas com igual número de massa (A, que representa a soma do número de prótons com número de nêutrons). Nesse caso, naturalmente, o que faz a diferença é o número de nêutrons. Os elementos Ts e Og têm o mesmo número de massa (A = 294), mas o número de prótons é diferente (117 e 118, respectivamente). Portanto, são isóbaros. c) Incorreta. Como o texto informa, todos os elementos citados são artificiais, ou seja, criados em laboratório, sob condições específicas. d) Incorreta. Isótopos são elementos com mesmo número de prótons (Z), mas diferentes números de nêutrons, resultando em diferentes números de massa (A). Como já vimos, Ts e Og tem Z diferentes: 117 e 118, respectivamente. e) Incorreta. Isótonos são elementos diferentes com o mesmo número de nêutrons (N). Para calcular o número de nêutrons, subtraímos o número de prótons do número de massa (A = Z + N → N = A – Z). Para os elementos citados na questão, o número de nêutrons são: Para Nh → N = 173; Para Mc → N = 173, Para Ts → N = 177 Para Og → N = 176 Portanto, são isótonos apenas os elementos Nh e Mc. Resposta: B

3. Energia (ou potencial) de ionização é a energia necessária para retirar um

elétron do átomo e, assim, formar um cátion. Quanto mais próximo está o elétron do núcleo, maior a força de atração que o segura ali e, portanto, mais difícil é retirá-lo. Quanto maior o número de prótons, maior a força de atração sobre os elétrons e, portanto, menor o raio do átomo, e mais difícil deslocá-los. Então, quanto menor for o raio do átomo, maior será a energia de ionização. No trecho da tabela fornecido no enunciado, vemos que para Uut → Z = 113; para Uup → Z = 115; para Uus → Z = 117 e para Uuo → Z = 118. Portanto, o menor raio é o do elemento Uuo. Há uma forma mais rápida de encontrar a resposta, se você se lembrar de como variam as características dos elementos na tabela periódica. Num mesmo período (mesma linha), quanto mais à direita estiver um elemento, menor seu raio atômico e, portanto, maior é a energia de ionização. Resposta: D

4. Analisando cada um dos sistemas:

I. Feijão e casca: a separação é possível pela ventilação. Uma corrente de ar separa do grão sua casca, que é menos densa. II. Areia e limalha de ferro: como a limalha de ferro é atraída pelo ímã, essa separação ocorre por separação magnética. III. Serragem e cascalho: a separação poderia ser feita por ventilação, já que a serragem é menos densa que o cascalho. Mas pode ser realizada, também, por peneiração. Resposta: C

CAPÍTULO 2

5. Para responder a esta questão você deve aplicar os conhecimentos sobre

fórmulas, nomenclaturas e as regras básicas das ligações químicas. Primeiro, as regras básicas de nomenclatura dos compostos. A primeira regra é que o nome do composto depende de sua natureza química, se base ou sal: • Hidróxido é uma base, um composto que contém o ânion hidroxila – OH – ; • Os sais são resultantes da reação entre uma base e um ácido. Seus nomes começam sempre pelo nome do ânion e terminam com os sufixos “eto”, “ato” ou “ito”, dependendo do nome do ácido que lhe deu origem. Então, identificando a natureza dos compostos apresentados na tabela do enunciado, temos: Água sanitária Hipoclorito de sódio Desentupidores de pia Hidróxido de sódio Sal de cozinha Cloreto de sódio Creme dental Fluoreto de sódio

Sal Base Sal Sal

Para hipoclorito de sódio, analisando o nome hipoclorito de sódio: • O sódio (Na) é o cátion. • Na palavra hipoclorito – nome do ânion, devemos nos recordar que esse nome é proveniente do ácido hipocloroso, cuja fórmula é HClO. Na ionização deste ácido o H+ é liberado e o ânion ClO − é formado. • A segunda parte do nome, “de sódio”, indica que o sódio é o cátion (Na). Fazendo a distribuição dos elétrons, temos: Na → Z = 11: 1s2 2s2 2p6 3s1. Na última camada (3) existe apenas 1 elétron, que pode ser retirado. Portanto, a carga elétrica do cátion Na é positiva (+ 1). • Daí que, para a combinação entre Na+ e ClO–, para as cargas se anularem basta a combinação de um ânion com um cátion: Na+ClO– . • Então, a fórmula do hipoclorito é NaClO. Fazendo o mesmo raciocínio para os demais sais, chegamos às fórmulas: Cloreto de sódio: NaCl Fluoreto de sódio: NaF

tâncias mais simples; • em reações de deslocamento ou de simples troca, uma substância simples reage com uma substância composta, na qual a substância simples desloca um elemento da substância composta; • e em reações de dupla troca, íons de cargas iguais trocam de posição, produzindo outros dois compostos diferentes. Analisando cada reação: I. AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3 – dupla troca. II. CO2 + H2O  H2CO3 – adição ou síntese. III. CaCO3  CaO + CO2 – análise ou decomposição. IV. Zn + Pb(NO3)2  Zn(NO3)2 + Pb – simples troca. A ordem correta é II, III, IV, I. Resposta: B

8. Primeiro, você deve se lembrar dos conceitos envolvidos na velocidade de

uma reação. E, também, que energia, em termoquímica, é sinônimo de entalpia (tema tratado no capítulo 4). Analisando cada uma das alternativas

I. Incorreta. A reação catalisada exige menos energia para se realizar – ou seja, a menor energia de ativação. Isso é representado na curva E1 , na qual o complexo ativado tem energia de 230 kJ. II. Correta. Lembrando: a variação de entalpia é a diferença de energia entre produtos e reagentes. Veja que, com ou sem catalisador, essa energia é a mesma: 158 kJ para os reagentes, e 106 para os produtos. Sabendo que ∆H = Hprodutos – Hreagentes . Então, ∆H = – 52 kJ. III. Incorreta. Conforme o gráfico, a variação de energia é negativa (– 52 kJ). Se o sistema perdeu energia, a reação é exotérmica. IV. Incorreta. A energia E2 é realmente a energia de ativação da reação sem catalisador. Mas o candidato errou na conta: 320 – 158 = 162 kJ.

Fazendo o mesmo raciocínio para o hidróxido de sódio: • O ânion hidroxila, que caracteriza qualquer base, tem carga elétrica negativa (OH−). • O cátion é o sódio. Já vimos que esse elemento tem carga elétrica +1. • Portanto, para o composto permanecer estável, o cátion Na+ só precisa de um ânion OH– . A fórmula do hidróxido de sódio: NaOH. Resposta: B

6. Concentração e superfície de contato são dois dos fatores que influem na

velocidade de uma reação. O enunciado afirma que a concentração é a mesma. Você poderia concluir que, então, a velocidade seria a mesma. Mas, preste atenção: a superfície de contato entre os átomos dos reagentes mudou. Quanto menores são as partículas de um dos regentes, maior é a superfície de contato. Essa superfície é maior na limalha de ferro. Portanto, a velocidade se altera: é maior na limalha de ferro. Resposta: B

7. A questão é muito simples. Você deve se lembrar apenas dos conceitos:

• Numa reação de síntese ou adição, duas ou mais substâncias resultam num único produto; • numa reação de análise ou decomposição, um composto se separa em subs-

Resposta: C

9. Em todas as reações, óxidos (NO , CO e SO ) se combinam com a água (H O). 2

2

2

2

E o produto, nas três, é sempre um ácido (que você identifica rapidamente pelas fórmulas iniciadas, por H). Esse ácido é uma solução aquosa (inidicada por aq), que precipita na forma de chuva ácida. Analisando as demais alternativas: a camada de ozônio não é, em si, uma poluição ambiental. O problema ambiental está no buraco na camada, causada pela quebra das moléculas de ozônio pela radiação solar. O efeito estufa também não é um problema ambiental, mas uma GE QUÍMICA 2018

141

SIMULADO característica da atmosfera terrestre, que garante ao planeta a temperatura média ideal para o florescimento da vida. Problema é o aquecimento global, que é o agravamento do efeito estufa, pelo aumento da concentração de gases como o CO2 na atmosfera. Inversão térmica, por fim, é um fenômeno físico, e não químico. Resposta: C

10. Analisando cada uma das alternativas:

a) Incorreta. Quanto maior a temperatura, mais rápida tende a ser a reação, e portanto, mais rápida a liberação de dióxido de carbono. b) Correta. Um comprimido quebrado tem maior área de superfície em contato com a água. E quanto maior a superfície de contato, mais rápida e eficiente a liberação de CO2 . c) Incorreta. No experimento foi usado o mesmo volume de água, mas comprimidos de diferentes massas, o que resulta em diferentes concentrações de reagente em cada uma das soluções. E, quanto maior a concentração de um reagente, maior a possibilidade de resultar em choques efetivos para a formação de produto. As duas grandezas (concentração e liberação de CO2 ) crescem em relação direta, e não inversa. d) Incorreta. Como vimos na análise da alternativa a, quanto maior a temperatura (medida da agitação das partículas), mais facilmente se dá a dissolução do comprimido, porque aumenta a possibilidade de choques efetivos, o que resultará em produtos. e) Incorreta. Tanto a massa (quantidade de reagente disponível) quanto a superfície de contato são fatores que influenciam a velocidade de uma reação química. Resposta: B

CAPÍTULO 3

11.Você não precisa do conceito de alotropia para responder à questão, mas nunca é demais recordar. Um elemento químico é alótropo quando pode formar duas ou mais substâncias puras diferentes, variando o número de átomos ou a disposição das ligações entre os átomos, no espaço. É o que acontece com o oxigênio, que tem duas variações alotrópicas: o gás oxigênio (O2 ) e o ozônio (O3 ). Isso também ocorre com o carbono. O S8 , citado no enunciado, é uma das variações alotrópicas do enxofre, composta de oito átomos. Segundo o enunciado, em 1 kg de diesel, encontramos 10 mg de enxofre. Como a densidade do diesel é 0,8 kg/L, temos que 0,8 kg ____________ 1 L 1 kg _____________ x x = 1,25 L de diesel Ou seja, o volume ocupado por 1 kg de diesel é 1,25 L. Então existem 10 mg de enxofre em 1,25 L de diesel. Em 1000 L de diesel teremos: 1,25L ____________ 10 mg 1 000 L ___________ x x = 8 000 mg = 8g Para descobrir quantos mol correspondem a essa massa, fazemos novamente a regra de três: 32 g _________________ 1 mol 8 g __________________ x x = 0,25 mol Para cada mol de S é formado 1 mol de SO2. Então, a quantidade de SO2 gerada na combustão de 1 000 L de diesel é 0,25 mol. Resposta: D

142 GE QUÍMICA 2018

12. Primeiro, encontramos a massa de gluconato de cálcio que a pessoa

recebe na administração de 10 mL do medicamento. Para isso, basta usar a regra de três na solução citada no enunciado (10% de concentração): 100 mg _______________ 1 mL mgluconato _______________ 10 mL mgluconato = 1 000 mg = 1g Observe que a fórmula do composto gluconato de cálcio contém um íon Ca2+.

Observe na figura que o cálcio doa 2 elétrons (carga 2+). Neste composto cada gluconato recebe 1 elétron formando o ânion e estabelecendo uma ligação iônica.

Assim, 1 mol de gluconato de cálcio terá 1 mol de íons Ca2+. Como 1 mol de gluconato de cálcio possui massa de 430 g e a pessoa recebe 1 g de gluconato de cálcio, encontramos a quantidade, em mol, de íons Ca2+ com nova regra de três: 430 g ________ 1 mol 1 g __________ n mol n = 0,0023 mol de íons Ca2+ Sabendo que cada mol de Ca2+ contém 6 . 1023 íons, realizamos a última regra de três para encontrar a quantidade de íons Ca2+ que a pessoa recebe: 1 mol ______________ 6 . 1023 0,0023 mol _________ x x = 1,39 x 1021 íons Ca2+ ≈ 1,4 x 1021 íons Ca2+ Resposta: D

13. De acordo com o enunciado da questão, para cada litro de etanol são gerados

cerca de 18 L de vinhaça. Assim, na produção de 27 000 L de etanol, serão produzidos: 1 L de etanol _____________ 18 L de vinhaça 27 000 L de etanol ____________ Vvinhaça Vvinhaça = 486 000 L O enunciado informa, ainda, que a concentração de fósforo (P) é igual a 60 mg/L. Então, nova regra de três: 1 L ________________ 60 mg 486 000 L ____________ m m = 2 9160 000 mg Transformando unidades: 1 mg = 10−6 kg. Então, a massa de fósforo disponível na vinhaça será 29,16 kg. Resposta: B

14. O enunciado fornece o teor alcoólico (ou seja, a concentração de álcool)

em cada bebida. Então basta calcular a quantidade de álcool nas quantidades ingeridas de cerveja e de cachaça. A concentração é dada em porcentagem, mas fique atento: a grandeza utilizada para concentração é volume (v), e não massa. Então: Para a cerveja:

São 10 latinhas, cada uma de 330 mL de cerveja. Então a pessoa ingere 3 300 mL de cerveja. O teor alcoólico na cerveja é de 5% v/v. Portanto, a quantidade de álcool ingerida é de: Cerveja Álcool 100 mL _________ 5 mL 3 300 mL _______ V mL V = 165 mL de álcool O mesmo raciocínio para a cachacinha: São seis doses, cada uma com 50 mL de cachaça. Então, a pessoa ingere 300 mL de cachaça. O teor alcoólico na cachaça é de 45% v/v. Portanto, a quantidade de álcool ingerida é de: Cachaça Álcool 100 mL ________ 45 mL 300 mL ________ V’ V’ = 135 mL de álcool Comparando os dois resultados, vê-se que pessoa que apresenta maior quantidade de álcool no organismo é a que ingere as 10 latinhas de cerveja. Resposta: C

15. Novamente, por regra de três descobrimos a massa de magnésio existente

em 168,8 g de carbonato de magnésio 84 g de MgCO3 _______ 24 g de Mg 168,8 g de MgCO3 ____ x g de Mg x = 48,23 g de Mg contida em 168,8 g de MgCO3 Esta é a massa de magnésio consumida em um dia. Portanto, em 30 dias teremos: 48,23 g . 30 = 1446,9 g ≈ 1,4 kg Resposta: C

16. Encontramos a massa de clorato de potássio (KClO ): 3

Para um mol de átomos K: 39 g/mol Para um mol de átomos Cl: 35,5 g/mol Para três mol de átomos O: 16 g/mol . 3 = 48 g/mol Assim, a massa molar do KClO3 é 122,5 g/mol Com a equação química fornecida no enunciado, temos a proporção em mol de reagentes e produtos: 2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g) 2 . 122,5 g __________ 3 . 22,4L 908 g ______________ Vo2 Vo2 = 268,8L Resposta: D

c) Correto. Pela radiação que emite partículas a, o átomo perde dois prótons e dois nêutrons – o que significa que o número atômico (Z) é reduzido em duas unidades, e o número de massa (A), em quatro unidades. No caso do decaimento de 214Bi, então, o número de massa do novo elemento será A = 210. Como esse decaimento também reduz o número de prótons, o átomo resultante terá Z = 81, que refere-se ao tálio (Tl). d) Incorreta. Já vimos, no item a, que a meia-vida do bismuto-212 é de 60 minutos. O gráfico mostra o decaimento e a variação da massa apenas até 120 minutos. Então, para calcular o que ocorre duas horas depois desse momento, basta a conta a partir desse ponto: 60 min 60 min 25 mg –––––––––– 12,5 mg –––––––––– 6,25 mg (3h) (4h) Resposta: D

18. A combustão completa ocorre na presença do gás oxigênio e formam-se

gás carbônico (CO2) e água (H2O). Já a combustão incompleta (com quantidade insuficiente de gás oxigênio) resulta em monóxido de carbono (CO) e fuligem (C). Vamos montar a equação básica da combustão completa do propano: x C3H8(g) + y O2(g) → z CO2(g) + w H2O(v) . Precisamos balancear a equação – ou seja, encontrar os coeficientes x, y, z e w, que indicam a proporção entre as quantidades dos reagentes e produtos: • Do lado esquerdo, temos 3 átomos de carbono (C3 ); 8 átomos de hidrogênio (H8 ) e 2 átomos de oxigênio (O2 ). • Do lado direito, temos 1 átomo de carbono (C); 3 átomos de oxigênio (O2 + O) e 2 átomos de hidrogênio (H2 ). • Igualando os valores dos dois lados da equação, chegamos a: 1 C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(v) Então, a cada litro de C3H8(g) são necessários 5 litros de O2(g) para que aconteça a combustão completa. Para descobrir quanto de gás oxigênio seria necessário para a combustão completa de 50 L de propano, resolvemos uma simples regra de três: 1 L de C3H8(g) ------------- 5 L de O2(g) 50 L de C3H8(g) ----------- x L de O2(g) x = 50 . 5 = 250 L de O2 Portanto, para a combustão completa de 50 L de C3H8(g) são necessários 250 L de gás oxigênio.

CAPÍTULO 4

17. Primeiro, entenda que os número associado à palavra “bismuto” refere-

se ao número de massa (A). Assim, bismuto-212 ( Bi) é um átomo de bismuto com A = 212; e bismuto-214 (214Bi) é um átomo de bismuto com A = 214 unidades. Analisando cada uma das alternativas: a) Correto. A meia-vida é o tempo decorrido até que a amostra da substância se reduza à metade da massa original. Veja no gráfico do enunciado que a massa de bismuto-212 cai de 100 mg no instante 0 e chega a 50 mg depois de 60 minutos. b) Correto. Recorrendo ao gráfico, você vê que, após 25 minutos, a massa de 212Bi se reduziu de 100 mg para aproximadamente 75 mg. Os 25 mg perdidos na massa do 212Bi se transformaram em 212Po, conforme a equação abaixo: 212 Bi → b + 212Po Assim, a relação entre a massa de bismuto–212 (75 mg) e a massa de polonio–212 (25mg) é de 75 : 25 – o mesmo que 3 : 1. 212

Aqui vem o pulo do gato da questão: o enunciado informa que a reação ocorreu com 250 L de ar, e não de oxigênio. Informa, também, que do volume total de ar apenas 20% correspondem a O2. Por regra de três encontramos o volume de O2 que temos existente nesse volume de ar: 1 L de ar ------- 20% O2 250 L de ar ---- x L de O2 x = 250 . 20 : 100 x = 50 L Ou seja, o volume de O2 envolvido na reação é menor que o requerido para uma reação completa. Nesse caso, não havia oxigênio suficiente para completar a combustão. Resposta: Ocorreu combustão incompleta. GE QUÍMICA 2018

143

SIMULADO

19.A equação 3 C H

2 2 (g) → C6H6 (l) refere-se à reação global, ou seja, a transformação que ocorre, simplesmente. (Repare que a reação mostra que para um mol de benzeno (C6H6) são necessários três mol de C2H2.) Já as equações II e III mostram duas reações que, combinadas, chegam a essa transformação. E é nessas duas equações que o enunciado informa a variação de entalpia ∆H. Já que a lei de Hesse afirma que a energia absorvida ou liberada por uma reação não depende do caminho que leva dos reagentes aos produtos, vamos trabalhar com essas duas reações indiretas.

Para encontrar a diferença de potencial elétrico de uma biocélula aplicamos o ∆Eº = Eºox + Eºred . Assim, ∆Eº = Eºox + Eºred = 0,3V + 0,8V = 1,1 V. Se, para uma biocélula, ∆E = 1,1 V. Então, para chegar a uma diferença de potencial de 4,4 V, precisaremos de quatro biocélulas. Resposta: B

21. Para resolver esta questão precisamos apenas ler o enunciado com cuidado e compreender o esquema apresentado. E entender a notação abaixo:

Na reação I: a equação envolve apenas um mol de C2H2. Mas a reação global mostra que para produzir 1 mol de C6H6 são necessários 3 mol de C2H2. Então multiplicamos a reação I por 3. Ficamos com: 3 C2H2+ 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2O Preste atenção: a variação de entalpia fornecida para a equação I no enunciado refere-se à reação de apenas 1 mol de C2H2. Como vamos trabalhar com 3 mol dessa substância, precisamos multiplicar ∆H por 3. Ficamos com – 930 kcal. Na reação II, o benzeno (C6H6) aparece como reagente e não como produto. Então invertemos a reação, para que ela fique no mesmo sentido da reação global. Ficamos com 6 CO2 + 3 H2O → C6H6 + 15/2 O2 Como a equação foi invertida, o fluxo de energia também tem de ser invertido: a reação passa de exotérmica para endotérmica. Assim, ∆H = 780 kcal/mol. Agora podemos calcular a variação de entalpia somando as equações I e II: 3 C2 H2 (g) + 15 O2(g)  6 CO2 (g) + 3 H2O(l) 2 6 CO2 (g) + 3 H2O(l)  C6H6 (l) + 15 O2 (g) 2 Global

3 C2 H2 (g) –––––––––– C6H6 (l)

∆H0C = 3 . (–310) kcal/mol

Número de massa (prótons + nêutrons) (A) ––––––––––––––– 3 Número atômico (prótons) (Z) ------------------------------ 2

He

Observando a figura, concluímos, então, que as esferas escuras são os prótons e as brancas, os nêutrons. O esquema mostra uma união de núcleos de 2He3, ou seja, um processo de fusão nuclear. Os prótons e nêutrons liberados na reação não constituem dois novos núcleos. Por isso não se trata de fissão. Resposta: C

CAPÍTULO 5

22. Para ser absorvido por um vegetal, o nutriente deve estar diluído em

água – ou seja, só serão absorvidos os nutrientes solúveis em água. E uma das condições para uma boa solubilidade é o pH da água que está no solo. O que a questão pede é o melhor pH para que todos os nutrientes citados sejam absorvidos. Fácil: basta encontrar na tabela a faixa em que isso ocorre.

∆H0C= +780 kcal/mol ∆H = [3 . (–310) + 780] kcal/mol

∆H = –150 kcal/mol Resposta: B

20. Primeiro, calculamos a diferença de potencial elétrico da biocélula, deter-

minando quem sofrerá oxidação e quem sofrerá redução. Das duas semirreações de redução apresentadas no texto II, a de menor potencial indicará a semirreação de oxidação (– 0,3V). Essa reação inversa representará a semirreação de oxidação (perda de elétrons): CH3OO− + 2 H2O → 2 CO2 + 7 H+ + 8 e−. Como invertemos a reação, invertemos o sinal do valor padrão do potencial elétrico, ficamos com Eº = + 0,3 V (potencial de oxidação: Eºoxi ). Já o potencial da outra semirreação, que envolve o O2 , permanece com o mesmo sinal. Porém, precisamos multiplicar essa reação por 2 para igualar o número de elétrons entre esta e a reação anterior. A semirreação fica, então: 2 O2 + 8 H+ + 8 e– → 4 . 2 H2O Somando as duas semirreções de redução e de oxidação, encontraremos a reação global e verificaremos que a quantidade de elétrons cedidos e recebidos é a mesma, indicando que estamos no caminho correto. CH3COO− + 2 H2O → 2 CO2 + 7 H+ + 8 e− 2 O2 + 8 H+ + 8 e– → 4 (2) H2O Global

CH3COO− + 2 O2 –––––––––– 2 CO2 + 2 H2O

144 GE QUÍMICA 2018

Resposta: C

23. Passo a passo:

• Preste atenção no enunciado e interprete bem o texto: o poluente resultante da queima da borracha vulcanizada gera chuva ácida. Portanto, os produtos da reação entre a água e esses poluentes tem pH baixo (caráter ácido). • Entenda bem o que é apresentado no quadro: não se trata da reação de cada substância com a borracha vulcanizada, mas a de cada substância com a água da solução aquosa. • Para ser neutralizado, um ácido deve ser combinado com uma base – ou seja, para ter caráter básico, a solução aquosa deve conter o radical hidroxila (OH –). Só com essa observação, você já elimina as alternativas a e e. • Você deve se lembrar que um valor alto da constante de equilíbrio indica que a reação direta é favorecida, com maior concentração de seus produtos (e, portanto, de OH –).

• Quanto maior a concentração, mais eficiente sua ação de neutralização do ácido. • Se queremos a substância mais eficiente para remover o poluente, então devemos procurar a reação de maior valor da constante. Dentre as substâncias referentes às alternativas b, c e d, o maior valor é o do hidrogenofosfato de potássio (2,8 · 10−2). Então esta é a substância que, dissolvida em água, neutralizará com maior eficiência a ação do poluente que produz a chuva ácida. Atenção: não se confunda com os valores: 4,4 . 10–4 é menor que 2,8 . 10–2. Repare no expoente do 10. Resposta: D

reação direta e, também, a inversa, fazendo com a que a reação alcance o ponto de equilíbrio mais rapidamente. Assim, as alternativas a e b são incorretas. A alteração na pressão ou na temperatura desloca o equilíbrio químico de sistemas gasosos, portanto, as alternativas d e e também estão incorretas. O ∆H da reação, fornecido no enunciado, indica que a reação direta é endotérmica (absorve calor). Portanto, o aumento da temperatura favorecerá a reação direta, de formação de estireno. Resposta: C

24. Compare os gráficos do enunciado. No primeiro, a concentração de

CAPÍTULO 6

reagentes (A) é maior do que a de produtos (B); no segundo, a situação se inverte: Y é maior que X. Determinando as constantes de equilíbrio de cada sistema: A�B X�Y K1 = [B] [A]

K2 = [Y] [X]

[A] > [B] K1 < 1

[Y] > [X] K2 > 1

Resposta: A reação X → Y tem a maior constante de equilíbrio.

27. Analisando cada uma das afirmações:

I) Falso. Carbono terciário é um átomo de C ligado a outros três átomos de C. Analisando a fórmula estrutural do DEET, você vê que existem apenas dois átomos com três ligações desse tipo. C

C

II) Falsa. A fórmula molecular da icaridina é C12H23NO3 . Lembre-se de que na fórmula estrutural bastão as ligações entre C e H são apresentadas em ziguezague. Lembrando que C é tetravalente (ou seja, faz quatro ligações covalentes), você conta facilmente o número de carbonos e hidrogênios da icaridina. Veja:

25.

A resposta só depende de você se lembrar do princípio de Le Châtelier: um sistema em equilíbrio, se alterado, tende a voltar ao equilíbrio inicial. Deve se lembrar, também, como esse princípio se aplica ao aumento ou redução da concentração de reagentes e produtos. Analisando cada uma das alternativas: a) Incorreta. O aumento na concentração de carbonato (reagente) causará um deslocamento do equilíbrio no sentido direto, do produto (hidrogenocarbonato de cálcio). b) Incorreta. O gás carbônico (CO2 ) é um dos reagentes. A diminuição de sua concentração não permitirá que todo o outro reagente reaja. Como consequência, o equilíbrio é deslocado para a esquerda, no sentido inverso ao da reação. c) Correta. Todo aumento de concentração, seja de um reagente, seja de um produto, provocará um deslocamento do equilíbrio, seja na reação direta, seja na inversa. d) Incorreta. O deslocamento do equilíbrio na reação apresentada acontece apenas em um sentido. Deslocamentos em dois sentidos podem ocorrer quando a interferência ocorre por mais de um fator, por exemplo, temperatura e superfície de contato, ao mesmo tempo. e) Incorreta. O aumento na concentração de gás carbônico favorece a reação direta. Então provoca um deslocamento do equilíbrio no sentido direto, no da formação dos produtos. Veja: Deslocamento para a direita

CaCO3(s) +

CO2(g)

+ H2O(l) –––––––––––––––– Ca(HCO3)2(aq)

III) Verdadeira. A molécula de icaridina possui dois átomos de C quirais – carbono ligado a quatro grupos diferentes entre si. Esses grupos chamam-se enantiômeros. Veja:

IV) Verdadeira. Na hidrólise ácida forma-se o ácido carboxílico. Nessa reação, para tanto, a molécula de água quebra a molécula de DEET na ligação entre o C (carbonila, C = O) e o N. A parte da molécula onde está a carbonila, formará o grupo carboxila (carbonila + hidroxila da água/ C = O + OH−). O restante da molécula se ligará com o H+ da água.

aumento na concentração

Resposta: C

26. A resposta depende apenas de você se lembrar de conceitos básicos

sobre catalisadores, deslocamento do equilíbrio e entalpia. Um catalisador jamais desloca o equilíbrio ou altera a entalpia (∆H) de uma reação. Ele apenas acelera a

Resposta: E GE QUÍMICA 2018

145

SIMULADO

28. Vamos detalhar a fórmula estrutural de cada composto. Em seguida numeramos a cadeia principal, iniciando pela extremidade mais próxima de uma ramificação:

a) Correta. Tanto o etilbenzeno quanto o estireno são formados apenas por átomos C e H e têm em sua estrutura um anel benzênico ou aromático (cadeia de seis átomos de carbono unidos por ligações simples e duplas, intercaladas. b) Incorreta. Carbonos quaternários são átomos C ligados a outros quatro átomos C. Isso não ocorre nem no etilbenzeno, nem no estireno. c) e e) Incorretas. Isômeros têm os mesmos elementos químicos, na mesma quantidade – ou seja, têm a mesma fórmula molecular – mas as fórmulas estruturais diferentes. Com isso, as substâncias têm propriedades diferentes. Para responder à questão basta identificar as ligações de cada composto e verificar que o número de H é diferente. Com isso, deduzimos as respectivas fórmulas moleculares: para o etilbenzeno, C8H10 e, para o estireno, C8H8 . d) Incorreta. Veja na fórmula estrutural que não existe nenhum C assimétrico, ou seja, carbonos ligados a quadro grupos diferentes. Resposta: A

29. O material aplicado deverá apresentar um alto poder de repelir a água –

ou seja, ter caráter hidrofóbico. Portanto, o material não deverá interagir com as moléculas de água, que são polares. Para isso, o grupo de átomos (radical) ligados ao silício (Si) não deve ter grupos funcionais oxigenados ou nitrogenados – ou seja, o composto deve ter apenas átomos C e H. Dentre todos os materiais apresentados, o único que tem essa característica apresentada é o ClSi(CH3)2OCH2(CH2)10CH3 . Veja a estrutura dessa molécula:

E identificamos e nomeamos as ramificações:

Assim, pelas regras de nomenclatura, temos: • Número de carbonos na cadeia principal: 5. O prefixo é pent; • Todas as ligações são simples. Portanto, o infixo é an; • A função orgânica é hidrocarboneto. Sufixo: o; • Existem três ramificações. Prefixo: tri; • As ramificações estão nas posições 2, 2 e 4 Então, o nome do isoctano é 2,2,4-trimetilpentano. Resposta: A

31.Você deve saber identificar os grupos funcionais nas três fórmulas estruturais. Veja:

Resposta: E

30. Identificando os átomos C e H na fórmula estrutural apresentada no

enunciado, temos a seguinte representação do alcano:

O enunciado diz que se trata de uma cadeia carbônica ramificada e, para determinar o seu nome, devemos identificar a cadeia principal (a que contém o maior número de átomos de carbono entre as extremidades):

146 GE QUÍMICA 2018

As funções que se repetem nas três moléculas são cetona e álcool (funções oxigenadas). Resposta: A