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

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Natureza corpuscular
da matéria – Módulos
1 – Átomo, número atômico, número de massa, elemento químico
2 – Níveis e subníveis de energia
3 – Ligações químicas. Regra do Octeto. A ligação iônica
4 – A ligação covalente
5 – Teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV)
6 – Polaridade da ligação covalente
7 – Forças intermoleculares
8 – Estrutura das substâncias e propriedades físicas
Ernest Rutherford – (1871-1937)
Modelo nuclear do átomo
(Prêmio Nobel em 1908)
1
Átomo, número atômico, número
de massa, elemento químico
1. Teoria atômica
A ideia de que a matéria consiste em partículas já era
apresentada no ano 400 a.C. pelos filósofos Demócrito e
Leucipo. No entanto, esta ideia foi rejeitada por Platão e
Aristóteles. Em 1808, o professor inglês John Dalton explicou várias das leis da Química, baseando-se na existência do átomo.
2. As partículas fundamentais
O átomo é constituído de uma parte central (núcleo)
e uma parte envolvente (coroa ou eletrosfera).
Na coroa existem os elétrons, partículas dotadas de
carga elétrica negativa.
No núcleo existem os prótons, partículas positivas e
os nêutrons, sem carga elétrica. Essas três partículas são
chamadas de partículas fundamentais.
• Próton • Elétron • Nêutron
Quando o átomo está no estado isolado (livre da influência de fatores externos), o número de prótons (np) é
sempre igual ao número de elétrons (ne).
A quantidade de eletricidade existente no próton é
igual à quantidade de eletricidade do elétron, mas de sinal
contrário.
No estado isolado, o átomo é um sistema eletricamente neutro, porque o núcleo atômico (prótons) tem
carga numericamente igual à da eletrosfera (elétrons),
mas de sinal oposto, e estas cargas se neutralizam.
3. Número atômico
e número de massa
O número atômico (Z) de um átomo é o número de
prótons existentes no seu núcleo.
Número de massa (A) de um átomo é a soma do
número de prótons (Z) e do número de nêutrons (N).
A=Z+N
QUÍMICA
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4. Elemento químico
Exemplo
A
9
Be
4
Z
Esse átomo é do elemento berílio (símbolo Be).
Elemento químico é um conjunto de átomos de
mesmo número atômico (Z). Assim, o conjunto de todos
os átomos de número atômico 4 (4 prótons) é o elemento químico berílio.
Os químicos descobriram, até o momento, 117 elementos químicos, dos quais 90 são naturais e os restantes, artificiais. Verifica-se que há uma correspondência
entre o conjunto dos elementos químicos e o conjunto
dos números atômicos.
⎯→ número atômico
elemento químico ←⎯
Assim, o número atômico 4 define o elemento químico berílio. Quando se fala no berílio, pensamos imediatamente no número atômico 4.
Alguns elementos químicos e seus símbolos
Alumínio (Z = 13): Al
Argônio (Z = 18): Ar
Arsênio (Z = 33): As
Bário (Z = 56): Ba
Berílio (Z = 4): Be
Bismuto (Z = 83): Bi
Boro (Z = 5): B
Bromo (Z = 35): Br
Cádmio (Z = 48): Cd
Cálcio (Z = 20): Ca
Carbono (Z = 6): C
Chumbo (Z = 82): Pb (plumbum)
Cloro (Z = 17): Cl
Cobalto (Z = 27): Co
Cobre (Z = 29): Cu (cuprum)
Cromo (Z = 24): Cr
Enxofre (Z = 16): S (sulfur)
Estrôncio (Z = 38): Sr (strontium)
Ferro (Z = 26): Fe
Flúor (Z = 9): F
Fósforo (Z = 15): P (phosphorus)
Hélio (Z = 2): He
Hidrogênio (Z = 1): H
Índio (Z = 49): In
Iodo (Z = 53): I
Irídio (Z = 77): Ir
Magnésio (Z = 12): Mg
Manganês (Z = 25): Mn
Mercúrio (Z = 80): Hg (hidrargirium)
Neônio (Z = 10): Ne
Níquel (Z = 28): Ni
Nitrogênio (Z = 7): N
Ouro (Z = 79): Au (aurum)
Oxigênio (Z = 8): O
Platina (Z = 78): Pt
Potássio (Z = 19): K (kalium)
Prata (Z = 47): Ag (argentum)
Silício (Z = 14): Si
Sódio (Z = 11): Na (natrium)
Zinco (Z = 30): Zn
O átomo é vazio
Uma estrela de nêutrons pode ter 1 milhão de toneladas
em um espaço onde só cabe a cabeça de um alfinete.
Não parece, mas os átomos que formam tudo o que
conhecemos, do ar ao chumbo, estão cheios de nada.
Quase toda a massa deles está no seu minúsculo
núcleo. O resto é um vazio onde os elétrons voam loucamente. Uma estrela de nêutrons é um astro
superpesado. Ela se forma quando a incrível gravidade
de uma estrela muito grande espreme os átomos, acabando com o espaço entre eles. Os elétrons são
capturados pelo núcleo, gerando uma explosão, a
supernova. Depois, a estrela passa a ter só núcleos, que
são pura massa. Fica tão pesada que, se colocarmos um
pedaço dela do tamanho de uma cabeça de alfinete numa
gangorra, teremos de botar dois petroleiros no outro lado para
equilibrar.
Muito menos denso do que uma estrela de nêutrons, o Sol tem um
raio 70 000 vezes maior que o dela, embora a massa de ambos seja
igual. Se ele tivesse o tamanho mostrado neste círculo amarelo, ela
mediria metade de 1 décimo de milímetro, menos ainda do que este
pontinho
.
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QUÍMICA
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(UFMA – MODELO ENEM) – Átomo –
uma partícula tão pequena que até recentemente não podia ser vista mesmo com o microscópio mais potente. A determinação de sua
estrutura continua sendo uma das maiores
proezas da criatividade intelectual humana. Em
um átomo neutro com 22 elétrons e 26 nêutrons, seu número atômico e seu número de
massa são respectivamente
a) 22 e 26
b) 26 e 48
c) 26 e 22
d) 48 e 22
e) 22 e 48
Resolução
Em um átomo neutro, o número de prótons é
igual ao número de elétrons. O número de
prótons é, portanto, 22. O número atômico (Z) é
o número de prótons (Z = 22). O número de
massa (A) é o número de prótons mais o
número de nêutrons.
A = Z + N = 22 + 26 = 48
Resposta: E
(MODELO ENEM) – Embora os átomos
sejam espantosamente pequenos, eles contêm partículas menores, as partículas subatômicas, tais como os elétrons, prótons e
37
nêutrons. O átomo 17
Cl tem igual número de
nêutrons que o átomo 20xCa. O número de massa x do átomo de Ca é igual a:
a) 10
b) 17
c) 20
d) 37
e) 40
Resolução
Número de nêutrons do Cl
A = Z + N ∴ 37 = 17 + N ∴ N = 20
Considerando-se um átomo que apresente
número de massa igual ao dobro do número
atômico, é correto afirmar que:
a) possui mais elétrons do que nêutrons.
b) possui a mesma quantidade de elétrons,
nêutrons e prótons.
c) possui duas vezes mais prótons do que
nêutrons.
d) possui duas vezes mais nêutrons do que
prótons.
e) o número atômico é o dobro do número de
nêutrons.
Resolução
A = 2Z = Z + N
Número de massa do Ca:
2Z – Z = N ∴ Z = N
A = Z + N = 20 + 20 = 40
np = ne
Resposta: E
Resposta: B
(FUVEST-SP – MODELO ENEM) – O elétron foi descoberto em 1897 por J.J. Thomson. Prótons foram observados
por E. Goldstein em 1886, mas foi Thomson quem descobriu a
sua natureza. O nêutron foi descoberto em 1932 por James
Chadwick.
São dados três átomos distintos A, B e C. O átomo A tem
número atômico 35 e número de massa 80. O átomo C tem 47
nêutrons, sendo isoeletrônico de A. Os átomos A e B têm o
mesmo número de nêutrons e os átomos B e C têm o mesmo
número de massa.
Determine o número de prótons do átomo B.
A seguinte representação:
3 X, 4 X, 5X
2
2
2
X = símbolo do elemento químico
refere-se a átomos com:
a) igual número de nêutrons.
b) igual número de prótons.
c) diferentes números de elétrons.
d) diferentes números atômicos.
e) igual número de massa.
RESOLUÇÃO:
80
A
35
B
C (N = 47)
– A e C são isoeletrônicos (igual número de elétrons; como são
átomos, igual número atômico).
– Número atômico de C = 35
– Número de massa de C e B = 35 + 47 = 82
– Número de nêutrons de A e B = 80 – 35 = 45
– Número de prótons de B = 82 – 45 = 37
RESOLUÇÃO:
O índice inferior fornece o número atômico, que é o número de
prótons. Os átomos diferem no número de nêutrons.
Resposta: B
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL
OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”,
digite QUIM2M101
QUÍMICA
207
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Níveis e subníveis de energia
2
• Nível • Subnível
• Diagrama de Pauling
1. Camadas eletrônicas
ou níveis de energia
Dependendo da distância ao núcleo, os elétrons encontram-se em níveis energéticos diferentes.
Nos átomos dos elementos químicos conhecidos, podem ocorrer 7 níveis de energia (contendo elétrons)
representados, respectivamente, a partir do núcleo, pelas letras K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números 1, 2, 3, 4,
5, 6, 7. Estes são chamados de números quânticos
principais, representando aproximadamente a distância
do elétron ao núcleo, assim como a energia do elétron.
Se um elétron tem número quântico principal igual a 3,
ele pertence à camada M e tem a energia desse nível.
Para indicar em que camada está o subnível, escrevese o número quântico principal da camada antes da letra
indicativa do subnível. O número de elétrons existente no
subnível é indicado por um “expoente”.
Exemplo
3p5
Significado
Na camada M (número quântico principal = 3), existe
o subnível p, contendo 5 elétrons.
O elemento de número atômico Z = 118 apresenta
em cada camada o seguinte número de elétrons:
K
L
M
N
O
P
Q
2
8
18
32
32
18
8
2. Subníveis de energia
ou subcamadas eletrônicas
Nos átomos dos elementos conhecidos, podem
ocorrer 4 subníveis, designados sucessivamente pelas
letras s (“sharp”), p (“principal”), d (“diffuse”) e f (“fundamental”).
O número máximo de elétrons em cada subnível é:
s
p
d
2
6
10
f
14
Em uma camada de número n existem n subníveis.
Assim, na camada O existem 5 subníveis: s, p, d, f, g.
Acontece, porém, que, nos elementos conhecidos, os
subníveis g, h, i aparecem vazios.
208
QUÍMICA
3. Inicialmente os elétrons
preenchem os subníveis
de menor energia
Para se dar a configuração eletrônica de um átomo,
colocam-se os elétrons, primeiramente, nos subníveis
de menor energia.
Exemplo
Sódio (Na); Z = 11 (11 prótons e 11 elétrons)
2s2
2p6
3s1
1s2
Um sistema com baixa energia é estável. Todo
sistema tem tendência para ficar mais estável.
Colocando-se os elétrons nos subníveis de menor
energia ocorre como consequência um estado de maior
estabilidade para o átomo. Diz-se que o átomo está no
estado fundamental.
Deve-se observar a ordem energética dos subníveis
de energia que, infelizmente, não é igual à ordem geométrica. Isto porque subníveis de níveis superiores podem
ter menor energia total do que subníveis inferiores.
4. Diagrama de Linus Pauling
Escrevem-se as camadas em linhas horizontais. Descendo pelas diagonais encontramos os subníveis em
ordem crescente de energia. É nessa ordem que os
subníveis são preenchidos com elétrons.
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Exemplo
Európio (Z = 63): 63 prótons, 63 elétrons.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f 7 5s2 5p6 6s2
K
2
L
8
M
18
N
25
O
8
P
2
A última camada recebe o nome de camada de valência. Na camada de valência do európio (camada P),
existem dois elétrons.
!
O Destaque
O químico americano Linus Pauling
é um dos pais da Química moderna.
Recebeu o prêmio Nobel de Química
em 1954 pelos seus trabalhos sobre
a natureza das ligações químicas.
Em 1963, recebeu o prêmio Nobel
da Paz. Faleceu aos 93 anos, em
1994.
Escrevendo na ordem energética (ordem de preenchimento), temos:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f7
Escrevendo na ordem geométrica (ordem de camada), fica:
(MODELO ENEM) – Considere o Diagrama
de Linus Pauling, no qual os subníveis de energia (s, p, d, f) aparecem em ordem crescente de
energia, que é a ordem de preenchimento com
elétrons.
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
Número máximo de elétrons em cada subnível.
s
2
p
6
d
10
f
14
Analise as afirmações a seguir, considerando os
100 primeiros elementos:
I) Todos os 100 elementos apresentam pelos
menos um elétron s.
II) No máximo 96 elementos apresentam pelo
menos um elétron p.
III) No máximo 80 elementos apresentam pelo
menos um elétron d.
Está correto somente o que se afirma em:
a) I
b) II
c) I e III
d) II e III
e) I, II e III
Resolução
I) Correta. Todos apresentam pelo menos um
elétron s.
He(Z = 2) 1s2 etc.
H(Z = 1): 1s1
II) Correta. Do número atômico 5 em diante os
elementos apresentam elétron em subnível
p.
Be(Z = 4) 1s2 2s2
Li(Z = 3) 1s2 2s1
B(Z = 5) 1s2 2s2 2p1
III) Correta. Até o número atômico 20, não há
elétron em subnível d.
Ca(Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Sc(Z = 21) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Resposta: E
(UNIP-SP – MODELO ENEM) – Uma das ideias com que
Bohr contribuiu para o conceito moderno do átomo foi a de que
a energia dos elétrons é quantizada, isto é, de que o elétron
está restrito a certos valores permitidos de energia, ou seja, os
elétrons estão distribuídos em níveis de energia. Estes níveis
de energia são designados pela letra n. A medida que n cresce,
a energia do elétron aumenta, e o elétron é, em média, encontrado mais longe do núcleo.
Considerando o átomo de ferro (número
atômico 26), responda:
a) Qual a distribuição eletrônica em ordem energética?
b) Qual a distribuição eletrônica em ordem geométrica?
c) Qual a camada de valência, e quantos
elétrons ela possui?
d) Qual o subnível mais energético, e quantos
elétrons ele possui?
Resolução
a) Distribuição em ordem energética:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
b) Distribuição em ordem geométrica:
1s2
K
2
2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
L
M
8
14
4s2
N
2
c) Camada N, com 2 elétrons.
d) Subnível 3d, com 6 elétrons.
A configuração eletrônica correta do elemento vanádio (N.o atômico 23) é:
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p3
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3s4 4s2
e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 4p1
QUÍMICA
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RESOLUÇÃO:
Z = 60
RESOLUÇÃO:
Resposta: A
Para o átomo de número atômico 60, no estado fundamental, pede-se:
a) a configuração eletrônica nos subníveis escrita em ordem
energética.
b) a configuração eletrônica nos subníveis escrita em ordem de
camada.
c) o número de elétrons em cada camada eletrônica.
d) o número de elétrons na camada de valência.
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL
OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”,
digite QUIM2M104
Ligações químicas. Regra
do Octeto. A ligação iônica
3
1. Os átomos fazem ligações
Os átomos estão continuamente procurando um
estado de maior estabilidade. Este estado é conseguido
quando os átomos se unem, ligam entre si, formando as
moléculas ou os cristais.
A molécula é um grupo discreto de átomos mantidos
juntos por uma ligação química. Por exemplo, a molécula
de hidrogênio contém dois átomos de hidrogênio.
2. Regra do octeto – os átomos,
para se estabilizarem, adquirem
configuração de gás nobre
O nível eletrônico mais externo de um átomo contendo
elétrons, quando o átomo está no seu estado fundamental
(normal), é chamado de camada de valência do átomo.
210
No Portal Objetivo
QUÍMICA
• Octeto • Ligação iônica
• Transferência de elétrons
As propriedades químicas de um elemento são
determinadas pelo número de elétrons na camada de
valência. A não reatividade mostrada pelos elementos
cujos átomos apresentam 8 elétrons na camada de
valência (gases nobres: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) sugere que
a presença de 8 elétrons na camada de valência confere
ao átomo uma configuração muito estável, não reativa.
Átomos que não têm 8 elétrons na camada de valência
devem reagir com outros átomos, de modo a adquirir
aquela configuração eletrônica (lembrar que o hélio tem
apenas 2 elétrons na camada K). Os átomos com número
atômico próximo do hélio adquirem a configuração deste
gás nobre (H, Li, Be, B). Assim, surgiu a famosa Regra do
Octeto proposta por Lewis e Kossel:
“Ocorrem reações químicas em que participam
elementos químicos com estrutura menos estável, porque elementos químicos com estrutura
eletrônica menos estável têm tendência a adquirir
estrutura mais estável por meio do ganho, da
perda ou do compartilhamento de elétrons”.
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3. Ligação iônica
(eletrovalente) – a ligação
que existe no cloreto de sódio
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
1) Metais – menos de 4 elétrons na camada de
valência. Tendência para ceder elétrons.
2) Não metais – mais de 4 elétrons na camada de
valência. Tendência para receber elétrons.
O carbono tem 4 elétrons na camada de valência e é
considerado não metal.
3) Gases nobres – distribuição eletrônica no quadro
abaixo.
4) Hidrogênio – elemento sui generis.
FAMÍLIAS DE ELEMENTOS FAMOSAS
1) Metais alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Possuem um
elétron na camada de valência e adquirem configuração de gás nobre pela perda desse elétron.
2) Metais alcalinoterrosos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
Apresentam dois elétrons na última camada. Adquirem configuração de gás nobre pela perda desses
dois elétrons.
3) Não metais halogênios: F, Cl, Br, I, At. Possuem 7
elétrons na camada de valência e precisam receber
um elétron para ficar com configuração de gás nobre.
K
L
M
N
O
He
2
Ne
2
8
Ar
2
8
8
Kr
2
8
18
8
Xe
2
8
18
18
8
Rn
2
8
18
32
18
P
8
Átomos que têm de 1 a 3 elétrons na camada de
valência (metais) tendem a perder esses elétrons, tornandose partículas carregadas positivamente (cátions), pois,
então, o número de prótons ficará maior que o número de
elétrons. Um átomo é capaz de perder elétrons e tornar-se
um íon positivo, se um átomo fortemente “elétronatraente” for capaz de aceitar esses elétrons em sua
camada de valência e então tornar-se um íon negativo
(ânion). Os íons positivos e negativos formados atraem-se,
constituindo o composto. A força que prende os íons no
composto é de atração eletrostática.
O átomo do metal perde elétron e transforma-se
em íon positivo (cátion). O átomo do não metal recebe
elétron e vira íon negativo (ânion).
Exemplo: cloreto de potássio (KCl)
Forma-se o composto iônico cloreto de potássio (K+Cl–).
4. Fórmula eletrônica
ou Estrutura de Lewis
Podemos apresentar a ligação química por Estrutura
de Lewis, que representa por pontos ao redor do símbolo
os elétrons de valência.
Exemplos
Todos os compostos iônicos são sólidos a 25°C. Cada grãozinho do sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl)
é um cristal formado por um grande número de cátions
sódio (Na+) e ânions cloreto (Cl–), alternando-se no espaço.
Um cristal
de cloreto
de sódio
tem a forma
de cubo.
O arranjo
dos íons
Na+ (bola
menor) e Cl–
(bola maior).
••
•• –
K • + • C l •• → [ K ] + •• Cl ••
••
••
cloreto de potássio
••
•• –
Na • + • C l •• → [ Na] + •• Cl ••
••
••
cloreto de sódio
Ca •• +
••
• • 2–
O •• → [ Ca] 2+ •• O ••
••
••
óxido de cálcio
QUÍMICA
211
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Quando o H está ligado a metal alcalino ou alcalinoterroso, o composto formado é iônico. O átomo H recebe
um elétron formando o ânion H– (hidreto) que tem 2
elétrons na camada K, tal como o gás nobre hélio.
(UFSM-RS – MODELO ENEM) – O
magnésio é o sexto elemento mais abundante
na crosta terrestre. O Mg queima no ar com
forte brilho, liberando uma grande quantidade
de calor. A reação forma o óxido de magnésio
(MgO).
Em relação ao composto MgO, analise as
afirmativas:
I.
A ligação entre o magnésio e o oxigênio se
dá por transferência de elétrons, sendo
classificada como ligação iônica.
II. Os átomos não alcançam a configuração de
gás nobre após a ligação.
III. Após a ligação entre os átomos de
magnésio e oxigênio, há formação de um
cátion Mg2+ e um ânion O2–.
5. Como obter a fórmula
de um composto iônico?
Um método para obtermos a fórmula de um composto iônico pode ser dado pelo exemplo:
Composto: óxido de alumínio
Está(ão) correta(s)
a) apenas I.
b) apenas II.
c) apenas III.
d) apenas I e II.
e) apenas I e III.
Dado: números atômicos: Mg(12), O(8).
Resolução
I. Correta.
II. Falsa.
III. Correta.
O: 1s2 2s2 2p4 tendência a receber 2e– ⇒ O2–
2 2
6
2
–
2+
12Mg: 1s 2s 2p 3s tendência a doar 2e ⇒ Mg
Fórmula: Mg2+ O2– ⇒
Resposta: E
MgO
(PUC-PR) –
Sabe-se que a interação entre
átomos que se ligam, na formação de novas
substâncias, é feita através de seus elétrons
(MODELO ENEM) – Um átomo que tenha perdido ou adB:
quirido elétrons terá uma carga positiva ou negativa, dependendo da partícula, próton ou elétron, em excesso. Um átomo
1s2
K
2
mais externos. Uma combinação possível entre
o elemento A com a configuração eletrônica 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 e outro B (Z = 16) terá
fórmula e ligação, respectivamente:
a) AB e ligação covalente.
b) A2B e ligação iônica.
c) A2B3 e ligação covalente.
d) AB2 e ligação iônica.
e) A2B e ligação covalente.
Resolução
A ⇒ 1 elétron na camada de valência ⇒ A+
Tendência a doar 1 elétron.
B ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
6 elétrons na camada de valência ⇒ B2–
Tendência a receber 2 elétrons.
1+
Fórmula: A
2–
B
⇒
A2B
ligação iônica
Resposta: B
2s2 2p5
L
7
O átomo B recebe um elétron e
transforma-se no ânion monovalente B1–.
Resposta: C
ou grupo de átomos carregado é chamado de íon. O íon positivo tem o nome de cátion e o íon negativo é denominado ânion.
Quando átomos com configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2
reagem com átomos com configuração 1s2 2s2 2p5 há formação de cátions e ânions, respectivamente:
a) monovalentes e monovalentes.
b) monovalentes e bivalentes.
c) bivalentes e monovalentes.
d) bivalentes e bivalentes.
e) bivalentes e trivalentes.
Qual a fórmula molecular do composto formado na
questão anterior? Sejam A o símbolo do primeiro átomo e B o
do segundo átomo.
RESOLUÇÃO:
2+
A
1–
B ⇒ AB2
RESOLUÇÃO:
A:
212
1s2
K
2
2s2 2p6
L
8
3s2
M
2
QUÍMICA
O átomo A cede dois elétrons e
transforma-se no cátion bivalente
A2+.
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL
OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”,
digite QUIM2M105
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 213
A ligação covalente
4
• Compartilhamento de elétrons
• Covalente • Dativa
1. Spin. O elétron gira em torno de si mesmo
Spin é o movimento de rotação do elétron. Por causa do spin, o elétron funciona como um pequeno ímã.
Na figura,
um elétron
girando no
sentido
anti-horário.
Dois elétrons
de mesmo
spin (↓↓)
se repelem.
2. A ligação covalente
– a ligação que existe
na molécula de água
Cl
Z=1
K
1
+
Cl
Z = 17
K L M
2 8 7
H•
Cl
molécula
O compartilhamento de elétrons ocorre entre átomos
que apresentam 4 ou mais de 4 elétrons na camada de
valência. O hidrogênio tem um elétron na camada de
valência e também apresenta este tipo de ligação. Os
compostos que apresentam os átomos ligados apenas
por ligação covalente são chamados de compostos moleculares.
ou
Cl
Cl
3. Exemplos de
ligações covalentes
Substância
gás
carbônico
Molécula é uma partícula eletricamente
neutra formada por átomos unidos por ligação covalente.
Cl
fórmulas
eletrônicas
ou Cl — Cl ou C l2 (fórmula molecular
ou bruta)
fórmula
estrutural
Quando tivermos dois não metais combinando, os átomos ligar-se-ão pelo compartilhamento de alguns de seus
elétrons de valência. A ligação é feita por meio de dois
elétrons de spins opostos abrangendo os dois núcleos.
H•
Dois elétrons
de spins opostos
(↓↑) se atraem.
Fórmula
eletrônica
O
C
O
Fórmula
estrutural
Fórmula
molecular
O=C=O
CO2
NN
N2
gás
nitrogênio
N
ácido
clorídrico
••
H •• Cl
••
H — Cl
HCl
água
••
H •• O •• H
••
H—O—H
H2O
H—N—H
|
H
NH3
H
|
H—C—H
|
H
CH4
amônia
N
••
H •• N •• H
H
H
metano
H ••C•• H
H
QUÍMICA
213
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 214
7. Ácido sulfúrico: H2SO4
O
O
H
S
O
H
S
S
O
O —H
O
O
H
O
O— H
Nos exemplos dados, indicamos os elétrons com sinais diferentes (•, x) puramente por questões didáticas.
Isto foi feito para o leitor verificar a origem dos elétrons.
Lembrar que os elétrons são todos iguais. Em uma prova
represente todos os elétrons por um mesmo sinal.
Quatro moléculas importantes:
CO2 (gás carbônico), HCl (ácido clorídrico), NH3 (amônia) e CH4 (metano).
4. Dióxido de enxofre
– SO2 – a ligação dativa
Se cada átomo contribui com 1 elétron para estabelecer o par eletrônico, a ligação é chamada covalente comum ou simplesmente covalente. Se os dois elétrons
pertenciam a um só átomo, a ligação é chamada
covalente dativa ou coordenada.
Tanto o enxofre como o oxigênio apresentam 6 elétrons de valência. Um átomo de enxofre liga-se a um átomo
de oxigênio por dois pares eletrônicos simples. O outro átomo
de oxigênio liga-se ao enxofre por dativa, o par de elétrons sendo
fornecido pelo enxofre, que já está com 8 elétrons na camada
de valência. O par eletrônico é representado por uma flecha
dirigida no sentido doador → receptor.
5. Trióxido de enxofre – SO3
••
H •• Cl ••
••
Exemplo
8. Fórmula molecular de
um composto, a partir dos
números atômicos dos elementos
Exemplo
Um elemento A de número atômico 7 combina com
um elemento B de número atômico 9. Qual é a fórmula
mais provável do composto formado?
Resolução
Configuração eletrônica
O átomo A precisa fazer três pares eletrônicos para
ficar com oito elétrons na camada de valência, enquanto
o átomo B precisa fazer apenas 1 par.
Portanto, três átomos B ligar-se-ão a 1 átomo A.
6. Ácido nítrico: HNO3
A fórmula é AB3.
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL
OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”,
digite QUIM2M106
214
QUÍMICA
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 215
(UFPI – MODELO ENEM) – Alguns átomos
Resolução
não transferem elétrons para outro átomo para
formar íons. Em vez disso, eles formam uma
ligação química compartilhando pares de elétrons com outro átomo. Uma ligação covalente
consiste em um par de elétrons compartilhado
entre dois átomos.
H2O
Nas moléculas NH3 e H2O, os números de
pares de elétrons não ligantes localizados em
cada átomo central são, respectivamente:
Dados:
a)
b)
c)
d)
e)
H•
••
•
• N • •• O ••
•
•
••
H •• O ••
••
H
••
H — O ••
|
H
2 ligações covalentes comuns e 4 elétrons nãoligantes (dois pares).
NH3
••
H •• N •• H
••
H
••
H—N—H
|
H
3 ligações covalentes comuns e 2 elétrons nãoligantes (um par).
Resposta: B
(UFF-RJ-MODELO ENEM) – O leite materno é um alimento rico em substâncias orgânicas,
tais como proteínas, gorduras e açúcares, e substâncias minerais como, por exemplo, o fosfato de
cálcio. Esses compostos orgânicos têm como
característica principal as ligações covalentes na
formação de suas moléculas, enquanto o
1e1
1e2
2e1
2e3
3e1
(MODELO ENEM) – Moléculas existem nas substâncias
em que os átomos estão ligados covalentemente (compartilhamento de pares de elétrons).
A Estrutura de Lewis de um átomo é uma representação que
mostra os seus elétrons de valência.
••
Exemplo: • P •
•
Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado
por átomos de fósforo e flúor, considerando o número de
elétrons da camada de valência de cada átomo?
Dados: P: Z = 15; F: Z = 9.
mineral apresenta também ligação iônica.
Assinale a alternativa que apresenta corretamente os conceitos de ligações covalente e
iônica, respectivamente.
a) A ligação covalente só ocorre nos compostos
orgânicos.
b) A ligação covalente se faz por transferência
de elétrons, e a ligação iônica, pelo compartilhamento de elétrons na camada de
valência.
c) A ligação covalente se faz por atração de
cargas entre átomos, e a ligação iônica, por
separação de cargas.
d) A ligação covalente se faz por união de átomos em moléculas, e a ligação iônica, por
união de átomos em complexos químicos.
e) A ligação covalente se faz pelo compartilhamento de elétrons, e a ligação iônica, por
transferência de elétrons.
Resolução
Ligação iônica: transferência de elétrons.
Ligação covalente: compartilhamento de elétrons.
Resposta: E
A ligação covalente (compartilhamento de pares de elétrons) ocorre quando átomo de não metal liga-se a átomo de
não metal ou hidrogênio. Dar as fórmulas dos compostos formados por:
(I)
A(Z = 1) e B(Z = 7)
(II) E(Z = 6) e F(Z = 17)
RESOLUÇÃO:
I) A(Z = 1) K (hidrogênio)
1
B(Z =7)
••
K L
2 5
A x• B •
•
x
A ou A3B
x
A
II) E(Z = 6) K L
2 4
F(Z = 17) K L M
2 8 7
x
x
RESOLUÇÃO:
P(Z = 15) K L M
2 8 5
xx
• • xx
x
x
xF x• P •x Fx
xx
xx
•
x
x x
xFx
xx
F(Z = 9)
K L
2 7
xx
xx
x x
xFx
x
•
xx
•
xx
F x• E •x F
xx
x
x
x
ou EF4
x x
xFx
xx
ou F — P — F
|
F
Resposta: D
QUÍMICA
215
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 216
5
Teoria da repulsão dos pares de
elétrons da camada de valência (RPECV)
1. Os pares de elétrons se repelem
A teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência afirma que o arranjo geométrico dos
átomos ou grupos de átomos (ligantes), em torno de um
átomo central, é determinado pela repulsão entre os pares de elétrons presentes na camada de valência do
átomo central.
Cada par de elétrons pode ser considerado como
sendo uma carga negativa.
Os pares de elétrons arranjar-se-ão de modo a
ficarem o mais afastados possível um do outro, para
que a repulsão entre eles seja mínima.
O arranjo geométrico dos pares de elétrons em torno
de um átomo A é o seguinte:
• Repulsão dos pares de elétrons
• Geometria molecular
Se um átomo possui quatro pares de elétrons na sua
camada de valência, o arranjo que produz repulsões
mínimas é o tetraédrico. O ângulo entre os pares de
elétrons é 109°28’.
5. Geometria molecular
A forma de uma molécula é dada pelo arranjo dos
átomos e não pelo arranjo dos elétrons.
Experimentalmente, consegue-se determinar o arranjo
dos átomos numa molécula e não o arranjo dos elétrons.
6. Moléculas lineares
A molécula será linear quando o átomo central (A) for
do tipo:
2. Dois pares de elétrons: linear
Dois pares de elétrons se repelem formando um
ângulo de 180° com relação ao núcleo do átomo. Deste
modo, a repulsão entre eles será mínima.
A repulsão entre os pares de elétrons será mínima
quando os pares de elétrons estiverem localizados nos
lados opostos do núcleo.
Na teoria da RPECV, o mesmo raciocínio deve ser
feito com relação à dupla e tripla ligações.
Exemplos
3. Três pares de
elétrons: triangular
Quando houver três grupos de elétrons em torno de um
átomo, eles serão arrumados nos vértices de um triângulo. O
ângulo entre eles será de 120°.
4. Quatro pares de
elétrons: tetraédrico
No caso do gás carbônico (CO2), cada dupla-ligação
(dois pares de elétrons) é considerada como um grupo de
quatro elétrons. Esses dois grupos de quatro elétrons se
repelem e se colocam em lados opostos do núcleo do
carbono.
No caso do ácido cianídrico (HCN), existe um grupo
com dois elétrons (a ligação simples) e um grupo com
seis elétrons (a ligação tripla). Os dois grupos se repelem
ficando em lados opostos do núcleo do carbono.
7. Moléculas planas triangulares
Têm a fórmula geral abaixo:
X
••
a) A
•• ••
X
X
216
QUÍMICA
X
••
b)
A
•• •••
•
X
X
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 217
Exemplos
9. Moléculas piramidais trigonais
Exemplo: NH3
8. Moléculas angulares
Exemplos
Na molécula de amônia (NH3,) os quatro pares de
elétrons se dirigem para os vértices de um tetraedro. No
entanto, um par não é compartilhado. A molécula tem a
forma de uma pirâmide com base triangular (pirâmide
trigonal).
10. Moléculas tetraédricas
Exemplos
a) CH4 (metano)
SO2 e H2O são moléculas angulares
Na molécula da água, os quatro pares de elétrons se
dirigem para os vértices de um tetraedro. No entanto, dois
pares são não compartilhados, isto é, não estabelecem
ligação. A molécula é angular.
Na molécula do dióxido de enxofre (SO2), existem
três grupos de elétrons: dois grupos, cada um com um
par de elétrons, e um grupo com dois pares (a ligação
dupla). Os três grupos se situam nos vértices de um
triângulo com o enxofre no centro. No entanto, um par de
elétrons não é compartilhado (é um par isolado). A
molécula é angular.
b) NH+4 (íon amônio)
QUÍMICA
217
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 218
?
Saiba mais
QUATRO PARES DE ELÉTRONS
Quando existem quatro pares de elétrons na camada de valência, eles se situam nos vértices de um tetraedro.
No entanto, existem quatro possíveis formas moleculares, dependendo do número de pares isolados.
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M107
(UEG-GO – MODELO ENEM) – Uma das
maneiras mais simples e mais usadas atualmente para prever a geometria das moléculas
que apresentam mais do que dois átomos consiste na utilização da teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. Essa
teoria está baseada na ideia de que os pares
eletrônicos ao redor de um átomo central, estejam ou não participando das ligações, se comportam como nuvens eletrônicas que se
repelem entre si, de forma a ficarem orientadas
no espaço com a maior distância angular
possível.
a) tetraédrica tetraédrica
III
angular
b)
plana
trigonal
tetraédrica
linear
c)
pirâmide
trigonal
tetraédrica
linear
d)
pirâmide
trigonal
pirâmide
trigonal
angular
e)
plana
trigonal
pirâmide
trigonal
linear
(UFPB-PB) – Numa amostra de ar atmosférico, além dos gases oxigênio, nitrogênio e
argônio, encontram-se também, dentre outros,
CO2, H2O, SO2 e SO3. A geometria molecular
desses compostos é, respectivamente,
a) linear, angular, linear, trigonal plana.
b) linear, angular, angular, trigonal plana.
c) linear, tetraédrica, angular, piramidal.
d) angular, linear, angular, trigonal plana.
e) linear, tetraédrica, angular, trigonal plana.
••
•
••
H• •C• •O• •S•
•
••
••
Dados:
Resolução
••
O
••
O
C
III. H •• Be •• H
QUÍMICA
••
••
linear
angular
••
S O angular
••
O
••
••
••
O S O plana trigonal
•• ••
O
••
••
H
••
•
II. H • C •• H
••
H
••
H O
••
H
•• ••
•• ••
••
Resolução
I.
Os pares eletrônicos do átomo central
dirigem-se para os vértices de um
tetraedro, mas não há átomo em um dos
vértices. A molécula é piramidal trigonal.
II. Os pares eletrônicos do átomo central
dirigem-se para os vértices de um
tetraedro com átomos nos quatro vértices.
A molécula é tetraédrica.
III. Os dois pares eletrônicos do berílio ficam
em lados opostos com relação ao núcleo.
A molécula é linear.
Resposta: C
••
•• ••
•• ••
••
••
••
I. H •• N •• H
••
H
218
II
••
••
••
••
••
••
Baseado nas informações contidas no texto
acima, determine a geometria das seguintes
moléculas:
I
Resposta: B
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 219
(UNICENTRO-PR) – Sobre a geometria das moléculas, considere
as afirmativas a seguir.
I. A molécula do CO2(g) é linear, porque o átomo central não possui
pares de elétrons disponíveis.
II. A molécula H2O(l) é angular, porque o átomo central possui pares de
elétrons disponíveis.
III. A molécula do SO2(g) é angular, porque o átomo central possui par
de elétrons disponível.
IV. A molécula do SO3(g) é piramidal, porque o átomo central possui
pares de elétrons disponíveis.
Resolução
I)
O=C=O
O
II)
O
H
III)
S
IV)
•
•C•
•
••
•O•
••
••
•S•
••
(MODELO ENEM) – O modelo da repulsão dos pares de
elétrons da camada de valência baseia-se na ideia de que os pares de elétrons se repelem eletricamente e tentarão minimizar
essa repulsão. Para conseguir essa minimização, os pares de
elétrons arranjar-se-ão em torno do átomo central o mais afastados possível.
a)
b)
c)
d)
e)
—
H
H
angular
S O
angular
H
O
O
O
S O
plana trigonal
O
••
••
RESOLUÇÃO:
I)
Os pares eletrônicos do átomo central dirigem-se para os
vértices de um triângulo equilátero. O íon é plano trigonal (B).
Os pares eletrônicos do átomo central dirigem-se para os
vértices de um triângulo, mas não existe átomo em um dos
vértices. A molécula é angular (E).
III) Os pares eletrônicos dirigem-se para os vértices de um tetraedro, mas não há átomo em um dos vértices. A molécula
é piramidal trigonal (D).
IV) Os pares eletrônicos dirigem-se para os vértices de um
tetraedro. O íon é tetraédrico (C).
V) Os dois pares eletrônicos do berílio ficam em lados opostos
com relação ao núcleo. A molécula é linear (A).
Resposta: E
••
—
••
II)
••
IV) H — N — H
+
••
Cl — ••
••
II)
S—
III) •• P — Cl
—
••
••
H
H
Cl
••
••
••
V) Cl — Be — Cl
••
••
••
H
—
••
••
••
••
O—C—O
••
••
••
••
I)
•
— •
Associe as Estruturas de Lewis das espécies abaixo com a sua
geometria molecular apresentada na forma de modelos de
bolas.
2–
linear
Resposta: D
O
O
S
O
H•
O
H
O
O
O
Estão corretas apenas as afirmativas:
a) I e III.
b) I e IV.
c) II e IV.
d) I, II e III.
e) II, III e IV.
Dados:
C
I-A; II-B; III-C; IV-D; V-E
I-E; II-D; III-C; IV-B; V-A
I-C; II-B; III-D; IV-E; V-A
I-D; II-E; III-A; IV-C; V-B
I-B; II-E; III-D; IV-C; V-A
QUÍMICA
219
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 220
Polaridade
da ligação covalente
6
1. Ligação covalente
polar e apolar
• Eletronegatividade • Polar e apolar
• Dipolo elétrico
• A e B apresentam a mesma eletronegatividade. A
ligação é chamada covalente apolar.
Exemplos
|
|
F — F, O = O, — C — C —
|
|
ELETRONEGATIVIDADE
É a propriedade que mede a tendência do átomo
para receber elétron. Em ordem decrescente de
eletronegatividade, temos:
F > O > N = Cl > Br > I = S = C > P = H
• A e B têm eletronegatividades diferentes. A ligação é covalente polar.
Exemplos
|
H — F, H — O —, — C = O
Dada uma ligação covalente A — B, podemos ter dois
casos:
Na ligação covalente apolar, o par de elétrons
compartilhado distribui-se uniformemente entre os dois átomos.
2. Dipolo elétrico
Consideremos as moléculas F2 e HF:
Na molécula F2, o par de elétrons é compartilhado
igualmente pelos dois átomos. Na molécula HF, o par é
compartilhado desigualmente, aparecendo no lado do
flúor uma pequena carga negativa (–q), enquanto no lado
do hidrogênio aparece uma carga positiva (+q). A
molécula HF é um dipolo, definindo-se momento dipolar
como a grandeza µ = q . d , sendo d a distância entre
os dois centros de cargas.
3. Moléculas polares e apolares
Associa-se ao momento dipolar um vetor com a orientação dada na figura (do polo positivo para o negativo). Para uma molécula com mais de uma ligação, define-se o
momento dipolar total (soma vetorial do momento
dipolar de cada ligação).
220
QUÍMICA
Na ligação covalente polar, o par de elétrons compartilhado
distribui-se, ficando mais próximo do átomo mais eletronegativo.
• Se µtotal = 0 ⇒
• Se µtotal ≠ 0 ⇒
⇒ molécula polar.
⇒ molécula não-polar
Exemplos de moléculas apolares:
Exemplos de moléculas polares:
H
C
S
N
H
H
H
H
H
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 221
Uma molécula tetraédrica é apolar quando os quatro ligantes são iguais (Ex.: CH4). Se os quatro ligantes não forem
todos iguais, a molécula é polar (Ex.: CH3Cl, CH2Cl2).
?
Saiba mais
Ocorre um desvio no filete de água
quando esta é escoada através de um
tubo capilar. O fenômeno é devido à
propriedade da água de possuir moléculas polares.
Colocando o tetraedro dentro de um cubo,
o átomo de carbono fica no centro, enquanto
os quatro ligantes ocupam vértices alternados.
Percebe-se que a resultante é nula quando os
quatro vetores do momento dipolar são iguais.
As moléculas polares orientam-se
quando colocadas em um campo elétrico.
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M108
(FGV-SP – MODELO ENEM) – O conhe-
III.
cimento das estruturas das moléculas é um assunto bastante relevante, já que as formas das
moléculas determinam propriedades das substâncias como odor, sabor, coloração e
solubilidade. As figuras apresentam as
estruturas das moléculas CO2, H2O, NH3, CH4 e
H2S.
Quanto à polaridade das moléculas consideradas, as moléculas apolares são
a) H2O e CH4.
b) CH4 e CO2.
c) H2S e H2O.
d) NH3 e CO2.
e) H2S e NH3.
Resolução
Considerando-se µR como o vetor resultante:
Resposta: B
(MODELO ENEM) – Um estudante realizou
o seguinte experimento:
I.
Abriu a torneira de uma bureta até obter
um fino fio de água.
II. Atritou um bastão de plástico num tecido.
Aproximou o bastão o mais próximo possível do fio de água sem tocá-lo.
O filete de água sofreu um pequeno desvio, ou seja, a água foi atraída pelo bastão.
A ocorrência do fenômeno consiste na propriedade da água de possuir moléculas
a) simétricas b) lineares
c) apolares
d) polares
e) alótropas
Resolução
As moléculas de água são polares. O polo negativo da molécula é atraído pelo bastão positivo.
Resposta: D
QUÍMICA
221
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 222
(3)
(4)
Dados:
Be ••
H•
•C•
• •
•
•O•
• •
•
angular
polar
(FUVEST-SP – MODELO ENEM) – A figura mostra modelos de algumas moléculas com ligações covalentes entre
seus átomos.
(3) Falso.
H
H
—
H — Be — H
linear
apolar
C—
H
H
tetraédrica
apolar
(4) Verdadeiro.
—O
—C—
O—
••
•N•
•
(2) Verdadeiro.
••
N—
—
H
H
H
piramidal
polar
—
(1) Verdadeiro.
•
•O
— —
H
H
••
(2)
Resolução
—
(1)
A respeito de ligações químicas, julgue os itens.
A geometria molecular angular da água se deve aos dois pares de
elétrons não-ligantes do átomo de oxigênio.
A geometria molecular da amônia é do tipo piramidal (ou pirâmide
trigonal).
A molécula de metano (CH4) é apolar, mas a molécula de hidreto
de berílio (BeH2) é polar.
A molécula de gás carbônico (CO2) é linear e apolar, no entanto
suas ligações interatômicas são polares.
—
linear
apolar
Trata-se de uma molécula angular e a soma dos momentos
dipolares é diferente de zero.
Exemplo: H2O
O
H
H
total
Molécula D → polar
Estrutura linear com ligação covalente polar.
Analise a polaridade dessas moléculas, sabendo que tal propriedade depende da
• diferença de eletronegatividade entre os átomos que estão
diretamente ligados. (Nas moléculas apresentadas,
átomos de elementos diferentes têm eletronegatividades
diferentes.)
• forma geométrica das moléculas.
Dentre essas moléculas, pode-se afirmar que são polares
apenas
a) A e B
b) A e C
c) A, C e D
d) B, C e D
e) C e D
Observação:
Eletronegatividade é a capacidade de um átomo para atrair
os elétrons da ligação covalente.
(UNIMES-SP) – Entre as moléculas relacionadas a seguir,
são polares:
Cl
••
|
A)
N
B) Cl — C — Cl
C) I — I
|
H
H
Cl
H
D) H — Br
Como nas moléculas apresentadas os átomos apresentam
eletronegatividades diferentes, temos:
Molécula A → apolar
Devido à geometria tetraédrica e à presença de 4 átomos iguais
ligados ao átomo central, a soma dos momentos dipolares de
cada ligação é nula.
Exemplo: CH4
Molécula B → apolar
Molécula com geometria linear e 2 átomos iguais ligados ao
átomo central implica um momento dipolar total nulo.
Exemplo: CO2
Molécula C → polar
QUÍMICA
• •
•O•
E)
H
a) Apenas A
d) A, D e E
RESOLUÇÃO:
222
Exemplo: HCl
Resposta: E
b) Apenas B
e) Todas
RESOLUÇÃO:
A) pirâmide trigonal – polar
B) tetraédrica – apolar
C) linear – apolar
D) linear – polar
E) angular – polar
Resposta: D
H
c) A, B e E
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7
Forças intermoleculares
ESTUDO EXPLICA
• Forças de van der Waals
• Ponte (ligação) de hidrogênio
COMO LAGARTIXA ANDA NO TETO
Uma equipe nos EUA descobriu como as lagartixas fazem para andar pelo
teto e em superfícies lisas: elas usam força atômica.
As lagartixas fazem uso da chamada Força de van der Waals, que age em
distâncias curtas entre átomos não ligados entre si – aqueles da superfície por
onde andam e os de filamentos microscópicos que elas têm nos pés.
Essas estruturas são pequenos “pelos” chamados de setas. Cada uma tem
apenas um décimo da espessura de um fio de cabelo. Um pé de lagartixa tem
perto de meio milhão dessas setas e cada uma delas é subdividida em centenas
de estruturas menores.
(Folha de S. Paulo)
1. As moléculas atraem-se
As ligações atômicas (iônica, covalente e metálica)
são mais fortes que as forças intermoleculares.
A ligação que prende os átomos dentro de uma
molécula é a ligação covalente. Vamos, agora, analisar as
forças que existem entre as moléculas.
3. Força entre dipolos
permanentes (F.D.P.)
Dipolo permanente é o dipolo devido à diferença de
eletronegatividade. Esta força existe, portanto, entre
moléculas polares (µtotal ≠ 0). O polo negativo de uma
molécula é atraído pelo polo positivo de outra molécula.
Esssa força costuma ser chamada de força dipolo –
dipolo.
Exemplo
Essas forças podem ser divididas em dois tipos:
Forças de van der Waals e ponte de hidrogênio.
4. Forças de dispersão de London
Este tipo de força existe entre dipolos temporários ou
induzidos que não são causados por diferença de eletronegatividade. O dipolo temporário surge quando ocorre
um deslocamento dos elétrons com relação ao núcleo.
O dipolo temporário é causado por:
• Movimento natural dos elétrons
Assim, na molécula de iodo, os dois elétrons da
ligação, em um certo instante, podem aparecer mais
perto de um átomo do que do outro.
2. Forças de van der Waals
Existem vários tipos de forças incluídas neste grupo.
Vamos estudar dois tipos principais:
• Indução
Tendo-se uma molécula de iodo com dipolo temporário próxima de outra molécula sem dipolo, o polo
negativo da primeira repele os elétrons e atrai os núcleos
da segunda molécula. Aparece nesta um dipolo induzido.
QUÍMICA
223
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 224
?
••
••
H
No gelo, as moléculas de água (H2O)
estão presas por forças intermoleculares.
224
QUÍMICA
H
••
••
••
H—F
••
H—F
••
—
P.H.
H
••
••
H —O
—
H —O
–q
H
••
+q
••
H—N
—
–q
—
+q
H—N
—
A ponte de hidrogênio é uma força anormalmente elevada entre dipolos permanentes.
Condições
Deve haver na molécula:
• átomo pequeno e bastante eletronegativo (F, O, N).
• par de elétron não compartilhado nesse átomo.
• H ligado a esse átomo.
Exemplos
O
||
HF, H2O, H3C — CH2 — OH, H3C — C — OH, NH3.
H
H
—
5. Ponte de hidrogênio
ou ligação de hidrogênio
Como é estabelecida a ponte de hidrogênio entre
duas moléculas?
RESOLUÇÃO
A ponte de hidrogênio é sempre estabelecida entre o
par eletrônico de uma molécula e o átomo de
hidrogênio da outra molécula.
••
• Colisões moleculares
Na colisão de moléculas pode haver o deslocamento
dos elétrons com relação ao núcleo.
Saiba mais
As pontes de hidrogênio determinam certas propriedades das substâncias. O fato de a água ser um
líquido está ligado diretamente à existência dessas
pontes entre suas moléculas. A estrutura e as
propriedades das proteínas também dependem das
pontes de hidrogênio.
Na molécula do DNA, uma base púrica liga-se a
uma base pirimídica por ponte de hidrogênio.
冣
O
N
H
H
As forças intermoleculares na água
(representadas por linhas tracejadas).
N
N
冣
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 225
(MODELO ENEM) – A resistência de um
líquido para fluir é chamada viscosidade. Quanto
maior a viscosidade, mais lentamente o fluido
flui. A viscosidade pode ser medida, determinando-se quanto tempo certa quantidade de
líquido leva para fluir por um tubo fino sob a
força gravitacional. A SAE (Society of Automotive Engineers) estabeleceu números para
indicar a viscosidade de óleos de motor. Quanto
maior o número, maior a viscosidade a qualquer
temperatura. A figura mostra um teste com dois
óleos de motor: SAE 10 e SAE 40.
Resolução
O melaço e o óleo de motor fluem lentamente,
enquanto água e gasolina fluem facilmente.
O melaço e o óleo de motor têm maior viscosidade que água e gasolina.
A viscosidade está relacionada com a facilidade
de moléculas poderem mover-se em relação às
outras. Portanto, ela é tanto maior quanto mais
intensas forem as forças intermoleculares.
Na figura, à esquerda, o óleo de motor SAE 40
é mais viscoso, flui mais lentamente. Entre suas
moléculas, as forças são mais intensas.
Resposta: A
Resolução
Representando
invertidos:
apenas
os
grupos
G
já
(FUVEST-SP – MODELO ENEM) – Nos
polímeros supramoleculares, as cadeias poliméricas são formadas por monômeros que se
ligam, uns aos outros, apenas por ligações de
hidrogênio e não por ligações covalentes, como
nos polímeros convencionais. Alguns polímeros
supramoleculares apresentam a propriedade de
que, caso sejam cortados em duas partes, a
peça original pode ser reconstruída, aproximando e pressionando as duas partes. Nessa operação, as ligações de hidrogênio que haviam
sido rompidas voltam a ser formadas, “cicatrizando” o corte.
Um exemplo de monômero, muito utilizado para
produzir polímeros supramoleculares, é
podem-se verificar quatro ligações de hidrogênio no máximo.
Resposta: D
(UNIV. CATÓLICA DOM BOSCO-MS –
MODELO ENEM) – O CO2 no estado sólido
(gelo seco) passa diretamente para o estado
gasoso em condições ambientes; por outro
lado, o gelo comum derrete nas mesmas
condições em água líquida, a qual passa para o
estado gasoso numa temperatura próxima a
100°C. Nas três mudanças de estados físicos,
são rompidas, respectivamente:
a) ligações covalentes; pontes de hidrogênio;
pontes de hidrogênio.
b) interações de van der Waals; ligações
iônicas; ligações iônicas.
c) interações de van der Waals; pontes de
De acordo com as informações contidas no
texto e na figura, conclui-se que
hidrogênio; ligações covalentes.
d) interações de van der Waals; pontes de
a) o óleo de motor SAE 40 está à esquerda na
figura e as forças atrativas entre as suas
moléculas são mais intensas do que as forças
intermoleculares no óleo de motor SAE 10.
b) o óleo de motor SAE 40 está à direita e as
forças atrativas entre suas moléculas são
menos intensas do que as forcas intermoleculares no óleo de motor SAE 10.
c) a viscosidade não depende das forças
atrativas entre as moléculas.
d) o melaço e o óleo de motor são líquidos de
menor viscosidade que a água e a gasolina.
e) o óleo de motor SAE 40 flui mais rapidamente
que o óleo de motor SAE 10.
hidrogênio; pontes de hidrogênio.
No polímero supramolecular,
e) interações de van der Waals; pontes de
hidrogênio; interações de van der Waals.
Resolução
CO2(s) ⎯⎯⎯→ CO2(g)
São rompidas as interações de van der Waals
entre dipolos induzidos.
H2O(s) ⎯⎯⎯→ H2O(l)
cada grupo G está unido a outro grupo G, adequadamente orientado, por x ligações de
hidrogênio, em que x é, no máximo,
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
Rompem-se as pontes (ligações) de hidrogênio.
H2O(l) ⎯⎯⎯→ H2O(g)
São rompidas as ligações de hidrogênio.
Resposta: D
QUÍMICA
225
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 226
(UPF-RS) – Considere as seguintes interações intermoleculares:
I)
CH3OH
II)
HI
III) CH4
H2O
HI
CH4
As interações intermoleculares predominantes que atuam, em
cada caso, são respectivamente:
a) ligação dipolar; ligação de hidrogênio; Força de van der Waals.
b) ligação dipolar; Força de van der Waals; ligação de hidrogênio.
c) ligação de hidrogênio; Força de van der Waals; ligação dipolar.
d) Força de van der Waals; ligação dipolar; ligação de hidrogênio.
e) ligação de hidrogênio; ligação dipolar; Força de van der Waals.
RESOLUÇÃO:
I)
Entre as moléculas de álcool e de água, há ligação (ponte) de
hidrogênio.
II) Entre as moléculas de HI, a força é de van der Waals entre
dipolos permanentes (ligação dipolar).
III) Entre as moléculas de metano (apolar), a força é de van der
Waals entre dipolos induzidos (Força de London).
Resposta: E
226
QUÍMICA
(UFSM-RS) – O nitrogênio líquido pode ser obtido diretamente do ar atmosférico, mediante um processo de liquefação
fracionada; nessa situação, suas moléculas ficam unidas por
ligações químicas denominadas
a) iônicas.
b) dativas.
c) van der Waals.
d) covalentes polares.
e) covalentes apolares.
RESOLUÇÃO:
As moléculas de N2 são apolares. Entre elas, há Força de van der
Waals entre dipolos induzidos (Força de London).
Resposta: C
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 227
8
Estrutura das substâncias
e propriedades físicas
1. Propriedades físicas
dependem das forças
intermoleculares
As propriedades físicas das substâncias, tais como
ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, solubilidade etc., dependem da natureza das partículas que constituem a substância e do tipo e da intensidade das forças
entre essas partículas.
Para os compostos moleculares, podemos dizer que,
quanto maior a força intermolecular, maiores serão os
valores do ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade.
2. Ponto de ebulição (P.E.)
• Força intermolecular
• Massa molecular
• Ligação de hidrogênio
Halogênio
Massa
molecular
P.F.
(°C)
P.E.
(°C)
flúor (F2)
38u
– 219
– 188
cloro (Cl2)
71u
– 101
– 34
bromo (Br2)
160u
–7
60
iodo (I2)
254u
114
185
Ponto de ebulição dos halogênios
Na ebulição ocorre afastamento das moléculas. Portanto, quanto maior a força intermolecular, maior o P.E., ou
seja, menos volátil a substância.
3. Substâncias apolares (µtotal = 0)
Quanto maior a superfície da molécula (quanto maior
a massa molecular), maior a Força de London e, portanto,
maior o P.E. Em uma superfície grande, é maior a
probabilidade de aparecer dipolo induzido.
Unidade de massa atômica (u)
A unidade de massa atômica é igual a 1/12 da
massa do átomo de carbono de número de massa
12. É, aproximadamente, igual à massa de um
átomo de hidrogênio
mC
u = –––––
= 1,66 . 10–24g
12
Quanto maior o número de elétrons e quanto mais
distantes do núcleo (quanto maior a molécula), mais fácil
será deslocar os elétrons com relação ao núcleo, e maior
será a intensidade do dipolo instantâneo. Portanto, a
Força de van der Waals – London aumenta à medida que
aumenta a massa molecular. Devido a esse fato, os
pontos de fusão e de ebulição aumentam à medida que
a massa molecular aumenta.
Na família dos halogênios, os pontos de fusão e de
ebulição crescem à medida que aumenta a massa molecular.
4. Para compostos de
massa molecular próxima,
o mais polar tem maior P.E.
Comparando dois compostos de massas moleculares
próximas, um apresentando Força de London e o outro
força entre dipolos permanentes, este último terá os
maiores valores para as propriedades físicas. A força entre
dipolos permanentes é maior que a força entre dipolos
induzidos, para massas moleculares próximas.
F—F
M.M. = 38u
P.E. = – 188°C
H — Cl
µ=0
M.M. = 36,5u
µ≠0
P.E. = – 85°C
QUÍMICA
227
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 228
5. Compostos que estabelecem
ponte de hidrogênio têm
P.E. anormalmente elevado
A ponte de hidrogênio é um
tipo de força intermolecular
P.H.
relativamente de grande intenH
H
sidade. Aparece quando existe,
M.M. = 18u
dentro da molécula, hidrogênio
P.E. = 100°C
ligado a flúor, oxigênio ou nitrogênio. Exemplos de compostos orgânicos e inorgânicos que estabelecem ponte de hidrogênio:
••
H
O
—
—
H
—
—
H
—
—
—
••
H—O
Halogeneto de hidrogênio
P.E. (°C)
HF (MM = 20u)
20
HCl (MM = 36,5u)
– 85
HBr (MM = 81u)
– 67
HI (MM = 128u)
– 35
••
••
H—O
Comparando compostos de massas moleculares próximas, aquele que estabelecer ponte de hidrogênio terá
ponto de ebulição bem maior do que aquele que não
estabelecer ponte de hidrogênio.
Para os halogenetos (haletos) de hidrogênio (HX), o HF
tem maior P.E. porque estabelece ponte de hidrogênio.
—
—
—
H—C—C—O—H H—C—C—O—H
H
H H
etanol (álcool etílico) ácido acético (vinagre)
H—F
—
H—N—H
H
amônia
fluoreto de hidrogênio
(UFRRJ) – À temperatura e pressão ambientes, a acetona evapora mais rapidamente
que a água.
Diga o que se pode concluir, comparativamente,
sobre ponto de ebulição e interações intermoleculares.
Resolução
O ponto de ebulição da água é mais elevado e
as forças intermoleculares têm maior intensidade na água.
Qual das duas substâncias possui maior temperatura de ebulição? Justifique sua resposta.
Resolução
O etanol tem maior ponto de ebulição, pois estabelece ponte de hidrogênio.
(UFMG – MODELO ENEM) – Analise este
gráfico, em que está representada a variação da
temperatura de fusão e da temperatura de
ebulição em função da massa molar para F2, Cl2,
Br2 e I2, a 1 atm de pressão:
(UFRJ) – O etanol ou álcool etílico – conhecido popularmente apenas como álcool – é obtido no Brasil por fermentação de produto de
cana-de-açúcar e tem a mesma massa molecular do metoximetano (ou dimetiléter). As
estruturas dos dois compostos estão representadas abaixo:
H H
|
|
H — C — C — OH
|
|
H H
Etanol
228
H
H
|
|
H—C—O—C—H
|
|
H
H
Metoximetano
QUÍMICA
Considerando-se as informações contidas nesse
gráfico e outros conhecimentos sobre o assunto, é correto afirmar que
a) a temperatura de fusão das quatro substâncias está indicada na curva 1.
b) as interações intermoleculares no Cl2 são
dipolo permanente-dipolo permanente.
c) as interações intermoleculares no F2 são
menos intensas que no I2.
d) o Br2 se apresenta no estado físico gasoso
quando a temperatura é de 25°C.
Resolução
Comentando:
a) Incorreta. A temperatura de fusão é sempre
menor que a temperatura de ebulição.
b) Incorreta. As moléculas Cl2 são apolares.
As interações intermoleculares no Cl2 são
dipolo induzido – dipolo induzido.
c) Correta. Quanto mais intensas as interações intermoleculares, maior será temperatura de ebulição. Como a temperatura de
ebulição do F2 é menor, as interações
intermoleculares no F2 são menos intensas
que no I2.
d) Incorreta. Observe no gráfico que a temperatura de 25°C é maior que a temperatura
de fusão e menor que a temperatura de
ebulição, ou seja, o Br2 se apresenta no
estado físico líquido, quando a temperatura
é de 25°C.
Resposta: C
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 229
(CESGRANRIO – MODELO ENEM) – Observe a tabela abaixo:
Ponto de ebulição em °C
HX
a 760mmHg
HF
+ 19,7
HCl
– 85
HBr
– 66,8
HI
– 35,1
Pontos de ebulição de compostos puros, do tipo
HX, são apresentados na tabela acima. Nota-se
nesta tabela que o HF apresenta um ponto de
ebulição demasiadamente elevado em relação
aos pontos de ebulição dos demais compostos
considerados conjuntamente. Indique, entre as
opções oferecidas a seguir, aquela que melhor
explica a anomalia apontada:
a) dissociação do HF quando puro, em cátion H+
e ânion F–.
b) apenas a molécula HF é polar, enquanto as
demais são apolares.
c) formação de pontes de hidrogênio muito
fortes entre moléculas de HF.
(PUCCAMP-SP – MODELO ENEM) – Considere o texto
abaixo.
d) apenas o HF é um composto tipicamente
iônico, enquanto os demais são covalentes.
Resolução
Comentando
a) Incorreta. O HF dissocia-se quando dissolvido em água.
b) Incorreta. Todas as moléculas são polares.
c) Correta. Somente o HF estabelece ponte de
hidrogênio, que é uma interação intermolecular muito forte.
d) Incorreta. Todos os compostos são moleculares e apresentam ligação covalente polar.
Resposta: C
(UNESP – MODELO ENEM) – O gráfico a seguir foi construído com dados dos hidretos dos elementos do grupo 16
(O, S, Se, Te).
“Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por
I
............
; no gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de
II
carbono unem-se por ............
.
Consequentemente, a 1,0 atmosfera de pressão, é possível
prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra
III . do que a do gelo seco”.
a uma temperatura ............
Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser
substituídos, respectivamente, por:
I
II
III
a)
Forças de London
pontes de
hidrogênio
menor
b)
pontes de
hidrogênio
Forças de van der
Waals
maior
c)
Forças de van der
Waals
pontes de
hidrogênio
maior
d)
Forças de van der
Forças de London
Waals
e)
pontes de
hidrogênio
pontes de
hidrogênio
menor
maior
RESOLUÇÃO:
As pontes de hidrogênio entre as moléculas polares da água são
mais fortes que as Forças de van der Waals entre as moléculas
apolares do dióxido de carbono. Como consequência, o ponto de
fusão da água é maior que o do dióxido de carbono.
Resposta: B
Com base neste gráfico, são feitas as afirmações seguintes:
I) Os pontos P, Q, R e S no gráfico correspondem aos
compostos H2Te, H2S, H2Se e H2O, respectivamente.
II) Todos estes hidretos são gases à temperatura ambiente,
exceto a água, que é líquida.
III) Quando a água ferve, as ligações covalentes rompem-se
antes das intermoleculares.
Das três afirmações apresentadas,
a) apenas I é verdadeira.
b) apenas I e II são verdadeiras.
c) apenas II é verdadeira.
d) apenas I e III são verdadeiras.
e) apenas III é verdadeira.
RESOLUÇÃO:
I) Errada.
Os pontos P, Q, R e S correspondem aos compostos H2O, H2S,
H2Se, H2Te. A água é o único desses compostos que estabelece
ponte de hidrogênio e, por esse motivo, tem ponto de ebulição
anormalmente elevado.
II) Verdadeira.
H2S, H2Se e H2Te têm ponto de ebulição menor que 25°C e são,
portanto, gases à temperatura ambiente.
III) Errada. São rompidas as ligações de hidrogênio, forças intermoleculares.
Resposta: C
QUÍMICA
229
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 230
A hidrosfera e energia
nas transformações químicas – Módulos
1 – Dispersões. Coloides
2 – Soluções. Coeficiente de solubilidade
3 – Curvas de solubilidade. Dissolução de gases em líquido
4 – Mol, massa molar e quantidade de matéria
5 – Concentração das soluções: título, porcentagem em massa, g/L, mol/L
6 – Concentração das soluções – ppm. Exercícios
7 – Diluição e mistura de soluções
8 – Energia nas transformações químicas.
Reações exotérmicas e endotérmicas. Entalpia
A eutroficação produz um tapete
de algas na superfície do lago
Dispersões. Coloides
1
• Coloide • Movimento Browniano
• Efeito Tyndall
1. Dispersão: Uma substância
espalhada em outra substância
Quando adicionamos uma substância (A) à outra
substância (B), a substância A se distribui no interior da
substância B, sob a forma de pequenas partículas que se
denominam partículas dispersas. A substância A chamase disperso e a substância B dispersante (ou dispergente). Ao conjunto disperso mais dispersante
chamamos de dispersão.
2. Classificação das
dispersões. É importante o
tamanho da partícula dispersa
As dispersões classificam-se em dispersões grosseiras, coloides e soluções. A diferença entre os três tipos reside, basicamente, nas características das
partículas dispersas.
Angström (Å)
1Å = 10–10m
1Å = 10–8cm
1nm = 10–9m
nm = nanômetro
1Å = 0,1nm
O diâmetro de um átomo é da ordem de 1Å.
Exemplos
Sal dissolvido em água, bolhas de gás espalhadas em
um líquido, areia suspensa na água etc.
230
QUÍMICA
Dispersão grosseira
As dispersões grosseiras apresentam partículas dispersas com diâmetro médio superior a 10000Å (1000nm),
permitindo ver as partículas a olho nu por meio de micros-
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 231
cópio comum. Este grupo de dispersões tem o nome de
suspensão quando um sólido está disperso em um líquido.
Exemplo
Pó de giz suspenso em água.
SOLUÇÃO
COLOIDE
SUSPENSÃO
Diâmetro méd < 10Å
dio (d) das partíou d < 1 nm
culas dispersas
10Å ≤ d
d ≤ 10000Å
ou 1nm d
d 1000nm
d > 10000Å
ou
d > 1000nm
Sedimentação
não
das partículas
sedimentam
dispersas
ultracentrífuga
centrífuga
comum
Filtração
As partículas
dispersas não
são retidas por
nenhum filtro
ultrafiltro
filtro
comum
Visualização
das partículas
dispersas
invisíveis
ultramicroscópio
microscópio óptico
Coloide
Os coloides apresentam partículas dispersas com
diâmetro médio inferior a 10000Å (1000nm) e superior a
10Å (1nm), sendo visualizadas no ultramicroscópio.
O coloide tem o nome de emulsão quando um líquido está disperso em outro líquido.
Exemplos
Espuma, neblina, fumaça, maionese (emulsão),
gelatina etc.
?
Saiba mais
Exemplos de coloides.
A espuma é constituída de bolhas de gás espalhadas
em um líquido.
Nuvem e neblina nada mais são do que gotículas de
água (diâmetro entre 10Å e 10000Å) espalhadas em
um gás (ar atmosférico).
Fumaça (ou fumos) são partículas sólidas de carvão
(diâmetro entre 10Å e 10000Å) espalhadas em um gás.
A molécula de proteína e a de amido têm diâmetro
entre 10Å e 10000Å. Dessa maneira, gelatina e goma
de amido são coloides.
Uma emulsão de azeite e vinagre (ou suco de limão)
é instável, separando-se logo em duas camadas.
Adicionando-se gema de ovo, a emulsão é estabilizada e recebe o nome de maionese. Na gema de
ovo existe uma substância que estabiliza a emulsão
sendo um agente emulsificador.
Na figura, o coloide é constituído de gotículas de líquido
dispersas em
um gás (ar
atmosférico).
3. A dispersão coloidal
Coloide é a dispersão em que o diâmetro da partícula dispersa está compreendido entre 1 e 1000nm (nanômetro).
As partículas dispersas serão denominadas “MICELAS” — que correspondem à fase descontínua — e denominaremos “dispersante” ou “dispergente” a fase
contínua do sistema.
Consistência das fases (SOL e GEL)
O coloide está no estado SOL quando as partículas
dispersas se encontram bem separadas umas das outras
pelas moléculas do dispersante. O coloide está no estado
GEL quando as partículas dispersas se encontram
aglutinadas, umas muito próximas das outras.
Exemplo
A gelatina, a frio, apresenta-se bem consistente e
dizemos que está no estado GEL; quando aquecida, a
gelatina torna-se fluida e dizemos que está no estado
SOL.
Movimento BROWNIANO
A observação de um coloide ao ultramicroscópio
mostra que as partículas dispersas não se acham paradas, mas sim num movimento incessante, segundo uma
linha poligonal.
Solução
As soluções apresentam as menores partículas dispersas, íons e/ou moléculas com diâmetro médio inferior a 10Å
(1nm), invisíveis a qualquer instrumento de pesquisa (com
exceção de certos microscópios eletrônicos).
Exemplos
Açúcar dissolvido em água, mistura de gases etc.
Podemos resumir, no quadro a seguir, algumas diferenças entre suspensão, coloide e solução:
Esse movimento desordenado das partículas de um
coloide é chamado MOVIMENTO BROWNIANO que é
causado pelo bombardeamento das micelas pelas moléculas do dispersante.
QUÍMICA
231
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Efeito TYNDALL
Quando um feixe de luz lateral atravessa uma dispersão coloidal, observa-se sobre um fundo escuro uma
turvação, por causa da dispersão dos raios luminosos por
parte das partículas dispersas.
Essa dispersão dos raios luminosos ao atravessar
uma dispersão coloidal é chamada Efeito Tyndall.
No béquer à esquerda observa-se o Efeito Tyndall
na dispersão coloidal. O trajeto dos raios luminosos
não é visível na solução contida no béquer à direita.
(MODELO ENEM) – Coloque duas gemas (U.E. PONTA GROSSA-PR) – Assinale a
de ovo, sal e suco de um limão no liquidificador.
Com o aparelho ligado, vá acrescentando óleo
vegetal vagarosamente, até a maionese adquirir
consistência cremosa. Normalmente o óleo vegetal não se mistura com o suco de limão.
Substâncias existentes no ovo agem como
agentes emulsificadores que mantêm as gotículas de óleo dispersas no suco de limão. A
maionese é
a) uma solução
b) uma suspensão
c) um aerossol
d) uma espuma
e) um coloide
Resolução
A maionese é um coloide. Quando um líquido
está disperso em outro líquido, o coloide é
denominado emulsão.
Resposta: E
alternativa que não caracteriza dispersão coloidal.
a) aerossol – nuvens
b) aerossol – fumaça de cigarro
c) espuma – espuma de sabão
d) emulsão – maionese
e) suspensão – água barrenta.
Resolução
a) Quando o dispersante for um gás, o coloide
é um aerossol. Nas nuvens, há gotículas de
água espalhadas no ar.
b) A fumaça de cigarro apresenta partículas
sólidas de carvão dispersas no ar. É um
aerossol.
c) Quando há um gás disperso em um líquido,
o coloide é uma espuma.
d) Emulsão é um coloide formado por um líquido disperso em outro líquido. A maionese é
uma emulsão de azeite e vinagre (ou suco de
limão) estabilizada por gema de ovo.
(FUNDAÇÃO CARLOS CHAGAS) – Dependendo do diâmetro da partícula dispersa, as dispersões são classificadas em solução, coloide e dispersão grosseira. Na gelatina as partículas dispersas têm tamanho compreendido entre 10Å e 10000Å. A gelatina é:
a) emulsão.
b) suspensão.
c) coloide.
d) solução.
e) impossível concluir.
RESOLUÇÃO:
A dispersão é classificada como coloide quando o diâmetro da
partícula dispersa está entre 10Å e 10000Å.
Resposta: C
e) Suspensão é uma dispersão grosseira
(partículas dispersas com diâmetro superior a
1000 nanômetros.
Resposta: E
(FUVEST-SP – MODELO ENEM) – Azeite
e vinagre, quando misturados, separam-se logo
em duas camadas. Porém, adicionando-se gema de ovo e agitando-se a mistura, obtém-se a
maionese, que é uma dispersão coloidal. Nesse
caso, a gema de ovo atua como um agente:
a) emulsificador.
b) hidrolisante.
c) oxidante.
d) redutor.
e) catalisador.
Resolução
A gema de ovo atua como um agente emulsificador, pois contém uma substância chamada
lecitina, a qual estabiliza a mistura de azeite e
vinagre, que é uma emulsão.
Resposta: A
Como se pode saber se um líquido de cor vermelha é uma
solução ou uma dispersão coloidal, utilizando-se um feixe de
luz?
RESOLUÇÃO:
Se o líquido é uma solução, ele não apresenta Efeito Tyndall. Se
for uma dispersão coloidal, apresenta o Efeito Tyndall.
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL
OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”,
digite QUIM2M112
232
QUÍMICA
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 233
2
Soluções.
Coeficiente de solubilidade
1. Soluções: misturas homogêneas
A solução pode ser conceituada como sendo uma
mistura homogênea de duas ou mais substâncias.
Mistura homogênea apresenta aspecto uniforme e as
mesmas propriedades em qualquer porção. Neste caso,
o disperso recebe a denominação de soluto e o dispergente a de solvente.
• Solubilidade • Solução • Saturada
• Insaturada • Supersaturada
A temperatura interfere na capacidade de dissolução
de um solvente com relação a certo soluto. Dessa forma,
a cada temperatura teremos um determinado valor para
o coeficiente de solubilidade ou solubilidade.
Exemplo de coeficiente de solubilidade:
CS = 13,3g de KNO3 por 100g de H2O a 0°C.
Significa que “13,3g de KNO3 é a maior massa de
KNO3 que podemos dissolver em 100g de H2O a
0°Celsius”.
Vamos supor que sejam adicionados 20g de KNO3
em 100g de água a 0°Celsius. Haverá dissolução de 13,3g
de KNO3 (é a máxima capacidade da água), enquanto o
excesso, 6,7g, vai se precipitar (corpo de fundo).
5. Classificação das soluções
As moléculas de açúcar separam-se
da massa sólida e entram na massa líquida.
2. Identificação do solvente
A identificação do solvente, na maioria das vezes, é
relativamente fácil, mas é interessante que o estudante
conheça algumas de suas características, o que virá facilitar a sua análise. O solvente deve encontrar-se em
maior quantidade e no mesmo estado de agregação da
solução. É o solvente que condiciona o estado de
agregação da solução. Numa solução aquosa de açúcar
(solução líquida) o solvente é a água (líquida).
3. Estudo da solubilidade
O termo “solubilidade” pode ser conceituado como
sendo a capacidade de uma substância de se dissolver
em outra. Esta capacidade, no que diz respeito à dissolução de sólido em líquido, é sempre limitada, ou seja,
existe sempre um máximo de soluto que podemos
dissolver em certa quantidade de um solvente. Esta capacidade máxima de dissolução denomina-se coeficiente de
solubilidade (CS).
4. Coeficiente de
solubilidade ou solubilidade
“O coeficiente de solubilidade pode ser definido
como sendo a maior quantidade de soluto capaz de
se dissolver, a dada temperatura, em uma quantidade
padrão de solvente (1000g ou 100g ou 1 litro).”
As soluções podem ser classificadas em três tipos: insaturada, saturada e supersaturada.
• Insaturada: é a solução que contém quantidade
de soluto inferior à capacidade máxima de dissolução do
solvente, sendo portanto capaz de dissolver nova adição
de soluto.
Exemplo: Solução contendo menos de 13,3g de
KNO3 dissolvidos em 100g de água a 0°C.
• Saturada: é aquela que não é capaz de dissolver
nova adição de soluto; na prática, é reconhecida pela
presença de corpo de fundo.
Exemplo: Solução contendo 13,3g de KNO3 dissolvidos em 100g de água a 0°C.
• Supersaturada: é uma solução instável que contém dissolvida uma quantidade de soluto superior à
necessária para a saturação.
Exemplos: Considerando-se a dissolução de cloreto de
sódio em água a 0°Celsius, o seu coeficiente de
solubilidade é: CS = 357g de NaCl por litro de água a 0°C.
A solução que contém exatamente 357g de NaCl dissolvidos por litro de água a 0°C é saturada. A solução
saturada pode não apresentar corpo de fundo (a massa
adicionada é igual ao coeficiente de solubilidade) ou apresentar corpo de fundo (a massa adicionada é excessiva).
A solução que contém menos de 357g de NaCl
por litro de água a 0°C é considerada insaturada. A
solução insaturada pode ser concentrada (grande massa
de soluto) ou diluída (pequena massa de soluto).
A solução que contém massa superior a 357g de
NaCl dissolvidos, por litro de água a 0°C, é supersaturada. Qualquer perturbação provocará a transformação da
solução supersaturada em saturada com corpo de fundo.
A seguir, mostraremos exemplos com 1 litro de água
a 0°Celsius:
QUÍMICA
233
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?
Saiba mais
Como preparar uma solução aquosa supersaturada de sacarose?
RESOLUÇÃO : O CS do açúcar a 30°C é 220g/100g de H2O e a 50°C é 260g/100g de H2O.
Tendo-se uma solução contendo 230g de açúcar dissolvidos em 100g de H2O a 50°C, a solução é insaturada.
Resfriando-se essa solução lentamente, sem vibração, na ausência de pó, podemos chegar a 30°C com 230g de
açúcar dissolvidos em 100g de H2O. A solução é supersaturada.
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M113
Texto para as questões
e .
As soluções podem ser classificadas de acordo
com a quantidade de soluto dissolvida. Uma
solução é classificada como saturada quando a
quantidade de soluto dissolvida for igual ao
coeficiente de solubilidade. Se a quantidade de
soluto dissolvida for inferior ao coeficiente de
solubilidade, a solução é classificada como insaturada. E, no caso da quantidade de soluto
dissolvida for superior ao coeficiente de solubilidade, a solução é classificada como supersaturada.
Considere:
SA = coeficiente de solubilidade do soluto A em
100g de água.
SB = coeficiente de solubilidade do soluto B em
100g de água.
T = temperatura da solução medida em °C.
É(são) correto(s) apenas o(s) item(ns):
a) I
b) II
c) III
d) todos
e) nenhum
Resolução
Solubilidade de B a 36°C:
36 = 44 ∴ SB = 44g/100g de H2O
SB = 80 – 6 Solubilidade de B a 64°C:
SB = 80 – 6 64 = 32 ∴ SB = 32g/100g de H2O
A 36°C:
dissolvem
100g de H2O ––––––––– 44g de B
250g de H2O ––––––––– x
A 64°C:
dissolvem
100g de H2O –––––––––– 32g de B
250g de H2O –––––––––– y
do sal B a 36°C com 250 gramas de água é
aquecida até 64°C. Para esta operação julgue os
itens:
I.
A massa de soluto na solução inicial é de
88 gramas.
II. A solução final é uma solução insaturada.
III. Na solução final a massa de soluto que
precipita é igual a 20 gramas.
234
QUÍMICA
b) 100g
e) 200g
c) 108g
Resolução
Solubilidade de A a 60°C:
SA = 20 + 0,02 (60)2 = 92 ∴
SA = 92g/100g de H2O
Solubilidade de A a 30°C:
SA = 20 + 0,02 (30)2 = 38 ∴
SA = 38g/100g de H2O
x = 110g
de B
A 60°C:
100g de H2O ––––– 92g de A –––– 192g de
solução
y = 80g
de B
x
––––––
x = 200g de H2O
y = 184g de A
y
–––– 384g de
solução
A 30°C:
A solubilidade do soluto A pode ser expressa
em função da temperatura pela seguinte
equação: SA = 20 + 0,02T2, e a solubilidade do
soluto B pode ser expressa pela seguinte
T.
equação: SB = 80 – 6 (MODELO ENEM) – Uma solução saturada
a) 54g
d) 150g
dissolvem
100g de H2O –––––––––– 38g de A
200g de H2O –––––––––––– z
de A
z = 76g
I)
Incorreto.
II) Incorreto. A solução é saturada.
III) Incorreto. Precipitam 30g
Resposta: E
(MODELO ENEM) – Uma solução saturada
do sal A com massa de 384g a 60°C é resfriada
a 30°C. Assinale a altenativa que tem a massa
de soluto que precipita.
A massa de soluto que precipita é igual a 108g
Resposta: C
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Em 120g de solução aquosa saturada de um sal existem 40g de
soluto dissolvidos. Calcule a solubilidade do referido sal, exprimindo-a
em gramas de soluto por 100 gramas de água na temperatura da
experiência.
Resolução
80g de água ––––––––––––––––– 40g de sal
100g de água –––––––––––––––– x
x = 50g
CS = 50g / 100g de H2O
{
120g de solução 40g de soluto
80g de água
(MACKENZIE-SP – MODELO ENEM)
T(°C)
Solubilidade do KCl (g/100g de H2O)
0
27,6
20
34,0
40
40,0
60
45,5
Em 100g de água a 20°C, adicionaram-se 40,0g de KCl.
Conhecida a tabela acima, após forte agitação, observa-se a
formação de uma
a) solução saturada, sem corpo de chão.
b) solução saturada, contendo 34,0g de KCl, dissolvidos em
equilíbrio com 6,0g de KCl sólido.
c) solução não-saturada, com corpo de chão.
d) solução extremamente diluída.
e) solução extremamente concentrada.
(MODELO ENEM) – Tem-se 540g de uma solução aquosa
de sacarose (C12H22O11), saturada, sem corpo de fundo, a
50°C. Qual a massa de cristais que se separam da solução,
quando ela é resfriada até 30°C?
Dados: coeficiente de solubilidade (CS) da sacarose em água:
CS a 30°C = 220g/100g de água
CS a 50°C = 260g/100g de água
a) 20g
b) 30g
c) 40g
d) 50g
e) 60g
RESOLUÇÃO:
a 50°C → 360g de solução ⎯⎯→ 260g de sacarose
540g de solução ⎯⎯→ x
x = 390g de sacarose ∴ 150g de H2O
a 30°C → 220g de sacarose ⎯⎯→ 100g de água
y
⎯⎯→ 150g de água
y = 330g de sacarose ∴ precipitará:
m = (390 – 330)g = 60g de açúcar
Resposta: E
RESOLUÇÃO:
A solubilidade do KCl em 100g de água a 20°C é 34,0g.
Adicionando 40,0g de KCl em 100g de água, a 20°C, após forte
agitação, obtém-se uma solução saturada contendo 34,0g de KCl
dissolvidos em equilíbrio com 6,0g de KCl sólido (corpo de chão).
Resposta: B
QUÍMICA
235
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 236
Curvas de solubilidade.
Dissolução de gases em líquido
3
1. Curvas de solubilidade
São curvas obtidas experimentalmente, medindo-se
os diferentes coeficientes de solubilidade, em diferentes
temperaturas, e levando-se em abscissas as temperaturas e em ordenadas os respectivos coeficientes de
solubilidade. A aplicação prática dessas curvas consiste
em determinar o coeficiente de solubilidade, uma vez
conhecida a temperatura.
Exemplos: Analisando as curvas de solubilidade,
dadas abaixo, temos:
• Curva de solubilidade
• Solubilidade de gás em líquido
bilidade aumenta. Quando exotérmica, o aumento de
temperatura prejudica a dissolução, e a solubilidade diminui. Nas dissoluções endotérmicas, a curva de solubilidade é ascendente, enquanto nas exotérmicas é
descendente.
As dissoluções do KNO3 e do NaCl são endotérmicas,
enquanto a dissolução do Na2SO4 é exotérmica.
3. Dissolução de gás em líquido:
essencial para a vida aquática
A solubilidade dos gases em líquidos depende da
pressão e da temperatura.
a) Temperatura
O aumento da temperatura diminui a solubilidade do
gás.
Observe o gráfico:
q
q
q
q
q
q
A solubilidade do KNO3 a 20°C é aproximadamente
33g/100g de H2O.
A solubilidade do KNO3 a 70°C é aproximadamente
140g/100g de H2O.
A 20°C, o KNO3 e o KCl têm a mesma solubilidade.
A 20°C, dentre os sais apresentados, o CaCrO4 é o
menos solúvel, enquanto o AgNO3 é o mais solúvel.
A solubilidade do NaCl varia pouco com a temperatura.
A solubilidade do KNO3 varia bastante com a
temperatura.
b) Pressão
O aumento da pressão do gás aumenta a solubilidade do gás no líquido.
2. Tipos de dissolução
A dissolução de certa substância sólida pode ser
endotérmica ou exotérmica. Quando é endotérmica, o
aumento de temperatura facilita o processo, e a solu-
236
QUÍMICA
Observe o gráfico:
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:17 Página 237
c) Lei de Henry
“A solubilidade do gás em um líquido é diretamente
proporcional à pressão do gás a uma dada temperatura.”
m = Pg . k
Pg é a pressão parcial do gás, m é a massa de gás
dissolvido e k é uma constante característica do sistema
gás – líquido.
(MODELO ENEM) – Dizem os frequentadores de bar que vai chover quando o saleiro
entope. De fato, se cloreto de sódio estiver impurificado por determinado haleto muito solúvel,
este absorverá vapor de água do ar, transformando-se numa pasta, que causará o entupimento. O gráfico abaixo mostra como variam
com a temperatura as quantidades de diferentes sais capazes de saturar 100cm3 de água.
(MODELO ENEM) – O processo de dissolução do gás oxigênio (O2) do ar na água é
fundamental para a existência de vida no
planeta. A solubilidade de um gás em um líquido
é diretamente proporcional à pressão parcial do
gás sobre o líquido e diminui à medida que se
eleva a temperatura.
(UFRJ) – A solubilidade de vários sais em
água em função da temperatura é apresentada
no diagrama a seguir:
Usando o diagrama de solubilidade, determine a
massa de sal que precipita quando 500g de
solução saturada de NaNO3 a 80°C são
resfriados até 20°C.
Resolução
A 80°C ⇒
Um haleto capaz de produzir o entupimento descrito, em temperatura ambiente (25°C) é:
b) NaNO3
c) HCl
a) KNO3
e) CaCl2
d) NH4Cl
Resolução
KNO3 e NaNO3 não são haletos.
NH4Cl e HCl não existem no sal comum. Além
disso, o NH4Cl tem aproximadamente a mesma
solubilidade do NaCl a 25°C.
A 25°C, o CaCl2 (cloreto de cálcio) é mais
solúvel que o NaCl.
Resposta: E
Ao se abrir uma garrafa de refrigerante, há escape de gás (CO2) na forma de bolhas (efervescência) devido
a) ao aumento da pressão.
b) à elevação da temperatura.
c) à diminuição da temperatura.
d) à diminuição da pressão.
e) ao aumento da pressão e temperatura.
Resolução
Ao se abrir a garrafa, diminui a pressão do CO2
com a consequente diminuição da solubilidade.
Nesse instante, praticamente não houve
variação de temperatura.
Resposta: D
150g de NaNO3 –––––– 250g de solução
x
–––––– 500g de solução
x = 300g de NaNO3 dissolvidos ∴ 200g de H2O
A 20°C ⇒
100g de NaNO3 –––––– 100g de H2O
y
–––––– 200g de H2O
y = 200g de NaNO3 dissolvidos
mprecipita = 300g – 200g = 100g
QUÍMICA
237
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 238
a) um sistema homogêneo.
(FUVEST-SP)
b) um sistema heterogêneo.
c) apenas uma solução insaturada.
d) apenas uma solução saturada.
e) uma solução supersaturada.
Resolução
A 20°C, 100g de H2O dissolvem aproximadamente 34g de KNO3,
ficando 16g como corpo de fundo. O sistema é heterogêneo.
Resposta: B
A curva de solubilidade do KNO3 em função da temperatura é dada
acima. Se a 20°C misturarmos 50g de KNO3 com 100g de água, quando
for atingido o equilíbrio, teremos:
(MODELO ENEM) – O processo de dissolução do gás oxigênio (O2) do ar na água é fundamental para a existência de
vida no planeta. A solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão parcial do gás sobre o líquido e
diminui à medida que se eleva a temperatura.
Uma lata de cerveja foi aberta em quatro situações diferentes:
I. Em um avião “não pressurizado” (pressão menor que 1 atm)
a 2500 metros de altitude, estando a bebida a 7°C.
II. Em um jato “pressurizado a 1 atm”, estando bebida a 7°C.
III. Em Salvador-BA, estando a bebida a 7°C.
IV. Em Salvador-BA, estando a bebida a 15°C.
(UFU-MG) – Baseando-se no gráfico a seguir, que relaciona a solubilidade de K2Cr2O7 em função da temperatura,
pode-se afirmar que, quando uma solução saturada que contém K2Cr2O7 em 200g de água é resfriada de 60°C a 10°C, a
massa do referido sal que precipita vale:
a) 5g
b) 38g
c) 76g
d) 92g
Escapa maior quantidade de gás do líquido (cerveja) nas
situações:
a) I e II.
b) I e III.
c) I e IV.
d) II e III.
e) II e IV.
RESOLUÇÃO:
Comparando I e II: a temperatura é igual (7°C). No avião não
pressurizado (I) a pressão é menor e, portanto, diminui a solubilidade do gás, havendo escape de maior quantidade de gás.
Comparando III e IV: a pressão é igual. Em IV, a temperatura é
maior e, portanto, a solubilidade diminui, havendo escape de
maior quantidade de gás.
Resposta: C
e) 104g
RESOLUÇÃO:
A 60°C, temos 86g de K2Cr2O7 dissolvidos em 200g de H2O. A 10°C,
estão dissolvidos 10g de K2Cr2O7 em 200g de H2O. Portanto, a
massa que precipita vale 86g – 10g = 76g.
Resposta: C
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238
QUÍMICA
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 239
4
Mol, massa molar e
quantidade de matéria
• Mol: 6,02.1023 partículas • Massa
molar • Quantidade de matéria
1. Conceito de mol
3. Massa molar de uma substância
A palavra mol vem do latim e significa um amontoado
ou pilha de pedras colocadas no mar, muitas vezes, como
quebra-mar. Por analogia, o termo mol representa um
amontoado de átomos, moléculas, elétrons ou outras
partículas.
Este amontoado contém sempre 6,02 . 1023 unidades, daí a sua analogia com a dúzia (12 unidades).
Assim:
1 dúzia de grãos: 12 grãos
1 mol de grãos: 6,02 . 1023 grãos
1 mol de elétrons: 6,02 . 1023 elétrons
1 mol de átomos: 6,02 . 1023 átomos
O número 6,02 . 1023 é denominado Número de
Avogadro e nos exercícios costuma ser arredondado
para 6,0 . 1023.
Portanto, mol é o Número de Avogadro de partículas.
É a massa, em gramas, de 6,02 . 1023 moléculas
da substância.
2. Massa molar de um elemento
É a massa, em gramas, de 6,02 . 1023 átomos do
elemento.
Exemplo:
A massa molar do sódio é 23g/mol. Isto significa que
6,02 . 1023 átomos de sódio têm massa igual a 23g.
Exemplo
A massa molar da água é 18g/mol. Isto significa que
6,02 . 1023 moléculas de água têm massa igual a 18g.
A massa molar de uma substância é a soma das
massas molares dos elementos.
Exemplo
Massa molar do H = 1g/mol
Massa molar do O = 16g/mol
Massa molar da água (H2O):
(2 x 1 + 16)g/mol = 18g/mol
Massa molar de três substâncias diferentes:
água (18g/mol), gás carbônico (44g/mol) e iodo (254g/mol).
Massas diferentes com o mesmo número de moléculas.
4. Quantidade de matéria (n)
É o número de partículas medido em mols.
É a relação entre a massa do elemento ou substância
(m) e a sua massa molar (M).
Massas molares de três elementos diferentes: alumínio,
chumbo e cálcio. Massas diferentes com o mesmo número de átomos.
m
massa
n = ––––––––––– ou n = –––––
M
massa molar
QUÍMICA
239
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 240
Exemplos
Se temos 595g de urânio, e sabendo que a sua massa
molar é 238g/mol:
595g
n = ––––––––– = 2,5 mol de átomos de urânio.
238g/mol
Se temos 27g de
água, e sabendo que
sua massa molar é
18g/mol:
?
Saiba mais
Quanto maior o número de partículas existentes em
um sistema, maior é a quantidade de matéria desse
sistema.
A grandeza quantidade de matéria tem como unidade
de medida o mol.
“Mol é a quantidade de matéria de um sistema que
contém tantas entidades elementares quantos são os
átomos contidos em 0,012kg (12g) de carbono – 12.”
Experimentalmente, verificou-se que em 12g de
carbono – 12 existem 6,02 . 1023 átomos.
Quantitativamente, uma dada amostra de substância
pode ser expressa em unidades de massa (m), volume
(V), quantidade de matéria (n) ou número de partículas
(N). Consideremos, por exemplo, duas amostras de
gás hidrogênio (H2):
N = 6,02 . 1023 moléculas
n = 1 mol
m = 2g
V = 22,4L (0°C e 1 atm)
N = 12,04 . 1023 moléculas
n = 2 mol
m = 4g
V = 44,8L (0°C e 1 atm)
27g
n = ––––––– = 1,5 mol
18g/mol
de moléculas de água.
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M115
(MODELO ENEM) – O efeito estufa é um
fenômeno de grandes consequências climáticas
que se deve a altas concentrações de gás carbônico (CO2) no ar. Considere que, num dado
período, uma indústria “contribuiu” para o efeito
estufa, lançando 176 toneladas de gás carbônico
na atmosfera. O número de moléculas de CO2
lançado no ar, naquele período, foi aproximadamente igual a
Dados: C = 12g/mol, O = 16g/mol;
constante de Avogadro = 6,0 . 1023mol–1
a) 2,4 x 1030
b) 4,8 x 1023
28
c) 2,4 x 10
d) 4,8 x 1023
e) 4,8 x 1017
Resolução
Massa molar do CO2 =
= 12g/mol + 2 . 16g/mol = 44g/mol
44g –––––––––––––– 6,0 . 1023 moléculas
176 . 106g –––––––––––––– x
x = 2,4 . 1030 moléculas de CO2
Resposta: A
240
QUÍMICA
(PUCCAMP-SP – MODELO ENEM) – Nitrito de sódio, NaNO2, é empregado como aditivo em alimentos, tais como “bacon”, salame,
presunto, linguiça e outros, principalmente com
duas finalidades:
– evitar o desenvolvimento do Clostridium
botulinum, causador do botulismo;
– propiciar a cor rósea característica desses
alimentos, pois participam da seguinte
transformação química:
Mioglobina + NaNO2 → mioglobina nitrosa
(proteína presente na carne,
(cor rósea)
cor vermelha)
A concentração máxima permitida é de 0,014g
de NaNO2 por 100g do alimento.
Os nitritos são considerados mutagênicos, pois
no organismo humano produzem ácido nitroso,
que interage com bases nitrogenadas alterandoas, podendo provocar erros de pareamento
entre elas.
A quantidade máxima, em mol, de nitrito de
sódio que poderá estar presente em 1kg de
salame é, aproximadamente,
Dados: Massas molares em g/mol:
N = 14; Na = 23 e O = 16.
b) 1 x 10–3
a) 2 x 10–3
c) 2 x 10–2
d) 2 x 10–1
–1
e) 1 x 10
Resolução
Massa molar do NaNO2
M = (23 + 14 + 2 x 16)g/mol = 69g/mol
Massa máxima de NaNO2 permitida em 1kg de
salame:
0,014g de NaNO2 –––––––– 100g
x
–––––––– 1000g (1kg)
x = 0,14g de NaNO2
Quantidade máxima em mols:
1 mol de NaNO2 –––––– 69g
y
–––––– 0,14g
y 2 . 10–3 mol de NaNO2
Resposta: A
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 241
Uma pessoa, ao comer 20g de chocolate contendo 7% em massa
de sacarose (C12H22O11), estará ingerindo quantas moléculas dessa
substância?
Resolução
M = 12 x 12g/mol + 22 x 1g/mol + 11 x 16g/mol = 342g/mol
7
massa de sacarose = –––– . 20g = 1,4g
100
Dados: Número de Avogadro = 6,0 . 1023
Massas molares em g/mol: C: 12; H: 1; O: 16
342g ––––––– 6,0 . 1023 moléculas
1,4g ––––– x
(MODELO ENEM) – As fronteiras entre real e imaginário
vão se tornando cada vez mais sutis à medida que melhoramos
nosso conhecimento e desenvolvemos nossa capacidade de
abstração. Átomos e moléculas: sem enxergá-los podemos
imaginá-los. Qual será o tamanho dos átomos e das moléculas? Quantos átomos ou moléculas há numa certa quantidade de matéria?
A massa molar de um elemento é a massa (em gramas) de 1 mol
de átomos (6,0 . 1023 átomos) desse elemento. Qual a massa
em gramas de 2,0 . 1022 átomos de magnésio?
Dados: Massa molar do Mg = 24g/mol
Número de Avogadro = 6,0 . 1023
Quantidade de matéria (n) é o número de partículas medido em mols. Quantos mols de átomos de mercúrio existem
em 100cm3 de mercúrio?
Dados: Massa molar do Hg = 200g/mol
Densidade do mercúrio = 13,6g/cm3
x = 2,5 . 1021 moléculas
RESOLUÇÃO:
m
d = –– ∴ m = V . d
V
g
m = 100cm3 . 13,6 ––––3 = 1360g
cm
200g –––––––– 1 mol
1360g –––––– n
a) 0,6g
d) 1,8g
b) 0,8g
e) 2,4g
c) 1,2g
n = 6,8 mol
RESOLUÇÃO:
6,0 . 1023 átomos –––––––– 24g
2,0 . 1022 átomos –––––––– x
x = 0,8g
Resposta: B
5
Concentração das soluções: título,
porcentagem em massa, g/L, mol/L
1. Concentrações das soluções
O estudo das concentrações das soluções talvez seja
a parte mais importante do capítulo das soluções, pois
são muito importantes na vida cotidiana.
Podemos compreender bem o porquê da importância, se tivermos em mente que, na prática, muitas das
substâncias são usadas em solução e, para o químico, é
fundamental o conhecimento exato da solução com a
qual está trabalhando; em outras palavras, é preciso
conhecer qual é a massa de soluto numa dada quantidade
de solução, qual é a massa do solvente etc.
Existem, como veremos, diversas formas de se exprimir a concentração de uma solução, pois, de acordo com
o tipo de solução, uma forma poderá adaptar-se melhor do
que outra. Por exemplo: quando, numa determinada
solução, o soluto é um sólido, é interessante o conhecimento de sua massa, ao passo que, quando o soluto é
• Título • Gramas/litro • Mols/litro
gasoso, é mais interessante, do ponto de vista prático, que
se conheça o seu volume, e assim por diante.
De acordo com o exposto, podemos dizer que:
quantidade de soluto
concentração = –––––––––––––––––––––––––
quantidade de solução
Normalmente, a relação que exprime a concentração
de uma solução é função da quantidade de soluto e da
quantidade de solução.
2. Título: relação massa/massa
É a relação entre a massa do soluto e a massa da
solução.
massa do soluto
τ = ––––––––––––––––––––
massa da solução
QUÍMICA
241
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 242
massa da solução = massa do soluto + massa do solvente
Desse modo, se tivermos 20g de H2SO4 dissolvidos
em 80g de água, teremos como título da solução:
massa do soluto
τ = ––––––––––––––––––––––––––––––––––
massa do soluto + massa do solvente
Aqui, não são fixadas unidades obrigatórias para a
massa do soluto nem para o volume da solução, se bem
que, na prática, geralmente se usa a massa em gramas
e o volume em litros. Exemplo: Como devemos
proceder para preparar 1 litro de solução a 5,85g de sal de
cozinha por litro?
20g
τ = –––––––––– ∴ τ = 0,20
20g + 80g
O título é adimensional e é menor do que 1.
3. Porcentagem em massa
É muito comum multiplicar o título por 100,
quando teremos, então, a porcentagem em massa:
p = % em massa = título x 100
Assim, a porcentagem em massa do H2SO4 na solução imaginada seria:
% em massa do H2SO4 = τH SO x 100 =
2 4
= 0,20 x 100 = 20% em massa.
Isso significa que, em cada 100g de solução, 20g são
de H2SO4. O título (ou % em massa) é muito usado na prática, pois basta conhecê-lo e saber o valor da massa da solução, para podermos determinar a massa do soluto.
4. Relação entre massa
do soluto e volume da
solução (concentração comum)
massa do soluto
C = –––––––––––––––––––
volume da solução
Esse tipo de concentração é muito usado, porque o
volume da solução é facilmente mensurável e, uma vez
conhecido, desde que se saiba o valor da concentração,
tem-se, automaticamente, a massa do soluto.
242
QUÍMICA
Pesamos 5,85g de NaCl puro e transferimos para um
balão volumétrico de 1 litro. Adiciona-se certa quantidade
de água (menor que 1 litro) e agita-se para dissolver o sal.
Colocamos água até atingir a marca de um litro.
De um modo geral, a solução de concentração x g/L
é a que contém x gramas do soluto em 1 litro de solução.
5. Concentração em
quantidade de matéria
ou concentração em mol/L
É a relação entre a quantidade em mols do soluto e o
volume da solução tomado em litros.
Representaremos essa concentração por M.
quantidade em mols do soluto
M = ––––––––––––––––––––––––––––––––––
volume da solução em litros
O volume da solução deve ser tomado, obrigatoriamente, em litros. Se o volume for expresso em outra
unidade (cm3, m3 etc.), teremos outra forma de exprimir
concentração.
Exemplo
Qual o procedimento para se preparar 250mL
d e solução 0,20 mol/L de H 2 SO 4 ? (massa molar do
H2SO4 = 98g/mol)
Resolução
Vamos calcular a massa de H2SO4 necessária a esta
preparação.
mH SO
2 4
–––––––––––––––––
nH SO
massa molarH SO
2 4
2 4
M = –––––––––––– = –––––––––––––––––––––
V(L) solução
V(L) solução
mH
= M . V(L)solução . massa molarH
mH
= 0,20 . 0,250 . 98
2SO4
2SO4
2SO4
m = 4,9g de H2SO4
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 243
Procedimento
Pesam-se 4,9g de H2SO4 puro e dissolvem-se em água destilada dentro de um béquer (observação: a quantidade
de água inicial contida no béquer deve ser menor que a quantidade de solução pedida na questão).
Transferimos essa solução para um balão volumétrico de 250mL.
Adiciona-se água destilada até atingir a marca de 250mL.
Solução x (mol/L) é a que contém x mols de soluto em 1 litro de solução.
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M116
(UERJ – MODELO ENEM) – Em uma estação de tratamento de efluentes,um operador
necessita preparar uma solução de sulfato de
alumínio de concentração igual a 0,1 mol/L, para
encher um recipiente cilíndrico, cujas medidas
internas, altura e diâmetro da base, estão
indicadas na figura abaixo.
bebeu após o jantar e o que bebeu em jejum só
poderão dirigir após, aproximadamente,
n
M = ––– ∴ n = M . V
V
n = 0,1 mol . L–1 . 270L = 27 mol
1 mol –––––– 342g
x = 9234g
27 mol –––––– x
Resposta: D
(UNAERP-SP) – Em que quantidade de
água devem ser dissolvidos 100g de glicose
para se obter uma solução a 20% em massa?
a) 20g
b) 40g
c) 100g
d) 200g
e) 400g
Resolução
100g de solução ––––––––––– 20g de glicose
x
–––––––––––– 100g de glicose
x = 500g de solução
500g de solução
{
100g de glicose
400g de água
Resposta: E
Massa molar do Al2(SO4)3: 342g/mol
Considerando π = 3, a massa de sulfato de
alumínio necessária para o operador realizar sua
tarefa é, em gramas, aproximadamente igual a:
a) 3321
b) 4050 c) 8505
d) 9234
Resolução
Volume do cilindro: V = π r2h
V = 3 . (3dm)2 . 10dm = 270dm3 = 270L
(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO
MÉDIO) – Após a ingestão de bebidas alcoólicas, o metabolismo do álcool e sua presença
no sangue dependem de fatores como peso
corporal, condições e tempo após a ingestão.
O gráfico a seguir mostra a variação da concentração de álcool no sangue de indivíduos de
mesmo peso que beberam três latas de cerveja
cada um, em diferentes condições: em jejum e
após o jantar.
Tendo em vista que a concentração máxima de
álcool no sangue permitida pela legislação brasileira para motoristas é 0,6 g/L, o indivíduo que
(Revista Pesquisa FAPESP n.o 57.)
a) uma hora e uma hora e meia, respectivamente.
b) três horas e meia hora, respectivamente.
c) três horas e quatro horas e meia, respectivamente.
d) seis horas e três horas, respectivamente.
e) seis horas, igualmente.
Resolução
Pela análise do gráfico, o limite de 0,6g/L para o
indivíduo que bebeu após o jantar começa a
diminuir a partir de três horas. Para o indivíduo
que bebeu em jejum, esse limite começa a
diminuir a partir de, aproximadamente, quatro
horas e meia.
Resposta: C
QUÍMICA
243
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 244
Resolução
Uma pessoa que tenha tomado três latas de cerveja provavelmente apresenta
a) queda de atenção, de sensibilidade e das reações motoras.
b) aparente normalidade, mas com alterações clínicas.
c) confusão mental e falta de coordenação motora.
d) disfunção digestiva e desequilíbrio ao andar.
e) estupor e risco de parada respiratória.
(PUCCAMP-SP) – A concentração de uma solução de hidróxido
de sódio que contém 4g da base em 2 litros de solução é:
a) 0,2g/L
b) 2g/L
c) 10g/L
d) 20g/L
e) 200g/L
(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO MÉDIO) – Os
acidentes de trânsito, no Brasil, em sua maior parte são causados por erro do motorista. Em boa parte deles, o motivo é o
fato de dirigir após o consumo de bebida alcoólica. A ingestão
de uma lata de cerveja provoca uma concentração de aproximadamente 0,3 g/L de álcool no sangue.
A tabela abaixo mostra os efeitos sobre o corpo humano
provocados por bebidas alcoólicas em função de níveis de
concentração de álcool no sangue:
4g
msoluto
C = ––––––– = ––– = 2g/L
V solução
2L
RESOLUÇÃO:
Concentração aproximada de álcool no sangue pela ingestão de
três latas de cerveja:
1 lata de cerveja –––––––– 0,3g/L
x = 0,9g/L
3 latas de cerveja ––––––– x
Concentração de álcool
no sangue (g/L)
Efeitos
0,1 – 0,5
Sem influência aparente, ainda
que com alterações clínicas
0,3 – 1,2
Euforia suave, sociabilidade
acentuada e queda da atenção
0,9 – 2,5
Excitação, perda de julgamento
crítico, queda da sensibilidade e
das reações motoras
1,8 – 3,0
Confusão mental e perda da
coordenação motora
2,7 – 4,0
Estupor, apatia, vômitos e desequilíbrio ao andar
RESOLUÇÃO:
3,5 – 5,0
Coma e morte possível
nsoluto
0,5 mol
M = ––––––– = ––––––– = 2 mol/L
0,250L
V solução
(Revista Pesquisa FAPESP n.o 57.)
(UFPE) – Qual a concentração em mol/L de uma solução
que contém 0,5mol de um composto dissolvido em 250mL de
solução?
a) 0,002
b) 0,2
c) 0,4
d) 2
e) 4
Resposta: D
Concentração das
soluções. ppm. Exercícios
6
Partes por milhão (ppm)
Para soluções diluídas, costuma-se usar a concentração em partes por milhão (ppm), que indica o número de
partes do soluto presente em 1 milhão de partes da solução.
– Partes por milhão em massa
1,0mg de soluto
1,0 ppm = –––––––––––––––––––– = 1,0mg/kg
10 6mg de solução
Exemplo: Em um ar poluído a concentração de monóxido de carbono é 40ppm de CO em massa. Significado: em cada milhão de gramas de ar há 40 gramas
de CO.
40g de CO 40mg de CO
40mg de CO
40ppm = ––––––––––
=
––––––
––––––
=
–––––––––––––
106mg de ar
1kg de ar
106g de ar
244
Essa concentração está nos intervalos de 0,3g/L a 1,2g/L e 0,9g/L
a 2,5g/L. Portanto, essa pessoa apresenta queda de atenção, de
sensibilidade e das reações motoras.
Resposta: A
Resposta: B
QUÍMICA
• Concentração • ppm (partes por
milhão) • ppb (partes por bilhão)
– Partes por milhão em volume
1,0mL de soluto
1,0 ppm = –––––––––––––––––– = 1,0mL/m3
10 6mL de solução
Para soluções muito diluídas, pode ser usada a concentração em partes por bilhão (ppb), que indica o
número de partes do soluto presente em 1 bilhão de
partes da solução.
1,0mg de soluto
1,0 ppb = ––––––––––––––––––– = 1,0mg/t
10 9mg de solução
Para soluções aquosas muito diluídas, a densidade da
solução pode ser considerada aproximadamente igual à
densidade da água.
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 245
(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO
MÉDIO) – Um dos índices de qualidade do ar diz
respeito à concentração de monóxido de
carbono (CO), pois esse gás pode causar vários
danos à saúde. A tabela a seguir mostra a
relação entre a qualidade do ar e a concentração
de CO.
Qualidade do
ar
Concentração de CO
– ppm* (média de 8h)
Inadequada
15 a 30
Péssima
30 a 40
Crítica
Acima de 40
*ppm (parte por milhão) = 1 micrograma de CO
por grama de ar
1µg = 10–6g
Para analisar os efeitos do CO sobre os seres humanos, dispõe-se dos seguintes
dados:
Concentração
de CO (ppm)
10
Sintomas em seres
humanos
Nenhum
Diminuição da capacidade
15
visual
60
Dores de cabeça
100
Tonturas, fraqueza muscular
270
Inconsciência
800
Morte
Suponha que você tenha lido em um jornal que
na cidade de São Paulo foi atingido um péssimo
nível de qualidade do ar. Uma pessoa que
estivesse nessa área poderia:
a) não apresentar nenhum sintoma.
b) ter sua capacidade visual alterada.
c) apresentar fraqueza muscular e tontura.
d) ficar inconsciente.
e) morrer.
Resolução
Quando o ar atinge um nível péssimo de
qualidade significa que a concentração de CO
no ar está entre 30 e 40 partes por milhão.
Segundo a tabela dos efeitos do monóxido de
carbono sobre os seres humanos, nessa
(PUCCAMP-SP – MODELO ENEM) – No rótulo de uma
garrafa de “água mineral” lê-se, entre outras coisas,
x = 2 . 10 –3g ∴ 2mg
mg de soluto
Dados: ppm = –––––––––––––––––––––
kg de solução aquosa
Resposta: D
c) 0,03g
Cálculo da massa de fluoreto:
1L –––––––– 1,5mg
1,08 . 108L –––––––– y
y = 1,62 . 108mg ou 162kg
Resposta: E
RESOLUÇÃO:
Cálculo da massa de chumbo em mg em 100g da crosta terrestre:
A massa do bicarbonato de cálcio, no conteúdo da garrafa, é:
b) 0,02g
(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO
MÉDIO) – Determinada Estação trata cerca de
30.000 litros de água por segundo. Para evitar
riscos de fluorose, a concentração máxima de
fluoretos nessa água não deve exceder a cerca
de 1,5 miligrama por litro de água.
A quantidade máxima dessa espécie química que
pode ser utilizada com segurança, no volume de
água tratada em uma hora, nessa Estação, é:
a) 1,5kg.
b) 4,5kg.
c) 96kg.
d) 124kg.
e) 162kg.
Resolução
Cálculo do volume de água tratada em 1 hora
1s ––––– 3 . 104L
x = 1,08 . 108L
3600s ––––– x
crosta
chumbo
20ppm ⎯⎯→ 10 6g ⎯⎯⎯→ 20g
100g ––––––– x
Conteúdo: 1,5kg
Bicarbonato de cálcio: 20ppm
a) 0,01g
concentração o homem terá diminuição de sua
capacidade visual.
Resposta: B
d) 0,06g
e) 150mg
RESOLUÇÃO:
20mg –––––––––––––– 1,0kg
x
–––––––––––––– 1,5kg
x = 30mg
massa = 0,03g
Resposta: C
(FAFEOD-MG) – Quantos gramas de H2O são necessários, a fim de se preparar uma solução, a 20% em massa,
usando 80g do soluto?
a) 500
b) 480
c) 400
d) 320
e) 180
RESOLUÇÃO:
msoluto
p = ––––––––––––––– . 100
msoluto + mágua
80g
20 = –––––––––––– . 100
80g + mágua
1600g + 20mágua = 8000g
(UNIFESP– MODELO ENEM) – A contaminação de águas
e solos por metais pesados tem recebido grande atenção dos
ambientalistas, devido à toxicidade desses metais ao meio
aquático, às plantas, aos animais e à vida humana. Dentre os
metais pesados, há o chumbo, que é um elemento
relativamente abundante na crosta terrestre, tendo uma
concentração ao redor de 20 ppm (partes por milhão). Uma
amostra de 100 g da crosta terrestre contém um valor médio,
em mg de chumbo, igual a
a) 20
b) 10
c) 5
d) 2
e) 1
20mágua = 6400g
mágua = 320g
Resposta: D
No Portal Objetivo
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digite QUIM2M117
QUÍMICA
245
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 246
Diluição e mistura de soluções
7
• Soluções • Diluição (M1V1 = M2V2)
• Mistura (M1V1 + M2V2 = M3V3)
1. Diluição de soluções
Diluir uma solução é diminuir a sua concentração por
adição de solvente. Isto é facilmente entendido, posto
que concentração relaciona quantidade de soluto e quantidade de solução; o aumento na quantidade de solvente
provoca um aumento na quantidade de solução (denominador) e a quantidade de soluto permanece constante
(numerador), acarretando uma diminuição no valor da
relação, que é a concentração.
Solução mais
concentrada.
Solução
mais diluída.
Se usarmos a mesma unidade de volume dos dois
lados, teremos:
M1V1 = M2V2
Observação: Partindo da fórmula de concentração
em gramas por litro, analogamente, chegaremos a:
C1V1 = C2V2 , pois a massa do soluto (produto C . V)
não mudou.
2. Mistura de
soluções de mesmo soluto
Na mistura de soluções (sem reação química) de mesmo soluto, obtemos uma nova solução, cuja concentração é
intermediária às concentrações das soluções misturadas.
Exemplo: Vamos misturar V1(L) de uma solução, de
soluto X e de concentração M1, com V2 (L) de outra solução, do mesmo soluto X no mesmo solvente, de concentração M2. A solução final terá V3(L), que é a
soma dos volumes misturados V1(L) + V2(L), e concentração M3, a qual devemos determinar.
Vamos utilizar como exemplo a concentração em
mol/L:
n
M = –––––– ∴ n = M . V (L)
V(L)
Em uma solução, se quisermos conhecer a quantidade em mols do soluto, basta multiplicar sua concentração em mol/L pelo volume em litros.
Consideremos V1 (L) de uma solução de soluto X de
concentração M1; acrescentemos a ela V(L) de água. A
solução resultante terá V2(L), que é a soma de V1(L) mais
V(L), e concentração M2, que devemos determinar.
A quantidade em mols do soluto X em cada recipiente pode ser calculada pelo produto M . V.
n1 = M1V1(L); n2 = M2V2 (L); n3 = M3V3(L)
A relação entre as quantidades de matéria é:
n1 + n2 = n3
M1V1(L) + M2V2(L) = M3V3(L) ou M1V1 +M2V2 =M3V3
Observação: Analogamente, podemos provar:
C 1V 1 + C 2V 2 = C 3V 3
A quantidade em mols do soluto X na solução inicial
é n1, que pode ser calculada por: n1 = M1 . V1(L)
Na solução final, a quantidade em mols do soluto X é
n2, que pode ser calculada por: n2 = M2 . V2 (L)
Como se adicionou somente água à solução, sem
alterar a quantidade de soluto, podemos escrever:
n1 = n2 ∴ M1V1 (L) = M2V2 (L)
246
QUÍMICA
Nota: Muitas vezes, quando se misturam dois líquidos, ocorre uma contração de volume. Assim, misturando-se 100cm3 de água com 100cm3 de álcool etílico,
obtemos menos de 200cm3 de mistura. Nesses casos,
V3 < V1 + V2.
No Portal Objetivo
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digite QUIM2M118
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 247
(UERJ – MODELO ENEM) – Um medicamento, para ser administrado a um paciente, deve ser preparado como uma solução aquosa de
concentração igual a 5% em massa, de soluto.
Dispondo-se do mesmo medicamento em uma
solução duas vezes mais concentrada, esta
deve ser diluída com água, até atingir o
percentual desejado.
As massas de água na solução mais concentrada, e naquela obtida após a diluição, apresentam a seguinte razão:
5
5
9
7
a) –––
b) –––
c) ––––
d) –––
7
9
19
15
Resolução
Consideremos a massa da solução inicial igual
a 100g.
solução
inicial
m
m1 = 10g
H O = 90g
2
Adicionando xg de água teremos na solução
final: massa da solução = (100 + x)g
5
–––– . (100 + x) = 10 ∴ x = 100g
100
solução final { mH
2O
= 90g + 100g = 190g
9
massa de H2O na solução inicial 90g
–––––––––––––––––––––––––––– = –––– = ––––
massa de H2O na solução final
190g 19
Resposta: C
(UERJ – MODELO ENEM) – Certos medicamentos são preparados por meio de uma
série de diluições. Assim, utilizando-se uma
quantidade de água muito grande, os medica-
(CESGRANRIO – MODELO ENEM) – Diluir uma solução é
diminuir a sua concentração por adição de solvente.
Para preparar 1,2 litro de solução 0,4mol/L de HCl, a partir do
ácido concentrado (16mol/L), o volume de água, em litros, a
ser utilizado será de:
a) 0,03
b) 0,47
c) 0,74
d) 1,03
e) 1,17
mentos obtidos apresentam concentrações
muito pequenas.
A unidade mais adequada para medir tais
concentrações é denominada ppm:
1 ppm corresponde a 1 parte de soluto
em 1 milhão de partes de solução
Considere um medicamento preparado com a
mistura de 1g de um extrato vegetal e 100kg de
água pura.
A concentração aproximada desse extrato
vegetal no medicamento, em ppm, está
indicada na seguinte alternativa:
a) 0,01
b) 0,10
c) 1,00
d) 10,00
Resolução
1g de extrato –––––––– 100 000g de água
x
–––––––– 1000 000g de água
x = 10,00g
Resposta: 10,00ppm
Resposta: D
20mL de solução 0,4 mol/L de H2SO4 são misturados com
30mL de solução 0,2 mol/L do mesmo ácido. Qual a
concentração em mol/L final?
RESOLUÇÃO:
RESOLUÇÃO:
M1V1 = M2V2
16 . V1 = 0,4 . 1,2 ∴ V1 = 0,03L
Volume de água = 1,2L – 0,03L = 1,17L
Resposta: E
V1M1 + V2M2 = V3 M3
20 x 0,4 + 30 x 0,2 = 50M3
M3 = 0,28mol/L
100mL de uma solução 0,5 mol/L de NaOH foram adicionados a 150mL de uma solução 0,8 mol/L da mesma base.
Que concentração em mol/L apresenta a solução resultante da
mistura?
RESOLUÇÃO:
M1V1 + M2V2 = M3V3
0,5 . 100 + 0,8 . 150 = M3 . 250 ∴ M3 = 0,68 mol/L
QUÍMICA
247
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 248
Energia nas transformações químicas.
8
Reações exotérmicas e endotérmicas. Entalpia
• Reação exotérmica • Reação
endotérmica • Entalpia
COMBUSTÃO DOS ALIMENTOS
Na combustão de um alimento, ocorre liberação de energia.
A queima de 1 grama de glicose libera 15,6 kJ (quilojoule)
ou 3,73 kcal (quilocaloria).
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l)
Frequentemente, encontramos tabelas com os
“valores energéticos” dos alimentos. Esses valores são
comumente dados em quilocalorias, embora fosse
melhor serem dados em quilojoules.
Veja tabela abaixo:
Alimento
Valor energético (kcal/g)
manteiga
7,60
chocolate
4,67
açúcar
4,00
arroz
3,60
batata-inglesa
0,90
peixe
0,84
carne de vaca
2,90
1. Reação química e energia
Verifica-se, experimentalmente, que nas reações químicas ocorrem variações de temperatura, isto é, as
reações químicas são acompanhadas de variações de
energia. A Termoquímica vai estudar essas variações
de energia que acompanham as transformações
químicas.
Uma transformação química representa o rearranjo
de átomos de uma estrutura para formar uma nova
estrutura. Essas modificações estruturais são acompanhadas de absorção ou desprendimento de energia sob
várias formas.
Energia de um certo corpo é a capacidade de o corpo
realizar trabalho. A energia se manifesta de várias formas.
Em relação a um ponto de referência, podemos definir duas energias fundamentais: energia cinética, que é
a energia de corpos móveis, e energia potencial ou
energia de posição.
Quando uma mistura de hidrogênio e oxigênio,
submetida a uma faísca, explode, produzindo água, uma
parte da energia aparecerá sob a forma de calor, outra sob
a forma de luz, e uma terceira parcela na forma de som.
248
QUÍMICA
Esses “valores energéticos” correspondem à energia
liberada nas reações do metabolismo desses alimentos
no organismo.
Quando dizemos que o chocolate “tem muita caloria”,
isso significa que, nas reações do metabolismo do chocolate no organismo, há liberação de muita energia, que recebe o nome de calor de combustão.
Um adulto com o peso normal deveria consumir diariamente, juntando todas as refeições, entre 1800 e
2000kcal. Mas, em apenas 100 gramas de chocolate
ao leite, existem aproximadamente 570 kcal.
Nas pilhas, a maior parte da energia envolvida é de
natureza elétrica. Geralmente, as reações são feitas em
recipientes abertos sob pressão constante, e a energia
que se manifesta é a energia térmica. As variações térmicas são facilmente determinadas e até com alta
precisão. Nessas determinações, supõe-se o recipiente
constituído de paredes adiabáticas, evitando-se a transmissão de calor.
No decurso de uma série de transformações energéticas, não há ganho nem perda de energia, mas
apenas transformação de energia em outra forma de
energia (Princípio da Conservação da Energia).
Assim, a síntese da água a partir de seus elementos
libera 68,3kcal de calor para cada mol de água líquida formada.
1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(l ) + 68,3 kcal
Na decomposição de 1 mol de água líquida, a mesma
quantidade de energia é absorvida:
1H2O(l ) + 68,3kcal → 1 H2(g) + 1/2 O2(g)
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 249
?
Saiba mais
FONTES DE ENERGIA
1) Usinas hidrelétricas
Barragens represam a água por meio de comportas.
Quando estas se abrem, a água, descendo em grande
velocidade, movimenta as pás da turbina que, por sua
vez, movimentam o gerador, produzindo energia
elétrica.
2) Energia nuclear
Processos envolvendo reações de fissão e fusão
nucleares.
3) Energia solar
Sistemas utilizam a energia solar para o aquecimento
de água.
4) Energia eólica
Energia dos ventos.
5) Energia das marés
6) Reações químicas
Nas usinas termoelétricas, carvão ou derivados do
petróleo são queimados e a energia liberada é
transformada em energia elétrica.
A maior parte da energia atualmente utilizada é obtida a
partir de reações químicas.
O calor é uma forma de energia. Portanto uma quantidade de calor pode ser medida em joule, podendo ser
usada também a caloria.
Caloria (cal)
Quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura de 1 grama de água de 1°C (de 16,5°C a 17,5°C).
1 caloria = 4,18 joules
1 quilocaloria (kcal) = 1000 calorias
2. Reações exotérmicas
e endotérmicas
Um processo é exotérmico se o calor é liberado, e
endotérmico se o calor é absorvido.
Observe no gráfico que o conteúdo energético dos
reagentes é maior que o dos produtos.
Em uma reação exotérmica, o calor é escrito na
equação como se fosse um produto:
A + B → C + D + x kcal
Reações endotérmicas
Exemplo
REAÇÃO EXOERGÔNICA
– reação que libera energia.
Quando a reação libera calor tem-se uma reação
exotérmica.
REAÇÃO ENDOERGÔNICA
– reação que absorve energia.
Quando a reação absorve calor tem-se uma reação
endotérmica.
H2(g) + I2(s) + 12,4kcal → 2HI (g) ou
H2(g) + I2(s) → 2HI(g) – 12,4 kcal
Nessa reação, 12,4 kcal são absorvidas na formação
de 2 mols de HI (gás), a partir de hidrogênio e iodo cristalino (reação endotérmica).
Graficamente, as reações endotérmicas têm a
seguinte representação:
Em uma equação termoquímica, o calor é escrito como se fosse um produto (reação exotérmica) ou
reagente (reação endotérmica).
Reações exotérmicas
Exemplo
C(grafita) + O2(g) → CO2(g) + 94,1 kcal
Na reação acima, 94,1 kcal são liberadas quando 1
mol de CO2(gás) é formado a partir de grafita e oxigênio
(reação exotérmica).
Graficamente, as reações exotérmicas têm a seguinte representação:
Uma reação endotérmica, para se processar, necessita de um fornecimento externo de energia. Desse
modo, a energia armazenada nos produtos é maior
que a dos reagentes.
QUÍMICA
249
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 250
Em uma reação endotérmica, o calor é escrito na
equação como se fosse um reagente:
Variação de entalpia:
ΔH = H2 – H1 = – 68 kcal
A + B + x kcal → C + D ou
A + B → C + D – x kcal
3. Calor de reação
ou energia de reação
A “energia de reação” ou “calor de reação” é a
energia térmica liberada ou absorvida numa reação.
O calor de reação mede a diferença de energia entre
os reagentes e os produtos, desde que as substâncias
iniciais e finais estejam, todas, a mesma temperatura e a
mesma pressão.
4. Entalpia (H)
Um sistema químico pode armazenar energia. Esta
pode ser definida de acordo com o mecanismo de
armazenagem. Assim, temos: energia cinética, energia
potencial gravitacional, energia potencial elétrica e energia
química.
Em termos mais práticos, podemos dizer que
Assim, um mol de água líquida tem uma ener gia
68 kcal a menos que o sistema constituído por 1 mol de
H2 e 1/2 mol de O2 gasosos.
Usando valores imaginários de entalpia, o leitor
poderá entender mais facilmente o sinal de ΔH.
“Em um sistema químico, a energia total é chamada entalpia e é designada H”.
Quando o sistema sofre uma transformação no seu
estado, a variação de entalpia (ΔH) é dada por
Estado
inicial H1
→
Estado
final H2
ΔH = H2 – H1
onde H1 é a entalpia do sistema no seu estado inicial, e H2
a entalpia do sistema no seu estado final.
Um mol de cada substância tem uma energia total (H)
característica, assim como tem uma massa característica.
Em uma reação química, o calor de reação mede a
diferença entre os conteúdos energéticos dos produtos
e dos reagentes. Se a pressão e a temperatura nos estados inicial e final forem as mesmas, o calor da reação
será a medida de ΔH. Em uma reação exotérmica, H2 é
menor que H1, de modo que ΔH tem valor negativo.
Exemplo
ΔH = HP – HR = 32 – 100 = – 68
sendo:
HR = entalpia dos reagentes
HP = entalpia dos produtos
Escrevemos a equação assim:
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ΔH = – 68 kcal
Classicamente, o calor de reação seria um “produto”:
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) + 68 kcal
Em uma reação endotérmica, H2 é maior que H1, de
modo que ΔH tem um valor positivo.
Exemplo
Variação de entalpia:
ΔH = H2 – H1 = + 12,4 kcal
250
QUÍMICA
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 251
Escrevemos a equação assim:
H2(g) + I2(s) → 2HI(g) ΔH = + 12,4 kcal
Classicamente, o calor de reação seria um “reagente”.
H2(g) + I2(s) + 12,4kcal → 2HI(g) ou
H2(g) + I2(s) → 2HI(g) – 12,4 kcal
Assim, dois mols de HI gasoso têm uma energia
12,4 kcal a mais que o sistema constituído por 1 mol de
H2 gasoso e 1 mol de I2 sólido.
Usando valores imaginários, teríamos:
?
Saiba mais
Mudanças de estado de agregação (transformações
físicas)
ΔH = HP – HR = 62,4 – 50 = + 12,4
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM2M122
(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO MÉDIO) – “Apenas no
banho matinal, por exemplo, um cidadão utiliza cerca de 50 litros de
água, que depois terá que ser tratada. Além disso, a água é aquecida
consumindo 1,5 quilowatt-hora (cerca de 1,3 milhões de calorias), e para
gerar essa energia foi preciso perturbar o ambiente de alguma
maneira...”
Com relação ao texto, supondo a existência de um chuveiro elétrico,
pode-se afirmar que:
a) a energia usada para aquecer o chuveiro é de origem química,
transformando-se em energia elétrica.
b) a energia elétrica é transformada no chuveiro em energia mecânica e,
posteriormente, em energia térmica.
c) o aquecimento da água deve-se à resistência do chuveiro, onde a
energia elétrica é transformada em energia térmica.
d) a energia térmica consumida nesse banho é posteriormente
transformada em energia elétrica.
e) como a geração da energia perturba o ambiente, pode-se concluir que
sua fonte é algum derivado do petróleo.
Resolução
Em um resistor a energia elétrica é transformada em energia térmica.
Resposta: C
(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO MÉDIO) – Há diversas maneiras de o ser humano obter energia para seu próprio
metabolismo utilizando energia armazenada na cana-de-açúcar.
O esquema a seguir apresenta quatro alternativas dessa utilização.
A partir dessas informações, conclui-se que
a) a alternativa 1 é a que envolve maior diversidade de atividades
econômicas.
b) a alternativa 2 é a que provoca maior emissão de gás carbônico para
a atmosfera.
c) as alternativas 3 e 4 são as que requerem menor conhecimento
tecnológico.
d) todas as alternativas requerem trabalho humano para a obtenção de
energia.
e) todas as alternativas ilustram o consumo direto, pelo ser humano, da
energia armazenada na cana.
Resolução
O trabalho humano é necessário em todas as alternativas de utilização da
cana-de-açúcar, em diferentes formas e intensidades.
A produção do caldo de cana (1) e a da rapadura (2) é a que demanda
menores tecnologia e intensidade no manejo de mão-de-obra.
Já a produção do açúcar refinado (3) e do etanol (4) requer maior
quantidade de insumos tecnológicos e o emprego mais intenso de mãode-obra de diferentes graus de qualificação.
A emissão maior de gás carbônico relaciona-se às queimadas, processo
geralmente ligado ao trato industrial.
Resposta: D
QUÍMICA
251
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 252
(UNIP – MODELO ENEM) – O conteúdo energético de um sistema
é denominado entalpia. Em uma reação exotérmica ocorre liberação de
energia.
Resolução
Numa reação exotérmica, a entalpia dos produtos é
a) menor que a dos reagentes;
b) maior que a dos reagentes;
c) igual à dos reagentes;
d) dependente da reação;
e) maior ou igual à dos reagentes.
Resposta: A
(UNICAMP-SP) – Rango, logo depois de servir o bolo,
levou os convidados de volta ao bar. Lá, para entreter os convidados, Dina acomodou um ovo sobre um suporte plástico.
Esse ovo tinha fitas de vedação nas duas extremidades,
tapando pequenos furos. Dina retirou as vedações, apoiou o
ovo novamente no suporte plástico e levou um palito de
fósforo aceso próximo a um dos furos: de imediato, ouviu-se
um pequeno barulho, parecido a um fino assovio; surgiu, então,
uma chama quase invisível e o ovo explodiu. Todos aplaudiam,
enquanto Dina explicava que, no interior do ovo (na verdade era
só a casca dele), ela havia colocado gás hidrogênio e que o que
eles tinham acabado de ver era uma reação química. Aplausos
novamente.
a) Se o gás que ali estava presente era o hidrogênio, a que
reação química Dina fez referência? Responda com a
equação química correspondente.
b) Se a quantidade (em mols) dos gases reagentes foi maior
que a do produto gasoso, então o ovo deveria implodir, e
não, explodir. Como se pode, então, explicar essa explosão?
RESOLUÇÃO
a) 2H2(g) + O2(g) ⎯→ 2H2O(g) + calor
b) A explosão ocorreu, pois a reação é fortemente exotérmica,
isto é, o aumento da temperatura provoca um grande aumento
de volume do produto gasoso.
252
QUÍMICA
(FATEC-SP) – Considere as equações termoquímicas apresentadas a seguir
I)
H2O(l) + 43,9kJ → H2O(g)
II)
C(s) + O2(g) → CO2(g) + 393kJ
III) C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) + 1366kJ
IV) H2O(g) → H2(g) + 1/2O2(g) – 242kJ
V)
436kJ + H2(g) → 2H(g)
São processos exotérmicos:
a) I e II
b) II e III
d) I e V
e) II e V
c) III e IV
RESOLUÇÃO:
I)
Calor reagente: endotérmica.
II) Calor produto: exotérmica.
III) Calor produto: exotérmica.
IV) Calor no 2.o membro com sinal negativo. Passa para o 1.o
membro e fica calor reagente: endotérmica.
V) Calor reagente: endotérmica.
Resposta: B
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 253
EXERCÍCIOS-TAREFAS
FRENTE 1
Módulo 1 – Átomo, número atômico, número de
massa, elemento químico
Três átomos neutros, T, Y e R, apresentam, respectivamente, números de massa crescentes e consecutivos. O
número de nêutrons de T é igual ao número de nêutrons de Y,
cujo número de prótons é 17/32 vezes o número de massa de
R, que tem 16 elétrons e um número de massa igual ao dobro
do de prótons. Assim, T é
a)
Quantos prótons, nêutrons e elétrons apresenta o átomo
que é representado por
55
25Mn?
32
T
14
b)
30
T
15
c)
32
T
16
d)
30
T
16
e)
30
T
14
Módulo 2 – Níveis e subníveis de energia
(UERJ – MODELO ENEM) – Um sistema é formado por
Um nível de energia com número quântico principal n
contém subnível d quando
a) n = 0
b) n = 1
c) n ≥ 1
d) n ≥ 2
e) n ≥ 3
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
(UNIFOR-CE) – O átomo 37
Cl tem igual número de
17
nêutrons que o átomo20x Ca. O número de massa x do átomo de
Ca é igual a:
a) 10
b) 17
c) 20
d) 37
e) 40
partículas que apresentam a composição atômica: 10 prótons,
10 elétrons e 11 nêutrons. Ao sistema foram adicionadas
novas partículas. O sistema resultante será quimicamente puro
se as partículas adicionadas apresentarem a seguinte
composição atômica:
a) 21 prótons, 10 elétrons e 11 nêutrons
b) 20 prótons, 20 elétrons e 22 nêutrons
c) 10 prótons, 10 elétrons e 12 nêutrons
d) 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons
e) 11 prótons, 11 elétrons e 11 nêutrons
(ITA-SP) – O átomo de neônio tem número atômico 10 e
número de massa 21. Qual das seguintes proposições é falsa?
a) Quase toda a massa do átomo está concentrada no núcleo.
1
b) O diâmetro do núcleo é cerca de ––––––
10 000
do diâmetro do átomo.
c) Ao redor do núcleo existem 10 elétrons.
d) Alguns átomos de neônio têm 11 prótons.
e) A soma do número de elétrons com o número de nêutrons
no átomo de neônio é 21.
Três átomos A, B e C apresentam respectivamente números de massa pares e consecutivos. Sabe-se que B tem 27
nêutrons e o seu número de massa é o dobro do seu número
atômico. Os números de massa de A, B e C são respectivamente
a) 50, 52 e 54
b) 48, 50 e 52
c) 54, 56 e 58
d) 46, 48 e 50
e) 52, 54 e 56
(UCPEL-RS) – Os números atômico, de nêutrons e de
massa de um átomo são expressos respectivamente por 3x,
4x – 5 e 6x + 3.
O número de prótons e de nêutrons desse átomo, é, respectivamente,
a) 21 e 23
b) 15 e 10
c) 24 e 27
d) 3 e 9
e) 27 e 24
(n = 1) K:
(n = 2) L:
(n = 3) M:
(n = 4) N:
1s
2s
3s
4s
2p
3p
4p
3d
4d
4f
2 A configuração eletrônica do átomo
Ni(Z = 28) pode ser escrita da seguinte maneira:
a) [Ar]
b) [Ar]3d84s2
c) [Ar]3d8
2
6
7
1
d) [Ar]4s 3d
e) [Ar]3d 4s
sendo [Ar] ≡ 1s22s22p63s23p6
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
1s
2s
3s
4s
2p
3p
4p
3d
4d
4f
O número de elétrons existente no quarto nível de energia
(camada N) do átomo de nióbio (número atômico 41) é
a) 8
b) 10
c) 11
d) 14
e) 18
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
1s
2s
3s
4s
5s
2p
3p
4p
5p
3d
4d
5d
4f
5f
(UNAERP-SP – MODELO ENEM) – O fenômeno da supercondução de eletricidade, descoberto em 1911, voltou a ser
objeto da atenção do mundo científico com a constatação de
Berdnorz e Müller de que materiais cerâmicos podem exibir
esse tipo de comportamento, valendo um prêmio Nobel a
QUÍMICA
253
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 254
esses dois físicos em 1987. Um dos elementos químicos mais
importantes na formulação da cerâmica supercondutora é o
ítrio:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1.
O número de camadas e o número de elétrons mais
energéticos para o ítrio serão, respectivamente:
a) 4 e 1
b) 5 e 1
c) 4 e 2
d) 5 e 3
e) 4 e 3
Módulo 3 – Ligações químicas. Regra do
Octeto. A ligação iônica
Qual a fórmula do composto entre os elementos 20Ca e 1H
e qual a ligação envolvida?
(MACKENZIE-SP) – A combinação entre átomos dos
elementos potássio (um elétron de valência) e fósforo (cinco
elétrons de valência) resulta na substância de fórmula:
a) K3P2
b) KP3
c) K3P
d) KP
e) K2P
Preveja a fórmula do composto resultante da união dos
compostos 16S e 20Ca.
Módulo 4 – A ligação covalente
(UNIP-SP) – São dadas as estruturas eletrônicas dos átomos A e B:
A: 1s22s22p63s23p1
Complete com ligações covalentes (—) e eventuais
ligações dativas (→) as seguintes fórmulas estruturais:
B: 1s22s22p5
Qual a fórmula mais simples do composto formado por A e B?
a) H
Cl
b) O
O
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
a) A ligação iônica aparece quando um metal combina com um
.................. ou hidrogênio. Ocorre uma .................... de
elétrons.
c) N
N
d) H
N
b)
H
e) H
O
1s2
2s2 2p6
3s2 3p1
H
K
2
L
8
M
3
H
g) H
O elemento A é ............................ e perde .....................
elétrons.
c)
1s2
2s2 2p5
K
2
L
7
C
d) Esquema: A •••
H•
(UFV-MG) – Várias propriedades químicas dos elementos
estão relacionadas com o número de elétrons na última
camada.
a) Para os elementos 27
X e 16
Z o número de elétrons na última
13
8
camada é
16
Z
8
QUÍMICA
S
O
••
•• Cl
•
••
•• •O• •
•
O
••
•N•
•
•
•C•
•
O
↑
H—O—E→O
↓
O
•
•
••
d) •• Cl •
••
•
b) •• N •
•
••
e) •• Ne ••
••
••
c) •• O •
•
Dadas as estruturas de Lewis:
H•
••
••
• N • •• O •
•
•
________
b) O composto formado pela reação entre X e Z tem fórmula
mínima XaZb, em que os valores de a e b são
a: __________
b: __________
254
h)
O
O elemento E pode ser
e) Fórmula: ................................................................................
________
H
C
Considere a fórmula de certa substância.
a) • C •
27
X
13
f) O
H
O elemento B é ..................... e recebe .................... elétron.
xx
x x
Bx
xx xx
xB x
x
xx
xx
x
xB x
xx
H
assinale as fórmulas estruturais corretas.
01. N N
02. H — N — H
|
H
•• •S• •
•
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 255
O→O
↓
O
08. H — O — N O
Módulo 5 – Teoria da repulsão dos pares de
elétrons da camada de valência
(RPECV)
04. H — N
Soma dos números dos itens corretos:
Complete as lacunas.
a) Os pares de elétrons da camada de valência de um átomo
se ........................... (repelem/atraem), ficando o mais
..................................... (afastados/próximos) possível.
b) A geometria molecular (forma geométrica da molécula) é
dada pelo arranjo dos ................. (núcleos/pares de
elétrons).
c) As moléculas
K
2
2p3
L
5
••
2s2
••
•• Cl •• Be •• Cl •• , •• O • •• C •• •• O •
•
•
••
1s2
••
••
••
Um elemento A de número atômico 7 combina com um
elemento B de número atô mico 9. Qual a fórmula
molecular do composto mais simples formado por A e B?
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
a) A ligação covalente aparece quando um não metal combina
com outro não metal ou hidrogênio. Ocorre um .............. de
elétrons.
b) A (Z = 7)
e H •• C ••• ••• N ••
são .............. (geometria molecular).
d) As moléculas
•• O • S • •• O •
• •
•
••
••
e
••
••
••
••
•• O •
•
••
A é um .................................................................................
••
••
••
••
•• Cl •• B •• Cl ••
•• Cl ••
são .......................... (geometria molecular).
e) As espécies
c) B (Z = 9)
[ [
+
e
H
H •• N •• H
••
L
7
H
•
•
K
2
H
H •• C •• H
••
2s2 2p5
••
1s2
H
são ........................... (geometria molecular).
B é um ................................................................................
d) Estrutura de Lewis:
••
••
•
•• •
••
Determinar o ângulo de ligação nas espécies:
••
F ••
II) •• F • • B
••
•• O •• •• C • •• O ••
•
••
I)
••
••
••
F ••
••
••
(FUNDAÇÃO CARLOS CHAGAS) – Na molécula do diclorometano (CH2Cl2), o número de pares de elétrons que participam das ligações entre os átomos é igual a
a) 2
b) 4
c) 6
d) 8
e) 10
Números atômicos: C(6), H(1), Cl(17)
••
Fórmula molecular: ...............................................................
e tendo-se em conta a Teoria da Repulsão dos Pares de
Elétrons da Camada de Valência, conclui-se que a geometria
molecular correta dessas substâncias está na alternativa:
a) I – linear; II – plana trigonal; III – plana trigonal
b) I – angular; II – pirâmide trigonal; III – plana trigonal
c) I – linear; II – pirâmide trigonal; III – tetraédrica
d) I – angular; II – plana trigonal; III – plana trigonal
e) I – angular; II – pirâmide trigonal; III – pirâmide trigonal
••
B
••
••
••
B— A—B
III) H C O
H
II) H N H
H
xx
Fórmula estrutural plana:
••
I) H S H
••
B xx
xx
•
•
xx
x
•• ••
••
•A •
•
x
x x
xB x
••
xx
x
xB x
xx
(UNIP-SP – MODELO ENEM) – Dadas as estruturas de
Lewis:
H
Dado:
•• •S• • •• •O• •
•
•
••
C
••
III)
H
••
••
Escreva a fórmula estrutural do SO3.
H
H
Determinar a geometria das moléculas das substâncias:
a) CS2
b) O3
QUÍMICA
255
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 256
Módulo 6 – Polaridade da ligação covalente
Complete as lacunas.
a) A ligação N
N é covalente ....................... enquanto a
ligação H — Cl é covalente ...................................................
b) Na ligação N
N os pares de elétrons são compartilhados
................................. pelos dois átomos. Na ligação H — Cl
o par de elétrons é compartilhado ............................. pelos
dois átomos.
c) Na molécula H — Cl o par de elétrons fica mais perto do
átomo de ............................... . Aparece no átomo de cloro
uma pequena carga elétrica ........................... enquanto no
átomo de hidrogênio aparece uma pequena carga elétrica
................................................
d) A molécula HCl tem dois polos constituindo um
.................................... elétrico.
e) Para caracterizar um dipolo elétrico existe a grandeza
chamada momento dipolar. Sendo d a distância entre os
dois centros de carga e q a carga elétrica, o momento
dipolar µ é dado por
(FUVEST-SP) – O carbono e o silício pertencem à mesma
família da tabela periódica.
a) Qual o tipo de ligação existente no composto SiH4?
b) Embora o silício e o hidrogênio tenham eletronegatividades
diferentes, a molécula do SiH4 é apolar. Por quê?
(UFPA) – O composto que apresenta maior momento
dipolar é
a) CH2Cl2
b) CF4
d) CO2
e) CCl4
c) CH4
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
I) Uma molécula tetraédrica pode ser polar ou apolar. Se os
quatro grupos atômicos ligados ao átomo central forem
todos iguais, a molécula será .............................................
II) Em caso contrário, a molécula será ..............
μ=
f) O momento dipolar é representado por um vetor apontando
para o átomo mais .............
+q
μ
–q
Cl
••
H
g) Para moléculas com mais de uma ligação define-se o
momento dipolar total (µtotal) como sendo a soma vetorial
dos momentos dipolares de todas as ligações.
Podemos ter dois casos:
1) µtotal = 0 ⇒ molécula ........................................................
III) A molécula do gás carbônico (CO2) tem geometria
...............................................................................................
IV) As ligações no CO2 são covalentes .......................................
V) A molécula CO2 é ..................................... porque μtotal = 0
μ
μ
– q ←⎯+q+q ⎯→–q
O
2) µtotal 苷 0 ⇒ molécula .........................................................
C
C
μtotal =0
VI) Resposta: alternativa ............................................................
(UNIP-SP) – Dar a polaridade das moléculas:
Módulo 7 – Forças intermoleculares
H
—
H
—
H
H
piramidal
plana
IV)
H—C
linear
—
C—
Cl
Cl
tetraédrica
256
Cl
N
Que tipo de interação molecular existe no oxigênio (O2)
líquido?
(CESGRANRIO) – Correlacione as substâncias da 1.a coluna com os tipos de ligação da 2.a coluna e assinale a opção
que apresenta somente associações corretas.
1) HCl (l)
5) iônica
2) brometo
6) van der Waals de bário (s)
3) amônia
7) covalente polar
líquida
8) pontes de hidrogênio
4) CCl4(l)
9) covalente apolar
—
—
Cl
Indique qual é o tipo de interação intermolecular predominante que mantém unidas as moléculas das seguintes
substâncias, nos estados sólido e líquido.
a) HCl
b) H2O
c) CO2
d) NH3
e) H2S
f) CCl4
Cl
V)
Cl — B
H
N—
—
III)
plana
II)
—
—
—
H
—
C =C
I)
Cl
—
H
QUÍMICA
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 257
a) 1-7; 2-5; 3-8; 4-6.
c) 1-6; 2-7; 3-6; 4-9.
e) 1-7; 2-9; 3-6; 4-5.
b) 1-5; 2-9; 3-8; 4-6.
d) 1-7; 2-5; 3-9; 4-5.
(UMESP-SP – MODELO ENEM) – Na molécula de ácido
desoxirribonucleico, DNA, as bases nitrogenadas de cada fita
da dupla hélice da molécula estão associadas sempre pelo
mesmo tipo de interação e desta forma: adenina está associada à timina, citosina à guanina. As ligações estão representadas a seguir:
O
C—
—C
O
Timina
(CESGRANRIO-RJ – MODELO ENEM) – Analise o tipo de
ligação química existente nas diferentes substâncias. Cl2, HI,
H2O e NaCl. A alternativa que as relaciona em ordem crescente de seu respectivo ponto de fusão é:
a) Cl2 < HI < H2O < NaCl
c) NaCl < Cl2 < H2O < HI
d) NaCl < H2O < HI < Cl2
N
—
—
N —H
As substâncias dadas pelas suas fórmulas moleculares,
CH4, H2S e H2O, estão em ordem crescente de seus pontos de
ebulição. Explique por que, do ponto de vista estrutural, esses
compostos estão nessa ordem.
b) Cl2 < NaCl < HI < H2O
H—N
—C
C
Adenina
As associações são feitas por
a) ligações covalentes.
b) ligações iônicas.
c) forças de van der Waals.
d) dispersões de London.
e) ligações de hidrogênio.
Indicar que tipo de ligação atômica ou força intermolecular
deve ser quebrada para ocorrerem os processos:
I) Ebulição da água.
II) Sublimação do gelo seco (CO2 sólido).
III) Decomposição do N2O4 em NO2.
IV) Fusão do NaCl.
(UFBA) – Dos compostos abaixo, o que apresenta pontes
de hidrogênio com maior intensidade é:
a) HF
b) H3C — OH
c) HCl
d) CH4
e) NH3
Módulo 8 – Estrutura das
substâncias e propriedades físicas
(UNITAU-SP – MODELO ENEM) – Considere as afirmativas:
I) As pontes de hidrogênio apresentam maior intensidade que
as forças dipolo permanente – dipolo permanente.
II) Em duas substâncias com o mesmo tipo de interação
intermolecular, a que possuir maior massa molecular
possuirá maior ponto de ebulição.
III) Em duas substâncias com massas moleculares próximas, a
que possuir forças intermoleculares mais intensas possuirá
maior ponto de ebulição.
Pode-se afirmar que
a) somente a afirmativa I está correta.
b) estão corretas apenas as afirmativas II e III.
c) somente a afirmativa II está incorreta.
d) somente a afirmativa III está incorreta.
e) todas as afirmativas estão corretas.
e) HI < H2O < NaCl < Cl2
Qual o álcool que apresenta maior ponto de ebulição?
H3C — OH
I
H3C — CH2 — OH
II
As propriedades das substâncias dependem muito das
ligações atômicas e forças intermoleculares. A afirmação
correta sobre esse assunto é:
a) As interações dipolo-dipolo entre moléculas são mais
intensas se as moléculas possuírem apenas dipolos temporários ou induzidos.
b) Todas as moléculas que contêm átomos de hidrogênio
estabelecem ponte de hidrogênio.
c) Para dissociar F2 em átomos de flúor (F) é necessário romper
a ligação covalente.
d) O metano (CH4, massa molar = 16g/mol) apresenta ponto de
ebulição maior do que o cloro (Cl2, massa molar = 71 g/mol).
e) Fosfina (PH3, massa molar = 34 g/mol) tem ponto de ebulição maior do que a amônia (NH3, massa molar = 17g/mol).
(UFSC) – O ponto de ebulição das substâncias químicas
pode ser utilizado para se estimar a força de atração entre as
suas moléculas. O gráfico ao lado relaciona as temperaturas
de ebulição, na pressão de 1 atmosfera, considerando o equilíbrio líquido – vapor dos hidretos das famílias 6A e 7A da tabela
periódica, em função do período do elemento que se liga ao
hidrogênio. Com base nessa tabela, assinale a(s) proposição(ões) verdadeira(s):
01) A partir do 3.o período, as moléculas dos hidretos se
tornam maiores e os seus pontos de ebulição aumentam.
02) A água e o fluoreto de hidrogênio têm pontos de ebulição
mais altos do que os previsíveis em relação ao tamanho de
suas moléculas.
04) O HF e a H2O apresentam forças de atração
intermoleculares, características de moléculas polares,
contendo átomos de hidrogênio ligados a átomos muito
eletronegativos.
08) A 25°C e 1 atm, todas as substâncias representadas estão
no estado físico gasoso, com exceção da água.
16) A – 50°C e 1 atm, o H2Se está no estado físico líquido.
QUÍMICA
257
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 258
I.
II.
IV.
IV.
(UNIFOR-CE) – Dentre os seguintes materiais:
Maionese
Iogurte
Azeite de oliva
Refrigerante
podem ser classificados como dispersões coloidais:
a) I e II
b) I e III
c) II e III
d) II e IV
e) III e IV
Qual das propriedades abaixo é uma característica das
partículas dispersas das soluções?
a) visíveis ao microscópio comum.
b) são retidas por ultrafiltros.
c) sedimentam pela ação da gravidade.
d) não são retidas por ultrafiltros.
e) são visíveis ao ultramicroscópio.
(FUNDAÇÃO CARLOS CHAGAS) – Uma solução aquosa
pode ser diferenciada de uma dispersão coloidal
a) pelo odor;
b) pelo volume;
c) pelo efeito Tyndall;
d) pelo efeito Joule;
e) pela temperatura de ebulição.
FRENTE 2
Módulo 1 – Dispersões. Coloides
Complete as lacunas.
Solução é mistura ................... . Um investigador, analisando a
tinta nanquim, verificou que as partículas dispersas eram
visíveis ao ultramicroscópio e invisíveis ao microscópio óptico.
Conclui-se que a tinta nanquim é um tipo de dispersão
chamado .................................................................................. .
A maionese é uma ..............................., enquanto a dispersão
de areia em água é uma............................................................
Classifique as dispersões (solução, coloide, emulsão ou
suspensão).
a) Água com sal dissolvido: ......................................................
b) Água, gasolina e detergente: ...............................................
c) Fumaça (partículas sólidas de carvão dispersas no ar):
..............................................................................................
d) Giz e água: ...........................................................................
e) Neblina (gotículas de água dispersas no ar): .........................
Assinale a alternativa em que todos os sistemas são dispersões coloidais:
a) pomada, geleia, vinagre.
b) maionese, ouro coloidal, álcool combustível.
c) fumaça, gelatina, espuma.
d) nuvem, goma de amido, água com areia.
e) vinagre, leite, sangue.
258
QUÍMICA
Explique por que a eficiência dos faróis de um automóvel
diminui na neblina.
a)
b)
c)
d)
e)
(MACKENZIE-SP) – O efeito Tyndall é observado quando:
um eletrólito é adicionado a uma solução.
uma corrente elétrica atravess uma solução.
um feixe luminoso atravessa um coloide.
aquecemos um sal.
aquecemos um gel.
Em relação às afirmações:
1) Sal é uma dispersão coloidal na qual o dispergente e o
disperso são sólidos.
2) Gel é uma dispersão coloidal na qual o dispergente é sólido
e o disperso é líquido.
3) A passagem de sal para gel é chamada de pectização.
4) A passagem de gel a sal é chamada peptização.
São corretas as afirmações:
a) 1 e 2
b) 2 e 3
d) 2, 3 e 4
e) todas
c) 1, 3 e 4
(UFRN) – Misturando-se 100mL de etanol com 100mL de
água observa-se que o volume da solução resultante é menor
que 200mL. Pode-se afirmar que ocorre:
a) transformação de matéria em energia, como previsto pela
teoria da relatividade.
b) erro experimental, pois tal fato contraria a lei de Proust, das
proporções definidas.
c) erro experimental, pois tal fato contraria a lei de Lavoisier, da
conservação da matéria.
d) variação da massa, permanecendo o estado físico líquido.
e) aparecimento de forças atrativas entre os componentes da
solução.
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 259
Módulo 2 – Soluções.
Coeficiente de solubilidade
Módulo 3 – Curvas de solubilidade.
Dissolução de gases em líquido
O coeficiente de solubilidade do NaCl é igual a 35g/100g de
Quando se borbulha o ar atmosférico, que contém cerca de
H2O a 0°C.
20% de oxigênio, em um aquário mantido a 20°C, resulta
uma solução que contém certa quantidade de O2 dissolvido.
Explique que expectativa se pode ter acerca da concentração
de oxigênio na água do aquário em cada uma das seguintes
hipóteses:
a) aumento da temperatura da água para 40°C.
b) aumento da concentração atmosférica de O2 para 40%.
a) Adicionando-se 30g de NaCl em 100g de H2O a 0°C, obtém-se
uma solução ...................................................................
b) Adicionando-se 36g de NaCl em 100g de H2O a 0°C, obtém-se
uma solução ...................................................................
c) Uma solução que contém 36g de NaCl dissolvidos em 100g
de H2O a 0°C é .....................................................................
(CESGRANRIO-RJ)
– A curva de solubilidade de um sal
hipotético é
d) Uma solução formada pela adição de 35g de NaCl em 100g
de H2O a 0°C é .....................................................................
(EVANGÉLICA-GO) – O coeficente de solubilidade de um
sal é 40g por 100g de água a 80°C.
A massa em gramas desse sal, nessa temperatura, necessário
para saturar 70g de água é:
a) 18
b) 28
c) 36
d) 40
e) 70
O coeficiente de solubilidade do NaCl é 380g para 1000g
de água a 25°C. Qual a massa de resíduo que aparece ao se
evaporar toda a água de 200g de uma solução saturada de NaCl
a 25°C, sem corpo de fundo?
(FUVEST-SP) – 160 gramas de uma solução aquosa saturada de sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quanto do açúcar cristaliza?
a) 20g
Temperatura °C
Solubilidade da sacarose
g/100g de H2O
0
180
30
220
b) 40g
c) 50g
d) 64g
A quantidade de água necessária para dissolver 30g do sal a
40°C, em g, é:
a) 50
b) 75
c) 105
d) 120
e) 90g
(UNIP-SP – MODELO ENEM) – Considere as curvas de
solubilidade do cloreto de sódio (NaCl) e do nitrato de
potás sio (KNO3).
(UNIFESP) – A lactose, principal açúcar do leite da maioria
dos mamíferos, pode ser obtida a partir do leite de vaca por
uma sequência de processos. A fase final envolve a purificação
por recristalização em água. Suponha que, para esta
purificação, 100 kg de lactose foram tratados com 100 L de
água, a 80°C, agitados e filtrados a esta temperatura. O filtrado
foi resfriado a 10°C.
Solubilidade da lactose, em kg/100L de H2O:
a 80°C .................. 95
a 10°C ...................15
A massa máxima de lactose, em kg, que deve cristalizar-se
com este procedimento é, aproximadamente,
a) 5
b) 15
c) 80
d) 85
e) 95
Pode-se afirmar que
a) uma solução aquosa de NaCl que contém 45g de NaCl
dissolvidos em 100g de água, a 20°C, é saturada.
b) o nitrato de potássio é mais solúvel que o cloreto de sódio,
a 10°C.
QUÍMICA
259
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 260
c) o nitrato de potássio é aproximadamente seis vezes mais
solúvel em água a 100°C do que a 25°C.
d) a dissolução do nitrato de potássio em água é um processo
exotérmico.
e) a 100°C, 240 gramas de água dissolvem 100 gramas de
nitrato de potássio formando solução saturada.
É dada a curva de solubilidade da substância X em água.
Resfriando 100g de solução saturada de X de 60°C a 20°C, qual
a massa de X que precipita?
5
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
a) A massa molar de uma substância é a massa de ..................
moléculas.
b) Massa molar da água = .................... g/mol.
c) Complete a regra de três:
Em 18g de água existem ................... moléculas.
Em 6g de água existem x.
d) x = ................................................................. moléculas.
(CEUB-DF) – Em uma amostra de 4,3g de hexano (C6H14)
encontramos aproximadamente
a) 6,0 . 1023 moléculas e 1,2 . 1025 átomos
b) 3,0 . 1022 moléculas e 6,0 . 1023 átomos
c) 3,0 . 1023 moléculas e 6,0 . 1024 átomos
d) 1,5 . 1023 moléculas e 3,0 . 1024 átomos
(UNESP) – No gráfico, encontra-se representada a curva
de solubilidade do nitrato de potássio (em gramas de soluto por
1000 g de água).
Para a obtenção de solução saturada contendo 200 g de nitrato
de potássio em 500 g de água, a solução deve estar a uma
temperatura, aproximadamente, igual a
a) 12°C.
b) 17°C.
c) 22°C.
d) 27°C.
e) 32°C.
Módulo 4 – Mol, massa molar e
quantidade de matéria
Qual é a quantidade de matéria correspondente a 110 gramas de dióxido de carbono (CO2)?
Dados: massas molares: M(C) = 12,0g/mol; M(O) = 16,0g/mol.
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
a) Massa molar do CO2:
M(CO2) = M(C) + 2M(O) = ......................
b) Quantidade de matéria da amostra de CO2:
m
n = ––––––– = –––––––––– = .....................
M(CO2)
Qual o número de moléculas existentes em 6g de água?
Dado: massas molares em g/mol:
H = 1; O = 16;
Constante de Avogadro = 6,0 . 1023mol–1.
260
QUÍMICA
e) 1,5 . 1022 moléculas e 3,0 . 1023 átomos
Dados: Constante de Avogadro = 6,0 . 1023/mol
Massas molares em g/mol: C = 12, H = 1
Considere que a cotação do ouro seja R$ 40,00 por grama.
Que quan tidade de átomos de ouro, em mols, pode ser
adquirida com R$ 15 760,00?
Dado: massa molar do Au = 197g/mol.
a) 2,0
b) 2,5
c) 3,0
d) 3,4
e) 4,0
(UNAERP-SP – MODELO ENEM) –Conta a lenda que Dionísio deu a Midas (rei da Frígia) o poder de transformar em
ouro tudo aquilo que tocasse. Em reconhecimento, Midas lhe
ofertou uma barra de ouro obtida a partir de uma liga de ferro
e chumbo. Considere que nesta transformação há conservação
de massa e que a liga possuía 9 mols de chumbo e 2 mols de
ferro. A quantidade em mols de ouro produzida por Midas é
aproximadamente
Dados: massas molares em g/mol: Pb = 206; Fe = 56; Au = 197.
a) 9
b) 10
c) 11
d) 12
e) 13
Módulo 5 – Concentração das soluções: título,
porcentagem em massa, g/L, mol/L
Qual a massa de açúcar ingerida por uma pessoa ao beber
um copo de 250mL de limonada na qual o açúcar está presente
na concentração de 80g/L?
(UFAL) – Quantos gramas de soluto há em 150mL de
solução 0,20mol/L de HNO3?
Dados: massas molares em g/mol: H = 1, N = 14, O = 16.
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
a) Massa molar do HNO3 = ..................... g/mol
Concentração em mol/L = 0,20 mol/L
b) Volume da solução = 150 mL = .............. L
n
m
c) M = –––––– = ––––––––––––––
V (L)
massa molar . V
m = Massa molar . V . M
m = .................................................................
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 261
Uma solução é preparada dissolvendo-se 0,50 mol de
NaOH em 171 gramas de H2O. Obtêm-se 180 mililitros de
solução. Determine
I) o título;
II) a porcentagem em massa;
III) a concentração em mol/L;
IV) a concentração em g/L.
Dados: massas molares: NaOH = 40g/mol, H2O = 18g/mol
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
Porcentagem
em massa
Concentração em
mol/L
a)
17,4%
3,04
b)
17,4%
3,50
c)
20,0%
3,33
d)
21,0%
3,04
e)
21,0%
3,50
a) Massa de 0,50 mol de NaOH = ................g
b) Massa da solução = ...................................g
Módulo 6 – Concentração das soluções.
ppm. Exercícios
c) Título (τ)
msoluto
τ = ––––––––– = .....................
msolução
O carbonato de potássio (K2CO3) é um pó branco e solúvel
em água. Os antigos extraíam-no das cinzas da madeira. Foi
utilizado na limpeza, quando ainda não era conhecido o sabão,
e no comércio é conhecido como potassa.
Calcule a concentração em mol/L de uma solução aquosa de
K2CO3 que apresenta 13,8g do sal em 800mL de volume total.
Dado: massas molares em g/mol: K(39), C(12), O(16)
d) Porcentagem em massa (p)
p = 100 . τ = ........................... %
e) Concentração em mol/L(M)
nsoluto
M = ––––––––– = ............... mol/L
Vsolução (L)
f) Concentração em g/L (C)
(FIC-CE) – Uma mãe preparou 1L de soro caseiro utilizando
msoluto
C = ––––––
–––– = ............... g/L
Vsolução (L)
(UNIFOR-CE) – A questão de número refere-se a uma so lução aquosa de volume igual a 500mL contendo 3,0 x 1023 moléculas de metanol (CH4O). Dados: massas molares em g/mol:
C = 12, H = 1, O = 16.
Constante de Avogadro = 6,0 x 1023 mol–1
Em uma amostra de 100L de ar de uma cidade há 2 . 10–8L
A concentração em g/L do metanol é
a) 32
b) 24
c) 18
d) 16
e) 12
Sugestão: Calcule a massa de 3,0 x 1023 moléculas de
metanol.
Calcular a concentração em mol/L da solução de íons Cl–
obtida pela dissolução de 11,1g de CaCl2 em água suficiente
para 500mL de solução.
Dado: massa molar do CaCl2 = 111g/mol.
(UFSCar-SP) – Um litro de água sanitária contém cerca de
0,34 mol de hipoclorito de sódio (NaOCl). Qual é o teor
percentual em massa de NaOCl (massa molar 74,5g/mol) na
água sanitária que tem densidade igual a 1,0g/mL?
15g de NaCl e 120g de C12H22O11. Qual é a concentração do
sal e do açúcar em mol/L, respectivamente?
Dados massas molares em g/mol: NaCl = 58,5; C12H22O11 = 342.
a) 0,13 e 0,35
b) 0,26 e 0,70
c) 0,26 e 0,50
d) 0,46 e 0,70
e) 0,26 e 0,35
(UFRGS-RS) – Soluções de ureia, massa molar 60g/mol,
podem ser utilizadas como fertilizantes.
Uma solução obtida pela mistura de 210g de ureia e 1000g de
água. A densidade da solução final é 1,05g/mL. Qual a concentração da solução em percentual em massa de ureia e em
mol/L, respectivamente.
do poluente SO2. A quantas ppm, em volume, isso
corresponde?
(MODELO ENEM) – A água potável não pode conter mais
do que 5,0 . 10–4mg de Hg por grama de água. A quantidade
máxima permitida de Hg na água potável corresponde a:
a) 0,005ppm
b) 0,05ppm
c) 0,5ppm
d) 5ppm
e) 50ppm
Uma solução de carbonato de cálcio (CaCO3) apresenta
concentração igual a 25 ppm em massa. A concentração em
mol/L dessa solução é
Dados: densidade da solução = 1,0g/mL
massa molar do CaCO3 = 100g/mol
a) 0,00025
d) 2,5
b) 0,025
e) 25
c) 0,25
Módulo 7 – Diluição e misturas de soluções
Diluindo-se 100mL de solução de cloreto de sódio de
concentração igual a 15g/L ao volume final de 150mL, qual será
a nova concentração?
QUÍMICA
261
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 262
Sugestão: Observe o esquema abaixo:
Sugestão: Observe o esquema abaixo.
500mL de uma solução 1,0mol/L de H2SO4 e 1500mL de
outra solução 2,0mol/L de H2SO4 foram misturados e o
volume final completado a 2500mL pela adição de água. Qual
a concentração em mol/L da solução resultante?
Diluindo-se 200mL de solução 5mol/L de H2SO4 a 250mL,
Sugestão: Observe o esquema a seguir.
qual será a concentração em mol/L final?
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
Uma solução 0,30mol/L de NaCl é misturada com igual
volume de solução 0,20mol/L de BaCl2.Qual a concentração
em mol/L dos íons Cl– na solução resultante?
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
Calcular o volume de água que deve ser adicionado em 200mL
de solução a 0,1 mol/L de H2SO4 para torná-la a 0,01 mol/L.
Sugestão: Observe o esquema abaixo.
Resposta: MCl– = ..................... mol/L
(MACKENZIE-SP) – Adicionando-se 600mL de uma solução 0,25 mol/L de KOH a um certo volume (V) de solução 1,5 mol/L
da mesma base, obtém-se uma solução 1,2 mol/L. O volume (V)
adicionado de solução 1,5 mol/L é de:
a) 0,1L
b) 3,0L
c) 2,7L
d) 1,5L
e) 1,9L
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
(UNESP-SP) – Na preparação de 500mL de uma solução
aquosa de H2SO4 de concentração 3mol/L, a partir de uma
solução de concentração 15mol/L do ácido, deve-se diluir o
seguinte volume da solução concentrada:
a) 10mL
b) 100mL
c) 150mL
d) 300mL
e) 450mL
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
Módulo 8 – Energia nas transformações
químicas. Reações exotérmicas e
endotérmicas. Entalpia
Explicar se o fenômeno é exotérmico ou endotérmico:
a) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) + 68 kcal
0,75L de hidróxido de sódio 2,0mol/L foi misturado com
0,50 litro da mesma base a 3,0mol/L.
Calcular a concentração em mol/L da solução resultante.
262
QUÍMICA
b) H2(g) + I2(s) → 2HI(g) – 12 kcal
c) 2NH3(g) + 22 kcal → 1N2(g) + 3H2(g)
d) 2 Fe(s) + 1,5 O2(g) → 1 Fe2O3(s)
ΔH = – 200 kcal
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 263
e) H2O(g) → H2(g) + 1/2O2(g)
ΔH = + 58kcal
f) Fusão do gelo
(FUNDAÇÃO CARLOS CHAGAS) – No diagrama abaixo,
estão representadas três transformações, designadas por I, II
e III.
g) Solidificação da água
N2 (s)
N2 (g)
N2 (s) (estado final)
N2 (g)
N2 ( l)
N2 ( l) (estado inicial)
h) Ebulição da água
i) Liquefação do vapor-d’água
Energia
j) Combustão da gasolina
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
a) Calor escrito como “produto”.
Reação .................................................................................
b) Calor escrito no 2.o membro com sinal negativo.
Reação ...............................................................................
c) Calor escrito como “reagente”.
Reação ..................................................................................
d) Variação de entalpia negativa.
Reação ..................................................................................
e) Variação de entalpia positiva.
Reação ..................................................................................
(I)
(III)
(II)
Destas transformações, apenas:
a) I está corretamente representada.
b) II está corretamente representada.
c) III está corretamente representada.
d) I e II estão corretamente representadas.
e) II e III estão corretamente representadas.
(UFSM-RS) – Considere o seguinte gráfico:
f) Mudança de estado de agregação é fenômeno físico. No
caso, o fenômeno é ..............................................................
g) Fenômeno físico ...................................................................
h) Fenômeno físico ..................................................................
i) Fenômeno físico ..................................................................
j) A queima (combustão) de um combustível é reação
...............................................................................................
De acordo com o gráfico apresentado, indique a opção que
completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo.
A energia envolvida numa reação química pode aparecer
nas mais diversas formas:
a) energia térmica → combustão do gás de botijão.
“A variação da entalpia, ΔH, é … ; a reação é ... porque se processa … calor.”
b) energia ..................................................... → nos músculos.
c) energia ..................................................... → em uma pilha.
d) energia .................................................... → nos vaga-lumes.
a) positiva, exotérmica, liberando.
b) positiva, endotérmica, absorvendo.
c) negativa, endotérmica, absorvendo.
d) negativa, exotérmica, liberando.
RESOLUÇÃO DOS EXERCÍCIOS-TAREFAS
FRENTE 1
2y
B
y
A
C
N = 27
Módulo 1 – Átomo, número atômico, número de
massa, elemento químico
A=N+Z
2y = 27 + y
y = 27
p = 25
e = 25
N = 30
Resposta: E
O sistema será quimicamente puro se as partículas
adicionadas apresentarem 10 prótons, portanto, teremos
um único elemento químico.
Resposta: C
Todo átomo de neônio tem sempre 10 prótons
Resposta: D
52A
54B
56C
Resposta: E
Z = 3x (I)
N = 4x – 5 (II)
A = 6x + 3 (III)
A=Z+N
6x + 3 = 3x + 4x – 5
6x + 3 = 7x – 5
3 + 5 = 7x – 6x
x=8
QUÍMICA
263
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 264
Substituindo x em I, Z = 3x
Z=3.8
a)
20Ca
Z = 24
Substituindo x em II, N = 4x – 5
N=4.8–5
Ca2+ H1–:CaH2: ligação iônica
Resposta: C
AT
A+2R
17
NT = NY; pY = ––– . (A + 2);
32
32R:
A+1Y
e = 16; p = 16
3d, 4d, 5d, 6d
Resposta: E
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
[Ar] 4s2 3d8
Resposta: B
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
b) O
c) N
d) H — N — H
|
H
N
4s2
4p6
4d3
5s2
5p
5d
6s
6p
6d
7s
7p
H
|
g) H — C — H
|
H
4f
5f
N: 4s2 4p6 4d3 → 11 elétrons
Resposta: C
1s2 ............... 5s2 4d1
↓
5 camadas
Resposta: B
a) não metal; transferência
b) metal; 3
c) não metal; 1
e) AB3
QUÍMICA
h)
O
C
S
O
O
O
O cloro estabelece uma ligação covalente normal e até três
ligações covalentes dativas.
Resposta: D
1 elétron mais
energético
f) O
↑
← Cl —
↓
Módulo 3 – Ligações químicas. Regra do
Octeto. A ligação iônica
264
a) H — Cl
e) H — O
|
H
1s2
CaS
Módulo 4 – A ligação covalente
1
Resposta: C
Módulo 2 – Níveis e subníveis de energia
3
NT = 14
Resposta: D
K – metal alcalino (grupo 1), tendência a doar um elétron.
P – grupo do nitrogênio (grupo 15), tendência a receber três
elétrons.
K1+ P3– = K3P1
17
31
pY = ––– . 32 ∴ pY = 17 ∴ 17
Y: NY = 14
32
30
T
16
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
1s1
1H
N = 27
→ 3 elétrons na última camada
Z
→
6 elétrons na última camada
8
b) a = 2; b = 3
13X
01. Correta
02. Correta
04. Errada
O N—O—H
↓
O
08. Correta
Resposta: Soma = 11
a)
b)
c)
d)
compartilhamento
não metal
não metal
AB3
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 265
I) apolar
II) polar
III) linear
IV) polares
V) apolar
VI) A
Cl
|
H — C — Cl
|
H
Resposta: B
O
↑
S
O
Módulo 7 – Forças intermoleculares
O
Módulo 5 – Teoria da repulsão dos pares de
elétrons da camada de valência
(RPECV)
repelem; afastados
núcleos
lineares
planas trigonais
tetraédricas
H—
N—
—
H
H
H
pirâmide
trigonal
H—S
—
a)
b)
c)
d)
e)
—
H
angular
H
C=O
—
plana
trigonal
Resposta: B
I) 180°
II) 120°
a) linear
b) angular
apolar; polar
igualmente; desigualmente
cloro, negativa, positiva
dipolo
q.d
eletronegativo
1) apolar
2) polar
I)
II)
III)
IV)
V)
apolar (todo hidrocarboneto é apolar)
apolar (ligantes iguais ligados no B)
polar (ligantes diferentes ligados no N)
polar (ligantes diferentes ligados no C)
apolar (ligantes iguais ligados no C)
a) covalente: ametal – semimetal
H
|
b) H — Si — H
µtotal = 0 apolar
|
H
H
|
H — C — Cl
polar
|
Cl
dipolo instantâneo – dipolo induzido
1) H — Cl: ligação covalente polar (intramolecular) – 7
2) BaBr2: ligação iônica – 5
3) NH3: pontes de hidrogênio (intermolecular) – 8
4) CCl4: força de van der Waals (intermolecular) – 6
Resposta: A
As bases nitrogenadas estão associadas por ligações ou
pontes de hidrogênio.
P.H
O
H—N
Resposta: E
Módulo 6 – Polaridade da ligação covalente
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
diplo – dipolo
ligação de hidrogênio
dipolo instantâneo – dipolo induzido
ligação de hidrogênio
dipolo – dipolo
dipolo instantâneo – dipolo induzido
N — H P.H N
III) 109°28’
a)
b)
c)
d)
e)
f)
I)
II)
III)
IV)
ponte de hidrogênio
forças de van der Waals
ligação covalente
ligação iônica
Resposta: A
Módulo 8 – Estrutura das
substâncias e propriedades físicas
I) Correta.
II) Correta. Quanto maior a massa molecular, maior a força
de van der Waals.
III) Correta. Quanto maior a força intermolecular, mais
elevado será o ponto de ebulição.
Resposta: E
CH4 – apolar – força entre dipolo instantâneo – dipolo
induzido (força fraca)
H2S – polar – força entre dipolo – dipolo (mais forte que a
força entre dipolo instantâneo dipolo induzido).
H2O – polar – ligação de hidrogênio (mais forte que a força
dipolo – dipolo).
Resposta: A
QUÍMICA
265
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 266
II, maior tamanho
•• ••
••
• F •• F • → 2 • F •
•
•
•
•• ••
••
É necessário romper ligação covalente.
Resposta: C
01) Verdadeira. A partir do 3.o período as moléculas não se
unem por ponte de hidrogênio.
02) Verdadeira. Ambos estabelecem ligação de hidrogênio.
04) Verdadeira.
08) Verdadeira.
16) Verdadeira.
Resposta: Soma: 31
110g de sacarose e 50g de H2O
0°C
100g de H2O ––––– 180g
50g de H2O ––––– x
x = 90g
Cristalizam: 110g – 90g = 20g
Resposta: A
FRENTE 2
Módulo 1 – Dispersões. Coloides
Ao adicionar 100kg de lactose em 100 litros de água a 80°C,
95kg irão dissolver-se e 5kg serão sedimentados. O sistema
é filtrado e resfriado a 10°C.
Como a 10°C se dissolvem 15kg em 100L de água, a massa
máxima de lactose que se cristaliza é:
m = (95 – 15)kg = 80kg
Resposta: C
homogênea; coloide; emulsão; suspensão
Nas soluções as partículas dispersas não são retidas por
ultrafiltros.
Resposta: D
a) solução
d) suspensão
b) emulsão
e) coloide
Resposta: A
Resposta: D
Resposta: C
Dispersão da luz
Resposta: C
Resposta: D
Resposta: E
c) coloide
Módulo 3 – Curvas de solubilidade.
Dissolução de gases em líquido
Módulo 2 – Soluções.
Coeficiente de solubilidade
30°C solução
sacarose
320g –––––– 220g
160g –––––– x
x = 110g
a)
b)
c)
d)
insaturada
saturada
supersaturada
saturada
Resposta: B
solução
a) menor
b) maior
Por intermédio do gráfico fornecido, a solubilidade do sal
em 100g de água a 40°C é 60g, isto é, podemos dissolver
no máximo 60g de sal em 100g de água a 40°C.
60g –––––––– 100g
30g –––––––– x
x = 50g
Resposta: A
A 100°C a solubilidade é 240g/100g de H2O. A 25°C, a
solubidade é 40g por 100g de H2O.
Resposta: C
60°C:
solução
X
200g –––––––– 100g
100g –––––––– a
a = 50g
50g de X e 50g de H2O
20°C:
100g de H2O –––– 40g
50g de H2O ––––– b
b = 20g
precipitam 50g – 20g = 30g
Cálculo da massa de nitrato de potássio em 1000g de H2O
na solução saturada:
500g de H2O –––––––– 200g de KNO3
NaCl
1000g de H2O –––––––– x
1380g ––––––– 380g
200g ––––––– x
266
x = 55,1g
QUÍMICA
x = 400g de KNO3
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 267
Pelo gráfico, traçando as linhas de chamada, observamos
que a temperatura do sistema deve ser da ordem de 27°C.
Módulo 5 – Concentração das soluções: título,
porcentagem em massa, g/L, mol/L
20g
a) Massa molar do HNO3 = 63g/mol
b) 0,150L
n
m
c) M = –––– = –––––––––––––––
V(L)
massa molar . V
m = Massa molar . V . M
m = 63 . 0,15 . 0,20 = 1,89 → 1,89g
Resposta: D
Módulo 4 – Mol, massa molar e
quantidade de matéria
b) 191g
20g
c) τ = –––––– ∴ τ = 0,105
191g
a) Massa molar = 44g/mol
110g
b) ––––––– = 2,5 mol
44g/mol
d) p = 100 . τ ∴ p = 100 . 0,105
∴ p = 10,5%
a) 6,0 . 1023
b) Massa molar = 18g/mol
c) 18g ––––––––– 6,0 . 1023 moléculas
6g ––––––––– x
d) x = 2,0 . 1023 moléculas
0,50 mol
e) M = –––––––––– ∴ 2,78 mol/L
180 . 10–3L
20g
f) C = –––––––––– ∴ 111,1g/L
180 . 10–3L
Resposta: B
Pb:
3,0 . 1023 moléculas ––––– x
x = 16g
m
16g
C = ––– ∴ C = –––– ∴ C = 32g/L
V
0,5L
Resposta: A
1 mol –––––– 206g
9 mol –––––– x
x = 1854g
1 mol ––––– 56g
2 mol ––––– y
y = 112g
massa total = 1966g
111g –––––– 1 mol
11,1g –––––– x
x = 0,1 mol
0,1 mol
M = ––––––– ∴ 0,2 mol/L
0,5L
Fe:
197g –––– 1 mol
1966g –––– z
z = 10 mol
Resposta: B
Massa molar do CH4O = 32g/mol
6,0 . 1023 moléculas ––––– 32g
R$ 40,00
–––––– 1g
R$ 15 760,00 –––––– x
x = 394g
197g ––––––– 1 mol
394g ––––––– y
y = 2,0 mol
Resposta: A
a) 1 mol ––––– 40g
0,5 mol ––––– x
x = 20g
CaCl2 → Ca2+
0,2 mol/L
+
2Cl–
0,2 mol/L 0,4 mol/L
1 mol de NaOCl –––––––– 74,5g
0,34 mol de NaOCl ––––– x
x = 25,33g de NaOCl
Como a densidade da solução é igual a 1,0g/mL, 1 litro da
solução corresponde a 1000g.
QUÍMICA
267
C12ANO_QUIMICA_SOROCABA_ALICE_2013 20/09/12 11:18 Página 268
1000g de água sanitária –––––––– 100%
25,33g de NaOCl –––––––– y
0,1 . 200 = 0,01 . V2
V2 = 2000mL
VH
2O
y = 2,533% de NaOCl
= 2000mL – 200mL = 1800mL
M1V1 = M2V2
15 mol/L . V1 = 3mol/L . 500mL
Resposta: A
V1 = 100mL
Módulo 6 – Concentração das soluções.
ppm. Exercícios
1)
Resposta: B
2 . 0,75 + 3 . 0,5 = M3 . 1,25
13,8g
m
n = ––––– ∴ n = ––––––––
138g/mol
M
∴ n = 0,1 mol
M3 = 2,4 ∴ 2,4 mol/L
0,1 mol
nsoluto
M = ––––––––
∴ M = ––––––––
0,8L
Vsolução
M = 0,125 mol/L
M1V1 + M2V2 = M3V3
M1V1 + M2V2 = M4V4
1 . 500 + 2 . 1500 = M4 2500
M4 = 1,4 ∴ 1,4 mol/L
M1V1 + M2V2 = M3V3
0,30V + 0,40V = M3 2V
M3 = 0,35 ∴ 0,35 mol/L
n
m
NaCl: M = ––– , M = –––
V
MV
1,2 mol/L (600mL + V2) = 0,25 mol/L . 600mL + 1,5 mol/L . V2
720 mL + 1,2 V2 = 150 mL + 1,5 V2
15g
M = ––––––––––––– ∴ M = 0,26 mol/L
58,5g/mol . 1L
570 mL = 0,3 V2
V2 = 1900mL ∴ V2 = 1,9L
Resposta: E
m
C12H22O11: M = –––– ,
MV
120g
M = ––––––––––––– ∴ M = 0,35 mol/L
342g/mol . 1L
Resposta: E
2 . 10–4ppm
Resposta: C
106g ⎯→ 25g ⎯→ 0,25 mol
Módulo 8 – Energia nas transformações
químicas. Reações exotérmicas e
endotérmicas. Entalpia
106g ⎯→ 106mL ⎯→ 0,25 mol
106mL ––––––– 0,25 mol
1000mL –––––– x
x = 0,00025 mol
0,00025 mol/L
Resposta: A
Módulo 7 – Diluição e misturas de soluções
10g/L
24mol/L
M1V1 = M2V2
268
QUÍMICA
M3V3 = M1V1 + M2V2
a)
c)
e)
g)
i)
exotérmica;
endotérmica;
endotérmica;
exotérmico;
exotérmico;
b) mecânica
b)
d)
f)
h)
j)
endotérmica;
exotérmica;
endotérmico;
endotérmico;
exotérmica.
c) elétrica d) luminosa
I) Errada.
O N2(g) tem maior conteúdo energético que N2(s)
II) Correta.
III) Errada.
O N2(l) apresenta maior conteúdo energético que N2(s).
Resposta: B
Como HP < HR, a variação de entalpia é negativa
ΔH = HP – HR < 0
A reação é exotérmica e libera energia.
Resposta: D