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

VESTIBULAR+ENEM 2018
W W W . G U I A D O E S T U D A N T E . C O M . B R
química
Fundada em 1950
VICTOR CIVITA
(1907-1990)
ROBERTO CIVITA
(1936-2013)
Conselho Editorial: Victor Civita Neto (Presidente), Thomaz Souto Corrêa (Vice-Presidente),
Alecsandra Zapparoli e Giancarlo Civita
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Informações Gerenciais Jr.: Maria Fernanda Teperdgian Designers: Dânue Falcão, Vitor Inoue Estagiários:
Giovanna Fontenelle, Marcela Coelho, Sophia Kraenkel Atendimento ao Leitor: Sandra Hadich, Walkiria
Giorgino CTI Andre Luiz Torres, Marcelo Augusto Tavares, Marisa Tomas PRODUTO DIGITAL Gerentes de
Produto: Pedro Moreno e Renata Aguiar
COLABORARAM NESTA EDIÇÃO Edição: Thereza Venturoli Consultoria: Julia Higashi Arte: 45 Jujubas (capa)
e Multi-SP (infografia) Revisão: Bia Mendes e texxto comunicação
www.guiadoestudante.com.br
GE QUÍMICA 2018 ed.5 (ISBN 978-85-69522-26-3) é uma publicação da Editora Abril. Distribuída em todo o país
pela Dinap S.A. Distribuidora Nacional de Publicações, São Paulo.
IMPRESSA NA GRÁFICA ABRIL Av. Otaviano Alves de Lima, 4400, CEP 02909-900 – Freguesia do Ó São Paulo - SP
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APRESENTAÇÃO
Um plano para
os seus estudos
Este GUIA DO ESTUDANTE QUÍMICA oferece uma ajuda e tanto para as
provas, mas é claro que um único guia não abrange toda a preparação necessária
para o Enem e os demais vestibulares.
É por isso que o GUIA DO ESTUDANTE tem uma série de publicações
que, juntas, fornecem um material completo para um ótimo plano de estudos.
O roteiro a seguir é uma sugestão de como você pode tirar melhor proveito de
nossos guias, seguindo uma trilha segura para o sucesso nas provas.
1 Decida o que vai prestar
O primeiro passo para todo vestibulando é escolher com clareza
a carreira e a universidade onde pretende estudar. Conhecendo o
grau de dificuldade do processo seletivo e as matérias que têm peso
maior na hora da prova, fica bem mais fácil planejar os seus estudos
para obter bons resultados.
COMO O GE PODE AJUDAR VOCÊ O GE PROFISSÕES traz todos os
cursos superiores existentes no Brasil, explica em detalhes as características de mais de 270 carreiras e ainda indica as instituições que
oferecem os cursos de melhor qualidade, de acordo com o ranking
de estrelas do GUIA DO ESTUDANTE e com a avaliação oficial do MEC.
CAPA: 45 JUJUBAS
CALENDÁRIO GE 2017
Veja quando são lançadas
as nossas publicações
MÊS
PUBLICAÇÃO
Janeiro
Fevereiro
GE HISTÓRIA
Março
GE ATUALIDADES 1
Para começar seus estudos, nada melhor do que revisar os pontos
mais importantes das principais matérias do Ensino Médio. Você pode
repassar todas as matérias ou focar apenas em algumas delas. Além de
rever os conteúdos, é fundamental fazer muito exercício para praticar.
Abril
GE GEOGRAFIA
Maio
GE QUÍMICA
GE PORTUGUÊS
COMO O GE PODE AJUDAR VOCÊ Além do GE QUÍMICA, que você já
tem em mãos, produzimos um guia para cada matéria do Ensino
Médio: GE GEOGRAFIA, História, Português, Redação, Biologia,
Matemática e Física. Todos reúnem os temas que mais caem nas
provas, trazem muitas questões de vestibulares para fazer e têm uma
linguagem fácil de entender, permitindo que você estude sozinho.
Junho
GE BIOLOGIA
GE ENEM
GE REDAÇÃO
Julho
GE FUVEST
Agosto
GE ATUALIDADES 2
GE MATEMÁTICA
Setembro
GE FÍSICA
Outubro
GE PROFISSÕES
2 Revise as matérias-chave
3 Mantenha-se atualizado
O passo final é reforçar os estudos sobre atualidades, pois as provas exigem alunos cada vez mais antenados com os principais fatos
que ocorrem no Brasil e no mundo. Além disso, é preciso conhecer
em detalhes o seu processo seletivo – o Enem, por exemplo, é bem
diferente dos demais vestibulares.
COMO O GE PODE AJUDAR VOCÊ O GE Enem e o GE Fuvest são verdadeiros “manuais de instrução”, que mantêm você atualizado sobre
todos os segredos dos dois maiores vestibulares do país. Com duas
edições no ano, o GE ATUALIDADES traz fatos do noticiário que podem
cair nas próximas provas – e com explicações claras, para quem não
tem o costume de ler jornais nem revistas.
Novembro
Dezembro
Os guias ficam um ano nas bancas –
com exceção do ATUALIDADES, que
é semestral. Você pode comprá-los
também pelo site do Guia do Estudante:
guiadoestudante.com.br
FALE COM A GENTE:
Av. das Nações Unidas, 7221, 18º andar,
CEP 05425-902, São Paulo/SP, ou email para:
[email protected]
GE QUÍMICA 2018
5
CARTA AO LEITOR
8 EM CADA 10
APROVADOS NA
USP USARAM O
GUIA DO
ESTUDANTE
ISTOCK
O selo de qualidade acima é resultado de uma pesquisa realizada com 300 estudantes aprovados em
três dos principais cursos da Universidade de São
Paulo: Direito, Engenharia e Medicina.
MORTE EM MASSA Este coral está morrendo devido às altas temperaturas e à acidificação dos mares
Tem química
na notícia
P
egue o noticiário de qualquer dia – por exemplo, a descoberta de planetas de um sistema
solar distante, a poluição nas cidades chinesas
ou a morte dos corais da Grande Barreira,
da Austrália. E repare que todas elas têm
um pezinho na química: as condições para
a formação de compostos de carbono, a ação de gases do
efeito estufa, ou o aumento da acidez dos mares. Conhecer
os conceitos básicos da química – como átomos de diferentes
elementos químicos se combinam em diferentes moléculas,
dando origem a compostos com diferentes propriedades –
ajuda a perceber causas e efeitos de grande parte dos eventos
da atualidade. A segunda razão, mais imediata, para estudar
química: passar no vestibular ou obter uma boa nota no Enem.
Nós levamos esses dois pontos em conta quando elaboramos esta edição do GUIA DO ESTUDANTE QUÍMICA.
Nela você se informa sobre alguns dos principais assuntos da
atualidade. Relembra os conceitos básicos da química, como as
propriedades de sais e bases, o balanceamento de equações e
os fundamentos de química orgânica. Por fim, faz um esquenta
para as provas, resolvendo exercícios e questões de simulado.
O conteúdo desta edição foi elaborado pelas professoras
Andrea Godinho de Carvalho Lauro, do Colégio Vértice, e
Julia Higashi, do Colégio Marupiara, ambos em São Paulo. E
foi editado em linguagem simples, especial para quem estuda
sozinho. Com isso, esperamos que você compreenda melhor
o mundo em que vive – e, claro, ingresse numa faculdade.
Torcemos por você.
A redação
6 GE QUÍMICA 2018
8 em cada 10 entrevistados na
pesquisa usaram algum conteúdo do
GUIA DO ESTUDANTE durante sua
preparação para o vestibular.
TESTADO E APROVADO!
� Pesquisa quantitativa feita nos dias 13 e 14/2/2017.
� Total de estudantes aprovados nesses cursos: 1.566.
� Margem de erro amostral: 5 pontos percentuais.
MAIS CONTEÚDO PARA VOCÊ
As publicações do GE contam agora com o recurso
mobile view. Essa tecnologia permite que você acesse, com seu smartphone, conteúdos extras em algumas aulas e reportagens dos nossos guias. A presença desses conteúdos, principalmente em forma de
vídeos, será sempre identificada com o ícone abaixo:
Usar o recurso mobile view é simples:
1 • Baixe em seu smartphone o
aplicativo Blippar. Ele está disponível,
gratuitamente, para aparelhos com
sistema Android e iOS em lojas virtuais
como Google Play e AppleStore.
2 • Depois, basta abrir o aplicativo e usar
o celular nas matérias que apresentam
o ícone do mobile view – seguindo as
orientações em cada página.
SUMÁRIO
Sumário
Química
VESTIBULAR + ENEM
2018
62 Grandezas Massa atômica, massa molecular, mol e massa molar
66 Cálculos estequiométricos Relação entre mol e massa, volume molar,
pureza dos reagentes e rendimento de uma reação
70 Concentração de soluções Dissolução, solubilidade, concentração,
misturas com reação e sem reação
76 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção
MATÉRIA E ENERGIA
GLOSSÁRIO
8 Os principais conceitos que você encontrará nesta publicação
78 O nosso petróleo já não é só nosso As justificativas e as críticas para
a alteração das regras na exploração do pré-sal
80 Petróleo, preferência internacional Infográfico
82 Termoquímica Reações endotérmicas e exotérmicas, entalpia,
entalpia-padrão e entalpia de formação
87 Reações de oxirredução Pilhas, potência de uma pilha e
espontaneidade da reação
90 Energia nuclear Estabilidade do núcleo, emissões radiativas, meiavida, fissão e fusão nuclear
94 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção
A ESTRUTURA DA MATÉRIA
10 E Mariana ainda sofre Um balanço da situação um ano e meio depois
da onda de lama tóxica que varreu a zona rural da cidade mineira
12 A física e a química tratam a água Infográfico
14 A física da química Estados e propriedades gerais e específicas da
matéria, substâncias e misturas
20 Atomística Modelos atômicos, prótons, nêutrons e distribuição
eletrônica
26 Tabela periódica A organização da tabela, propriedades periódicas
e aperiódicas dos elementos químicos
30 Ligações químicas Teoria do octeto, ligações iônicas, covalentes
e metálicas, fórmulas químicas
36 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção
EQUILÍBRIO QUÍMICO
96 Os corais da Austrália em estado terminal A morte que águas mais
quentes e ácidas provocam no maior recife de corais do mundo
98 A acidez do meio Infográfico
100 Reações reversíveis Equilíbrio dinâmico e constante de equilíbrio
103 Deslocamento do equilíbrio Princípio de Le Chatelier, fatores que
influem no deslocamento
106 Equilíbrio iônico Equilíbrio em ácidos e bases
109 pH e pOH Produto iônico da água, escala de pH
112 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção
COMPOSTOS ORGÂNICOS
AS TRANSFORMAÇÕES
38 Chineses querem a volta do céu azul O governo chinês anuncia
programas para reduzir a poluição do ar nas grandes cidades
40 Você respira química Infográfico
42 Substâncias inorgânicas Ácidos, bases e sais, nomenclatura e fórmulas
45 Reações químicas Balanceamento de equações e tipos de reações
50 Óxidos Óxidos iônicos e moleculares e a ação dos óxidos na atmosfera
52 Cinética química Velocidade das reações, teoria das colisões e
catalisadores
56 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção
114 Uma anã e seus sete planetas A descoberta de um sistema planetário
numa estrela distante pode ajudar a desvendar como a vida surgiu
116 Compostos orgânicos Representação e nomenclatura, hidrocarbonetos,
funções oxigenadas e nitrogenadas
122 Propriedades físicas de compostos orgânicos Polaridade, solubilidade
de forças intermoleculares
125 Isomeria Isomeria plana e espacial
127 Reações orgânicas Hidrogenação catalítica, esterificação,
saponificação e polimerização
130 Como cai na prova + Resumo Questões comentadas e síntese da seção
RAIO X
CÁLCULOS QUÍMICOS
58 Estatísticas macabras A assustadoramente alta taxa de mortalidade
no trânsito nas estradas e cidades brasileiras
60 O hálito denuncia Infográfico
132 As características dos enunciados que costumam cair nas provas do
Enem e dos principais vestibulares
SIMULADO
134 31 questões e resoluções passo a passo
GE QUÍMICA 2018
7
GLOSSÁRIO
Conceitos
básicos
Os principais termos que
você precisa saber para
estudar química
A
COMBUSTÃO Reação de uma substância com
oxigênio do ar que libera energia. Entre os
compostos orgânicos, a combustão é completa
quando existe oxigênio suficiente para formar
produtos como CO2 e água. E incompleta quando
há pouco oxigênio, e o produto é CO e fuligem.
COMPLEXO ATIVADO Numa reação química,
estado de transição (de maior energia) entre os
reagentes e os produtos.
ANEL BENZÊNICO Na química orgânica, cadeia
fechada de seis átomos de carbono unidos por
ligações simples e duplas, intercaladas.
COEFICIENTE Numa equação química, indica a
quantidade de determinado composto molecular
ou composto iônico. Em 3 H2O, o coeficiente é o
número 3 e indica três moléculas de água.
ANFÓTERA É a substância que pode assumir
caráter ácido ou básico, dependendo da
substância com que interage.
COMPOSTO INORGÂNICO É aquele que se
enquadra nas funções inorgânicas: ácidos, bases,
sais ou óxidos.
ANODO Polo negativo de uma pilha, aquele no
qual ocorre a oxidação.
COMPOSTO ORGÂNICO Aquele que contém
átomos de carbono (C).
ÂNION Íon com mais elétrons do que prótons
e, portanto, de carga elétrica negativa (recebe
elétrons).
CONCENTRAÇÃO É a quantidade de soluto em
determinada quantidade de solução, dada em
partes por milhão (ppm), em termos de volume,
massa ou mol (C = msoluto /Vsolução ou [ ] = nsoluto/
Vsolução).
B
BALANCEAR UMA EQUAÇÃO Significa encontrar
a proporção, em mol, entre a quantidade de
reagentes e a de produtos.
C
CAMADA ELETRÔNICA OU NÍVEL DE ENERGIA
É a localização do elétron ao redor do núcleo
do átomo. Cada camada é dividida em vários
subníveis. A camada mais externa que contém
elétrons é chamada camada de valência.
CADEIA SATURADA Na química orgânica,
sequência de átomos de carbonos unidos por
ligações simples, apenas. Em oposição, insaturada
é a cadeia em que os carbonos se unem por
ligações duplas ou triplas.
CATALISADOR Substância que, adicionada a uma
reação, aumenta sua velocidade sem participar
diretamente dela, ou seja, sem ser consumida.
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA É a distribuição dos
elétrons pelos níveis e subníveis de energia.
CONSTANTE DE AVOGADRO É a quantidade de
átomos, moléculas ou íons que existe em
1 mol de determinada substância ou amostra.
Vale, aproximadamente, 6 . 1023. Essa constante
também é chamada número de Avogadro.
D
DENSIDADE É a relação entre a massa de uma
solução qualquer e seu volume (dsolução = msolução/
Vsolução).
DISSOCIAÇÃO IÔNICA É o processo pelo qual os
cátions se separam dos ânions num composto
iônico.
E
CÁTION Íon com mais prótons do que elétrons e,
portanto, de carga elétrica positiva (é aquele que
doa elétrons).
ELEMENTO QUÍMICO Conjunto de átomos que
contêm o mesmo número de prótons no núcleo,
o que lhes confere as mesmas propriedades
químicas e físicas.
CATODO Polo positivo de uma pilha, aquele em
que ocorre a redução de uma espécie química.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS São aqueles que
têm o último elétron num subnível s ou p.
8 GE QUÍMICA 2018
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO São aqueles cujo
último subnível preenchido é d ou f.
ELETRÓLISE Reação química gerada pela
passagem de uma corrente elétrica.
ELETRÓLITO Composto que, dissolvido em
água, é bom condutor elétrico.
ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea) Energia mínima
necessária para que uma reação se inicie.
ENTALPIA (H) Total de energia contida nos
reagentes e nos produtos de uma reação. A
variação de entalpia mede a variação de energia
ao final da reação (∆H = Hprodutos – Hreagentes).
Entalpia-padrão é a entalpia numa reação
realizada em condições-padrão – a 25 °C e 1 atm.
EQUILÍBRIO QUÍMICO OU DINÂMICO
Numa reação reversível, é a situação em
que as reações direta e inversa ocorrem
simultaneamente e à mesma velocidade.
No caso de reações que envolvem íons, esse
equilíbrio é chamado equilíbrio iônico.
ESPÉCIES QUÍMICAS Nome genérico que se dá
às partículas fundamentais da química: átomos,
íons ou moléculas.
ESTADO FUNDAMENTAL Estado de um átomo
em que os elétrons não são excitados por
nenhuma forma de energia, como luz ou calor.
F
FAMÍLIAS São as colunas verticais da tabela
periódica, também chamadas grupos.
G
GASES NOBRES OU RAROS Elementos estáveis,
cujos átomos não precisam se agrupar em
moléculas ou compostos iônicos.
GRAU DE PUREZA OU TEOR É, numa mistura, a
porcentagem de determinada substância que
participa de uma reação.
GRUPO FUNCIONAL Átomo, ou conjunto de
átomos, ligado a uma cadeia de carbonos, que
define certas propriedades.
H
HIDRÓLISE Reação em que os compostos são
desdobrados quando interagem com a água.
I
ÍNDICE OU ATOMICIDADE Indica o número
de átomos de determinado elemento, numa
substância ou num composto. Em H2O, a
atomicidade do hidrogênio é 2, e a do oxigênio, 1.
MOL Grandeza que indica a quantidade de
matéria. É o número de átomos, moléculas ou
íons numa amostra (1 mol = 6 . 1023 átomos,
moléculas ou íons).
N
IONIZAÇÃO Formação de cátions e ânions, a partir
de uma molécula.
NÚMERO ATÔMICO Número de prótons no núcleo
de um átomo (símbolo: Z).
ÍONS Espécies que ganham ou perdem elétrons
numa ligação química.
NÚMERO DE MASSA Soma de prótons e nêutrons
no núcleo de um átomo (símbolo: A).
ISÓBAROS Átomos de elementos químicos
diferentes que têm o mesmo número de massa (A).
O
ISOELETRÔNICOS Espécies químicas que têm o
mesmo número de elétrons.
ISOMERIA Acontece quando dois ou mais
compostos têm a mesma fórmula molecular mas
diferentes fórmulas estruturais. Isômeros têm os
mesmos elementos, na mesma quantidade, mas
propriedades diferentes.
ISÓTONOS Átomos de elementos químicos
distintos que têm diferentes números de massa
(A), diversos números atômicos (Z), mas o mesmo
número de nêutrons (n).
ISÓTOPOS
Átomos com mesmo número de prótons –
portanto, de um mesmo elemento químico –, mas
com diferente número de nêutrons. Dois isótopos
apresentam Z iguais e A diferentes.
M
MASSA ATÔMICA (MA) Massa de um átomo
(medida em unidades de massa, u).
MASSA MOLAR (M) É a massa de um mol de
átomos, moléculas ou íons, em gramas (g).
OXIRREDUÇÃO Reação química em que ocorre
transferência de elétrons entre as substâncias.
P
PERÍODOS Linhas horizontais da tabela periódica.
pH (POTENCIAL HIDROGENIÔNICO) É a medida
da acidez ou basicidade de uma solução,
baseada na concentração de íons H+. Quanto
mais alto o pH de uma substância, menor seu
pOH (potencial hidroxiliônico, que mede a
concentração de íons OH–).
POLARIDADE Propriedade de uma molécula que
apresenta um polo positivo e outro negativo.
A polaridade de uma molécula depende da forma
como os elétrons se distribuem ao redor do núcleo,
nos átomos que a compõem.
POLÍMERO Macromolécula formada por reações
em que uma pequena parte (o monômero) se
repete centenas ou milhares de vezes.
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO Energia necessária
para retirar um elétron de um átomo no estado
gasoso e, assim, formar um cátion.
MASSA MOLECULAR (MM) Soma das massas
atômicas (MA) dos elementos de um composto
(medida em unidades de massa, u).
POTENCIAL-PADRÃO DE REDUÇÃO E DE
OXIDAÇÃO (E0red OU E0ox) Medida, em volts (V), da
tendência que determinado material tem de sofrer
oxidação ou redução – ou seja, de doar ou de
receber elétrons.
MEIA-VIDA Também chamada período de
semidesintegração, é o tempo necessário
para que se desintegre metade dos átomos
existentes em qualquer quantidade de um
radioisótopo.
PROPRIEDADES APERIÓDICAS São aquelas
que dependem do número atômico, mas não se
repetem periodicamente na tabela.
MOLÉCULA Estrutura formada por átomos que
compartilham elétrons (unidos por ligações
covalentes normais ou dativas).
PROPRIEDADES PERIÓDICAS São aquelas cujos
valores variam em função do número atômico do
elemento químico e se repetem com regularidade
na tabela periódica.
Q
QUANTIDADE DE MATÉRIA (n) É a quantidade de
mol numa amostra, dada pela proporção entre a
massa da amostra (m, em gramas) e a massa molar
das substâncias que a compõem (M, em gramas/
mol): n = m / M.
R
RADIATIVIDADE Fenômeno pelo qual o núcleo
atômico de um elemento emite radiação, de modo
a adquirir estabilidade.
REAÇÃO GLOBAL Equação química que representa
a reação total, sem indicação das etapas
intermediárias.
REAÇÃO QUÍMICA Combinação de substâncias ou
compostos que resulta em outras substâncias mais
simples ou mais complexas.
REAÇÃO REVERSÍVEL É aquela em que os
reagentes se transformam em produtos e os
produtos voltam a reagir, formando novamente
os reagentes.
RENDIMENTO É a proporção entre a quantidade
de produto que poderia se formar, teoricamente,
numa reação, e aquela que efetivamente se forma,
em porcentagem.
RETÍCULO CRISTALINO Aglomerado de íons.
É a estrutura de uma substância iônica ou um
composto iônico.
S
SISTEMA Qualquer porção de matéria separada
para estudo e análise.
SOLUBILIDADE Capacidade de uma substância de
se dissolver em outra substância.
SOLUÇÕES São sistemas homogêneos (ou
misturas homogêneas), ou seja, que apresentam
aspecto uniforme. Toda solução contém um
solvente (substância que dissolve) e um soluto
(substância dissolvida).
V
VOLUME MOLAR Volume ocupado por 1 mol
de uma substância no estado gasoso, dado
em litros (L). Em CNTP (0 OC, 1 atm), 1 mol de
qualquer gás ocupa 22,4 L.
GE QUÍMICA 2018
9
1
ESTRUTURA DA MATÉRIA
CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO
Infográfico: tratamento químico da água ...............................................12
A física da química ..........................................................................................14
Atomística ..........................................................................................................20
Tabela Periódica ...............................................................................................26
Ligações químicas ...........................................................................................30
Como cai na prova + Resumo .......................................................................36
E Mariana ainda sofre
Um ano e meio depois do tsunami de lama tóxica que
arrasou o solo e rios da zona rural da cidade mineira,
pouca coisa foi feita para recuperar o meio ambiente.
T
riste memória: em novembro de 2015, pelo
menos três distritos na zona rural da cidade mineira de Mariana foram arrasados
por uma avalanche de lama tóxica, lançada pelo
rompimento da barragem de rejeitos do Fundão,
da mineradora Samarco. Casas foram arrasadas,
cerca de 20 pessoas foram mortas, solo e rios,
contaminados. O veneno se espalhou pela bacia
do Rio Doce, degradando 250 hectares do bioma
Mata Atlântica. Nos dias que se seguiram ao acidente, foram retiradas das águas 14 toneladas de
peixes mortos. A enxurrada desceu lentamente
mais de 600 quilômetros, até a foz do Rio Doce,
nas costas do Espírito Santo, comprometendo o
fornecimento de água para as cidades ao longo
de suas margens. Passado um ano e meio do
maior desastre ambiental do Brasil, em meados
de 2017, o cenário de destruição persiste.
À época do desastre, as operações da Samarco
foram suspensas e diretores e engenheiros, denunciados por crime doloso porque assumiram
o risco do desastre ao construir e manter em
operação a barragem sem capacidade de reter
o material descartado das atividades de extração do ferro. Somadas multas, indenizações e
fundos para prevenção e recuperação da área,
o poder público exige da Samarco dezenas de
bilhões de reais. As 350 famílias que tiveram
10 GE QUÍMICA 2018
suas casas atingidas pela onda de lama nos distritos de Bento Rodrigues, Paracatu e Gesteira
continuam alojadas em hotéis ou casas alugadas
pela mineradora. Não podem retomar a vida
normal porque os imóveis ainda estão em ruínas
e a terra e os rios, impróprios para a lavoura e
a pesca. A mineradora só deve iniciar as obras
de reconstrução em 2018.
Os danos ambientais são mais dramáticos. Os
40 milhões de metros cúbicos de material tóxico
que vazaram da barragem continuam espalhados
por uma área de mais de 100 quilômetros de
raio na região. Por ser mais densa que a água, a
lama vai lentamente se depositando no leito dos
rios. Em terra, o material se infiltra no subsolo
pela ação das chuvas. Especialistas afirmam ser
impossível a completa recuperação ambiental
na rota da catástrofe.
Este capítulo mostra como os elementos
químicos formam to- A COR DA TRAGÉDIA
das as substâncias que Uma das casas de Bento
existem, dando-lhes Rodrigues, que ainda
propriedades quími- traz as marcas da lama
cas, como a capaci- venenosa que vazou da
dade de se misturar barragem do Fundão,
ou se combinar em da mineradora Samarco,
diferentes compostos. no final de 2015
GUSTAVO BASSO/NURPHOTO
GE QUÍMICA 2018
11
ESTRUTURA DA MATÉRIA INFOGRÁFICO
A física e a química tratam a água
A água bruta – aquela retirada de rios, lagos ou reservatórios – é uma mistura de moléculas
de H2O com outras de matéria orgânica, como microrganismos e microalgas, e de substâncias
inorgânicas, como grãos de rocha. Pode também conter poluentes, como pesticidas e efluentes
industriais. Essa água bruta torna-se água potável depois de uma série de processos físicos e
químicos que separam as impurezas e equilibram a acidez
A ÁGUA, DE BRUTA A POTÁVEL
1
Captação
A água que entra numa estação
de tratamento carrega poluentes
não dissolvidos, como
microrganismos e grãos de areia.
Essa é a água bruta.
Cloro
2
Desinfecção e neutralização
Assim que chega à estação,
a água bruta recebe uma série
de compostos químicos –
no geral, cloro, cal e sulfato
de alumínio.
Em reação com a água, o hipoclorito de
sódio (NaClO), um composto iônico,
libera o íon hipoclorito (ClO–). Esse íon
mata microrganismos ao atacar a
membrana de suas células.
NaClO
Cal
Também chamada óxido de cálcio (CaO),
a cal reage com a água e forma uma base,
o hidróxido de cálcio (Ca(OH)₂). Essa base
eleva o pH da água – ou seja, diminui sua
acidez (veja capítulo 5).
CaO
Sulfato de
alumínio
Al(OH)3
Lançado na água, o sulfato de alumínio
(Al₂(SO₄)₃) reage com o hidróxido de cálcio e
forma o hidróxido de alumínio (Al(OH)₃).
Esse hidróxido se combina com as partículas
em suspensão na água por diferença de
polaridade e as agrega em flocos
(sobre polaridade, veja o capítulo 3).
H2O
H2O
MULTI/SP
3
12 GE QUÍMICA 2018
Floculação
É um processo físico: os
flocos resultantes da
coagulação são agitados por
grandes pás e aos poucos se
agrupam em blocos maiores
e mais densos que a água.
4
Decantação
É um processo também físico,
de separação de sólidos e líquidos
ou de líquidos que não se misturam.
No tanque de tratamento, os flocos
se acumulam no fundo, porque
são mais densos.
UNIVERSAL, MAS NEM TANTO
A água é considerada solvente universal porque é capaz de dissolver uma imensa variedade de substâncias. Mas a dissolução só ocorre quando
as moléculas H2O interagem com as da substância adicionada. E isso depende da polaridade das moléculas (veja polaridade no capítulo 3).
As moléculas da água são polares e só dissolvem moléculas também polares, como as do etanol. As de óleo (não polares) permanecem separadas
ÁGUA + ETANOL
ÁGUA + ÓLEO
Molécula de óleo
Moléculas de água
H2O
interação
polar
O átomo de oxigênio (O) da
molécula de água é mais
eletronegativo que os dois
átomos de hidrogênio (H). Isso
faz com que a molécula fique
como um ímã, com dois polos,
um negativo (do lado do
oxigênio) e outro positivo
(do lado dos hidrogênios).
Molécula de etanol
C₂H₆O
O etanol só tem polaridade
numa das extremidades da
molécula, onde o oxigênio se
liga ao hidrogênio. É nessa
área que o oxigênio da água
exerce o seu poder,
interagindo com a molécula
de etanol. Como resultado, o
etanol se dissolve na água.
sem
interação
polar
Moléculas de água
H2O
As moléculas de gordura
são apolares. Assim, não
participam do jogo de
atração com as moléculas
da água. As duas
substâncias permanecem
separadas, e a mistura, com
duas fases, é heterogênea.
Flúor
7
5
Filtração
Remove as partículas que não decantaram na etapa
anterior. A água passa por três camadas de carvão
ativado, areia e cascalho, que retêm gradativamente
as impurezas sólidas. Ao mesmo tempo que ocorre
esse processo físico, a água sofre ajustes finais da
acidez e desinfecção (processos químicos).
6
Adição de flúor
No Brasil, a água tratada é fluoretada
– ou seja, recebe compostos de flúor,
que se dissolvem e liberam íons
fluoreto (F–). O flúor reforça o esmalte
dos dentes, reduzindo a incidência de
cáries na população.
Distribuição
A água que é distribuída
pela rede geral para as
indústrias e residências
não é composta apenas
de moléculas H₂O e íons
fluoreto. Ela ainda contém
porções minúsculas de
sais minerais.
GE QUÍMICA 2018
13
ESTRUTURA DA MATÉRIA A FÍSICA DA QUÍMICA
TUDO “IGUAL QUE NEM” Esteja no estado sólido, esteja no estado líquido ou gasoso, água é sempre água – uma combinação de átomos de hidrogênio e oxigênio
De que o
mundo é feito
Composto de uma única substância
ou de uma mistura, todo material tem
propriedades gerais e específicas
P
MATÉRIA
É tudo o que tem
massa e ocupa
espaço – ou seja,
tem volume.
14 GE QUÍMICA 2018
raticamente tudo o que vemos, tocamos e
sentimos pelo olfato ou pelo paladar são
compostos químicos, ou uma mistura de
diferentes compostos. Naturais ou sintetizados
(produzidos em laboratório), todos os materiais
são genericamente chamados de matéria.
Na física, a matéria é estudada como um corpo
cujo comportamento é analisado sob determinadas forças ou certos campos de força. Por
exemplo, como se comporta um veículo quando
acelerado ou freado.
Já a química estuda a matéria, sua estrutura
e propriedades sob pontos de vista diferentes.
Para a química, o que importa são
a composição da matéria,
as transformações por que a matéria
passa e
a energia envolvida nessas transformações.
Estados da matéria
Tanto para a física quanto para a química, o
estado físico de um material é fundamental
para sua identificação. A matéria pode estar no
estado sólido, líquido ou gasoso, dependendo do
grau de agitação das partículas que a constituem
e da intensidade de atração entre elas.
No estado sólido, as partículas estão organizadas de maneira harmoniosa e sob alto grau
de atração, mas agitam-se pouco. Por isso os
sólidos têm forma e volume fixos.
No estado líquido, a atração entre as partículas ainda é grande, mas seu grau de agitação
aumenta um pouco. Não é possível manter as
partículas organizadas. Daí que os líquidos
têm volume constante, mas tomam a forma
do recipiente que os contém.
No estado gasoso, a atração entre as partículas é mínima, e o grau de agitação é muito
grande. Gases alteram seu volume conforme
o recipiente que os contém.
Todo material assume este ou aquele estado
físico, dependendo da pressão e da temperatura
em que se encontra. Mas cada material reage de
um modo diferente ao aumento ou à diminuição
da temperatura ou da pressão.
O QUE ISSO TEM A VER COM ECOLOGIA
A condensação e a vaporização da água são
fenômenos naturais de grande impacto no meio
ambiente. Essas mudanças de estado da água estão
no centro do ciclo hidrológico na Terra. O ciclo é o
caminho que a água percorre ao evaporar de lagos
e mares para a atmosfera, condensar-se e cair na
forma de chuva. O líquido então escorre para o
subsolo e volta aos rios e mares, fechando o ciclo.
A poluição e o esgotamento de mananciais reduzem
o volume de água potável e de fácil acesso no
planeta. Com consumo rápido demais, a natureza
não tem tempo para repor os estoques.
PRESSÃO
É a força aplicada
sobre uma área,
que pode alterar a
distância entre as
partículas do corpo
e a intensidade com
que elas se atraem.
TEMPERATURA
É a medida do grau
de agitação das
partículas, ou seja,
uma temperatura
maior determina
maior agitação.
Propriedades gerais
A química utiliza diversos conceitos da física.
Um deles é a massa – a grandeza que mede a
quantidade de matéria existente em um corpo.
A massa é medida mais comumente em gramas
(g) e seus múltiplos ou submúltiplos, como
quilograma (kg), miligrama (mg) etc.
Outro conceito da física importante para a química é o volume – a grandeza que mede o espaço
ocupado por certa massa de matéria. As unidades
mais comuns para volume são o metro cúbico
(m3), o litro (L) e seus múltiplos e submúltiplos,
como centímetro cúbico (cm3), quilômetro cúbico
(km3), decilitro (dL) e centilitro (cL). É comum, nas
questões de vestibular e Enem, que você precise
fazer a conversão de unidades. Veja algumas
relações entre as unidades de volume:
1L
1 mL
1.000 L
1012 L
10 cm
1 cm3
1 m3
1 km3
3
Para massa:
x 10
kg
: 10
x 10
hg
x 10
dag
: 10
: 10
x 10
g
x 10
dg
: 10
cg
: 10
x 10
mg
: 10
3
Massa e volume não são suficientes para identificar um tipo de matéria. Isso depende de outras
características e propriedades específicas.
iSTOCK PHOTOS
O QUE ISSO TEM A VER COM MATEMÁTICA
Em qualquer cálculo, as unidades de medida
devem ser uniformizadas. E você precisa conhecer o
procedimento básico de conversão de múltiplos
e submúltiplos das principais unidades. Veja:
Para volume:
x 1.000 x 1.000 x 1.000 x 1.000 x 1.000 x 1.000
km3 hm3 dam3
m3
dm3 cm3 mm3
: 1.000 : 1.000 : 1.000 : 1.000 : 1.000 : 1.000
GE QUÍMICA 2018
15
ESTRUTURA DA MATÉRIA A FÍSICA DA QUÍMICA
Propriedades específicas
Cada tipo de material tem propriedades específicas, que ajudam em sua identificação.
Algumas das principais propriedades específicas
de um material são:
NA PRÁTICA
DENSIDADE
Um balão de festa que se enche por sopro não
permanece flutuando porque o ar que sopramos é
mais denso do que o ar atmosférico do lado externo
do balão. O ar da atmosfera é uma mistura de gases
com densidade de 1,2 g/L. Já a mistura que expiramos
contém uma boa proporção de gases mais densos –
principalmente o gás carbônico, que tem densidade de
1,8 g/L. Coisa bem diferente acontece com um balão
cheio de gás hélio. Como tem densidade muito menor
que a do ar atmosférico (0,16 g/L), o balão vence até
mesmo a gravidade e sobe.
Ponto de fusão (PF): É a temperatura na
qual ocorre a fusão durante o aquecimento
(ou a solidificação durante o resfriamento)
de um material submetido a uma pressão
constante.
Ponto de ebulição (PE): É a temperatura
na qual ocorre tanto a ebulição (durante
o aquecimento) quanto a condensação/
liquefação (durante o resfriamento) de um
material submetido a pressão constante.
Os pontos de fusão e ebulição de cada substância são determinados experimentalmente.
Como a temperatura varia conforme a pressão,
esses pontos são sempre definidos, por padrão,
ao nível do mar, onde a pressão é de 1 atmosfera.
Veja abaixo os pontos de fusão e de ebulição de
alguns materiais.
PE (em °C)
Estado físico
a temperatura
ambiente (25 oC)
MATERIAL
PF (em °C)
Álcool etílico
– 117 °C
78 °C
Líquido
Oxigênio
– 218 °C
– 183 °C
Gasoso
Ferro
1.535 °C
2.885 °C
Sólido
Densidade: Outra propriedade específica
da matéria – a relação entre a massa de
um material e o volume por ele ocupado.
Matematicamente:
d= m
V
A unidade adotada para a densidade pode ser
grama por centímetro cúbico, grama por litro,
ou quilograma por litro (g/cm3, g/L ou kg/L). Se
o alumínio tem densidade de 2,7 g/cm3, então,
cada centímetro cúbico de alumínio tem massa
de 2,7 gramas.
É a diferença de densidade que faz com que
alguns materiais flutuem sobre outros. E isso
ocorre também entre materiais de mesma natureza – a água, por exemplo. No estado líquido,
a água tem densidade de 1 g/cm3. Já no estado
sólido, a densidade da água cai para 0,92 g/cm3.
Por isso, pedaços de gelo boiam num copo com
16 GE QUÍMICA 2018
1 ATMOSFERA
É a pressão
exercida pela
atmosfera
terrestre ao nível
do mar. Equivale
a 760 milímetros
de mercúrio
(760 mm Hg).
MAIS LEVE
QUE A ÁGUA
No Mar Morto,
a concentração
de sais diluídos
é tão alta que a
densidade da água
sobe de 1,03 kg/L
para 1,24 kg/L .
Parece pouco, mas
isso é suficiente
para sustentar
uma pessoa sem
nenhuma boia
refrigerante. Já o ferro em barra (portanto, no
estado sólido) tem densidade muito maior que
a água, de 7,86 g/cm3. Por isso, afunda.
Solubilidade É a quarta característica importante dos materiais – quanto o material é
capaz de se dissolver em água a determinada
temperatura. Quanto maior é a solubilidade
de uma substância, mais solúvel ela é. Podese medir a solubilidade de uma substância
(soluto) em qualquer outra substância (solvente), mas a medida mais importante é em
relação à água.
O máximo de cloreto de sódio (sal de cozinha)
que se consegue dissolver em 100 g de água, a
20°C, é 36 g. Além dessa proporção, acumulam-se grãos de sal no fundo do recipiente. Já
de sacarose (açúcar) podem-se dissolver no
mesmo volume de água, à mesma temperatura,
204 g. Isso significa que o açúcar é mais solúvel
em água do que o sal.
Substância e mistura
As propriedades específicas só nos auxiliam a
identificar um material se a amostra for composta
de uma única substância. Misturas de substâncias
não têm suas características tabeladas porque elas
dependem da proporção em que seus componentes estão misturados. Nesse caso, os químicos e
físicos só têm três atitudes a tomar: experimentar,
observar e comparar.
MUDANÇAS DE ESTADO DE UMA SUBSTÂNCIA
vap or
Temperatura (ºC)
Temperatura
de ebulição
líquido
líquido + vapor
Temperatura
de fusão
5. Quando todo o material puro se transforma em
vapor, a temperatura volta a se elevar. Se encontrar
alguma barreira mais fria, o vapor se condensa
(volta ao estado líquido). É o que ocorre com a
tampa de uma panela durante o cozimento.
4. Ao atingir o ponto de ebulição (PE), a substância
começa a se transformar em vapor. Até que tudo
esteja vaporizado, a temperatura não muda.
Na água, essa temperatura é de 100 oC.
3. Quando todo o material tiver passado para o
estado líquido, a temperatura volta a se elevar.
sólido + líquido
2. No PF começa o derretimento. Para a água,
o PF é O oC. A temperatura se mantém constante
enquanto houver algum material a ser derretido.
sólido
Uma substância é uma mistura composta
de partículas de mesmo tipo (veja elementos
químicos, átomos e moléculas na pág. 20 deste
capítulo). As substâncias têm comportamento
muito característico: à medida que a temperatura
cai ou sobe, podem mudar de estado físico. Mas,
durante essa mudança, a temperatura do material
não se altera. Já numa mistura – um material
formado por duas ou mais substâncias –, as mudanças de estado acontecem numa temperatura
que se altera. Compare, nos gráficos ao lado, o
comportamento de substâncias e de misturas,
durante a mudança de estado.
Algumas misturas se comportam como substâncias em uma das mudanças de estado, mas
nunca nas duas. As que apresentam variação
de temperatura no PE são chamadas misturas
eutéticas. Aquelas para as quais a temperatura
varia no PF são chamadas misturas azeotrópicas. Os gráficos ao lado representam as mudanças
de estado desses dois tipos de mistura.
1. Para uma substância sólida qualquer, a
temperatura se eleva no decorrer do tempo
até atingir a temperatura de fusão, no ponto
de fusão (PF).
Tempo (minutos)
MUDANÇAS DE ESTADO DE UMA MISTURA
Passagem do estado sólido
para o líquido
Vaporização ou evaporação
Passagem do estado líquido
para o gasoso
Solidificação
Passagem do estado líquido
para o sólido
Condensação
Passagem do estado gasoso
para o líquido
Sublimação
Passagem do estado sólido
para o gasoso, ou vice-versa
GARDEL BERTRAND
Início da ebulição
líquid
o
Intervalo
de ebulição
Início
da fusão
s ó li d o
Fim da fusão
Intervalo de ebulição O mesmo ocorre na
ebulição. A passagem de líquido para gasoso
começa em determinada temperatura. Mas,
de novo, como diferentes substâncias têm
diferentes pontos de ebulição, a transformação
da mistura só se conclui numa temperatura mais
alta. Completada a vaporização, a temperatura
volta a subir num ritmo mais acelerado.
Intervalo de fusão A certa temperatura, a
mistura começa a entrar em fusão. Mas, porque
diferentes substâncias têm diferentes pontos de
fusão, até toda a mistura derreter, a temperatura
continua se elevando, ainda que de maneira
mais suave.
Intervalo
de fusão
Tempo (minutos)
MISTURAS EUTÉTICA E AZEOTRÓPICA
Uma mistura eutética se comporta como
Uma mistura azeotrópica se comporta como
substância apenas no ponto de fusão (PF)
substância apenas no ponto de ebulição (PE)
Temperatura
Temperatura
Ebulição
Ebulição
Fusão
Tempo
PE constante
Fusão
Fim da ebulição
PF constante
O estado físico da matéria é definido pela forma
como as moléculas se agregam. No estado sólido,
as moléculas são muito coesas e, portanto,
a forma é bem definida. No estado líquido,
a força de coesão entre as moléculas é menor.
Por isso, o líquido assume o formato do recipiente.
No estado gasoso, a matéria tem as moléculas
livres. Em vista disso, os gases assumem todo o
espaço disponível, podendo ser comprimido ou
descomprimido. Quando uma substância muda de
estado físico, o que se altera é a maneira como as
moléculas se organizam. As mudanças de estado
(também chamadas mudanças de fase) são:
vap or
Temperatura
(ºC)
TOME NOTA
Fusão
Tempo
GE QUÍMICA 2018
17
ESTRUTURA DA MATÉRIA A FÍSICA DA QUÍMICA
Classificação das misturas
Na natureza, é muito raro encontrarmos substâncias com grau de pureza total. Quase tudo
é mistura, mesmo quando ela não é facilmente
percebida. É o caso do ar atmosférico. O ar é
uma mistura de diversos gases, como nitrogênio,
oxigênio e gases nobres.
Se estiver poluído, o ar contém, ainda, boa
concentração de outras substâncias, como partículas de fuligem ou monóxido de carbono. O
mesmo acontece com a água: na natureza, costuma carregar sais minerais. Nas torneiras das
cidades brasileiras, ela vem misturada ao flúor,
que ajuda a proteger os dentes contra as cáries.
Na indústria, também é raro o uso de substâncias absolutamente puras. Os metais preciosos,
como prata e ouro, são extraídos misturados a
outras substâncias minerais e têm de ser purificados antes da fabricação de qualquer peça,
como joias. Mas porque são muito moles, precisam ser combinados com outros metais, em
ligas que permitem a moldagem das peças.
Qualquer porção de matéria separada para
estudo e análise chama-se sistema. A primeira
observação a ser feita na classificação de um
sistema é se ele é homogêneo ou heterogêneo.
Sistema homogêneo é aquele em que existe uma
única fase (são monofásicos ou unifásicos). Em
oposição, sistema heterogêneo é aquele que
apresenta mais de uma fase (são polifásicos).
Todas as substâncias puras constituem sistemas homogêneos. A não ser quando estão
em diferentes estados físicos ou em mudança
de estado – aí, comportam-se como sistemas
heterogêneos. Nas fotos ao lado, você confere
alguns sistemas homogêneos e heterogêneos.
As soluções também são misturas que apresentam apenas uma fase – ou seja, são sistemas
homogêneos. É o caso de uma xícara de chá.
GRAU DE PUREZA
HOMOGÊNEO E HETEROGÊNEO
É a proporção entre
a massa de um
dos componentes
e a massa total da
mistura:
A água no copo constitui um
sistema homogêneo, porque tem
uma única fase. A água é uma
substância pura, e toda a porção
dentro do copo tem as mesmas
propriedades
p = ms
mt
O grau de pureza
costuma ser
apresentado em
porcentagem.
[1]
Um copo com água e óleo tem
duas fases (duas partes com
diferentes propriedades, como
cor e densidade). O sistema é
heterogêneo
[2]
UMA SÓ SUBSTÂNCIA,
MAS HETEROGÊNEA
FASE
Um copo com água e gelo, apesar
de conter uma única substância,
é um sistema heterogêneo.
Há duas fases: uma de água no
estado sólido e outra de água
no estado líquido
É uma porção
do sistema que
apresenta as mesmas
propriedades.
Algumas fases são
visíveis apenas por
microscópio. É o
caso do sangue, do
leite e da gelatina,
que, a olho nu,
parecem sistemas
homogêneos, mas
são, na verdade,
heterogêneos.
[3]
A chaleira contém apenas água
fervente. Mas o sistema dentro
dela é heterogêneo, porque, ao
entrar em ebulição, a água está
passando do estado líquido
para o gasoso
[4]
TOME NOTA
HOMOGÊNEOS
(monofásicos)
MISTURAS HOMOGÊNEAS
(soluções)
SUBSTÂNCIAS
PURAS
ATENÇÃO
MISTURAS
HETEROGÊNEAS
a quantidade deste ou daquele gás na mistura.
• Todo sistema sólido é heterogêneo. Uma
exceção apenas: as ligas metálicas são misturas
homogêneas.
SISTEMAS
HETEROGÊNEOS
(polifásicos)
18 GE QUÍMICA 2018
SUBSTÂNCIAS PURAS
(em mudança de estado físico)
• Todo sistema gasoso é homogêneo, não importa
SEPARAÇÃO
DE MISTURAS
Para separar misturas heterogêneas,
os métodos mais comuns são:
Filtração
Utilizada para misturas de fases líquida e sólida ou
sólida e gasosa. A mistura atravessa um filtro que
retém as fases sólidas e permite a passagem das fases
líquidas ou gasosas. É adotado nos aspiradores de pó
e numa estação de tratamento de água.
Decantação
Retira da fase líquida sólidos ou outros líquidos
imiscíveis (que não se misturam, como óleo e
água), pela diferença de densidade entre as fases.
Para separar misturas homogêneas,
os métodos mais comuns são:
Evaporação
Separa o sólido de uma mistura. É como se obtém o
sal de cozinha da água do mar nas salinas.
Destilação simples
Separa sólidos dissolvidos em líquidos, com base na
diferença dos pontos de ebulição (PE) dos compostos
da mistura. Quanto maior for essa diferença, mais
eficiente será a separação.
3. Em contato com as
paredes mais frias
do tubo, o vapor se
condensa, e o líquido
é separado
1. A mistura
é fervida
1. A solução de
água e barro
é deixada em
repouso
2. Passado o tempo,
as fases se separam:
líquida (água) e
sólida (terra)
3. Entornando
o recipiente,
separa-se a
água da terra
Dissolução fracionada
Separa duas ou mais fases sólidas, empregando
um solvente que dissolve apenas um dos sólidos
da mistura.
1. Numa mistura
de areia e sal é
adicionada água,
que dissolve o sal
3. O sal é
separado pela
evaporação
da água
2. Na
filtração, a
areia fica
retida
Separação magnética
Utilizada quando um dos sólidos da mistura é um
metal que é atraído por ímãs.
LIMALHA
DE FERRO
ENXOFRE
[1] DERCILIO [2] [3] [4] ISTOCK
2. A substância
de ponto de
ebulição mais
baixo (o líquido)
evapora antes
Liquefação fracionada
Separa componentes de misturas gasosas.
A mistura é comprimida e resfriada até que passe
para o estado líquido. A temperatura é então elevada
lentamente. Os gases são separados, um a um,
por destilação fracionada.
Destilação fracionada
Segue o princípio da
destilação simples, mas
faz a separação de líquidos
miscíveis, como água e
álcool, que têm pontos de
ebulição muito próximos.
É o processo usado nas
refinarias para separar os
diferentes derivados
do petróleo, como
gasolina e diesel.
Gás
Gasolina
Querosene
Óleo diesel
Óleo
combustível
Óleo cru
Fornalha
Parafina,
alcatrão
GE QUÍMICA 2018
19
ESTRUTURA DA MATÉRIA ATOMÍSTICA
PURA ENERGIA LIBERADA
O efeito luminoso da
queima de fogos de artifício
é causado pelo movimento
de vaivém de elétrons em
torno do núcleo
A química dos átomos
O modelo aceito pela química hoje prevê que
um átomo é composto de um núcleo com prótons
e nêutrons, cercado por uma nuvem de elétrons
T
udo o que existe no Universo – as estrelas,
como o Sol, as rochas, a água de rios e oceanos e os seres vivos – é feito de matéria. E
toda matéria é constituída de átomos. O átomo é
uma unidade básica da matéria, formada por um
núcleo rodeado por uma nuvem de partículas.
20 GE QUÍMICA 2018
Ou seja, o átomo é como um tijolo da matéria,
mas contém partículas ainda menores. Esse
conceito surgiu apenas no século XIX, com a
criação dos primeiros modelos atômicos. Isso
dependeu de uma grande mudança na forma
como o mundo era observado e analisado.
a ideia, na forma de uma lei científica ou de um
conjunto de leis que constituem uma teoria. Para
fenômenos que não podem ser observados nem
medidos, a teoria é denominada modelo – uma
analogia que permite a explicação do fenômeno.
Foi o que aconteceu no século XVIII, quando
os cientistas começaram a se questionar sobre
a estrutura dos átomos.
Átomos são partículas minúsculas, impossíveis de serem vistas mesmo pelos equipamentos
mais sofisticados. Daí a necessidade de construir
um modelo que explique a estrutura atômica.
O modelo de Dalton
O inglês John Dalton foi um dos pioneiros a
pesquisar os átomos de maneira científica, no
início do século XIX. Ele analisou os resultados
de experimentos realizados por dois franceses – Antoine Laurent Lavoisier e Joseph
Louis Proust. Essas experiências afastavam
o caráter mágico das reações químicas e
propunham uma explicação racional para o
fenômeno. Dalton criou um modelo atômico, muito baseado no conceito grego antigo.
Para o inglês,
MACIÇO
Para Dalton,
o átomo era
uma esfera
indivisível
o átomo é uma esfera maciça e indivisível;
toda matéria é formada por átomos, partículas indivisíveis;
átomos de um mesmo elemento são iguais
em massa e propriedades; átomos de elementos diferentes têm distintas massa e
propriedades;
os compostos são formados de átomos que
se combinam em proporção simples.
O modelo de Thomson
Modelos atômicos
Ciências que estudam a natureza, como a
química, a física e a biologia, têm sua atividade
baseada no método científico, uma série de etapas que precisam ser cumpridas rigorosamente,
ao fim das quais é possível chegar a conclusões
sólidas sobre o fenômeno estudado.
O pesquisador observa um fenômeno, define
a questão a ser respondida, faz medidas, coleta
e compara dados. Com isso ele formula uma
possível explicação para o fenônemo – uma hipótese, que precisa ser testada. Se a hipótese se
comprova válida, o pesquisador pode generalizar
MARCOS PINTO
Na segunda metade do século XIX, experimentos com gases que recebem descargas
elétricas indicaram que o átomo continha partículas com carga elétrica negativa. No fim do
século, outro inglês, Joseph John Thomson,
descobriu a primeira partícula subatômica
– o elétron. Isso provou que o átomo não
é indivisível, mas composto de partículas menores. Thomson propôs, então, um
novo modelo atômico, que foi apelidado de
“pudim de passas” (veja ao lado).
O modelo Rutherford-Böhr
O modelo atômico aceito atualmente pela
química começou a ser esboçado por Ernest Rutherford, no início do século XX. O pesquisador
inglês bombardeou uma lâmina finíssima de ouro
(com 10–4 mm de espessura) com partículas alfa,
PUDIM DE
PASSAS
Para Thomson,
o átomo seria
o pudim e teria
carga positiva
Cada elétron,
com carga
negativa, seria
uma uva-passa
incrustada
GE QUÍMICA 2018
21
ESTRUTURA DA MATÉRIA ATOMÍSTICA
emitidas por um material radiativo. Rutherford
sabia que as partículas alfa têm carga elétrica positiva e, no experimento, constatou que a maioria
das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro
sem sofrer nenhum desvio de trajetória. Mas
algumas delas se desviavam ou eram rebatidas
de volta ao colidir com a lâmina de ouro.
E, com base nessas observações, Rutherford
chegou às seguintes conclusões:
se a maioria das partículas alfa atravessou a
lâmina sem se desviar, os átomos da lâmina
de ouro deviam ter grandes espaços vazios;
se algumas partículas alfa foram rebatidas,
então os átomos da lâmina deviam apresentar uma parte central muito pequena
e densa – um núcleo;
por fim, se outra parte das partículas alfa
(que têm carga positiva) sofreu algum desvio ao atravessar a lâmina, então o núcleo
dos átomos de ouro deve ter carga positiva
(lembre-se de que cargas iguais se repelem).
Com essas hipóteses, Rutherford só precisou
raciocinar: para equilibrar a carga elétrica positiva do núcleo, os vazios deviam ser povoados
de elétrons, de carga negativa. Daí surgiu o
modelo atômico de Rutherford, que foi aperfeiçoado pelo dinamarquês Niels Böhr, poucos
anos depois. Esse modelo lembra o formato do
sistema solar, com o núcleo representando o
Sol e os elétrons, os planetas. Nos anos 1930, os
nêutrons, sem carga elétrica, foram descobertos
e incorporados ao modelo.
Com a descoberta do nêutron, o átomo teve
seu modelo completado. Hoje, são bem conhecidas as propriedades fundamentais de cada
uma dessas partículas.
núcleo
nêutrons
prótons
elétrons
O modelo Rutherford-Böhr descreve o
átomo como um minúsculo sistema solar
PARTÍCULA
SUBATÔMICA
CARGA
MASSA
RELATIVA
MASSA (g)
Próton (p)
+1
1
1,67 . 10–24
Nêutron (n)
0
1
1,67 . 10–24
Elétron (e )
–1
1 /1.840
–
22 GE QUÍMICA 2018
9,1 . 10
–28
Diferenças e semelhanças
ELEMENTO QUÍMICO é o conjunto de
átomos quimicamente
iguais – ou seja, que
têm o mesmo número
de prótons.
São os prótons, no núcleo atômico, que definem
um elemento químico. Cada elemento químico
tem um nome e é representado por um símbolo,
que indica seu nome. Esse símbolo é composto
de uma ou duas letras (sempre começando com
maiúscula e terminando com minúscula), que
muitas vezes se referem ao nome do elemento
em latim. Veja alguns exemplos:
ELEMENTO
SÍMBOLO
INDICA O NOME
Hidrogênio
H
hidrogenium
Carbono
C
carbonium
Cálcio
Ca
calcium
Sódio
Na
natrium
Fósforo
P
phosphorus
Ouro
Au
aurum
Prótons e nêutrons
O número de prótons é chamado número atômico (Z). Por exemplo:
para o átomo de ferro (Fe), que contém 26
prótons, Z = 26;
para o sódio (Na), com 11 prótons, Z = 11.
A soma do número de prótons (p) e o número
de nêutrons (n) é o número de massa (A). O
número de prótons é o mesmo que o número
atômico. Então:
A=Z+n
A proporção entre o número de prótons e o de
nêutrons define algumas semelhanças e diferenças entre os átomos:
ISÓTOPOS São átomos com o mesmo número
de prótons, mas com diferente número
de nêutrons. Se têm o mesmo número de
prótons, esses átomos têm o mesmo número atômico Z e, portanto, são um mesmo elemento, com propriedades químicas
semelhantes. Mas, devido à variação no
número de nêutrons, suas propriedades
físicas podem diferir ligeiramente. Veja,
como exemplo, os isótopos do cálcio (Ca):
Isótopo 1 do cálcio
Isótopo 2 do cálcio
20 p
20 p
–
Ca (Z = 20) 20 e A = 41 Ca (Z = 20) 20 e– A = 42
21 n
22 n
{
{
Os isótopos de um elemento químico não
recebem nomes especiais. São identificados
apenas como “isótopo”. No caso do cálcio, por
exemplo:
Ca41 lê-se isótopo 41 do cálcio (cálcio-41)
42
20Ca lê-se isótopo 42 do cálcio (cálcio-42)
20
O único elemento químico cujos isótopos recebem nomes especiais é o hidrogênio. Veja:
ISÓTOPO
NOME ESPECIAL
H1
prótio ou hidrogênio (Z = 1, A = 1)
1
H2
deutério (Z = 1, A = 2)
H3
trítio ou tritério (Z = 1, A = 3)
Ca (Z = 20)
{
K (Z = 19)
{
19 p
19 e– A = 40
21 n
Repare que o número de prótons (Z) do cálcio
é diferente do número de prótons do potássio.
Então eles são elementos químicos distintos.
Ainda assim, têm o mesmo número de massa
(A). A diferença está no número de nêutrons.
ISÓTONOS São átomos de elementos químicos distintos que têm diferentes número
de massa (A) e número atômico (Z), mas
apresentam o mesmo número de nêutrons
(n). Nesse caso, a diferença está no número
de prótons. São isótonos:
B11 e 6C12 (boro-11 e carbono-12)
31
e 16S32 (fósforo-31 e enxofre-32)
15P
5
Elétrons
20 p
20 e–
átomo neutro (p = e–)
ISÓBAROS São átomos de elementos químicos diferentes que têm o mesmo número
de massa (A). Nesse caso, eles diferem tanto
em suas propriedades químicas quanto
nas físicas. O cálcio (Ca), por exemplo, é
isóbaro do potássio (K). Veja:
20 p
20 e– A = 40
20 n
CÁTIONS É o nome que se dá aos íons positivos
– ou seja, átomos que perderam elétrons e,
portanto, têm mais cargas positivas (dadas
pelos prótons). O total de elétrons cedidos
é sempre igual ao total de cargas negativas
perdidas. Veja, no exemplo abaixo, como
um átomo neutro de cálcio se transforma
num cátion:
Ca (Z = 20)
1
1
átomo cede elétrons, é um íon positivo; se recebe
elétrons, é chamado íon negativo. Veja:
O número de elétrons (e–) e a relação entre esse
número e a quantidade de prótons, no núcleo,
também definem propriedades químicas importantes de um átomo. Íons são átomos que ganham
ou perdem elétrons numa ligação química. A
maioria dos átomos liga-se uns aos outros, a fim
de alcançar a estabilidade. Se, numa ligação, um
20 p
perde
Ca (Z = 20) – Ca2+
18 e
2 elétrons
p > e–
2 cargas
positivas
cátion
de cálcio
TOME NOTA
• Ca é o átomo de cálcio
• Ca2+ é como se representa o cátion bivalente de
cálcio (com dois elétrons a menos)
Esse tipo de notação vale para qualquer cátion.
ÂNIONS São átomos eletrizados negativamente – ou seja, com mais cargas negativas
(elétrons) do que cargas positivas (prótons).
Para que um átomo neutro se torne um
ânion, ele tem de ganhar elétrons. O total
de elétrons recebidos é sempre igual ao
total de cargas negativas adquiridas. Veja
como um átomo neutro de nitrogênio (N)
se transforma em ânion:
N (Z = 7)
7p
7 e–
átomo neutro (p = e–)
ganha
N (Z = 7)
3 elétrons
(e– > p)
7p
10 e–
3 cargas
negativas
N3–
ânion de
nitrogênio
TOME NOTA
• N é o átomo de nitrogênio
• N3– é como se representa o ânion trivalente do
nitrogênio (com três elétrons a mais)
Esse tipo de notação vale para qualquer ânion.
Átomos neutros ou íons de elementos químicos diferentes podem apresentar o mesmo número de elétrons. Quando isso ocorre, dizemos
que esses átomos são isoeletrônicos.
GE QUÍMICA 2018
23
ESTRUTURA DA MATÉRIA ATOMÍSTICA
A organização dos elétrons
Configuração eletrônica
A região ocupada pela nuvem de elétrons,
em torno do núcleo, chama-se eletrosfera. Em
1913, Niels Böhr fez uma série de experimentos que resultaram nos seguintes postulados a
respeito da eletrosfera:
os elétrons se movimentam em trajetórias
circulares, chamadas camadas ou níveis
de energia. Cada um desses níveis tem um
valor energético;
quanto mais externo for o nível, mais energia
ele tem;
um elétron que absorve energia (elétrica,
luz, calor, por exemplo) salta de uma camada
mais interna para outra mais externa;
um elétron que volta à sua camada interna
original libera a energia recebida na forma
de ondas eletromagnéticas.
A ciência conhece sete níveis de energia,
que podem abrigar até 112 elétrons. Por isso,
dizemos que a eletrosfera se divide em sete
camadas eletrônicas, cada uma delas com o
máximo possível de elétrons. Veja:
K=1
L=2
M=3
N=4
O=5
P=6
Q=7
CAMADA
(nível de
energia)
Número
máximo
de elétrons
K (1)
2
L (2)
8
M (3)
18
N (4)
32
O (5)
32
P (6)
18
Q (7)
2
Cada nível de energia da eletrosfera contém
diversos subníveis, identificados pelas letras
minúsculas s, p, d, f. Cada subnível comporta
um número máximo de elétrons.
SUBNÍVEL
NÚMERO MÁXIMO
DE ELÉTRONS
REPRESENTAÇÃO
s
2
s1–2
p
6
p1–6
d
10
d1–10
f
14
f1–14
A forma como os elétrons se distribuem pelos
subníveis é chamada configuração eletrônica.
Veja a tabela abaixo e acompanhe o raciocínio
para entender, passo a passo, como os elétrons
se dispõem pelas camadas e subníveis:
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
Camadas
(níveis)
K (1)
L (2)
M (3)
N (4)
O (5)
P (6)
Q (7)
Nº máximo
de elétrons
2
8
18
32
32
18
2
Subníveis
1s2
2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 7s2
• Cada subnível comporta um número máximo de elétrons:
s=2
p=6
d = 10
f = 14
• A camada 1 tem apenas o subnível s, onde cabem, no máximo,
dois elétrons.
• A camada 2 comporta oito elétrons, em dois subníveis, s e p.
Dois elétrons lotam o subnível s. Os outros seis elétrons vão
para o subnível p.
• A camada 3 tem três subníveis: s, p e d. Os subníveis s e p já
contêm oito elétrons. A camada comporta mais dez elétrons,
no subnível d. No total, o nível M comporta 18 elétrons.
• As camadas 4 e 5 comportam 32 elétrons cada uma, em quatro
subníveis: s, p, d e f.
4s2 4p6 4d10 4f14
Nível de
energia
24 GE QUÍMICA 2018
Subnível
O número de elétrons
existentes nesta camada
4 é 2 + 6 + 10 + 14 = 32
Número de elétrons
no subnível
A energia de um elétron depende da camada e
do subnível que ele ocupa. Num átomo no estado
fundamental (sem elétrons excitados por alguma
forma de energia), os elétrons se distribuem
em ordem crescente seguindo as diagonais do
diagrama de Linus Pauling. Veja:
1s
Em cada linha horizontal estão listadas
as camadas com seus possíveis subníveis
de energia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d...
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
Os elétrons se distribuem seguindo
o zigue-zague mostrado pela linha
pontilhada azul:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d...
O subnível mais energético é sempre o
último a receber elétrons na distribuição.
Nem sempre esse subnível pertence à
última camada
7s
Veja como se distribuem os elétrons do hidrogênio e do sódio. O hidrogênio neutro (H) tem
apenas um próton e um elétron (não contém
nêutrons). Então:
Esse elétron só pode estar na camada K (1);
Como essa camada tem apenas um subnível energético, a localização do elétron
tem de ser 1s1
Para o sódio (Na), com 11 elétrons, o raciocínio
é o mesmo:
Os elétrons vão se distribuindo pelas camadas e, em cada uma delas, pelos subníveis,
seguindo o zigue-zague de Linus Pauling:
1s2, 2s2, 2p6 e 3s1
Os elétrons mais energizados estão no último
subnível. Mas preste atenção no zigue-zague:
nem sempre o último subnível está na última
camada. Essa é a camada de valência, que contém
os elétrons que participam das ligações químicas.
Repare na distribuição de elétrons do ferro e
do bromo. Para o ferro (Z = 26):
• Subníveis: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
• Níveis: K = 2 L = 8 M = 14 N = 2
• Subnível mais energético: 3d, com 6 elétrons
• Camada de valência 4 (4s) com 2 elétrons
Para o bromo (Z = 35):
• Subníveis: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
• Níveis: K = 2 L = 8 M = 18 N = 7
• Subnível mais energético: 4p, com 5 elétrons
• Camada de valência 4 (4s2 e 4p5) com
7 elétrons
FERNANDO GONSALES
SAIBA MAIS
A QUÍMICA DOS FOGOS DE ARTIFÍCIO
Os fogos de artifício são fabricados basicamente de
pólvora combinada com sais de diferentes elementos
químicos. A cor da luz produzida pela explosão é determinada por esse elemento: o lítio dá o vermelho; o
cálcio, o laranja; e o cobre, o azul.
O processo de produção das cores chama-se luminescência e ocorre quando elétrons excitados pelo calor
da explosão da pólvora liberam essa energia de volta e
retornam para o nível menos energético do átomo. Veja
o que acontece com os elétrons de um átomo quando
ele produz a luz colorida dos fogos.
1.
K
L
Imagine um átomo qualquer com seis elétrons. A distribuição normal
desses elétrons é: 1s2, 2s2, 2p2 – ou seja, dois elétrons na camada K (1),
que só tem o subnível s, e quatro outros elétrons na camada L (2),
dois no subnível s e outros dois no subnível p.
2.
K
L
M
Se o átomo recebe uma descarga de energia, como o calor da
explosão da pólvora nos fogos de artifício, um dos elétrons que
ocupava o subnível mais energético salta para subníveis mais
energéticos ainda – neste caso, para um subnível da camada M (3).
K
L
M
3.
Um elétron não pode acumular essa energia. Por isso, logo devolve
a energia extra e retorna para o subnível energético original.
A devolução dessa energia para o meio ambiente se dá na forma
de luz colorida. O show pirotécnico acontece.
TOME NOTA
Os elétrons perdidos por um cátion (íon positivo)
são sempre aqueles da camada de valência, e não
do último subnível de distribuição. Então, para
identificar os elétrons que o cátion cede, você deve:
1. distribuir os elétrons do átomo neutro, segundo as
camadas e os subníveis (em zigue-zague);
2. identificar a camada de valência e dela retirar os
elétrons cedidos a outro átomo.
GE QUÍMICA 2018
25
ESTRUTURA DA MATÉRIA TABELA PERIÓDICA
vez mais necessário um sistema de organização
que permitisse trabalhar com os elementos.
Houve várias tentativas (veja o quadro “Saiba mais”, na pág. ao lado). A classificação que
prevaleceu foi a proposta pelo russo Dimitri
Mendeleev.
A tabela de Mendeleev
[1]
INDIVIDUALIDADE ATÔMICA Cada elemento químico é um átomo com características específicas
Cada coisa
em seu lugar
Quem sabe ler a tabela periódica
obtém dela informações sobre
diversas propriedades dos elementos
A
ciência conhece 118 elementos químicos.
Mas 26 deles não existem na natureza.
São átomos extremamente instáveis e,
por isso, só aparecem quando sintetizados em
laboratório (veja o capítulo 4).
A descoberta dos elementos químicos foi
feita paulatinamente. Até o fim do século XVII,
conheciam-se apenas 14 deles; um século depois,
eram 33. Com o advento da ciência moderna, no
século XIX, 83 elementos foram identificados.
Com uma lista desse tamanho, tornava-se cada
26 GE QUÍMICA 2018
Em 1869, Mendeleev juntou as tentativas
anteriores e dispôs os elementos conhecidos
num quadro com 12 linhas (na horizontal) e
oito colunas (na vertical). Na horizontal, os
elementos obedeciam à ordem crescente de
massa (dada pela soma do número de prótons
e o de nêutrons). Na vertical, apresentavam
características semelhantes. Mendeleev atribuía
as imperfeições da tabela a erros no cálculo das
massas. Ele tinha tanta certeza disso que deixou
alguns espaços vagos na tabela, para o encaixe
de elementos ainda não descobertos. Essas vagas
foram, depois, realmente preenchidas (veja na
tabela a seguir).
Mendeleev não acertou em tudo. Para ele,
por exemplo, as propriedades químicas de um
elemento eram dadas pela massa, como imaginavam também seus contemporâneos. Hoje,
sabe-se que o que caracteriza um elemento
é o número de prótons, ou seja, o número
atômico (Z). Por isso, a tabela periódica usada
hoje é construída em função de Z. Seja como for,
a ordem dos elementos não foi muito alterada,
pois, na maior parte das vezes, a massa cresce
conforme o número de prótons. Foi por isso que
Mendeleev acertou na previsão dos elementos
químicos desconhecidos à sua época.
A disposição proposta por Mendeleev agrupa os elementos de acordo com características
importantes dos átomos. Acompanhe, a seguir,
a identificação dessas características.
H
1.01
Elementos conhecidos de Mendeleev
Elementos desconhecidos mas previstos por Mendeleev
He
Li
Be
B
C
N
O
F
4.00 6.94 9.01 10.8 12.0 14.0 16.0 19.0
Ne Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
20.2 23.0 24.3 27.0 28.1 31.0 32.1 35.5
K
Ar
40.0 39.1
Cu
63.5
Rb
Kr
83.8 85.5
Ag
108
Ce
Xe
131 133
Au
197
Rn
Fr
(222) (223)
Ca
40.1
Zn
65.4
Sr
87.6
Cd
112
Ba
137
Hg
201
Ra
(226)
Sc
45.0
Ga
69.7
Y
88.9
In
115
La
139
Ti
204
Ac
(227)
Ti
47.9
Ge
72.6
Zr
91.2
Sn
119
Hf
179
Pb
207
Th
232
V
50.9
As
74.9
Nb
92.9
Sb
122
Ta
181
Bi
209
Pa
(231)
Cr
52.0
Se
79.0
Mo
95.9
Te
128
W
184
Po
(210)
U
238
Mn Fe
Co
Ni
54.9 55.9 58.9 58.7
Br
79.9
Tc
Ru Rh Pd
(99) 101 103 106
I
127
Re
Os
Ir
Pt
180 194 192 195
At
(210)
PERÍODOS São as sete linhas horizontais. Todos os elementos de um mesmo período têm
o mesmo número de camadas eletrônicas.
1º PERÍODO
Elemento
Uma camada
Número de elétrons
Hidrogênio (H)
K
1
Hélio (He)
K
2
2º PERÍODO
Elemento
Duas camadas
Número de elétrons
Lítio (3Li)
K, L
K = 2, L = 1
Berilo (4Be)
K, L
K = 2, L = 2
Boro (5B)
K, L
K = 2, L = 3
Carbono (6C)
K, L
K = 2, L = 4
Nitrogênio (7N)
K, L
K = 2, L = 5
Oxigênio (8O)
K, L
K = 2, L = 6
Flúor (9O)
K, L
K = 2, L = 7
Neônio (10N)
K, L
K = 2, L = 8
FAMÍLIAS OU GRUPOS Correspondem às colunas. Na nomenclatura recomendada pela
União Internacional de Química Pura e
Aplicada (Iupac), as famílias são numeradas de 1 a 18.
Os elementos de uma mesma família apresentam configurações eletrônicas semelhantes, o
que lhes confere, também, propriedades químicas semelhantes. Por exemplo: todos os elementos da família do berilo (Be) têm distribuição
eletrônica que apresenta como característica
ns2, em que
n é o período em que se encontra o último
subnível de energia. Esse número cresce
conforme descemos pela coluna de uma
mesma família;
Mas a configuração eletrônica de todos os
elementos da família do Be termina com
dois elétrons sempre no subnível s;
Isso significa que o berílio (Be) e todos os
elementos abaixo dele têm dois elétrons na
camada de valência. E esses elétrons estão
sempre no subnível s de energia. Veja:
Be 1s2
2
12Mg 1s
2
20Ca 1s
2
38Sr 1s
2
56Ba 1s
2
88Ra 1s
4
2s2
......3s2
..............4s2
.....................5s2
...........................6s2
..................................7s2
[1] DAVID MACK/SCIENCE PHOTO LIBRARY [2] SSPL/GETTY IMAGES
Propriedades periódicas e aperiódicas
As propriedades periódicas são aquelas cujos
valores crescem ou decrescem em função do
número atômico e se repetem a cada grupo de
elementos. São propriedades periódicas o raio
atômico, o potencial de ionização e a afinidade
eletrônica (veja na página 29).
As propriedades aperiódicas também dependem
do número atômico, mas não se repetem regularmente na tabela. Um exemplo de propriedade
aperiódica é a massa atômica, pois ela sempre
cresce com o aumento do número atômico, mas
não se repete nunca entre todos os elementos.
SAIBA MAIS
Uma classificação científica se baseia em diferenças e
semelhanças. Foi isso o que os químicos começaram
a procurar na relação de elementos, principalmente a
partir do século XIX.
Em 1817, o químico alemão Johann Wolfgang
Döbereiner percebeu que, em alguns grupos de
três elementos que apresentavam propriedades
semelhantes, a massa atômica (MA) de um deles
sempre era a média aritmética da massa atômica dos
outros dois. Döbereiner organizou, então, grupos de
três elementos na chamada lei das tríades. As tríades
logo caíram, pois abrangiam um número pequeno de
elementos. Algumas tríades de Döbereiner:
ELEMENTOS
Z
Cloro (Cl)
35,5
Bromo (Br)
80
Iodo (I)
127
Cálcio (Ca)
40
Estrôncio (Sr)
88
Bário (Ba)
137
MÉDIA ARITMÉTICA
80 ≈
127 + 35,5
2
88 ≈
137 + 40
2
Em 1863, o geólogo francês Alexandre-Émile de
Chancourtois tomou por base um cilindro e traçou
uma curva helicoidal (em forma de hélice) que dividia
o cilindro em 16 fatias verticais. Os elementos de
propriedades semelhantes caíam todos na mesma
fatia. No mesmo ano, o químico inglês Alexander
Reina Newlands colocou as massas atômicas em
ordem crescente e, com isso, organizou grupos de
sete elementos. Ele reparou que as propriedades se
repetiam no oitavo elemento – ou seja, ele encontrou
uma periodicidade, que foi chamada de lei das oitavas.
Essa classificação apresentava erros porque os valores
das massas atômicas estavam errados.
Li
B Be
Al
Mg
Na
K
Ca
[2]
Os elementos dispostos no
cilindro de Chancourtois,
quando lidos na vertical,
apresentavam as mesmas
propriedades químicas.
Os átomos de berilo (Be),
magnésio (Mg) e cálcio (Ca),
por exemplo, ligam-se a outros
átomos da mesma maneira
GE QUÍMICA 2018
27
28 GE QUÍMICA 2018
Períodos
7
6
5
4
3
2
1
37
19
4
Ra
88
Ba
56
Sr
38
Ca
20
Mg
12
Be
2
Y
39
Sc
21
3
SÉRIE DOS ACTINÍDEOS
SÉRIE DOS
LANTANÍDEOS
Fr
87
Cs
55
Rb
K
3
1
11
Na
Li
H
1
Grupos ou famílias
5
6
40
Ac
89
La
57
Rf
104
Hf
72
Zr
Ti
22
41
Th
90
Ce
58
Db
105
Ta
73
Nb
V
23
Pa
91
Pr
59
Sg
106
W
74
Mo
42
Cr
24
É um elemento especial, colocado em
destaque na tabela porque apresenta
algumas características dos metais e
outras dos não metais. Este elemento
não se inclui em nenhum grupo.
HIDROGÊNIO
4
A ordem criada por Mendeleev permite
que se identifiquem as principais
características de cada elemento
TABELA PERIÓDICA
75
U
92
Nd
60
Bh
107
Re
Tc
43
Mn
25
7
Np
93
Pm
61
Hs
108
Os
76
Ru
44
Fe
26
8
Pu
94
Sm
62
Mt
109
Ir
77
Rh
45
Co
27
9
96
Cm
Am
Gd
64
Rg
111
Au
79
Ag
47
Cu
29
11
95
Eu
63
Ds
110
Pt
78
Pd
46
Ni
28
10
Bk
97
Tb
65
Cn
112
Hg
80
Cd
48
Zn
30
12
31
66
81
49
Cf
98
Dy
Tl
In
5
13
Ga
Al
B
13
A
X X
A
6
32
14
Es
99
Ho
67
Pb
82
Sn
50
Ge
Si
C
14
33
51
Fm
100
Er
68
83
Sb
Bi
7
15
As
P
N
15
8
34
16
Md
101
Tm
69
Po
84
Te
52
Se
S
O
16
35
85
53
No
102
Yb
70
At
I
9
17
Br
Cl
F
17
2
Lr
103
Lu
71
Rn
86
Xe
54
Kr
36
Ar
18
Ne
10
He
18
A tabela abaixo mostra apenas o
ou
número de massa (A) dos elementos.
Z
Z
Mas o símbolo pode trazer também o
número atômico (Z), seguindo uma das Z = número atômico
A = número de massa
duas notações ao lado.
NOTAÇÃO QUÍMICA
ESTRUTURA DA MATÉRIA TABELA PERIÓDICA
GE QUÍMICA 2018
29
• Constituem a maior
parte dos elementos;
• Exceto o mercúrio (Hg), são sólidos em
condições normais de temperatura e
pressão;
• Bons condutores de calor e eletricidade;
• Maleáveis e dúcteis (podem ser transformados em fios);
• Geralmente apresentam quatro ou
menos elétrons na camada de valência;
• Formam cátions.
• Podem ser sólidos,
líquidos ou gasosos;
• Propriedades inversas
às dos metais;
• Têm, geralmente,
quatro ou mais elétrons
na camada de valência;
• Formam ânions.
AMETAIS OU
NÃO METAIS
Propriedades entre as dos
metais e as dos não metais:
• Conduzem calor
relativamente bem;
• Conduzem eletricidade
relativamente bem;
• Nas condições normais de
temperatura e pressão,
são sólidos.
SEMIMETAIS
OU METALOIDES
Naturalmente
estáveis – ou seja,
existem na natureza
na forma de átomos
isolados, não
combinados com
outros.
ns1
ns2
ns2 np1
ns2 np2
ns2 np3
ns2 np4
ns2 np5
ns2 np6
O último elétron
está no subnível
O último subnível preenchido
é nd ou nf.
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO
Metais alcalinos (coluna 1)
Metais alcalino-terrosos (coluna 2)
Família do boro (coluna 13)
Família do carbono (coluna 14)
Família do nitrogênio (coluna 15)
Família dos calcogênios (coluna 16)
Família dos halogênios (coluna 17)
Família dos gases nobres (coluna 18)
FAMÍLIAS OU GRUPOS
Têm o último elétron num subnível s ou p.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Afinidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo isolado, no estado
gasoso, captura um elétron. Eletronegatividade é a capacidade de um átomo
de se combinar com outros átomos atraindo seus elétrons. Para receber um
elétron, um átomo precisa ter alguma eletronegatividade – uma força de
atração exercida pelos prótons. Quanto menor é o raio de um átomo, maior
é sua força de atração. Os átomos mais eletronegativos são os que têm as
maiores afinidades eletrônicas. Os elementos de maior afinidade eletrônica
são os não metais. Os gases nobres, que são naturalmente estáveis, têm
afinidade eletrônica nula. Por isso são excluídos do esquema abaixo.
AFINIDADE ELETRÔNICA E ELETRONEGATIVIDADE
GASES NOBRES
OU RAROS
É também uma propriedade periódica – a energia necessária
para formar cátions, retirando um elétron de um átomo no
estado gasoso. Quanto mais afastado do núcleo está o elétron,
mais fácil é retirá-lo e, portanto, menor energia será necessária.
Então, quanto menor for o raio atômico, maior será a energia
de ionização. Na tabela periódica, o potencial de ionização
cresce no sentido inverso ao do raio do átomo.
O átomo não tem contorno nítido. Por isso, o conceito de raio atômico
dá apenas uma ideia da distância média do núcleo à região de
máxima probabilidade de se encontrarem os elétrons do nível de
energia mais externo. Quanto mais camadas, maior o raio de um
átomo. Entre átomos com o mesmo número de camadas, o tamanho é
definido pelo número de prótons no núcleo (Z): quanto mais prótons
tiver um átomo, mais atraídos os elétrons serão e, portanto, menor
será o raio. O tamanho dos átomos cresce conforme a família e o
período em que ele se encaixa.
METAIS
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO
TAMANHO OU RAIO DO ÁTOMO
ESTRUTURA DA MATÉRIA LIGAÇÕES QUÍMICAS
JOGO DE MONTAR
Assim como blocos de
brinquedo, os elementos
químicos se combinam
conforme seu tamanho,
sua natureza e formato,
em ligações mais, ou
menos, estáveis
Como os átomos
se casam
Um elemento químico pode fazer
ligações cedendo, compartilhando
ou ganhando elétrons
APONTE O CELULAR PARA ESTAS
PÁGINAS E VEJA UMA VIDEOAULA
SOBRE LIGAÇÕES QUÍMICAS
(MAIS INFORMAÇÕES NA PÁG. 6)
30 GE QUÍMICA 2018
D
os 92 elementos encontrados na natureza,
a maioria não existe na forma de átomo.
No geral, as substâncias são formadas
por átomos combinados com outros. O elemento oxigênio (O), por exemplo, está na água
ligado ao hidrogênio (H) e no gás carbônico
ligado ao carbono (C). Até o gás oxigênio da
atmosfera é uma combinação de dois átomos
desse elemento.
Existe uma boa razão para isso: a configuração
eletrônica da maioria dos átomos deixa-os instáveis. E, para alcançar a estabilidade química,
os átomos se interligam.
ESTABILIDADE
QUÍMICA
É uma estabilidade
relacionada à energia
dos elétrons, e não
ao núcleo atômico.
É quimicamente
estável o átomo, ou
o grupo de átomos,
que tem elétrons em
número adequado
para se manter
energeticamente
estável.
Oito na camada de valência
Gilbert Lewis propôs, em 1916, um modelo que explica como os átomos se ligam.
Lewis se baseou no único grupo de elementos que é encontrado na natureza em sua forma elementar (como átomo isolado): os seis
gases nobres, ou gases raros – hélio (He),
neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn) –, todos pertencentes à
família 18 da tabela periódica. Esses elementos
são perfeitamente estáveis. Por isso, nunca se
combinam com outros na natureza.
O ponto em comum que Lewis encontrou entre
os átomos dos gases nobres é que todos têm oito
elétrons em seu nível de valência (a última camada
de elétrons). O único que foge à regra é o hélio
(He): os dois elétrons desse elemento completam
a camada K (1). Daí surgiu a teoria do octeto,
segundo a qual atinge a estabilidade o átomo que
tiver em sua última camada oito elétrons. Daí o
fato de os átomos se ligarem uns aos outros, para
compartilhar, ceder ou receber elétrons.
NA PRÁTICA
TEORIA DO OCTETO
TEORIA DO OCTETO
A teoria do octeto não
explica com perfeição
todos os tipos de
ligação química. As
ligações que formam
as substâncias
metálicas, por
exemplo, são
explicadas por teorias
mais complexas,
que não constituem
conteúdo do
Ensino Médio.
Gasess
nobres
2He
10Ne
18Ar
36Kr
54Xe
86Rn
K
(1)
L
(2)
2
2
2
2
2
2
8
8
8
8
8
M
(3)
N
(4)
O
(5)
P
(6)
Q
(7)
Elétrons por camada
Na: 1s2
2s2 2p6
3s1
K (1) = 2, L (2) = 8, M (3) = 1
Cl: 1s2
2s2 2p6
3s2 3p5
K (1) = 2, L (2) = 8, M (3) = 7
11
17
Na:
1s2
2s2 2p6 3s1 perde 1 elétron 11Na+: 1s2 2s2 2p6
Camada: K = 2 e– L = 8 e– M = 1 e–
K = 2 e– L = 8 e–
Total de elétrons: 11 e–
Total de elétrons: 10 e–
8
18
18
18
8
18
32
8
18
8
É um dos tipos de ligação química explicados pela teoria do octeto. As ligações iônicas
ocorrem entre átomos de eletronegatividade
diferente – ou seja, um átomo que apresenta
grande capacidade de atrair elétrons de outro,
com capacidade menor. É o caso da ligação entre
metais e não metais.
A ligação é feita pela transferência de elétrons.
E se chama ligação iônica porque transforma
átomos neutros em íons – cátions (que cederam
elétrons) e ânions (que receberam elétrons). O
resultado é um composto iônico.
Ligações iônicas – ou seja, as que unem átomos
na forma de cátions (com carga elétrica positiva)
a ânions (com carga elétrica negativa) – são muito
ISTOCK
Configuração eletrônica
11
DOIS É BOM, OITO É MELHOR Com exceção do hélio (He), todos
os gases nobres têm oito elétrons na camada de valência. Com esse
número, esses átomos não precisam se combinar com nada. Para o
He bastam dois elétrons para completar a camada K (1).
Ligação iônica
Verifique a configuração eletrônica de cada um
desses átomos:
A teoria do octeto diz: para serem estáveis, os
átomos devem ter oito elétrons na última camada.
Repare que:
para o Na, é mais fácil ceder o elétron da
camada de valência, M (3), e ficar com os oito
da camada L (2);
para o Cl, por outro lado, é mais fácil somar um
elétron aos sete já existentes na sua camada de
valência, M (3). Veja:
DISTRIBUIÇÃO DOS ELÉTRONS DOS GASES NOBRES
Camada
O sal de cozinha é o cloreto de sódio, um composto
iônico formado da combinação de átomos de sódio (Na)
com átomos de cloro (Cl). Veja como se dá essa ligação:
No estado fundamental, o Na tem, ao todo,
11 elétrons;
o átomo de Cl, também no estado fundamental,
tem 17 elétrons no total.
Cl:
1s2
2s2 2p6 3s2 3p5 ganha 1 elétron 17Cl–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Camada: K = 2 e– L = 8 e– M = 7 e–
K = 2 e– L = 8 e– M = 8 e–
Total de elétrons: 17 e–
Total de elétrons: 18 e–
17
Ao perder o único elétron que tem na camada de
valência, o átomo de Na ficou com oito elétrons
na última camada, L (2).
De outro lado, o átomo de Cl pegou o elétron
cedido pelo Na e completou a camada de valência,
M (3), com oito elétrons.
A ligação criou dois íons: o Na, que cedeu um
elétron, transformou-se num cátion (Na+). O Cl,
que recebeu um elétron, é agora um ânion (Cl–).
Trata-se de uma ligação iônica.
Compare a configuração eletrônica final dos dois
íons com a distribuição dos elétrons nos gases
nobres, na tabela ao lado. Observe que o cátion Na+
ficou com distribuição eletrônica igual à do neônio
(Ne). Já a configuração do ânion cloreto (Cl–) é igual
à do argônio (Ar). Ou seja, os íons Na+ e Cl– são tão
estáveis quanto um gás nobre.
GE QUÍMICA 2018
31
ESTRUTURA DA MATÉRIA LIGAÇÕES QUÍMICAS
fortes. E os íons unidos formam um aglomerado
chamado retículo cristalino. Veja como é o retículo cristalino do cloreto de sódio (NaCl):
Cl–
Na+
Cl–
Na+
Cl–
Cl–
Na
+
Na+
Cl–
Na+
Na+
Cl–
Na+
Cl
Cl–
–
O flúor (F) e o alumínio (Al) podem formar um
composto iônico chamado fluoreto de alumínio.
Siga o raciocínio, passo a passo, para descobrir
a fórmula desse composto:
Primeiro, fazemos a configuração eletrônica de cada um dos átomos e verificamos
o número de elétrons que cada um deles
tem na camada de valência:
Configuração eletrônica
Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
M (3) = 3
F: 1s2 2s2 2p5
L (2) = 7
13
9
TOME NOTA
Um átomo neutro e seu
íon têm propriedades
químicas diferentes.
Por exemplo:
• O sódio (Na) em contato
com a pele causa
queimaduras e reage
com o ar e a água.
• O cloro (Cl) na forma de
gás é altamente tóxico.
• Já o cloreto de sódio
(NaCl), formado pelos
íons de cloro e sódio, é
nosso inofensivo sal de
cozinha.
Elétrons na camada de valência
O Al tem apenas três elétrons na camada de
valência. É mais fácil para o átomo ceder
esses três elétrons e ficar estável com os
oito da camada anterior. Mas o F já tem sete
elétrons na última camada. Precisa só de
mais um para ficar estável, com oito elétrons.
Isso significa que são necessários três
átomos de F para receber os três elétrons
cedidos pelo Al. Ou seja, no composto fluoreto de alumínio, o Al tem de se ligar a
três átomos de F.
Ao ceder os elétrons, o Al se transforma no
cátion de valência 3+ (Al3+). E cada átomo de F
se transforma num ânion de valência 1– (F–).
Então, a fórmula será AlF3. O índice 3, no pé
da letra F de flúor, representa três átomos
desse elemento.
Ligação covalente
É outro tipo de ligação explicada pela teoria
dos octetos. Mas, ao contrário da ligação iônica,
a ligação covalente ocorre com átomos que têm
eletronegatividades próximas – por exemplo,
entre dois não metais. Nesse caso, os átomos
compartilham elétrons. Há dois tipos de ligação
covalente: a normal e a dativa (ou coordenada).
32 GE QUÍMICA 2018
Numa ligação covalente normal, os átomos contribuem com o mesmo número de elétrons a serem
compartilhados. Os compostos formados por esse
tipo de ligação não contêm íons. São chamados
moléculas. É assim que se formam algumas das
substâncias mais importantes para a vida, como
a água e os gases hidrogênio e oxigênio.
O número de elétrons compartilhados indica o
número de ligações covalentes entre os átomos.
Veja o caso do gás oxigênio (O2), formado por
dois átomos desse elemento (O):
O elemento químico O é um ametal (pertence à família 16, dos calcogênios). Como
os demais elementos dessa família, o O tem
seis elétrons na camada de valência (veja
na pág. 26). Sua configuração eletrônica é
1s2 2s2 2p4, em que L (2) = 6.
Com esses seis elétrons na camada L (2),
cada átomo O precisa de mais dois elétrons
para completar o octeto e ficar estável, com
configuração semelhante à de um gás nobre,
o neônio (Ne): 1s2 2s2 2p6, em que L (2) = 8.
Um átomo O pode receber esses dois elétrons de um metal, numa ligação iônica.
Mas numa ligação com outro elemento não
metal (ametal), a ligação será covalente.
Para que dois átomos O se unam, eles precisam compartilhar dois elétrons da camada
de valência. Estabelecem-se, então, duas
ligações covalentes – uma ligação dupla.
NA PRÁTICA
LIGAÇÃO COVALENTE
O gás hidrogênio é formado por dois átomos desse
elemento. Veja como esses dois átomos se interligam:
• Cada átomo de hidrogênio (H) tem número atômico
1 (um próton) e, portanto, um único elétron: H (Z = 1)
com distribuição eletrônica 1s1
• Nos dois átomos, esse elétron só pode estar na
camada K (1): 1s1.
• Para ficarem estáveis, os átomos precisam
completar a camada K, que deve ter dois elétrons.
Então, eles compartilham seu único elétron, numa
ligação covalente.
• Desse modo, cada átomo H fica com a configuração
eletrônica 1s2, igual à de um gás nobre, o hélio (He).
Graficamente, é isto o que acontece:
H
H
átomos isolados
H
H
molécula de H2
Ligação covalente dativa
Ligação metálica
Também chamada de ligação coordenada,
ocorre quando um átomo “empresta” um par de
elétrons para outro. Só faz uma ligação covalente
dativa o átomo que:
já tem todas as ligações covalentes normais
necessárias para alcançar a estabilidade;
mantém na camada de valência ao menos
um par de elétrons livres, não envolvidos
em nenhuma ligação;
seja menos eletronegativo que o outro átomo (se for mais eletronegativo, ele será
incapaz de emprestar elétrons).
Note que a ligação covalente dativa é semelhante à ligação covalente normal, já que, nos
dois casos, temos envolvido um par de elétrons.
A diferença é que:
na covalente normal, cada átomo cede um
elétron para formar o par compartilhado;
na dativa, os dois elétrons do par compartilhado saem de apenas um dos átomos.
É a ligação química entre elementos classificados como metais. Essa ligação não forma
moléculas, nem se explica pela teoria do octeto. Essa ligação se dá com parte dos átomos
perdendo os elétrons da camada de valência e
formando cátions. Nos metais, muitos cátions
estão envolvidos por uma quantidade enorme
de elétrons livres – um mar de elétrons.
Um metal se mantém sólido à temperatura
ambiente (com exceção do mercúrio, Hg) por
causa da força de atração entre os elétrons
livres e os cátions, que é muito intensa.
Propriedades das substâncias
As substâncias iônicas se caracterizam por:
Pontos de fusão e ebulição (PF e PE)
muito elevados;
Estado físico sólido à temperatura ambiente (25 °C). São cristais duros;
Condutividade elétrica: não conduzem
corrente elétrica em seu estado sólido, mas
sim no estado líquido, ou quando dissolvidas em água.
NA PRÁTICA
Substâncias moleculares se caracterizam por:
PE e PF baixos quando comparados aos
das substâncias iônicas;
Estado físico variável à temperatura ambiente (25 oC);
Condutividade elétrica: as substâncias moleculares (substâncias puras) não conduzem
corrente elétrica em nenhum estado físico.
Mas, em solução aquosa em que se formam
íons, são bons condutores de eletricidade;
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA
O ozônio, composto de três átomos de oxigênio (O3),
inclui uma ligação covalente dativa. Veja na ilustração
abaixo:
Fórmula eletrônica
ou
fórmula de Lewis
x x
O
x
O x O
x x
x x
O
x
S x O
Fórmula estrutural
As características principais dos metais são:
PE e PF elevados;
Estado físico: são sólidos à temperatura
ambiente (25 oC), com exceção do mercúrio
(Hg). Os metais são maleáveis, dúcteis (capazes de produzir fios), no geral brilhantes.
Condutividade elétrica alta. São também
bons condutores de calor.
Fórmula molecular
O
O
O
O3
O
S
O
SO 2
x x
AS PROPRIEDADES DE ALGUNS TIPOS DE SUBSTÂNCIA
Compostos iônicos
ATENÇÃO
Nem sempre a ligação
covalente dativa é indicada
por seta, mas por traço,
como são indicadas as
covalentes comuns.
Compostos moleculares
Metais
NaCl
(cloreto de sódio)
CaO
(óxido de cálcio,
ou cal virgem)
HCl
(ácido clorídrico)
H2O
(água)
Fe
(ferro)
Al
(alumínio)
PF (°C)
801
2.614
–114,8
0
1.538
660
PE (°C)
1.413
2.800
–84,9
100
2.862
2.519
Estado físico
sólido
sólido
gás
líquido
sólido
sólido
Substância
GE QUÍMICA 2018
33
ESTRUTURA DA MATÉRIA LIGAÇÕES QUÍMICAS
Fórmulas
Os compostos são representados por fórmulas.
Existem fundamentalmente três tipos de fórmula:
a química, a eletrônica e a estrutural, que representam os compostos iônicos e os moleculares.
Não existem fórmulas para os metais puros
nem para as ligas metálicas. Os metais puros
são representados apenas pelo símbolo do elemento químico que o constitui: Fe para ferro,
W para tungstênio e Au para ouro puro (24
quilates). As ligas metálicas são representadas
comumente pela porcentagem de cada metal
que a constitui. Por exemplo: o ouro 18 quilates
tem 75% de ouro (Au).
Fórmula química é a que indica o tipo e o
número de átomos envolvidos numa ligação:
H2SO4
O composto
agrega hidrogênio
(H), enxofre (S) e
oxigênio (O)
Os índices indicam que o composto
leva dois átomos de hidrogênio (H)
para um átomo de enxofre (S) e
quatro de oxigênio (O)
Para descobrir a natureza de um composto e
sua fórmula, é preciso:
1. Conhecer o número de elétrons em sua
camada de valência, lembrando que:
Metais têm, geralmente, até quatro elétrons
na camada de valência;
Ametais têm de quatro a sete elétrons nessa
camada.
2. Entender como esses elétrons participam
da ligação atômica:
Entre ametais, as ligações são sempre covalentes. O número de elétrons que falta para
o octeto de cada átomo é igual ao número de
ligações covalentes que cada átomo deve fazer.
Num composto iônico, entre metais e ametais,
os elétrons se combinam de outra maneira:
Metais doam todos os elétrons da camada
de valência e se transformam em cátions
com valência (ou carga) 1+, 2+ ou 3+;
Ametais recebem os elétrons que restam
para completar o octeto e transformam-se
em ânions com valência 3–, 2– ou 1–.
3. Por fim, a fórmula de um composto iônico
deve igualar o número de elétrons cedidos ao
número de elétrons recebidos entre os átomos:
34 GE QUÍMICA 2018
Se o cátion A tem valência x+, então precisará se ligar a x átomos do elemento B;
Se o ânion B tem valência y–, então precisará de y átomos do elemento A.
Veja, abaixo, uma forma prática de definir a
fórmula de um composto iônico.
NA PRÁTICA
FÓRMULA DE COMPOSTO IÔNICO
Raciocínio simples para igualar o número de
elétrons cedidos e recebidos num composto
iônico:
x+
A
B
y–
Ay Bx
Perceba que íons com cargas opostas (1+ e 1–,
ou 3+ e 3–) se ligam na proporção de um para um
(1:1). Por exemplo, na ligação entre os íons cálcio
(Ca2+) e oxigênio (O2–), a fórmula do composto
é apenas CaO, porque basta um átomo de cada
elemento para garantir a estabilidade.
TOME NOTA
Ligações entre átomos de diferentes metais constituem
as ligas metálicas. Veja alguns exemplos de ligas:
Liga
metálica
Ligação entre
Utilização
Aço
Fe + C (ferro e carbono)
Estruturas metálicas
Latão
Cu + Zn (cobre e zinco)
Instrumentos musicais,
bijuterias, torneiras
Bronze
Cu + Sn (cobre e
estanho)
Estátuas e sinos
Ouro 18
quilates
Au + Ag + Cu (ouro,
prata e cobre)
Joias
A fórmula eletrônica, também chamada
fórmula de Lewis, representa os elétrons da
camada de valência de cada átomo e as ligações
entre eles, sejam elas iônicas, sejam covalentes
(veja abaixo).
NA PRÁTICA
DISTRIBUIÇÃO ATÔMICA E LIGAÇÕES
Considere um elemento químico E em sua forma
neutra que tem número atômico igual a 38. PARA LIGAÇÃO IÔNICA
+
+
Na
Cl
–
O sódio (Na) cede
seu único elétron da
última camada e fica
com carga 1+
O cloro (Cl) fica com
oito elétrons na
camada de valência
e carga 1–
a) Que tipo de ligação E tem tendência a realizar?
Primeiro, você deve saber que o número de
elétrons num átomo é igual ao número de prótons,
o número atômico (Z). Então, E tem 38 elétrons.
Segundo, lembre-se dos conceitos de ânion e cátion.
Ânion é o íon de carga elétrica negativa – ou seja,
um átomo que para atingir a estabilidade precisa
ganhar elétrons.
Cátion é o oposto: um íon de carga positiva, com
tendência a doar elétrons.
PARA LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL
O O
Átomo de
oxigênio (O)
Cada átomo O tem
seis elétrons na
camada de valência
Os dois átomos
compartilham dois
elétrons em duas
ligações covalentes
PARA LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA
O
S
O átomo de enxofre (S)
compartilha um par de
elétrons com um dos átomos
de oxigênio (O) por ligação
covalente dativa
O
Com este outro átomo O,
o átomo S estabelece
duas ligações covalentes
normais
A fórmula estrutural representa apenas os
dois tipos de ligação covalente, as covalentes
normais e as dativas. As ligações covalentes
normais são indicadas por traços, e as dativas,
por setas. Veja como uma molécula de água é
representada pelos três tipos de fórmula:
Fórmula eletrônica
Fórmula estrutural
Fórmula molecular
H O H
H
O
H2O
H
Para descobrir se E tende a ganhar ou perder
elétrons, é preciso fazer a configuração eletrônica,
distribuindo pelas camadas os 38 elétrons:
Para E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 Pela teoria do octeto, para se estabilizar,
um átomo deve ter 8 elétrons na última camada
– a camada de valência. No caso de E, a última
camada é a 5 (ou O), na qual existem apenas 2
elétrons (5s2).
Para ficar com 8 elétrons na última camada, é
mais fácil para E perder os 2 elétrons da camada
de valência do que ganhar 6 elétrons de outro
elemento químico qualquer. Repare que, cedendo
esses dois elétrons de 5s2, E ficará com 8 deles na
camada N (4s2 4p6).
Assim, E tem tendência a doar elétrons numa ligação
iônica (quando a ligação acontecer com um átomo
que tem tendência a receber elétrons) ou metálica
(quando a ligação acontecer com um outro átomo
com a mesma tendência a doar elétrons).
b) Esse elemento químico formará um cátion ou
um ânion?
Agora ficou fácil: se a tendência é de ceder
elétrons, o átomo formará um cátion.
c) Represente a fórmula do composto neutro
formado por E e o elemento químico Q, que tem
um só elétron na camada de valência.
Temos E2+ e Q1–
Lembrando o raciocínio para igualar o número
de elétrons cedidos e recebidos no composto,
ficamos com E1Q2.Ou seja: um átomo de E e dois
átomos de Q formam um composto neutro.
GE QUÍMICA 2018
35
COMO CAI NA PROVA
1. (UFRN 2013) O efeito fotoelétrico está presente no cotidiano, por exemplo,
no mecanismo que permite o funcionamento das portas dos shoppings e nos
sistemas de iluminação pública, por meio dos quais as lâmpadas acendem e
apagam. Esse efeito acontece porque, nas células fotoelétricas, os metais emitem
elétrons quando são iluminados em determinadas condições. O potássio e o
sódio são usados na produção de determinadas células fotoelétricas pela relativa
facilidade de seus átomos emitirem elétrons quando ganham energia. Segundo
sua posição na Tabela Periódica, o uso desses metais está relacionado com
a) o baixo valor do potencial de ionização dos átomos desses metais.
b) o alto valor da afinidade eletrônica dos átomos desses metais.
c) o alto valor da eletronegatividade dos átomos desses metais.
d) o alto valor do potencial de ionização dos átomos desses metais.
RESOLUÇÃO
O potencial de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um
átomo, em uma substância que está em estado gasoso. Essa medida indica a
capacidade de perda de elétrons de cada elemento químico. Os metais alcalinos
pertencem ao grupo I – lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e
frâncio (Fr). São elementos que estão na primeira coluna da tabela periódica (afora
o hidrogênio, que é um elemento especial). Os átomos desse grupo necessitam de
pouca energia para perder elétrons da camada de valência (da última camada).
Lembrando, ainda: um átomo que perde seus elétrons de valência transforma-se
num cátion; e o potencial de ionização cresce na proporção inversa ao raio do
átomo – quanto maior o raio, menor será o potencial de ionização.
Resposta: A
RESOLUÇÃO
A questão pede que você domine conceitos básicos da química. Analisando cada
uma das alternativas:
a) Incorreta. A tabela traz dados do isótopo estável do tungstênio – o elemento
em seu estado neutro. Isso significa que o número de elétrons é igual ao número
de prótons. Você deve se lembrar que o número de prótons equivale ao número
atômico (Z). Segundo a tabela, o número atômico do tungstênio é 74. Portanto,
o número de elétrons é também 74.
b) Correta. Basta fazer a distribuição eletrônica dos 74 elétrons, no diagrama
de Linus Pauling:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d4.
c) Incorreta. O número de massa é a soma do número atômico com o número
de nêutrons (A = Z + N). Sabemos que Z = 74. Portanto, N = 184 – 74 → N = 110
d) Incorreta. Já vimos que o número de massa (184) é a soma do número de
prótons com o de nêutrons.
e) Incorreta. Como já verificamos na análise da alternativa c, o número de
nêutrons é 110.
Resposta: B
3. (CFTMG 2016) Observe os dois gráficos de variação da temperatura ao
longo do tempo, disponibilizados abaixo:
2. (Unesp 2016) Leia o texto e examine a tabela para responder a questão
a seguir.
O ano de 2015 foi eleito como o Ano Internacional da Luz, devido à importância
da luz para o Universo e para a humanidade. A iluminação artificial, que garantiu
a iluminação noturna, impactou diretamente a qualidade de vida do homem e o
desenvolvimento da civilização. A geração de luz em uma lâmpada incandescente
se deve ao aquecimento de seu filamento de tungstênio provocado pela passagem
de corrente elétrica, envolvendo temperaturas ao redor de 3.000 oC.
Algumas informações e propriedades do isótopo estável do tungstênio estão
apresentadas na tabela.
Símbolo
W
Número atômico
74
Número de massa
184
Ponto de fusão
3.422 oC
Eletronegatividade (Pauling)
2,36
Densidade
19,3 g . cm–3
A partir das informações contidas na tabela, é correto afirmar que o átomo
neutro de tungstênio possui
a) 73 elétrons.
b) 2 elétrons na camada de valência.
c) 111 nêutrons.
d) 184 prótons.
e) 74 nêutrons.
36 GE QUÍMICA 2018
Um dos gráficos corresponde ao perfil de uma substância pura e o outro, ao
perfil de uma mistura.
O período de tempo que a substância pura permanece totalmente líquida e a
temperatura de ebulição da mistura, respectivamente, são
a) 5s e 10 oC.
b) 5s e 100 oC.
c) 10s e 50 oC.
d) 10s e 60 oC.
RESOLUÇÃO
Primeiro, você deve identificar o gráfico que se refere a mudanças de estado de
uma substância pura. É o segundo gráfico, pois só substâncias puras permanecem
com a temperatura constante durante as mudanças de estado. Repare que esse
gráfico mostra o comportamento da substância conforme a temperatura desce.
Portanto, o primeiro patamar de temperatura constante refere-se à passagem de
gás para líquido (condensação), e o segundo, à passagem do estado líquido para
RESUMO
o sólido (solidificação). O período em que a substância permanece totalmente
líquida está no intervalo de 10 s a 15 s – ou seja, a substância permanece no
estado líquido durante 5 s.
SUBSTÂNCIA PURA
G
G–L
L
L –S
A segunda parte da questão pede a temperatura de ebulição da mistura – informação que deve ser obtida da leitura do primeiro gráfico. Para uma mistura, a
temperatura pode variar nas mudanças de estado, pois cada substância tem seu
próprio ponto de fusão e de ebulição. Temperatura de ebulição é a temperatura
na qual ocorre tanto a ebulição (no aquecimento) quanto a condensação (ou
liquefação), no resfriamento. Desta vez, o gráfico mostra a reação da mistura ao
aquecimento. Identificando as mudanças de estado, temos:
MISTURA
TEMP. DE EBULIÇÃO
S–L
L –G
G
Estrutura da matéria
SUBSTÂNCIA E MISTURA Durante a mudança de estado, a
temperatura de uma substância não se altera. Já numa mistura,
a temperatura se altera nas mudanças de estado. As misturas
cuja temperatura varia no ponto de ebulição são eutéticas.
Aquelas nas quais a temperatura varia no ponto de fusão são
azeotrópicas. Misturas homogêneas têm apenas uma fase;
heterogêneas são aquelas que têm mais de uma fase.
MODELOS ATÔMICOS Modelo de Dalton: o átomo é uma esfera
maciça e indivisível. Modelo de Thomson: o átomo é como um
pudim de passas, com os elétrons incrustados no núcleo. Modelo
Rutherford-Böhr: um núcleo com elétrons circulando em volta.
PRÓTONS, NÊUTRONS E ELÉTRONS O número de prótons é
o número atômico (Z). A soma do número atômico com o número de nêutrons resulta no número de massa (A). Isótopos:
átomos de mesmo Z, mas com diferente número de nêutrons,
e, portanto, diferentes A. A relação entre o número de prótons e
o de elétrons define as propriedades químicas dos átomos. Íons
são átomos que ganham ou perdem elétrons. Cátions perdem
elétrons, ânions ganham.
L
S
Pelo gráfico, podemos concluir que na mistura o ponto de ebulição – quando a
substância passa do estado líquido para o gasoso – é de 100 oC.
Resposta: B
4. (Unesp 2015) Alguns historiadores da Ciência atribuem ao filósofo
pré-socrático Empédocles a Teoria dos Quatro Elementos. Segundo essa teoria,
a constituição de tudo o que existe no mundo e sua transformação se dariam a
partir de quatro elementos básicos: fogo, ar, água e terra. Hoje, a química tem
outra definição para elemento: o conjunto de átomos que possuem o mesmo
número atômico. Portanto, definir a água como elemento está quimicamente
incorreto, porque trata-se de:
a) uma mistura de três elementos.
b) uma substância simples com dois elementos.
c) uma substância composta com três elementos.
d) uma mistura de dois elementos.
e) uma substância composta com dois elementos.
RESOLUÇÃO
Você deve se lembrar da fórmula química da água: H2O. Portanto, a água não é
uma substância simples, porque é formada de dois elementos químicos, hidrogênio
e oxigênio, representada por uma única fórmula. Também não é uma mistura.
Misturas são formadas por dois ou mais compostos químicos, cada um deles
com sua fórmula. Por exemplo, a água salgada: água (H2O) mais cloreto de sódio
(NaCl). Essas fórmulas não se alteram porque os dois compostos foram misturados.
Resposta: E
NÍVEIS E SUBNÍVEIS DE ENERGIA Os elétrons se distribuem
por sete camadas, chamadas níveis de energia. Essas camadas
podem ser nomeadas por letras, e cada uma delas comporta
um número máximo de elétrons:
NÍVEIS
1
2
3
4
5
6
7
CAMADAS
K
L
M
N
O
P
Q
ELÉTRONS
2
8
18
32
32
18
2
SUBNÍVEIS DE ENERGIA Cada nível de energia é dividido em
subníveis. Existem quatro subníveis: s, p, d e f. E cada um desses
subníveis também comporta um número máximo de elétrons:
SUBNÍVEIS
s
p
d
f
NÚMERO
DE ELÉTRONS
2
6
10
14
O diagrama de Pauling define a ordem em que os elétrons se
distribuem pelos níveis e seus respectivos subníveis: 1s2 2s2 2p6
3s2 3p6 4s2 3d10... A camada de valência é a última camada a
conter elétrons, independentemente do subnível em que esses
elétrons se encontram.
LIGAÇÕES ATÔMICAS Teoria do octeto: os átomos se ligam
preenchendo camada de valência com oito elétrons. Ligações
iônicas unem cátions a ânions. Quanto mais eletronegativo
for um átomo, maior será sua força de atração sobre elétrons
de outro átomo. Nas ligações covalentes, os átomos de eletronegatividade próxima compartilham elétrons. Nas ligações
covalentes dativas, os elétrons compartilhados pertencem
originalmente a apenas um dos átomos.
GE QUÍMICA 2018
37
2
AS TRANSFORMAÇÕES
CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO
� Infográfico: gases da atmosfera .................................................................40
� Substâncias inorgânicas ...............................................................................42
� Reações químicas ............................................................................................45
� Óxidos ..................................................................................................................50
� Cinética química ..............................................................................................52
� Como cai na prova + Resumo .......................................................................56
Chineses querem
a volta do céu azul
O gigante asiático reduz a meta de crescimento econômico
em 2017. A queda na previsão se deve, em parte,
aos programas do governo para a redução da poluição
S
egunda maior economia do mundo, a China anunciou que o crescimento de seu
produto interno bruto (PIB, que é a soma
de todas as riquezas geradas pelo país) em 2017
se limitará a 6,5%. A taxa ainda é alta, bem acima
da média mundial, mas fica 0,2% abaixo do crescimento registrado em 2016. Parte dessa freada
se deve, sem dúvida, à queda nas exportações
chinesas, frente à combalida economia mundial,
que ainda não se recuperou completamente da
crise de 2008. Mas a previsão para menos leva
em conta, também, as medidas de contenção
da poluição atmosférica. Dentre essas medidas
estão programas de corte na queima de carvão
nas indústrias e residências, a modernização dos
processos industriais, a troca do carvão por gás
ou eletricidade e o incentivo à população para o
uso de veículos limpos. As intenções são boas,
mas economistas desconfiam que nem todas as
promessas serão cumpridas, principalmente devido ao alto custo de substituição de tecnologias.
Estima-se que, a cada ano, pelo menos 1 milhão
de chineses morrem prematuramente devido às
altíssimas concentrações de material particulado
na atmosfera. São minúsculas partículas de matéria, como fuligem, resultantes principalmente da
queima de carvão em caldeiras de usinas de energia, siderúrgicas e nos sistemas de aquecimento.
38 GE QUÍMICA 2018
Absorvidas pela respiração, essas partículas causam câncer e problemas pulmonares e cardíacos.
Nos meses frios e de pouca chuva do inverno,
quando mais se acionam os sistemas de aquecimento à base de carvão, a concentração de
poluentes no ar de Pequim pode ser 45 vezes
maior do que o recomendado pela Organização
Mundial da Saúde (OMS). A prefeitura de Pequim
estima que, só para converter a gás ou eletricidade as caldeiras que atualmente utilizam carvão
e atendem a cerca de 300 mil moradores, será
necessário algo em torno de 1,5 bilhão de dólares.
A superpopulosa China é, também, o país campeão na emissão de carbono em números absolutos (em volume per capita, os Estados Unidos
ocupam o primeiro lugar no ranking de emissores). O carbono, na forma de CO2 , é um dos
principais gases do efeito estufa, responsáveis pelo
aquecimento global.
Neste capítulo você
vê as principais famí- ATÉ QUEM NÃO RESPIRA
lias de compostos, Esculturas na cidade
como a dos óxidos, à de Puyang, na província
qual pertence o CO2 . de Henan, norte da
Vê também como eles China, recebem
reagem e os fatores máscaras – um alerta
que influem na velo- sobre a gravidade da
cidade dessas reações. poluição atmosférica
STRINGER/REUTERS
GE QUÍMICA 2018
39
AS TRANSFORMAÇÕES INFOGRÁFICO
O efeito estufa, em seis passos
A atmosfera da Terra é uma mistura de gases. Fenômenos atmosféricos,
como o aumento do efeito estufa e o buraco na camada de ozônio,
são resultado da combinação de fenômenos físicos com os químicos
EFEITO ESTUFA
Raios
de sol
1 Radiação
Os raios de sol se
propagam por
radiação – ou seja,
na forma de ondas.
É assim que a luz
atravessa o espaço
sideral.
3 Agitação
Os restantes 70% da energia se
espalham pela atmosfera,
aquecendo as moléculas dos
gases que compõem o ar.
Essa energia aumenta a
agitação das moléculas.
79%
Nitrogênio (N2)
20%
Oxigênio (O2)
2 Reflexão
A atmosfera funciona como as paredes
de vidro de uma estufa: reflete de volta
para o espaço cerca de 30% da energia
solar que aqui chega.
Atmosfera
4 Prisão do calor
1% Outros gases,
inclusive os do efeito estufa
Dióxido de
carbono (CO2)
Ao bater no solo, no mar ou em
qualquer objeto na superfície do
planeta, a energia é refletida de
volta para o ar e não consegue
atravessar toda a atmosfera, de
volta para o espaço. Então, ela é
absorvida pelas moléculas do ar –
é o efeito estufa.
5 Pré-era industrial
Antes da Revolução
Industrial, na segunda
metade do século
XVIII, a concentração
de CO2 era de 0,027% –
ou seja, a cada
1 milhão de litros de ar,
apenas 270 eram CO2.
Metano (CH4)
Óxido nitroso (N2O)
Ozônio (O3)
Composição do ar
Poucos gases absorvem a energia solar. Junto a outros, os gases do
efeito estufa integram bem menos de 1% do volume de gases
atmosféricos. Os principais são dióxido de carbono (CO2) e metano
(CH4). São gases importantes para o surgimento e a manutenção da
vida no planeta. Sem eles, a Terra teria uma temperatura mínima
de –18 ºC. Mas o aumento de sua concentração tem efeitos danosos.
CO2 NA ATMOSFERA
Litros de CO2 para cada
milhão de litros de ar
270
MULTI/SP
séc. XVIII
40 GE QUÍMICA 2018
400
Hoje
COMO OS CFCs DESTROEM A CAMADA DE OZÔNIO
Os CFCs – compostos de carbono e flúor – interferem no ciclo natural do ozônio e diminuem a concentração desse gás na atmosfera
Com o gás CFC
Uma molécula de CFC,
como CFCl3 , é quebrada
pelos raios ultravioleta
(UV) e libera um Cl.
Processo natural
As moléculas de oxigênio (O2)
se combinam em moléculas de
ozônio (O3), que voltam a se
dividir em duas moléculas O2 ,
num ciclo permanente.
Cl
O3
O
O2
O ClO volta a bater
num O3 , forma duas
moléculas O2 e libera
um átomo Cl.
O Cl livre choca-se com uma
molécula de ozônio e lhe
rouba um átomo de oxigênio,
formando o radical livre ClO.
ClO
Cl
O3
CFCl3
O3
O3
O2
O2
Esse Cl quebra outra
molécula O3. O ciclo se
repete indefinidamente,
e a camada de ozônio
fica cada vez mais rala.
O2
6 Hoje
A industrialização aumentou muito a emissão
de carbono, tanto pela queima de combustíveis
fósseis quanto pelas queimadas e derrubadas de
matas. Hoje, cada 1 milhão de litros de ar contém
quase 400 litros de CO2. Esse aumento na
concentração intensifica o efeito estufa,
causando o aquecimento global.
CH4
SiO4
Silicato presente
em grãos de areia
CO2
CO
H2O
ILHAS DE CALOR
Os grandes centros urbanos podem ter
temperatura bem mais alta que a de regiões ao seu
redor. Com a escassez de vegetação, as extensas
áreas cobertas de asfalto e concreto refletem
para o ar grande parte dos raios infravermelhos
recebidos do Sol. A poluição por partículas de pó,
fuligem e gases, como o monóxido de carbono (CO),
ajuda a reter o calor perto da superfície.
COMO OS COMBUSTÍVEIS CRIAM CO2
Combustão
da gasolina
C8H18
Combustão
do etanol
C2H5OH
25/2 O2
8 CO2 + 9 H2O
3 O2
2 CO2 + 3 H2O
GE QUÍMICA 2018
41
AS TRANSFORMAÇÕES SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS
Ácidos, bases e sais
A natureza de um composto
inorgânico depende dos elementos
que o formam e das ligações entre eles
P
odemos dizer que a química trabalha com
a receita de tudo o que existe no mundo
material: os tipos de átomos que compõem a matéria e suas possíveis combinações.
E, assim como um livro de culinária é dividido
entre pratos doces e salgados, a química tem
duas partes fundamentais: as funções orgânicas e as inorgânicas. As funções orgânicas
envolvem substâncias que têm o carbono (C)
42 GE QUÍMICA 2018
AZEDINHO A sensação
ácida que o paladar
percebe no vinagre vem
dos íons H+ liberados
pelo ácido acético
como elemento principal (veja o capítulo 6).
Já as funções inorgânicas são aquelas relativas às substâncias compostas pelos demais
elementos e obtidas de recursos minerais. As
funções inorgânicas são, por sua vez, classificadas de acordo com suas características e
propriedades, em ácidos, bases, sais e óxidos.
Aqui tratamos de ácidos, bases e sais. Óxidos
serão tratados mais adiante.
Ácidos
São substâncias moleculares. Uma das principais
propriedades dos ácidos é que, quando puros, não
conduzem eletricidade. Porém, quando estão
dissolvidos em água, formam íons – ou seja, sofrem ionização. Isso faz com que a solução passe
a conduzir eletricidade. Porque perde átomos de
hidrogênio, o restante da molécula do ácido fica
com carga negativa. A carga depende do número
de hidrogênios ionizados: para um hidrogênio
ionizado (H+), a carga adquirida pelo restante
do grupo de átomos é (1–), para dois hidrogênios
ionizados (2 H+), a carga adquirida pelo restante
do grupo de átomos é (2–). E assim por diante.
Todos os ácidos formam íons H+. Esse cátion é o
responsável pelas propriedades comuns aos ácidos,
como o sabor azedo. No estômago, é a acidez do
ácido clorídrico (HCl) que garante a digestão dos
alimentos. Veja outros exemplos de ionização:
O ácido clorídrico (HCl) perde seu único H
(que se transforma em cátion H+). O restante
da molécula passa a ser o ânion Cl1 O ácido nítrico (HNO3) forma um cátion H+
e um ânion NO31–
O ácido sulfúrico (H2SO4) forma dois cátions
H+ e o ânion SO42–
O ácido fosfórico H3PO4 forma três cátions
H+ e o ânion PO43–
IONIZAÇÃO
É o processo pelo
qual os átomos
de hidrogênio (H)
interagem com a
água e se separam
da molécula,
transformando-se
no cátion H+.
ARCO-ÍRIS Um indicador universal adquire diversas cores
quando misturado a ácidos ou bases. Na sequência de tubos
de ensaio, a cor muda de vermelho (meio mais ácido) para o
verde (meio neutro) e, por fim, o violeta, o meio mais básico
Sais
Os sais podem ser obtidos por uma reação química entre um ácido e uma base numa solução
aquosa. Essa é uma reação de neutralização,
que tem como produto um sal e água.
É fácil entender por que uma reação de neutralização cria água. Acompanhe o raciocínio:
Em água, um ácido se dissocia em um ânion
e cátions H+;
Também dissolvida em água, uma base se
dissocia em um cátion e ânions OH–;
Quando essas duas soluções são combinadas, os cátions H+ reagem com os ânions
OH– formando moléculas H2O, a água.
O sal é a união dos ânions provenientes do
ácido com os cátions originados da base.
Como toda substância formada por cátions e
ânions, os sais são compostos iônicos. Quando
são dissolvidos em água, resultam numa solução
que conduz eletricidade pelo mecanismo da
dissociação iônica.
Bases
As bases são também conhecidas como hidróxidos, e contêm sempre o ânion hidroxila – um
átomo de oxigênio ligado a um de hidrogênio,
com carga negativa (OH–). É esse ânion que dá
às bases sua característica de adstringência – um
sabor que “amarra” a boca, como o caju verde.
Com algumas excessões, as bases são compostos
iônicos – aqueles formados por ligações iônicas –,
que se estabelecem entre metais e ametais. Num
composto iônico, os átomos não se organizam
em moléculas, mas em retículo cristalino.
No estado sólido, as bases puras não conduzem
eletricidade, pois os íons estão presos no retículo
cristalino. E a eletricidade só seria conduzida se
eles estivessem livres para se deslocar. Mas, quando dissolvidas em água, as bases sofrem dissociação iônica ou dissociação eletrolítica, e os íons
do composto se separam: de um lado, o ânion OH–,
de outro, o cátion que completava o composto.
Indicadores ácido-base
São substâncias usadas para identificar a natureza de uma substância, porque mudam de cor
quando combinadas a um ácido ou a uma base.
Algumas dessas substâncias são produzidas em
ISTOCK
laboratório. A fenolftaleína, por exemplo, é incolor
quando em contato com um ácido, mas fica vermelha se misturada a uma base. O azul de bromotimol
é amarelo num ácido e azul numa base.
Alguns extratos vegetais – de flores ou do
repolho-roxo, por exemplo – são chamados
indicadores universais, porque mudam de
coloração mesmo com uma pequena variação
de acidez ou basicidade.
TOME NOTA
A diferença entre
ionização e dissociação
iônica é que, no primeiro
processo, os íons são
criados a partir de
uma molécula neutra.
No segundo, os íons já
existem no composto
iônico. Apenas são
separados dele.
NA PRÁTICA
O sal de cozinha, NaCl, pode ser obtido da combinação
entre um ácido e uma base: o ácido clorídrico (HCl) e a
soda cáustica (hidróxido de sódio, NaOH). Veja:
• O composto molecular HCl, em água, se ioniza num
cátion H+ e num ânion Cl– ;
• O outro composto iônico NaOH se dissocia em Na+ e OH– ;
• O cátion H+ se combina com o ânion OH– e forma moléculas de água;
• O cátion Na+ se une ao ânion Cl–: é o sal de cozinha, NaCl.
GE QUÍMICA 2018
43
AS TRANSFORMAÇÕES SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS
TRANSMISSÃO
DE ELETRICIDADE
A condutividade elétrica
depende da existência
de íons na solução
Para NaCl
Gerador
Lâmpada
Solução
aquosa de
NaCl
Na+ Cl– Na+ Cl–
Cl– Na+ Cl– Na+
Cl–
Na+
Na+
Cl–
Cl–
Na+
Na+
Cl– H2O
O sal de cozinha (NaCl) é um
composto iônico. Sua estrutura
é estável e neutra porque os
íons estão “casados”. Na água,
os íons se soltam e, livres,
trafegam de um polo a outro
do fio elétrico.
Para sacarose
Gerador
Lâmpada
Solução
aquosa de
sacarose
M M M M
M M M M
M
M
M
M
M
M
M
M
H2 O
A sacarose é um composto
molecular, sem íons.
As moléculas (M) se separam,
na água, mas mantêm todos os
seus átomos. A sacarose não se
ioniza. Sem íons na solução,
não há eletricidade para
trafegar entre os polos.
44 GE QUÍMICA 2018
Soluções eletrolíticas
São soluções que conduzem bem a eletricidade. As substâncias dessas soluções são chamadas
eletrólitos. A condutividade elétrica depende
da existência de íons. Assim, é fácil entender
que uma solução de compostos iônicos conduza
bem a eletricidade. Sais e bases são compostos
iônicos que dão soluções eletrolíticas. Quanto
mais solúvel é uma base ou um sal, maior é sua
capacidade de transmitir eletricidade e maior
é a condutividade da solução.
Já a condutividade elétrica de compostos
moleculares (que não contêm íons) depende
da capacidade que as moléculas do composto
têm de se ionizar em solução aquosa. É o caso
dos ácidos. Todos os ácidos sofrem ionização.
Então, todos têm condutividade elétrica quando
em solução. Os compostos moleculares que não
se ionizam produzem soluções não eletrolíticas.
É o caso da sacarose. Veja, no infográfico Transmissão de eletricidade, à esquerda, a diferença
entre a condutividade de um composto iônico e
a de outra solução, de um composto molecular,
que não se ioniza.
Nomenclatura e fórmulas
O primeiro elemento que aparece numa fórmula dos ácidos é o hidrogênio (H). O nome
começa pela palavra “ácido”, que é seguido do
nome referente ao ânion do composto. A regra
geral é a seguinte:
• Ácidos cujo ânion não contém oxigênio terminam com o sufixo “ídrico”. Por exemplo,
HCl é o ácido clorídrico.
• Os que contêm oxigênio levam os sufixos
“ico” ou “oso”, ou, ainda, o prefixo “per” ou
“hipo”, dependendo do número de oxigênios.
A referência para definir isso são os ácidos
terminados em “ico”. Veja na tabela abaixo:
Fórmula
Nome
HClO3
Ácido clórico
H2SO4
Ácido sulfúrico
HNO3
Ácido nítrico
H3PO4
Ácido fosfórico
Veja um exemplo:
HClO3 – ânion ClO3- ácido clórico
HClO2 – ânion ClO2- ácido cloroso (perde
um oxigênio)
HClO – ânion ClO- ácido hipocloroso (dois
oxigênios a menos)
HClO4 – ânion ClO4- ácido perclórico (ganha um oxigênio)
O nome de um sal vem do ácido e da base
que o originaram. Começa pelo nome do ânion
seguido pelo nome do cátion. O cátion mantém
o nome do próprio elemento; o do ânion pode
terminar em “eto”, “ato” ou “ito”. Isso depende
do nome do ácido que deu origem ao ânion. Veja:
Ácido com final ico sal com final ato
Ácido com final ídrico sal com final eto
Ácido com final oso sal com final ito
A fórmula de um sal traz a quantidade de
átomos envolvidos. Nesse caso, segue-se a regra
para a fórmula de qualquer composto iônico:
analisamos a configuração eletrônica de cada
um dos elementos do composto e encontramos a
proporção necessária para que a reação ocorra,
pela teoria do octeto (veja no capítulo 1).
NA PRÁTICA
NOMENCLATURA E FÓRMULA
O cloreto de sódio, produzido da combinação de
ácido clorídrico com hidróxido de sódio:
• O primeiro nome, cloreto, indica que o cloro é
o ânion (Cl–) retirado de um ácido (clorídrico).
• A segunda parte do nome, “de sódio”, indica que
o sódio é o cátion da base (Na+);
• A fórmula traz antes o cátion e depois o ânion,
portanto, NaCl é a fórmula do cloreto de sódio.
• NaCl é um cloreto, e não clorato ou clorito,
porque o ânion saiu de um ácido cujo nome
termina em “ídrico”.
Veja a reação para a produção de cloreto de sódio
(NaCl) por meio da reação de neutralização do ácido
clorídrico (HCl) com o hidróxido de sódio (NaOH):
O ácido clorídrico é formado pelo cátion H + e o
–
–
ânion Cl : HCl → H + + Cl
O hidróxido de sódio tem o cátion Na + e o ânion
OH– (radical hidroxila):
–
NaOH → Na+ + OH
Numa reação de dupla troca (veja no capítulo 3),
esses íons se recombinam:
H +Cl – + Na+ OH– → NaCl + H2O
AS TRANSFORMAÇÕES REAÇÕES QUÍMICAS
A COR COMO TESTEMUNHA A reação de uma solução de nitrato de chumbo com outra, de iodeto de potássio, produz o amarelíssimo iodeto de chumbo
Quebrar para
recombinar
O que são reações, os fatores que
podem provocá-las e os indicadores
de que uma delas ocorreu
V
APONTE O CELULAR PARA ESTAS
PÁGINAS E VEJA UMA VIDEOAULA
SOBRE REAÇÕES QUÍMICAS
(MAIS INFORMAÇÕES NA PÁG. 6)
DAVID TAYLOR/SCIENCE PHOTO LIBRARY
ocê já viu, nas aulas anteriores, que as
substâncias são formadas de átomos;
esses átomos se juntam em moléculas ou
num retículo cristalino; e essa junção atômica
se dá por meio de ligações químicas.
Agora você vai ver que, quando as ligações
químicas são quebradas, ocorre uma reação
química; numa reação, as substâncias originais
(reagentes) se recombinam e dão origem a
outras substâncias (produtos). Numa reação
química, a estrutura da matéria é alterada. Mas
ainda identificamos os átomos que compõem
cada substância. Por exemplo, numa molécula de
água, identificamos perfeitamente os elementos
químicos hidrogênio e oxigênio que a compõem.
Uma reação ocorre quando as ligações químicas
se rompem. Isso se dá quando a quantidade de
energia num sistema é alterada. Essa mudança
pode acontecer por diversos meios, como a alteração da temperatura, a mistura de substâncias
que funcionam como catalisadores, a incidência
de luz ou a passagem de corrente elétrica.
GE QUÍMICA 2018
45
AS TRANSFORMAÇÕES REAÇÕES QUÍMICAS
Balanceamento de
equações químicas
EVIDÊNCIAS DE
QUE OCORRE
UMA REAÇÃO
Efervescência
A mistura de duas ou
mais substâncias
libera um gás
Formação de
precipitado
A mistura de
duas soluções
cria sólidos que se
depositam no fundo
do recipiente
Mudança de cor
Duas soluções
misturadas criam
uma terceira, de
outra cor
Liberação de luz
ou mudança de
temperatura
Duas ou mais
substâncias, em
qualquer estado
físico, quando
são misturadas,
absorvem ou liberam
luz ou calor. Exemplo
disso é a combustão
Uma reação é representada como equação
química. Assim como ocorre nas receitas de
culinária, uma reação depende não apenas dos
ingredientes (reagentes), mas também da proporção em que esses ingredientes são empregados. Veja o que ocorre com a reação dos gases
oxigênio (O2) e hidrogênio (H2), que resulta
em água (H2O):
Estado inicial
O2
H2
Gás hidrogênio
Gás oxigênio
PF = –259ºC
PE = –253ºC
PF = –218ºC
PE = –183ºC
Misturando os
dois gases
e lançando
uma faísca
H2O
Água
PF = 0ºC
PE = 100ºC
Repare que o produto da reação acima (a
água) tem propriedades muito diferentes das
dos reagentes – estado físico, pontos de fusão
(PF) e de ebulição (PE). Então houve uma reação química. Mas a natureza dos átomos não
se alterou: o oxigênio continua sendo oxigênio,
e o hidrogênio, hidrogênio.
Assim como as equações matemáticas, as
quantidades de um lado da equação devem ser
iguais às quantidades do outro lado. Então, para
escrever a equação de uma reação, é preciso:
Conhecer a fórmula dos reagentes;
Conhecer a fórmula dos produtos; e
Verificar se a quantidade de átomos de um
lado da equação (dos reagentes) é igual à quantidade de átomos do outro lado (dos produtos).
Na reação que resulta em água, sabemos que a
água é produto da reação dos gases hidrogênio
e oxigênio. E conhecemos a fórmula de cada
uma dessas substâncias. Veja:
Estado inicial
Gás oxigênio
Gás hidrogênio
H2
(2 átomos)
Estado final
O2
H2
46 GE QUÍMICA 2018
Estado final
+
O2
(2 átomos)
Misturando os
dois gases
e lançando
uma faísca
H2O
Água
H2O
(3 átomos)
No entanto, repare: o número de átomos do
produto (H2O) é diferente do número de átomos
dos reagentes. Falta um átomo de oxigênio. Para
igualar esse número, temos de fazer o balanceamento da equação. Isso é feito acrescentando-se
coeficientes. O coeficiente não altera o número
de átomos, mas de moléculas:
NA PRÁTICA
BALANCEAMENTO
Algumas dicas para fazer o balanceamento de uma
equação. Vamos balancear a seguinte equação:
O2 →
CO2
+ H2O
C2H6O +
etanol
oxigênio dióxido de carbono água
(2 C, 6 H, 1 O)
(2 O)
(1 C, 2 O)
(2 H, 1 O)
2 H2
+
O2
Índice = número de átomos
+
2 H2 O
Coeficiente = número de moléculas
Repare que agora temos duas moléculas de
hidrogênio (com dois átomos cada uma) e uma
molécula de oxigênio (também com dois átomos cada uma). O produto são duas moléculas
de água. O número de átomos se mantém dos
dois lados: quatro átomos de hidrogênio e dois
átomos de oxigênio.
No balanceamento de uma equação jamais se
mexe nos índices – ou seja, jamais se altera o
número de átomos. Fazer isso significa alterar
a substância. Por exemplo: H2O é uma molécula
de água. Mas H2O2 é peróxido de hidrogênio, a
água oxigenada.
O balanceamento de uma equação explica
muita coisa. Por exemplo, o metano (CH4), que
contribui para o aquecimento global ao intensificar o efeito estufa. Veja a reação referente a
esse fenômeno químico:
Uma molécula
de metano
+ Duas moléculas
de oxigênio
Uma molécula
de dióxido de
carbono
+
CH4
(1 C, 4 H),
+
+ Duas moléculas
de água
• Passo 2: para balancear o carbono (C), que tem 2
átomos de um lado, temos de mudar o coeficiente
do outro lado:
C2H6O + O2 → 2 CO2 + H2O
ÍNDICE
O índice é
também chamado
atomicidade, porque
indica o número
de átomos de um
composto.
• Passo 3: de hidrogênio (H), há seis átomos de um
lado e apenas dois de outro. Para balancear, vamos
de novo aplicar o coeficiente adequado:
C2H6O + O2 → 2 CO2 + 3 H2O
• Passo 4: conferimos se o número de átomos dos
demais elementos está igual dos dois lados. Neste
caso, temos três átomos de oxigênio entre os
reagentes e sete deles no produto. Então, temos de
alterar o coeficiente de um dos reagentes:
C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
+
2O2
CO2
(4 O),
(1 C, 2 O),
+
2H2O
(4 H, 2 O)
Note que:
O número de átomos de carbono e de hidrogênio permanece o mesmo, dos dois
lados da equação (1 C) e (4 H);
O mesmo acontece com o oxigênio: os quatro átomos existentes no início da reação
se mantêm no produto;
Só que, no produto, os átomos de oxigênio
se separam: dois deles compõem o dióxido
de carbono (CO2); os outros dois entram em
duas moléculas de água (2 H2O).
ISTOCK
• Passo 1: comece o balanceamento pelos elementos
que aparecem apenas uma vez de cada lado da
equação. No caso, o hidrogênio (H) e o carbono (C).
ATENÇÃO
Nas provas, as questões sobre balanceamento
costumam fornecer no enunciado a fórmula das
substâncias ou compostos envolvidos na reação.
Mas, em alguns casos, os examinadores
consideram esse dado como conhecido pelo
aluno. Vale a pena, então, memorizar as
fórmulas de compostos mais comuns.
GE QUÍMICA 2018
47
AS TRANSFORMAÇÕES REAÇÕES QUÍMICAS
Tipos de reações
As reações podem ser classificadas por diferentes critérios. Alguns dos principais tipos são:
REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO
Duas ou mais substâncias resultam num único produto. Genericamente:
A + B C
São reações de síntese:
H2 + Cl2 2 HCl
2 CO + O2 2 CO2
CaO + H2O Ca(OH)2
→
K K
K+Cl–K+
Cl–
Cl2
2 K (sólido) + Cl2 (gasoso)
→
2 KCl (sólido)
SÍNTESE
O potássio é sólido e tem estrutura
cristalina. O cloro tem estrutura
molecular. A combinação das duas
substâncias provoca uma reação que
sintetiza uma terceira substância,
o cloreto de potássio. Esse cloreto é
sólido e de estrutura cristalina, mas
diferente da estrutura de qualquer
um dos reagentes
ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO
Nesse tipo de reação, um único composto se separa em substâncias mais simples quando é
submetido a calor, corrente elétrica ou luz. Genericamente:
A B + C
Dependendo do agente físico usado, a decomposição recebe nomes diferentes. Uma decomposição obtida por calor é chamada pirólise (piros = fogo e lise = quebra). A resultante da
passagem de corrente elétrica é eletrólise, e a produzida por luz, fotólise.
Constituem reações de decomposição:
(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + 4 H2O + N2 (pirólise)
2 H2O2 2 H2O + O2 (fotólise)
48 GE QUÍMICA 2018
Hg2 Hg2
O2– O2–
→
2 HgO(sólido)
→
Hg
Hg
O2
2 Hg(líquido)
+
O2(gasoso)
DECOMPOSIÇÃO
O óxido de mercúrio é um sólido
de estrutura cristalina. O símbolo
∆ sobre a seta, na figura ao lado,
representa aquecimento. Se o óxido
de mercúrio é aquecido, a substância
se decompõe em seus elementos
originais: mercúrio e oxigênio
DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA
Uma substância simples reage com uma substância composta (constituída
de vários elementos). Nessa reação, a substância simples desloca (ou
seja, substitui) um elemento da substância composta. Genericamente:
A + BC AC + B
H2O
Li
+
OH–
H2O
2 Li (sólido)
+ 2 H2O (líquido)
→
2 átomos de hidrogênio
significa
1 átomo de oxigênio
• Quando o coeficiente for maior que 1, ele é
multiplicado pelo índice dos elementos para
indicar o número de átomos:
OH–
Li+
→
Li Li
O BALANCEAMENTO
DE EQUAÇÕES QUÍMICAS
• Quando o coeficiente ou o índice forem iguais a 1,
não é necessário escrevê-los:
São reações de deslocamento:
Cl2 + 2 KI 2 KCl + I2
Zn + 2 AgNO3 Zn(NO3)2 + 2 Ag
Br2 + (NH4)2S 2 NH4Br + S
H2O
TOME NOTA
H2
2H2O
significa
2 LiOH (aquoso) + H2 (gasoso)
SIMPLES TROCA
Na reação entre o lítio e a água, os átomos de hidrogênio e oxigênio da água se separam. O lítio se combina
com o oxigênio e com parte dos átomos de hidrogênio para formar o hidróxido de lítio, em solução aquosa.
Outra parte dos átomos de hidrogênio se recombina de dois em dois, constituindo o gás hidrogênio
OS TIPOS DE REAÇÃO
• Síntese ou adição
•A+B → C
DUPLA TROCA
Íons de cargas iguais trocam de posição, produzindo outros dois
compostos. Genericamente:
• Análise ou decomposição
•A → B+C
São reações de dupla troca:
HNO3 (aq) + KCN (aq) KNO3 (aq) + HCN (g)
3 Ca(OH)2 (aq) + 2 FeCl3 (aq) 3 CaCl2 (aq) + 2 Fe(OH)3 (s)
H2SO4 (aq) + 2 NaOH(aq) Na2SO4 (aq) + 2 H2O (l)
Ag+
CrO42–
2 x 1 = 2 átomos
de oxigênio
• Deslocamento ou simples troca
• A + BC → AC + B
AB + CD AD + CB
NO3–
2 x 2 = 4 átomos
de hidrogênio
→
Na+
2 AgNO3 (aquoso) + Na2CrO4 (aquoso) → Ag2CrO4 (sólido) + 2 NaNO3 (aquoso)
DUPLA TROCA
Todos os reagentes estão dissolvidos em água. Veja que o ânion de um composto se
combina com o cátion de outro. Assim, a prata (Ag+) se casa com o CrO42–. E o sódio (Na+),
com o NO3–. Entre os produtos, um está no estado sólido.
• Dupla-troca
• AB + CD → AD + CB
ATENÇÃO
Nas equações químicas,
as indicações (g), (l) e (s)
que aparecem ao pé de
alguns compostos
indicam o estado físico da
substância – gasoso, líquido
ou sólido, respectivamente.
A indicação (aq) significa
solução aquosa.
GE QUÍMICA 2018
49
AS TRANSFORMAÇÕES ÓXIDOS
VERMELHO DE CORROSÃO
A ferrugem, que ataca
as superfícies metálicas,
é uma reação do ferro
com oxigênio e a água
existente no ar, que
resulta num hidróxido
Casamentos
perfeitos
Combinando-se com metais ou
ametais, o oxigênio forma
compostos estáveis e poderosos
Ó
xidos são substâncias binárias, aquelas
formadas por dois elementos químicos.
Um desses é, obrigatoriamente, o oxigênio (O). O outro elemento pode ser um metal ou
um ametal. Num óxido, o oxigênio é sempre o
elemento mais eletronegativo.
Quando se liga a um metal, o oxigênio estabelece uma ligação iônica. Se unido a um ametal,
a ligação é covalente (veja no capítulo 1). Dessa
forma, existem dois tipos de óxido: os iônicos
e os moleculares.
Óxidos iônicos
Os metais usados no dia a dia são obtidos da
purificação de minérios. E grande parte desses
minérios é constituída de óxidos iônicos.
Os óxidos iônicos são nomeados de acordo
com o metal que se liga ao oxigênio. Isso significa que o número de átomos de oxigênio que
compõem um óxido iônico não importa para o
nome de um óxido iônico. Mas é claro que, na
50 GE QUÍMICA 2018
fórmula, esse número tem de ser balanceado
com a valência do outro elemento. Veja os
exemplos abaixo:
NOME
FÓRMULA
NÚMERO DE
CÁTIONS
NÚMERO DE
ÂNIONS O2–
1
MgO
2 Na+
1 Mg2+
Al2O3
2 Al3+
3
Óxido de sódio
Na2O
Óxido de magnésio
Óxido de alumínio
elemento químico do composto. Então, termos
como “di”, “tri” ou “tetra” podem aparecer duas
vezes no nome de um óxido. Veja:
1
A maioria dos óxidos iônicos tem uma propriedade importante: reage com a água, formando
uma base, um hidróxido. Isso ocorre especialmente entre os óxidos de metais alcalinos e
os alcalino-terrosos (famílias 1 e 2 da tabela
periódica). Veja:
Na2O + H2O → 2 NaOH
(óxido de sódio + água = hidróxido de sódio)
CaO + H2O → Ca(OH)2
(óxido de cálcio + água = hidróxido de cálcio)
O alumínio é extraído
de um óxido de alumínio
chamado bauxita
Na natureza, o ferro
existe na forma do óxido
chamado hematita
Óxidos moleculares
PREFIXO
SIGNIFICADO
NÚMERO DE
ÁTOMOS DO
AMETAL
NOME DO
COMPOSTO
N2O
1 (mono)
2 N (di)
Monóxido de
dinitrogênio
NO2
2 (di)
1N
Dióxido de
nitrogênio
CO2
2 (di)
1C
Dióxido de
carbono
N2O4
4 (tetra)
2 N (di)
Tetróxido de
dinitrogênio
P2O5
5 (penta)
2 P (di)
Pentóxido de
difósforo
Repare que o prefixo “mono” não é usado para
o ametal. Não dizemos dióxido de monocarbono,
mas dióxido de carbono, apenas.
FLÚOR
Num óxido, o oxigênio
é sempre o elemento
mais eletronegativo
(tem maior facilidade
de receber elétrons).
Como o flúor é o
único elemento mais
eletronegativo que o
oxigênio, não existem
óxidos de flúor.
Os óxidos moleculares podem reagir com a água
e formar ácidos. A atmosfera é rica em umidade.
Assim, é fácil que ocorram reações que produzam
ácidos. Em outras palavras, os óxidos moleculares
podem ser grandes agentes poluidores.
Alguma proporção de óxidos moleculares na
atmosfera é natural. O problema está no aumento dessa proporção, causado pelas atividades
humanas. É o caso do gás carbônico (dióxido
de carbono, CO2).
O excesso de CO2 não tem como efeito apenas
o aumento do efeito estufa e as consequentes
alterações climáticas (veja o infográfico na pág.
40). Esse gás, ao reagir com a água, cria ácido carbônico. Outros óxidos produzem outros
ácidos, como o sulfuroso e o sulfúrico. Juntos,
esses ácidos criam as chuvas ácidas, que afetam
o solo, a vegetação e os mananciais, além de
comprometerem as estruturas de concreto e
metal construídas pelo homem (veja mais sobre
acidez no capítulo 5).
Mono
1
Di
2
Tri
3
Tetra
4
ATENÇÃO
Penta
5
Numa ligação iônica, o átomo oxigênio (O) sempre
2–
recebe dois elétrons e se transforma no ânion O .
O número de átomos O depende da carga (positiva)
do cátion que compõe o óxido iônico.
Esses prefixos são usados tanto para indicar o
número de átomos O quanto o de átomos do outro
ISTOCK
NÚMERO
DE
ÁTOMOS O
Os óxidos e a atmosfera
Por essa propriedade, os óxidos iônicos podem
ser usados para neutralizar os ácidos, criando
a partir deles um sal.
São aqueles que se formam da ligação entre o
oxigênio e qualquer ametal. A única exceção é o
flúor. Muitos óxidos moleculares são gasosos.
É o caso do gás carbônico (CO2) e do monóxido
de carbono (CO).
Nos óxidos moleculares, o oxigênio pode se
combinar em diversas proporções ao outro elemento químico. Por exemplo, existem seis óxidos
de nitrogênio: NO, NO2, N2O, N2O3, N2O4 e N2O5.
O número de átomos O varia para balancear o
número de átomos N. Mas todas essas substâncias são óxidos.
Para identificar o número de átomos que compõem um óxido molecular, usamos prefixos:
FÓRMULA
GE QUÍMICA 2018
51
AS TRANSFORMAÇÕES CINÉTICA QUÍMICA
E FAZ-SE A LUZ
Quando um fósforo
é aceso desencadeia-se
uma reação química
em altíssima
velocidade
Uma questão de ritmo
Para uma reação ocorrer, as partículas dos reagentes
devem atingir a energia mínima para quebrar as ligações
A
s reações químicas ocorrem em diferentes
velocidades. Algumas, como o acender de
um fósforo, são instantâneas. Outras são
mais lentas, como o metabolismo dos alimentos
no organismo humano ou o apodrecimento de
um alimento malconservado. Há, ainda, aquelas
que levam dezenas ou centenas de milhões de
anos para ocorrer, como a formação da atmosfera terrestre ou do petróleo.
A velocidade das reações depende de uma
série de fatores. E a área da química que estuda
essa velocidade e os fatores que nelas influem
chama-se cinética química.
de concentração (sobre concentração e mol, veja
o capítulo 3). A regra geral é que, em toda reação,
a quantidade de reagentes diminui, enquanto
a quantidade dos produtos aumenta. Para a
reação R → P, a concentração de R cai, enquanto
a concentração de P sobe. Essa mudança nas
concentrações não mantém o mesmo ritmo
durante toda a reação.
No início, a quantidade de R cai rapidamente e
a de P sobe rapidamente. Com o passar do tempo,
a variação segue mais lenta. Como regra geral, à
medida que os reagentes são consumidos, a
velocidade da reação diminui. Veja:
Em física, na mecânica, a velocidade é a variação do espaço percorrido por um móvel em
determinado intervalo de tempo. Na química, o
conceito de velocidade é um pouco diferente: é a
rapidez com que uma reação se realiza, sempre
levando em conta a quantidade de reagentes
consumidos ou a de produtos formados. Essa
quantidade pode ser expressa em massa, volume
ou em mol. Pode, também, ser dada em termos
52 GE QUÍMICA 2018
Concentração mol.L–1
Rapidez das reações
[P]
[R]
Tempo
AS CURVAS
A concentração do produto P
(em azul) cresce à medida que
o reagente R (em vermelho)
é consumido. As curvas
aproximam-se gradualmente da
paralela com o eixo do tempo.
Isso indica que a transformação
de R em P é cada vez mais lenta.
O gráfico dá muitas informações importantes:
A quantidade de substância P no início da
reação é zero. Então essa substância é o produto, e R, o reagente;
No início da reação, a concentração de P e a de
R variam muito rapidamente;
Depois, a concentração de ambas as substâncias varia num ritmo mais lento.
Porém, para essa mesma reação, se a temperatura dos reagentes for elevada, a situação
muda. Acompanhe:
Quanto mais alta a temperatura, maior é a
agitação das moléculas;
Com velocidade maior, os átomos trombam
com maior energia cinética;
Isso faz com que as eletrosferas se confundam,
criando um complexo ativado – um estado
de transição entre as substâncias originais
(reagentes) e a formação de novas substâncias
(produtos). Veja:
Teoria das colisões
Você sabe: uma reação química ocorre quando
as ligações entre átomos ou íons dos reagentes
se quebram e se rearranjam, formando novas
substâncias, os produtos. Mas como e quando
isso ocorre?
Como sempre fazem quando querem entender
um fenômeno impossível de ser visto diretamente, os químicos criaram um modelo para explicar
o que ocorre durante uma reação química, com
base no que é observado em experimentos. Esse
modelo é a teoria das colisões. De acordo com
essa tese, para que uma reação ocorra, as partículas dos reagentes devem colidir entre si numa
determinada velocidade e com certa frequência.
Numa substância, a cada segundo ocorrem
bilhões de colisões entre átomos, íons ou moléculas. Mas poucas dessas colisões iniciam
uma reação – ou seja, ocorre um número muito
menor de colisões efetivas. Isso depende de
dois fatores: a energia e a orientação do choque.
A energia do choque é cinética – ou seja,
aquela relacionada à velocidade das moléculas. É fácil de entender: se um carro colidir com um poste a 100 km/h, o estrago
será maior do que se o choque se desse a
50 km/h. Assim também acontece com as moléculas e os íons: para que as ligações se quebrem,
é preciso que a colisão tenha a energia cinética
adequada. Quanto maior a energia, maior a
velocidade da reação.
Quanto maior o número de colisões entre as
partículas, maior a possibilidade de conseguir
a energia necessária para quebrar as ligações
dos reagentes. Mas essa efetividade depende,
ainda, de uma orientação adequada.
A teoria das colisões propõe também uma explicação para o fato de que nem todas as colisões
desencadeiam uma reação. Acompanhe:
Moléculas que se movem lentamente têm
baixa energia cinética;
Ao colidirem, as eletrosferas dessas moléculas
não se interpenetram. Ao contrário, se repelem, por causa da carga dos elétrons. Assim,
não há quebra de ligações nem formação de
novas substâncias.
ISTOCK
+
+
+
+
+
+
REAGENTES
COMPLEXO ATIVADO
PRODUTOS
NA PRÁTICA
COLISÕES EFETIVAS
Para que a reação NO3 (g) + CO (g) NO2 (g) + CO2 (g)
ocorra, três condições têm de ser satisfeitas:
O
N
O
O
O C
O
N
C
O
O
O
1. Orientação correta A colisão pode ter energia suficiente,
mas essa orientação não é adequada porque o choque se dará
entre os átomos de oxigênio, que não reagem entre si. Neste
caso, não ocorre a reação.
O
N
O
O
ORIENTAÇÃO
É importante a
posição dos átomos
na hora do choque.
Uma orientação
adequada é aquela
que põe em contato
direto os átomos que
vão estabelecer as
novas ligações.
C O
O
N
C
O
O
O
2. Energia suficiente Nesta segunda possibilidade, a
orientação das partículas dos reagentes é adequada: o átomo
C quebrará as ligações de NO3 para roubar um átomo O. Mas a
colisão ocorre numa velocidade muito baixa. Não há energia
suficiente para provocar uma reação.
O
N
O
O
C O
O
N
O
+
C
O
O
3. Tudo certo A velocidade com que as partículas se chocam
fornece energia suficiente para a quebra das ligações. E
a orientação das partículas dos reagentes é adequada: o
átomo C baterá num átomo O.
GE QUÍMICA 2018
53
AS TRANSFORMAÇÕES CINÉTICA QUÍMICA
No complexo ativado, as ligações estão enfraquecidas, prestes a se romper. Quando o sistema
atinge a energia mínima necessária para rompêlas, a reação se completa com a formação de novas
substâncias. Romper essa barreira energética
significa atingir a energia de ativação (Ea) –
aquela necessária para desencadear a reação.
A energia de ativação é sempre maior que a
energia original dos reagentes. Essa variação pode
ser representada em gráfico.
Para a reação CO + NO2 → CO2 + NO, o gráfico
de energia seria este:
O
C
O
N
2. Complexo ativado
Energia potencial, KJ
O
C
O
ENERGIA DE ATIVAÇÃO
Podemos então dizer
que a energia de
ativação é a energia
mínima necessária
para que uma reação
seja desencadeada.
O
Ea1= 134 kJ
O
O que influi na velocidade
N
1. Reagentes
Ea2= 360 kJ
O
C
O
N
O
3. Produtos
VARIAÇÃO DE ENERGIA
1. As moléculas dos dois
reagentes viajam a uma
velocidade que dá ao
conjunto a energia
cinética adequada
2. Se no choque a energia superar
a barreira da energia de ativação,
os átomos, por um instante,
confundirão seus elétrons,
enfraquecendo as ligações
3. Reorganizados os átomos em
novas substâncias, a energia do
sistema volta a cair
Caminho da reação
Entre duas reações que ocorram nas mesmas
condições, a que tem menor energia de ativação (Ea) se dará com maior rapidez, pois mais
facilmente as moléculas atingirão a energia de
ativação e, por consequência, o estado de complexo ativado. Compare as reações mostradas
nos dois gráficos abaixo:
Energia potencial
REAÇÃO I
Ea
Reagentes
Produtos
Caminho da reação
Energia potencial
REAÇÃO II
Ea
Reagentes
Produtos
Caminho da reação
54 GE QUÍMICA 2018
ENERGIA E VELOCIDADE
Pelo pico da curva em cada
um dos gráficos percebe-se
que a energia de ativação da
reação II é mais alta que a
energia de ativação da reação
I. Isso significa que a barreira
energética que os reagentes da
reação II têm de ultrapassar
para reagir entre si é mais alta.
Então, a reação II é mais lenta
do que a reação I.
ESTADO FÍSICO DOS REAGENTES A velocidade
das partículas de uma substância depende
do estado físico em que ela se encontra. A
velocidade é baixa no estado sólido, cresce
no estado líquido e atinge o máximo no estado gasoso. Quanto maior é a velocidade
das partículas, maior é a energia do sistema
e mais veloz é a reação, então as reações com
reagentes gasosos costumam ser as mais
rápidas.
NA PRÁTICA
ESTADO FÍSICO
Quando misturadas, as substâncias cloreto de
sódio (NaCl) e nitrato de prata (AgNO3) fazem uma
reação de dupla troca que resulta em dois produtos:
nitrato de sódio (NaNO3) e o precipitado de cloreto
de prata (AgCl). Mas esse precipitado só aparece
quando a reação se dá em uma solução. Separados
pela água e livres, os íons Ag+ e Cl– colidem com
boa velocidade, reagem e formam o precipitado.
Já quando os reagentes estão no estado sólido, os
íons estão presos no retículo cristalino do sal – a
reação não ocorre.
SUPERFÍCIE DE CONTATO Experimentalmente
se verifica que a velocidade de uma reação
é tanto maior quanto maior for a superfície
de contato entre as substâncias reagentes.
Nesse sentido, sistemas gasosos e líquidos
oferecem condições mais favoráveis que os
sistemas sólidos. Explica-se: uma reação
acontece entre os átomos de uma substância.
No estado sólido, só os átomos da superfície
entrarão em contato com os da substância
com que deveriam reagir. Assim, quanto mais
pulverizado for o sólido, maior será a superfície de contato entre os átomos e maior a
velocidade da reação.
NA PRÁTICA
SUPERFÍCIE DE CONTATO
Um comprimido de vitamina C colocado em água
provoca efervescência. Inteiro, somente os átomos
da superfície entrarão em contato com a água, e a
reação vai ocorrendo lentamente à medida que os
átomos vão paulatinamente sendo expostos. Se o
comprimido for quebrado em vários pedacinhos, a
Catalisadores
reação ocorrerá mais rapidamente, pois mais átomos serão expostos à água ao mesmo tempo. Daí,
mais colisões ocorrem num mesmo intervalo de
tempo, e maior é a velocidade da reação.
NA PRÁTICA
TEMPERATURA
A influência da temperatura na velocidade das
reações tem várias aplicações no dia a dia. Por
exemplo, o cozimento de feijão (ou qualquer outro
alimento) em panela de pressão. A pressão mais
alta eleva a temperatura no interior da panela, e
o feijão cozinha mais rápido. No sentido inverso,
a baixa temperatura no interior de uma geladeira
retarda o processo de apodrecimento dos alimentos.
CONCENTRAÇÃO É a quantidade de moléculas
existentes em determinado volume de reagentes. Quanto maior é a concentração de
um reagente, mais moléculas dessa substância existem em determinado volume. Como
a velocidade de uma reação depende do número de colisões efetivas, então quanto mais
próximas estiverem as moléculas, maiores
serão as chances de ocorrer colisões efetivas.
Por isso, um aumento na concentração dos
reagentes eleva a velocidade da reação.
NA PRÁTICA
CONCENTRAÇÃO
Qualquer combustão depende da reação do combustível com o oxigênio. Uma palha de aço posta
sobre uma chama queima-se relativamente rápido,
porque o ar contém certa concentração de oxigênio.
Mas a combustão será muito mais veloz se for provocada num recipiente fechado, que contenha apenas
oxigênio. A concentração de oxigênio no ar é menor
do que num ambiente de oxigênio puro, é claro.
O QUE ISSO TEM A VER COM
MATEMÁTICA
Leitura de gráficos
é conhecimento
muito pedido
nas provas de
matemática, física e
química. Você deve
saber como ler um
gráfico como este.
A cada valor do
eixo x (Caminho
da reação)
corresponde um
valor do eixo y
(Energia potencial).
Reação não catalisada
x
Energia potencial, KJ
TEMPERATURA Quanto mais alta a temperatura,
maior a velocidade da reação. Isso porque a
temperatura tem relação direta com a velocidade das partículas e, portanto, com a
energia cinética do sistema. Quanto maior
a temperatura, maior é a energia cinética
das moléculas e, portanto, maior será a probabilidade de um choque efetivo – aquele
que ocorre com a energia suficiente e na
orientação adequada.
São substâncias químicas que aumentam a
velocidade de uma reação sem participar diretamente dela, ou seja, sem serem consumidas.
Os catalisadores alteram o mecanismo de uma
reação, baixando a barreira da energia de ativação. Ao final da reação, os catalisadores podem
ser recuperados e reaproveitados.
Veja no gráfico abaixo como uma reação
tem a velocidade alterada com o emprego de
um catalisador:
Reação catalisada
Ea
Ea
Reagentes
Variação entre energia inicial
e energia final da reação
Produtos
Caminho da reação
MÃOZINHA AMIGA Repare que as duas reações começam no mesmo
patamar de energia. E veja a diferença de altura das duas curvas.
Na reação não catalisada, os reagentes têm de alcançar uma energia
de ativação muito mais alta do que na reação catalisada. Então, a
velocidade da reação catalisada é maior.
Os catalisadores não provocam uma reação,
apenas a aceleram. E cada reação tem um catalisador específico. Nos seres vivos, as enzimas,
produzidas pelas células, fazem o papel de catalisadores nas reações do metabolismo – as transformações que as substâncias sofrem no interior
das células. Sem essas reações, as células não
podem crescer nem se reproduzir nem exercer
suas funções específicas. As enzimas aceleram
o metabolismo, e sua carência leva a desordens
metabólicas que causam doenças no fígado, nos
rins ou nos músculos, por exemplo.
Outros fatores
Outras condições podem acelerar a velocidade
de uma reação, como a eletricidade e a luz. No meio
natural, a reação entre os gases hidrogênio e oxigênio para formar água é muito lenta, pode levar anos.
Mas, quando se passa uma corrente elétrica pelo
sistema, a reação ocorre instantaneamente. Assim,
a eletricidade influi na velocidade da reação. Mas
não pode ser considerada um catalisador, porque
não é uma substância química. É uma forma de
energia que ajuda o sistema reacional a atingir a
energia de ativação. O mesmo ocorre com a luz.
GE QUÍMICA 2018
55
COMO CAI NA PROVA
1. (IFSP 2016) O ácido maleico, C H (COOH) , pode ser totalmente queimado,
segundo a equação:
C2H2(COOH)2 + O2 � CO2 + H2O
2 2
2
Se essa equação for corretamente balanceada, os coeficientes são os seguintes:
a) 1, 4, 3, 2.
b) 1, 4, 2, 3.
c) 1, 2, 4, 3.
d) 1, 3, 4, 2.
e) 2, 3, 4, 1.
RESOLUÇÃO
Para balancear a reação, o número de átomos do lado esquerdo deve ser igual ao
número do lado direito. Para isso, definimos os coeficientes estequiométricos. Na
reação C2H2(COOH)2 + O2 � CO2 + H2O , temos:
Lado esquerdo
Lado direito
4 átomos de C
1 átomo de C
4 átomos de H
2 átomos de H
6 átomos de O
3 átomos de O
• Para igualar os quatro C do lado esquerdo, ficamos com 4 CO2.
• Para os quatro H, ficamos com 2 H2O.
• Repare que, depois dos passos acima, ficamos com dez átomos de oxigênio – oito
em 4 CO2 e dois em 2 H2O. Voltamos ao lado esquerdo e acrescentamos um coeficiente em O2 – 3 O2. A equação balanceada é C2H2(COOH)2 + 3 O2 � 4 CO2 + 2 H2O
Resposta: D
2. (UFSM 2015) Os sais estão presentes nos shows pirotécnicos. Os fogos de
artifício utilizam sais pulverizados de diferentes íons metálicos como, por exemplo,
o sódio (cor amarela) e o potássio (cor violeta), misturados com material explosivo,
como a pólvora. Quando a pólvora queima, elétrons dos metais presentes sofrem
excitação eletrônica, liberando a energia na forma de luz.
Sobre a cinética da reação, é correto afirmar:
a) Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, mais rápida é a reação;
assim, quanto mais dividido o reagente sólido, mais a reação será acelerada.
b) A queima dos fogos de artifício é facilitada pelo uso de sais pulverizados, pois
estes diminuem a energia de ativação da reação.
c) A temperatura gerada na queima de fogos de artifício reduz a frequência dos
choques entre as partículas de reagentes, tornando a reação mais rápida.
d) A reação é mais rápida, pois, ao se utilizar o sal pulverizado, a frequência das
colisões é menor, favorecendo, assim, a reação.
e) A pólvora age como um catalisador, diminuindo a energia de ativação total
da reação química.
RESOLUÇÃO
Você deve se lembrar dos fatores que influem na velocidade de uma reação:
• Quanto maior a superfície de contato, maior a velocidade, porque o número de
choques entre os reagentes aumenta e, assim, maior é a probabilidade de um
choque com energia suficiente e na orientação adequada para promover a reação;
• Catalisadores: são substâncias que aumentam a velocidade de uma reação
sem que sejam consumidas. Os catalisadores diminuem a energia de ativação.
56 GE QUÍMICA 2018
• Quanto maior a temperatura, maior será a velocidade, pois o aumento da
temperatura aumenta a energia cinética (a agitação) das partículas. Com isso,
novamente, maior é a probabilidade de choques que promovam a reação.
Analisando as alternativas:
a) Correta. Quanto maior a superfície de contato (triturado, pulverizado, dividido)
entre os reagentes, maior contato entre os reagentes, possibilitando o choque.
Com o aumento de choques, a possibilidade de choques efetivos (geometria
adequada e energia suficiente) aumenta e, por isso, mais rápida é a reação.
b) Incorreta. A pulverização aumenta a área de contato. O que reduziria a energia
de ativação seria um catalisador.
c) Incorreta. Temperaturas mais altas aumentam agitação das partículas, o que
faz com que ocorram mais choques efetivos.
d) Incorreta. Qualquer fator que reduza a frequência das colisões reduz também
a velocidade da reação. A pulverização, como já vimos, aumenta a frequência,
acelerando a reação.
e) Incorreta. A pólvora não age como catalisador, pois é consumida durante o
processo de queima.
Resposta: A
3. (UFSM 2015) Os portugueses tiveram grande influência em nossa cultura
e hábitos alimentares. Foram eles que trouxeram o pão, produzido à base de
cereais, como o trigo, a aveia e a cevada.
Fonte: Universidade Federal de Brasília.
A contribuição dos portugueses. ATAN/DAB/SPS/MS
Para fazer a massa de pães e bolos aumentar de volume, é comum o uso de
algumas substâncias químicas:
I. O bromato de potássio era comumente utilizado no preparo do pão francês;
no entanto, nos dias atuais, essa substância está proibida, mesmo em pequenas
quantidades. O bromato de potássio era utilizado para proporcionar um aumento
de volume no produto final devido à formação de O2 conforme a reação
D
2 KBr(s) + 3 O2(g)
2 KBrO3 (s) ----------
II. A adição de fermentos, como o bicarbonato de sódio no preparo de bolos, é
utilizada desde a antiguidade até os dias atuais, e resulta no crescimento da
massa e na maciez do bolo. O bicarbonato de sódio, devido à liberação de gás
carbônico, é utilizado para expandir a massa e deixá-la fofa, conforme a reação
D
Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O
2 NaHCO3(s) ----------
Sobre essas reações, é correto afirmar que:
a) a primeira é de síntese e a segunda é de deslocamento.
b) a primeira é de decomposição e a segunda é de deslocamento.
c) a primeira é de síntese e a segunda é de decomposição.
d) as duas são de decomposição.
e) as duas são de síntese, pois formam O2 e CO2 respectivamente.
RESOLUÇÃO
Lembrando: as reações são classificadas como:
• reação de síntese ou adição: duas ou mais substâncias resultam num único
produto;
• reação de análise ou decomposição: um único composto se separa em substâncias mais simples;
• reação de deslocamento ou simples troca: uma substância simples reage com
uma substância composta, produzindo outros dois compostos;
RESUMO
• reação de dupla troca: íons de cargas iguais trocam de posição, produzindo
outros dois compostos.
Analisando as duas reações, vemos que um único composto se decompõe em
outros, mais simples, pela simples ação do calor (indicado pelo símbolo D).
D
2 KBr(s) + 3 O2(g)
2 KBrO3 (s) ----------
D
2 NaHCO3(s) ---------- Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O
Temos, então, duas reações de decomposição
Resposta: D
4. (Udesc 2015) Um estudante de química obteve uma solução indicadora
ácido-base, triturando no liquidificador algumas folhas de repolho roxo com
água. Em seguida, ele dividiu a solução obtida em três tubos de ensaio (A, B e
C) e no primeiro tubo adicionou uma pequena quantidade de vinagre (solução
de ácido acético); no segundo, alguns cristais de soda cáustica (NaOH), e no
terceiro, alguns cristais de sal para churrasco (NaCl), obtendo o resultado
conforme mostra o quadro:
Tubo de ensaio
Substância
adicionada
Coloração
inicial
Coloração
final
A
Vinagre
Roxa
Vermelha
B
Soda cáustica
Roxa
Verde
C
Sal para
churrasco
Roxa
Roxa
Se o estudante realizar outro experimento adicionando no tubo A KOH, no
B HNO₃ , e no C KNO₃ , contendo a solução inicial extraída do repolho roxo, a
coloração final, respectivamente será:
a) roxa, verde, roxa.
b) roxa, vermelha, verde.
c) verde, roxa, vermelha.
d) vermelha, verde, roxa.
e) verde, vermelha, roxa.
RESOLUÇÃO
Um indicador ácido-base é uma solução que mostra se uma substância é um ácido
ou uma base. Se não mudar de cor, a substância adicionada não é nem ácido, nem
base (pode ser um sal). Você deve conhecer a função química de cada composto
e as regras básicas de nomenclatura e fórmula.
• Vinagre é uma solução de ácido acético – portanto, um ácido. Segundo o enunciado, a cor do indicador mudou para vermelho. Então essa é a cor para ácidos;
• Soda cáustica é hidróxido de sódio. Hidróxidos (que contêm o ânion OH –) são sempre bases. Se a cor mudou para verde, essa é a cor esperada para bases em geral.
• E o sal de cozinha (NaCl), o nome já indica: sal. Como não é nem ácido nem base,
é natural que o indicador não mude de cor.
Agora basta identificar sua natureza. E, para isso, você deve conhecer as regras
básicas da construção de fórmulas:
• KOH: o radical (OH –) indica que se trata de uma base: a cor mudará para verde.
• HNO3 : o cátion H+ indica que se trata de um ácido: a cor muda para vermelho
• KNO3 : repare que este composto é a união do cátion K+, da base KOH, com o ânion
NO3– , do ácido HNO3 , acima. A ligação entre dois íons liberados da combinação
de ácido com base resulta num sal. No indicador ácido-base, a cor não se altera.
Resposta: E
As transformações
ÁCIDOS, BASES E SAIS Ácidos são substâncias moleculares.
Dissolvidos em água, sofrem ionização e liberam cátions H+.
Bases (hidróxidos) são compostos iônicos que contêm ânions
OH–. Em solução aquosa, as bases sofrem dissociação iônica.
Sais são compostos iônicos que também sofrem dissociação
iônica quando dissolvidos em água. Podem ser obtidos da reação entre um ácido e uma base, no processo de neutralização.
ÁCIDOS
TERMINADOS EM...
...CORRESPONDEM A
ÍONS TERMINADOS EM
ÍDRICO
ETO
ICO
ATO
OSO
ITO
REAÇÕES QUÍMICAS Ocorrem quando as ligações químicas
de uma substância são quebradas e os átomos se combinam
em novas substâncias. Tipos de reações:
• Síntese: A + B → C
• Decomposição: A → B + C (pirólise, eletrólise)
• Simples troca: A + BC → AC + B
• Dupla troca: AB + CD → AD + CB
ÓXIDOS São compostos binários em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Óxidos iônicos: o oxigênio se liga
a um metal. A maioria reage com a água e forma uma base.
Óxidos moleculares: o oxigênio se une a um ametal, em ligação covalente. Muitos são gases. Podem reagir com a água
e formar ácidos. Óxidos moleculares, como CO2 , SO2 e NO2
, se transformam em ácido na atmosfera e contribuem para
aumentar a acidez da chuva, de mares e solos.
VELOCIDADE DAS REAÇÕES É a rapidez com que uma reação
ocorre, em razão dos produtos formados ou dos reagentes
consumidos. Em geral, a quantidade de reagentes diminui
enquanto a de produtos aumenta. Para ocorrer uma reação,
é preciso que as partículas se choquem com velocidade suficientemente grande para gerar energia acima da energia de
ativação, e na orientação adequada (os átomos que vão se
combinar devem entrar em contato direto). Complexo ativado:
estado intermediário entre substâncias iniciais e finais de uma
reação. Catalisadores: substâncias químicas que reduzem a
energia de ativação e, assim, aceleram as reações.
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÃO Numa reação química, a
quantidade de matéria não se altera. A quantidade de átomos
ou moléculas dos reagentes deve ser igual à soma das quantidades dos produtos. Balancear a equação é encontrar essa
proporção, definindo o número de compostos que entram na
reação. Para isso, usamos os coeficientes. Para balancear a
equação H2 + O2 → H2O precisamos acrescentar o coeficiente
2 diante do H2 e do produto H2O: 2 H2 + O2 → 2 H2O.
GE QUÍMICA 2018
57
3
CÁLCULOS QUÍMICOS
CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO
Infográfico: concentração de álcool no organismo ..............................60
Grandezas ...........................................................................................................62
Cálculos estequiométricos............................................................................66
Concentração de soluções.............................................................................70
Como cai na prova + Resumo .......................................................................76
Estatísticas macabras
Cinco anos depois da promulgação da Lei Seca,
que impõe a tolerância zero, o Brasil permanece na lista
dos países com maior taxa de mortalidade no trânsito
A
Lei Seca, promulgada em 2012 e válida para
todo o território nacional, que determinou
tolerância zero para a direção depois do
consumo de bebida alcoólica, é uma das medidas
adotadas pelo governo para reduzir as mortes no
trânsito brasileiro. No entanto, cinco anos depois
de sua entrada em vigor, o Brasil continua com
a quarta maior taxa de mortalidade nas estradas, ruas e avenidas entre os países da América:
23 pessoas a cada 100 mil, segundo a Organização Mundial da Saúde (OMS). É difícil definir os
reais efeitos da lei sobre a segurança no trânsito.
Levantamentos de diferentes institutos de pesquisa trazem resultados muitas vezes discrepantes,
dependendo da amostragem e do período avaliado.
Segundo a pesquisa Vigilância de Fatores de
Risco e Proteção para Doenças Crônicas por
Inquérito Telefônico (Vigitel), do Ministério da
Saúde, 5,5% dos cerca de 40 mil entrevistados
declararam em 2015, já ter bebido antes de pegar
na direção. Em termos regionais, os números
são bem outros. Em 14 das 27 cidades (capitais
e Distrito Federal) nas quais a pesquisa foi feita,
essa porcentagem está acima da média. A campeã
da má conduta é Florianópolis, com 13%. Já na
Pesquisa Nacional de Saúde, do mesmo ministério,
mais de 24% dos motoristas admitem ter consumido bebida antes de dirigir. E, para a Associação
58 GE QUÍMICA 2018
Brasileira de Medicina de Tráfego (Abramet), os
valores são ainda maiores: 54% dos condutores
já dirigiram sob efeito do álcool. As diferenças
regionais ficam claras também em outras duas
pesquisas. Segundo a Polícia Rodoviária Federal,
8% dos acidentes com morte registrados nas
rodovias federais estão relacionadas ao álcool. Já
um levantamento da Faculdade de Medicina da
Universidade de São Paulo (USP) mostra que 60%
dos condutores e ocupantes de veículos mortos
no trânsito da capital paulista entre junho de
2014 e dezembro de 2015 estavam alcoolizados.
O álcool reduz os reflexos, a percepção da velocidade e a capacidade de manter ou alterar a
trajetória para desviar de obstáculos. Especialistas
consideram que uma queda efetiva e consistente
nos índices depende de uma mudança de hábito
dos condutores – o que, por sua vez, depende
tanto de campanhas
educativas quanto da
fiscalização mais ri- DOSE FATAL
gorosa, com testes de O Brasil é o quarto país da
bafômetro que medem América em número de
a concentração de ál- mortes no trânsito. Boa
cool no sangue do mo- parte desses desastres se
torista. Concentração deve ao álcool. Na foto,
de soluções é o tema acidente na SP-334,
central deste capítulo. no interior de São Paulo
IGOR DO VALE/FOLHAPRESS
GE QUÍMICA 2018
59
3
CÁLCULOS QUÍMICOS INFOGRÁFICO
O hálito denuncia
A embriaguez e a ressaca são resultado da intoxicação do
organismo por etanol. Esse álcool cai na corrente sanguínea
e passa pelos pulmões, onde participa das trocas gasosas.
É aí que o bafômetro identifica no hálito de um motorista
a proporção de álcool existente no organismo
Etanol
1 É álcool na veia
As moléculas de álcool (etanol) não são
digeridas. Parte delas passa direto para o
sangue, através da mucosa da boca, do
estômago e, principalmente, dos intestinos.
2 Uma dose, duas doses...
A concentração de álcool que passa para
o sangue é proporcional à quantidade
ingerida e ao teor alcoólico da bebida.
80
TEOR ALCOÓLICO
A concentração média de
etanol em diferentes tipos
de bebida (% sobre volume)
Máximo
Mínimo
Esôfago
54
50
40
40
37
38
40
Fígado
20
15
Estômago
16
12
5
Rum
Gim
60 GE QUÍMICA 2018
Uísque
Cachaça
Vodca
Saquê
Vinho
Cerveja
Intestino
3 Bafômetro em ação
4 Um certo ar de bêbado
Os gases expirados pelo motorista reagem com as
substâncias dos tubos. O etanol se transforma em
acetaldeído, e o dicromato de potássio, em sulfato
de cromo III – Cr₂(SO₄)₃. O tubo muda de cor.
Os bafômetros acusam o álcool no hálito por diversas
reações químicas. No caso dos aparelhos descartáveis, o ar
passa e reage com dicromato de potássio (K₂Cr₂O₇) e ácido
sulfúrico (H₂SO₄). O K₂Cr₂O₇ tem uma cor alaranjada.
K2Cr2O7
K2Cr2O7
Dicromato
de potássio
Acetaldeído
Sulfato de cromo III
REAÇÃO
H2SO4
Ácido sulfúrico
SEM ETANOL: A COR DO TUBO ESTÁ ALARANJADA
Etanol
H2SO4
COM ETANOL: A COR DO TUBO MUDA PARA VERDE
5 Efeitos
A quantidade exagerada de álcool no sangue intoxica os
neurônios. A pessoa tem a percepção alterada e perde a
coordenação motora. Por isso trança as pernas, enxerga
dobrado, fala de maneira arrastada e tem as reações
retardadas. O etanol também inibe a produção do
hormônio ADH, que retém água no organismo, dando
início a um processo de desidratação.
O DIA SEGUINTE
Ao chegar ao fígado, o etanol sofre uma reação de
oxidação, que o transforma em acetaldeído e volta
à corrente sanguínea. Depois de percorrer todo o
organismo, o acetaldeído retorna ao fígado para
ser novamente metabolizado em ácido acético.
E só numa terceira passagem é liberado como água
e dióxido de carbono.
Pulmão
Dióxido de carbono
e água
(CO2 + HO2)
Fígado
Etanol
(CH3CH2OH)
Acetaldeído
(CH3CHO)
Ácido acético
(C2H4O2)
O acetaldeído é dezenas de vezes mais tóxico que o etanol
e pode permanecer no organismo por horas. Para
metabolizar essa substância, o fígado ativa enzimas que
deveriam estar produzindo glicose. É a carência de glicose
no sangue que dá o mal-estar da ressaca, no dia seguinte.
A boca seca e a sede são sintomas da desidratação.
GE QUÍMICA 2018
61
3
CÁLCULOS QUÍMICOS GRANDEZAS
CILADA ATÔMICA
Isto é uma roda de
48 átomos de ferro (picos
amarelos) sobre uma
superfície de cobre.
As ondas azuis, no centro,
são elétrons de átomos de
cobre, presos na armadilha
Pequeno,
pequeno, mesmo
Para definir a massa dos minúsculos
átomos, os cientistas criaram um
padrão, fatiando o átomo de carbono
MULTI/SP
A
62 GE QUÍMICA 2018
quantidade de uma substância no organismo humano costuma ser dada em miligramas (mg) ou em mililitros (mL). Mas,
para medir grandezas como massa e volume de
corpos minúsculos, como átomos e moléculas, os
químicos precisam de padrões especiais. O conjunto de átomos na imagem acima, por exemplo,
mede alguns nanômetros. Um nanômetro é um
bilionésimo de metro (10–9 m, ou 0,000000001
metro). Isso é muito pequeno, mesmo: você
chega a 1 nanômetro se dividir 1 milímetro em
1 milhão de partes e separar apenas uma. A quí-
mica tem também padrões especiais para medir
quantidades no mundo atômico – o número de
átomos e moléculas de uma amostra e a massa
de cada uma dessas partículas de matéria.
O padrão massa atômica
Um átomo é tão pequeno que no ponto final
desta frase existem milhões deles. A maior parte
da massa de um átomo está no núcleo. Por isso,
quando falamos em massa do átomo, consideramos apenas a massa de prótons e nêutrons.
Mas essa medida é absurdamente pequena para
Massa molecular
ser expressa em qualquer padrão usado no dia
a dia, como o grama (g). Em química, o padrão
para expressar a massa dos átomos é a unidade
de massa atômica (u).
Uma unidade de massa atômica foi definida
tomando por base o átomo de carbono-12 – o
isótopo de carbono que tem número de massa
igual a 12. Ao átomo de C-12 foi atribuída arbitrariamente massa atômica (MA) de 12 unidades
de massa atômica (12 u). Então, uma unidade
de massa atômica equivale a 1/12 da massa
atômica do carbono-12.
É a massa de todos os átomos que formam uma
molécula. Para descobrir a massa molecular
(MM) de uma substância, basta, então, somar
a massa atômica (MA) dos elementos que a
constituem. O gás hidrogênio (H2), por exemplo,
leva dois átomos de hidrogênio. A MM do gás
hidrogênio é 2 u, a soma da MA de cada átomo.
NA PRÁTICA
CÁLCULO DA MASSA MOLECULAR
MM da água (H2O): pela tabela periódica, sabemos que
MA de H = 1 u e MA de O = 16 u. Se a molécula de água tem
dois átomos H e um átomo O, a MM da água é 18 u. Veja:
ÁTOMO DE CARBONO-12
(dividido em 12 partes iguais)
Unidade de massa atômica =
1/12 da massa do núcleo do C-12
H
Átomo de hidrogênio
Unidade de massa atômica
A massa atômica medida
Como o nome diz, o padrão unidade de massa
atômica (u) é usado para medir a MA dos átomos. O átomo do hidrogênio (H), o mais leve
de todos os elementos, tem massa de 1 u – ou
seja, sua MA é 1 vezes a massa de um átomo
de carbono-12. 12
O hidrogênio, que tem apenas um próton, tem
MA = 1 u. Podemos comparar a massa de todos
os átomos à do hidrogênio. Então, por exemplo,
a massa atômica do alumínio (Al) é 27 u. Isso
significa que são necessários 27 átomos H para
chegar à massa de um átomo Al. Portanto, um
átomo Al tem MA = 27 u.
A massa atômica de cada elemento foi medida
experimentalmente em laboratório. E esse dado é
fornecido nas tabelas periódicas mais completas.
No geral, aparecem com valores arredondados.
H2 O
TOME NOTA
O número de massa (A)
é o total de partículas
que definem a massa de
um átomo – prótons e
nêutrons no núcleo (veja
o capítulo 1).
A massa atômica (MA) é a
medida dessa massa.
2 . 1 u + 1 . 16u = 18 u
MMágua = 18 u
MM da sacarose: dadas a fórmula da sacarose e a massa atômica dos elementos químicos que integram essa
molécula (H = 1 u, C = 12 u e O = 16 u), temos que uma
molécula de sacarose é 342 vezes mais pesada que a
unidade de massa atômica.
C12H22O11
12 . 12 u + 22 . 1 u + 11 . 16 u = 342 u
MMsacarose = 342 u
MM do sulfato de alumínio: a fórmula desse sulfato
mostra que a substância é composta de três ânions
sulfato e dois cátions alumínio. Esses três íons contêm
três átomos de enxofre (S) e 12 átomos de oxigênio (O).
A MA de cada elemento químico é:
Para Al, MA = 27 u
Para S, MA = 32 u
Para O, MA = 16 u.
Al2 ( S O4 )3
2 . 27 u + 3 . 32 u + 12 . 16 u = 342 u
MM sulfato de alumínio = 342 u
TOME NOTA
Não confunda massa atômica (MA) com número de massa (A):
• A = número de prótons + número de nêutrons
• MA = massa do átomo
DON EIGLER/IBM ALMADEN RESEARCH CENTER
GE QUÍMICA 2018
63
3
CÁLCULOS QUÍMICOS GRANDEZAS
O mol
Massa molar
A massa molar (M) é a massa de 1 mol de
átomos, moléculas ou íons, dada em gramas.
Se conhecemos a massa atômica (MA) de um
elemento químico, podemos calcular a massa
molar, ou seja, a massa de 1 mol de átomos desse
elemento. É o mesmo que calcular o preço de
uma dúzia de barras de chocolate, sabendo-se
quanto custa apenas uma delas.
Contar o número de átomos, moléculas ou
íons de uma substância é tarefa impossível a
olho nu. Apenas microscópios eletrônicos, de
varredura, conseguem captar alguma imagem
dos átomos, como a da foto da página 60. Para
calcular quantos átomos, moléculas ou íons
existem em determinado volume de uma substância, a química usa a grandeza chamada mol
(pela regra oficial, não existe plural de mol: 1
mol, 2 mol, 3 mol etc.).
Mol mede simplesmente a quantidade de
matéria. E tem o mesmo papel que a palavra
dúzia. Assim como uma dúzia contém 12 unidades, um mol contém cerca de 6 . 1023 unidades. Assim como a dúzia pode ser usada para
bananas, ovos ou parafusos, a unidade mol é
empregada para medir o número de átomos,
íons ou moléculas.
O mol foi adotado para todos os átomos e substâncias também com base nos átomos de C-12.
Por medição direta, os químicos descobriram que
12 gramas de C-12 contêm 6,02 . 1023 átomos –
valor que arredondamos para 6 . 1023. Daí surgiu
o padrão chamado constante de Avogadro:
1 mol = número de átomos em 12 gramas de
C-12 = 6 . 1023 átomos.
Esse número padrão foi adotado para contar
o número de qualquer tipo de partícula: átomos,
moléculas ou íons:
1 mol de moléculas são 6 . 1023 moléculas
1 mol de átomos são 6 . 1023 átomos
1 mol de íons são 6 . 1023 íons
Podemos calcular quantos átomos existem em 1
mol de determinada substância. É como calcular
o número de patas em um rebanho: se cada boi
ou vaca tem quatro patas e se o rebanho tem 80
reses, o número de patas é 320. Agora imagine
que vamos contar o número total de patas do rebanho de 80 reses mais dez galinhas. Pelo mesmo
raciocínio, teremos 80 . 4 + 10 . 2 = 340 patas. Para
contar o número de átomos de um mol de água
fazemos o mesmo:
A fórmula da água: H2O;
1 mol de água contém 6 . 1023 moléculas H2O.
Então 1 mol de água contém:
Uma molécula de água contém dois átomos
H e um átomo O;
1 mol de átomos O: 6 . 1023 átomos
2 mol de átomos H: 2. 6 . 1023
No total, 1 mol de moléculas de H2O contém
(12 + 6) . 1023 átomos = 18 . 1023 átomos, ou
1,8 . 1024 átomos.
64 GE QUÍMICA 2018
NA PRÁTICA
MASSA MOLAR
Para o carbono-12 (C-12):
• Sabemos que 1 mol de átomos C-12 = 6 . 1023
átomos;
• E sabemos que 1 mol de C-12 tem massa de 12 g;
• Na linguagem da química, a massa molar do C-12 é
12 g/mol.
Para o ferro (Fe):
• 1 mol de Fe contém 6 . 1023 átomos;
• Os átomos Fe têm MA = 56 u;
• Então a massa molar (M) do Fe = 56 g/mol.
O mesmo é válido para as moléculas de uma
substância composta: a massa molar, aquela de 1 mol
de moléculas, corresponde à massa molecular.
NA PRÁTICA
MASSA MOLAR DA ÁGUA
TOME NOTA
A massa molar é
numericamente igual à
massa molecular (MM) ou
à massa atômica (MA). Só
o que muda é a unidade:
para MM, a unidade é u
(unidades); para a massa
molar (M), a unidade é
g/mol (grama por mol).
• Fórmula da água: H2O;
• A massa de uma molécula (MM) de água é a soma
da massa atômica dos dois átomos H e do único
átomo O;
• Para H, MA = 1; para O, MA = 16;
• A fórmula da água contém dois átomos H e um
átomo O. Então a massa molecular MM = 18 u;
• Mas 1 mol de água contém 6 . 1023 moléculas;
• Então a massa molar (M) da água é 18 g/mol –
ou seja, 1 mol de moléculas de água tem
massa de 18 gramas.
E quantos átomos existem nesses 18 gramas, ou seja,
em 1 mol de água?
• Pela fórmula, cada molécula H2O tem 3 átomos;
• Então cada mol de moléculas contém 3 . 6 . 1023
átomos;
• Em 1 mol de água existem 18 . 1023 átomos.
A equivalência entre massa atômica, massa
molecular e a massa em gramas de uma substância é muito útil para comparações.
NA PRÁTICA
Com esses conceitos, podemos, também, calcular a massa de um único átomo ou de uma
única molécula. Sabemos que 6 . 1023 moléculas
de água têm massa de 18 gramas. Então, qual a
massa de uma molécula?
Basta montar uma regra de três:
Massa molar
EQUIVALÊNCIA DE MASSAS
Comparando dois sistemas, um com gás carbônico
(CO2) e outro com gás etano (C2H6):
Sistema I
Moléculas
gramas de H O (1 mol)
{ 18x gramas
de H O
2
2
6 . 1023
1
x = 18 g / 6 . 1023 moléculas
Fazendo as contas e arredondando o resultado,
temos que uma molécula de água tem massa
de 3 . 10–23 grama, que equivale a
0,00000000000000000000003 grama.
Sistema II
1 mol
n mol
C2H6
Com esses dados podemos montar a tabela:
1 mol
de CO2
44
1 mol
de C2H6
30
44
30
Número de
moléculas
Número
de átomos
6 . 1023
3 . 6 . 1023
6 . 1023
n (mol) =
massa (g)
M (g/mol)
NA PRÁTICA
NÚMERO DE MOLÉCULAS
Num laboratório há dois frascos: em um deles
há 1,8 g de glicose, e em outro, 1,8 g de água.
Em qual dos dois há maior número de moléculas?
(Dados: H2O = 18 g/mol e C6H12O6 = 180 g/mol)
• Da tabela periódica temos que
C = 12 u, H = 1 u e O = 16 u;
• MM de CO2 = 12 u + 2 . 16 u = 44 u;
• MM de C2H6 = 2 . 12 u + 6 . 1 u = 30 u;
Massa
molar
(g/mol)
corresponde a massa molar (M)
corresponde a massa (g)
Resolvendo a regra de três:
Pela ilustração, sabemos que os dois sistemas contêm
seis moléculas. A figura também mostra que cada
molécula de CO2 tem três átomos, e cada molécula de
C2H6, oito átomos. Ainda que o número de moléculas
em cada sistema seja igual, os elementos químicos e
o número de átomos dessas moléculas são diferentes.
Então, a massa do Sistema I não é igual à massa do
Sistema II. Calculando a massa molar (em gramas) de
cada um desses sistemas:
Massa
molecular
(u)
• 18 u é a massa
molecular (MM) da
água, isto é, quantas
vezes a molécula de
água é mais pesada
em relação a u;
• 18 g é a massa molar
da água, isto é, a
massa que contém
6 . 1023 moléculas de
água;
• a massa de uma
molécula de água
(H2O), em gramas,
é 3 . 10 – 23 g.
Podemos definir uma fórmula para auxiliar
nos cálculos de quantidade de matéria (n), por
uma simples regra de proporção (regrinha de
três): 1 mol tem sua massa molar. Então n mol
têm massa m. Veja:
CO2
Quantidade
de matéria
(mol)
TOME NOTA
8 . 6 . 1023
Acompanhe o raciocínio:
1,8g
p/ H2O n =
n = 0,1 mol de moléculas
18g/mol
p/ C6H12O6 n =
1,8g
n = 0,01 mol de moléculas
180g/mol
Ora, 0,01 mol é menos que 0,1 mol de moléculas.
Então, há mais moléculas em 1,8 g de água que em
1,8 g de glicose.
GE QUÍMICA 2018
65
CÁLCULOS QUÍMICOS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
A proporção
entre reagentes
e produtos
A quantidade de matéria
que participa de uma
reação pode ser medida
em massa ou em mol
RECEITA FURADA Como um bolo, uma reação química só ocorre com a proporção exata dos ingredientes
E
stequiometria ou cálculo estequiométrico
são os cálculos feitos para determinar as
quantidades dos reagentes e produtos
numa reação química. Do mesmo modo como,
para fazer um bolo, precisamos de uma receita
que traga a quantidade de farinha, leite, ovos e
açúcar, precisamos saber quanto de reagente
usamos para certa quantidade de produto. Uma
equação em que essas proporções estão corretas
é uma equação balanceada (veja o capítulo 2).
Observe a equação abaixo:
2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2 (g)
A equação está balanceada, pois a quantidade
de átomos nos reagentes é igual ao número
deles no produto:
dois átomos de carbono (C)
quatro átomos de oxigênio (O2).
A equação dá a receita da reação: a cada duas
moléculas de monóxido de carbono (em 2 CO)
que reagem com uma molécula de gás oxigênio
(O2) formam-se duas moléculas de dióxido de
carbono (2 CO2). Porém, na prática, é impossível trabalhar apenas com uma ou duas moléculas. É aí que entra a grandeza quantidade
de matéria, o mol, que vale aproximadamente
6 . 1023 átomos ou moléculas.
Na equação da reação de síntese do dióxido
de carbono, mantendo a proporção do número
de moléculas, dada pelos coeficientes, podemos
dizer que “2 mol de CO reagem com 1 mol de O2
para formar 2 mol de CO2”. Perceba que não se
fala mais em moléculas, isoladamente, mas em
mol de moléculas. Mas a proporção se mantém.
Então concluímos que, numa equação balanceada, os coeficientes dão a proporção, em
mol, das substâncias empregadas.
Mol e massa
Além de relacionar mol à quantidade de moléculas ou átomos, podemos também associá-lo
à massa de uma substância, por meio da massa
molar (veja a pág. 64). Observe:
EQUIVALÊNCIA ENTRE MOL, MOLÉCULAS E MASSA
2 CO (g)
66 GE QUÍMICA 2018
+
1 O2 (g)
→
2 CO2 (g)
Em mol
2 mol de CO
reagem com 1 mol de O2
produzindo 2 mol de CO2
Em moléculas
2 . 6 . 1023 moléculas de CO
reagem com 6 . 1023 moléculas de O2 produzindo 2 . 6 . 1023 moléculas de CO2
Em massa
2 . 28 g de CO
reagem com 32 g de O2
produzindo 2 . 44 g de CO2
Quantidade de um gás
Lembrando: todo e qualquer gás tem características especiais:
ocupa todo o volume disponível e é facilmente comprimido;
expande-se com o aumento da temperatura;
quanto mais comprimido estiver, maior
será a pressão.
Por essas características, a quantidade de
um gás qualquer num recipiente varia, dependendo de seu volume, sua temperatura e da
pressão à qual está submetido. Esses fatores são
as variáveis de estado de um gás. A medida
de quantidade de um gás depende, então, de
conhecermos essas variáveis:
Volume é o espaço ocupado pelas partículas do gás. Depende da temperatura
e da pressão do sistema. As unidades de
volume mais comuns são litro (L), metro
cúbico (m3) e seus submúltiplos.
A pressão é resultado do choque das moléculas de um gás com as paredes do recipiente
que o contém. A pressão sobe quando a temperatura sobe, ou quando o volume diminui.
A unidade mais utilizada em química para
medir a pressão de um gás é atmosfera (atm).
A temperatura termodinâmica é a medida da energia cinética das partículas do
gás. Quanto maior é a temperatura de um
gás, mais agitadas ficam as partículas. Se a
temperatura sobe, a pressão também sobe,
e maior será a pressão exercida sobre as paredes do recipiente.
A temperatura termodinâmica é geralmente
medida em Kelvin (K) e, assim como a escala
Celsius (oC), é centígrada (dividida em 100
graus). Zero Kelvin (0 K) corresponde a -273 °C.
Para transformar a temperatura de Celsius (oC)
para Kelvin (K): T = t + 273, em que t é a temperatura em °C, e T, a temperatura em Kelvin.
n mol
Um gás ocupa certo
volume a determinada
temperatura
n mol
Se o gás for comprimido
(aumento de pressão),
o volume se reduz
Se a temperatura
subir, a pressão
também aumenta
Volume molar de um gás
É o volume ocupado por 1 mol de um gás
nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP): a 0 °C e 1 atm. Nessas condições,
qualquer gás ocupa um volume de 22,4 L. Fixado isso, podemos estabelecer a equivalência
entre mol e volume. Veja na tabela a seguir
essa equivalência na reação entre o monóxido
de carbono (CO) e o oxigênio gasoso (O2) que
produz dióxido de carbono (CO2).
EQUIVALÊNCIA ENTRE MOL E VOLUME
2 CO (g)
Em mol
2 mol de CO
+
1 O2 (g)
→
2 CO2
(g)
reagem com
1 mol de O2
produzindo
2 mol de CO2
Em volume (CNTP) 2 . 22,4 L de CO reagem com
22,4 L de O2
produzindo
2 . 22,4 L de CO2
NA PRÁTICA
MASSA MOLAR
A formação da amônia ocorre segundo a reação
N2 + 3 H2 2 NH3
Sabendo que 2,8 g de nitrogênio gasoso reagem com a quantidade adequada
de hidrogênio gasoso para formar amônia, calcule a massa do gás hidrogênio
consumida nessa reação.
Passo a passo, a solução:
1. Verificamos se a equação química está balanceada comparando o número de
átomos dos dois lados da equação: em N2 + 3 H2 2 NH3 temos 2 átomos N e
6 átomos H nos reagentes e também no produto. Então, a equação está balanceada.
2. Mantendo a proporção da equação e substituindo a grandeza, de número de
moléculas para mol, sabemos que 1 mol de N2 reage com 3 mol de H2 para
formar 2 mol de NH3.
3. Mas o exercício utiliza a grandeza massa. Precisamos, então, da equivalência
entre a massa molar de cada reagente e produto. Aí vem novo passo:
• Consultando a tabela periódica, descobrimos a massa atômica dos átomos N
(MA = 14 u) e H (MA = 1 u).
4. Mantendo a proporção acima (coeficientes) em mol e considerando a
informação de que 2,8 g do gás nitrogênio (N2) reagem de maneira correta para
produzir amônia, temos:
• O gás nitrogênio (N2) tem dois átomos N. Então, sua massa molecular (MM) = 28 u.
Como a massa molar é numericamente igual à MM, temos que a massa molar
de N2 = 28 g/mol;
• O mesmo raciocínio para o hidrogênio (H2): MA = 1 u; então, H2 tem MM = 2 u.
Então, M = 2g/mol e 3 H2 = 6 g.
5. Pela regra de três:
N2 + 3 H2 2 NH3
1 mol + 3 mol 2 mol
28 g de N2 reagem com 6 g de H2
2,8 g de N2 reagem com m g de H2
Daí que m = 2,8 . 6
28
A massa de H2 consumida na formação da amônia a partir de 2,8 g de N2 é de 0,6 g.
GE QUÍMICA 2018
67
CÁLCULOS QUÍMICOS CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
NA PRÁTICA
QUANTIDADE DE MOL
Uma das substâncias presentes no gás de cozinha
é o propano. Durante a queima do propano, o gás
oxigênio (O2) é consumido e ocorre a produção de
dióxido de carbono (CO2) e vapor d’água. Qual a
quantidade, em mol, de oxigênio consumido na
queima de 8,8 g de propano (C3H8)?
Essa é a quantidade das duas substâncias, em
massa e mol. Se mantivermos a proporção entre
produtos e reagentes, podemos comparar qualquer
medida. Por exemplo, o volume de CO2 formado em
CNTP. Lembrando: em CNTP, 1 mol de qualquer gás
ocupa 22,4 L.
• Escrevemos a equação que representa a reação:
Então, 3 mol de CO2 ocuparão 3 . 22,4 L = 67,2 L. Para
descobrir o volume V de CO2 produzido:
C3H8 + O2 → CO2 + H2O
• Balanceamos a equação:
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
• Utilizando as proporções mol e massa, temos:
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H20
1 mol
5 mol
44 g de C3H8
8,8 g de C3H8
3 mol
C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
44 g
3 . 22,4 L
8,8 g
V (L)
67,2 . 8,8 = 44 . V
4 mol
reagem com 5 mol de O2
reagem com n mol de O2
5 . 8,8 = 44 . n → n = 1 mol de oxigênio (O2)
V = 67,2 . 8,8 → V = 13,44 L
44
O volume de CO2 produzido na queima de 8,8 g
propano é de 13,44 L.
A queima de 8,8 g de propano (C3H8) exige 1 mol de
oxigênio (O2).
Pureza dos reagentes
O grau de pureza é uma medida relacionada
a misturas. O grau de pureza de uma substância
– esteja ela no estado líquido, sólido ou gasoso
– indica a porcentagem dessa substância que
efetivamente interessa numa reação, quando
essa substância está numa mistura. Grau de
pureza é o mesmo que teor.
Para as transformações químicas, o grau de
pureza é muito importante. No motor dos auto-
móveis, a queima da gasolina é uma reação entre
a gasolina e as moléculas de oxigênio (O2) do ar
atmosférico. Porém, o ar não contém só oxigênio.
Na verdade, esse gás corresponde a menos de 20%
de qualquer volume de ar atmosférico. E 78%
desse volume é de nitrogênio (N2). Só que o N2
não entra na queima da gasolina. O que interessa
é só o oxigênio. Então, dizemos que o grau de
pureza do ar em relação ao oxigênio é de 20%.
[1]
68 GE QUÍMICA 2018
DEPENDE DO USO
O grau de pureza desejável
para um material depende
do que se espera dele.
O latão é uma liga metálica
que tem pureza de apenas
30% de zinco. Os restantes
70% são de cobre
[2]
NA PRÁTICA
PUREZA
Considere a reação FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S. Qual é a
massa de cloreto de ferro II (FeCl2 ) obtida pela reação
de 1.100 g de sulfeto de ferro II (FeS), 80% de pureza
com excesso de ácido clorídrico (HCl)?
Primeiro, uma observação: a expressão “com excesso”, no enunciado, significa que nem todo HCl vai ser
utilizado na reação.
O enunciado fornece a equação já balanceada. Também é informado o grau de pureza de FeS (80%) e a
massa que entra na reação (1.100 g). Isso significa que
o FeS está misturado a outras substâncias e que, dos
1.100 g dessa mistura, apenas 80% são de FeS. Só essa
quantidade reage com o ácido clorídrico (HCl).
Calculando a massa de FeS:
mFeS = 80% de 1.100 g
mFeS = 880 g
Na tabela periódica, consultamos a massa atômica de
cada elemento envolvido na reação química e encontramos a massa molar. E, pela regra de três, a massa
necessária:
FeS + 2 HCl → FeCl2
1 mol
2 mol
1 mol
+
H2S
1 mol
88 g de FeS produzem 127 g de FeCl2
880 g de FeS produzem m g de FeCl2
88 . m = 880 . 127
m= 1.270 g
Essa é a massa de FeCl2 que será produzida pela reação
entre HCl e 1.100 g de FeS com 80% de pureza.
[1] FERNANDO GONSALES [2] ISTOCK
Rendimento de uma reação
Teoricamente, todas as reações têm 100%
de rendimento – ou seja, toda quantidade de
reagentes se transforma em produtos. Foi isso
o que consideramos em todos os cálculos feitos
até aqui, nesta aula. Porém, na prática, as reações sempre apresentam alguma perda. Nem
todo reagente é consumido; portanto, nem todo
produto é formado.
Quando o rendimento de uma reação é diferente de 100%, a quantidade de produto é
menor que a esperada. O rendimento de uma
reação depende de vários fatores, que, por sua
vez, dependem das condições em que a reação
é realizada.
Preste atenção: o cálculo do rendimento de
uma reação segue o mesmo raciocínio que fizemos para encontrar o produto da reação de um
reagente com grau de pureza inferior a 100%.
A diferença é que a medida do grau de pureza
é feita antes dos cálculos estequiométricos. Já a
medida do rendimento é feita depois dos cálculos
estequiométricos.
NA PRÁTICA
RENDIMENTO
Queimando-se 30 g de carbono puro, com rendimento
de 90%, qual é a massa de dióxido de carbono (CO2)
obtida, conforme a equação C + O2 CO2?
O enunciado informa a equação, e ela já está balanceada. O enunciado também afirma que o rendimento
da reação é inferior a 100%. Então, a massa do produto também será menor do que a esperada. Vamos
calcular a massa do produto se a reação tivesse 100%
de rendimento:
C
+ O2 CO2
1 mol
1 mol
1 mol
12 g
32 g
44 g
Montamos a regra de três para a quantidade de
carbono puro envolvida na reação:
12 g de C produzem 44 g de CO2
30 g de C produzem m g de CO2
12 . m = 30 . 44
m = 110 g de CO2
Então, uma reação com 100% de rendimento produziria
110 g de CO2. Mas a reação tem rendimento de 90%. Então
é só calcular 90% de 110 g. Assim, a reação de 30 g de C
com 90% de rendimento resulta em apenas 99 g de CO2.
GE QUÍMICA 2018
69
CÁLCULOS QUÍMICOS CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES
CHUÁÁÁ... A água é um
solvente universal – nela
se dissolve quase tudo.
Os peixes, por exemplo,
dependem do oxigênio
dissolvido nos mares e rios
O que se dissolve em quê
A solubilidade de uma solução depende de reações
entre as moléculas do solvente e dos solutos
R
ecordando: as misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas, dependendo do
número de fases que apresentam. Com
uma única fase, homogênea; com mais de uma,
heterogênea. As misturas homogêneas também
são chamadas de soluções, e seus componentes,
de solutos e solventes. O soluto é aquele cujas
partículas se distribuem homogeneamente pelo
solvente no processo da dissolução (sobre soluções, veja o capítulo 1). A concentração de
uma solução indica a quantidade de soluto
distribuída numa solução.
Dissolução
Para que um soluto se dissolva num solvente,
é preciso que suas partículas (moléculas ou íons)
interajam. Veja o que ocorre quando se dissolve
sal de cozinha em água:
A água é um composto molecular. Os átomos
que formam a molécula da água, o hidrogênio (H)
e o oxigênio (O), têm diferentes graus de eletronegatividade: o átomo O é muito eletronegativo
(tem grande poder de atrair elétrons), enquanto o
átomo H é pouco eletronegativo (menor poder de
atração). Na molécula, o átomo O e os dois átomos H
estão ligados – ou seja, compartilham elétrons. Se
70 GE QUÍMICA 2018
o átomo O atrai os elétrons com maior intensidade,
os elétrons ficam mais próximos a esse átomo. Isso
cria uma polaridade na molécula. Uma molécula
polar é aquela em que os elétrons não estão
distribuídos de forma igual entre os átomos.
Esse tipo de molécula tem um polo positivo (H,
com menos elétrons perto) e um polo negativo
(O, com mais elétrons perto).
Já o cloreto de sódio (NaCl) é um composto
iônico que no estado sólido tem os íons Na+ e Cl–
organizados em retículo cristalino. Esse retículo
se mantém unido porque os íons se atraem devido a suas cargas opostas (sobre íons, moléculas e
eletronegatividade, veja o capítulo 1).
A molécula da água é polar: os elétrons são todos compartilhados
entre os átomos de hidrogênio e oxigênio.
Mas ficam mais próximos do oxigênio
O cloreto de sódio (NaCl) se dissolve em água
porque as moléculas da água (H2O) interagem
com os íons do sal (Na+ e Cl–) por meio de seus
dois polos: o polo negativo (O) interage com os
íons positivos (Na+), e o polo positivo (H) interage
com os íons negativos (Cl–). Como resultado desse
puxa de cá, puxa de lá, a água consegue separar os
íons do sal, intrometendo suas moléculas entre os
íons. A solução fica saturada – sobra soluto sem
ser dissolvido – quando as moléculas de água não
são suficientes para separar os íons do sal.
formação de polos. Resultado: a solubilidade do
oxigênio em água é muito pequena.
A interação entre as partículas não é o único
fator que define se uma substância é ou não
solúvel em outra. Tanto é que nem todo composto iônico é solúvel em água, mas esses outros
fatores não são estudados no Ensino Médio.
Solubilidade
A água tem moléculas que interagem com
um imenso número de substâncias. Por isso é
chamada solvente universal – o mais importante para o estudo de solubilidade. Esses dados
são obtidos experimentalmente, e com eles
podemos construir gráficos chamados curvas
de solubilidade.
A curva de solubilidade indica a quantidade
máxima de uma substância capaz de se dissolver
em 100 gramas de água, a uma dada temperatura.
Veja o gráfico:
ADEUS, RETÍCULO
O sal se dissolve quando suas ligações iônicas são quebradas
pelas moléculas de água. Acompanhe:
água
Na+ + Cl–
Água
Sal
2
Na+
Na+
Cl–
3
1
Cl–
1. Enquanto não se dissolve, o sal permanece com os íons Na+ e
Cl– unidos no retículo cristalino;
2. Quando as moléculas de água entram em contato com o retículo
cristalino, o átomo de oxigênio atrai o íon positivo Na+ e...
3. ... os átomos de hidrogênio atraem o íon negativo Cl–.
Toda dissolução envolve a interação entre as
partículas do soluto e do solvente. Mas atenção:
nessa interação não há compartilhamento de
elétrons, apenas aproximação. A dissolução por
polaridade não ocorre apenas entre moléculas e
íons, mas também entre dois tipos de molécula. O
açúcar, por exemplo, não é um composto iônico,
mas molecular, e também se dissolve em água.
Isso porque as moléculas de açúcar, assim como
as de água, também são polares. Dessa forma,
todas elas interagem.
Se não há interação, a dissolução é mínima
ou praticamente não ocorre. O gás oxigênio
(O2), por exemplo, dissolve-se muito pouco em
água. É que as moléculas formadas por átomos
iguais (como O2) não apresentam diferença de
eletronegatividade. Por quê? Ora, porque os
dois átomos são do mesmo elemento químico.
Sem diferença de eletronegatividade não há a
ISTOCK
Coeficiente de
solubilidade (g/100g de água)
NaCl(s)
140
KNO3
120
K2CrO4
100
80
NaCl
60
40
Ce2(SO4)3
20
20
40
60
80
temperatura (oC)
UNS MAIS, OUTROS MENOS O gráfico mostra a curva de solubilidade
de quatro sais. Repare que o coeficiente de solubilidade é dado em
gramas da substância a cada 100 gramas de água. Perceba, também,
que, para três desses sais, a solubilidade aumenta conforme a
temperatura se eleva – algumas vezes, muito rapidamente, como no
caso do sal KNO3. Mas, para um desses sais, o Ce2(SO4)3 , quanto mais
quente fica a água, mais difícil é sua dissolução.
ATENÇÃO
Alguns autores chamam de solvente a substância
que participa da solução em maior quantidade;
para outros, solvente é a substância que se
encontra no mesmo estado físico da solução,
independentemente da quantidade. A água,
porém, é sempre considerada solvente. E,
quando se fala em solução, sem especificar o
solvente, subentende-se solução aquosa.
GE QUÍMICA 2018
71
CÁLCULOS QUÍMICOS CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES
ATENÇÃO
Nas expressões
químicas, a
concentração em
mol/L é indicada por
dois colchetes [ ]
Concentração
Concentração de uma solução é a quantidade de soluto distribuída numa determinada
quantidade de solução. Pela concentração conseguimos determinar quanto do soluto existe em
determinado volume ou determinada massa de
uma solução. Assim como a solubilidade, a concentração também é uma proporção:
concentração =
quantidade de soluto
quantidade de solução
Essas quantidades de soluto e solução podem
ser expressas em massa, volume ou em quantidade de matéria.
Concentração comum (g/L)
É uma forma muito usual de expressar a concentração (C) de uma solução. Concentração
comum é a relação entre a massa de soluto e
o volume da solução:
C = massa de soluto (em gramas)
volume de solução (em litros)
C=
msoluto
Vsolução
Uma solução de ácido clorídrico (HCl) com
concentração de 30 g/L é uma solução em que
para cada litro têm-se 30 g de HCl.
Importante: concentração de uma solução
não é o mesmo que densidade de uma solução.
Ambas as medidas são uma relação entre massa
e volume. Mas veja a diferença:
Concentração é a massa de soluto em uma
solução;
Densidade é a massa de determinado volume
de solução, dada pela expressão:
d = massa de solução unidades: g/mL, g/L, kg/L
volume de solução
Uma solução de NaCl com densidade 1 .200 g/L
e concentração de 120 g/L é uma solução em que:
A cada litro de solução existem 120 gramas
do soluto NaCl (concentração);
Cada litro de solução (solvente + soluto)
tem massa de 1.200 g (densidade).
Concentração em quantidade de matéria (mol/L)
É a relação entre a quantidade de matéria (mol)
e o volume em litros da solução. Sua representação pode ser dada pela fórmula do soluto entre
colchetes ou apenas por um par de colchetes
fechado. (Lembre-se de que utilizamos a letra n
para representar quantidade de matéria.)
[ ] = quantidade de matéria (mol)
volume de solução (em litros)
[ ]=
n (mol)
V (em litros)
NA PRÁTICA
CONCENTRAÇÃO EM g/L
Uma solução de hidróxido de sódio tem concentração
de 40 g/L. Qual seria a quantidade em massa de soluto
presente em 100 mL dessa solução?
Pelo enunciado, sabemos que:
C = 40 g/L
Vsolução = 100 mL (que corresponde a 0,1 L).
ATENÇÃO
O cálculo da
concentração só é
possível quando, numa
solução, a distribuição
do soluto pela solução
é homogênea e,
portanto, proporcional
ao volume.
72 GE QUÍMICA 2018
Usando a fórmula, podemos calcular qual a massa de
soluto presente nela:
C=
msoluto
Vsolução
40 g/L =
msoluto
→ msoluto = 4g
0,1 L
Ou seja, se em 1 litro de solução existem 40 g de
hidróxido de sódio, em 100 mL existirão 4 g.
NA PRÁTICA
CONCENTRAÇÃO EM MOL/L
Se uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) tem
concentração de 1,2 mol/L, qual é a quantidade de
matéria do soluto em 300 mL dessa solução?
Sabemos pelo enunciado que:
[NaOH] = 1,2 mol/L
Vsolução = 300 mL (que corresponde a 0,3 L).
Pela fórmula da concentração em quantidade de
matéria, temos que:
1,2 mol/L = nsoluto → nsoluto = 0,36 mol
0,3 L
Então, se 1 litro da solução contém 1,2 mol de NaOH, em
300 mL temos 0,36 mol dessa matéria.
Também podemos utilizar a massa molar
para relacionar a concentração comum, em
g/L, com a concentração em quantidade de
matéria, em mol/L.
NA PRÁTICA
Concentração em porcentagem de massa
É a concentração que relaciona massa de soluto por massa de solução (m/m). Geralmente,
é dada em porcentagem, ou a massa de soluto
contida em 100 gramas de solução.
FLÚOR VERSUS CÁRIE
A adição de flúor nas
pastas dentais é pequena,
mas suficiente para
combater as bactérias que
corroem os dentes
% em massa = massa de soluto (em gramas)
massa de solução (em gramas)
RELAÇÃO ENTRE g/L E MOL/L
Para a mesma solução de NaOH com concentração de
1,2 mol/L:
Pela tabela periódica, sabemos que a massa molar
(M) dessa base é de 40 g/mol
(Na = 23 u , O = 16 u e H = 1 u);
Sabemos também que a quantidade de uma
substância, em mol, é igual à massa da substância
dividida por sua massa molar:
n= m
M
Então, podemos estabelecer a reação:
m
m = 48 g
n = m 1,2 mol =
M
40 g/mol
Descobrimos, assim, que 1,2 mol de NaOH tem
48 g de massa. Então, a concentração de NaOH na
solução é C = 48 g/L.
Esse tipo de cálculo da concentração ainda
permite prever a concentração de íons presentes
em uma solução.
NA PRÁTICA
CONCENTRAÇÃO EM PORCENTAGEM
Uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) a 5% é
aquela que apresenta, a cada 100 g de solução,
5 gramas de NaOH. Ou a cada 1 quilo (1.000 gramas)
de solução, 50 gramas de NaOH.
Note que em 100 g de solução existem 95 g de
solvente:
Hidróxido de sódio 5% (m/m)
soluto
5g
solvente
95g
solução
100g
Concentração em partes por milhão (ppm)
É uma medida utilizada quando a solução tem
uma quantidade muito pequena de soluto. Pode
ser expressa em massa ou em volume.
em massa
1 g de soluto
1 mg de soluto
ou
106 g de solução
1 kg de solução
NA PRÁTICA
CONCENTRAÇÃO DE ÍONS
Uma solução foi preparada dissolvendo-se 0,4 mol de
cloreto de alumínio (AlCl3 ) em água suficiente para
totalizar 1 litro de solução. Qual é a concentração em
mol/L dos íons presentes na solução?
Acompanhe o raciocínio:
O enunciado nos informa a concentração:
[AlCl3] = 0,4 mol/L
O composto AlCl3 tem um íon positivo Al3+ (cátion)
e três íons negativos Cl– (ânions).
Sabemos que a água separa esses íons segundo
3+
sua polaridade: AlCl3 Al + 3 Cl– .
Ou seja, para cada mol de AlCl3 dissolvido haverá
a formação de 1 mol de íons Al3+ e três mol de íons
Cl–, distribuídos homogeneamente pela solução.
Então, podemos dizer que
[Al3+] = 0,4 mol/L e [Cl–] = 1,2 mol/L
ALEX SILVA
1 ppm
3
de soluto
1 L de soluto
em volume 1 cm
ou
3
1 m de solução
106 L de solução
SAIBA MAIS
Nos cremes dentais há, aproximadamente,
1.500 ppm de flúor sob a forma de íons fluoreto.
A relação “partes por milhão” se dá entre
as grandezas de massa: a cada 1 milhão de
miligramas de creme dental (106 mg, ou 1 kg),
existem 1.500 mg de fluoreto.
GE QUÍMICA 2018
73
CÁLCULOS QUÍMICOS CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES
Proporções
corretas
Diluição e concentração
E
m laboratório, para realização de experimentos, os químicos nem sempre utilizam
substâncias puras, mas dissolvidas em
soluções aquosas. Em solução, a superfície de
contato entre os reagentes é maior – o que faz
com que a reação ocorra mais rapidamente, e a
observação dos fenômenos químicos fica mais
fácil. Nesta aula veremos os vários procedimentos
realizados em laboratório: desde a preparação,
a diluição até a mistura de diversas soluções.
Preparo de uma solução
Qualquer solução, antes de começar a ser preparada, precisa ter
definidos o volume e a concentração. O preparo de 250 mililitros de
uma solução de sulfato de níquel
[NiSO4] = 0,1 mol/L segue os seguintes passos:
Cálculo da quantidade de soluto
necessária para a solução:
Volume da solução: 250 mL;
Concentração: 0,1 mol/L
Sabemos que [
]
n
=
V
Então:
n = 0,1 mol/L . 0,25 L
n = 0,025 mol de NiSO4
(Lembre-se de que o volume (V)
se refere ao volume da solução, e
não apenas da água.)
Consultando a tabela periódica,
sabemos que 1 mol de NiSO4 tem
MM = 155 g/mol.
Então, pela regra de três, descobrimos a massa de 0,025 mol:
1 mol
0,025 mol
SEM GELO, POR FAVOR
Quanto mais água
se acrescenta,
mais diluído fica
o suco de laranja
74 GE QUÍMICA 2018
– 155 g
– mg
m = 0,025 . 155 = 3,9 g
1
Temos as medidas exatas da solução a ser
preparada: 250 mL de solução com 3,9 g de
NiSO4.
Lidamos com o conceito de concentração
comumente no dia a dia. Um café forte é aquele
em que a água tem alta concentração das substâncias contidas no pó. Um refresco aguado é
aquele em que a quantidade de polpa de fruta
é pouca em comparação à quantidade de água
– ou seja, a polpa está muito diluída. De modo
geral, pode-se dizer que:
Diluir uma solução significa acrescentar
solvente à solução. Isso aumenta o volume
final da solução, mas a quantidade de soluto
permanece inalterada. Daí, a concentração
da solução é menor;
Concentrar uma solução significa diminuir
a quantidade de solvente. Nesse caso, o
volume da solução diminui, mas a quantidade de soluto permanece constante, o
que resulta no aumento da concentração.
O aumento na concentração pode ser feito
pela evaporação do solvente.
Repare que, nos dois processos – de diluição e
concentração –, só se altera o volume da solução.
A quantidade de soluto permanece constante.
Assim, podemos estabelecer algumas relações
entre dois momentos de uma mesma solução que
sofre um processo de concentração ou diluição.
Acompanhe:
Considere uma solução com concentração
inicial C1 (dada em g/L) e volume inicial
V1 (dado em L).
Sabemos que a concentração é a massa do soluto dividida pelo volume da solução, então:
C1 = m1/V1 m1 = C1 . V1
Se a concentração inicial da solução for alterada, teremos:
C2 = m2/V2 e, portanto, m2 = C2 . V2, em que
C2 é a concentração final e V2, o volume final.
Mas sabemos que a massa do soluto não se
altera. Se m1 = m2 C1 . V1 = C2 . V2
Ou seja, numa solução cuja concentração é
aumentada ou diminuída, a concentração e o
volume são inversamente proporcionais: se o
volume da solução sobe, a concentração desce;
se o volume da solução desce, a concentração
se eleva.
O raciocínio é válido para concentrações
medidas em quantidade de matéria ([ ], em
mol/L). A quantidade de matéria não se altera,
e a concentração é inversamente proporcional
ao volume: [ ]1 . V1 = [ ]2 . V2
NA PRÁTICA
DILUIÇÃO
A 100 mL de uma
solução de hidróxido de
sódio (NaOH) 0,3 mol/L
adicionamos
400 mL de água.
Qual é a concentração
da nova solução?
• O enunciado dá os
valores iniciais
da solução:
[NaOH]1 = 0,3 mol/L e
V1 = 0,1 L (100 mL).
Queremos descobrir o
valor de [NaOH]2.
• Se recebeu mais água,
a solução foi diluída.
• Para encontrar
[NaOH]2, é preciso,
primeiro, descobrir
o volume final da
solução (V2): a soma do
volume inicial
(V1 = 100 mL) com a
água adicionada
(400 mL) é
V2 = 100 mL + 400 mL =
500 mL (0,5 L)
• Sabemos que
[ ]1 . V1 = [ ]2 . V2
Então:
0,3 . 0,1 = [NaOH]2 . 0,5
[NaOH]2 = 0,06 mol/L
A concentração da
solução final de
hidróxido de sódio será
de 0,06 mol/L.
Mistura sem reação
Quando se misturam duas soluções, a concentração e o volume finais dependem do fato de
ocorrer, ou não, alguma reação química entre os
componentes das soluções misturadas.
Na mistura de soluções em que não há reação
química entre os componentes, o volume e a
concentração dos solutos na solução final são
diferentes dos valores originais.
Se as soluções misturadas (a, b, c...) têm mesmo soluto e mesmo solvente, a quantidade de
matéria da solução resultante (nF) é a soma da
quantidade de matéria dos solutos das soluções
iniciais (nF = na + nb + nc + ...).
E o volume final é a soma dos volumes de cada
uma das soluções originais:
(VF = Va + Vb + Vc + ...)
Já para as soluções com solutos diferentes,
no caso de misturas sem reação química, apenas
o volume se altera – o que, por sua vez, altera a
concentração. O raciocínio é claro: a quantidade
de matéria permanece a mesma, tanto para a
substância A quanto para a substância B. Sobe
apenas o volume.
NA PRÁTICA
SEM REAÇÃO
Qual é a concentração final de uma solução
preparada pela adição de 80 mL de uma solução de
KOH 0,5 mol/L a 20 mL de uma solução de mesmo
soluto, de concentração 1,2 mol/L?
[S1] = [KOH] = 0,5 mol/L; V1 = 0,08 L
[S2] = [KOH] = 1,2 mol/L; V2 = 0,02 L
Sabemos que n = [ ] . V . Então:
n1 = 0,5 mol/L . 0,08 L = 0,04 mol
n2 = 1,2 mol/L . 0,02 L = 0,024 mol
Sabemos, também, que o volume final é a soma
dos dois volumes iniciais:
V1 + V2 = 0,08 + 0,02 → VF = 0,1 L
Se as duas soluções têm o mesmo soluto, a
quantidade de matéria final é a soma das
quantidades iniciais de matéria:
nF = na + nb = 0,04 + 0,024 = 0,064 mol
E a concentração final é a relação entre o volume e
a quantidade de matéria finais:
[KOH] = nf = 0,064
Vf
0,1
[KOH] = 0,64 mol/L
Mistura com reação
Em alguns casos, na mistura de duas soluções,
os componentes de uma reagem com os componentes da outra, formando novas substâncias.
Para determinar a quantidade final de cada uma
dessas substâncias é preciso analisar os cálculos
estequiométricos da reação.
NA PRÁTICA
COM REAÇÃO
Numa mistura de solução de nitrato de prata
(AgNO3(aq)) com outra solução, de cloreto de sódio
(NaCl(aq),), ocorre a precipitação do cloreto de prata
(AgCl(s) , de M = 143 g/mol), segundo a equação
AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)
Num béquer misturaram-se 200 mL de solução 0,4 mol/L
de AgNO3 e 400 mL de solução de NaCl de concentração
0,2 mol/L. Determine a massa do precipitado.
Perceba que só é possível saber a massa do
precipitado se for conhecida a quantidade de cada
soluto. Para isso, fazemos o cálculo estequiométrico:
Primeiro, calculamos a quantidade de matéria de
cada soluto nas soluções iniciais:
Para a solução de AgNO3:
[AgNO3] = 0,4 mol/L
V = 0,2 L
[ ]=n / V
n= [ ] . V = 0,4 . 0,2 = 0,08 mol
Para a solução de NaCl:
[NaCl] = 0,2 mol/L
V = 0,4 L
[ ]=n / V
n= [ ] . V = 0,2 . 0,4 = 0,08 mol
Sabendo quanto de cada soluto reagiu, fazemos o
cálculo estequiométrico:
AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)
1mol
1mol
1mol
1mol
Mantendo a proporção, temos que:
0,08 mol + 0,08 mol 0,08 mol + 0,08 mol
A quantidade de AgCl precipitado é 0,08 mol
Por fim, calculamos a massa desse precipitado
pela relação n = m
M
0,08 = m = 11,44 g
143
A massa do precipitado é de 11,44 gramas.
GE QUÍMICA 2018
75
COMO CAI NA PROVA
1. (PUCCAMP 2016) O consumo excessivo de sal pode acarretar o aumento
da pressão das artérias, também chamada de hipertensão. Para evitar esse
problema, o Ministério da Saúde recomenda o consumo diário máximo de 5 g
de sal (1,7 g de sódio). Uma pessoa que consome a quantidade de sal máxima
recomendada está ingerindo um número de íons sódio igual a
Dados: Massa molar do Na = 23,0 g/mol. Constante de Avogadro: 6,0 . 1023 mol–1.
a) 1,0 . 1021
b) 2,4 . 1021
c) 3,8 . 1022
d) 4,4 . 1022
e) 6,0 . 1023
RESOLUÇÃO
O sal de cozinha é o cloreto de sódio (NaCl), em que os dois elementos são íons,
Na+ e Cl–.
Sabemos que essa substância é composta dos íons sódio e cloro. O exercício
informa que em 5 g de sal há 1,7 g de sódio.
Mol é a unidade que mede a quantidade de matéria em uma amostra. Assim
como uma dúzia equivale a 12 unidades, um mol equivale a 6 . 1023 partículas.
Essas partículas podem ser átomos, moléculas, íons. E massa molar é a massa
de um mol de partículas. No caso deste exercício, essas partículas são íons Na+.
Sabemos que a massa molar de 6 . 1023 íons Na+ é 23 g. Para descobrir a quantidade de Na+ em 5 g de sal, basta fazer a regra de três:
6,0 . 1023 íons Na+ --------------------- 23 g
x ---------------------------------------------------- 1,7 g
x = 0,443478 . 1023 íons Na+ � x = 4,4 . 1022 íons Na+
Resposta: D
2. (Unimontes 2014) Um procedimento depende de 0,9 g de sulfato cúprico
anidro, CuSO4 , porém tem-se disponível o sulfato cúprico penta-hidratado,
CuSO4 . 5H2O. Para a realização do procedimento, deve-se pesar uma quantidade
de CuSO4 . 5H2O aproximadamente, igual a...
Dados: Massas atômicas: Cu=63,5; S=32; O=16; H=1
a) 0,58 g.
b) 1,56 g.
c) 1,41 g.
d) 0,90 g.
RESOLUÇÃO
Entendendo o enunciado: precisa-se de 0,9 g de CuSO4 . No entanto, dispõe-se
dessa substância misturada a H2O. Para cada molécula de CuSO4 há 5 moléculas de água (H2O). O que se pede é a massa de CuSO4 . 5 H2O necessária para se
obter 0,9 g de CuSO4 . Os conceitos envolvidos na questão: massa molecular,
mol e massa molar.
1 átomo de cobre (Cu), com massa 63,5 u;
1 átomo de enxofre (S), de massa 32 u;
4 átomos de oxigênio (O), com massa total de 16 . 4 = 64 u
Portanto, a massa molecular de CuSO4 é 159,5 u.
O mesmo raciocínio para 5 H2O:
10 átomos de hidrogênio (H), com massa 10 u
5 átomos de oxigênio (O) com massa 80 u
Então a massa de 5 H2O é 90 u.
A massa total da mistura CuSO4 . 5 H2O é a soma das massas de cada uma das
substâncias: 159,5 + 90 = 249,5 u – esta é a massa de um mol CuSO4 . 5H2O.
76 GE QUÍMICA 2018
Você deve se lembrar de que a massa molar é numericamente igual à massa molecular, só que em gramas. Assim, a massa molar do CuSO4 . 5H2O é 249,5 g/mol,
sendo que 159,5 g correspondem ao sulfato cúprico e 90 g correspondem às
moléculas de água. Para descobrir a massa necessária de sulfato cúprico, basta
resolver a regra de três:
249,5 g de CuSO4 . 5H2O --------------- 159,5 g de CuSO4
m --------------------------------------------------- 0,9 g
m = 1,41g
Resposta: C
3. (PUCRJ 2015, adaptada) Considere as seguintes informações:
I. A quantidade de sais dissolvidos no Mar Morto é da ordem de 40 . 109 ton.
II. O volume de água no Mar Morto é 122. 10⁹ m3 com os sais dissolvidos.
Calcule a concentração de sais dissolvidos, em g/L, nas águas do Mar Morto.
RESOLUÇÃO
Questão fácil. Você só tem de dominar o conceito de concentração comum, a
proporção de um soluto em um solvente. Deve se lembrar, também, da conversão de tonelada em grama.
Convertendo tonelada para grama:
1 ton = 1.000 kg = 1.000.000 g (10 6g)
Assim, para calcular a massa de soluto:
1 ton --------------------- 10 6 g
40 . 10 9 ton ---------- m
m = 40 . 10 15 g
O volume de solvente (a água do Mar Morto) é dado em m3. Novamente,
conversão de medidas, de m3 para L.
1 m3 = 1.000 L. Então,
1 m3 ------------------------- 1.000 L
122 . 109m 3 ---------- v
v = 122 . 1012 L
Calculando a concentração, pela fórmula
C = m soluto
V solução
C = 40 . 1015 g = 327,87 g . L–1
122 . 1012 L
Resposta: a concentração de sais no Mar Morto é de 327,87 g/L.
4. (IFSP 2013) O metal manganês, empregado na obtenção de ligas metálicas,
pode ser obtido no estado líquido, a partir do mineral pirolusita, MnO2, pela
reação representada por:
3 MnO2 (sólido) + 4 Al(sólido) � 3 Mn(líquido) + 2 Al2O3 (sólido)
Considerando que o rendimento da reação seja de 100%, a massa de alumínio,
em quilogramas, que deve reagir completamente para a obtenção de 165 kg
de manganês, é:
Dados: Massas molares em g/mol: Al = 27; Mn = 55; O = 16
a) 54
b) 108
c) 192
d) 221
e) 310
RESUMO
Lorem ipsondolor
Cálculos
químicos
RESOLUÇÃO
Lembrando: os coeficientes estequiométricos indicam a proporção, em mol, das
substâncias empregadas. Pela equação química apresentada no enunciado,
sabemos que 4 mol de Al produzem 3 mol de Mn. Pede-se a massa de Al que
deve reagir para produzir 165 kg de Mn. Precisamos então descobrir a massa,
em gramas, que equivale a essas quantidades de mol.
Cada mol de Al tem massa de 27 g. Portanto, 4 mol tem massa de 108 g.
Cada mol de Mn tem massa de 55 g. Para 3 mol, são 165g.
Por regra de três , a massa de Al necessária para a produção de 165 kg de Mn:
108 g de Al (4 mol) -------------------- 165 g de Mn (3 mol)
m ------------------------------------------------------ 165.000 g (165 kg)
m = 108.000 g ou 108 kg
Resposta: B
5. (IFPE 2016) O ácido bórico (H BO ) ou seus sais, como borato de sódio e
3
3
borato de cálcio, são bastante usados como antissépticos, inseticidas e como
retardantes de chamas. Na medicina oftalmológica, é usado como água
boricada, que consiste em uma solução de ácido bórico em água destilada.
Sabendo-se que a concentração em quantidade de matéria (mol/L) do ácido
bórico, nessa solução, é 0,5 mol/L, assinale a alternativa correta para massa
de ácido bórico, em gramas, que deve ser pesada para preparar 200 litros
desse medicamento.
Dados: Massas molares, em g/mol: H = 1; B = 11; O = 16
a) 9.500
b) 1.200
c) 6.200
d) 4.500
e) 3.900
RESOLUÇÃO
A concentração em quantidade do ácido bórico é 0,5 mol/L, ou seja, para cada 1 L
de solução há 0,5 mol de ácido bórico. Para 200 L do medicamento, então:
0,5 mol de H3BO3 -------------------- 1 L de solução
n -------------------------------------------------- 200 L de solução
n = 100 mol de H3BO3
Traduzindo: para produzir 200 litros de medicamento, precisaríamos de 100 mol
de H3BO3. Porém, o exercício pede a quantidade de H3BO3 em massa – ou seja,
a massa molar de H3BO3. O enunciado fornece a massa molar de cada um dos
elementos químicos. Assim, temos
Para H = 1 g/mol; então para 3 mol de H, a massa é de 3 g/mol;
Para 1 mol de B, a massa é de 11 g/mol;
Para 1 mol de O = 16, então para 3 mol de O a massa é de 48 g/mol
Somando a massa molar de todos esses elementos, temos a massa molar do
composto H3BO3:
3 + 11 + 48 = 62 g/mol.
Com a massa molar, calculamos a massa de 100 mol de H3BO3 , novamente por
uma simples regra de três:
1 mol de H3BO3 ---------------------- 62 g
100 mol de H3BO3 ----------------- m
m = 6.200 g
Resposta: C
GRANDEZAS
GIAMCORE MAGNA
E UNIDADES
accum am,
Massa
vullam,
atômica
core feum
(MA)auguerit,
é a massa
si
de
blam,
um quat.
átomo,
Lormedida
sequat lorerci
em unidade
tem accum
de massa
il ulputatômica
nummy (u).
nit
Uma
unidade
atômica
valeinit
1/12
massa do exeros
átomo
nullam
adit eade
admassa
tetumsan
hent lor
adionsequip
do
do zzrit
Carbono-12
Massa
(MM)veéa
doisótopo
dolor sum
amcorer(C-12).
sustrud
dui etmolecular
autpatin eugue
soma
massa de
todos os zzrit
átomos
que el
formam
umaincing
molélenimda
vulluptate
consectem
wismod
ulputatum
et lutdiamcom
molumsandip.
cula
ou um composto
iônico. A unidade da massa molecular
também é u. Mol é a unidade de medida para a quantidade
EAFACIDUNT
DOLOBOR
sustrud
magna
de
matéria contida
em certo
volume.
O molfeugiam
funcionaveniam
como a
zzrilit luptatem
iriusto
consequi
eraesto
eugait
luptat do
ese
unidade
dúzia para
objetos,
e é um
número
absoluto,
usado
para
contar
átomos,
íons oumincillandre
moléculas: tantos
molonullan
de átomos,
tat dolut
venis
amconsed
commodi
ver
tantos
de moléculas
etc.
sustrudmol
modigniam
ipsuscillam,
cor iliquat.
Num volobor eraestionum ing eniatummy nulputem vent amet
CÁLCULOS
iusto odignim
ESTEQUIOMÉTRICOS
quisis adiam aliquat
São
vel
osesequip
cálculos que podemos
fazer a partir dos coeficientes de uma reação balanceada. Os
coeficientes
IS NULLA FEUGAIT
indicamaut
a proporção
venim nostrud
de cada
min ut
reagente
wissecteemagnibh
produto,
em
et nim
mol.incillandre
Essa proporção
do commy
se mantém
non hendip
na contagem
eu feugait
do número
lobore
de
moléculas,
átomos e nulluptatum
íons e na massa
dessas
espécies.
magnim
am, quisciduis
venit
in velendi
gnissenit, sequat. Equat. Ut iliscidunt la commy nostion hendiam
commod
dit velendrero
diat,gás
velnum
ing ex
elit at pratin
esectet
GASES
A quantidade
de um
recipiente
depende
das
nonullan de
heniam
doloreet
do eusua
facil
utpat. Ostoe
variáveis
estado
do gás:amcore
seu volume,
temperatura
nosto
consequisl
ullandrem
quat am
aodiamet,
pressão velent
a que opratet
gás está
submetido.
Essas
três variáveis
se
inter-relacionam:
alterando-se
umanonse
alteram-se
as demais.
dolorem veliquatue
min velesequam
facipisim
zzriure.
Temperatura termodinâmica é a medida da energia cinética
(agitação)
das partículas
docommy
gás, geralmente
medida
em kelRCILIQUATET
VULLAN ute
nullaorem ip
ero consectet
o
lumKvel
+ 273).exerosting
Volume molar
endreros
de aut
um ilis
gásat.
é Lesto
o volume
dovin,
(1ulput
K = Cveliquis
lorperci tio
in henim
iusci bla
at. Gait
ocupado
pordolutpat
um molullaore
do gás riurerit
em CNTP
(condições
normais
de
atummolore etiepressão).
te er ipisim
ditvalor
wisl nunca
ipsum varia
dunt velis
temperatura
Esse
e valealiquat.
22,4 L.
SOLUÇÕES
NONUMMOGrau
LOBORERO
de pureza,
etumsandrem
ou teor, é a porcentagem
dolorperatemde
dodeterduis
minada
aciduntsubstância
vel ullametpresente
nosto coreet
numaalis
mistura.
aliquipit
Concentração
vent adignisim
éa
quantidade
ipsuscipit inde
Delsoluto
ut lutat
distribuída
aute mincill
emandipsustis
determinada
do exeraestrud
quantidade
eum
nissed essequat
volore tem
adit erser
ip elenit
de
solução.
É semprenonulput
uma proporção,
e pode
dada ing
em
diversas
et irilit iureet
unidades,
laoremcomo
veraess
parte
equisi.
porEcte
milhão
vulla(ppm),
commymassa
nullam,
de
soluto
por volume
de solução
ounonulla
quantidade
de lorem
matésis nulluptat,
sum venibh
elesto(g/L),
conum
facilit nit
delesto
ea feui blandre
eui tet
lam A curva de solubilidade
ria
por volume
de solução
(mol/L).
indica a quantidade de determinada substância que é capaz
IS NULLA
FEUGAIT
aut venim
nostrud
minautdada
wissecte
magnibh
de
se dissolver
em 100
gramas
de água,
temperatura.
et nim incillandre do commy non hendip eu feugait lobore
TRANSFORMAÇÕES
magnim am, quisciduis
EM nulluptatum
SOLUÇÕES Diluir
venituma
in velendi
solução
gnissenit,
significa
acrescentar
sequat. Equat.
solvente
Ut iliscidunt
à solução.
la commy
Issonostion
aumenta
hendiam
o volume
commod
final,
mas
dit velendrero
não alteradiat,
a quantidade
vel ing ex elit
de soluto
at pratin
– portanto,
esectet nonullan
reduz a
concentração
da solução.
sentido
inverso, concentrar uma
heniam doloreet
amcore No
do eu
facil utpat.
solução é diminuir a quantidade de solvente: o volume da soRCILIQUATET
ute commy
nullaorem
ip eropermanece
consectet
lução
cai, mas aVULLAN
quantidade
de soluto,
novamente,
constante.
lum vel ulput
Emveliquis
misturas
exerosting
de soluções
endreros
feitas
autcom
ilis at.
osLesto
mesmos
dosolutos
lorpercietiosolventes,
dolutpat ullaore
nas quais
riurerit
nãoinocorrem
henim iusci
reações
bla at.entre
Gait
solventes
e solutos,
final
de matéria
é a aliquat.
soma da
atummolore
tie te era quantidade
ipisim dit wisl
ipsum
dunt velis
quantidade de matéria de cada soluto e cada solvente: nF = na
+NONUMMO
nb + nc +... OLOBORERO
mesmo é válido
etumsandrem
para o volume
dolorperatem
final da solução:
do duis
vel
Vc + ... Já
nosto
nas coreet
misturas
alisem
aliquipit
que osvent
componentes
adignisim
Vacidunt
F = Va + V
b +ullamet
das
soluções
reagem
si, o cálculo
da quantidade
final
ipsuscipit
in Del
ut lutatentre
aute mincill
andipsustis
do exeraestrud
eum
nissed
essequat nonulput
voloreda
tem
adit er
ip elenit.dos
de
cada
componente
ou do produto
reação
depende
cálculos estequiométricos.
GE QUÍMICA 2018
77
4
MATÉRIA E ENERGIA
CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO
� Infográfico: a energia do petróleo..............................................................80
� Termoquímica ...................................................................................................82
� Reações de oxirredução .................................................................................87
� Energia nuclear ................................................................................................90
� Como cai na prova + Resumo .......................................................................94
O nosso petróleo já
não é só nosso
A crise na Petrobras, com escândalos de corrupção
e rombo no caixa, leva o Congresso a aprovar
novas regras para exploração do pré-sal
E
m 2016, o Congresso nacional aprovou
projeto de lei do governo de Michel Temer que altera as regras para exploração
de petróleo e gás natural da camada do pré-sal.
Agora, as empresas exploradoras não são mais
obrigadas a incluir a Petrobras em consórcio.
Com isso, o governo espera recuperar as finanças da petroleira, mergulhada numa crise sem
precedentes, e, assim, voltar a atrair investimentos, principalmente do exterior. Mas críticos
afirmam que as novas regras subestimam o alto
valor da tecnologia brasileira para extração em
águas ultraprofundas e a alta produtividade dos
poços do pré-sal. Além disso, o fim da exclusividade da Petrobras na operação dos poços
do pré-sal reduziria a participação do Estado
sobre o petróleo brasileiro, ferindo o princípio
de soberania nacional.
As dificuldades da Petrobras têm raízes em
2008, início da crise econômica global. Diante da
queda nas exportações, os governo Lula e Dilma
Rousseff adotaram políticas de incentivo ao consumo interno, a fim de manter em movimento
nossa economia. Dentre essas políticas estava a
manutenção do preço da gasolina e do diesel nos
postos brasileiros, em descompasso com a alta
dos preços do petróleo no mercado internacional.
O petróleo nacional não se presta à produção de
78 GE QUÍMICA 2018
gasolina, e a Petrobras é obrigada a adquirir essa
matéria-prima lá fora. Comprando mais caro
do que vendendo, a petroleira viu seu balanço
financeiro mergulhar num vermelho profundo.
As irregularidades na gestão da petroleira
e os escândalos de corrupção levantados pela
operação Lava Jato a partir de 2014 só fizeram
piorar o quadro. O valor das ações da empresa
despencou nas bolsas e investidores estrangeiros
cortaram a injeção de recursos. Obras foram
paralisadas e as metas de produção de petróleo e
gás, revistas para baixo. Fornecedores deixaram
de ser pagos e milhares de empregados foram
dispensados, afetando toda a cadeia produtiva.
O petróleo é um dos grandes vilões do aquecimento global. Como todos os combustíveis fósseis,
sua queima libera grande quantidade de dióxido
de carbono (CO2 ), um dos principais gases do efeito estufa. Mas continua
sendo a principal fonte
de energia do mundo, TECNOLOGIA FLUTUANTE
por sua capacidade de O navio-plataforma
gerar energia quando é FPSO Pioneiro de Libra,
queimado. Reações de da Petrobras, é um dos
combustão e a energia exemplos da alta tecnologia
nelas envolvida são os da estatal brasileira para a
temas centrais deste exploração de petróleo em
capítulo.
águas ultraprofundas
KATEB BOTELHO/AGENCIA PETROBRAS
GE QUÍMICA 2018
79
MATÉRIA E ENERGIA INFOGRÁFICO
Petróleo, preferência internacional
Sim, a queima de combustíveis fósseis tem efeitos prejudiciais ao planeta.
Ainda assim, o petróleo deve continuar movendo o mundo por, pelo
menos, mais algumas décadas. A razão para essa preferência é uma só:
o petróleo é extremamente versátil e tem alto valor energético
USO DA ENERGIA
QUEREMOS
PETRÓLEO
O consumo mundial de derivados
de petróleo cresce e deve
continuar crescendo. Confira no
gráfico ao lado: entre 1971 e 2030,
o consumo mundial de energia
triplicará. Os combustíveis fósseis
continuarão respondendo
pela maior parte do total de
energia, mas numa proporção
cada vez menor.
De toda a energia produzida no mundo,
de todas as fontes, a maior parte é
destinada à própria geração de energia
– ou seja, para a transformação de um
tipo de energia em outros tipos.
As termelétricas, por exemplo, geram
eletricidade com energia de várias
fontes: petróleo, carvão mineral e
lenha (que contém energia química).
Por outro lado, a eletricidade pode
também ser gerada pela força das
águas de um rio (energia mecânica).
ENERGIA NO
MUNDO
Matriz de energia primária
no mundo, em bilhões de teps*
Combustíveis fósseis
(petróleo, carvão mineral e gás natural)
Outras fontes
(nuclear, hidráulica, eólica, solar, térmica, biomassa)
20
15
10
De outro lado, as fontes
consideradas mais limpas – como
nuclear, eólica e hidráulica –
crescem em participação.
5
0
1971
2004
2030**
* tep: tonelada equivalente de petróleo. É a massa do
material que, em combustão, gera a mesma quantidade
de energia que o petróleo
** Estimativa
Fonte: AIE/ World Energy Outlook 2004 e 2006
MULTI/SP
CADEIAS DE CARBONO
Os combustíveis fósseis são uma
combinação de hidrocarbonetos com
outras substâncias. Todo hidrocarboneto
é um composto que contém átomos de
carbono e de hidrogênio, todos unidos
por ligação covalente.
Os hidrocarbonetos do petróleo fazem
parte de misturas complexas.
Para separar os componentes, as
refinarias fazem a destilação fracionada.
Das variadas frações são produzidos
diversos derivados.
80 GE QUÍMICA 2018
Alguns hidrocarbonetos
Etano
o
Etanol
Derivado do etano, não é um
hidrocarboneto, mas um álcool
(um H é substituído pelo radical OH)
Propano
Um dos constituintes
do petróleo, C₃H₈
Butano
Outro componente
do petróleo, C₄H₁₀
Gasolina
Representada genericamente
como C₈H₁₈, tem de 5 a 9
átomos de carbono
Diesel
Cadeias com cerca
de 12 carbonos
NA INTIMIDADE DO MOTOR
A combustão transforma a energia química
dos combustíveis em energia térmica e,
depois, em energia cinética
Gasolina
O2
CO2
H2O
CO2
N2
H2O
NO2
3
1
O início de tudo
A gasolina é uma mistura de
hidrocarbonetos, compostos de
carbono e hidrogênio. No motor,
as moléculas
se misturam
com o ar.
2
Explosão
Uma faísca fornece energia para a
combustão. Os átomos de carbono e
hidrogênio dos hidrocarbonetos se
rearranjam em dióxido de carbono e
água, na forma de vapor. Essa reação
é exotérmica – libera calor.
Expansão
O calor liberado aumenta a
temperatura e, com isso, os gases se
expandem. Essa expansão empurra
os pistões do motor, que, por sua vez,
põem em movimento os eixos das
rodas. É esse mesmo calor que faz
com que o nitrogênio se agrupe com
o oxigênio, formando óxidos que
provocam a chuva ácida
(veja o infográfico na pág. 98).
O PODER DE AQUECER A ATMOSFERA
Quantos mol de CO2 são liberados a cada mol de combustível queimado
1 MOL DE ETANOL
libera
1 MOL DE GASOLINA libera
1 MOL DE DIESEL
libera
2 MOL CO2 + 3 MOL H2O
8 MOL CO2 + 9 MOL H2O
12 MOL CO2 + 13 MOL H2O
GE QUÍMICA 2018
81
MATÉRIA E ENERGIA TERMOQUÍMICA
Da matéria,
a energia
Uma reação pode absorver ou liberar
energia térmica, dependendo da
entalpia dos reagentes e produtos
T
oda transformação da matéria envolve
uma transferência de energia – ou seja,
toda reação química libera ou absorve
energia do ambiente, geralmente na forma de
calor. É o calor da queima do gás butano que
cozinha os nossos alimentos. É também a energia
térmica liberada na combustão do álcool ou da
gasolina que movimenta os veículos. Mesmo
para qualquer ser vivo, a energia das reações
químicas é importante: o metabolismo dos alimentos – uma cadeia de reações químicas –
fornece a energia para manter o funcionamento
das células. A parte da química que estuda essas
transferências de energia é a termoquímica.
Exotérmicas e endotérmicas
Existem dois tipos de reações químicas: as que
fornecem calor ao ambiente e as que consomem
calor do ambiente.
Reações exotérmicas liberam calor. É o que
ocorre, por exemplo, nas reações de combustão de qualquer material. Veja a equação que
representa a queima do etanol:
C2H6O(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor
Reações endotérmicas absorvem calor. É
uma reação endotérmica a fotossíntese, realizada pelos vegetais:
6 CO2(g) + 6 H2O(l) + calor C6H12O6(aq) + 6 O2(g)
TOME NOTA
LIBERAÇÃO DE ENERGIA Toda combustão é uma reação de uma substância
ou um composto com o gás oxigênio, que libera energia térmica
82 GE QUÍMICA 2018
Na equação de uma reação exotérmica, o calor
é somado aos produtos, pois ele foi gerado pela
reação e liberado para o ambiente. Já na equação
de uma reação endotérmica, o calor é somado aos
reagentes, pois é consumido como um deles, ao ser
absorvido do ambiente.
Entalpia
Energia é a capacidade de produzir trabalho. A energia pode assumir diferentes formas,
como química (das ligações entre os átomos
e moléculas), térmica (calor) ou nuclear (das
partículas do núcleo dos átomos). No Sistema
Internacional de Unidades (SI), a unidade de
medida da energia é o joule (J).
A energia não pode ser criada nem destruída,
apenas transformada de um tipo em outro. Toda
substância guarda certa quantidade de energia
química, que se transforma em calor quando reage.
O total de energia armazenada nos reagentes e
nos produtos de uma reação chama-se entalpia
(H), medida em quilojoule (kJ). Numa reação
química, a entalpia dos produtos e a dos reagentes varia. A variação de entalpia é dada por
∆H = Hp – Hr , em que
∆H é a variação de entalpia;
Hp é a entalpia dos produtos;
Hr é a entalpia dos reagentes.
Uma reação pode ser exotérmica ou endotérmica. Numa reação exotérmica – aquela que libera
calor –, a entalpia dos produtos (Hp) é menor que
a dos reagentes (Hr). Se Hp < Hr, ∆H < 0. Inversamente, numa reação endotérmica, a entalpia dos
produtos (Hp) é maior que a dos reagentes (Hr).
Se Hp > Hr, ∆H > 0.
Entenda bem: a energia química fica armazenada nas ligações entre os átomos dos reagentes. Quando ocorre a reação, essas ligações se
rompem e os átomos se reorganizam em novos
compostos. Se a energia necessária para manter
as novas ligações é menor do que aquela que
mantinha as ligações dos reagentes, a diferença
é liberada como calor.
Se, ao contrário, a energia necessária para
manter as novas ligações é maior, então a reação
absorve calor do ambiente. Esse calor absorvido
será armazenado nos produtos sob a forma de
energia química.
Como varia a entalpia
Em laboratório é possível medir a energia absorvida ou liberada numa reação. A quantidade
de calor envolvida numa reação é descrita numa
equação termoquímica.
A equação da reação que transforma os gases
hidrogênio e cloro em ácido clorídrico é:
H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g)
∆H ≅ –185 kJ (25 °C, 1 atm)
A equação fornece os seguintes dados:
NANI GOIS
TRANSFORMAÇÃO
A lei da conservação
de energia diz que
num sistema isolado
a energia se mantém
constante. Isso
significa que toda
energia que parece
ter desaparecido
terá apenas se
transformado de
química em outro
tipo de energia, como
elétrica, térmica,
mecânica.
TOME NOTA
A combustão do etanol é
uma reação exotérmica,
libera energia térmica.
Veja:
C2H6O(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor
Hr > Hp ∆H < 0
A fotossíntese é uma
reação endotérmica:
6 CO2(g) + 6 H2O(l) + calor C6H12O6(aq) + 6 O2(g)
Hr < Hp ∆H > 0
O estado físico das substâncias – gasoso (g);
Temperatura (25 °C ) e pressão (1 atm) sob as
quais a reação ocorre;
A proporção entre reagentes e produtos: um
mol de H2 reage com 1 mol de Cl2 para formar
2 mol de HCl;
A variação de energia para essa reação específica, que produz 2 mol de HCl, é ≅ –185 kJ.
Para 1 mol de HCl, ∆H ≅ –92,5 kJ.
Se a variação de entalpia dessa reação é negativa (∆H < 0), então a energia foi liberada
como calor. Portanto, a reação é exotérmica.
Repare que:
A quantidade de energia liberada ou absorvida
é proporcional à estequiometria da reação.
Na produção de 2 mol de HCl, o calor liberado
vale, aproximadamente, 185 kJ, então, para a
produção de 4 mol de HCl, essa quantidade
é duas vezes maior (≅ 370 kJ).
A quantidade de energia armazenada numa
substância depende de seu estado físico. O
estado gasoso é o de maior entalpia, e o sólido,
o de menor. HCl em estado gasoso armazena
mais energia do que no estado líquido porque
as partículas têm maior energia cinética.
A pressão e a temperatura em que uma reação
ocorre também importam. Um gás comprimido ou aquecido tem mais energia do que um
sob temperatura e pressão normais.
Sempre que ocorre uma mudança do estado
físico, a energia armazenada no sistema se altera
e, consequentemente, a entalpia das substâncias.
Veja:
sólido líquido gasoso
Hs < Hl < Hg
Então essas transições são endotérmicas.
Então, no sentido inverso, quando a temperatura cai:
gasoso líquido sólido
Hg > Hl > Hs
Essas transições são exotérmicas.
Sublimação (endotérmica)
Fusão
(endotérmica)
SÓLIDO
Vaporização
(endotérmica)
LÍQUIDO
Solidificação
(exotérmica)
GASOSO
Liquefação
(exotérmica)
Sublimação (exotérmica)
GE QUÍMICA 2018
83
MATÉRIA E ENERGIA TERMOQUÍMICA
A variação da entalpia é representada em diagramas de entalpia. Veja o diagrama para uma
reação exotérmica e outra, endotérmica:
H2 (g) + 2 Cl2 (g) � 2 HCl2 (g)
H2 (g) + Cl2 (g)
∆H = – 185 kJ
2 HCl (g)
Entalpia
Hr
Sabendo-se a quantidade de calor liberada
por diferentes combustíveis, pode-se comparar
o valor energético de cada um deles – ou seja,
quanta energia cada um rende no motor de um
veículo, por exemplo.
Hp
Entalpia-padrão
Caminho da reação (tempo)
2 Hl (g)
Entalpia
Hp
Hr
H2 (g) + l2 (g)
∆H = + 52 kJ
H2 (g) + I2 (g)� 2 Hl (g)
Caminho da reação (tempo)
ENTALPIA VAI, ENTALPIA VEM A primeira reação é exotérmica,
e a segunda, endotérmica. Nos diagramas, a medida de
entalpia está indicada no eixo vertical. O ponto Hr é a medida
de entalpia dos reagentes. Repare que essa entalpia permanece
constante enquanto a reação não tem início. Quando a reação
se completa, a entalpia dos produtos (Hp) está num ponto
diferente, no eixo vertical – acima ou abaixo do ponto Hr. Isso
significa que a entalpia variou. A diferença de altura entre as
duas retas indica a medida da variação de entalpia (∆H) de
cada uma das reações, e o sentido dessa variação mostra se a
reação é exotérmica ou endotérmica.
Combustão
Toda combustão é uma reação na qual um
combustível reage com o comburente oxigênio (O2) liberando energia – ou seja, toda
combustão é uma reação exotérmica.
A combustão completa de uma substância
orgânica (que contém carbono) ocorre quando,
na reação com o oxigênio do ar, formam-se gás
carbônico (CO2) e água (H2O). A respiração é
uma combustão completa: o oxigênio inalado
“queima” os alimentos, liberando energia.
Quando falta oxigênio, ocorre a combustão
incompleta, cujos produtos são monóxido de
carbono (CO) e fuligem. A combustão incompleta
libera menos calor que a completa – ou seja, para
uma mesma quantidade de combustível, a combustão incompleta produz menos energia. Veja:
Combustão completa:
CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(g)
∆H = – 802 kJ/mol
Combustão incompleta:
CH4(g) + 3/2 O2(g) � CO(g) + 2 H2O(g)
∆H = – 520 kJ/mol
84 GE QUÍMICA 2018
CONDIÇÕES-PADRÃO As condições-padrão
são: temperatura de
25 °C e pressão de
1 atmosfera (atm).
É nessas condições
que são definidas a
entalpia de qualquer
substância e a
entalpia-padrão de
qualquer reação.
O expoente zero
sobre o H, em H0 ou
∆H0, significa que a
entalpia e sua variação
foram calculadas
nessas condições.
Em laboratório, consegue-se medir apenas a
variação de energia de uma reação. Para fazer
previsões quanto ao calor liberado ou absorvido
de uma reação – e, daí, definir a energia química
de cada substância –, os químicos criaram um
padrão e, a partir dele, uma escala relativa – a
entalpia-padrão (H0).
Numa reação de combustão, falamos em entalpia-padrão de combustão. Nas reações que
formam uma substância composta a partir de
substâncias simples, falamos em entalpia-padrão de formação. A entalpia-padrão é sempre
dada para a substância em seu estado físico mais
comum nas condições-padrão. Por convenção,
as substâncias simples (compostas de um único
elemento químico, como C(s), O2(g), H2(g) e Fe(s))
têm entalpia zero.
Entalpia de formação
Os gases hidrogênio (H2) e oxigênio (O2) são
substâncias simples e, por isso, têm entalpia-padrão zero. Mas, ao reagir, os dois gases produzem
água. Essa é uma reação exotérmica:
H2(g) + ½ O2 (g) � H2O (l)
∆H0 = – 286 kJ
Como a água é o único produto formado pela
reação, podemos dizer que toda a entalpia está
nas moléculas de água. Esse valor é chamado
entalpia-padrão de formação (∆H0f ). O valor
da entalpia-padrão de formação é sempre calculado para um mol da substância produzida.
Todas as substâncias têm a entalpia de formação medida em laboratório. Veja a entalpiapadrão de formação de algumas delas:
ENTALPIA-PADRÃO DE FORMAÇÃO
Substância ∆H0f (kJ/mol)
LiH
–90,5
BeH2
–19,3
B2H6 (g)
35,6
CH4 (g)
–74,8
NH3 (g)
–46,1
H2O
–285,3
HF(g)
–271,1
• Caminho 1: o CO2 pode se formar por combustão com-
NA PRÁTICA
pleta do grafite:
C (s) + O2 (g) CO2 (g) ∆H = –393 kJ/mol
VARIAÇÃO DE ENTALPIA
• Caminho 2: o CO2 pode se formar, também, por duas
Nas provas de vestibular, a entalpia-padrão de
formação costuma ser dada no enunciado. Veja como
trabalhar com esses valores:
etapas de combustão:
Etapa I : C (s) + ½ O2 (g) CO (g)
∆H1 = –110 kJ/mol (combustão incompleta)
Qual é o calor envolvido na obtenção de gás
hidrogênio pela reação entre água e gás metano?
Dados: a equação: CH4 (g) + H2O(g) → CO(g) + 3 H2 (g)
∆Hf0 dos compostos:
• CH4(g) = –75 kJ/mol
• H2O(g) = –286 kJ/mol
• CO(g) = –108 kJ/mol
Etapa II: CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g)
∆H2 = –283 kJ/mol (combustão completa)
Organizando e somando as equações do caminho 2:
Etapa I: C (grafite) + 1/2 O2(g) CO(g) ∆H1 = –110 kJ/mol
Etapa II: CO(g) + 1/2 O2(g) CO2(g) ∆H2 = –283 kJ/mol
• A entalpia dos reagentes é a soma da entalpia da
A soma das equações, passo a passo:
• Eliminamos substâncias que foram formadas na etapa
1 e consumidas na etapa 2 – o CO;
• Somamos o número de moléculas das substâncias
restantes: ½ O2 + ½ O2 = 1 O2;
• Somamos, também, as variações de entalpia das duas
etapas: ∆H = –110 – 283 = –393 kJ/mol
• A equação que resulta da soma é o que se chama reação
global – uma equação que representa a reação direta,
sem as etapas intermediárias:
água e a do metano: Hr = – 286 – 75 = – 361
• A entalpia dos produtos é a soma da entalpia do CO
e a do gás hidrogênio: Hp = –108 + 0 = –108
• A variação de entalpia é ∆H = Hp – Hr
Então ∆H = –108 – (–361) = 253 kJ
O valor da entalpia é positivo. Portanto, esta reação
é endotérmica.
Lei de Hess
Em 1840, o russo Germain Henri Hess verificou que a quantidade de energia térmica
liberada numa reação não depende de seu caminho, apenas dos estados inicial e final da
reação. A lei de Hess afirma que a variação de
energia térmica num processo químico depende
somente das propriedades das substâncias nos
estados inicial e final. Essa variação é a mesma,
não importando se o processo se realiza em um
ou em diversos estágios.
Etapa I: C (grafite) + 1/2 O2(g) CO(g) ∆H1 = –110 kJ/mol
Etapa II: CO(g) + 1/2 O2(g) CO2(g) ∆H2 = –283 kJ/mol
Reação global: C(grafite) + O2(g) CO2(g) ∆H = –393 kJ/mol
Compare o resultado dessa soma com a reação de combustão completa do carbono (caminho 1). E confirme
a lei de Hess:
• A reação global é a reação do caminho 1;
• A soma das variações de entalpia das duas etapas do
caminho 2 (∆H1 e ∆H2) é igual à variação de entalpia
da reação global.
A lei de Hess num diagrama de entalpia dessa reação:
NA PRÁTICA
0
O dióxido de carbono (CO2) pode ser gerado da combustão do carbono grafite, por duas reações distintas.
Veja:
início
fim
combustão
completa
Cgrafite + O2 (g)
combustão
incompleta
CO2(g)
combustão
completa
CO(g) + 1/2 O2(g)
estado
intermediário
GRAFITE
O grafite é um
alótropo do carbono
– ou seja, uma dentre
várias substâncias
compostas apenas de
átomos de carbono.
Outro alótropo do
carbono é o diamante.
A diferença entre
eles é a conformação
geométrica em que os
átomos se organizam.
Entalpia
LEI DE HESS
–110
C (grafite) + 1/2 O2 (g)
∆H1 = –110 kJ/mol
CO (g) + 1/2 O2(g)
∆H = – 393 kJ/mol
∆H2 = –283 kJ/mol
CO2(g)
–393
Caminho da reação
DIRETO OU COM ESCALAS O diagrama mostra a variação de
entalpia de duas reações que, em sequência, produzem CO2.
A reação 2 ocorre entre o CO produzido na primeira reação
com O2, resultando em CO2, numa combustão completa.
A soma das duas variações de entalpia é a variação de
entalpia da reação global: ∆H = ∆H1 + ∆H2 = –393 kJ/mol.
GE QUÍMICA 2018
85
MATÉRIA E ENERGIA TERMOQUÍMICA
ATENÇÃO
É comum que as
equações químicas
tragam coeficientes
em frações. É o que
acontece na equação da
formação da água aqui
apresentada, em que
1 H2 reage com
½ O2. Meio O2 não
significa meia molécula,
mas meio mol de
moléculas de oxigênio
(3 . 1023 moléculas). As
frações são necessárias
quando se calcula a
entalpia-padrão (sempre
para um mol) de uma
substância formada.
A matemática das reações
Ao calcular a variação de entalpia pela lei de
Hess, comparamos duas ou mais reações químicas. Nesse caso, é comum que precisemos somar
as equações. Essa soma segue as regras para a
soma de equações matemáticas. E, assim como
na matemática, em química pode-se usar uma
série de truques para resolver a conta: multiplicar, dividir ou inverter as equações para obter
os coeficientes estequiométricos necessários.
Entenda, a seguir, a lógica dessa soma.
• Agora é só somar: eliminar o que foi produzido
numa etapa e consumido numa etapa seguinte.
É fácil identificar, dos dois lados da equação:
• Na equação I existe 1 O2. Na II existe outro O2. Então
temos 2 O2 reagentes. Em III temos os mesmos 2 O2,
agora como produto. Cancelamos todos os O2.
• Em I temos CO2 como produto. O mesmo CO2
aparece em III, agora como reagente. Cancelamos.
NA PRÁTICA
• Em II temos 2 H2O como produto. Em III os mesmos
SOMA DE EQUAÇÕES QUÍMICAS
A formação do metano é uma reação muito
lenta e envolve uma série de reações secundárias.
A variação de entalpia (∆H) de cada uma dessas
reações é dada abaixo :
∆H = –393 kJ/mol
I. C (graf) + O2(g) CO2(g)
∆H = –285,5 kJ/mol
II. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l)
III. CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = –889,5 kJ/mol
Para calcular a variação total de entalpia nessas
reações, somamos as equações. A soma nos leva ao
essencial: a reação global. Passo a passo:
• Queremos resumir as três equações na equação
da reação global. Para isso, precisamos eliminar as
etapas intermediárias – os produtos de uma reação
que são os reagentes da reação seguinte. Repare
que, no nosso exemplo, três substâncias aparecem
em diferentes equações:
• O2 (I , II e III)
• CO2 (I e III)
• H2O (II e III)
• Mas a quantidade da água (H2O) não é a mesma: a
reação II produz um mol de água; a reação III produz
2 mol. Para igualar essas quantidades, multiplicamos
a equação II por 2. A variação de entalpia é dada
para cada mol. Então, se dobrarmos a quantidade de
mol nessa equação, teremos de dobrar, também, a
variação de entalpia. Ficamos com:
II. 2 H2 + O2 → 2 H2O
∆H = –571 kJ
• O que procuramos é a reação global de formação
do metano CH4. Mas, nas equações fornecidas, o
metano aparece na equação III como reagente, e
não como produto. Podemos inverter o sentido
da equação. Como a equação é invertida, o fluxo
de energia também tem de ser invertido, de
exotérmica para endotérmica.
86 GE QUÍMICA 2018
Trocamos o sinal de ∆H. Ficamos assim:
III. CO2 + 2 H2O → CH4 + 2 O2 ∆H = 889,5 kJ
2 H2O aparecem como reagentes. Cortamos.
Quando não se tem mais nenhum termo a cortar,
chegamos à reação global:
C(graf.) + 2 H2(g) → CH4(g)
I. C (graf) + O2 (g)
CO2 (g)
II. 2H2 (g) + O2 (g)
2 H2O(l)
III. CO2 (g) + 2H2O(l) CH4 (g) + 2 O2 (g)
C (graf) + 2 H2 (g)
CH4 (g)
Falta apenas calcular a variação de entalpia da reação
global. A lei de Hess diz que, não importa o caminho,
a formação de uma substância sempre vai liberar ou
absorver a mesma quantidade de energia. Então, ∆H
dessa reação global é a soma da ∆H de cada uma das
reações parciais:
∆H = –393 – 571 + 889,5 = –74,5 kJ
A reação global da formação de metano e a variação
de entalpia dessa reação são, então:
C(graf.) + 2 H2(g) → CH4(g) ∆H = –74,5 kJ
ATENÇÃO
Na soma de equações químicas, podemos multiplicar,
dividir ou inverter as equações para obter os
coeficientes estequiométricos necessários. Mas não
se esqueça de que:
• Ao inverter uma equação, o sinal algébrico de sua
∆H também é invertido;
• Se a equação tiver os coeficientes multiplicados
ou divididos, ∆H deve ser multiplicado ou dividido
pelo mesmo valor;
• Na soma, quando substâncias iguais em reações
diferentes estão de lados opostos, podemos
cancelá-las (ou simplificá-las, caso seus
coeficientes sejam diferentes).
MATÉRIA E ENERGIA REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
ENERGIA À MÃO A bateria dos celulares é um dispositivo que transforma energia química em energia elétrica
Usinas portáteis
A energia elétrica de pilhas e baterias vem da transferência
de elétrons que ocorre numa reação química
A
PILHAS E BATERIAS
São dispositivos de
mesma natureza.
A diferença é que a
bateria reúne uma
série de pilhas.
energia elétrica que abastece a maioria
das residências no Brasil vem das usinas
hidrelétricas, por meio de fios. Mas a eletricidade pode ser gerada e usada sem os fios
de transmissão, em pilhas e baterias. Esses
dispositivos, que transformam energia química em energia elétrica, são fundamentais para
tecnologias utilizadas em celulares, notebooks
e aparelhos de MP3.
que recebe elétrons é o agente oxidante (espécie que sofre redução e gera a oxidação da
outra espécie). Mantenha em mente:
Agente redutor
OXIDAÇÃO
oxidado
A
A
B
B
Oxirredução
ESPÉCIE QUÍMICA
É a expressão
genérica a átomos,
íons e moléculas.
ISTOCK
As pilhas e baterias convertem em energia
elétrica a energia química de substâncias em
seu interior, por meio de uma reação de oxirredução ou de oxidação-redução, em que
espécies químicas transferem elétrons de umas
para outras. Nas reações por transferência de
elétrons, a espécie química que doa elétrons é o
agente redutor, que sofre oxidação. A espécie
Agente oxidante
REDUÇÃO
reduzido
QUEM DÁ, QUEM TIRA A substância A perde elétrons e, portanto, é oxidada
por um agente oxidante (B). A substância B, por outro lado, sofre redução
porque recebe os elétrons cedidos por A, que é o agente redutor.
GE QUÍMICA 2018
87
MATÉRIA E ENERGIA REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
Acompanhe o raciocínio no exemplo a seguir
de uma reação de oxirredução do zinco metálico
(na placa) e uma solução de sulfato de cobre:
LÂMINA DE ZINCO
(CINZA)
Cu2+
SO24
Zn0
CuSO4
(azul)
Zn(S)
Zn(S)
NA SUPERFÍCIE
DO ZINCO DEPOSITA-SE
UM METAL AVERMELHADO
APÓS CERTO
TEMPO
(Cu(s))
CuSO4 (aq)
A SOLUÇÃO
FICA INCOLOR
Na placa, os átomos de zinco (Zn) estão unidos
por ligações metálicas.
Já no sulfato de cobre (CuSO4), que é um sal,
os átomos se mantêm coesos por ligações
iônicas (sobre os tipos de ligação atômica,
veja o capítulo 1). O sulfato de cobre está
dissolvido em água (H2O).
Em solução, as moléculas H2O separam os
íons do CuSO4: de um lado, os cátions de cobre
(Cu2+), de outro, os ânions de sulfato (SO42-).
Agora entra o zinco: a reação entre Zn e o
sulfato de cobre libera na solução de íons Zn2+.
O cobre metálico fica depositado sobre a placa
de zinco. A equação química que representa
esse processo é:
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
Nessa reação, o zinco transferiu elétrons para
o íon Cu2+. O zinco, então, que doou elétrons,
sofreu oxidação, e o íon cobre, que recebeu
elétrons, sofreu redução. Daí o nome reação
de oxirredução.
Essa reação pode ser entendida em duas etapas sequenciais:
Oxidação do Zn, que doa dois elétrons e se
transforma num cátion:
Zn Zn2+ + 2 e–
Redução do cátion Cu2+, que recebe os dois
elétrons cedidos por Zn:
Cu2+ + 2 e– Cu
O QUE ISSO TEM A
VER COM FÍSICA
O que ocorre no
interior de uma pilha
ou bateria tem a
ver com conversão
de energia. Esses
dispositivos,
tratados na física como geradores,
transformam a
energia química
das substâncias
em seu interior em
energia elétrica.
Essa eletricidade é
conduzida até um
receptor, que fará
nova conversão, agora
da eletricidade para
outra modalidade de
energia – mecânica
(movimento das
lâminas de um
liquidificador), térmica
(aquecimento do
chuveiro elétrico) ou
radiante (acendendo
os faróis de um
veículo).
Pilhas
Você viu: na reação entre a placa de zinco
e o sulfato de cobre, o zinco se oxida ao doar
elétrons aos cátions de cobre soltos na solução.
Por sua vez, os cátions de cobre que recebem
os elétrons do zinco se depositam como cobre
metálico na superfície da placa de zinco.
Uma pilha nada mais é do que um dispositivo
em que essa transferência de elétrons ocorre
de maneira ordenada, ao longo de um fio, que
conecta os dois metais. O inglês John Frederic
Daniell construiu uma pilha eficiente. Veja:
A PILHA DE DANIELL
e–
4
fio condutor
ponte
salina
6
1
–
–
Zn2+ e e Zn2+
e– e–
Zn2+ – – Zn2+
e e
Zn2+
e–
3
Zn2+
2
Cu2+
e – e – Cu2+
e– e–
Cu2+
e– e–
5
Cu2+
11. Uma barra de zinco foi mergulhada numa solução de sulfato de
zinco, carregada de íons de zinco. Esse é o eletrodo de zinco.
22. Outra barra, de cobre, foi mergulhada numa solução de sulfato de
cobre, que contém íons de cobre. Esse é o eletrodo de cobre.
33. Como o zinco tem maior tendência a se oxidar (a perder elétrons),
a barra solta na solução íons Zn2+. Ficam na placa os elétrons que
foram abandonados (e–). O zinco sofre oxidação e se torna o polo
negativo da pilha, ou anodo.
44. Um fio condutor faz com que os elétrons cedidos pelo zinco
cheguem à barra de cobre. Se o fio passar por uma lâmpada
elétrica, ela se acenderá.
55. Os elétrons que chegam à barra de cobre se unem aos íons Cu2+
da solução, reduzindo-os e transformando-os em cobre metálico.
O eletrodo em que ocorre a redução é o catodo, ou polo positivo.
66. Um tubo contendo uma solução de sal une as cubas com as duas
soluções. Essa ponte salina tem a finalidade de neutralizar as duas
soluções em torno dos eletrodos – ou seja, equilibrar o excesso de
íons de zinco, de um lado, e a falta de íons de cobre, de outro lado.
TOME NOTA
Oxidação
Perda de elétrons
Redução
Ganho de elétrons
Agente oxidante
Recebe elétrons
Agente redutor
Fornece elétrons
88 GE QUÍMICA 2018
7 Com o tempo, a lâmina de zinco oxidada sofre corrosão e perde massa.
No catodo, por outro lado, a redução faz com que cada vez mais cobre
metálico se prenda à superfície da barra, que ganha massa.
Potência de uma pilha
A potência de uma pilha é a facilidade com
que ocorre a transferência de elétrons de um
eletrodo a outro. Os químicos construíram uma
escala de potenciais-padrão de redução e de
oxidação (E0red ou E0ox), que são medidos em
volts (V). A escala é baseada no hidrogênio, a
que foi atribuído potencial-padrão zero. Todas
as substâncias são comparadas ao hidrogênio. Ao
comparar duas espécies, a de maior E0red recebe
elétrons, e a de menor doa elétrons.
Tabela de potenciais-padrão (25 0C)
Forte poder
oxidante
Fraco poder
oxidante
Forma oxidada
O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e–
Forma reduzida
0,40 V
4 OH–(aq)
Cu2+(aq) + 2 e–
Cu(s)
0,34 V
Sn4+(aq) + 2 e–
Sn2+(aq)
0,15 V
2 H+(aq) + 2 e–
H2 (g)
0V
Pb2+(aq) + 2 e–
Pb(s)
– 0,13 V
Ni2+(aq) + 2 e–
Ni(s)
– 0,26 V
Cd
Cd(s)
– 0,40 V
2+
(aq)
+2e
–
Fraco poder
redutor
Forte poder
redutor
Entenda a tabela:
Todo material com E0red negativo tem menor
potencial que o hidrogênio de sofrer redução.
São espécies químicas que tendem a doar
elétrons ao íon H+.
Os materiais com E0red positivo têm maior
potencial que o hidrogênio de sofrer redução.
Tendem a receber elétrons de H2.
O potencial de oxidação de um material tem
o mesmo valor que seu potencial de redução,
só que com o sinal invertido. Por exemplo:
Potencial de redução: Zn2+(aq) + 2 e– Zn(s)
0
Ered
= – 0,76 V
Potencial de oxidação: Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e–
0
Eox
= + 0,76 V
Quanto maior for a diferença de potencial
de redução de duas espécies químicas, maior
será a capacidade dessas substâncias de doar
e receber elétrons em uma pilha. Para calcular
essa diferença de potencial (∆E), somamos o
potencial de redução da espécie que sofre redução ao potencial de oxidação da espécie que
sofreu oxidação. No caso do zinco e do cobre:
Anodo: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e–
Catodo: Cu2+(aq) + 2e– Cu(s)
E0ox = + 0,76 V
E0red = + 0,34 V
Reação global: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
0
∆E = (Eox0 + Ered
) = 1,10 V
Espontaneidade da reação
É bom lembrar que todas as pilhas funcionam
por reações espontâneas e apresentam sempre
um ∆E positivo (∆E > 0). Veja como se avalia a
espontaneidade de uma reação:
Fluxo de
elétrons
Menor Eored
Maior tendência
Maior
tendência
em receber
de doar
elétrons
elétrons
Reação
espontânea
Maior Eored
Reação
não espontânea
Maior tendência
de receber
elétrons
Como escrever a equação global de uma pilha:
Escreva a semirreação no sentido da redução
e copie o valor de E0red;
Escreva a semirreação no sentido da oxidação
e inverta o sinal do valor de E0red;
Se necessário, multiplique as equações para
igualar o número de elétrons cedidos ao número de elétrons recebidos;
O valor do potencial-padrão dos eletrodos não
deve ser multiplicado, pois não depende da
quantidade de elétrons doados ou recebidos;
Por fim, some as equações para obter a reação global.
NA PRÁTICA
EQUAÇÃO GLOBAL
Monte a equação da pilha formada por eletrodos de
cobre (Cu) e prata (Ag), dados os potenciais-padrão de
redução abaixo:
Cu2+(aq) + 2 e– Cu (s) Ered = + 0,34 V
Ered = + 0,80 V
Ag+ (aq) + e– Ag (s)
• Das duas substâncias, Cu2+(aq) tem o menor
•
•
•
•
potencial de redução – sofre oxidação. Já Ag+(aq) tem
maior potencial de redução – sofre redução.
A semirreação do cobre no sentido da oxidação é:
Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e– Eox = – 0,34 V
A semirreação da prata no sentido da redução é:
Ag+(aq) + e– 1 Ag (s) Ered = + 0,80 V
Multiplicamos a reação de redução da prata por
2 para igualar o número de elétrons recebidos ao
número de elétrons doados:
Ered = + 0,80 V
2 Ag+ (aq) + 2 e– 1 2 Ag (s)
Somando as equações:
2 Ag+(aq) + 2 e– 2 Ag(s)
Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e–
E0ox = + 0,80 V
E0red = – 0,34 V
0
2 Ag+(aq) + Cu(s) Cu2+(aq) + 2Ag(s) ∆E = (E0ox + Ered
) = 0,46 V
Esta é a equação da reação global pedida.
GE QUÍMICA 2018
89
MATÉRIA E ENERGIA ENERGIA NUCLEAR
Transformações
no núcleo
Quando perde partículas nucleares,
um átomo emite radiação e o
elemento químico se transforma
em outro, mais leve
DIAGNÓSTICO EM DETALHES As imagens de tomografia computadorizada são obtidas da radiatividade emitida por fármacos usados para o exame
O
campo de estudo da química não se dedica
ao estudo do núcleo dos átomos, apenas
ao dos elétrons, responsáveis pelas ligações atômicas. Mas conhecer o comportamento
básico das subpartículas nucleares – prótons e
nêutrons – é importante para algumas áreas da
química. Por exemplo, para a produção de substâncias que, injetadas no organismo humano, permitam o diagnóstico por imagem. Para fabricar
tais medicamentos, os químicos e bioquímicos
precisam conhecer um pouco de física nuclear.
Estabilidade nuclear
Comece se perguntando: como é possível que
os prótons permaneçam unidos no núcleo, uma
vez que todos têm carga positiva e, portanto,
deveriam se repelir? Em primeiro lugar, o núcleo
está sujeito a um grande número de forças, muitas delas ainda pouco conhecidas. Ainda assim,
podemos dizer que a estabilidade do núcleo é
dada pelo equilíbrio entre o número de prótons
e o de nêutrons. Quanto mais prótons existirem,
mais nêutrons serão necessários para manter o
núcleo inteiro. No entanto, se a quantidade de
90 GE QUÍMICA 2018
ISÓTOPO RADIATIVO Os chamados isótopos
pesados de um
elemento químico são
aqueles que contêm
mais nêutrons que
o tipo mais comum
de isótopo desse
elemento.
prótons aumenta muito, a força de repulsão entre
eles fica tão intensa que quantidade nenhuma de
nêutrons é capaz de mantê-los unidos.
Na natureza, a desintegração do núcleo ocorre
com átomos que tenham mais de 83 prótons.
Na tabela periódica, a partir do elemento de
número atômico 84 (Z = 84), todos os núcleos
são instáveis. Além disso, praticamente todos
os elementos químicos têm algum isótopo radiativo – aquele em que o número de nêutrons
é muito maior que o de prótons.
Na natureza tudo busca a estabilidade. Assim
também os núcleos instáveis sofrem alterações
espontâneas em sua constituição, em busca
de estabilidade. Para isso, os núcleos emitem
partículas ou energia.
TOME NOTA
Existem núcleos instáveis mesmo com Z < 84, pois
não é somente o número de prótons que determina
a instabilidade do núcleo, mas também a relação
entre esse número e o de nêutrons.
Emissões radiativas
A energia e as partículas emitidas por um
núcleo instável são genericamente chamadas
de radiação, e os isótopos que as emitem são
denominados radionuclídeos, ou radioisótopos.
Existem três tipos de radiação.
Partículas alfa (2 a 4)
São emissões nucleares constituídas de partículas que contêm dois prótons e dois nêutrons.
Representamos essa partícula pela letra grega
a . O radionuclídeo que emite uma partícula a
tem seu número atômico (Z) diminuído em duas
unidades e seu número de massa (A) diminuído
em quatro unidades.
2
a4
Número de prótons
(número atômico = Z)
Número de prótons + nêutrons
(número de massa = A)
Lembre-se: um elemento químico é identificado por seu número de prótons (veja o capítulo
1). Então, se um elemento emite uma partícula
alfa – e, portanto, perde dois prótons –, ele se
transforma em outro, com número atômico (Z)
duas unidades menor. Quando isso acontece,
dizemos que o elemento sofreu decaimento
radiativo. Genericamente:
XA
Z
O elemento
radiativo X,
com número
atômico Z
e número
de massa A...
2a
...quando
sofre
decaimento...
+
4
Y (A – 4)
(Z – 2)
...libera dois
prótons
e dois
nêutrons e...
...se transforma
no elemento Y,
com Z menor em
duas unidades
e A menor em
quatro unidades.
NA PRÁTICA
Partículas beta (–1 b 0)
Elétrons, prótons e nêutrons são formados
pela combinação de outras partículas ainda
menores, os quarks. É importante saber que os
quarks existem para compreender outro tipo de
emissão radiativa, a radiação beta ( b ).
Assim como a radiação a , a b também é emitida
quando um núcleo instável se rearranja para ficar
estável. Só que, nesse caso, são os quarks dentro
de um nêutron que se recombinam. O nêutron
desaparece, transformado em próton, elétron e
antineutrino (outra subpartícula atômica, não
estudada no Ensino Médio). Genericamente:
nêutron próton + elétron + antineutrino
Um elétron pode surgir da recombinação dos
quarks. Esse elétron e o antineutrino resultantes
são liberados do núcleo e recebem o nome de radiação b . As partículas beta são indicadas assim:
–1
b0
O número de
prótons aumenta
Mas o número de massa
permanece o mesmo
A radiação b transforma um nêutron em próton. Então, o número atômico Z do novo núcleo
fica maior. Mas o número de massa A (a soma de
prótons e nêutrons) não se altera. Genericamente:
XA
Z
–1 b
+
0
O elemento
...quando
químico X, com sofre
número atômico decaimento...
Z e número
de massa A...
...perde um
nêutron,
mas ganha
um próton e...
O elemento químico rádio (Ra), com 88 prótons, faz
parte do grupo de elementos radiativos. Quando sofre
decaimento, transforma-se no elemento radônio (Rn).
Ra226
88
86
RADIAÇÃO BETA
O elemento césio (Cs) emite uma partícula b e se transforma
em bário (Ba). Mas o número de massa (A) permanece o mesmo.
Rn222
55
a
Ba137
Cs137
56
4
2
222
86 Rn
Repare que o radônio (Rn) também é radiativo (Z > 84). Então ele deve
decair para outro elemento.
NELLIE SOLITRENICK
...se transforma no
elemento Y, com um
próton (Z + 1) a mais,
mas mesmo número
de massa A.
NA PRÁTICA
DECAIMENTO
226
2a4 +
88Ra
YA
(Z + 1)
-1
Cs137 55
–1
0
b +
Ba137
56
b
0
Repare que nem o césio (Cs),
nem o bário (Ba) têm Z > 83.
No entanto, como esses
isótopos têm mais nêutrons
do que prótons no núcleo,
ambos são radiativos.
GE QUÍMICA 2018
91
MATÉRIA E ENERGIA ENERGIA NUCLEAR
Raios gama (0 c 0)
A MEIA-VIDA EM GRÁFICO
Não são partículas, mas ondas eletromagnéticas (semelhantes às da luz). Essas ondas
são emitidas pelo núcleo imediatamente após
a saída de partículas a ou b . Ao emitir ondas
eletromagnéticas, o núcleo não altera suas partículas, apenas o nível de energia.
1,2
1
Massa (kg)
0,8
0,6
0,4
0,2
0
0
NA PRÁTICA
RADIAÇÃO GAMA
Ba137
56
56
10
20
30
40
60 Anos
50
VAI SUMINDO, SUMINDO, SUMINDO... O gráfico “massa por tempo”
mostra o ritmo de decaimento radiativo de um radionuclídeo qualquer.
Veja que a massa inicial era de 1 kg. Passados cerca de 12 anos, essa massa
cai 50% – resta apenas 0,5 kg. Basta ler esse trecho do gráfico para concluir
que a meia-vida desse elemento químico é de cerca de 12 anos.
Ba137
c0
-1
Ba137 0 c 0 +
56
NA PRÁTICA
Ba137
56
MEIA-VIDA
O elemento Ba, recém-formado, libera raios gama, mas não
altera seu número atômico nem seu número de massa.
Apenas fica mais estável em termos de energia.
Meia-vida
Uma amostra radiativa sempre diminui de massa
com o passar do tempo, pois parte dos átomos se
desintegra, transformando-se em átomos de outros
elementos. Quanto maior o tempo transcorrido do
início de uma reação nuclear, menor a quantidade
de átomos originais que permanecem intactos.
Essa redução sofrida pela amostra é indicada pela
unidade meia-vida.
A meia-vida do radônio-222 (Rn222), por exemplo, é de 3,8 dias. Isso significa que, a cada 3,8 dias,
qualquer massa desse radioisótopo cai pela metade. Se a massa inicial for de 10 gramas de Rn222,
depois de 3,8 dias restarão 5 gramas. Passados
outros 3,8 dias, a quantidade cairá, novamente,
pela metade, para 2,5 gramas, e assim por diante.
Cada elemento tem seu período de semidesintegração (t1/2). O esquema a seguir mostra como
a massa de uma amostra de elemento radiativo
qualquer cai na proporção de sua meia-vida.
100%
amostra
inicial
m0
50%
25%
12,5%
6,25%
m0
2
m0
4
m0
8
m0
16
m0 é a massa inicial da amostra radiativa.
92 GE QUÍMICA 2018
A MEIA-VIDA
(ou período de
semidesintegração)
de um radioisótopo
é o tempo
necessário para
a desintegração
de metade dos
átomos existentes
em qualquer
quantidade desse
isótopo. Indica-se
meia-vida por t½ .
A meia-vida do césio–137 (Cs137) é de 30 anos. Se
tivermos 12 gramas desse elemento, após quanto
tempo sua massa será reduzida para 0,75 grama?
• Para o Cs137 , t½ = 30 anos.
• Então, a cada 30 anos, a quantidade de césio cairá
pela metade:
12g
t 1/2
30 anos
6g
t 1/2
30 anos
3g
t 1/2
30 anos
Meia-vida refere-se
à quantidade do
material radiativo que
permanece intacto.
O restante do material,
produto do decaimento,
não desaparece, apenas
não é mais o elemento
químico original.
t 1/2
30 anos
0,75g
Portanto, serão necessários 120 anos – ou 4 meias-vidas
– para que os 12 g de Cs137 se reduzam a 0,75 g.
Tipos de reação nuclear
ATENÇÃO
1,5g
A transformação de um elemento químico em
outro é chamada transmutação. Pela radiatividade, um átomo pode transmutar-se em outro,
de maneira natural, pela emissão espontânea de
partículas alfa ou beta. Mas um átomo pode sofrer
transmutação, ainda, pela ação de um agente
externo – por exemplo, ao ser bombardeado com
outras partículas.
Ernest Rutherford realizou a primeira transmutação artificial, em 1919, ao bombardear átomos de nitrogênio com partículas a e obter
átomos de oxigênio mais um próton solto. Foi
a primeira vez que se “fabricou” um elemento
químico a partir de outro, em laboratório. Veja
a reação dessa transmutação:
7
N14 +
2a
4
8O17 +
p1
1
Os nêutrons são os agentes de transmutação
mais utilizados, pois são as únicas partículas
atômicas que não têm carga elétrica. Assim,
não são repelidos pelos prótons (positivos) do
núcleo do átomo bombardeado. Existem outros
dois tipos de reação nuclear: a fissão e a fusão.
Fissão nuclear
Se um isótopo pesado de determinado elemento químico é bombardeado com nêutrons
de alta energia, esse isótopo pode se quebrar
em núcleos menores. É o que se chama fissão nuclear. A fissão nuclear foi conseguida
em laboratório, pela primeira vez, em 1938, na
Alemanha, quando uma amostra de urânio foi
bombardeada por nêutrons.
Numa fissão nuclear ocorre uma reação em
cadeia. No caso do urânio:
um nêutron atinge um núcleo do isótopo U235;
o choque quebra o núcleo em dois núcleos
menores (com menor número de massa A);
ao ser fragmentado, o núcleo original emite
dois ou três nêutrons;
esses nêutrons de novo se chocarão com
outros núcleos;
daí a grande quantidade de energia liberada
na fissão nuclear.
TOME NOTA
Não existe na natureza
nenhum elemento
químico estável com
número atômico acima
de 92. Mas vários
podem ser fabricados
em laboratório, a partir
de bombardeamentos.
Todos esses átomos
superpesados se
mantêm inteiros por
pouquíssimo tempo.
E logo decaem para
outros, mais leves.
A velocidade em que a reação em cadeia ocorre faz toda a diferença. Se ela não for controlada,
a reação libera toda a energia num curtíssimo
período. É a bomba atômica. Mas, se a reação
for controlada, a energia é liberada aos poucos.
É o que ocorre nas usinas nucleares, que geram
eletricidade, como a de Angra dos Reis, no Rio
de Janeiro.
Fusão nuclear
Outro modo de transmutar um elemento
químico em outro é fundindo seus núcleos. A
fusão nuclear é um processo inverso ao da fissão. Nele, núcleos menores se unem e formam
núcleos maiores. A reação de fusão também
libera imensa quantidade de energia.
É a fusão nuclear que gera a energia das estrelas, como o Sol: núcleos de hidrogênio se
fundem e formam o hélio, liberando nêutrons
e energia na forma de vários tipos de radiação,
como luz visível e calor. A fusão do hidrogênio
em hélio é a principal fusão nuclear do Sol
(veja no infográfico abaixo). Mas não é a única.
As estrelas são as usinas criadoras de todos os
elementos químicos existentes na natureza.
FUSÃO NA ESTRELAS
1. O combustível principal
do Sol é o hidrogênio, na
forma de dois isótopos, um
de número de massa A = 2
(com um nêutron), outro
de A = 3 (dois nêutrons)
QUEBRA DO NÚCLEO
2. Quando se chocam, esses
núcleos se fundem, criando
um núcleo de hélio (He), com
A = 4 (dois prótons e dois
nêutrons)
1
1. Um nêutron
é lançado
contra o núcleo
de um átomo
de urânio–235
(U235).
O núcleo
absorve o
nêutron e
o átomo se
transforma no
236
isótopo U
2. O U236
é pesado
demais para se
manter inteiro,
e logo se
desintegra em
dois núcleos
menores, de
bário (Ba) e
criptônio (Kr)
3. Essa
fissão deixa
sobrando
três outros
nêutrons, que
de novo são
lançados com
alta energia
4. Se esses
nêutrons se
chocam com
outro átomo de
U235, a reação
voltará a ocorrer.
A cada etapa
da reação, é
liberada imensa
quantidade
de energia na
forma de calor
H2 + 1H3 2He4 + 0n1 + energia
3. A fusão lança um nêutron,
que continua se chocando
aos núcleos de hélio. E o
hélio se choca com outros
núcleos, dando origem a
núcleos mais pesados
A energia para que dois núcleos atômicos se
fundam é muito maior do que a exigida para a
divisão nuclear. É que para juntar os prótons é
preciso vencer a força de repulsão entre eles.
Por isso, a fusão ocorre apenas em ambientes
de temperaturas extremamente altas, na casa
dos milhões de graus Celsius. Os pesquisadores
ainda não desenvolveram um processo economicamente viável e seguro de gerar energia pela
fusão nuclear.
GE QUÍMICA 2018
93
COMO CAI NA PROVA
1. (Espcex-Aman 2016) O radioisótopo cobalto–60 ( Co) é muito utilizado na
60
27
esterilização de alimentos, no processo a frio. Seus derivados são empregados
na confecção de esmaltes, materiais cerâmicos, catalisadores na indústria
petrolífera, nos processos de hidrodessulfuração e reforma catalítica. Sabe-se
que este radioisótopo possui uma meia-vida de 5,3 anos. Considerando os anos
com o mesmo número de dias e uma amostra inicial de 100 g de cobalto-60,
após um período de 21,2 anos, a massa restante desse radioisótopo será de:
a) 6,25 g
b) 10,2 g
c) 15,4 g
d) 18,6 g
e) 24,3 g
b) Incorreta. Fissão nuclear é a quebra do núcleo e não a emissão de partículas α,
β e/ou 𝛄. Estas radiações acontecem na desintegração natural de radioisótopos.
c) Correta. Na bomba nuclear ocorre a fissão nuclear que é gerada pela liberação
de nêutrons que bombardearão outros núcleos.
d) e e) Incorretas. Fusão nuclear ocorre quando um núcleo se combina a outro,
formando átomos mais pesados. Isso acontece no Sol, no qual átomos de
hidrogênio se fundem e formam hélio, que se fundem e criam lítio, e assim por
diante. As bombas nucleares não usam a fusão, mas fissão – a quebra dos núcleos.
Resposta: C
RESOLUÇÃO
Segundo o enunciado, a cada 5,3 anos, a massa de cobalto-60 cai pela metade.
Portanto, 5,3 anos é a meia-vida desse elemento químico radioativo. Descobrindo
quantas meias-vidas estão contidas em 21,2 anos:
21,2 = 4 meias-vidas
5,3
A amostra inicial é 100g e, a cada meia-vida a massa do cobalto-60 se reduz pela
metade. Portanto:
5,3 anos
5,3 anos
5,3 anos
5,3 anos
100 g -------------------→ 50 g -------------------→ 25 g -------------------→ 12,5 g -------------------→ 6, 25 g
Resposta: A
2. (Enem 2015)
A bomba
reduz neutros e neutrinos, e abana-se com o leque da
reação em cadeia.
ANDRADE C. D. Poesia Completa e Prosa. Rio de Janeiro. Aguilar, 1973 (fragmento).
Nesse fragmento de poema, o autor refere-se à bomba atômica de urânio.
Essa reação é dita “em cadeia” porque na
a) fissão do 235U ocorre liberação de grande quantidade de calor, que dá continuidade à reação.
b) fissão de 235U ocorre liberação de energia, que vai desintegrando o isótopo 238U
enriquecendo-o em mais 235U.
c) fissão do 235U ocorre uma liberação de nêutrons, que bombardearão outros núcleos.
d) fusão do 235U com 238U ocorre formação de neutrino, que bombardeará outros
núcleos radioativos.
e) fusão do 235U com 238U ocorre formação de outros elementos radioativos mais
pesados, que desencadeiam novos processos de fusão.
RESOLUÇÃO
Na bomba atômica acontece uma fissão nuclear, onde um isótopo pesado é bombardeado por nêutrons. Nesse bombardeamento, o núcleo se quebra em núcleos
menores gerando uma grande quantidade de energia e dando início a uma reação
em cadeia. No caso do urânio:
• um nêutron atinge um núcleo do isótopo 235U.
• o choque quebra o núcleo em dois núcleos menores (com menor número de massa).
• ao ser fragmentado, o núcleo original emite dois ou três nêutrons.
• esses nêutrons de novo se chocarão com outros núcleos (a reação acontece de
novo – reação em cadeia).
• daí a grande quantidade de energia liberada na fissão nuclear.
Vide figura “Quebra do núcleo” na página 93.
Analisando as alternativas:
a) Incorreta. Não é o calor (energia liberada) que dá continuidade à reação, mas
o choque dos nêutrons com outros núcleos.
94 GE QUÍMICA 2018
3. (Enem 2015) A calda bordalesa é uma alternativa empregada no combate
a doenças que afetam folhas de plantas. Sua produção consiste na mistura de
uma solução aquosa de sulfato de cobre (II), CuSO₄ , com óxido de cálcio, CaO,
e sua aplicação só deve ser realizada se estiver levemente básica. A avaliação
rudimentar da basicidade dessa solução é realizada pela adição de três gotas
sobre uma faca de ferro limpa. Após três minutos, caso surja uma mancha
avermelhada no local da aplicação, afirma-se que a calda bordalesa ainda não
está com a basicidade necessária. O quadro apresenta os valores de potenciais
padrão de redução (E0) para algumas semirreações de redução.
Semirreação de redução
E0(V)
Ca²+ + 2e– → Ca
–2,87
Fe³+ + 3e– → Fe
–0,04
Cu²+ + 2e– → Cu
+0,34
Cu+ + e– → Cu
+0,52
Fe³+ + e– → Fe2+
+0,77
MOTTA, I. S. Calda Bordalesa: Utilidades e Preparo. Dourados: Embrapa, 2008 (adaptado).
A equação química que representa a reação de formação da mancha avermelhada é:
+
2+
2+
a) Ca(aq) + 2Cu(aq) → Ca(s) + Cu(aq)
3+
2+
2+
b) Ca(aq)
+ 2Fe(aq)
→ Ca(s) + 2Fe (aq)
3+
2+
2+
c) Cu(aq)
+ 2Fe(aq)
→ Cu(s) + 2Fe(aq)
3+
2+
d) 3Ca(aq)
+ 2Fe(s)→ 3Ca(s) + 2Fe(aq)
2+
3+
e) 3Cu(aq)
+ 2Fe(s)→ 3Cu(s) + 2Fe(aq)
RESOLUÇÃO
Se a solução de CuSO4 [Cu 2+ e SO4 2–] foi aplicada a uma placa de ferro (Fe 0), então
estão envolvidos no processo Cu 2+ e Fe 0. Devemos, então, trabalhar com as equações
que envolvem Cu 2+ e Fe 0: fornecidas na tabela do enunciado. São duas:
Fe 3+ + 3e – → Fe. E0(V) = –0,04
Cu2+ + 2e– → Cu. E0(V) = +0,34
Das duas substâncias, Fe 3+ tem o menor potencial de redução – sofre oxidação. Já
Cu2+ tem maior potencial de redução – sofre redução. A semirreação do ferro no
sentido da oxidação é:
Fe → Fe 3+ + 3e– E0(V) = +0,04
A semirreação do cobre no sentido da redução será:
Cu 2+ + 2e– → Cu E0(v) = +0,34
Agora, multiplicamos a semirreção de oxidação do ferro por 2 e a semirreação do cobre
por 3 para igualar o número de elétrons recebidos ao número de elétrons doados:
RESUMO
Lorem ipsondolor
Matéria
e energia
2Fe → 2Fe 3+ + 6e–
3Cu 2+ + 6e– → 3Cu
Somando as equações das semirreações, conseguimos descobrir a equação global:
2Fe → 2Fe 3+ + 6e–
3Cu 2+ + 6e– → 3Cu
Global
2Fe 3+ + 3Cu
2Fe + 3Cu 2+ ---------------------→
Resposta: E
4. (Enem 2015) O aproveitamento de resíduos florestais vem se tornando
cada dia mais atrativo, pois eles são uma fonte renovável de energia. A figura
representa a queima de um bio-óleo extraído do resíduo de madeira, sendo DH1
a variação de entalpia devido à queima de 1 g desse bio-óleo, resultando em gás
carbônico e água líquida, e DH2 a variação de entalpia envolvida na conversão
de 1 g de água no estado gasoso para o estado líquido.
Energia
Bio-óleo + O2
DH1 = 18,8 kJ/g
CO2 (g) + H2O (g)
DH2 = 2,4 kJ/g
CO2 (g) + H2O (l)
A variação de entalpia, em kJ para a queima de 5g desse bio-óleo resultando em
CO2 (gasoso) e H2O (gasoso) é:
a) –106
b) –94
c) –82
d) –21,2
RESOLUÇÃO
A entalpia pode ser negativa (quando a reação libera energia) ou positiva (quando
absorve energia). Segundo o enunciado, a queima do bio-óleo (com reagentes o
bio-óleo e O2 ) produz CO2 (gasoso) e H2O (gasoso). Da figura encontramos a variação
de entalpia da reação total:
Energia
Bio-óleo + O2
DH1 = 18,8 kJ/g
DH = ?
CO2 (g) + H2O (g)
DH2 = 2,4 kJ/g
CO2 (g) + H2O (l)
Assim,
∆H = ∆H1 – ∆H2 � ∆H = −18,8 kJ/g – (− 2,4 kJ/g) � ∆H = − 16,4 kJ/g
Traduzindo, a queima de 1 g de bio-óleo resultando em CO2 (gasoso) e H2O (gasoso)
libera −16,4 kJ. O exercício pede a variação de entalpia para 5g. Simples regra de três:
1 g ------------------- –16,4 kJ (liberados)
5 g ------------------x kJ (liberados)
x= –82,0 kJ
Resposta: C
LIBERAÇÃOMAGNA
GIAMCORE
E ABSORÇÃO
accumDE
am,ENERGIA
vullam, core
TÉRMICA
feum auguerit,
As reações
si
blam, quat. Lor
sequatenergia
lorerci na
tem
accum
ulputAs
nummy
nit
exotérmicas
liberam
forma
deilcalor.
endotérmicas
térmica.
Quando
uma substância
nullamaborvem
adit ea adenergia
tetumsan
hent lor
init adionsequip
exeros
sofre
mudança
de estado
hásustrud
sempredui
transferência
energia.
do dolor
sum zzrit
amcorer
et autpatinde
eugue
velenim vulluptate
Dependendo
da mudança,
consectemházzrit
liberação
wismod
ouelabsorção
ulputatum
deincing
calor.
et lutdiamcom molumsandip.
Sublimação (endotérmica)
EAFACIDUNT DOLOBOR sustrud magna feugiam veniam
Fusão
Vaporização
zzrilit luptatem iriusto consequi eraesto eugait luptat do ese
(endotérmica)
(endotérmica)
tat dolut venis amconsed mincillandre commodi onullan ver
sustrud modigniam ipsuscillam, cor iliquat.
Num volobor
eniatummy nulputem
vent amet
SÓLIDO eraestionum ing
LÍQUIDO
GASOSO
iusto odignim quisis adiam aliquat vel esequip
IS NULLA FEUGAIT
aut venim nostrud min
ut wissecte magnibh
Solidificação
Liquefação
et nim incillandre
do commy non hendip
eu feugait lobore
(exotérmica)
(exotérmica)
magnim am, quisciduis nulluptatum venit in velendi gnisseSublimação
nit, sequat. Equat. Ut
iliscidunt(exotérmica)
la commy nostion hendiam
commod dit velendrero diat, vel ing ex elit at pratin esectet
nonullan heniam
VARIAÇÃO
DE ENTALPIA
doloreet
(∆H) Éamcore
a quantidade
do eu
defacil
energia
utpat.
envolvida
Osto
odiamet,
numa
reação,
velent
medida
pratet
em nosto
quilojoule
consequisl
(kJ). Numa
ullandrem
reação exotérmica,
quat am
a
entalpiaveliquatue
dos produtos
a dos
reagentes
(Hr ) e
dolorem
min(Hvelesequam
nonse
facipisim
zzriure.
p ) é menor que
∆H < 0. Numa reação endotérmica, a entalpia dos produtos (Hp )
éRCILIQUATET
maior que a dos
VULLAN
reagentes
ute (H
commy
> 0. Toda substância
ip ero consectet
e toda
r ) e ∆Hnullaorem
lum veltêm
reação
ulput
uma
veliquis
entalpia-padrão
exerosting endreros
(H0), medida
aut ilis
a 25
at.oCLesto
e 1 atm.
dolorperci
Lei
de Hess:
tio dolutpat
a variação
ullaore
de entalpia
riurerit
(∆H)
in henim
é sempre
iusci
a mesma,
bla at. Gait
não
importando
o processo
de formação
ou decomposição
de uma
atummoloresetie
te er ipisim
dit wisl ipsum
dunt velis aliquat.
substância é direto ou em diversos estágios.
NONUMMO LOBORERO etumsandrem dolorperatem do duis
acidunt vel ullamet nosto coreet alis aliquipit vent adignisim
OXIRREDUÇÃO
ipsuscipit in Del ut lutat aute mincill andipsustis do exeraestrud
Oxidação
É a nonulput
perda de elétrons
eum
nissed essequat
volore tem adit er ip elenit ing
et irilit iureet laorem veraess equisi. Ecte vulla commy nullam,
Redução
É o ganho de elétrons
sis nulluptat, sum venibh elesto conum nonulla facilit nit lorem
delesto
ea feui blandre
eui
tet lam
Agente oxidante
Espécie
química
que recebe elétrons
redutor
química
que doa
elétrons
ISAgente
NULLA
FEUGAITEspécie
aut venim
nostrud
min
ut wissecte magnibh
et nim incillandre do commy non hendip eu feugait lobore
O
potencial
de redução
e de oxidação
magnim
am, quisciduis
nulluptatum
venit(E
in0red
velendi
ou E0gnissenit,
ox) mede,
sequat.
iliscidunt de
la commy
nostionde
hendiam
commod
em
voltsEquat.
(V), aUt
tendência
um material
sofrer oxidação
dit redução.
velendrero diat, vel ing ex elit at pratin esectet nonullan
ou
heniam doloreet amcore do eu facil utpat.
REAÇÕES NUCLEARES Radiação alfa ( a ): Z diminui em duas
RCILIQUATET
unidades,
e A, em
VULLAN
quatroute
unidades.
commyRadiação
nullaorem
beta
ip ero
( bconsectet
): Z cresce
lumuma
em
vel ulput
unidade,
veliquis
mas
exerosting
A não se endreros
altera. Radiação
aut ilis at.gama
Lesto(doc ):
lorperci
tiopartículas
dolutpat ullaore
riurerit
in henim
iuscienergético.
bla at. Gait
não altera
do núcleo,
apenas
seu nível
atummolore
er ipisim
dit wisl ipsum
velis aliquat.
Meia-vida
(ttie
tempo
necessário
para adunt
desintegração
de
½): te
metade dos radioisótopos de uma amostra. Fissão nuclear
éNONUMMO
a quebra do
LOBORERO
núcleo de um
etumsandrem
isótopo pesado,
dolorperatem
criando núcleos
do duis
acidunt vel
menores
e, portanto,
ullamet nosto
elementos
coreetmais
alis aliquipit
estáveis.vent
Fusão
adignisim
nuclear
éipsuscipit
a reaçãoinque
Del ocorre
ut lutatnas
auteestrelas,
mincill andipsustis
na qual o núcleo
do exeraestrud
de dois
eum
nissed
essequat
nonulput
volore tem
adit er ip elenit.
ou
mais
átomos
se fundem
em núcleos
maiores.
GE QUÍMICA 2018
95
5
EQUILÍBRIO QUÍMICO
CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO
Infográfico: acidez da chuva ........................................................................98
Reações reversíveis .......................................................................................100
Deslocamento do equilíbrio .......................................................................103
Equilíbrio iônico ............................................................................................106
pH e pOH ...........................................................................................................109
Como cai na prova + Resumo .....................................................................112
Os corais da Austrália
em estado terminal
As mudanças climáticas e a alteração na acidez
da água dos oceanos colocam em risco o maior
recife de corais do mundo
A
Grande Barreira, na Austrália, o maior recife de corais do planeta, está morrendo, e
em ritmo acelerado. Levantamento aéreo
feito no início de 2017 pelo Centro de Estudos da
Grande Barreira, do governo australiano, mostrou
que o desastre assume proporções dramáticas. Os
corais mortos estendem-se por 1,5 mil do total de
2,3 mil quilômetros de extensão do grande recife.
Pior: segundo os pesquisadores, as perdas podem ser irreparáveis. A morte dos corais coloca
em risco a sobrevivência de um dos mais ricos
ecossistemas do mundo.
Corais são minúsculos invertebrados marinhos,
do filo dos cnidários, o mesmo em que são classificadas as anêmonas. Eles se organizam em colônias que se desenvolvem sobre substratos como
rochas, nos mares tropicais. Cada colônia reúne
milhares de indivíduos (pólipos), revestidos de
um exoesqueleto calcário. A cor dos corais é dada
por microalgas que com eles vivem em simbiose,
trocando nutrientes. As colônias têm papéis importantes num ecossistema, dentre eles, oferecer
alimento e abrigo a outros organismos marinhos.
A degradação dos corais está diretamente relacionada à elevação da temperatura das águas. Em
águas mais quentes, a fisiologia das microalgas se
altera, o que abala a relação simbiótica com os corais. As algas são eliminadas e a colônia expõe seu
96 GE QUÍMICA 2018
exoesqueleto branco. Este é o processo chamado
branqueamento. Sem seu principal fornecedor de
nutrientes, os corais começam a morrer.
Os maiores índices de destruição costumam
ocorrer nos períodos de El Niño, o fenômeno de
aquecimento da atmosfera e das águas do Oceano Pacífico tropical. Mas entre 2016 e 2017, anos
sem El Niño, a taxa de mortalidade dos corais da
Grande Barreira não recuou. Os pesquisadores
apontam a culpada: a alta concentração de carbono na atmosfera, que intensifica o efeito estufa.
O carbono está também envolvido em outro processo assassino. Em condições normais, o dióxido
de carbono (CO2) absorvido do ar pelos mares é
um mecanismo benéfico, que ajuda a tirar parte
desse gás do efeito estufa da atmosfera. Mas, em
concentrações muito altas, o CO2 aumenta a acidez
da água. As microalgas se ressentem também dessa
acidificação. Em meio
ácido, o exoesqueleto
calcário dos corais ten- A MORTE É BRANCA
de a se desintegrar.
Um coral costuma ser
Neste capítulo você colorido. Mas este perdeu
lembra o que dá a uma as microalgas que com ele
solução caráter ácido viviam em simbiose e, com
ou alcalino. E entende isso, a cor. É o processo
a escala pH, que mede de morte que se chama
a acidez.
branqueamento
WILD HORIZONS/UIG VIA GETTY IMAGES
GE QUÍMICA 2018
97
EQUILÍBRIO QUÍMICO INFOGRÁFICO
A acidez do meio
Um dos indicadores de poluição ambiental é o nível de
acidez da água. O aumento da acidez ocorre quando
há um desequilíbrio nas reações entre a água e outras
substâncias. É assim que chuvas e rios ficam mais ácidos
H2O
ATÉ CERTA DOSE É NATURAL
FUMAÇA VENENOSA
A água da chuva já é um pouco ácida.
O problema é quando essa acidez
aumenta muito
A chuva ácida é causada por substâncias
liberadas principalmente pela queima de
combustíveis fósseis
1 A água no ar
CO2
A água pura é composta apenas
de moléculas H₂O e tem pH = 7,
ou seja, é neutra (veja na
pág. 111).
CO2
H2O
não é pura. As moléculas H₂O
se combinam com o dióxido
de carbono (CO₂).
H2O
ácido carbônico se ioniza e
4 Olibera
um íon hidrogênio (H+).
MULTI/SP
O2
=
NO2
2
5 Acidez do bem
Nos carros
O calor liberado pela explosão no motor
dos automóveis fornece a energia
necessária para a formação de NO e NO₂.
Esse gás é liberado pelo escapamento.
A água de um rio limpo
também é pouco ácida.
A flora e a fauna
aquáticas agradecem
e florescem.
H+
H+
6
Efeito multiplicador
Mas a chuva ácida pode elevar
essa acidez. São responsáveis,
também, pelo aumento da acidez
indústrias, fazendas, frigoríficos e
mineradoras que despejam nos
rios a água usada no sistema de
produção, sem tratamento.
98 GE QUÍMICA 2018
+
Na atmosfera
O NO reage com o oxigênio (O₂),
formando dióxido de nitrogênio (NO₂).
Esse gás, misturado com fuligem e
poeira, é que dá ao céu azul o tom
marrom, comum nas grandes cidades.
O pH da água diminui e a chuva
fica ligeiramente ácida. Normal.
HCO3
NO
+
1
carbônico (H₂CO₃).
H+
NO2
2 Mas a água da atmosfera
3 Essa reação produz ácido
H2CO3
O PROCESSO DO NITROGÊNIO
H2O
7
Acidez do mal
O aumento da acidez afeta, primeiro,
organismos menores, como pequenas algas,
larvas e insetos. Aos poucos, o efeito nefasto
agride toda a cadeia alimentar, eliminando
todos os organismos. O rio ou o lago morre.
H2O
PROCESSO DO ENXOFRE
SO2
= HNO3
3
Nas nuvens
O NO₂ sofre novas
reações e se
transforma em ácido
nítrico (HNO₃). Esse
ácido eleva a acidez
da água, que cairá
na forma de chuva.
+
O2
=
SO2 +
H2O
=
H2SO3
SO3 +
H2O
=
H2SO4
SO2
H2O
4
5
Outro vilão
O nitrogênio tem lá sua parte de
culpa, mas o maior responsável
pela chuva ácida é o enxofre (S).
A reação da gasolina e do diesel
com o oxigênio, no motor, gera
dióxido e trióxido de enxofre
(SO₂ e SO₃, respectivamente),
que são liberados pelo
escapamento dos veículos.
Fábrica de ácido
O SO₂ que sobe para a atmosfera
reage com as moléculas de água
(H₂O), formando ácido sulfuroso
(H₂SO₃). O SO₂ reage também
com o O₂, produzindo trióxido
de enxofre (SO₃). Esse trióxido,
por sua vez, combina-se com a
água e cria o ácido sulfúrico
(H₂SO₄), que é muito forte.
HNO3
H2SO4
H2SO3
CaCO3
6
Efeito corrosivo
O H₂SO₄ reage com o
mármore (CaCO₃) e
provoca a corrosão de
fachadas e monumentos
feitos desse material.
SO2
8
Longo alcance
Indústrias e termelétricas também podem
lançar no ar compostos de enxofre e
nitrogênio. Carregados pelo vento, esses
compostos podem contaminar o ar,
num raio de mais de 100 quilômetros.
GE QUÍMICA 2018
99
EQUILÍBRIO QUÍMICO REAÇÕES REVERSÍVEIS
Em círculo
vicioso
Algumas reações se revertem,
transformando em reagente o
que era produto, e vice-versa
E
xistem dois tipos de reação: as reversíveis e
as irreversíveis. Uma reação irreversível
é aquela que não pode ser feita no sentido
inverso. Por exemplo, a combustão: na queima de
uma folha de papel ou de gasolina, a substância
original deixa de existir e é impossível recuperar
o papel ou o combustível do produto da reação,
CO2 e cinzas. Uma reação reversível é aquela
em que os reagentes se transformam em produtos
e esses produtos voltam a se transformar nas
substâncias originais, os reagentes. Um exemplo
de reação reversível é a formação de gás carbônico quando se abre uma garrafa de refrigerante.
O que define se uma reação é reversível ou irreversível tem a ver com o equilíbrio químico, ou
equilíbrio dinâmico.
Numa reação reversível, os elementos A e B
reagem para formar C e D. Essa é a chamada
reação direta:
A + B C + D
No sentido contrário, os produtos C e D
reagem para formar novamente A e B, numa
reação inversa:
C + D A+ B
Representamos essa situação de reversibilidade assim:
C + D
A + B
Situação de equilíbrio
Considere uma reação reversível que ocorre
num sistema fechado (um recipiente que não
permita que nenhuma substância saia nem entre).
No início da reação existirão apenas moléculas
dos reagentes colidindo entre si até obter energia
suficiente para formar os produtos, na reação direta. Desde o momento em que surgem moléculas
dos produtos no sistema, elas também entram em
colisão, até obter energia para formar novamente
os reagentes, na reação inversa. Ocorrem, então,
duas reações simultaneamente.
Mantenha em mente: a concentração dos
reagentes influencia na velocidade da reação
(veja o capítulo 2). No início da reação direta,
quando temos apenas moléculas dos reagentes, a
velocidade de formação dos produtos é a máxima.
100 GE QUÍMICA 2018
SAIBA MAIS
QUEBRA DO EQUILÍBRIO
Ao abrir uma garrafa de refrigerante
você provoca várias reações.
A reação mais notável é a de formação do ácido
carbônico (H2CO3), que se decompõe em água (H2O)
e gás carbônico (CO2). Com a garrafa fechada, e
em temperatura constante, essa reação reversível
permanece em equilíbrio: o H2CO3 se forma e, ao
mesmo tempo, se decompõe. Quando a garrafa é
aberta, a pressão no interior cai – o que altera a
velocidade das duas reações. O líquido borbulha.
ESPUMANTE Quando uma
garrafa de refrigerante ou
de champanhe é aberta,
uma reação química é
deflagrada e forma gás
carbônico. O gás escapa,
criando a espuma
Concentração
Isso porque existem muitas moléculas para
colidir e se transformar em produtos. À medida
que os reagentes se transformam em produtos,
a quantidade de reagentes cai e, por consequência, cai também a velocidade da reação direta.
Por outro lado, a velocidade da reação inversa
é nula no início da reação, pois não há moléculas
de produtos. Mas, à medida que os produtos se
formam, sua concentração aumenta, e também
a velocidade da reação.
Em algum momento desse processo de vaivém, a velocidade das reações direta e inversa se
iguala. As reações continuam acontecendo, nos
dois sentidos, mas a concentração de produtos
e reagentes não mais se altera. Essa é a situação
de equilíbrio químico ou equilíbrio dinâmico.
É como se fosse um jogo de cabo de guerra, em
que as forças aplicadas de cada um dos lados são
iguais, mas opostas, se anulando.
Num gráfico, a variação na concentração das
substâncias de uma reação qualquer fica assim:
Se os dois gráficos forem comparados, o momento em que a concentração de cada substância
se estabiliza coincide com o momento em que a
velocidade das duas reações se iguala.
NA PRÁTICA
EQUILÍBRIO DE REAÇÕES REVERSÍVEIS
A reação de decomposição do N2O4 (g) em NO2 (g) é reversível:
2 NO2 (g)
N2O4 (g)
O gás N2O4 é incolor; o gás NO2 tem cor castanho-avermelhada.
Num sistema isolado, à medida que as moléculas de N2O4 se
colidem e reagem, a cor vai se alterando pelo aumento gradual
na concentração de NO2. Em determinado momento, a cor não
se altera mais, pois o sistema entra em equilíbrio.
N2 O 4
a)
Vd = Vi
NO2
b)
c)
reagentes
N2O4 (s)
N2O4 (g)
N2O4 (g)
2 N2O(g)
2 N2O(g)
produtos
Tempo
TANTO DE UM, TANTO DE OUTRO Veja no eixo da concentração: no
início, há bem mais reagentes do que produtos. Mas, a partir de certo
momento, a velocidade da reação direta é a mesma que a da reação
inversa (Vd = Vi). A partir de então, as concentrações de reagentes e
produtos se mantêm constantes.
1
Velocidade da reação inversa
Tempo
JUNTINHAS Repare como a velocidade das reações varia no
decorrer do tempo. No início, quando há apenas reagentes,
a reação direta ocorre em alta velocidade. Nesse mesmo
momento, a reação inversa ainda é muito lenta, pois
praticamente não há produtos para reagir. Mas, à medida que
a reação ocorre, a velocidade da reação direta se reduz e a da
reação inversa cresce. Em certo momento, as velocidades se
igualam (Vd = Vi). É o equilíbrio químico.
ISTOCK
A certa altura, existem
tantas moléculas de
N2O4 quanto de NO2.
A reação alcança o
equilíbrio químico
e a cor se estabiliza
N2 O 4
Velocidade da reação direta
Equilíbrio químico
Vd = Vi
As moléculas de N2O4
começam a reagir
entre si e, aos poucos,
surgem moléculas de
NO2. A cor começa a
se alterar
Num gráfico, a concentração de cada uma das duas substâncias
nessa reação reversível é assim representada:
2
Concentração
Velocidade de reação
Para essa mesma reação genérica, o gráfico
das velocidades das reações direta e inversa é:
Num sistema
fechado existem
apenas moléculas
de N2O4
33
NO2
Tempo
1 No início da reação,
a concentração de
N2O4 é a máxima.
Não há nenhuma
molécula de NO2.
2 As moléculas de N2O4
começam a reagir, e
sua concentração cai.
Por outro lado, a
concentracão de NO2 sobe.
3 Quando a reação
entra em equilíbrio, as
concentrações de N2O4
e NO2 permanecem
constantes
GE QUÍMICA 2018
101
EQUILÍBRIO QUÍMICO REAÇÕES REVERSÍVEIS
Constante de equilíbrio
Na década de 1860, os cientistas noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage verificaram
que, para qualquer reação reversível, o equilíbrio químico apresenta uma regularidade. Eles
criaram a lei de ação das massas, que define
uma constante de equilíbrio (Kc) em termos
de concentração. A lei diz que, em uma reação
reversível, mantida constante a temperatura, a
razão entre as concentrações de produtos e
reagentes elevadas a seus coeficientes estequiométricos é constante.
Considere a seguinte reação reversível:
TOME NOTA
Lembre-se de que os
colchetes são indicação
de concentração.
Por exemplo, [A]
é a concentração
da substância A.
cC+dD
aA+bB
[C]c [D]d
Se Kc =
[A]a [B]b
A e B reagem para formar C e D;
Ao mesmo tempo, C e D reagem para formar A e B;
As letras a, b, c e d são os coeficientes estequiométricos da reação (o número que
indica a quantidade de mol de cada substância participante da reação).
Temos que, para N2O4(g)
Kc =
A constante de equilíbrio para a reação
aA+bB
c C + d D é dada pela expressão:
Kc =
[C]c [D]d
[A]a [B]b
O valor da constante de equilíbrio é específico
para cada reação e depende da temperatura.
No entanto, não depende da concentração
inicial de reagentes. Veja na tabela abaixo os
resultados de diversos experimentos com a
reação reversível entre N2O4 e NO2, em diferentes concentrações iniciais, todos realizados
à temperatura de 100 °C:
EXPERIMENTO
ATENÇÃO
No cálculo de uma
constante de equilíbrio,
consideram-se as
concentrações em mol/L
sempre da situação
de equilíbrio.
CONCENTRAÇÕES CONCENTRAÇÕES
RAZÃO DAS
INICIAIS
NO EQUILÍBRIO CONCENTRAÇÕES
(MOL/L)
(MOL/L)
NO EQUILÍBRIO
[NO2]
[N2O4]
[NO2]
[N2O4]
[NO2]2 / [N2O4]
1
0
0,100
0,120
0,040
0,360
2
0,100
0,100
0,160
0,070
0,366
3
0,100
0
0,071
0,014
0,360
Repare na coluna Concentrações iniciais que:
No experimento 1, o recipiente contém
0,100 mol/L de N2O4 e nada de NO2;
No experimento 2, o recipiente contém
0,100 mol/L de NO2 e 0,100 mol/L de N2O4;
No experimento 3, o recipiente contém somente NO2, na concentração de 100 mol/L.
102 GE QUÍMICA 2018
Após determinado tempo, a coloração do
gás estabilizou-se dentro de cada recipiente,
indicando que o sistema entrou em equilíbrio.
A coluna Concentrações no equilíbrio mostra
quanto de NO2 e de N2O4 existia no momento
em que o equilíbrio foi alcançado. Repare que
as concentrações no equilíbrio diferem de um
experimento a outro, dependendo da concentração inicial de reagentes.
Agora observe a coluna Razão de concentrações
no equilíbrio. Veja que os valores são muito próximos, praticamente iguais em todos os experimentos. Esse valor que se mantém é a constante
de equilíbrio da reação N2O4
2 NO2.
[NO2]2
[N2O4]
2 NO2(g)
= 0,36 a 100 0C
Repare que, na razão que define Kc, o numerador traz os produtos, e o denominador,
os reagentes. Então, quanto mais produtos a
reação formar, maior será sua Kc.
Se o valor da constante de equilíbrio foi maior
que 1, a reação direta é favorecida – ou seja,
ocorre mais espontaneamente. Se o valor da
constante for menor que 1, então a reação mais
espontânea é a reação inversa.
Para reforçar:
Kc > 1 reação direta é favorecida;
Kc < 1 reação inversa é favorecida.
Se a reação N2O4
NO2 apresenta Kc = 0,36,
que é menor que 1, então a reação favorecida é
a inversa, de NO2 para N2O4.
NA PRÁTICA
REAÇÃO DIRETA
Veja o que ocorre na reação de formação do SO3 a
partir da reação entre SO2 e O2, a uma temperatura
de 25 oC:
2 SO2 (g) + O2 (g)
Kc =
[SO3]2
[SO2]2 [O2]
2 SO3 (g)
= 9,9 . 1025
O resultado, maior que 1, indica que a reação
favorecida é a direta, de SO2 para SO3.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO
“Sempre que uma ação externa é exercida sobre
um sistema em equilíbrio, o sistema tende a se
reajustar, deslocando-se no sentido de minimizar a ação exercida e restabelecer o equilíbrio”.
Trocando em miúdos: uma reação química reversível que esteja em equilíbrio tende a
permanecer nesse estado. No caso de falta de
equilíbrio, a reação se altera, a fim de alcançá-lo.
O deslocamento do equilíbrio pode ser provocado por mudanças na concentração de produtos
ou de reagentes, ou por mudanças na temperatura ou na pressão. Em qualquer uma dessas
alterações, o sistema responde imediatamente,
aumentando ou diminuindo a velocidade da
reação direta ou da inversa. Essa resposta do
sistema é o deslocamento de equilíbrio.
SUA AVÓ JÁ TEVE UM
Os galinhos que preveem
chuva mudam de cor por
causa do deslocamento
do equilíbrio de uma
reação reversível
Influência da concentração
Considere um sistema fechado em equilíbrio,
sob temperatura constante, em que ocorre a
seguinte reação reversível:
2 AB
A2 + B2
Equilíbrio de cá,
equilíbrio de lá
Os fatores que definem o ponto
em que não há mais alteração na
quantidade de reagentes e de produtos
É
um bibelô: um galo azul que se torna
rosado quando ameaça chover. Por trás
dessa aparente mágica está um fenômeno
químico muito simples, que envolve a concentração de substâncias que participam de uma
reação. No caso, essas substâncias são um sal,
que recobre a peça, e a água existente na forma
de vapor, no ar. O sal, quando está seco, é azul.
Mas, quando hidratado, muda de cor:
Composto azul + H2O(g)
Composto rosa
O aumento na concentração de um dos reagentes (no caso, H2O) provoca o deslocamento
do equilíbrio da reação: aumenta a produção
de composto rosa, e, por isso, o galinho acusa a
proximidade da chuva.
Princípio de Le Chatelier
Entre o fim do século XIX e início do XX,
o francês Henry Le Chatelier notou que sistemas
em equilíbrio podem ser influenciados por alguma
ação externa. O princípio de Le Chatelier diz que:
A constante de equilíbrio Kc é dada por:
[AB]2 , em que
Kc =
[A2] . [B2]
• A2 e B2 são reagentes e
• AB é o produto.
A adição de A2 (reagente) aumenta o valor do
denominador. Então, para manter Kc constante,
a concentração do produto AB (no numerador)
deve também se elevar. O sistema se encarrega
disso e restabelece o equilíbrio, agora com uma
concentração maior de AB. Quando isso acontece,
dizemos que a reação direta é favorecida e o
equilíbrio é deslocado para a direita. É isso o
que ocorre com o galinho da chuva. No sentido
inverso: se reduzirmos a quantidade de reagente
A2, parte do produto AB vai se decompor, produzindo mais A2 e restabelecendo Kc. Isso significa
que a reação inversa é favorecida e o equilíbrio
é deslocado para a esquerda.
O mesmo se dá quando alteramos a quantidade
de produto: para quantidade maior de AB, o valor
do numerador sobe e a reação inversa é favorecida, com maior produção dos reagentes A2 e B2.
Para quantidade menor de AB e Kc constante, a
reação direta é favorecida, com deslocamento para
a direita. Em qualquer um dos casos, a concentração de equilíbrio de cada substância difere da
concentração original. No entanto, no equilíbrio,
Kc se mantém, se a temperatura for constante.
GE QUÍMICA 2018
103
EQUILÍBRIO QUÍMICO DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO
NA PRÁTICA
EQUILÍBRIO E CONCENTRAÇÃO
Veja o que acontece quando na reação de síntese da
amônia (NH3) adicionamos certa quantidade de N2 a
um sistema inicialmente em equilíbrio e sob temperatura constante. A reação reversível é:
2 NH3 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g)
Equilíbrio inicial
As condições a que uma reação está submetida envolve outros fatores, como temperatura,
pressão e a presença de um catalisador. Veja
como um sistema se comporta sob a influência
de cada um desses fatores.
H2
NH3
2,0
N2
1,0
N2 adicionado
ao equilíbrio
neste ponto
N2
t =1
t =2
TEMPO
A faixa amarela mostra a concentração inicial de
equilíbrio dos reagentes e do produto:
• [H2] = 3,0 mol/L
• [NH3] = 2,0 mol/L
• [N2] = 0,5 mol/L
No momento t1 acrescenta-se N2 no recipiente.
A concentração de N2 se eleva de 0,5 para 1,5 mol/L.
Imediatamente há alteração na concentração das outras
duas substâncias: a de H2 cai e a de NH3 sobe. Essa alteração provoca, também, mudança na concentração de
N2 , que volta a cair um pouco. Se a concentração de NH3
sobe, então a reação direta foi favorecida: houve deslocamento do equilíbrio para a direita. Tudo em busca
do novo ponto de equilíbrio. Depois de algum tempo,
a partir de t2, as reações direta e inversa voltam a se
equilibrar, agora com as novas concentrações:
• [H2] ≈ 2,4 mol/L
• [NH3] ≈ 2,3 mol/L
• [N2] ≈ 1,3 mol/L
Podemos confirmar que a alteração nas concentrações não afetou o Kc , substituindo os valores conhecidos na equação de equilíbrio. Para o equilíbrio (Kc1),
com as concentrações iniciais:
[NH3]2
Kc1 =
[N2] . [H2]3
Kc1 =
(2,0)2
0,5 . (3,0)3
4,0
13,5
Kc1 ≈ 0,29
Kc1 =
104 GE QUÍMICA 2018
Confirmado: as concentrações se alteraram, mas o
equilíbrio permaneceu o mesmo.
A influência de outros fatores
H2
3,0
CONCENTRAÇÃO (MOL/L)
Novo equilíbrio
Restabelecendo o
equilíbrio
A constante de equilíbrio com as novas concentrações
(Kc2), depois do acréscimo de N2:
(2,3)2
Kc2 =
1,3 . (2,4)3
5,3
Kc2 =
17,9
Kc2 ≈ 0,29
Temperatura Mantenha em mente: as reações
reversíveis envolvem sempre duas reações
simultâneas: a reação direta e a inversa. Uma
delas é endotérmica, e a outra, exotérmica. Um
aumento da temperatura aumenta a energia
disponível no sistema. Em resposta, o sistema
absorverá mais energia – ou seja, as reações
que absorvem energia (endotérmicas) serão
aceleradas, ou favorecidas. Um decréscimo
de temperatura causa o efeito contrário: para
compensar a queda de energia no sistema, a
reação exotérmica é favorecida.
NA PRÁTICA
EQUILÍBRIO E TEMPERATURA
Na reação de H2 com N2, que resulta em amônia (NH3)
3 H2(g) + N2(g)
exotérmica 2 NH
3(g)
endotérmica
∆H = – 22 kcal
• Se a temperatura subir, a reação endotérmica será
favorecida: cresce a produção de H2 e N2.
• Se a temperatura cair, a reação exotérmica será
favorecida: aumenta a produção de NH3.
A temperatura é o único fator que pode
alterar o valor da constante de equilíbrio.
É fácil entender por quê, analisando a influência da temperatura sobre a reação entre
nitrogênio (N2) e hidrogênio (H2) que resulta
em amônia (NH3). Retomando, a constante de
equilíbrio dessa reação é dada por:
Kc =
[NH3]2
[N2] . [H2]3
Acompanhe o raciocínio:
• Aumento da temperatura reação endotérmica se acelera aumenta a produção
de H2 e N2 Kc diminui;
• Queda de temperatura reação exotérmica
favorecida aumenta a produção de NH3
Kc sobe.
Tudo num único diagrama
Um diagrama de entalpia fornece todas as
informações necessárias sobre o comportamento de uma reação reversível. Acompanhe no
diagrama abaixo, considerando que o sistema
está em equilíbrio:
A (g) + B (g)
C (g)
A pressão sobre um sistema com substâncias
no estado gasoso, se alterada, pode afetar o
equilíbrio químico. Mas não tem praticamente
nenhum efeito sobre a constante de equilíbrio.
De acordo com o princípio de Le Chatelier,
qualquer alteração no equilíbrio provoca uma
mudança no sistema para minimizar a ação
aplicada. Assim, se houver aumento de pressão, o sistema responde tentando diminuí-la:
favorece a reação de menor volume. Se houver diminuição, o sistema tenta aumentá-la,
favorecendo a reação de maior volume. Mas a
constante permanece a mesma.
1. A reação direta é A + B C. Esta é uma reação exotérmica, pois a entalpia dos produtos é menor
que a dos reagentes. (Lembre-se: ∆H = Hp – Hr, então ∆H = 10 – 25 e ∆H = – 15 kJ.) Um aumento na
temperatura do sistema não favoreceria essa reação porque o equilíbrio seria deslocado para a
esquerda. O valor de Kc diminuiria.
NA PRÁTICA
2. A reação inversa é C A + B. É uma reação endotérmica e absorve a mesma quantidade de energia
liberada pela reação direta. Então, ∆H = + 15 kJ. Uma redução na temperatura do sistema não
favoreceria essa reação porque deslocaria o equilíbrio para a direita. O valor de Kc aumentaria.
EQUILÍBRIO E PRESSÃO
3. Sabemos que a maior curva de energia de ativação (Ea) se refere à reação não catalisada, porque
existe uma segunda curva, abaixo, que mostra que a energia de ativação pode ser menor.
Considerando, mais uma vez, a reação de produção
da amônia, temos:
3 H2(g) + N2(g) exotérmica 2 NH3(g) ∆H = – 22 kcal
3 mol 1 mol endotérmica
(3V)
(1V)
2 mol
(2V)
Nessa reação, 3 mol de hidrogênio reagem com
1 mol de nitrogênio para formar 2 mol de amônia. Em
termos de volume molar (V), os gases reagentes ocupam
4 V, e o gás resultante ocupa apenas 2 V. Se a pressão
aumentar, o sistema terá o equilíbrio deslocado no
sentido do menor volume, à direita – a reação direta
será favorecida, produzindo mais do produto que
ocupa volume menor. Se, ao contrário, a pressão sobre
o sistema for reduzida, a reação se deslocará para a
esquerda. A reação inversa será favorecida e crescerá a
produção de reagentes, que ocupam mais volume. De
novo, a alteração da pressão é minimizada. Em todos
os casos, Kc permanece constante.
Catalisadores jamais deslocam o equilíbrio – ou seja, não alteram o estado final de
equilíbrio. Apenas aumentam a velocidade da
reação direta e da inversa. A única consequência da aplicação de um catalisador sobre uma
reação é fazer com que o sistema alcance o
ponto de equilíbrio mais rapidamente.
100kJ
50kJ
A (g) + B (g)
Reagente
C (g)
Produto
25kJ
10kJ
4. A curva mais baixa se refere, então, à reação catalisada. O catalisador não altera o valor da
constante de equilíbrio (Kc). No entanto, como a reação catalisada acontece mais rapidamente,
o ponto de equilíbrio é atingido mais rapidamente.
5. A adição de A ou de B provocaria um deslocamento para a direita e a formação de maior quantidade
de C. No sentido contrário, a adição de C provocaria um deslocamento para a esquerda e a formação
de maior quantidade de A e B.
6. Analisando a equação da reação, percebemos que o volume dos reagentes é maior que o do
produto (2 V e 1 V, respectivamente). Então, se houver diminuição da pressão, o equilíbrio do
sistema será deslocado para a esquerda, pois o volume dos gases reagentes é maior.
O aumento da pressão deslocaria para a direita, pois o volume gasoso dos produtos é menor.
TOME NOTA
ALTERAÇÃO NAS CONDIÇÕES DA REAÇÃO
DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO
Adição de reagente
No sentido dos produtos �
Adição de produto
No sentido dos reagentes �
Retirada de reagente
No sentido dos reagentes �
Aumento da pressão
No sentido da contração do volume = menor número de mol
Diminuição de pressão
No sentido da expansão do volume = maior número de mol
Aumento da temperatura
No sentido da reação endotérmica = absorve calor
Diminuição da temperatura
No sentido da reação exotérmica = libera calor
Adição de catalisador
Não desloca o equilíbrio
GE QUÍMICA 2018
105
EQUILÍBRIO QUÍMICO EQUILÍBRIO IÔNICO
AQUÁRIO AMEAÇADO Os corais são vulneráveis à acidez dos oceanos. A extinção de um banco de corais compromete toda a comunidade marinha da região
Enquanto isso,
entre os íons...
Ácidos e bases entram em reações
reversíveis. E algumas delas são
prejudiciais ao meio ambiente
A
s regras do equilíbrio químico valem também para as reações reversíveis que envolvem íons e compostos iônicos, como bases
e ácidos. É o caso da dissolução de um eletrólito
AB(s) em água, em que ocorre a separação dos
íons em entidades químicas A+(aq) e B–(aq) (veja o
capítulo 3). A reação reversível acontece também
quando um ácido e uma base são dissolvidos em
água e formam íons, no processo de ionização.
O equilíbrio químico de reações que envolvem
íons chama-se equilíbrio iônico. E sua constante
de equilíbrio é a constante de ionização. Os
fundamentos desse equilíbrio e dessa constante
são semelhantes aos do equilíbrio e da constante
para compostos moleculares – só com algumas
particularidades para ácidos e bases.
As reações com compostos iônicos geralmente
acontecem em presença da água. A natureza está
106 GE QUÍMICA 2018
repleta de reações reversíveis entre compostos
iônicos, com seus próprios pontos de equilíbrio.
Quando algum fator é alterado, o equilíbrio é
deslocado. É o que ocorre no aumento da acidez
dos oceanos, que afeta diretamente corais e, com
isso, coloca em risco a fauna que depende da proteção desses bancos. A reação entre o dióxido de
carbono (CO2) e as moléculas de água (H2O) libera
íons H+, responsáveis pelo aumento da acidez:
CO2 (g) + H2O(l)
HCO3—(aq) + H+(aq)
Quanto mais dióxido de carbono, maior a
acidez da água. A água já tem, naturalmente,
algum grau de acidez. No entanto, o aumento na
concentração de CO2 na atmosfera eleva também
a concentração desse gás nas águas superficiais
do planeta. O equilíbrio é deslocado pela maior
concentração de reagentes ou de produtos.
Nesse caso, o aumento de concentração de CO2
desloca o equilíbrio para a direita. A reação de
ionização aumenta e, então, sobe o nível de
acidez da água.
A relação que define Ka é:
+ a
– b
Ka = [H ] . [Ac ]
[HA]
Repare que a, b e c são os coeficientes estequiométricos da equação. Essa é a expressão
da constante química. A única diferença é que,
na maioria das vezes, os ácidos liberam apenas
um íon H+. Então, não haverá na expressão de
Ka nenhum valor elevado a qualquer potência.
Se o ácido for forte (se tiver grande tendência a se dissociar em íons), o valor de Ka será
alto, já que o numerador será maior que o do
denominador. Se o ácido for fraco, o valor do
numerador será menor que o do denominador.
Então, o valor de Ka será baixo.
Assim como ocorre com as constantes químicas
em geral, a constante de equilíbrio iônico também
é definida experimentalmente. E costuma ser
fornecida no enunciado das questões das provas.
Tanto a constante de ionização (Ka ) quanto o
grau de ionização ( a ) variam com a temperatura.
COMO OS MARES FICAM
M MA
MAIS ÁCIDOSS
CO2
m
1 A atmosfera contém
dióxido de carbono
2 O CO2 reage
com a água
CO2
5 O átomo de hidrogênio
liberado do ácido carbônico
permanece solto na água,
na forma de H+. É o principal
fator de aumento da acidez
H2O
H+
H2CO
C 3
3 A reação produz
ácido carbônico
MULTI/SP
HCO
CO3–11
4 A molécula do
ácido se dissocia
e forma um íon
de bicarbonato
CO3–2
6 O íon bicarbonato se
dissocia mais uma vez,
liberando outro íon H+, que
contribuirá para aumentar
ainda mais a acidez
NA PRÁTICA
ÁCIDOS
A equação de ionização do ácido clorídrico é
HCl (aq)
H+ (aq) + Cl– (aq)
Equilíbrio de ácidos
A ionização não se dá da mesma maneira para
todos os ácidos (sobre ácidos e bases, veja capítulo
2). Eles podem ter maior ou menor capacidade de
reagir com a água e formar íons. Os ácidos fortes
são aqueles com grande capacidade de interagir
com a água. Mais de 50% de suas moléculas
sofrem ionização. Os ácidos fracos interagem
menos com a água e, por consequência, menos
de 5% de suas moléculas ionizam quando em
contato com solução aquosa. Essa porcentagem
de moléculas que interagem é chamada de grau
de ionização ( a ) e é diretamente associada à
força de um ácido:
Ácidos fortes: a * 50%
Ácidos moderados: 5% < a < 50%
Ácidos fracos: a ) 5%
Todo ácido tem sua constante de ionização, calculada para determinada temperatura.
Considere uma reação de ionização genérica,
expressa assim:
c HA(aq)
ISTOCK
a H+(aq) + b A–(aq)
A constante ácida dessa substância é dada por
+
–
Ka = [H ] . [Cl ]
[HCl]
CONSTANTE DE
IONIZAÇÃO
Para os ácidos,
a constante de
ionização pode
ser chamada de
constante ácida (Ka).
O ácido clorídrico é um ácido forte ( a ≈ 90%). Porque
ele tem grande capacidade de se ionizar, o equilíbrio
é alcançado quando a concentração de íons H+ e Cl– é
maior que a concentração de ácido não ionizado (HCl).
Assim, o numerador é maior que o denominador e,
por consequência, Ka é maior que 1 (Ka > 1).
Fazendo o mesmo raciocínio para um ácido fraco,
como o cianídrico (HCN ), que tem a < 5%,
a equação de ionização do ácido cianídrico é
HCN
H+ + CN–
E sua Ka é dada por: Ka =
[H+] . [CN–]
[HCN]
Como o ácido cianídrico tem baixo grau de ionização,
o equilíbrio ocorre quando a concentração do HCN não
ionizado é maior que a concentração de íons H+ e CN–.
Nesse caso, o denominador é maior que o numerador.
Então, o valor de Ka é menor que 1 (Ka < 1).
GE QUÍMICA 2018
107
EQUILÍBRIO QUÍMICO EQUILÍBRIO IÔNICO
Equilíbrio de bases
Para as bases, o raciocínio é similar: quanto
mais íons OH– existirem numa solução, mais
forte a base é. Como as bases contêm íons, sua
constante de equilíbrio também é chamada
constante de ionização.
NA PRÁTICA
BASES
A ionização do hidróxido de amônio:
NH4OH (aq)
Kb =
NH
+
4 (aq)
+ OH
–
(aq)
[OH–(aq)] [NH4+(aq)] = 1,8 . 10–5 mol/L (25 oC)
[NH4OH(aq)]
Perceba que esse Kb< 1. Em equilíbrio, a solução
tem menor concentração de íons OH– e NH4+ e maior
concentração da base não ionizada (NH4OH).
Quanto maior a concentração de íons, maior
o valor de Ki (Ka ou Kb). Conhecendo os valores
das constantes de ionização de dois eletrólitos,
podemos comparar suas forças em soluções de
mesma concentração.
NA PRÁTICA
GRAU DE IONIZAÇÃO
Considere duas soluções 0,1 mol/L dos ácidos
benzoico e barbitúrico a 25 °C. Em qual delas há
maior concentração do íon H+?
Dados: ácido benzoico: Ka = 6,5 . 10–5 ; ácido
barbitúrico: Ka = 1,0 . 10–5 (ambos a 25 °C)
Para os dois ácidos, Ka < 1. Então, a concentração
de íons é menor que a de ácido não ionizado. Daí
que os dois ácidos são fracos. Para saber qual das
soluções tem maior concentração de íons, basta
comparar seus Ka. Confira: o ácido benzoico libera
mais íons ( Ka = 6,5 . 10–5). Ele é o ácido mais forte.
É possível relacionar as constantes de ionização (Ka ou Kb) a outras medidas, como o grau
de ionização e a concentração das soluções:
Constante e grau de ionização
Ka = [ ] . a 2 (para ácidos) e Kb = [ ] . a 2 (para
bases), em que:
Ka é a constante de ionização do ácido;
Kb é a constante de ionização da base;
108 GE QUÍMICA 2018
CONSTANTE DE
IONIZAÇÃO
Para as bases,
a constante de
ionização pode ser
também chamada
de constante básica
ou constante de
basicidade (Kb).
[ ] é a concentração do ácido ou da base;
a é o grau de ionização.
Concentração e grau de ionização
[H+] = [ ] . a (para ácidos) e [OH–] = [ ] . a
(para bases), em que
[H+] é a concentração de íons H+;
[OH–] é a concentração de íons OH–;
[ ] é a concentração do ácido ou da base;
a é o grau de ionização.
Lembre-se: todos os valores são definidos para
determinada temperatura – no geral, 25 oC.
Deslocamento
Todos os conceitos sobre deslocamento de
equilíbrio químico, estudados neste capítulo,
valem também para os equilíbrios iônicos, em
fase aquosa.
Veja o que acontece com o deslocamento do
equilíbrio iônico entre o CO2 atmosférico e a
água dos mares:
HCO3–(aq) + H+(aq)
∆H < 0
CO2(g) + H2O(l)
O aumento da concentração de CO2 desloca o
equilíbrio para a direita, aumentando a concentração de H+ e, portanto, a acidez da água.
A entalpia é menor que zero – a reação direta
é exotérmica. A redução da temperatura
favorece essa reação – mais íons H+ são liberados. Por isso, os mares mais frios tendem
a ser mais ácidos.
O equilíbrio também pode ser afetado pela
pressão sobre o gás. Um aumento de pressão
desloca o equilíbrio para a direita, neste caso,
o lado que não tem nenhum gás.
O acréscimo de íons numa solução aquosa
também pode interferir no equilíbrio. Veja:
Numa solução de hidróxido de amônio, temos
o seguinte equilíbrio estabelecido:
NH4+(aq) + OH–(aq)
NH4OH(aq)
Se adicionarmos o sal cloreto de amônio
(NH4Cl) a essa solução, o sal se dissolverá,
estabelecendo seu próprio equilíbrio:
NH4Cl(aq) NH4+(aq) + Cl–(aq)
Os dois equilíbrios têm um íon em comum
(NH4+). Aumentando a concentração desse
íon, o equilíbrio da primeira reação se desloca
para a esquerda.
Se houver um íon comum entre os dois equilíbrios (como ocorre neste caso), o deslocamento do primeiro afeta o segundo. A alcalinidade
(basicidade) do hidróxido de amônio cai devido à redução de íons OH– e ao aumento da
concentração da base não ionizada. A base se
torna ainda mais fraca.
EQUILÍBRIO QUÍMICO pH E pOH
DEPENDE DO pH Só em
solos ácidos nascem
hortênsias azuis. Se o
solo for alcalino, as flores
brotam rosadas
A acidez em escala
A concentração de íons positivos
ou negativos define o caráter ácido
ou alcalino de uma solução
V
APONTE O CELULAR PARA ESTAS
PÁGINAS E VEJA UMA VIDEOAULA
SOBRE PH E POH
(MAIS INFORMAÇÕES NA PÁG. 6)
ISTOCK
ocê já viu que moléculas de ácidos, como
as do ácido clorídrico (HCl), ou de bases,
como as da amônia (NH3), têm a capacidade de interagir com as moléculas de água
e formar íons. Quanto maior a capacidade de
interação, mais íons são formados e mais forte
é o eletrólito.
Agora vamos ver que também as moléculas da
água interagem entre si. Nessa interação, uma
molécula de água se divide nos íons H+ e OH–,
no processo chamado autoionização da água.
E esse conceito é importante para entender outro
conceito muito usado no dia a dia – o de pH.
O que é pH
A concentração de íons H+ numa solução
define seu grau de acidez. Essa concentração é
medida pelo pH, o potencial hidrogeniônico.
Quanto mais H+ uma solução tem, maior é
sua acidez. Quanto menos H+, mais básica é a
solução. O pH é o índice que mede a acidez
ou a basicidade de uma solução. O pH segue
uma escala de zero a 14, na qual:
0 ≤ pH < 7 referem-se a soluções ácidas;
pH = 7, a soluções neutras;
7 < pH ≤ 14, a soluções básicas (ou alcalinas).
GE QUÍMICA 2018
109
EQUILÍBRIO QUÍMICO pH E pOH
Produto iônico da água
H+(aq) + OH–(aq)
O caráter ácido ou básico de uma solução tem
relação direta com a concentração de solutos
no volume total da solução. E toda reação tem
uma constante de equilíbrio – um ponto em
que as reações direta e inversa se equilibram
e as concentrações se estabilizam. A constante
de equilíbrio da água (Kw) é dada pelo produto
iônico, a multiplicação das concentrações de
íons H+ e OH–:
Kw = [H+] . [OH–], em que
Kw é a constante de equilíbrio da água (a letra
w vem de water, água em inglês);
[H+] é a concentração de íons hidrogênio;
[OH–] é a concentração de íons hidroxila.
O valor de Kw é conhecido experimentalmente: à temperatura de 25 ºC, Kw = 10–14. Esse é um
valor muito pequeno – 0,00000000000001 –,
o que indica que a reação de autoionização da
água não é fácil de ocorrer. A cada vez que libera
um íon H+, a molécula H2O libera também um
íon OH–. Portanto, na água pura, [H+] = [OH–]
Agora acompanhe o raciocínio:
• Sabe-se que Kw = 10–14
• E sabe-se que Kw = [H+] . [OH–]
• Então [H+] = [OH–] = 10–7 mol/L
Uma concentração de 10 mol/L significa
que, na água pura, a cada 10 milhões de
moléculas H2O, apenas uma libera um íon
H+ e um OH–;
A concentração de OH– é igual à concentração de H+;
Como [H+] define a acidez e [OH–], a basicidade, se [H+] = [OH–], a água é neutra.
–7
A água pura é neutra. Mas a adição de um
ácido faz com que [H+] aumente. Como efeito
110 GE QUÍMICA 2018
O truque da escala pH
Até agora, nestas aulas, a natureza ácida ou
básica de uma solução foi indicada em termos
de concentração. Mas você deve ter reparado
que esses valores podem ser muito menores que
1 (por isso são dados como potências negativas
de base 10).
Para facilitar a vida dos pesquisadores, o bioquímico sueco Soren Peter Lauritz Sorensen
teve uma ótima ideia: dispensar a base 10 e
trabalhar apenas com os expoentes – ou seja,
com logaritmos (veja o Tome nota, na página
ao lado). Ele foi o criador dos conceitos de pH
(potencial hidrogeniônico) e pOH (potencial
hidroxiliônico). A definição:
pH = – log [H+]
e pOH = – log [OH–]
ATENÇÃO
25 ºC
Considera-se 25 oC
a temperaturapadrão para todas
as medições
referentes ao pH.
Caso um texto ou
uma questão de
prova não traga
explicitamente
o dado, esta é
a temperatura
que deve ser
considerada.
Preste atenção na escala de pH: os valores
maiores indicam soluções mais básicas.
Os menores, soluções mais ácidas.
ESCALA DE pH
MAIS ÁCIDO
H2O(l)
ANFÓTERA
É toda substância
que pode assumir
caráter ácido ou
básico, dependendo
da substância com
que interage.
0
1
2
3
4
5
6
Neutro 7
8
9
10
11
MAIS ALCALINO
A água é o solvente universal, aquele em que
praticamente todas as substâncias se dissolvem.
Por isso, a escala de pH tem como base as concentrações dos íons H+ e OH– na água pura. E
daí a importância de entender a autoionização
da água.
A água é neutra porque [H+] = [OH–]. A água é
anfótera: dependendo da substância com que
reage, ela doa íons H+ ou recebe íons OH–. Isso
significa que a água realiza sua própria ionização. A equação química dessa autoionização é:
dessa alteração em [H+], o equilíbrio se desloca
e [OH–] diminui. Assim, define-se: um meio
ácido é aquele que tem [H+] > 10–7 mol/L e
[OH–] < 10–7mol/L.
Por outro lado, com a adição de uma base à
água pura, [OH–] cresce. O deslocamento do
equilíbrio faz com que [H+] caia. Assim, definimos: um meio básico ou alcalino é aquele que
tem [OH–] > 10–7 mol/L e [H+] < 10–7 mol/L.
12
13
14
Ácido muriático (clorídrico)
Ácido de baterias
Suco de limão
Refrigerantes à base de cola
Vinagre
Vinhos e cervejas
Bananas, tomates
Café
Urina humana
Leite
Água destilada
Água do mar
Bicarbonato de sódio
Pasta dental
Leite de magnésia
Amoníaco
Alvejante
TOME NOTA
A notação científica usa as potências de base 10 para
indicar grandezas muito altas ou muito pequenas:
• 107 = 10 . 10 . 10 . 10 . 10 . 10 . 10 = 10 000 000
• 10 –7 = 1 : 10 : 10 : 10 : 10 : 10 : 10 : 10 = 0,0000001
Mas, nos cálculos com tais valores, o logaritmo
é bem mais prático. Logaritmo é a operação
matemática que indica o expoente de determinada
bc = a
potência: logb a = c
Mantenha em mente:
• Podemos aplicar o logaritmo dos dois lados de
uma igualdade, sem alterá-la:
log a = log (b . c)
se a = b . c
• Uma das propriedades dos logaritmos diz que:
log (b . c) = log b + log c
Aplicando essas definições e propriedades à
expressão matemática do produto iônico, temos:
• Sabemos que Kw = 10 –14
Então log Kw = – 14
• Sabemos também que Kw = [H+] . [OH–]
Então log Kw = log [H+] + log [OH–]
→ –14 = log [H+] + log [OH–]
Se, na água pura, [H+] = [OH–], então – 14 = 2 . log [H+]
Onde se conclui que log [H+] = – 14/2 → log [H+] = – 7
(E também log [OH–] = – 7)
Por definição, pH = – log [H+]
Então, para a água pura, pH = pOH = – (– 7) = 7
O pH de soluções aquosas
Mantenha em mente: para qualquer solução
aquosa, pH + pOH = 14
Para uma solução ácida, [H+] > 10–7 mol/L e
[OH–] < 10–7 mol/L. Então, para uma solução
ácida, pH < 7 e pOH > 7
Do mesmo modo, para uma solução básica,
[H+] < 10–7 mol/L e [OH–] > 10–7 mol/L
Então, para uma solução básica,
pH > 7 e pOH < 7
FERNANDO GONSALES
Em gráfico, a variação da acidez do pH e do
pOH da água é assim representada:
pH
14
13
12
11
10 Adição de
9
ácido
8
7
6
H+
5
4
3
2
1
0
pOH pH
OH–
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
pOH
H+
14
13
12
11
Adição de 10
9
base
8
7
–
6
OH
5
4
3
2
1
0
COMO A ACIDEZ VARIA O diagrama da esquerda mostra o que
ocorre quando um ácido é adicionado a uma solução aquosa. O
da direita, o que acontece quando a substância adicionada é uma
base. Em cada um dos gráficos, a escala de pH está à esquerda, e
a escala de pOH, à direita. Repare que no centro das escalas pH =
pOH = 7. Esses são os valores para a água pura. O primeiro gráfico
mostra que, adicionado um ácido, o pH cai e o pOH sobe: a acidez
fica maior. No segundo gráfico, acrescentada uma base à solução,
o pH sobe e o pOH cai: a solução fica mais alcalina.
NA PRÁTICA
pH DE SOLUÇÃO AQUOSA
Qual é o valor do pH e do pOH de uma solução
aquosa de HCl de concentração 0,01 mol/L? (HCl é um
ácido forte, a = 100%)
• Equação da ionização do HCl, em água:
H+ + Cl–
HCl
• Calculamos a concentração de íons H+ nessa solução:
[H+] = [ ] . a ([ ] = concentração inicial do soluto)
[H+] = 0,01 . 100 / 100 = 10–2 mol/L
• Transformamos, agora, a concentração em pH:
pH = – log [H+]
pH = – log 10–2 = 2
Se para qualquer solução aquosa pH + pOH = 14.
Então pOH = 14 – 2 → pOH = 12
ATENÇÃO
pH = – log [H+]
pOH = – log [OH–]
Para qualquer solução,
pH + pOH = 14
Solução ácida pH < 7
Solução básica pH > 7
Água pura pH = 7
GE QUÍMICA 2018
111
COMO CAI NA PROVA
1. (PUCPR 2016) O Princípio de Le Chatelier infere que, quando uma perturbação é imposta a um sistema químico em equilíbrio, este irá se deslocar
de forma a minimizar tal perturbação.
Disponível em: <brasilescola.com/exercicios-quimica/exercicios-sobreprincipio-le-chatelier.htm>
O gráfico apresentado a seguir indica situações referentes à perturbação do
2HI(g)
equilíbrio químico indicado pela equação H2(g) + I2(g)
A partir da equação química apresentada e da observação do gráfico, considerando também que a reação é endotérmica em favor da formação do ácido
iodídrico, a dinâmica do equilíbrio favorecerá:
a) a formação de iodo quando da adição de gás hidrogênio.
b) o consumo de iodo quando da adição de gás hidrogênio.
c) a diminuição na quantidade de ácido iodídrico quando do aumento da temperatura.
d) o aumento na quantidade das substâncias simples quando ocorrer elevação
da pressão total do sistema.
e) formação de gás hidrogênio na reação direta a partir de t 1 em virtude da
adição de ácido iodídrico.
RESOLUÇÃO
Analisando o gráfico:
• Até o tempo t1 , o sistema estava em equilíbrio químico, ou seja, as velocidades
das reações direta e inversa eram iguais. Até aí, então, as reações acontecem
nos dois sentidos, sem alterar a concentração dos reagentes (H2 e I2) nem a dos
produtos (HI);
• Exatamente em t1 é adicionado H2 , levando ao aumento da concentração desse
reagente;
112 GE QUÍMICA 2018
RESUMO
Essa diferença nas entalpias indica que houve liberação de energia durante a
reação (que, portanto, é exotérmica). Descartada a alternativa c.
Para calcular a variação de entalpia (∆H), fazemos:
∆H = Hprodutos − Hreagentes
∆H = −10 – 20 = − 30 kJ
Resposta: D
3. (UFRN 2013, adaptado) O pH é um dos parâmetros da qualidade da
água doce para consumo. Os valores dos parâmetros da qualidade da água
para consumo são regulados pelo Conselho Nacional do Meio Ambiente
(Conama), entre outros órgãos reguladores. Na Resolução nº 357/2005 do
Conama, em relação ao pH para águas doces, definem-se valores aceitos,
como os apresentados no quadro abaixo.
Classe de
água doce
Usos principais
pH
1
Destinadas ao abastecimento para consumo humano,
após tratamento simplificado, e à proteção de comunidades aquáticas.
6a9
2
Destinadas ao abastecimento para consumo humano,
após tratamento convencional, à proteção de comunidades aquáticas e à recriação de contato primário,
entre outras.
6a9
3
Destinadas ao abastecimento para consumo humano,
após tratamento convencional ou avançado.
6a9
Em um laboratório de análise de águas, obtêm-se os seguintes valores de [H+]
para quatro amostras de águas, identificadas como IAD, IIAD, IIIAD e IVAD.
Amostra
[H+] em mol/L
IAD
10 –4
IIAD
10 –5
IIIAD
10 –7
IVAD
10 –10
Em relação à qualidade da água, a amostra adequada para consumo humano é a
a) IIIAD.
b) IIAD.
c) IVAD.
d) IAD.
RESOLUÇÃO
Por definição, pH = – log [H+]
Assim, o pH de cada amostra é o valor absoluto do expoente da potência:
Amostra
[H+] em mol/L
IAD
4,0
IIAD
5,0
IIIAD
7,0
IVAD
10,0
Lorem ipsondolor
Equilíbrio
químico
REAÇÃO REVERSÍVEL
GIAMCORE
MAGNA accum
Umaam,
reação
vullam,
reversível
core feum
é auguerit,
aquela em
si
blam,
que
osquat.
reagentes
Lor sequat
se transformam
lorerci temem
accum
produtos,
il ulput
que
nummy
voltamnit
a
nullam
se
transformar
adit ea nos
ad tetumsan
reagentes.hent
Na reação
lor init direta,
adionsequip
os reagentes
exeros
doedolor
A
B formam
sum zzrit
C e D.
amcorer
Na reação
sustrud
inversa,
dui etCautpatin
e D formam
eugue
novavelenim vulluptate
consectem zzrit wismod el ulputatum incing
mente
A e B.
et lutdiamcom molumsandip.
EQUILÍBRIO QUÍMICO Uma reação reversível atinge o equilíEAFACIDUNT
brio
químico quando
DOLOBOR
as reações
sustrud
direta
magna
e inversa
feugiam
continuam
veniam
zzrilit luptatem
eraesto
eugait
luptat do
ese
acontecendo
nairiusto
mesmaconsequi
velocidade,
nos dois
sentidos,
mas
a
tat dolut venisde
amconsed
commodi
onullan ver
concentração
produtosmincillandre
e reagentes não
se altera.
sustrud modigniam ipsuscillam, cor iliquat.
Num volobor DE
CONSTANTE
eraestionum
EQUILÍBRIO
ing Em
eniatummy
uma reação
nulputem
reversível,
vent manamet
iustoconstante
tida
odignim quisis
a temperatura,
adiam aliquat
a razão
velentre
esequip
as concentrações
de produtos e reagentes elevados a seus coeficientes estequioIS NULLAéFEUGAIT
métricos
constante.
aut venim nostrud min ut wissecte magnibh
Para
a reação
aA +do
bBcommy
cC +non
dD, hendip
a constante
de equilíbrio
et nim
incillandre
eu feugait
lobore
magnim
am,
por:
quisciduis nulluptatum venit in velendi gnisse(K
c) é dada
nit, sequat.
[C]c [D]dEquat. Ut iliscidunt la commy nostion hendiam
Kc =
commod
ditb velendrero diat, vel ing ex elit at pratin esectet
[A]a [B]
nonullan
O
valor da constante
heniam doloreet
de equilíbrio
amcore
é específico
do eu facil
para utpat.
cada reação
Osto
eodiamet,
não depende
velentdas
pratet
concentrações.
nosto consequisl
O único
ullandrem
fator que
quat
altera
am
esse
valorveliquatue
é a mudança
temperatura.
dolorem
minde
velesequam
nonse facipisim zzriure.
DESLOCAMENTO
RCILIQUATET
VULLAN
DO EQUILÍBRIO
ute commy nullaorem
Uma reação
ip ero
química
consectet
relum vel ulput
versível
que esteja
veliquis
em
exerosting
equilíbrioendreros
tende a aut
permanecer
ilis at. Lesto
nesse
dolorperci No
estado.
tio dolutpat
caso de falta
ullaore
deriurerit
equilíbrio,
in henim
a reação
iuscise
blaaltera,
at. Gait
a
fim
de alcançá-lo,
a reação
direta
a indireta:
atummolore
tie te favorecendo
er ipisim dit wisl
ipsum
duntou
velis
aliquat.
• A adição de reagentes favorece a reação direta; a adição de
NONUMMO
etumsandrem dolorperatem do duis
produto, a LOBORERO
reação inversa;
•acidunt
O aumento
vel ullamet
da pressão
nostodesloca
coreet alis
o equilíbrio
aliquipit vent
no sentido
adignisim
de
ipsuscipit
menor volume
in Del utgasoso
lutat aute
(menor
mincill
número
andipsustis
de mol);
do exeraestrud
a redução
eum
nissed
nonulput
volore tem
adit(maior
er ip elenit
ing
desloca
noessequat
sentido de
maior volume
gasoso
número
mol);
etde
irilit
iureet laorem veraess equisi. Ecte vulla commy nullam,
venibh elestodesloca
conum nonulla
facilitda
nitreação
lorem
•sisOnulluptat,
aumentosum
de temperatura
no sentido
delesto
endotérmica;
ea feui blandre
a redução
eui tet
desloca
lam no sentido da reação
exotérmica;
•ISCatalisadores
nãoaut
deslocam
o equilíbrio.
NULLA FEUGAIT
venim nostrud
min ut wissecte magnibh
et nim incillandre do commy non hendip eu feugait lobore
magnim am, quisciduis
venit
in velendi
gnissenit,
EQUILÍBRIO
IÔNICO É onulluptatum
equilíbrio de
reações
que envolvem
sequat.
íons
e compostos
Equat. Ut iliscidunt
iônicos.laAcommy
constante
nostion
de hendiam
equilíbriocommod
desses
dit velendrero
compostos
é a diat,
constante
vel ing
deex
ionização
elit at pratin
(Ka , Kesectet
b ou Ki).nonullan
+
–
heniam
amcore do eu facil utpat.
. [A ]
[H ]doloreet
Ka =
[HA]
RCILIQUATET
Ka = [ ] . a 2 VULLAN ute commy nullaorem ip ero consectet
–
[H+] evel
lum
[OH
ulput
] = [veliquis
] . a exerosting endreros aut ilis at. Lesto dolorperci tio dolutpat ullaore riurerit in henim iusci bla at. Gait
–
atummolore
ipisim
dunt
] e wisl
pOHipsum
= – log
[OHvelis
] aliquat.
ACIDEZ
E pH tie
pHte=er
– log
[H+dit
• Para qualquer solução aquosa, pH + pOH = 14.
+
•NONUMMO
Para solução
LOBORERO
ácida: [Hetumsandrem
] > 10–7 mol/L,
dolorperatem
[OH–] < 10–7do
mol/L
duis
acidunt
(pH < 7vel
e pOH
ullamet
> 7).nosto coreet alis aliquipit vent adignisim
–
•ipsuscipit
Para solução
in Delbásica,
ut lutat aute
[H+] mincill
< 10–7 mol/L
andipsustis
e [OHdo
] >exeraestrud
10–7 mol/L
eum
(pHnissed
> 7 e pOH
essequat
< 7). nonulput volore tem adit er ip elenit.
A única amostra com valor de pH dentro da faixa adequada para consumo é a IIIAD
Resposta: A
GE QUÍMICA 2018
113
6
QUÍMICA ORGÂNICA
CONTEÚDO DESTE CAPÍTULO
Compostos orgânicos ...................................................................................116
Propriedades físicas dos compostos orgânicos ...................................122
Isomeria ............................................................................................................125
Reações orgânicas .........................................................................................127
Como cai na prova + Resumo .....................................................................130
Uma anã e
seus sete planetas
A descoberta de sete corpos rochosos girando em torno
da estrela Trappist-1 inaugura o laboratório ideal para
desvendar os mistérios do surgimento da vida
E
m fevereiro de 2017, astrônomos belgas
anunciaram, entusiasmados, a descoberta de um sistema planetário ao redor da
estrela Trappist-1, a quase 40 anos-luz da Terra.
Um ano-luz é a distância percorrida em um ano
pela luz: 9,5 trilhões de quilômetros. Ora, nada
de mais, só mais um punhado de planetinhas
extrassolares, certo? Errado. Verdade que já se
conhecem cerca de 3,5 mil sistemas planetários
extrassolares. Mas o da Trappist-1 é único. Primeiro, todos os sete planetas são rochosos, como
a Terra; segundo, todos têm diâmetro próximo
ao da Terra e, provavelmente, água; e, terceiro,
três deles reúnem as condições essenciais para
o florescimento da vida. A astronomia nunca topou com uma coleção tão grande de exoplanetas
com tais características. Na prática, a Trappist-1
é um laboratório completamente equipado para
desvendar os mistérios do surgimento da vida.
Vista da Terra, a Trappist-1 fica na Constelação
de Aquário. É uma estrela anã ultrafria – pouco
maior que Júpiter, e muito menos quente e brilhante que o Sol. Os planetas circulam muito
próximos a ela. Todos os sete caberiam, com
folga, no espaço entre Mercúrio e o Sol. Essa proximidade faz com que os períodos de translação
(o tempo que o planeta leva para completar uma
volta na estrela) sejam curtíssimos. No planeta
114 GE QUÍMICA 2018
mais próximo de Trappist-1, um ano dura apenas
36 horas, um dia e meio aqui na Terra. No mais
distante, o Réveillon aconteceria a cada 20 dias.
A expectativa é que todos esses planetas contenham água. Os pesquisadores esperam mais
que isso. Três deles estão na chamada zona
habitável – uma estreita faixa à distância ideal
da estrela, onde a temperatura não é quente nem
fria demais, mas adequada para a existência
de água no estado líquido, a primeira condição para o florescimento da vida. A água é um
solvente universal, capaz de dissolver imensa
variedade de outras substâncias e recombinálas em compostos fundamentais à vida, como
os aminoácidos que compõem as proteínas sintetizadas pelo DNA.
Por ora, o único lugar do universo que com
certeza abriga vida é a Terra. E a vida que os astrônomos buscam em
outros mundos segue
o mesmo modelo bio- ENDEREÇO DE ETS
químico que conhece- Representação artística
mos: todos os organis- da estrela Trappist-1 vista
mos têm a estrutura e da superfície de um dos
o metabolismo base- planetas que a orbitam.
ados nos compostos Alguns desses planetas
de carbono. Este é o podem conter água líquida,
assunto deste capítulo. essencial para a vida.
M. KORNMESSER/ESO
GE QUÍMICA 2018
115
QUÍMICA ORGÂNICA COMPOSTOS ORGÂNICOS
PAU PRA TODA OBRA Tudo o que é vivo na Terra, vegetais, animais, fungos e microrganismos, contém átomos de carbono
Os compostos da vida
A grande versatilidade do carbono faz
desse elemento químico o principal
componente dos seres vivos
E
SERES VIVOS
O sueco Jöns
Jakob Berzelius
esquematizou a
ideia de que só seres
vivos sintetizavam
compostos de
carbono na
chamada teoria da
força vital
116 GE QUÍMICA 2018
m 1828, contrariando todas as expectativas, o alemão Friederich Wöhler conseguiu sintetizar um composto orgânico,
ureia, em laboratório. Mais significativo ainda
é que a ureia foi obtida de cianato de amônio,
uma substância mineral. Até então, acreditavase que os compostos orgânicos – aqueles que
contêm carbono (C) – eram produzidos só
por seres vivos. Desde a realização de Wöhler,
muitos outros compostos foram sintetizados em
laboratório, e a química orgânica deixou de ser
a química dos seres vivos para se tornar o ramo
que estuda os compostos de carbono.
O elemento químico carbono
O carbono merece um ramo inteiro da química. Esse elemento químico tem algumas características que lhe conferem propriedades únicas.
Um átomo de carbono tem quatro elétrons
em sua camada de valência e, por isso, para
completar o octeto (oito elétrons na última
camada), precisa fazer quatro ligações covalentes com outros átomos. Essas ligações
podem ser simples, duplas ou triplas. Veja:
C
Os quatro
elétrons
fazem
quatro
ligações
covalentes
simples
C
Dois elétrons
em ligação
covalente
simples e
outros dois
em ligação
covalente dupla
C
C
Quatro
elétrons,
aos pares,
em duas
ligações
covalentes
duplas
Um elétron
em ligação
covalente
simples e três
em ligação
covalente
tripla
Essa versatilidade na forma de compartilhar
seus quatro elétrons permite que o carbono
estabeleça grande variedade de ligações.
Os carbonos podem se unir e formar longas
cadeias, eventualmente incluindo átomos
de outros elementos:
Não se preocupe com o nome desses compostos
por enquanto. Mas repare nas características e nas
limitações de cada fórmula. Acompanhe na tabela:
Uma mesma fórmula molecular pode indicar diversos compostos. Butano e metilpropano, por exemplo, têm como fórmula
C4H10, mas são substâncias diferentes, com
propriedades particulares. Isso confunde
a identificação do composto. Por isso, as
fórmulas moleculares não costumam ser
utilizadas na química orgânica.
A fórmula estrutural também é pouco utilizada porque estruturas maiores são muito
difíceis de visualizar.
As fórmulas mais utilizadas são a estrutural simplificada e a bastão. Repare que
na fórmula bastão a cadeia carbônica é
mostrada como um zigue-zague, e os átomos de hidrogênio da cadeia costumam ser
omitidos. Os demais átomos devem estar
sempre explícitos, como no exemplo abaixo
C
C C C
C C C C C
C
C C N C
C
Além do carbono, os elementos químicos que
mais aparecem nos compostos químicos são:
hidrogênio (H), oxigênio (O), nitrogênio (N) e
enxofre (S). Todos esses elementos são ametais
que fazem ligações covalentes entre si e com o
carbono. Por isso, são raros os compostos iônicos entre as substâncias orgânicas. A maioria é
molecular (sobre ligações iônicas e moleculares,
veja capítulo 1).
Representação
Os compostos orgânicos podem ser representados de muitas maneiras. A tabela abaixo
traz algumas delas.
CH3
OH
Fórmulas
Molecular
Estrutural
Estrutural
Simplificada
Bastão
HO
Compostos
Butano
Metilpropano
Ciclobutano
Ácido
but-2-enoico
C4H10
C4H10
HHH H
H CCCC H
HHH H
H
H
HC
H
H
CH
H
C CH
H H
H
H C
H
C H
H C
H
C H
H
Uma cadeia de carbono pode ser aberta ou
fechada. Na cadeia aberta, os átomos de carbono organizam-se em linha (como no exemplo
do butano, na tabela). Na cadeia fechada, esses
átomos se fecham num anel, ou um ciclo. Esse
é o caso do ciclobutano.
Cadeia principal é a que contém o maior
número de átomos de carbono entre as extremidades. Os outros átomos “pendurados” como
enfeites de árvore de Natal são as ramificações
(R). É importante conhecer as principais ramificações, porque são esses grupos de átomos
que definem a natureza do composto. Veja uma
cadeia ramificada:
H3C CH2 CH2 H3C
CH3
H3C CH CH3
H2C
CH2
H2C
CH2
C4H8
C4H6O2
H
O
H CCCC
H H H OH
H3C CH CH COOH
Estradiol
O
OH
H3C
CH2
CH
CH
CH
CH3
CH2
CH2
CH2
CH3
H
CH
C
Benzeno
C6H6
H C
H C
C
C H
CH
C H
CH
CH2
CH2
CH3
Cadeia Principal
CH
CH
CH
CH3
H
Ramificações
ISTOCK
GE QUÍMICA 2018
117
QUÍMICA ORGÂNICA COMPOSTOS ORGÂNICOS
Nomenclatura
A nomenclatura dos compostos orgânicos segue um princípio rígido: cada composto orgânico
tem o próprio nome, e esse deve ser deduzido
da fórmula estrutural do composto. O inverso
também deve ser verdadeiro: a estrutura deve
indicar o nome exato do composto. A lista de
regras adotadas sobre esse princípio básico,
para definição de nomes dos compostos, é muito
longa. Por isso, no Ensino Médio, estudamos
compostos cujos nomes seguem uma regra mais
simples, básica: todo nome de composto orgânico é dado por
PREFIXO + INFIXO + SUFIXO
Prefixo indica o número de átomos de
carbono da cadeia principal;
Infixo indica o tipo de ligação existente
entre carbonos da cadeia principal – simples,
dupla ou tripla;
Sufixo indica a função orgânica à qual o
composto pertence.
Veja cada um desses elementos, abaixo:
SAIBA MAIS
ORGÂNICA EM
BOTIJÃO
Os botijões usados nas
cozinhas contêm gás
liquefeito de petróleo
(GLP), uma mistura dos
hidrocarbonetos butano
e propano
118 GE QUÍMICA 2018
PREFIXO
INFIXO
(número de C) (tipo de ligação)
SUFIXO
(função orgânica)
1 C – MET
2 C – ET
3 C – PROP
4 C – BUT
5 C – PENT
6 C – HEX
7 C – HEPT
8 C – OCT
9 C – NON
10 C – DEC
O – hidrocarboneto
OL – álcool
OICO – ácido carboxílico
AL – aldeído
ONA – cetona
AN (ligação simples)
EN (uma ligação dupla)
IN (uma ligação tripla)
DIEN (duas ligações
duplas)
DIIN (duas ligações
triplas)
As ramificações também recebem nomes de
acordo com o número de átomos de carbono
que contêm. Nesse caso, ao prefixo que indica o número de carbonos da cadeia principal
adiciona-se o sufixo il:
Número
Exemplo
de C na Prefixo de cadeia
cadeia
secundária
Número de C Prefixo +
nas cadeias sufixo (cadeia
secundárias secundária)
1C
Met
– CH3
1
+ il = metil
2C
Et
– CH2 – CH3
2
+ il = etil
3C
Prop
– CH2 – CH2– CH3 3
+ il = propil
NA PRÁTICA
PREFIXO, INFIXO E SUFIXO
Pelas regras de nomenclatura, o metano
• tem um carbono na cadeia principal (prefixo met);
• o carbono faz ligações simples (infixo an);
• o composto é um hidrocarboneto (sufixo o).
Então, sua fórmula estrutural é:
H
H C H
H
Pelas mesmas regras, o etanol
• tem dois carbonos na cadeia principal (prefixo et);
• os carbonos fazem ligações simples (infixo an);
• o composto é um álcool (sufixo ol).
Então, sua fórmula estrutural é:
H H
H C C O H
O grupo _ OH é
característico dos
alcoóis
H H
Ou, na forma estrutural simplificada:
CH3 – CH2 – OH
Podemos também deduzir o nome de um composto
a partir de sua fórmula estrutural.
Para a fórmula:
O
H3C C CH3
O
O grupo C
é característico
das cetonas
• São três carbonos, então prefixo prop;
• todos os carbonos são unidos por ligações simples
(infixo an);
• para descobrir o sufixo, é preciso reconhecer na
fórmula os grupos de átomos que definem a função
do composto (veja nas págs. 120 e 121). Neste caso, a
dupla ligação do carbono com o oxigênio caracteriza
a função cetona (sufixo ona).
Então, o composto é prop / an / ona: propanona.
TOME NOTA
Quando o composto tem uma cadeia de
carbono fechada, o nome deve começar
pela palavra “ciclo”. Por exemplo:
ciclobutano, ciclopentano, ciclopropano.
Hidrocarbonetos
Posições numeradas
São compostos formados apenas de carbono
(C) e de hidrogênio (H). Com exceção do metano,
eles se formam sob condições de alta pressão e
temperatura e sofrem combustão facilmente. Por
isso, são importantes combustíveis dos séculos
XX e XXI. O gás natural é metano. O petróleo e o
carvão mineral são misturas de hidrocarbonetos.
Os hidrocarbonetos são divididos em diversas
classes de compostos, segundo o tipo de cadeia
formada e de ligações entre os carbonos. Veja a
tabela abaixo.
Para definir a posição de insaturações, grupos
funcionais e ramificações, recorremos a números,
que passam a integrar o nome do composto. Para
numerar a cadeia principal, seguimos a regra:
Caso exista um grupo funcional, começar
a numeração pelo carbono da extremidade
mais próxima dele;
Na ausência de um grupo funcional, começar na extremidade mais próxima de uma
insaturação (ligação dupla ou tripla);
E, se houver apenas ramificações, iniciar
pela extremidade mais próxima de uma delas.
HIDROCARBONETOS COMPOSTOS FORMADOS APENAS POR CARBONO E HIDROGÊNIO
Hidrocarboneto
Fórmula
geral
Alcanos (cadeia aberta – só
ligações simples entre C)
CnH2n+2
H3C
CH2
CH3
Prop/an/o
Alcenos (cadeia aberta –
uma ligação dupla entre C)
CnH2n
H2C
HC
CH3
Prop/en/o
Exemplo
NA PRÁTICA
POSIÇÕES NUMERADAS
Considere a seguinte fórmula estrutural:
Alcinos (cadeia aberta –
uma ligação tripla entre C)
CnH2n-2
HC
C
Alcadienos
(cadeia aberta – duas
ligações duplas entre C)
CnH2n-2
H2C
CH
Cicloalcanos ou ciclanos
(cadeia fechada –
só ligações simples
entre carbonos)
CnH2n
Cicloalcenos ou ciclenos
(cadeia fechada – uma
ligação dupla entre
carbonos, no anel)
CnH2n-2
Aromáticos
–
H2C
CH3
CH
Prop/in/o
CH2
Buta–1, 3/dien/o
CH2
CH3
CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH – CH2 – CH3
CH3
A cadeia principal contém sete carbonos. E não
existem nem grupo funcional nem insaturação,
apenas duas ramificações (CH3 , metil):
Ciclo/but/an/o
H2C
CH2
HC
CH
Ciclo/but/en/o
H2C
CH3 � ramificação
CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH – CH2 – CH3
CH3 � ramificação
CH2
Benzeno
O carbono mais próximo de uma ramificação é o
carbono de CH3, à direita:
CH3
3
2
1
CH3 – CH2 – CH2 – CH – CH – CH2 – CH3
CH3
7
O benzeno – também chamado anel benzênico ou aromático – é uma cadeia de seis átomos
de carbono unidos por ligações simples e duplas,
intercaladas. O anel pode ser representado de
duas formas:
ligação dupla
ligação simples
O círculo indica que os seis átomos
de carbono são unidos por ligações
simples e duplas, alternadamente
6
5
4
O nome do composto é definido por:
• número de carbonos na cadeia principal: sete.
Prefixo hept
• todas as ligações são simples. Infixo an
• a função orgânica é hidrocarboneto. Sufixo o
• existem duas ramificações. Prefixo di
• as ramificações estão nas posições 3 e 4
Então, o nome do composto é 3,4-dimetilheptano
(C9H20).
GE QUÍMICA 2018
119
QUÍMICA ORGÂNICA COMPOSTOS ORGÂNICOS
Características dos compostos
três carbonos, an, pelas ligações simples, e
1, 2, 3 – triol porque as três hidroxilas estão
em diferentes átomos de carbono).
A maneira como os átomos de hidrogênio e
carbono se unem dá origem a vários compostos orgânicos. Um composto pode, ainda, conter átomos
de outros elementos, como oxigênio e nitrogênio.
É o caso da molécula do analgésico paracetamol.
H
H
N
OH
H
C
OH
H
C
OH
H
Glicerina
Paracetamol (analgésico)
Então, dependendo dos elementos químicos
presentes, bem como da forma como esses elementos se ligam, os compostos orgânicos apresentam diversas funções orgânicas.
A função orgânica de um composto define
suas propriedades químicas (e algumas físicas)
– do mesmo modo como se definem as funções
ácido, base, sal ou óxido, em química inorgânica. Na orgânica, as funções são definidas pelos
grupos funcionais – determinados grupos de
átomos que se ligam de maneira bem específica
à cadeia principal.
Funções oxigenadas
Fenóis É outra função oxigenada. Apresentam
uma hidroxila (OH) ligada a um anel benzênico. Os fenóis são usados na fabricação
de medicamentos e de polímeros.
OH
ATENÇÃO
Perceba que nos alcoóis
e fenóis o oxigênio está
preso à cadeia de
carbonos, mas não no
meio dela. Nos éteres,
o oxigênio interrompe
a cadeia.
Contêm átomos de oxigênio (O). Podem ser
classificadas em várias famílias:
HIDROXIBENZENO Também
chamado fenol comum, tem
apenas um radical hidroxila (OH)
ligado ao anel benzênico
Hidroxibenzeno
Éteres Compostos com um átomo de oxigênio
(O) entre os átomos de carbono. Genericamente, os éteres podem ser assim representados:
R e R’ são cadeias de carbono.
Alcoóis A característica comum a esses
compostos é ter uma hidroxila (OH) ligada
a um carbono saturado, ou seja, com quatro
ligações simples. Observe:
R
O
R'
São éteres os seguintes compostos:
H3C
O
CH2
H3C
CH3
CH2
Metoxietano
C
OH
O
CH2
CH3
Etoxietano
Aldeídos e cetonas Têm um oxigênio ligado
a um carbono por dupla ligação (C=O, grupo carbonila). A carbonila na extremidade
da cadeia caracteriza os aldeídos. No meio da
cadeia, caracteriza a função cetona.
Uma das ligações
simples do carbono
é com o radical
hidroxila (OH)
Pertencem ao grupo funcional dos alcoóis o
etanol, o metanol e a glicerina.
• Metanol (CH3 – OH) O carbono saturado
faz uma ligação simples com OH e outras três
com três átomos de hidrogênio (H).
• Etanol (CH3 – CH2 – OH) A partir da esquerda, o primeiro átomo de carbono faz três
ligações com três átomos de hidrogênio (H)
e uma ligação com outro átomo de carbono.
Este, por sua vez, liga-se a dois átomos de
hidrogênio (H) e a uma hidroxila (OH).
• Glicerina (ou glicerol, C3H8O3) Também
chamado propan–1,2,3–triol (prop, por ter
120 GE QUÍMICA 2018
C
O
HO
Cada traço ao
redor do carbono
indica uma
ligação simples.
Este é um
carbono saturado
H
Carbonila
Cetonas
O
C
O
O
R CO R ou R C R
O
ALDEÍDO E CETONA
O benzaldeído (à dir.) é um
aldeído que entra como
ingrediente do aroma de
amêndoas. A acetofenona
é uma função cetona e está
presente nos grãos de pistache
Aldeídos
R C
H
O
H
Benzaldeído
(ingrediente do aroma de amêndoas)
Acetofenona (pistache)
Ácidos carboxílicos Têm o grupo funcional carboxila – um átomo de carbono da
extremidade da cadeia ligado a um oxigênio por dupla ligação e, ao mesmo tempo, a
uma hidroxila (COOH). Comparados com
os demais compostos orgânicos, estes são
os ácidos mais fortes, porque o hidrogênio
ligado à carboxila se ioniza. Genericamente,
esses compostos são representados assim:
usados principalmente na indústria alimentícia
como flavorizantes, que dão sabor aos alimentos.
O
O
Butanoato de etila
Flavorizante de abacaxi
Funções nitrogenadas
O
São compostos que contêm nitrogênio.
Aminas Derivados da amônia em que átomos
de hidrogênio são substituídos por cadeias
de carbono. São classificadas como aminas
primárias (quando apenas um dos hidrogênios é substituído), secundárias (dois hidrogênios substituídos) ou terciárias (três
hidrogênios substituídos).
C
R
OH
COOH é o grupo funcional carboxila e R,
uma cadeia de carbono.
O
FÓRMULA GERAL
C
H
OH
amina primária
ÁCIDO METANOICO Também chamado ácido fórmico, porque foi
inicialmente isolado de formigas
O
Ácido
+
H O R1
OH
Ácido carboxílico
(ácido acético)
+
+
C
R
Éster
Álcool
O
CH3
H2N
O
C
Álcool
(etanol)
CH2
CH3
CH3
Água
FÓRMULA GERAL
+ H2O
O grupo funcional característico dos ésteres é:
O
C
O
+
C
O
R'
Os ésteres têm várias aplicações: como solventes, polímeros, medicamentos, sabões, mas são
NH
R
R'
N
R'
R''
amina secundária
amina terciária
CH2
CH3
1,5-pentanodiamina
cadaverina
NH2
Amidas Derivadas de ácidos carboxílicos em
que a hidroxila (OH) é substituída pelo grupo
amino (NH2), ou pelo nitrogênio (N) ligado
a uma ou duas cadeias de carbono.
O
PRODUÇÃO DE UM ÉSTER O acetato de etila resulta da reação de um
ácido com um álcool
R
H2O
R1
Éster
(acetato de etila)
OH
OH
+
C
O
R
FÓRMULA GERAL
As aminas têm um comportamento similar
ao da amônia e, assim como ela, são substâncias
básicas. Podem se formar da decomposição de
material orgânico. São aminas, por exemplo,
que dão o mau cheiro característico de carnes
e peixes podres. Daí seus nomes sugestivos,
como putrescina e cadaverina.
Ésteres São obtidos da reação entre ácidos
carboxílicos e alcoóis (veja reação de esterificação, neste capítulo). Nessa reação, a hidroxila
(OH) do grupo carboxila é substituída pela
cadeia carbônica do álcool e ocorre formação
de água. Veja:
R
NH2
R
FÓRMULA GERAL
O
O
R C
FÓRMULA GERAL
NH2
R C
FÓRMULA GERAL
O
NH
R'
R C N
R'
R''
amida primária
amida secundária
amida terciária
A função da amida é a função presente na
ligação peptídica para formação das proteínas.
Compostos orgânicos podem apresentar mais
de uma função – ou seja, mais de um grupo
característico de átomos. As propriedades de
cada um depende da interação entre todos os
grupos funcionais existentes em cada molécula.
GE QUÍMICA 2018
121
QUÍMICA ORGÂNICA PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS
INCOMPATIBILIDADE O óleo é composto de moléculas apolares e a água, de moléculas polares. Essa diferença faz com que os dois compostos sejam imiscíveis
Quem combina,
quem não combina
A solubilidade de um composto depende das
forças entre as moléculas e entre seus átomos
O
s vários grupos de átomos presentes
nos compostos orgânicos determinam
propriedades diferentes para cada um
deles. Vamos, agora, juntar vários pontos que já
conhecemos:
A maioria dos compostos orgânicos são moléculas, formadas por ligações covalentes;
Nas moléculas, sejam elas orgânicas,
sejam inorgânicas, os átomos compartilham
elétrons para tornar-se estáveis segundo a
regra do octeto;
Esse compartilhamento pode ser desigual,
como no caso da água: o oxigênio é um átomo
muito mais eletronegativo que o hidrogênio, e
atrai os elétrons com maior força – formando
um dipolo. Esse tipo de molécula é chamado
molécula polar (veja no capítulo 3).
122 GE QUÍMICA 2018
Portanto, podemos determinar a polaridade
também dos compostos orgânicos, sempre pensando na diferença de eletronegatividade dos átomos.
Polaridade
Nas cadeias de carbono, os átomos se unem
por ligações covalentes. Se os átomos de carbono dividem igualmente seus elétrons, não existe
diferença de eletronegatividade de um lado ou
de outro da cadeia.
O mesmo acontece com cadeias de carbono e
hidrogênio. Esses elementos têm eletronegatividades muito próximas. Portanto, o compartilhamento de elétrons entre seus átomos é bem
equilibrado. Daí, os hidrocarbonetos, que só
contêm carbonos e hidrogênios, são sempre
substâncias apolares.
Mas um composto orgânico, em que exista
outro elemento químico além do carbono e
do hidrogênio, pode ser polar. Só depende do
tamanho da cadeia principal e da eletronegatividade dos grupos funcionais “pendurados” na
cadeia principal.
Nas funções oxigenadas e nitrogenadas, as
ligações entre o carbono e os átomos de oxigênio
ou nitrogênio são desiguais, pois a eletronegatividade do carbono e dos dois outros elementos é
muito diversa. Além disso, as funções oxigenadas
ou nitrogenadas podem, ainda, conter hidrogênios
ligados a outros oxigênios ou nitrogênio. Nesse
caso, também há diferença de eletronegatividade
e, portanto, forma-se um dipolo – literalmente,
dois polos, um positivo, outro negativo.
Então, os compostos de funções oxigenadas e
nitrogenadas têm sempre uma parte apolar (a
cadeia carbônica que apresenta apenas átomos de
carbono ligados a átomos de hidrogênio) e uma
parte polar, em que há a formação de um dipolo.
No entanto, as moléculas orgânicas apresentam sempre um equilíbrio de forças: aquelas que
têm um dipolo mas a parte apolar é pequena
(contendo de um a quatro átomos de carbono,
apenas) são predominantemente polares. Veja
dois exemplos de moléculas desse tipo:
H
H
H
C
C
H
H
H
O
H
H
polar
O
C
H
polar
Molécula polar
Se a cadeia de carbono é grande (com mais de
quatro átomos), mesmo que a molécula apresente
um dipolo, dizemos que ela é predominantemente apolar. É o que acontece com os óleos
essenciais, usados nas indústrias alimentícia e
farmacêutica:
CH3
Tudo isso é válido também para os compostos
orgânicos.
Os hidrocarbonetos são sempre apolares e,
por isso, sempre insolúveis em água. Moléculas
predominantemente apolares como os óleos e as
gorduras também são insolúveis em água. Já o etanol, o ácido acético e os açúcares, como a glicose
e a frutose, são compostos predominantemente
polares – o que lhes garante grande solubilidade
em água. Na dissolução, os grupamentos polares
interagem com as moléculas da água e, assim, o
composto se dissolve. Veja abaixo os grupamentos
polares de dois compostos:
CH3
O
OH
CH3
geraniol
GERANIOL O dipolo está
na função álcool (C – OH).
Mas a cadeia de carbonos
é muito grande. Molécula
predominantemente apolar
ISTOCK
H3C
O
CH2OH
H
C
OH
HO
C
H
H
C
H
C
CH2OH
C
O
OH
C
H
OH
H
C
OH
OH
H
C
OH
Glicose
CH2OH
Frutose
De outro lado, a vitamina A (retinol) e a vitamina D (calciferol) são moléculas predominantemente apolares e, portanto, pouco solúveis
em água. Mas são solúveis em gorduras, que são
predominantemente apolares. Veja:
H3C
H3C
C
O H
apolar
Molécula polar
Já vimos na química inorgânica:
Para que um composto qualquer se dissolva
em outro, é preciso que haja algum tipo de
interação entre soluto e solvente;
Na dissolução de compostos iônicos em água,
a interação ocorre entre os íons do composto
e os dipolos da água (veja no capítulo 3);
Também para os compostos moleculares, para
que haja dissolução, tem de haver interação
entre as moléculas do solvente (água) e do
soluto. Moléculas polares interagem com
moléculas polares, e moléculas apolares,
com moléculas apolares. A regra geral: semelhante dissolve semelhante.
C
H
apolar
Polaridade e solubilidade
CH3
H3C
CH3
O QUE ISSO TEM A
VER COM BIOLOGIA
A diferença de
polaridade entre o
petróleo e a água
é o que torna um
derramamento de
óleo no mar um
desastre ambiental.
As cadeias de
hidrocarboneto
apolares não se
dissolvem na água.
O óleo forma uma
película à tona
d’água, que impede
a entrada de luz e as
trocas gasosas entre
mar e atmosfera.
Isso afeta toda a
cadeia alimentar
marinha, a começar
pelos fitoplânctons,
impedidos de fazer
a fotossíntese.
H3C
OH
carvona
CARVONA O dipolo está na função
cetona (C = O). Mas, de novo, é
grande o número de átomos de
carbono. Então, a molécula é
predominantemente apolar
CH3
VITAMINA A As moléculas de retinol contêm grande número de carbonos. Por
isso, apesar de terem uma região de dipolo, são predominantemente apolares.
Assim, só se dissolvem bem em solventes também apolares, como as gorduras
GE QUÍMICA 2018
123
QUÍMICA ORGÂNICA PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS
TOME NOTA
O que mantém a água
no estado sólido ou
líquido são pontes de
hidrogênio.
Uma única molécula
pode atrair até quatro
outras moléculas. Veja:
H
H
O
–
+
H
+–
O H+
O H
–
–
O H
H
+
H
H
OH
Forças intermoleculares
São as forças de atração entre uma molécula
e sua vizinha. A alteração do estado físico de
uma substância depende da intensificação ou
destruição dessas forças. No estado sólido, as
moléculas estão mais próximas. Por isso, apresentam interações intensas. No estado líquido,
mais afastadas, as moléculas interagem mais
fracamente. No estado gasoso, essas forças simplesmente não existem.
Quanto mais intensas são essas interações, mais
difícil é mudar o estado físico de um material,
porque a destruição das forças intermoleculares
exige mais energia. Daí, podemos concluir que,
quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, mais altos serão o ponto de fusão
(PF) e o ponto de ebulição (PE).
Comparadas às ligações covalentes e iônicas,
que unem os átomos, as forças intermoleculares
são fracas. Essas forças surgem devido à diferença de polaridade das moléculas e são diferentes
para moléculas polares e apolares.
As moléculas apolares interagem pelas forças de London, ou forças de Van der Waals,
as mais fracas de todas. São substâncias que
apresentam os menores pontos de fusão e de
ebulição entre os compostos orgânicos. Mas,
quanto maior a cadeia carbônica, maior a
molécula e, também, maior a interação entre
elas. Isso significa que entre as moléculas
apolares, o PF e o PE sobem à medida que a
molécula cresce. Confira na tabela abaixo.
COMPOSTO
FÓRMULA
P.F. (ºC)
P.E. (ºC)
Metano
CH4
–183
–162
Etano
CH3CH3
–172
–88,5
Propano
CH3CH2CH3
–187
–42
Butano
CH3(CH2)2CH3
–138
0
Pentano
CH3(CH2)3CH3
–130
36
Hexano
CH3(CH2)4CH3
–95
69
Heptano
CH3(CH2)5CH3
–90,5
98
Já as moléculas polares podem interagir por
meio de dois tipos de força: os dipolos permanentes e as pontes de hidrogênio (ou
ligações de hidrogênio). Cetonas, aldeídos,
éteres e ésteres não fazem pontes de hidrogênio. Suas moléculas interagem por dipolos
permanentes. As pontes de hidrogênio se
formam apenas quando, na molécula, um
hidrogênio se liga ao flúor, ao oxigênio ou
124 GE QUÍMICA 2018
ao nitrogênio (F, O, N). As pontes aparecem
nos alcoóis, fenóis, ácidos carboxílicos,
aminas e amidas.
OH
R
O
H
O
R
fenol
álcool
C
OH
ácido carboxílico
O
R
N
H
R
C
H
N
H
H
amina
amida
PONTES DE HIDROGÊNIO Todos estes compostos orgânicos contêm
um átomo de hidrogênio ligado ao oxigênio ou ao nitrogênio
As pontes de hidrogênio são mais poderosas
que os dipolos permanentes. Por isso, os compostos que contêm ligações de hidrogênio entre suas
moléculas têm maiores PF e PE, se comparados
com os que interagem apenas por dipolos ou por
forças de London. Nesse caso, também, quanto
maior a molécula (quanto maior for a massa molar
da substância), mais altos serão os PF e PE das
substâncias. Veja na tabela abaixo:
FUNÇÃO
MASSA
MOLAR
1 CH3 – O – CH3
éter
46 g/mol –140 –24
2 CH3 – CH2 – OH
álcool
46 g/mol –115 78,3
3 CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3
éter
74 g/mol –116 34,6
COMPOSTO
4 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – OH álcool
PF
(ºC)
74 g/mol –90
PE
(ºC)
117,7
A MASSA FAZ DIFERENÇA Entre compostos cujas moléculas têm
massas molares próximas, têm PF e PE mais altos aqueles com força
intermolecular mais intensa. Na tabela, entre os compostos 1 e 2, ou
entre 3 e 4, a força intermolecular é maior nos compostos 2 e 4 devido
às pontes de hidrogênio. Por outro lado, entre compostos com mesmo
tipo de interação intermolecular, quanto maior é a massa molar, mais
altos são os PF e PE. Compare os PF e PE dos compostos 1 e 3 ou 2 e 4.
ATENÇÃO
Ligações interatômicas são as que ocorrem entre
os átomos para formar uma substância. Forças
intermoleculares são as interações que ocorrem
entre as moléculas, que põem a substância no estado
sólido ou líquido.
QUÍMICA ORGÂNICA ISOMERIA
A diferença está
nos detalhes
IGUAIS, MAS NEM TANTO
Como gêmeos, compostos com
mesma fórmula molecular
podem ter propriedades
muito diferentes
A versatilidade do carbono faz com
que a isomeria seja um fenômeno
comum entre os compostos orgânicos
Q
uando discutem a possibilidade de encontrarmos vida fora da Terra, a maioria dos astrobiólogos concorda em um
ponto: qualquer ET deve ter organismo
composto fundamentalmente de carbono, como
os seres vivos da Terra. Por quê? Ora, porque
o carbono é o elemento mais versátil de todos
os elementos químicos existentes no Universo.
Por serem tetravalentes (apresentarem quatro elétrons na última camada), o carbono é
capaz de formar cadeias estáveis com outros
elementos – principalmente com o hidrogênio
e o oxigênio.
Essa mesma versatilidade dá aos compostos
orgânicos outra característica: existem entre
eles muitos compostos isômeros. Isomeria é o
fenômeno no qual dois ou mais compostos têm
a mesma fórmula molecular, mas diferentes
fórmulas estruturais. Isômeros têm os mesmos
elementos químicos, na mesma quantidade, mas
apresentam propriedades diferentes porque os
átomos se unem de maneira diferente.
São isômeros, por exemplo, o butano e o metilpropano. A fórmula molecular de ambos é
C4H10. No entanto, a forma das ligações é bem
diferente. Repare na disposição dos átomos de
C e H nos dois compostos:
H
H H H H
H C C C C H
H H H H
Butano: 4 C + 10 H
H
C
H
H
H
C
C
H
H
C
H
H
H
Metilpropano: 4 C + 10 H
Existem duas grandes categorias de isomeria:
plana (ou estrutural) e espacial. Na isomeria
plana a diferença está, fundamentalmente,
na combinação dos átomos – quem se liga a
quem. E essa forma é percebida na fórmula
estrutural. A isomeria espacial é aquela na
qual as diferenças estão na distribuição dos
ISTOCK
átomos no espaço real, com suas três dimensões.
Essas duas categorias se dividem em diversos
subtipos. Veja no esquema abaixo.
ISOMERIA
PLANA OU ESTRUTURAL
Diferentes tipos de ligação
(cadeias abertas ou
fechadas, ligações triplas
ou duplas, ramificações e
grupos funcionais
Isomeria de função
Isomeria de cadeia
Isomeria de posição
Isomeria de metameria
Isomeria de tautomeria
ISOMERIA ESPACIAL
Ligações em diferentes
orientações no espaço
tridimensional
Isomeria geométrica cis-trans
Isomeria óptica
Isomeria plana
As diferenças aparecem na fórmula estrutural
plana – aquela que você lê nos livros ou escreve
no caderno. As diferentes ligações entre os
átomos de dois compostos isômeros definem
distintas funções orgânicas, tipos de cadeias
ou posições. Os tipos de isomeria plana são:
Isomeria de função: os isômeros pertencem
a funções distintas. Veja dois exemplos:
Fórmula
molecular
Função
Fórmula estrutural
ÁLCOOL
H3C
CH2
ÉTER
H3C
O
OH
C2H6O
CH3
GE QUÍMICA 2018
125
QUÍMICA ORGÂNICA ISOMERIA
Isomeria espacial
Isomeria de cadeia: os isômeros pertencem
à mesma função, mas apresentam diferentes
tipos de cadeia.
Fórmula
molecular
Função
ALDEÍDO
Fórmula estrutural
H3C
CH2
CH2
O
H
C
(cadeia reta)
H3C
C4H8O
As moléculas são estruturas tridimensionais,
com os átomos se ligando em diferentes orientações e ângulos. Essa diferença na orientação
define a isomeria espacial, ou estereoisomeria,
e só é identificada pela análise da estrutura espacial do composto. Existem diversos tipos de
isomeria espacial:
CH
ALDEÍDO
O
H
C
ATENÇÃO
CH3
A isomeria
geométrica tem outra
subdivisão – “cis”
ou “trans”. O Enem
não costuma pedir
que você identifique
essas variações, mas
é bom saber que
elas existem, para
não se confundir nos
enunciados. Sempre
que se falar
em “cis” ou “trans”,
trata-se de isomeria
geométrica.
(cadeia ramificada)
Isomeria de posição: os isômeros pertencem
à mesma função e têm os mesmos tipos de
cadeia, mas apresentam diferença na posição
de um grupo funcional, de uma ramificação
ou de uma insaturação.
Fórmula
molecular
Função
Fórmula estrutural
OH
ÁLCOOL
H3C
C3H8O
CH2
CH2
OH
ÁLCOOL
H3C
CH
CH3
Função
AMINA
NH
CH2
CH2
Grupos ou
átomos
diferentes
H3C
CH2
NH
CH2
H C C
H
aldeído
126 GE QUÍMICA 2018
O
H
OH
H C C H
H
enol
II
Grupos ou
átomos
diferentes
H
H
Repare:
• Há dois C em ligação dupla;
• Cada C está associado a dois grupos ou átomos
diferentes (em I, a H3C e H; em II, a CH3 e H)
Grupos ou
átomos
diferentes
H3C
CH3
II
Grupos ou
átomos
diferentes
C C
H3C
H
CH3
Ligação
dupla
CH3
Tautomeria (ou isomeria dinâmica): dois
compostos colocados em contato entram em
equilíbrio químico. O aldeído e o enol, por
exemplo, têm a mesma fórmula molecular,
C2H4O. Qualquer um deles, no estado líquido,
ou em solução, se transforma no outro, em
equilíbrio dinâmico.
H
CH3
Ligação
dupla
C4H11N
AMINA
H3C
C C
I
Fórmula estrutural
H3C
I
Já no composto abaixo, apesar de apresentar a
dupla ligação, um dos C apresenta dois ligantes
iguais (CH3) e, por isso, não apresenta isomeria
geométrica.
Isomeria de compensação (metameria): os
isômeros pertencem à mesma função e têm
o mesmo tipo de cadeia, mas apresentam diferença na posição dos átomos de qualquer
elemento, afora o C e o H. Por exemplo, o
oxigênio e o nitrogênio.
Fórmula
molecular
Isomeria geométrica: os compostos apresentam insaturação por dupla ligação e cada um dos
carbonos dessa dupla está ligado a um átomo
ou grupo de átomos diferente. Veja a diferença:
Isomeria óptica: a molécula tem, pelo menos,
um carbono assimétrico (ou carbono quiral)
– um C ligado a quatro grupos diferentes entre
si. Os carbonos assimétricos são assinalados nas
fórmulas estruturais com um asterisco. Veja:
OH
H O
H C C CH3
OH
H2C C CH3
H
cetona
enol
H3C
O
C* C
OH
H
ácido láctico ou
ácido 2-hidroxipropanoico
QUÍMICA ORGÂNICA REAÇÕES ORGÂNICAS
PODER DE LIMPEZA Sabões e detergentes eliminam a gordura porque suas moléculas forçam a interação entre esses compostos orgânicos e a água
Carbono por
todos os lados
Remédios, biocombustível,
plásticos – vários produtos
dependem das reações entre
compostos orgânicos
S
ão tantos os tipos de reações que envolvem compostos orgânicos, que as
cadeias de carbono são praticamente
onipresentes no nosso dia a dia. Existem desses
compostos nos alimentos industrializados, nos
frascos de xampu, no próprio xampu, no revestimento antiaderente das panelas, nas garrafas
de refrigerante e na estrutura dos automóveis.
Apresentamos apenas algumas das mais importantes reações orgânicas: a hidrogenação,
a esterificação, a saponificação e as reações de
polimerização. É importante que você aprenda a reconhecer as principais características
desses compostos e reações, bem como sua
estrutura básica.
ISTOCK
Hidrogenação catalítica
É a reação usada na produção de margarina
com óleos vegetais. A reação ocorre pela adição de uma molécula de H2 a uma molécula de
composto orgânico que faz uma ligação dupla
ou tripla (chamadas insaturações). Veja:
H
H
C C
eteno
H
H
H H
+ H H
Ni
∆
H C C H
H H
etano
1. A molécula
de eteno tem
uma dupla
ligação entre
os átomos de
carbono
2. Cada átomo
da molécula
H2 liga-se a um
dos carbonos
do eteno
3. O símbolo Ni
indica que foi
usado níquel
como catalisador.
E o símbolo ∆
informa que a
reação aconteceu
sob aquecimento
4. Com a
entrada dos
átomos de
hidrogênio,
os carbonos
trocam a
ligação dupla
por simples
Essa é uma reação muito lenta e, por isso, precisa
ser catalisada. Os catalisadores mais utilizados
são o níquel (como na reação acima) e o paládio.
GE QUÍMICA 2018
127
QUÍMICA ORGÂNICA REAÇÕES ORGÂNICAS
Esterificação
As gorduras e os óleos – como aqueles com
que se fabrica a margarina – são triglicerídeos,
triésteres do glicerol (ou glicerina). Ésteres são
compostos formados de alcoóis e ácidos carboxílicos (veja nas págs. 120 e 121). No caso dos óleos
usados na produção de margarina, o álcool é o
glicerol, e o ácido carboxílico, um ácido graxo.
Abaixo você vê um exemplo de um triglicerídeo.
Dependendo da cadeia lateral, o triglicerídeo é
saturado (contém apenas ligações simples) ou
insaturado (apresenta ligações duplas).
É o produto da reação entre um ácido carboxílico e um álcool:
Ácido carboxílico
O
+
CH3 C
OH
O
CH
O O
O O
CH2
O
Álcool
glicerina + 3 ácidos graxos
CH2
O
CH
CH2
O
O
O C R + 3 H3C OH
catalisador
OH + 3 R C O CH3
O
Óleo vegetal ou animal
(Ésteres de glicerina)
OH
Álcool
metílico
128 GE QUÍMICA 2018
Ésteres metílicos
dos ácidos graxos
Glicerina
indústria de cosméticos,
farmacêutica e alimentos
biodiesel
Saponificação
Também chamada de hidrólise básica de
ésteres, a reação de saponificação é a que produz o sabão. Nela, forma-se um sal orgânico
ou de ácido carboxílico. Para fabricar sabão,
empregam-se óleos ou gorduras e hidróxido
de sódio. Veja:
POLI-INSATURADO Este triglicerídeo é poli-insaturado porque tem
mais de uma cadeia de carbonos com ligações duplas.
As gorduras são saturadas, e os óleos, insaturados. Essa diferença na estrutura faz com que as
gorduras tenham uma consistência muito mais
firme que a dos óleos. Na fabricação da margarina,
os óleos são total ou parcialmente hidrogenados,
dependendo da consistência desejada.
A gordura saturada é mais prejudicial ao organismo. É ela que se acumula nas artérias e
aumenta o risco de doenças cardiovasculares.
Esse tipo de gordura é próprio das carnes. Já as
gorduras insaturadas aumentam o colesterol bom
(HDL). A maioria dos óleos vegetais é constituída
de triglicerídeos insaturados. O azeite de oliva é
um óleo monoinsaturado. Já os óleos de canola
e girassol são poli-insaturados.
H2O
OH
O
O O
O O
+
O CH2 CH3
O C R
MONOINSATURADO Este triglicerídeo tem duas cadeias com ligações
simples e uma delas com uma ligação dupla. É monoinsaturado.
CH2
CH3 C
CH2 CH3
O
CH
Água
O
OH
O C R
O
O O
O O
+
O
SATURADA Cada zigue-zague representa uma cadeia de carbonos de um
ácido graxo, que se liga à molécula de glicerina. O triglicerídeo é saturado
porque todas as ligações entre os carbonos dessa cadeia são simples.
CH2
Éster
A reação inversa – éster + água → ácido carboxílico + álcool – chama-se hidrólise ácida dos
ésteres, porque só ocorre em meio de pH < 7.
Outro tipo de reação dos ésteres é a transesterificação. Nela, o álcool que deu origem ao éster
é substituído por outro tipo de álcool. O processo
da transesterificação é utilizado, por exemplo,
na produção do biodiesel com óleos vegetais.
Triglicerídeos
CH2
+
H
H
H C O OC (CH2)14 CH3
H C O OC (CH2)14 CH3 + 3NaOH
H C O OC (CH2)14 CH3
H
Tripalmitil-glicerol
é uma gordura,
triglicerídeo saturado
H C OH
H C OH + 3 CH3 (CH2)14 COO–Na+
H C OH
H
Hidróxido de sódio
é um reagente na
produção de sabão
Glicerol é um
álcool, um dos
produtos da reação
de saponificação
Palmitato de sódio
é um sal orgânico
que tem uma
extremidade polar
e outra apolar.
Este é o sabão
Os polímeros são representados assim:
NA PRÁTICA
Tudo o que está dentro dos
parênteses é o monômero
POLARIDADE E APOLARIDADE
A característica de ter uma extremidade polar e outra
apolar dá ao palmitato de sódio uma propriedade
importante: é ele que possibilita dissolver a gordura
em água. Por si só, a água não remove gorduras
porque suas moléculas são polares, e as de óleo,
apolares. (Lembre-se, quanto à polaridade, iguais
atraem iguais: um composto polar dissolve só
compostos polares, e um apolar só dissolve compostos
apolares.) O sabão, no entanto, por sua estrutura,
consegue “jogar nos dois times”.
H H
H H H
C
(C C)C
H H
H H H
C
H H H
C
H3C
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
O Na
–
+
Quando se lava uma peça de roupa, gotas microscópicas
de gordura são envolvidas pelas moléculas do sabão e
formam estruturas chamadas micelas. Numa micela,
a ponta apolar da cadeia do
sabão interage com o óleo, e a
extremidade polar, com a água.
A gordura é, assim, arrancada da
Óleo
superfície e boia solta, na água.
A roupa fica limpa.
(C C)
C
H H H H
H H
n
Este é um polímero de adição – um composto
originalmente insaturado que se torna saturado.
Esse tipo de reação cria polímeros como isopor
e borracha sintética.
Veja alguns desses polímeros, seus monômeros
e sua representação.
A extremidade da
cadeia é polar. Assim,
interage com a água,
que também é polar
A cadeia de carbono é apolar.
Por isso, interage bem com o
óleo e a gordura, que também
são apolares
(C C ) C
A letra n indica
o número de
vezes que esse
monômero
se repetirá
numa molécula
polimerizada
H H
polietileno
C
CH2
C
H H H
O
CH2
C
H H H H
NOME DO
POLÍMERO
MONÔMERO
Polietileno
(plásticos)
Eteno (etileno)
H2C
CH2
H
Policloreto de
vinila (PVC)
REPRESENTAÇÃO
DO POLÍMERO
[ CH2 CH2 ]n
Cl
C
Cl
C
H
CH2 CH
H
n
Cloreto de vinila
H
Água
Poliestireno
(isopor)
Sabão
C C
H
H
CH2 CH
n
Vinil benzeno (estireno)
Micela
Poliésteres, como o PET, e poliamidas, como
o náilon, são polímeros formados por condensação, na qual a união de várias moléculas expulsa
moléculas pequenas, como as da água. É também o que acontece na formação das proteínas.
Os monômeros desses polímeros naturais são
aminoácidos unidos por ligação peptídica: um
grupo carboxila se liga a um grupo amina, eliminando uma molécula H2O.
Polimerização
A palavra polímero já descreve que tipo de
composto é este: poli (muitos) / meros (partes).
Os polímeros são macromoléculas formadas por
reações em que uma pequena parte (o monômero)
se repete centenas ou milhares de vezes.
M
unidade monomérica
O
M
M
M
M
M
M
cadeia
polimérica
Cadeia lateral
n
H
C
etileno (ou eteno)
H
COH Grupo carboxila
Várias moléculas de aminoácidos formam uma
macromolécula chamada polipeptídeo. Veja:
H
C
CH
NH2 Grupo amina
O polietileno, por exemplo, o plástico mais
popular do mundo, é fabricado pela reação de
polimerização do monômero etileno. Veja:
H
R
NH2 CH
R
O
H
R'
C
OH + HN
CH
CO2H
Dipeptídeo
O
H2O + NH2 CH
C
R
R'
NH
CH
CO2H
ligação peptídica
GE QUÍMICA 2018
129
COMO CAI NA PROVA
1. (Uece 2016) O ácido pentanoico (conhecido como ácido valérico) é um 2. (Espcex/Aman 2016) O composto denominado comercialmente Aspartame
líquido oleoso, com cheiro de queijo velho, tem aplicações como sedativo e
hipnótico. Se aplicado diretamente na pele, tem uma efetiva ação sobre a acne.
O
é comumente utilizado como adoçante artificial, na sua versão enantiomérica
denominada S,S-aspartamo. A nomenclatura oficial do Aspartame especificada
pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) é ácido, e sua
estrutura química de função mista pode ser vista abaixo.
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – C – OH
Ácido pentanoico
O
De acordo com sua fórmula estrutural, seu isômero correto é o:
a) propanoato de etila.
b) etóxi-propano.
c) 3-metil-butanal.
d) pentan-2-ona.
RESOLUÇÃO
Recordando: isômeros têm os mesmos elementos químicos, na mesma quantidade, mas apresentam propriedades diferentes porque os átomos se unem
de maneira diferente. Assim, a alternativa que apresentar um composto com
a mesma fórmula molecular do ácido pentanoico será o seu isômero.
O enunciado já apresenta a fórmula estrutural do ácido pentanoico, assim é
só contar os carbonos, os hidrogênios e os oxigênios para descobrir a fórmula
molecular:
• 5 carbonos: C5
• 10 hidrogênios: H10
• 2 oxigênios: O2
Na alternativa a, o propanoato de etila é um éster que tem o grupo funcional
característico
O
R–C
O – R1
Contando os carbonos, hidrogênios e oxigênios:
• 5 carbonos: C5
• 10 hidrogênios: H10
• 2 oxigênios: O2
Então, a fórmula molecular do propanoato de etila é: C5H10O2 , a mesma do ácido
pentanoico. Os dois compostos são, portanto, isômeros.
R
R
Éter
Etóxi-propano
O
O
R–C–R
R–C–R
Aldeído
3-metil-butanol
Cetona
Pentan-2-ona
130 GE QUÍMICA 2018
H
O
A fórmula molecular e as funções orgânicas que podem ser reconhecidas na
estrutura do Aspartame são:
a) C14H16N2O4 álcool; ácido carboxílico; amida; éter.
b) C12H18N2O5 amina; álcool; cetona; éster.
c) C14H18N2O5 amina; ácido carboxílico; amida; éster.
d) C13H18N2O4 amida; ácido carboxílico; aldeído; éter.
e) C14H16N3O5 nitrocomposto; aldeído; amida; cetona.
RESOLUÇÃO
Relembrando que, na representação da estrutura em bastão, os átomos de
hidrogênio e carbono são normalmente omitidos. Identificando esses átomos
na representação, temos a seguinte estrutura:
H
H
H
C
C
H
H
O H
C
C
C N C
NH2
H
H
C
C
C
C
H
O
C
C
H
H
C
H
CH3
O
Para encontrar a fórmula molecular do Aspartame, precisamos apenas contar
o número de átomos:
• 14 carbonos: C14 ;
• 18 hidrogênios: H18 ;
• 2 nitrogênios: N2 ;
• 5 oxigênios: O5 .
Então a fórmula molecular do Aspartame é: C14H18 N2 O5 .
Para a identificação das funções orgânicas, você precisa ter memorizado os
grupos funcionais característicos:
amida
ácido
carboxílico
O
O
OH
Resposta: C
O
N
NH2
amina
Resposta: A
CH3
Estrutura do Aspartame
As demais alternativas trazem compostos cujo grupo funcional característico
não apresenta dois átomos de oxigênio. Com isso, não têm a mesma fórmula
molecular e, portanto, não são isômeros. Veja:
O
NH2
OH
etila
et = 2 carbonos
O
N
OH
O
Sua fórmula completa é:
O
H3C – CH2 – C
propanoato
O– CH2 – CH3
prop = 3 carbonos
O
H
CH3
O
éster
RESUMO
3. (PUCSP 2015) A melanina é o pigmento responsável pela pigmentação
da pele e do cabelo. Em nosso organismo, a melanina é produzida a partir
da polimerização da tirosina, cuja estrutura está representada a seguir.
O
OH
Química orgânica
NOMENCLATURA Todo composto tem o nome formado por
prefixo (número de carbonos na cadeia principal) + infixo (tipo
de ligações na cadeia) + sufixo (função orgânica do composto).
PREFIXO
(número de C)
INFIXO
(tipo de ligação)
SUFIXO
(função orgânica)
1 C – MET
AN (ligação simples)
O – hidrocarboneto
2 C – ET
EN (uma ligação dupla)
OL – álcool
3 C – PROP
IN (uma ligação tripla)
OICO – ácido carboxílico
4 C – BUT
DIEN (duas ligações
AL – aldeído
5 C – PENT
duplas)
ONA – cetona
Está(ão) correta(s) apenas a(s) afirmação(ões)
a) I e II.
b) I e III.
c) II e III.
d) I.
e) III.
6 C – HEX
DIIN (duas ligações
7 C – HEPT
triplas)
RESOLUÇÃO
8 C – OCT
Para definir a fórmula molecular, contamos os átomos. Acrescentando esses
átomos ao esquema apresentado, temos
H H O
H
9 C – NON
NH2
HO
Sobre a tirosina foram feitas algumas afirmações:
I. A sua fórmula molecular é C9H11NO3 .
II. A tirosina contém apenas um carbono quiral (assimétrico) em sua estrutura.
III. A tirosina apresenta as funções cetona, álcool e amina.
H
HO
C
C
C
C
C
C
C C C
H
H NH2
As ramificações são nomeadas de acordo com o número de
átomos de carbono que contêm.
OH
Número
Exemplo
de C na Prefixo de cadeia
cadeia
secundária
H
Contando os átomos:
• 9 carbonos: C9 ;
• 11 hidrogênios: H11 ;
• 1 nitrogênio: N;
• 3 oxigênios: O3 .
Portanto, a fórmula molecular da melanina é C9 H11 NO3 .
Afirmação I: correta.
Analisando a afirmação II: carbono quiral, ou assimétrico, é o carbono ligado
a quatro ligantes diferentes. Na melanina, encontramos um carbono quiral,
assinalado na fórmula estrutural com um asterisco:
H
H
HO
Afirmação II: correta.
C
C
C
C
C
C
H H O
C C* C
H
H NH2
OH
H
Analisando a afirmação III: você deve identificar os grupos funcionais:
O
fenol
OH
HO
Afirmação III: incorreta.
Resposta: A
NH2
amina
10 C – DEC
ácido
carboxílico
Número de C Prefixo +
nas cadeias sufixo (cadeia
secundárias secundária)
1C
Met
– CH3
1
+ il = metil
2C
Et
– CH2 – CH3
2
+ il = etil
3C
Prop
– CH2 – CH2– CH3
3
+ il = propil
FUNÇÕES ORGÂNICAS Grupos funcionais são conjuntos
de átomos que se ligam de maneira bem específica à cadeia
principal, definindo uma função. Hidrocarbonetos contêm
apenas átomos de carbono e hidrogênio. São divididos em
várias classes, de acordo com o tipo de cadeia de carbono e o
de ligações – simples, duplas ou triplas. Pertencem às funções
oxigenadas compostos com grupos de átomos de oxigênio:
alcoóis, fenóis, éteres, ácidos carboxílicos, ésteres, aldeídos
e cetonas. Compostos de funções nitrogenadas contêm nitrogênio: aminas e amidas.
ISÔMEROS São moléculas com mesmo número de átomos
dos mesmos elementos químicos, mas com propriedades
diferentes. A isomeria pode ser plana ou espacial. E essas
diferenças podem estar relacionadas às funções orgânicas,
ao tipo de cadeia, aos ângulos das ligações ou à posição dos
átomos de carbono.
GE QUÍMICA 2018
131
RAIO X
DECIFRE OS ENUNCIADOS E VEJA AS CARACTERÍSTICAS TÍPICAS DAS QUESTÕES QUE CAEM NAS PROVAS
ENEM 2016
Após seu desgaste completo, os pneus podem ser queimados para a geração de
energia. Dentre os gases gerados na combustão completa da borracha vulcanizada,
alguns são poluentes e provocam a chuva ácida (1). Para evitar que escapem para a
atmosfera, esses gases podem ser borbulhados em uma solução aquosa contendo
uma substância adequada. Considere as informações das
substâncias listadas no quadro (2) .
SUBSTÂNCIA
EQUILÍBRIO EM SOLUÇÃO AQUOSA
VALOR DA CONSTANTE
DE EQUILÍBRIO
Fenol
C6H5OH + H2O → C6H5O− + H3O+
1,3 . 10 –10
Piridina
C5H5N + H2O → C5H5NH+ + OH−
1,7 . 10 –9
Metilamina
CH3NH2 + H2O → CH3NH + OH
Hidrogenofosfato
de potássio
HPO42− + H2O → H2PO42− + OH−
2,8 . 10 –2
Hidrogenossulfato
de potássio
HSO4− + H2O → SO42− + H3O+
3,1 . 10 –2
+
3
−
4,4 . 10
–4
Dentre as substâncias listadas no quadro, aquela capaz de remover com maior eficiência os gases poluentes é o(a)
a) fenol.
b) piridina.
c) metilamina.
d) hidrogenofosfato de potássio.
e) hidrogenossulfato de potássio.
1 O Enem costuma trazer questões que se referem
a problemas práticos, principalmente no aspecto
ambiental. Espera-se que você domine fenômenos como
a chuva ácida, como ela é produzida e o que ela provoca.
2 Leia duas vezes o enunciado e tenha certeza de tê-lo
compreendido completamente. Nesta questão, você
deve notar que as equações citadas no quadro referemse à combinação de diferentes substâncias com água
(H2O) – ou seja, são as substâncias que comporão a
solução aquosa onde deverão ser borbulhados os gases
gerados na queima da borracha.
DICAS PARA A RESOLUÇÃO
Você deve saber: a chuva ácida é resultado da
acidificação da água na atmosfera. E, para evitar
essa acidificação, é necessário trabalhar com uma
solução de caráter básico. Você deve reconhecer,
entre as substâncias resultantes das reações,
aquelas que são básicas (que contêm o radical
OH –). Identificadas as bases, você deve também
se lembrar de que, quanto maior for a constante
de equilíbrio, maior é a concentração dos produtos. A resposta é a alternativa D. E a resolução
detalhada está na pág. 144 do Simulado.
PUCCAMP 2017
Para mostrar a diferença da rapidez da reação entre ferro e ácido clorídrico, foi utilizado
o ferro em limalha e em barra. Pingando dez gotas de ácido clorídrico 10 mol . L– 1 (1)
em cada material de ferro, espera-se que a reação seja:
a) mais rápida no ferro em barra porque a superfície de contato (2) é menor.
b) mais rápida no ferro em limalha porque a superfície de contato é maior.
c) igual, pois a concentração e a quantidade do ácido foram iguais.
d) mais lenta no ferro em limalha porque a superfície de contato é menor.
e) mais lenta no ferro em barra porque a superfície de contato é maior.
DICAS PARA RESOLUÇÃO
A questão é simples, mas não se confunda com as alternativas. Repare que
as alternativas a, b, d e e apresentam condições contrárias: rápida/lenta,
maior/menor. Se você sabe que a velocidade se altera dependendo da concentração, pode achar que a alternativa c é correta. Mas preste atenção:
pelo enunciado, a concentração é a mesma. A condição que se altera é a
superfície de contato, portanto é este fator que deve ser levado em conta. A
alternativa correta é a B. Veja a resolução detalhada no Simulado, pág. 141.
132 GE QUIMICA 2018
1 Nem sempre basta conhecimento em química para
responder a uma questão. Compreender a notação
matemática também é fundamental. Repare no
expoente a que é elevado L (litro). Expoentes negativos
indicam que a unidade é o denominador da expressão.
Assim, 10 mol . L– 1 é o mesmo que 10 mol / L.
2 Questões de física e química muitas vezes exigem que
você domine conceitos de geometria. Neste caso,
o conceito de superfície (área) de sólidos geométricos.
É fácil visualizar: um prisma (a barra de ferro) tem como
área a soma da área de cada um de seus seis lados.
Já uma limalha, por menor que seja, tem muitos mais
lados que somam a superfície total.
UPE 2016
Em uma seleção realizada por uma indústria, para chegarem à etapa final, os candidatos deveriam elaborar quatro afirmativas sobre o gráfico (1) apresentado a seguir
e acertar, pelo menos, três delas.
1 Domínio da leitura e interpretação de gráficos é
exigência de muitas questões de vestibular e do Enem.
Em química, gráficos são empregados para mostrar a
velocidade de reações, ou a solubilidade de um soluto
em determinada solução.
DICAS PARA A RESOLUÇÃO
Um dos candidatos construiu as seguintes afirmações:
I. A reação pode ser catalisada, com formação do complexo ativado, quando se atinge
a energia de 320 kJ.
II. O valor da quantidade de energia E3 determina a variação de entalpia (∆H) da
reação, que é de –52 kJ.
III. A reação é endotérmica, pois ocorre mediante aumento de energia no sistema.
IV. A energia denominada no gráfico de E2 é chamada de energia de ativação, que,
para essa reação, é de 182 kJ.
A maneira mais rápida de resolver a questão é
buscar no gráfico as variáveis abordadas em cada
uma das afirmações. Em algumas delas, basta saber
ler o gráfico. Para a afirmação I, por exemplo, você
deve identificar a curva que representa a reação
catalisada (é a curva mais baixa) e, no eixo y, o valor
da energia em que o complexo ativado começa a
agir: 230 kJ, e não 320 kJ. Já a afirmação IV traz a
interpretação correta da energia E2. Mas o cálculo
está errado. A resposta correta é a alternativa C.
A resolução detalhada está no Simulado, pág. 141.
Quanto à passagem para a etapa final da seleção, esse candidato foi
a) aprovado, pois acertou as afirmações I, II e IV.
b) aprovado, pois acertou as afirmações II, III e IV.
c) reprovado, pois acertou apenas a afirmação II.
d) reprovado, pois acertou apenas as afirmações I e III.
e) reprovado, pois acertou apenas as afirmações II e IV.
ENEM 2016
Texto I (1): Biocélulas combustíveis são uma alternativa tecnológica para substituição
das baterias convencionais. Em uma biocélula microbiológica, bactérias catalisam
reações de oxidação de substratos orgânicos. Liberam elétrons produzidos na respiração celular para um eletrodo, onde fluem por um circuito externo até o cátodo do
sistema, produzindo corrente elétrica. Uma reação típica que ocorre em biocélulas
microbiológicas utiliza o acetato como substrato.
1 Questões com textos não são raras nos vestibulares
e no Enem. Não tenha preguiça, leia duas vezes, com
bastante atenção. Ainda que pareça trazer informações
desnecessárias, você pode encontrar no texto dados
fundamentais para resolver o problema.
AQUINO NETO. S. Preparação e caracterização de bioanodos para biocélula e combustível etanol/O2. Disponível em: www.teses.usp.br. Acesso
em: 23 jun. 2015 (adaptado).
DICAS PARA A RESOLUÇÃO
o
Texto II: Em sistemas bioeletroquímicos, os potenciais padrão (E ) apresentam valores
característicos. Para as biocélulas de acetato, considere as seguintes semirreações
de redução e seus respectivos potenciais:
2 CO2 + 7 H+ + 8e– CH3OO– + 2H2O Eo = –0,3 V
O2 + 4H+ + 4e– 2H2O E o = +0,8 V
SCOTT, K.; YU, E. H. Microbial electrochemical and fuel cells: fundamentals and applications.
Woodhead Publishing Series in Energy. n. 88, 2016 (adaptado).
Nessas condições, qual é o número mínimo de biocélulas de acetato, ligadas em série,
necessárias para se obter uma diferença de potencial de 4,4 V?
a) 3
b) 4
c) 6
d) 9
e) 15
Repare que o texto I fala que a corrente elétrica é
criada pela liberação de elétrons, resultado de uma
reação de oxidação. Mas as semirreações apresentadas no texto II são de redução – ou seja, semirreações inversas às de oxidação. Para encontrar o
potencial elétrico da biocélula, você deve inverter
uma das semirreações, (transformando-a em reação
de oxidação) e adaptar a segunda, de modo a manter igual o número de elétrons cedidos e recebidos.
A alternativa correta é a B, e a resolução detalhada
está na pág. 144 do Simulado.
GE QUÍMICA 2018
133
SIMULADO
QUESTÕES SELECIONADAS ENTRE OS MAIORES VESTIBULARES DO PAÍS COM RESPOSTAS COMENTADAS
CAPÍTULO 1
1. (UFJF-PISM 2017, adaptada)
O dia 5 de novembro de 2015 foi marcado pela maior tragédia ambiental da
história do Brasil, devido ao rompimento das barragens de rejeitos, provenientes da extração de minério de ferro, na cidade de Mariana/MG. Laudos
técnicos preliminares indicam uma possível presença de metais como cromo,
manganês, alumínio e ferro no rejeito.
Fonte: Ibama, disponível em http://www.ibama.gov.br/phocadownload/noticias_ambientais/laudo_tecnico_preliminar.pdf.
Acesso em: 26/out/2016.
a) Qual o símbolo químico de cada um dos metais descritos acima?
b) Analise a distribuição eletrônica mostrada abaixo. A qual elemento químico
presente no rejeito ela pertence?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
c) O alumínio normalmente é encontrado na natureza no mineral bauxita na
forma de óxido de alumínio. O óxido de alumínio é uma substância iônica
ou covalente? Escreva sua fórmula molecular.
Dados: para O, Z = 8; para Al, Z = 13
d) O rejeito de mineração representa uma mistura homogênea ou heterogênea?
2. (UTFPR 2017)
Em 2016 a União Internacional de Química Pura e Aplicada (Iupac) confirmou
a descoberta de mais quatro elementos, todos produzidos artificialmente,
identificados nas últimas décadas por cientistas russos, japoneses e americanos,
e que completam a sétima fila da tabela periódica. Eles se chamam nihonium
(símbolo Nh e elemento 113), moscovium (símbolo Mc e elemento 115), tennessine (símbolo Ts e elemento 117) e oganesson (símbolo Og e elemento 118). As
massas atômicas destes elementos são, respectivamente, 286, 288, 294, 294.
Com base nas afirmações acima assinale a alternativa correta.
115
117 118
a) Esses elementos são representados por 113
286Nh 288Mc 294Ts 294Og
b) Os elementos tennessine e oganesson são isóbaros.
c) Estes elementos foram encontrados em meteoritos oriundos do espaço.
d) Os elementos tennessine e oganesson são isótopos.
e) Os quatro novos elementos são isótonos entre si.
a) Uut
b) Uup
c) Uus
d) Uuo
4. (UEG 2017, adaptada)
A natureza dos constituintes de uma mistura heterogênea determina o processo adequado para a separação dos mesmos. São apresentados, a seguir,
exemplos desses sistemas.
I. Feijão e casca
II. Areia e limalha de ferro
III. Serragem e cascalho
Os processos adequados para a separação dessas misturas são, respectivamente:
a) ventilação, separação magnética e destilação.
b) destilação, imantização e centrifugação.
c) ventilação, separação magnética e peneiração.
d) evaporação, imantização e catação.
e) destilação, decantação e peneiração.
CAPÍTULO 2
5. (Mackenzie 2016, adaptado)
Alguns produtos comercializados no mercado têm como principais componentes substâncias inorgânicas, nas quais o elemento químico sódio encontra-se
presente. Na tabela abaixo, segue a relação de algumas dessas substâncias.
Produtos comercializados
Água sanitária
Desentupidores de pia
Sal de cozinha
Creme dental
Substâncias inorgânicas
Hipoclorito de sódio
Hidróxido de sódio
Cloreto de sódio
Fluoreto de sódio
Assinale a alternativa na qual encontram-se as fórmulas químicas das substâncias inorgânicas presentes nos produtos comercializados, na ordem que
aparecem na tabela, de cima para baixo.
3. (Uerj 2017)
Recentemente, quatro novos elementos químicos foram incorporados à tabela de
classificação periódica, sendo representados pelos símbolos Uut, Uup, Uus e Uuo.
Dentre esses elementos, aquele que apresenta maior energia de ionização é:
Dado: sétimo período da tabela periódica:
a) NaHClO, NaOH, NaClO e NaF.
b) NaClO, NaOH, NaCl e NaF.
c) NaHClO, NaCl, NaOH e Na2F.
d) NaClO, NaHO, NaCl e Na2F.
e) NaHClO, NaHO, NaCl e Na2F.
Dados os números atômicos (Z): para o cloro, Z = 17; para o sódio, Z = 11; para o
oxigênio, Z = 8; para o flúor, Z = 9.
134 GE QUÍMICA 2018
6. (Puccamp 2017)
Para mostrar a diferença da rapidez da reação entre ferro e ácido clorídrico, foi
utilizado o ferro em limalha e em barra. Pingando dez gotas de ácido clorídrico
10 mol . L–1 em cada material de ferro, espera-se que a reação seja:
a) mais rápida no ferro em barra porque a superfície de contato é menor.
b) mais rápida no ferro em limalha porque a superfície de contato é maior.
c) igual, pois a concentração e a quantidade do ácido foram iguais.
d) mais lenta no ferro em limalha porque a superfície de contato é menor.
e) mais lenta no ferro em barra porque a superfície de contato é maior.
7. (IFCE 2016)
Reação química é um processo em que ocorre a conversão de uma ou mais
substâncias em outros compostos. Observe as reações a seguir.
I. AgNO3 + NaCl � AgCl + NaNO3
II. CO2 + H2O � H2CO3
III. CaCO3 � CaO + CO2
IV. Zn + Pb(NO3)2 � Zn(NO3)2 + Pb
A sequência que representa, respectivamente, reações de síntese, análise,
simples troca e dupla troca é
a) IV, II, I, III.
b) II, III, IV, I.
c) II, I, IV, III.
d) I, III, II, IV.
e) III, II, I, IV.
8. (UPE 2016)
Em uma seleção realizada por uma indústria, para chegarem à etapa final, os
candidatos deveriam elaborar quatro afirmativas sobre o gráfico apresentado
a seguir e acertar, pelo menos, três delas.
Um dos candidatos construiu as seguintes afirmações:
I. A reação pode ser catalisada, com formação do complexo ativado, quando
se atinge a energia de 320 kJ.
II. O valor da quantidade de energia E3 determina a variação de entalpia (∆H)
da reação, que é de –52 kJ.
III. A reação é endotérmica, pois ocorre mediante aumento de energia no sistema.
IV. A energia denominada no gráfico de E2 é chamada de energia de ativação
que, para essa reação, é de 182 kJ.
Quanto à passagem para a etapa final da seleção, esse candidato foi
a) aprovado, pois acertou as afirmações I, II e IV.
b) aprovado, pois acertou as afirmações II, III e IV.
c) reprovado, pois acertou apenas a afirmação II.
d) reprovado, pois acertou apenas as afirmações I e III.
e) reprovado, pois acertou apenas as afirmações II e IV.
9. (UFJF-Pism 2 2017)
Analise as reações químicas de alguns óxidos presentes na atmosfera e marque
a alternativa que descreve a qual processo de poluição ambiental elas estão
relacionadas.
2 NO2(g) + H2O(l) � HNO3(aq) + HNO2(aq)
CO2(g) + H2O(l) � H2CO3(aq)
SO2(g) + H2O(l) � H2SO3(aq)
a) Camada de ozônio.
b) Efeito estufa.
c) Chuva ácida.
d) Aquecimento global.
e) Inversão térmica.
10. (UFJF-PISM 3 2016)
Um estudante resolveu fazer três experimentos com comprimidos efervescentes,
muito utilizados no combate à azia, que liberam CO2 quando dissolvidos em água.
Experimento 1: Em três copos distintos foi adicionada a mesma quantidade
de H2O, mas com temperaturas diferentes (−6, 25 e 100ºC). Em seguida, foi
adicionado um comprimido efervescente inteiro em cada copo.
Experimento 2: Em dois copos distintos foi adicionada a mesma quantidade de
H2O à temperatura ambiente. Ao primeiro copo foi adicionado um comprimido
inteiro e ao segundo, um comprimido triturado.
Experimento 3: Em três copos distintos foi adicionada a mesma quantidade
de H2O à temperatura ambiente e 1/2, 1 e 1 1/2 comprimido não triturado,
respectivamente.
Com base nos parâmetros que influenciam a cinética de uma reação química,
o estudante deve observar que:
a) No experimento 1 a temperatura da água não interfere no processo de
liberação de CO2.
b) No experimento 2 o aumento da superfície de contato favorece a liberação de CO2.
c) No experimento 3 a massa de comprimido é inversamente proporcional à
quantidade de CO2 liberada.
d) No experimento 1 a água gelada (−6 ºC) favorece a dissolução do comprimido,
liberando mais CO2.
e) Nos experimentos 2 e 3 a massa do comprimido e a superfície de contato não
interferem no processo de liberação de CO2.
CAPÍTULO 3
11. (Uemg 2017)
O Diesel S-10 foi lançado em 2013 e teve por objetivo diminuir a emissão de
dióxido de enxofre na atmosfera, um dos principais causadores da chuva ácida.
O termo S-10 significa que, para cada quilograma de Diesel, o teor de enxofre
é de 10 mg. Considere que o enxofre presente no Diesel S-10 esteja na forma
do alótropo S8 e que, ao sofrer combustão, forme apenas dióxido de enxofre.
O número de mol de dióxido de enxofre, formado a partir da combustão de
1 000 L de Diesel S-10 é, aproximadamente,
Dado: Densidade do Diesel S-10 = 0,8 kg/L; S = 32
a) 2,48 mol.
b) 1,00 mol
c) 0,31 mol.
d) 0,25 mol.
GE QUÍMICA 2018
135
SIMULADO
12. (Unesp 2017)
c) as latinhas de cerveja, porque o produto entre o teor alcoólico e o volume
ingerido é maior neste caso.
d) as cachacinhas, porque o teor alcoólico é maior neste caso.
Leia o texto para responder à questão a seguir.
Dados: teor alcoólico na cerveja = 5% v/v; teor alcoólico na cachaça = 45% v/v
15. (CFTMG 2017, adaptada)
O gluconato de cálcio (massa molar = 430 g/mol) é um medicamento destinado
principalmente ao tratamento da deficiência de cálcio. Na forma de solução
injetável 10%, ou seja, 100 mg/mL, este medicamento é destinado ao tratamento
da hipocalcemia aguda.
Fonte: www.medicinanet.com.br. Adaptado.
Atletas de levantamento de peso passam pó de magnésio (carbonato de magnésio)
em suas mãos para evitar que o suor atrapalhe sua performance ou, até mesmo,
cause acidentes. Suponha que, em uma academia especializada, o conjunto de
atletas utilize 168,8 g de pó de magnésio por dia. A massa mais aproximada de
Mg em kg, associada à compra de pó de magnésio, para 30 dias de uso, é
Dados: carbonato de magnésio → MgCO3 → 84 g/mol; Mg → 24 g/mol
a) 0,05.
b) 0,21.
c) 1,46.
d) 2,92.
16. (UPE-SSA 2 – 2016)
Clorato de potássio é usado nos sistemas de fornecimento de oxigênio em aeronaves, o que pode tornar-se perigoso, caso não seja bem planejado o seu uso.
Investigações sugeriram que um incêndio na estação espacial MIR ocorreu por
causa de condições inadequadas de armazenamento dessa substância. A reação
para liberação de oxigênio é dada pela seguinte equação química:
2 KClO3 (s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
Considere que a constante de Avogadro seja 6,0 . 1023 mol−1 e que uma pessoa
receba uma dose de 10 mL de uma solução injetável de gluconato de cálcio a
10%. O número total de íons Ca2+ que entrará no organismo dessa pessoa após
ela receber essa dose será
a) 7,1 . 1022. b) 1,0 . 1023. c) 5,5 . 1025. d) 1,4 . 1021. e) 4,3 . 1024.
13. (Enem 2016)
Para cada litro de etanol produzido em uma indústria de cana-de-açúcar são
gerados cerca de 18 L de vinhaça, que é utilizada na irrigação das plantações
de cana-de-açúcar, já que contém teores médios de nutrientes N, P e K iguais
a 357 mg/L, 60 mg/L e 2034 mg/L, respectivamente.
SILVA. M. A. S.; GRIEBELER. N. P.; BORGES, L. C. Uso de vinhaça e impactos nas propriedades do solo e lençol freático. Revista
Brasileira de Engenharia Agrícola e Ambiental. n. 1, 2007 (adaptado).
Na produção de 27.000 L de etanol, a quantidade total de fósforo, em kg,
disponível na vinhaça será mais próxima de
a) 1.
b) 29.
c) 60.
d) 170.
e) 1000.
14. (Unicamp 2017)
É muito comum o uso de expressões no diminutivo para tentar “diminuir”
a quantidade de algo prejudicial à saúde. Se uma pessoa diz que ingeriu 10
latinhas de cerveja (330 mL cada) e se compara a outra que ingeriu 6 doses de
cachacinha (50 mL cada), pode-se afirmar corretamente que, apesar de em ambas
as situações haver danos à saúde, a pessoa que apresenta maior quantidade de
álcool no organismo foi a que ingeriu
a) as latinhas de cerveja, porque o volume ingerido é maior neste caso.
b) as cachacinhas, porque a relação entre o teor alcoólico e o volume ingerido
é maior neste caso.
136 GE QUÍMICA 2018
Qual o volume aproximado, em litros, de oxigênio produzido na MIR, a partir
da utilização de 980 g do clorato de potássio nas CNTP?
Dadas as massas molares: O = 16 g/mol, Cl = 35,5 g/mol, K = 39 g/mol; Volume
molar CNTP = 22,4 L/mol)
a) 600 L
b) 532 L
c) 380 L
d) 268 L
e) 134 L
CAPÍTULO 4
17. (PUCSP 2016)
Foram estudados, independentemente, o comportamento de uma amostra de 100
mg do radioisótopo bismuto-212 e o de uma amostra de 100 mg do radioisótopo
bismuto-214. Essas espécies sofrem desintegração radioativa distinta, sendo o
bismuto-212 um emissor b enquanto que o bismuto-214 é um emissor a. As
variações das massas desses radioisótopos foram acompanhadas ao longo dos
experimentos. O gráfico a seguir ilustra as observações experimentais obtidas
durante as primeiras duas horas de acompanhamento.
Dados: Para Bi → Z = 83; para Po → Z = 84; para Tl→ Z = 81;
Sobre esse experimento é incorreto afirmar que
a) a meia-vida do 212Bi é de 60 minutos.
b) após aproximadamente 25 minutos do início do experimento, a relação entre
a massa de 212Bi e a massa de 212Po é igual a 3.
c) no decaimento do 214Bi forma-se o isótopo 210Tl
d) após 4 horas do início do experimento, ainda restam 12,5 mg de 212Bi sem sofrer
desintegração radioativa.
21. (Unicamp 2017)
Um filme de ficção muito recente destaca o isótopo 32He, muito abundante
na Lua, como uma solução para a produção de energia limpa na Terra. Uma
das transformações que esse elemento pode sofrer, e que justificaria seu uso
como combustível, está esquematicamente representada na reação abaixo,
em que o 32He aparece como reagente.
18. (Fuvest 2017, adaptada)
Nas mesmas condições de pressão e temperatura, 50 L de gás propano (C3H8) e
250 L de ar foram colocados em um reator, ao qual foi fornecida energia apenas
suficiente para iniciar a reação de combustão. Após algum tempo, não mais se
observou a liberação de calor, o que indicou que a reação havia-se encerrado.
A combustão ocorrida é completa ou incompleta?
Note e adote: Composição aproximada do ar em volume: 80% de N2 e 20% de O2 .
19. (Enem 2016)
O benzeno, um importante solvente para a indústria química, é obtido industrialmente pela destilação do petróleo. Contudo, também pode ser sintetizado
pela trimerização do acetileno catalisada por ferro metálico sob altas temperaturas, conforme a equação química: 3 C2H2(g) → C6H6(l)
A energia envolvida nesse processo pode ser calculada indiretamente pela
variação de entalpia das reações de combustão das substâncias participantes,
nas mesmas condições experimentais:
0
I. C2H2(g) + 5 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(l) ∆H C = –310 kcal/mol
2
II. C6H6(l) + 15 O2(g) 6 CO2(g) + 3H2O(l) ∆H0C = –780 kcal/mol
2
A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a formação
de um mol de benzeno é mais próxima de
a) –1 090.
b) –150.
c) –50.
d) +157.
e) +470.
De acordo com esse esquema, pode-se concluir que essa transformação, que
liberaria muita energia, é uma
a) fissão nuclear, e, no esquema, as esferas mais escuras representam os nêutrons
e as mais claras os prótons.
b) fusão nuclear, e, no esquema, as esferas mais escuras representam os nêutrons
e as mais claras os prótons.
c) fusão nuclear, e, no esquema, as esferas mais escuras representam os prótons
e as mais claras os nêutrons.
d) fissão nuclear, e, no esquema, as esferas mais escuras são os prótons e as
mais claras os nêutrons.
CAPÍTULO 5
22. (Fuvest 2017)
Dependendo do pH do solo, os nutrientes nele existentes podem sofrer transformações químicas que dificultam sua absorção pelas plantas. O quadro mostra
algumas dessas transformações, em função do pH do solo.
20. (Enem 2016)
Texto I:
Biocélulas combustíveis são uma alternativa tecnológica para substituição das
baterias convencionais. Em uma biocélula microbiológica, bactérias catalisam
reações de oxidação de substratos orgânicos. Liberam elétrons produzidos na
respiração celular para um eletrodo, onde fluem por um circuito externo até o
cátodo do sistema, produzindo corrente elétrica. Uma reação típica que ocorre
em biocélulas microbiológicas utiliza o acetato como substrato.
AQUINO NETO. S. Preparação e caracterização de bioanodos para biocélula e combustível etanol/O2. Disponível em:
www.teses.usp.br. Acesso em: 23 jun. 2015 (adaptado).
Texto II:
Em sistemas bioeletroquímicos, os potenciais padrão (Eº) apresentam valores
característicos. Para as biocélulas de acetato, considere as seguintes semirreações de redução e seus respectivos potenciais:
Eº = – 0,3 V
2 CO2 + 7H+ + 8e– CH3OO– + 2H2O
+
–
Eº = + 0,8 V
O2 + 4H + 4e 2H2O
SCOTT, K.; YU, E. H. Microbial electrochemical and fuel cells: fundamentals and applications.
Woodhead Publishing Series in Energy. n. 88, 2016 (adaptado).
Nessas condições, qual é o número mínimo de biocélulas de acetato, ligadas
em série, necessárias para se obter uma diferença de potencial de 4,4 V?
a) 3
b) 4
c) 6
d) 9
e) 15
Para que o solo possa fornecer todos os elementos citados na tabela, o seu pH
deverá estar entre
a) 4 e 6.
b) 4 e 8.
c) 6 e 7.
d) 6 e 11.
e) 8,5 e 11.
GE QUÍMICA 2018
137
SIMULADO
23. (Enem 2016)
Após seu desgaste completo, os pneus podem ser queimados para a geração
de energia. Dentre os gases gerados na combustão completa da borracha
vulcanizada, alguns são poluentes e provocam a chuva ácida. Para evitar que
escapem para a atmosfera, esses gases podem ser borbulhados em uma solução
aquosa contendo uma substância adequada. Considere as informações das
substâncias listadas no quadro.
Substância
Equilíbrio em
solução aquosa
Valor da constante
de equilíbrio
Fenol
C6H5OH + H2O → C6H5O− + H3O+
1,3 . 10–10
Piridina
C5H5N + H2O → C5H5NH+ + OH−
1,7 . 10–9
Metilamina
CH3NH2 + H2O → CH3NH3+ + OH−
4,4 . 10–4
Hidrogenofosfato
de potássio
HPO42− + H2O → H2PO42− + OH−
2,8 . 10–2
Hidrogenossulfato
de potássio
HSO4− + H2O → SO42− + H3O+
3,1 . 10–2
Dentre as substâncias listadas no quadro, aquela capaz de remover com maior
eficiência os gases poluentes é o(a)
a) fenol.
b) piridina.
c) metilamina.
d) hidrogenofosfato de potássio.
e) hidrogenossulfato de potássio.
24. (Fac. Santa Marcelina – Medicina 2017, adaptado)
Analise os gráficos dos sistemas 1 e 2.
25. (Espcex-Aman 2017)
Os corais fixam-se sobre uma base de carbonato de cálcio (CaCO3), produzido
por eles mesmos. O carbonato de cálcio em contato com a água do mar e com o
gás carbônico dissolvido pode estabelecer o seguinte equilíbrio químico para a
formação do hidrogenocarbonato de cálcio: CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) ↔ Ca(HCO3)2(aq) .
Considerando um sistema fechado onde ocorre o equilíbrio químico da reação
mostrada acima, assinale a alternativa correta.
a) Um aumento na concentração de carbonato causará um deslocamento do
equilíbrio no sentido inverso da reação, no sentido dos reagentes.
b) A diminuição da concentração do gás carbônico não causará o deslocamento
do equilíbrio químico da reação.
c) Um aumento na concentração do gás carbônico causará um deslocamento do
equilíbrio no sentido direto da reação, o de formação do produto.
d) Um aumento na concentração de carbonato causará, simultaneamente, um
deslocamento do equilíbrio nos dois sentidos da reação.
e) Um aumento na concentração do gás carbônico causará um deslocamento do
equilíbrio no sentido inverso da reação, no sentido dos reagentes.
26. (Unesp 2017)
Leia o texto para responder à questão a seguir.
O estireno, matéria-prima indispensável para a produção do poliestireno, é
obtido industrialmente pela desidrogenação catalítica do etilbenzeno, que
se dá por meio do seguinte equilíbrio químico:
Analisando-se a equação de obtenção do estireno e considerando o princípio
de Le Chatelier, é correto afirmar que
a) a entalpia da reação aumenta com o emprego do catalisador.
b) a entalpia da reação diminui com o emprego do catalisador.
c) o aumento de temperatura favorece a formação de estireno.
d) o aumento de pressão não interfere na formação de estireno.
e) o aumento de temperatura não interfere na formação de estireno.
CAPÍTULO 6
Os gráficos mostram a variação da concentração de reagentes e de produtos
em dois sistemas, em que ocorrem, respectivamente, as reações genéricas
A → B e X → Y até que ambos entrem em equilíbrio dinâmico. Considerando
que ambos os equilíbrios ocorrem na mesma temperatura, determine qual das
reações apresenta a maior constante de equilíbrio. Justifique sua resposta.
138 GE QUÍMICA 2018
I. O DEET possui três carbonos terciários e um grupo funcional amida.
II. A fórmula molecular da icaridina é C12H22NO3 .
III. A molécula de icaridina possui enantiômeros – isômeros opticamente ativos,
ou seja, a molécula possui carbono quiral.
IV. A hidrólise ácida do DEET forma um ácido carboxílico e uma amina secundária.
É correto dizer que apenas as afirmações
a) II, III e IV são verdadeiras.
b) I e II são verdadeiras.
c) I, II e III são verdadeiras.
d) II e IV são verdadeiras.
e) III e IV são verdadeiras.
28. (Unesp 2017)
Leia o texto para responder à questão a seguir.
O estireno, matéria-prima indispensável para a produção do poliestireno, é
obtido industrialmente pela desidrogenação catalítica do etilbenzeno, que
se dá por meio do seguinte equilíbrio químico:
O etilbenzeno e o estireno
a) são hidrocarbonetos aromáticos.
b) apresentam átomos de carbono quaternário.
c) são isômeros funcionais.
d) apresentam átomos de carbono assimétrico.
e) são isômeros de cadeia.
29. (Fuvest 2017)
Para aumentar o grau de conforto do motorista e contribuir para a segurança
em dias chuvosos, alguns materiais podem ser aplicados no para-brisa do
veículo, formando uma película que repele a água. Nesse tratamento, ocorre
uma transformação na superfície do vidro, a qual pode ser representada pela
seguinte equação química não balanceada:
GE QUÍMICA 2018
139
SIMULADO
b) Lembrando: distribuição eletrônica é a forma como os elétrons se distribuem
em torno do núcleo de um átomo. Cada elemento químico tem uma distribuição específica.
Veja na distribuição apresentada no enunciado: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 5
- Cada número diante das letras (1, 2, 3 e 4) indica um nível de energia em que
pode se encontrar um elétron;
- Cada letra (s, p, d) refere-se a um subnível de energia;
- E cada número apresentado como expoente das letras indica o número de
elétrons naquele subnível. Assim, no nível 1, subnível s, existem dois elétrons;
no nível 2, subnível s, também existem 2 elétrons, e assim por diante.
Em seguida, você deve se lembrar que um elemento químico, em seu estado
fundamental, é caracterizado pelo número de prótons em seu núcleo – ou seja,
por seu número atômico (Z). E, num elemento químico, o número de prótons é
igual ao número de elétrons. Portanto, para saber a que elemento corresponde
a distribuição eletrônica apresentada no enunciado, basta encontrar o número
de elétrons, somando os expoentes:
2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 5 → Z = 25
Analisando a tabela periódica (que costuma ser fornecida nas provas), você
encontra o elemento com número atômico 25: manganês (Mn).
c) Os óxidos são compostos binários nos quais um dos elementos é o oxigênio. No
óxido de alumínio, o oxigênio (O), que é um não metal, liga-se ao alumínio (Al),
que é um metal. Metais e não metais têm grande diferença de eletronegatividade – ou seja, um elemento tem grande capacidade de atrair elétrons (ânion)
de outro, de ceder elétrons (cátion). Essa transferência de elétrons faz com que
os elementos se transformem em íons. Forma-se, então, uma ligação iônica.
Participam de qualquer ligação química apenas os elétrons da última camada
(camada de valência). O ânion é o elemento que tem mais elétrons na camada
de valência. Montando a distribuição eletrônica dos elementos dados, com o
número atômico fornecido no enunciado, temos:
Para Al (Z = 13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 → 3 elétrons no nível de valência 3;
Para O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 → 6 elétrons no nível de valência 2.
Pela teoria do octeto, fica estável o átomo que tem oito elétrons na camada de
valência. Repare que é mais fácil para O receber dois elétrons para completar
oito no nível 2. Dizemos, então, que O tem carga elétrica negativa 2 (O 2–). Já para
Al, é mais fácil perder seus três elétrons da camada de valência, para ficar com
os oito, também do nível 2; então, Al tem carga elétrica positiva 3 (Al 3+). Como
o número de elétrons cedidos deve, naturalmente, ser igual ao de elétrons
recebidos, precisamos calcular quantos átomos de Al e de O são necessários
para completar oito elétrons na camada de valência de cada um deles.
Na fórmula de um composto iônico, o cátion (Al) vem antes do ânion (O). Pelo
esquema, temos: A x+ B y–, no qual x e y são a carga elétrica de cada elemento.
Pela regra vista na pág. 34, temos:
Ax+
By– AyBx
A resposta é Al2O3 .
d) O rejeito de mineração é formado por partículas sólidas em suspensão na
água. Você deve perceber isso lembrando-se das notícias sobre o desastre de
Mariana. Nelas, especialistas explicavam como os minérios desciam pelo rio
e atingiam o mar, lentamente se separando da água e se depositando no solo,
que ficou, assim, contaminado. Esta é uma mistura heterogênea.
140 GE QUÍMICA 2018
2. A questão exige que você domine a notação química e conceitos de classifica-
ção dos elementos químicos conforme seu número de nêutrons, prótons e elétrons.
a) Incorreta. Na notação química, o número de cima refere-se à soma do número
de prótons e de nêutrons, no núcleo (número de massa, A); e o de baixo, ao nú288
294 294
mero de prótons (número atômico, Z). O correto seria: 286
113Nh 115Mc 117Ts 118Og
b) Correta. Isóbaros são elementos diferentes (ou seja, com diferentes números
de prótons (número atômico, Z) mas com igual número de massa (A, que representa a soma do número de prótons com número de nêutrons). Nesse caso,
naturalmente, o que faz a diferença é o número de nêutrons. Os elementos
Ts e Og têm o mesmo número de massa (A = 294), mas o número de prótons é
diferente (117 e 118, respectivamente). Portanto, são isóbaros.
c) Incorreta. Como o texto informa, todos os elementos citados são artificiais, ou
seja, criados em laboratório, sob condições específicas.
d) Incorreta. Isótopos são elementos com mesmo número de prótons (Z), mas
diferentes números de nêutrons, resultando em diferentes números de massa
(A). Como já vimos, Ts e Og tem Z diferentes: 117 e 118, respectivamente.
e) Incorreta. Isótonos são elementos diferentes com o mesmo número de nêutrons
(N). Para calcular o número de nêutrons, subtraímos o número de prótons do
número de massa (A = Z + N → N = A – Z). Para os elementos citados na questão,
o número de nêutrons são:
Para Nh → N = 173;
Para Mc → N = 173,
Para Ts → N = 177
Para Og → N = 176
Portanto, são isótonos apenas os elementos Nh e Mc.
Resposta: B
3. Energia (ou potencial) de ionização é a energia necessária para retirar um
elétron do átomo e, assim, formar um cátion. Quanto mais próximo está o elétron do
núcleo, maior a força de atração que o segura ali e, portanto, mais difícil é retirá-lo.
Quanto maior o número de prótons, maior a força de atração sobre os elétrons e,
portanto, menor o raio do átomo, e mais difícil deslocá-los. Então, quanto menor for
o raio do átomo, maior será a energia de ionização. No trecho da tabela fornecido
no enunciado, vemos que para Uut → Z = 113; para Uup → Z = 115; para Uus → Z =
117 e para Uuo → Z = 118. Portanto, o menor raio é o do elemento Uuo.
Há uma forma mais rápida de encontrar a resposta, se você se lembrar de como
variam as características dos elementos na tabela periódica. Num mesmo período
(mesma linha), quanto mais à direita estiver um elemento, menor seu raio atômico
e, portanto, maior é a energia de ionização.
Resposta: D
4. Analisando cada um dos sistemas:
I. Feijão e casca: a separação é possível pela ventilação. Uma corrente de ar separa
do grão sua casca, que é menos densa.
II. Areia e limalha de ferro: como a limalha de ferro é atraída pelo ímã, essa separação
ocorre por separação magnética.
III. Serragem e cascalho: a separação poderia ser feita por ventilação, já que a serragem
é menos densa que o cascalho. Mas pode ser realizada, também, por peneiração.
Resposta: C
CAPÍTULO 2
5. Para responder a esta questão você deve aplicar os conhecimentos sobre
fórmulas, nomenclaturas e as regras básicas das ligações químicas. Primeiro, as
regras básicas de nomenclatura dos compostos. A primeira regra é que o nome
do composto depende de sua natureza química, se base ou sal:
• Hidróxido é uma base, um composto que contém o ânion hidroxila – OH – ;
• Os sais são resultantes da reação entre uma base e um ácido. Seus nomes
começam sempre pelo nome do ânion e terminam com os sufixos “eto”, “ato”
ou “ito”, dependendo do nome do ácido que lhe deu origem.
Então, identificando a natureza dos compostos apresentados na tabela do
enunciado, temos:
Água sanitária
Hipoclorito de sódio
Desentupidores de pia Hidróxido de sódio
Sal de cozinha
Cloreto de sódio
Creme dental
Fluoreto de sódio
Sal
Base
Sal
Sal
Para hipoclorito de sódio, analisando o nome hipoclorito de sódio:
• O sódio (Na) é o cátion.
• Na palavra hipoclorito – nome do ânion, devemos nos recordar que esse nome
é proveniente do ácido hipocloroso, cuja fórmula é HClO. Na ionização deste
ácido o H+ é liberado e o ânion ClO − é formado.
• A segunda parte do nome, “de sódio”, indica que o sódio é o cátion (Na). Fazendo
a distribuição dos elétrons, temos: Na → Z = 11: 1s2 2s2 2p6 3s1. Na última camada
(3) existe apenas 1 elétron, que pode ser retirado. Portanto, a carga elétrica do
cátion Na é positiva (+ 1).
• Daí que, para a combinação entre Na+ e ClO–, para as cargas se anularem basta
a combinação de um ânion com um cátion: Na+ClO– .
• Então, a fórmula do hipoclorito é NaClO.
Fazendo o mesmo raciocínio para os demais sais, chegamos às fórmulas:
Cloreto de sódio: NaCl
Fluoreto de sódio: NaF
tâncias mais simples;
• em reações de deslocamento ou de simples troca, uma substância simples
reage com uma substância composta, na qual a substância simples desloca um
elemento da substância composta;
• e em reações de dupla troca, íons de cargas iguais trocam de posição, produzindo
outros dois compostos diferentes.
Analisando cada reação:
I. AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 – dupla troca.
II. CO2 + H2O H2CO3 – adição ou síntese.
III. CaCO3 CaO + CO2 – análise ou decomposição.
IV. Zn + Pb(NO3)2 Zn(NO3)2 + Pb – simples troca.
A ordem correta é II, III, IV, I.
Resposta: B
8. Primeiro, você deve se lembrar dos conceitos envolvidos na velocidade de
uma reação. E, também, que energia, em termoquímica, é sinônimo de entalpia
(tema tratado no capítulo 4). Analisando cada uma das alternativas
I. Incorreta. A reação catalisada exige menos energia para se realizar – ou seja, a
menor energia de ativação. Isso é representado na curva E1 , na qual o complexo
ativado tem energia de 230 kJ.
II. Correta. Lembrando: a variação de entalpia é a diferença de energia entre
produtos e reagentes. Veja que, com ou sem catalisador, essa energia é a
mesma: 158 kJ para os reagentes, e 106 para os produtos. Sabendo que ∆H =
Hprodutos – Hreagentes . Então, ∆H = – 52 kJ.
III. Incorreta. Conforme o gráfico, a variação de energia é negativa (– 52 kJ). Se o
sistema perdeu energia, a reação é exotérmica.
IV. Incorreta. A energia E2 é realmente a energia de ativação da reação sem
catalisador. Mas o candidato errou na conta: 320 – 158 = 162 kJ.
Fazendo o mesmo raciocínio para o hidróxido de sódio:
• O ânion hidroxila, que caracteriza qualquer base, tem carga elétrica negativa (OH−).
• O cátion é o sódio. Já vimos que esse elemento tem carga elétrica +1.
• Portanto, para o composto permanecer estável, o cátion Na+ só precisa de um
ânion OH– .
A fórmula do hidróxido de sódio: NaOH.
Resposta: B
6. Concentração e superfície de contato são dois dos fatores que influem na
velocidade de uma reação. O enunciado afirma que a concentração é a mesma.
Você poderia concluir que, então, a velocidade seria a mesma. Mas, preste
atenção: a superfície de contato entre os átomos dos reagentes mudou. Quanto
menores são as partículas de um dos regentes, maior é a superfície de contato.
Essa superfície é maior na limalha de ferro. Portanto, a velocidade se altera: é
maior na limalha de ferro.
Resposta: B
7. A questão é muito simples. Você deve se lembrar apenas dos conceitos:
• Numa reação de síntese ou adição, duas ou mais substâncias resultam num
único produto;
• numa reação de análise ou decomposição, um composto se separa em subs-
Resposta: C
9. Em todas as reações, óxidos (NO , CO e SO ) se combinam com a água (H O).
2
2
2
2
E o produto, nas três, é sempre um ácido (que você identifica rapidamente pelas
fórmulas iniciadas, por H). Esse ácido é uma solução aquosa (inidicada por aq),
que precipita na forma de chuva ácida. Analisando as demais alternativas: a
camada de ozônio não é, em si, uma poluição ambiental. O problema ambiental
está no buraco na camada, causada pela quebra das moléculas de ozônio pela
radiação solar. O efeito estufa também não é um problema ambiental, mas uma
GE QUÍMICA 2018
141
SIMULADO
característica da atmosfera terrestre, que garante ao planeta a temperatura média
ideal para o florescimento da vida. Problema é o aquecimento global, que é o
agravamento do efeito estufa, pelo aumento da concentração de gases como o
CO2 na atmosfera. Inversão térmica, por fim, é um fenômeno físico, e não químico.
Resposta: C
10. Analisando cada uma das alternativas:
a) Incorreta. Quanto maior a temperatura, mais rápida tende a ser a reação, e
portanto, mais rápida a liberação de dióxido de carbono.
b) Correta. Um comprimido quebrado tem maior área de superfície em contato
com a água. E quanto maior a superfície de contato, mais rápida e eficiente a
liberação de CO2 .
c) Incorreta. No experimento foi usado o mesmo volume de água, mas comprimidos
de diferentes massas, o que resulta em diferentes concentrações de reagente
em cada uma das soluções. E, quanto maior a concentração de um reagente,
maior a possibilidade de resultar em choques efetivos para a formação de
produto. As duas grandezas (concentração e liberação de CO2 ) crescem em
relação direta, e não inversa.
d) Incorreta. Como vimos na análise da alternativa a, quanto maior a temperatura (medida da agitação das partículas), mais facilmente se dá a dissolução
do comprimido, porque aumenta a possibilidade de choques efetivos, o que
resultará em produtos.
e) Incorreta. Tanto a massa (quantidade de reagente disponível) quanto a superfície
de contato são fatores que influenciam a velocidade de uma reação química.
Resposta: B
CAPÍTULO 3
11.Você não precisa do conceito de alotropia para responder à questão,
mas nunca é demais recordar. Um elemento químico é alótropo quando pode
formar duas ou mais substâncias puras diferentes, variando o número de átomos
ou a disposição das ligações entre os átomos, no espaço. É o que acontece com o
oxigênio, que tem duas variações alotrópicas: o gás oxigênio (O2 ) e o ozônio (O3 ).
Isso também ocorre com o carbono. O S8 , citado no enunciado, é uma das variações
alotrópicas do enxofre, composta de oito átomos.
Segundo o enunciado, em 1 kg de diesel, encontramos 10 mg de enxofre.
Como a densidade do diesel é 0,8 kg/L, temos que
0,8 kg ____________ 1 L
1 kg _____________ x
x = 1,25 L de diesel
Ou seja, o volume ocupado por 1 kg de diesel é 1,25 L. Então existem 10 mg de
enxofre em 1,25 L de diesel. Em 1000 L de diesel teremos:
1,25L ____________ 10 mg
1 000 L ___________ x
x = 8 000 mg = 8g
Para descobrir quantos mol correspondem a essa massa, fazemos novamente
a regra de três:
32 g _________________ 1 mol
8 g __________________ x
x = 0,25 mol
Para cada mol de S é formado 1 mol de SO2. Então, a quantidade de SO2 gerada
na combustão de 1 000 L de diesel é 0,25 mol.
Resposta: D
142 GE QUÍMICA 2018
12. Primeiro, encontramos a massa de gluconato de cálcio que a pessoa
recebe na administração de 10 mL do medicamento. Para isso, basta usar a regra
de três na solução citada no enunciado (10% de concentração):
100 mg _______________ 1 mL
mgluconato _______________ 10 mL
mgluconato = 1 000 mg = 1g
Observe que a fórmula do composto gluconato de cálcio contém um íon Ca2+.
Observe na figura que o cálcio doa 2 elétrons (carga 2+). Neste composto cada
gluconato recebe 1 elétron formando o ânion e estabelecendo uma ligação iônica.
Assim, 1 mol de gluconato de cálcio terá 1 mol de íons Ca2+. Como 1 mol de
gluconato de cálcio possui massa de 430 g e a pessoa recebe 1 g de gluconato de
cálcio, encontramos a quantidade, em mol, de íons Ca2+ com nova regra de três:
430 g ________ 1 mol
1 g __________ n mol
n = 0,0023 mol de íons Ca2+
Sabendo que cada mol de Ca2+ contém 6 . 1023 íons, realizamos a última regra
de três para encontrar a quantidade de íons Ca2+ que a pessoa recebe:
1 mol ______________ 6 . 1023
0,0023 mol _________ x
x = 1,39 x 1021 íons Ca2+ ≈ 1,4 x 1021 íons Ca2+
Resposta: D
13. De acordo com o enunciado da questão, para cada litro de etanol são gerados
cerca de 18 L de vinhaça. Assim, na produção de 27 000 L de etanol, serão produzidos:
1 L de etanol _____________ 18 L de vinhaça
27 000 L de etanol ____________ Vvinhaça
Vvinhaça = 486 000 L
O enunciado informa, ainda, que a concentração de fósforo (P) é igual a 60 mg/L.
Então, nova regra de três:
1 L ________________ 60 mg
486 000 L ____________ m
m = 2 9160 000 mg
Transformando unidades:
1 mg = 10−6 kg.
Então, a massa de fósforo disponível na vinhaça será 29,16 kg.
Resposta: B
14. O enunciado fornece o teor alcoólico (ou seja, a concentração de álcool)
em cada bebida. Então basta calcular a quantidade de álcool nas quantidades ingeridas de cerveja e de cachaça. A concentração é dada em porcentagem, mas fique
atento: a grandeza utilizada para concentração é volume (v), e não massa. Então:
Para a cerveja:
São 10 latinhas, cada uma de 330 mL de cerveja. Então a pessoa ingere 3 300 mL
de cerveja.
O teor alcoólico na cerveja é de 5% v/v. Portanto, a quantidade de álcool ingerida é de:
Cerveja
Álcool
100 mL _________ 5 mL
3 300 mL _______ V mL
V = 165 mL de álcool
O mesmo raciocínio para a cachacinha: São seis doses, cada uma com 50 mL de
cachaça. Então, a pessoa ingere 300 mL de cachaça. O teor alcoólico na cachaça
é de 45% v/v. Portanto, a quantidade de álcool ingerida é de:
Cachaça
Álcool
100 mL ________ 45 mL
300 mL ________ V’
V’ = 135 mL de álcool
Comparando os dois resultados, vê-se que pessoa que apresenta maior quantidade
de álcool no organismo é a que ingere as 10 latinhas de cerveja.
Resposta: C
15. Novamente, por regra de três descobrimos a massa de magnésio existente
em 168,8 g de carbonato de magnésio
84 g de MgCO3 _______ 24 g de Mg
168,8 g de MgCO3 ____ x g de Mg
x = 48,23 g de Mg contida em 168,8 g de MgCO3
Esta é a massa de magnésio consumida em um dia. Portanto, em 30 dias teremos:
48,23 g . 30 = 1446,9 g ≈ 1,4 kg
Resposta: C
16. Encontramos a massa de clorato de potássio (KClO ):
3
Para um mol de átomos K: 39 g/mol
Para um mol de átomos Cl: 35,5 g/mol
Para três mol de átomos O: 16 g/mol . 3 = 48 g/mol
Assim, a massa molar do KClO3 é 122,5 g/mol
Com a equação química fornecida no enunciado, temos a proporção em mol de
reagentes e produtos:
2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
2 . 122,5 g __________ 3 . 22,4L
908 g ______________ Vo2
Vo2 = 268,8L
Resposta: D
c) Correto. Pela radiação que emite partículas a, o átomo perde dois prótons e
dois nêutrons – o que significa que o número atômico (Z) é reduzido em duas
unidades, e o número de massa (A), em quatro unidades. No caso do decaimento
de 214Bi, então, o número de massa do novo elemento será A = 210. Como esse
decaimento também reduz o número de prótons, o átomo resultante terá
Z = 81, que refere-se ao tálio (Tl).
d) Incorreta. Já vimos, no item a, que a meia-vida do bismuto-212 é de 60 minutos.
O gráfico mostra o decaimento e a variação da massa apenas até 120 minutos.
Então, para calcular o que ocorre duas horas depois desse momento, basta a
conta a partir desse ponto:
60 min
60 min
25 mg –––––––––– 12,5 mg –––––––––– 6,25 mg
(3h)
(4h)
Resposta: D
18. A combustão completa ocorre na presença do gás oxigênio e formam-se
gás carbônico (CO2) e água (H2O). Já a combustão incompleta (com quantidade
insuficiente de gás oxigênio) resulta em monóxido de carbono (CO) e fuligem (C).
Vamos montar a equação básica da combustão completa do propano:
x C3H8(g) + y O2(g) → z CO2(g) + w H2O(v) .
Precisamos balancear a equação – ou seja, encontrar os coeficientes x, y, z e w,
que indicam a proporção entre as quantidades dos reagentes e produtos:
• Do lado esquerdo, temos 3 átomos de carbono (C3 ); 8 átomos de hidrogênio (H8 )
e 2 átomos de oxigênio (O2 ).
• Do lado direito, temos 1 átomo de carbono (C); 3 átomos de oxigênio (O2 + O) e
2 átomos de hidrogênio (H2 ).
• Igualando os valores dos dois lados da equação, chegamos a:
1 C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(v)
Então, a cada litro de C3H8(g) são necessários 5 litros de O2(g) para que aconteça a
combustão completa.
Para descobrir quanto de gás oxigênio seria necessário para a combustão completa
de 50 L de propano, resolvemos uma simples regra de três:
1 L de C3H8(g) ------------- 5 L de O2(g)
50 L de C3H8(g) ----------- x L de O2(g)
x = 50 . 5 = 250 L de O2
Portanto, para a combustão completa de 50 L de C3H8(g) são necessários 250 L
de gás oxigênio.
CAPÍTULO 4
17. Primeiro, entenda que os número associado à palavra “bismuto” refere-
se ao número de massa (A). Assim, bismuto-212 ( Bi) é um átomo de bismuto
com A = 212; e bismuto-214 (214Bi) é um átomo de bismuto com A = 214 unidades.
Analisando cada uma das alternativas:
a) Correto. A meia-vida é o tempo decorrido até que a amostra da substância se
reduza à metade da massa original. Veja no gráfico do enunciado que a massa de
bismuto-212 cai de 100 mg no instante 0 e chega a 50 mg depois de 60 minutos.
b) Correto. Recorrendo ao gráfico, você vê que, após 25 minutos, a massa de 212Bi
se reduziu de 100 mg para aproximadamente 75 mg. Os 25 mg perdidos na
massa do 212Bi se transformaram em 212Po, conforme a equação abaixo:
212
Bi → b + 212Po
Assim, a relação entre a massa de bismuto–212 (75 mg) e a massa de polonio–212
(25mg) é de 75 : 25 – o mesmo que 3 : 1.
212
Aqui vem o pulo do gato da questão: o enunciado informa que a reação ocorreu
com 250 L de ar, e não de oxigênio. Informa, também, que do volume total de ar
apenas 20% correspondem a O2. Por regra de três encontramos o volume de O2
que temos existente nesse volume de ar:
1 L de ar ------- 20% O2
250 L de ar ---- x L de O2
x = 250 . 20 : 100
x = 50 L
Ou seja, o volume de O2 envolvido na reação é menor que o requerido para uma
reação completa. Nesse caso, não havia oxigênio suficiente para completar a
combustão.
Resposta: Ocorreu combustão incompleta.
GE QUÍMICA 2018
143
SIMULADO
19.A equação 3 C H
2 2 (g) → C6H6 (l) refere-se à reação global, ou seja, a transformação
que ocorre, simplesmente. (Repare que a reação mostra que para um mol de
benzeno (C6H6) são necessários três mol de C2H2.) Já as equações II e III mostram
duas reações que, combinadas, chegam a essa transformação. E é nessas duas
equações que o enunciado informa a variação de entalpia ∆H. Já que a lei de
Hesse afirma que a energia absorvida ou liberada por uma reação não depende
do caminho que leva dos reagentes aos produtos, vamos trabalhar com essas
duas reações indiretas.
Para encontrar a diferença de potencial elétrico de uma biocélula aplicamos o
∆Eº = Eºox + Eºred . Assim, ∆Eº = Eºox + Eºred = 0,3V + 0,8V = 1,1 V.
Se, para uma biocélula, ∆E = 1,1 V. Então, para chegar a uma diferença de potencial
de 4,4 V, precisaremos de quatro biocélulas.
Resposta: B
21. Para resolver esta questão precisamos apenas ler o enunciado com
cuidado e compreender o esquema apresentado. E entender a notação abaixo:
Na reação I: a equação envolve apenas um mol de C2H2. Mas a reação global
mostra que para produzir 1 mol de C6H6 são necessários 3 mol de C2H2. Então
multiplicamos a reação I por 3. Ficamos com:
3 C2H2+ 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2O
Preste atenção: a variação de entalpia fornecida para a equação I no enunciado
refere-se à reação de apenas 1 mol de C2H2. Como vamos trabalhar com 3 mol
dessa substância, precisamos multiplicar ∆H por 3. Ficamos com – 930 kcal.
Na reação II, o benzeno (C6H6) aparece como reagente e não como produto.
Então invertemos a reação, para que ela fique no mesmo sentido da reação
global. Ficamos com
6 CO2 + 3 H2O → C6H6 + 15/2 O2
Como a equação foi invertida, o fluxo de energia também tem de ser invertido: a
reação passa de exotérmica para endotérmica. Assim, ∆H = 780 kcal/mol.
Agora podemos calcular a variação de entalpia somando as equações I e II:
3 C2 H2 (g) + 15 O2(g) 6 CO2 (g) + 3 H2O(l)
2
6 CO2 (g) + 3 H2O(l) C6H6 (l) + 15 O2 (g)
2
Global
3 C2 H2 (g) –––––––––– C6H6 (l)
∆H0C = 3 . (–310) kcal/mol
Número de massa (prótons + nêutrons) (A) ––––––––––––––– 3
Número atômico (prótons) (Z) ------------------------------ 2
He
Observando a figura, concluímos, então, que as esferas escuras são os prótons
e as brancas, os nêutrons.
O esquema mostra uma união de núcleos de 2He3, ou seja, um processo de fusão
nuclear. Os prótons e nêutrons liberados na reação não constituem dois novos
núcleos. Por isso não se trata de fissão.
Resposta: C
CAPÍTULO 5
22. Para ser absorvido por um vegetal, o nutriente deve estar diluído em
água – ou seja, só serão absorvidos os nutrientes solúveis em água. E uma das
condições para uma boa solubilidade é o pH da água que está no solo. O que a
questão pede é o melhor pH para que todos os nutrientes citados sejam absorvidos.
Fácil: basta encontrar na tabela a faixa em que isso ocorre.
∆H0C= +780 kcal/mol
∆H = [3 . (–310) + 780] kcal/mol
∆H = –150 kcal/mol
Resposta: B
20. Primeiro, calculamos a diferença de potencial elétrico da biocélula, deter-
minando quem sofrerá oxidação e quem sofrerá redução. Das duas semirreações
de redução apresentadas no texto II, a de menor potencial indicará a semirreação
de oxidação (– 0,3V). Essa reação inversa representará a semirreação de oxidação
(perda de elétrons): CH3OO− + 2 H2O → 2 CO2 + 7 H+ + 8 e−. Como invertemos a
reação, invertemos o sinal do valor padrão do potencial elétrico, ficamos com
Eº = + 0,3 V (potencial de oxidação: Eºoxi ).
Já o potencial da outra semirreação, que envolve o O2 , permanece com o mesmo
sinal. Porém, precisamos multiplicar essa reação por 2 para igualar o número de
elétrons entre esta e a reação anterior. A semirreação fica, então:
2 O2 + 8 H+ + 8 e– → 4 . 2 H2O
Somando as duas semirreções de redução e de oxidação, encontraremos a reação
global e verificaremos que a quantidade de elétrons cedidos e recebidos é a
mesma, indicando que estamos no caminho correto.
CH3COO− + 2 H2O → 2 CO2 + 7 H+ + 8 e−
2 O2 + 8 H+ + 8 e– → 4 (2) H2O
Global
CH3COO− + 2 O2 –––––––––– 2 CO2 + 2 H2O
144 GE QUÍMICA 2018
Resposta: C
23. Passo a passo:
• Preste atenção no enunciado e interprete bem o texto: o poluente resultante
da queima da borracha vulcanizada gera chuva ácida. Portanto, os produtos da
reação entre a água e esses poluentes tem pH baixo (caráter ácido).
• Entenda bem o que é apresentado no quadro: não se trata da reação de cada
substância com a borracha vulcanizada, mas a de cada substância com a água
da solução aquosa.
• Para ser neutralizado, um ácido deve ser combinado com uma base – ou seja,
para ter caráter básico, a solução aquosa deve conter o radical hidroxila (OH –).
Só com essa observação, você já elimina as alternativas a e e.
• Você deve se lembrar que um valor alto da constante de equilíbrio indica que
a reação direta é favorecida, com maior concentração de seus produtos (e,
portanto, de OH –).
• Quanto maior a concentração, mais eficiente sua ação de neutralização do ácido.
• Se queremos a substância mais eficiente para remover o poluente, então devemos
procurar a reação de maior valor da constante. Dentre as substâncias referentes
às alternativas b, c e d, o maior valor é o do hidrogenofosfato de potássio (2,8 ·
10−2). Então esta é a substância que, dissolvida em água, neutralizará com maior
eficiência a ação do poluente que produz a chuva ácida.
Atenção: não se confunda com os valores: 4,4 . 10–4 é menor que 2,8 . 10–2. Repare
no expoente do 10.
Resposta: D
reação direta e, também, a inversa, fazendo com a que a reação alcance o ponto
de equilíbrio mais rapidamente. Assim, as alternativas a e b são incorretas.
A alteração na pressão ou na temperatura desloca o equilíbrio químico de sistemas
gasosos, portanto, as alternativas d e e também estão incorretas.
O ∆H da reação, fornecido no enunciado, indica que a reação direta é endotérmica
(absorve calor). Portanto, o aumento da temperatura favorecerá a reação direta,
de formação de estireno.
Resposta: C
24. Compare os gráficos do enunciado. No primeiro, a concentração de
CAPÍTULO 6
reagentes (A) é maior do que a de produtos (B); no segundo, a situação se inverte:
Y é maior que X.
Determinando as constantes de equilíbrio de cada sistema:
A�B
X�Y
K1 = [B]
[A]
K2 = [Y]
[X]
[A] > [B]
K1 < 1
[Y] > [X]
K2 > 1
Resposta: A reação X → Y tem a maior constante de equilíbrio.
27. Analisando cada uma das afirmações:
I) Falso. Carbono terciário é um átomo de C ligado a outros três átomos de C.
Analisando a fórmula estrutural do DEET, você vê que existem apenas dois
átomos com três ligações desse tipo.
C
C
II) Falsa. A fórmula molecular da icaridina é C12H23NO3 . Lembre-se de que na fórmula
estrutural bastão as ligações entre C e H são apresentadas em ziguezague.
Lembrando que C é tetravalente (ou seja, faz quatro ligações covalentes),
você conta facilmente o número de carbonos e hidrogênios da icaridina. Veja:
25.
A resposta só depende de você se lembrar do princípio de Le Châtelier:
um sistema em equilíbrio, se alterado, tende a voltar ao equilíbrio inicial. Deve
se lembrar, também, como esse princípio se aplica ao aumento ou redução da
concentração de reagentes e produtos. Analisando cada uma das alternativas:
a) Incorreta. O aumento na concentração de carbonato (reagente) causará um
deslocamento do equilíbrio no sentido direto, do produto (hidrogenocarbonato
de cálcio).
b) Incorreta. O gás carbônico (CO2 ) é um dos reagentes. A diminuição de sua concentração não permitirá que todo o outro reagente reaja. Como consequência,
o equilíbrio é deslocado para a esquerda, no sentido inverso ao da reação.
c) Correta. Todo aumento de concentração, seja de um reagente, seja de um produto,
provocará um deslocamento do equilíbrio, seja na reação direta, seja na inversa.
d) Incorreta. O deslocamento do equilíbrio na reação apresentada acontece
apenas em um sentido. Deslocamentos em dois sentidos podem ocorrer
quando a interferência ocorre por mais de um fator, por exemplo, temperatura
e superfície de contato, ao mesmo tempo.
e) Incorreta. O aumento na concentração de gás carbônico favorece a reação
direta. Então provoca um deslocamento do equilíbrio no sentido direto, no
da formação dos produtos. Veja:
Deslocamento
para a direita
CaCO3(s) +
CO2(g)
+ H2O(l) –––––––––––––––– Ca(HCO3)2(aq)
III) Verdadeira. A molécula de icaridina possui dois átomos de C quirais – carbono ligado a quatro grupos diferentes entre si. Esses grupos chamam-se
enantiômeros. Veja:
IV) Verdadeira. Na hidrólise ácida forma-se o ácido carboxílico. Nessa reação, para
tanto, a molécula de água quebra a molécula de DEET na ligação entre o C
(carbonila, C = O) e o N. A parte da molécula onde está a carbonila, formará
o grupo carboxila (carbonila + hidroxila da água/ C = O + OH−). O restante da
molécula se ligará com o H+ da água.
aumento na
concentração
Resposta: C
26. A resposta depende apenas de você se lembrar de conceitos básicos
sobre catalisadores, deslocamento do equilíbrio e entalpia. Um catalisador jamais
desloca o equilíbrio ou altera a entalpia (∆H) de uma reação. Ele apenas acelera a
Resposta: E
GE QUÍMICA 2018
145
SIMULADO
28. Vamos detalhar a fórmula estrutural de cada composto.
Em seguida numeramos a cadeia principal, iniciando pela extremidade mais
próxima de uma ramificação:
a) Correta. Tanto o etilbenzeno quanto o estireno são formados apenas por
átomos C e H e têm em sua estrutura um anel benzênico ou aromático (cadeia
de seis átomos de carbono unidos por ligações simples e duplas, intercaladas.
b) Incorreta. Carbonos quaternários são átomos C ligados a outros quatro átomos
C. Isso não ocorre nem no etilbenzeno, nem no estireno.
c) e e) Incorretas. Isômeros têm os mesmos elementos químicos, na mesma
quantidade – ou seja, têm a mesma fórmula molecular – mas as fórmulas estruturais diferentes. Com isso, as substâncias têm propriedades diferentes. Para
responder à questão basta identificar as ligações de cada composto e verificar
que o número de H é diferente. Com isso, deduzimos as respectivas fórmulas
moleculares: para o etilbenzeno, C8H10 e, para o estireno, C8H8 .
d) Incorreta. Veja na fórmula estrutural que não existe nenhum C assimétrico,
ou seja, carbonos ligados a quadro grupos diferentes.
Resposta: A
29. O material aplicado deverá apresentar um alto poder de repelir a água –
ou seja, ter caráter hidrofóbico. Portanto, o material não deverá interagir com as
moléculas de água, que são polares. Para isso, o grupo de átomos (radical) ligados
ao silício (Si) não deve ter grupos funcionais oxigenados ou nitrogenados – ou seja,
o composto deve ter apenas átomos C e H. Dentre todos os materiais apresentados,
o único que tem essa característica apresentada é o ClSi(CH3)2OCH2(CH2)10CH3 . Veja
a estrutura dessa molécula:
E identificamos e nomeamos as ramificações:
Assim, pelas regras de nomenclatura, temos:
• Número de carbonos na cadeia principal: 5. O prefixo é pent;
• Todas as ligações são simples. Portanto, o infixo é an;
• A função orgânica é hidrocarboneto. Sufixo: o;
• Existem três ramificações. Prefixo: tri;
• As ramificações estão nas posições 2, 2 e 4
Então, o nome do isoctano é 2,2,4-trimetilpentano.
Resposta: A
31.Você deve saber identificar os grupos funcionais nas três fórmulas estruturais.
Veja:
Resposta: E
30. Identificando os átomos C e H na fórmula estrutural apresentada no
enunciado, temos a seguinte representação do alcano:
O enunciado diz que se trata de uma cadeia carbônica ramificada e, para determinar o seu nome, devemos identificar a cadeia principal (a que contém o maior
número de átomos de carbono entre as extremidades):
146 GE QUÍMICA 2018
As funções que se repetem nas três moléculas são cetona e álcool (funções
oxigenadas).
Resposta: A