QUÍMICA - MANUAL2

SUPLEMENTO
PARA O PROFESSOR
Sumário
I. Considerações iniciais, 4
II. Objetivos gerais da obra, 5
III. Conteúdos da obra, 6
IV. Estrutura geral da obra, 7
V. Alguns pontos importantes, 12
1. Como proceder com as atividades práticas e as pesquisas, 12
2. Sugestões de atividades complementares, 14
Trabalhar atividades lúdicas com o propósito de estudar um
conceito químico, 14
Provocar questionamentos, 14
Propor seminários, 15
Levar a mídia para a sala de aula, 15
Elaborar projetos, 16
3. Avaliação, 17
Descobrir, registrar e relatar procedimentos, 17
Obter informações sobre a apreensão de conteúdos, 17
Analisar atitudes, 17
Trabalhar com diversos tipos de atividades, 18
Evidenciar organização, esforço e dedicação, 18
Perceber avanços e dificuldades em relação ao conteúdo
avaliado, 18
Avaliar e instruir, 18
Autoavaliar-se, 19
VI. Uso da internet, 19
VII. Sugestões de leituras para o professor, 22
VIII.Conteúdos e objetivos específicos dos capítulos, 25
IX.Comentários sobre os capítulos, 32
Capítulo 1 – Soluções, 32
Capítulo 2 – Coloides e nanotecnologia, 56
Capítulo 3 – Propriedades coligativas, 60
Capítulo 4 – Termoquímica, 71
Capítulo 5 – Cinética química, 88
Capítulo 6 – Equilíbrios químicos homogêneos, 97
Capítulo 7 – Equilíbrios iônicos em soluções aquosas, 110
Capítulo 8 – Equilíbrios heterogêneos, 123
Capítulo 9 – Eletroquímica — Pilhas e baterias elétricas, 131
Capítulo 10 – Eletroquímica — Eletrólise, 149
Capítulo 11 – Reações nucleares, 159
I
Considerações iniciais
Atendendo a inúmeras sugestões de vários colegas – aos quais fico muito agradecido –, modificamos esta edição. Além de destacar a importância da Química no mundo moderno e de procurar
despertar o pensamento científico no leitor, enriquecemos este Suplemento para o professor com
sugestões e estratégias para o aproveitamento desta obra em sala de aula.
Apresentamos a Química como uma área do conhecimento humano que traz grandes oportunidades de atuação profissional: no setor industrial; na área da saúde e da Medicina; no agronegócio;
na indústria de alimentos; na geração de energia, entre outros. Se conhecimento é poder, a Química
e suas tecnologias são fundamentais na sociedade moderna.
Em contrapartida, o conhecimento impõe-nos a responsabilidade diante dos desafios e preocupações do mundo atual: a saúde, o meio ambiente, os recursos naturais, o desperdício de matéria e
energia, o modelo de consumo na sociedade e a vital dependência de energia no mundo globalizado
e competitivo.
Desse modo, tendo sempre em mente esse antagonismo entre o “desejado desenvolvimento
material” de todos e a “urgência de ações (individuais e coletivas) de preservação ambiental”,
abordamos também os diferentes interesses que movem o desenvolvimento humano (econômicos,
éticos, públicos ou privados), sempre partindo do princípio de que a química que polui é a mesma
química que limpa.
Continuamos a enfatizar as relações da Química com o cotidiano e com as outras disciplinas,
procurando desse modo aproximar a Ciência da realidade do aluno e estimular a curiosidade, essencial para observar os fenômenos da natureza e para elaborar hipóteses capazes de explicá-los
com base em resultados práticos. Afinal, a Química é uma Ciência experimental.
Uma das principais estratégias para desenvolver o pensamento do aluno consiste em levá-lo a
refletir a partir de questionamentos e perguntas. Por esse motivo, introduzimos na obra novas questões destinadas a estimular a reflexão e a permitir que os alunos se apropriem de novos conceitos.
Esse é o objetivo das questões apresentadas na seção Refletindo, que exploram o infográfico na
abertura de cada capítulo e suas relações com as ideias centrais a serem abordadas no capítulo,
e na seção Questões, ao longo dos capítulos, que visam levar os alunos a compreender melhor os
conteúdos estudados.
Além disso, novos textos e novas seções, como Você já parou para pensar?, Um pouco de...
(História, Física, Biologia etc.), também convidam à reflexão, sempre partindo do universo dos alunos
para, desse modo, aproximá-los dos conteúdos da Química.
As atividades práticas foram readequadas e modificadas, incluindo materiais e reagentes
mais simples, bem como novas perguntas destinadas a estimular o aluno a refletir, a fazer cálculos, a escrever e a se familiarizar com a linguagem química. Não esquecemos de incluir também
atividades de pesquisa.
O projeto gráfico também contribui para que o leitor possa reconhecer mais facilmente as relações na Química e suas aplicações no cotidiano, nas indústrias e nas tecnologias. As informações
são apresentadas em vários formatos, de modo a possibilitarem o desenvolvimento de diversas
formas de leitura (textos, fotos, tabelas, gráficos, esquemas, fluxogramas e infográficos), além de
conferir clareza às representações e aos modelos utilizados em Química.
Cada volume também inclui grande quantidade de questões dos últimos vestibulares e do Enem,
acompanhando as diretrizes da elaboração dessas provas.
O autor
4
II
Objetivos gerais da obra
• Promover a autonomia em relação ao aprendizado, tendo como
ponto de partida a reflexão, o raciocínio, a organização e a consolidação de hábitos de estudo.
• Propiciar a compreensão da evolução do pensamento científico
com a ampliação de conceitos e modelos.
• Fornecer embasamento científico para a tomada de decisões,
utilizando a análise de dados.
• Estimular a análise crítica mediante o pensamento científico.
• Desenvolver a cidadania por meio de mudança de hábitos e/ou de
posturas diante dos problemas ambientais, sociais e econômicos.
• Ampliar as possibilidades de representações servindo-se da
linguagem química, exercitando a representação simbólica das
transformações químicas e traduzindo, para essa linguagem, os
fenômenos e as transformações químicas da natureza.
• Desenvolver a capacidade do uso da Matemática como uma ferramenta nos dados quantitativos químicos, tanto na construção
quanto na análise e na interpretação de gráficos e tabelas.
5
III
Conteúdos da obra
A estrutura geral da obra foi mantida e seus três volumes continuam com os mesmos conteúdos.
No entanto, muitas alterações foram feitas com o objetivo de simplificar a parte teórica e torná-la mais
objetiva. Isso, porém, não prejudica a abordagem ampla e detalhada nem o rigor científico dos assuntos
tratados.
No volume 1, o capítulo 1 foi totalmente reformulado para destacar os três conceitos fundamentais da Química:
matéria, transformação da matéria, energia envolvida. Destacamos a importância do aproveitamento da matéria
e de suas transformações na evolução da humanidade e como essa evolução material repercutiu profundamente na
evolução social. Comentamos, por fim, os graves problemas da poluição resultante de todo esse desenvolvimento.
No capítulo 2 analisamos a visão macroscópica da matéria, destacando a importância, na Ciência, das medições
e do controle dos fatores que afetam essas medições. Enquanto no capítulo 2 destacamos a matéria “que se vê”,
no capítulo 3 procuramos explicar a matéria “por dentro”; ampliamos o estudo das leis ponderais para justificar
mais claramente a comprovação da ideia de “átomo” na Química e assim explicar a diversidade de elementos e
substâncias químicas existentes na natureza. No final desse capítulo chegamos à “segunda visão da Química” para
mostrar como essa Ciência evoluiu, como é realizado o trabalho dos químicos e o desdobramento de todos esses
conhecimentos para a sofisticada tecnologia existente nas indústrias químicas atuais. No estudo da evolução
dos modelos atômicos, ampliamos as aplicações do “átomo” no cotidiano. Nesta edição, antecipamos o estudo
de massa atômica e massa molecular–mol para o capítulo 5; acreditamos que essa alteração irá facilitar o estudo
da classificação periódica dos elementos e dos capítulos subsequentes. O volume prossegue com o estudo das
ligações químicas e da geometria das moléculas e suas implicações nas propriedades da matéria. Os capítulos 9,
10 e 11 são destinados ao estudo das principais funções químicas e de suas reações; destacam-se aqui as ideias
de “por quê” e “como” acontecem as transformações químicas. Após o estudo dos gases e o cálculo de fórmulas,
chega-se ao último capítulo, dedicado ao cálculo estequiométrico; reformulamos a exposição desse assunto para
facilitar sua compreensão.
No volume 2, foram mantidas, no primeiro capítulo, as ideias fundamentais sobre o tema soluções, a saber,
solubilidade e miscibilidade, concentração das soluções, misturas, reações entre soluções e análise volumétrica. No capítulo 2 estudamos os coloides e, a seguir, seus desdobramentos mais importantes — a nanociência
e a nanotecnologia —, de grande importância teórica e prática em nossos dias; de importância teórica porque
representam uma “globalização” da Ciência, uma vez que integram conhecimentos de Química, Física, Biologia,
Ciências dos Materiais, da Computação etc.; de importância prática porque os nanomateriais estão cada vez mais
presentes em nossas vidas, na forma de tecidos, medicamentos, cosméticos, catalisadores automotivos, além
de participar da miniaturização de equipamentos eletrônicos. No capítulo 3 houve um maior detalhamento das
propriedades dos líquidos puros e seu confronto com as propriedades coligativas das soluções; em decorrência,
apresentamos novas aplicações dessas propriedades. Na sequência, apresentamos a Termoquímica por meio do
consumo crescente de energia no mundo moderno. Mantivemos o estudo do equilíbrio químico em três capítulos
— equilíbrio homogêneo, equilíbrio iônico e equilíbrio heterogêneo —, dando, porém, já de início, um novo destaque
para a própria situação do equilíbrio químico. No estudo da Eletroquímica (capítulos 9 e 10) ampliamos nossas
considerações sobre o futuro do carro elétrico. E, por fim, no último capítulo, procuramos ampliar nossa visão
sobre a história das reações nucleares, mostrando que, no início do século XX, a radioatividade foi considerada
tão benéfica que foi anunciada em vários medicamentos; agora, no início do século XXI, concluímos que o próprio
conhecimento do núcleo atômico é bastante incompleto, o que levou à construção da “maior máquina do mundo
para procurar as menores partículas do mundo”.
No volume 3, a sequência geral dos capítulos foi mantida. No capítulo 1, enfatizamos a importância dos
processos de síntese e análise no desenvolvimento da Química orgânica; em particular, procuramos detalhar os
processos modernos de análise orgânica. Nos capítulos seguintes, apresentamos as principais funções da Química
orgânica, suas nomenclaturas e a presença desses compostos em nosso cotidiano e nos processos da indústria
química orgânica. No capítulo 6, estudamos as estruturas dos compostos orgânicos e quanto elas influem nas
propriedades físicas desses compostos. Detalhamos, a seguir, a questão dos múltiplos casos de isomeria na
Química orgânica. Segue-se o estudo das reações de substituição, adição e eliminação nos compostos orgânicos.
O capítulo 11 mostra as múltiplas variantes do caráter ácido-básico na Química orgânica. O capítulo 12 estuda os
fenômenos de oxirredução de compostos orgânicos. Os capítulos 14, 15 e 16 representam uma rápida incursão
na Bioquímica ou, mais especialmente, nos chamados compostos naturais; falamos das importantes famílias
dos açúcares, gorduras e proteínas. Finalizando o volume 3, temos o capítulo sobre os compostos sintéticos, ou
melhor, os polímeros sintéticos, de tanta importância no mundo atual.
6
IV
Estrutura geral da obra
Cada capítulo inicia-se com um infográfico. A seguir, os conteúdos e conceitos químicos são organizados em tópicos. As atividades estão presentes nas aberturas (Refletindo); dentro de tópicos
(Questões, Atividades práticas, Pesquisa, Exercícios básicos e Exercícios complementares) e ao final
dos capítulos (Questões sobre a leitura). As resoluções e as respostas das atividades das seções
encontram-se neste Suplemento para o Professor (SP); no final do Livro do Aluno (LA), são encontradas
as respostas, para que o aluno possa se autoavaliar. Observe abaixo o fluxograma de um capítulo, suas
atividades e a localização das respostas.
Capítulo
SeçÕES DAS ATIVIDADES
Abertura
Refletindo
Tópico 1
Dentro do tópico:
Tópico 2
Tópico n
Leitura
RESPOSTAS
SP
Questões
SP
Atividades práticas
SP
Pesquisa
SP
Exercícios básicos
LA/SP
Exercícios complementares
LA/SP
idem
idem
Questões sobre a leitura
SP
7
Cada seção está voltada para determinados fins pedagógicos. A seguir, apresentamos essas seções, além de algumas sugestões e estratégias (indicadas com o símbolo ✔) que o professor poderá
explorar em sala de aula.
Aberturas de capítulos
Em página dupla, a abertura traz um infográfico que visa a uma conexão entre
os conceitos que serão apresentados e aplicações tecnológicas ou do cotidiano.
✔ Ao explorar junto com os alunos uma leitura visual e suas interpretações,
pode-se despertar neles a curiosidade e encontrar novos significados para os
conceitos a serem estudados no capítulo.
✚
TÓPICOS DO CAPÍTULO
Apresentam os tópicos abordados e
o tema da Leitura.
Refletindo
Contém questões abertas para exploração do infográfico e de sua relação com o tema
abordado no capítulo. Após a leitura visual, convidamos os alunos a formularem suas
hipóteses, na tentativa de explicar (verbalmente) fatos instigantes da natureza ou da
sociedade, que dão significado ao estudo do capítulo (e da Química).
✔ Esta atividade visa promover o debate oral, estimular o desenvolvimento da linguagem
científica e servir como organizador de ideias para professor (mediador) e alunos.
Uma das estratégias possíveis para o trabalho com esta seção é perguntar aos alunos se
podem explicar o como e o porquê das ideias centrais, anotando as respostas num flip-chart,
ou em uma cartolina, com o envolvimento da classe.
Com esses conhecimentos iniciais documentados, constrói-se um rico material que pode
ser utilizado como:
• um mapa que permita aos professores avaliar os conhecimentos iniciais dos alunos e,
assim, melhor planejar a relevância e a profundidade dos tópicos a serem abordados ao
longo do capítulo;
• avaliação coletiva, refazendo-se as mesmas perguntas aos alunos, desta vez no final do
capítulo, por exemplo, antes da seção Leitura.
Quando se compara diante da classe o que foi escrito no flip-chart, ou na cartolina, todos
têm a oportunidade de avaliar o quanto cresceram individual e coletivamente, ao longo do
capítulo, na compreensão dos conceitos químicos e de suas linguagens.
8
Os textos de apoio (boxes) têm como objetivo aproximar o aluno da Química, possibilitando a criação
de significados para os conceitos químicos, por meio do cotidiano dos alunos, de outras disciplinas, de
fatos históricos, bem como de questões econômicas, de inovações tecnológicas e de questões éticas, de
atitude ou de comportamento.
UM POUCO DE ...
VOCê JÁ PAROU PARA PENSAR
✔ Questiona diversos assuntos mais próximos
dos alunos e que ajudam a reconhecer o papel
da Química na sociedade e suas aplicações.
Atividades práticas
Reúnem atividades
importantes para
levar os alunos a
se familiarizar com
os fenômenos da
natureza. Parte-se
da observação do
mundo macroscópico
para alcançar o
mundo microscópico
dos conceitos
químicos. Essas
atividades práticas
são encontradas em
vários tópicos. Nesta
edição, buscamos
utilizar materiais,
equipamentos e
reagentes mais simples
e introduzir novas
questões.
✔ Estimular,
questionando
previamente, os alunos
a formularem suas
previsões acerca
dessas transformações
químicas.
Biografias
Apresentam sucintamente alguns
dos principais personagens do
desenvolvimento científico: seus
trabalhos, teorias, contribuições e,
às vezes, os conflitos inerentes ao
desenvolvimento das Ciências.
(Matemática, Biologia,
Física, História etc.)
Relaciona os saberes de outras
disciplinas, aplicadas aos conceitos
químicos. Visa integrar as linguagens
entre as diferentes áreas do
conhecimento.
Perguntas
A partir das evidências experimentais, as
perguntas visam desenvolver nos alunos a
capacidade de: explicar em linguagem oral e
escrita essas transformações químicas; utilizar os
dados quantitativos, suas estimativas e medidas
(as relações proporcionais presentes na Química)
e reconhecer o caráter experimental da Química.
✔ Nas atividades práticas, é muito importante
que o professor deixe claro que a Química é
uma Ciência experimental e que, em alguns
dos experimentos, é possível não alcançar
os resultados esperados, uma vez que a
aparelhagem e as técnicas são rudimentares.
Nesse caso, o professor pode explorar
as prováveis fontes capazes de justificar
os erros ocorridos, como: qualidade dos
equipamentos e dos reagentes; o fator humano
nos procedimentos; atitudes no trabalho,
habilidades manuais inatas, estado de espírito
etc.; local de trabalho inadequado; ausência de
níveis de controle sobre as variáveis físicas que
podem alterar (mascarar) os resultados finais.
O erro faz parte do processo de aprendizagem.
Convém lembrar que no passado muitos
“erros” levaram a importantes descobertas.
Pode-se ainda concluir o debate lembrando
que as pesquisas científicas requerem
laboratórios cada vez mais sofisticados (caros),
o que limita o avanço das Ciências em países
em desenvolvimento.
9
Pesquisa
As atividades de pesquisa, também encontradas em
vários tópicos, visam reconhecer temas relevantes
da Química na sociedade; conhecer outras fontes
e conteúdos complementares; selecionar fontes
confiáveis de informações e desenvolver a linguagem
oral e escrita na apresentação dos trabalhos.
✔ Nas pesquisas, encontram-se grandes oportunidades
para propor aos alunos que complementem o assunto
apresentando suas opiniões sobre a importância do
tema para a Química e para a sociedade.
Questões
Esta seção consiste em uma série de perguntas dispostas para
servir como roteiro ou “organizador do pensamento”, que
permitem que os alunos reflitam mais atentamente sobre o
assunto que acaba de ser abordado e, assim, se apropriem do
conhecimento apresentado.
✔ Questões importantes para o aluno desenvolver o
pensamento químico, compreender os conceitos e as relações na
Química. Podem ser respondidas em casa, individualmente ou em
grupos, nas aulas ou em debate aberto. Dependendo das opções
escolhidas, dão aos alunos a possibilidade de desenvolverem as
competências da linguagem escrita, do trabalho em grupo e/ou
do discurso oral.
10
Exercícios básicos e
Exercícios complementares
(incluindo alguns resolvidos)
Constituem duas séries de exercícios, a maioria
retirada dos últimos vestibulares de todo o Brasil
e do Enem, organizados em grau de dificuldade
crescente. Entre eles encontram-se
alguns exercícios resolvidos por serem
“clássicos” ou por apresentarem certas
dificuldades que “costumam” atrapalhar o
entendimento; esse procedimento visa a auxiliar
os alunos na resolução dos próximos exercícios.
Os exercícios complementares aparecem sempre
que o assunto for mais longo ou importante.
✔ Considerando que os exercícios básicos
já garantem ao aluno o domínio do assunto
estudado, dependendo da carga horária
disponível, os complementares podem ser
considerados de uso facultativo pelo professor.
São úteis também para aprofundamento em
classe ou em casa.
As respostas dos exercícios básicos e dos
complementares encontram-se ao final do livro,
e à disposição dos alunos.
LEITURA
Ao final de cada capítulo, é apresentado um texto (eventualmente são dois textos) de
cunho mais geral para ampliar os horizontes e trazer novas reflexões sobre o assunto
tratado e suas implicações no cotidiano, nas tecnologias e/ou na sociedade.
✔ A Leitura pode ser aproveitada para promover uma discussão mais abrangente e,
assim, propiciar condições para despertar e desenvolver no aluno uma postura mais crítica.
Questões sobre a leitura
As questões propostas chamam a atenção para os pontos principais do texto,
ajudam a estruturar a discussão em sala de aula e, muitas vezes, remetem ao
Refletindo. É importante que o professor sempre feche o capítulo remetendo
à ideia inicial do Refletindo.
✔ Sempre que possível, convém explorar as divergências de ideias dos alunos,
convidando-os a se posicionar criticamente diante das opções.
11
V
Alguns pontos importantes
1. Como proceder com as atividades práticas e as pesquisas
No Ensino Fundamental, os alunos tiveram contato com vários campos do conhecimento químico por meio
da disciplina de Ciências. Agora, no Ensino Médio, eles estão em condições de aprofundar, detalhar e utilizar esses
conhecimentos, desenvolvendo, de forma mais ampla, capacidades como abstração, raciocínio, investigação,
associação, análise e compreensão de fenômenos e fatos químicos e interpretação da própria realidade.
É importante perceber que a Química é uma Ciência experimental, não significando que todos os tópicos
devam ser realizados experimentalmente em sala de aula, como demonstração, ou em laboratório, mas que
alguns o sejam para que o aluno compreenda o que é Ciência e método científico. Os enunciados das atividades práticas propostas trazem, propositadamente, exposições sucintas para que os alunos possam trabalhar
também a própria capacidade de solucionar pequenos problemas de ordem prática. Para cada uma dessas
atividades, é importante alertar o aluno acerca dos perigos a que todos estão sujeitos quando trabalham com
materiais tóxicos, corrosivos e/ou inflamáveis. O uso de luvas e óculos apropriados sempre deve ser recomendado. Havendo tempo hábil, é útil propor alguma pesquisa antes de se realizar a atividade prática, pesquisa
esta envolvendo as propriedades dos produtos químicos utilizados, suas aplicações e relações com o meio
ambiente e com os seres humanos.
“Uma aula experimental de Química, por gerar produtos perigosos, é uma atividade potencialmente poluidora.
Para diminuir esse problema, durante seu planejamento, deve-se avaliar e reconhecer os riscos e os perigos dos
produtos químicos que serão manuseados, bem como dos resíduos ou rejeitos produzidos durante esta. Caberá
ao professor buscar formas de minimizar a quantidade dos resíduos gerados nas aulas experimentais, bem como
planejar a recuperação ou o descarte deles. Além disso, é importante que ele debata com seus alunos sobre a
necessidade de se dispor corretamente rejeitos perigosos [...]. Nesse debate, é oportuna a discussão de problemas
ambientais e de saúde pública causados pela poluição, abordando a aplicação responsável dos conhecimentos
científicos, a relevância do planejamento para prevenção de impactos negativos gerados pelo progresso e a necessidade de modificar posturas. Enfim, é imprescindível discutir com os alunos como as ações de cada indivíduo
influenciam, de forma positiva ou não, nas questões ambientais. Apesar de um único indivíduo não mudar quadros
tão amplos, ele pode ser o catalisador de mudanças de concepções que levam a transformações almejadas.
[...]
Deve-se dar preferência a experimentos cujos resíduos possam, posteriormente, ser úteis em outras atividades
experimentais. Entretanto, se não for possível o reúso, o material deve ser tratado e só poderá ser descartado, na
pia ou no lixo comum, caso obedeça a padrões de segurança e esteja de acordo com as condições e exigências
dispostas na legislação ambiental, seja em âmbito municipal, estadual e federal, como, por exemplo, a Resolução
Conama no 357/2005 (BRASIL, 2005a) e a Norma ABNT/NBR 9800 (1987).
[...]
A adequada disposição final de rejeitos perigosos pode ser feita por meio de incineração, coprocessamento ou
envio a aterros industriais [Classe 1 – NBR 10004 da ABNT (2004) e Resolução no 358/2005 do Conama (BRASIL,
2005b)]. Entretanto, isso geralmente tem custo elevado. Dessa forma, é mais razoável programar atividades
experimentais que utilizem materiais que possam ser reutilizados ou reciclados, sem a necessidade de serem
encaminhados para disposição fora da escola.
[...]
Os materiais identificados e pouco impactantes podem ser dispostos no lixo (sólido) ou na rede de esgoto
(soluções), desde que em pequenas quantidades, baixas concentrações e toxicidade e atendendo aos limites
estabelecidos pelas legislações ambientais. Dessa forma, podem ser descartadas substâncias formadas pela
combinação dos seguintes íons representados no Quadro 1.
Quadro 1: íons de baixa toxicidade para o ambiente quando em pequenas quantidades.
Cátions
Ânions
H1, Na1, K1, Mg21, Ca21, Fe21, Fe31, Li1,
Sn21, Sr21, Ti21 e NH14.
2
2
2 2
22
2
2
BO332, B4O22
7 , Br , CO3 , HCO3 , CL , HSO3 , OH , I ,
NO23 , PO432, SO422 e CH3COO2.
No caso desses íons formarem ácidos e bases, há necessidade de, antes do descarte, ajustar o pH das
soluções para uma faixa entre 6,0 e 8,0.
Algumas substâncias orgânicas, desde que em pequenas quantidades, com até 4 átomos de carbono
e diluídos em água a 10% ou menos, também podem ser descartadas em lixo comum ou pia. Citam-se entre
elas os alcoóis, cetonas, aminas, aldeídos, éteres, nitrilas, ésteres e ácidos, além de açúcares com dextrose,
frutose, glicose e sacarose [...]. Em todos esses casos, impõe-se a necessidade de se drenar grande volume
de água de lavagem. Há que se considerar que, no Brasil, a diluição de resíduos pode ser considerada crime
ambiental [...].
Entretanto, essa forma de descarte só deve ser utilizada após a minimização da geração dos resíduos, de
seu reaproveitamento em outras atividades experimentais ou de sua devida inertização [...].
12
Da mesma forma, existem materiais ou substâncias que as restrições para lançamento são mais limitativas
pelo elevado caráter tóxico, e outros que não podem ser lançados na rede de esgoto, entre os quais citamos
como exemplo:
• solventes inflamáveis: acetona, benzeno, éter etílico, tolueno, xileno e acetonitrila;
• solventes halogenados: clorofórmio, tetracloreto de carbono, dicloroetano e tricloroetano;
• substâncias tóxicas: fenóis, hidrazinas, cianetos, sulfetos, formamida e formaldeído;
• soluções contendo íons de metais tóxicos (Be, Hg, Cd, Ba, As, Cr, Pb, Os, Se, TL e V), a menos que em concentrações permitidas por lei [exemplos: mercúrio total 5 0,01 mg/L; cromo VI 5 0,5 mg/L; chumbo total
5 1,5 mg/L; cádmio total 5 0,1 mg/L (ABNT NBR 9800, 1987)]. Como tais valores são muito baixos, a melhor
atitude é a não utilização de soluções contendo esses metais.
Entretanto, alguns dos rejeitos químicos mais comuns encontrados em laboratórios de Ensino Médio podem
ser facilmente tratatos e adequadamente descartados, quando em pequenas quantidades e de acordo com a
legislação. Entre esses, destacamos:
• ácidos e bases inorgânicas (isentos de metais tóxicos) devem ser neutralizados (6,0 , pH , 8,0) e diluídos
antes de serem descartados na pia;
• soluções salinas contendo cátions que podem ser precipitados como hidróxidos, carbonatos, sulfatos e
até sulfeto [...].
Recomenda-se a não utilização de sulfetos como ânion precipitante pela sua toxicidade, entretanto, se for utilizado, o sulfeto residual deve ser oxidado a sulfato com hipoclorito de sódio (água sanitária)
[4 CLO2(aq) 1 S22(aq) # 4 CL2(aq) 1 SO422(aq)]. Os sobrenadantes podem ser jogados na pia, desde que as
concetrações atendam aos limites permitidos por lei. Os precipitados obtidos podem ser separados por filtração
e, se possível, reutilizados.
Materiais sólidos contendo os metais tóxicos citados anteriormente devem ser encaminhados para disposição final em aterros industriais.
[...]
A gestão de resíduos químicos favorece a percepção da Química como uma ciência que tem papel
fundamental no compromisso ético com a vida [...]. O desenvolvimento de uma consciência ambiental só se
consolida na relação teoria-prática e não em discursos afastados da realidade.
Por tudo isso e buscando uma melhor aprendizagem dos conceitos da Química, além da ratificação
do papel dessa ciência na socidade moderna, o professor deve privilegiar a experimentação mais limpa,
explorando também seu potencial socioambiental no processo de formação do educando.”
MACHADO, P. F. L & MÓL, G. S. Resíduos e rejeitos de aulas experimentais: o que fazer?.
Química Nova na Escola, no 29, p. 38-41, ago. 2008. Disponível em: <qnesc.sbq.org.br>.
Em alguns casos, as atividades práticas do livro estão diretamente relacionadas a pesquisas.
Considerando a importância da interpretação de um experimento, vale a pena construir, com os
alunos, um relatório das atividades práticas, lembrando que ele deve conter:
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Nome do aluno ou nomes dos alunos integrantes do grupo
Data
Título
Introdução
Objetivo
Material e reagente utilizado
Procedimento adotado
Dados experimentais
Análise dos dados experimentais (o professor pode elaborar perguntas que, por meio dos dados coletados, levem o aluno à análise desses dados)
• Discussão e conclusão (o professor pode inserir um fato ou uma notícia de jornal relacio­nado ao experimento realizado)
• Referências bibliográficas
O professor poderá utilizar o relatório das atividades práticas como instrumento de avaliação.
Os resultados alcançados podem ser discutidos em sala de aula, pois é importante que os alunos tenham
sempre em mente que a Química é uma Ciência experimental e que, algumas vezes, os resultados esperados
podem não ser obtidos. É essencial que o professor enfatize o fato de que “não existe experiência que não deu
certo”. Toda experiência tem seu resultado, e cabe ao professor e ao aluno aproveitar a ocasião para explorar
e discutir os fatores prováveis que levaram ao resultado não esperado, lembrando que alguns dos fatores
mais comuns são:
• Qualidade do equipamento e do reagente utilizado (alguns reagentes se alteram com o tempo).
• Fator humano – grau de preparo do experimentador, capacidade de observação, atitude em relação ao
trabalho, habilidades manuais etc.
13
• Local de trabalho – vento, umidade, temperatura etc. Muitas vezes o ambiente doméstico é impróprio
para a realização da atividade prática.
• Erros nas medições ou unidades de medida.
• Nível de controle experimental – número de variáveis físicas e/ou químicas que podem alterar (ou “mascarar”) o resultado experimental.
As atividades práticas/pesquisa podem ser desenvolvidas em grupo, em duplas ou individualmente, lembrando que o trabalho em grupo favorece a comunicação oral, a socialização e a troca de experiências.
2. Sugestões de atividades complementares
Algumas sugestões de procedimentos e atividades que podem auxiliar o desenvolvimento do pensamento
científico são apresentadas a seguir.
Trabalhar atividades lúdicas com o propósito de estudar um conceito químico
As atividades lúdicas sempre fazem sucesso em sala de aula e, por esse motivo, devem ser aproveitadas.
É necessário, porém, selecionar aquelas que tenham consequências relevantes no pensamento químico. Veja
um exemplo a seguir.
Para que os alunos entendam o significado de um modelo e a importância da existência de modelos
para explicar o mundo microscópico, especialmente ao iniciar o estudo sobre os modelos atômicos, o professor
pode fazer uso de várias caixas de filmes fotográficos ou caixas de fósforos vazias (é importante que sejam
de mesmo tamanho e mesma aparência), colocando um número diferente de clipes, pedrinhas ou bolinhas de
gude em cada uma das caixas e fechando-as em seguida. Depois ele deve distribuir essas caixas aos grupos de
alunos, uma caixa para cada grupo. É importante que eles não abram as caixas. O professor deve, então, pedir
que eles anotem as observações feitas e o provável formato do material que está dentro das caixas, assim
como a quantidade. Pode pedir também que os alunos imaginem o provável conteúdo das caixas.
Uma outra atividade lúdica interessante pode ser utilizada para introduzir reações químicas
(na verdade, essa atividade pode ser empregada em vários momentos, como, por exemplo, na introdução da
Lei de Lavoisier ou no cálculo estequiométrico). O professor irá usar círculos de cartolinas de diferentes cores (uma cor para cada elemento químico) e tamanhos (segundo os raios atômicos), além de setas também
feitas de cartolina. Cada grupo irá receber um conjunto de círculos com as devidas identificações e setas.
O professor, então, deve pedir que, tomando como base uma molécula de hidrogênio e uma de cloro, cada grupo
monte a reação de obtenção do cloreto de hidrogênio. É importante que o professor enfatize que o produto
será formado apenas com os círculos colocados como reagentes. Os alunos devem anotar no caderno o que
ocorreu, fazendo uso de fórmulas químicas. Em seguida, o professor irá pedir que sejam obtidos outros produtos.
Ao final dessa atividade, os alunos deverão perceber que, para formar produtos diferentes das moléculas em
questão, é necessário que haja um rearranjo entre os átomos dos reagentes.
adilson secco
Provocar questionamentos
Quando o professor provoca uma dúvida, está empregando um dos recursos mais eficientes no processo
de ensino e aprendizagem. Veja os dois exemplos a seguir.
Ao iniciar o estudo sobre as transformações da matéria, o professor expõe a seguinte situação: uma
garrafa fechada, contendo água gelada, é colocada sobre uma mesa e, após certo tempo, observa-se que a
superfície externa da garrafa fica “suada”. O professor, então, pergunta aos alunos o que aconteceu. Várias
respostas são dadas e devem ser anotadas no quadro de giz. O professor deve orientar a discussão na classe
por meio de perguntas, para que os alunos percebam o que realmente ocorreu.
Um outro exemplo diz respeito ao estudo das propriedades das substâncias. O professor pode colocar
duas curvas de aquecimento de duas amostras de uma mesma substância pura, aquecidas com a mesma
fonte de calor, e perguntar aos alunos por que elas são diferentes, já que se trata da mesma substância pura,
ou, então, qual alteração experimental poderia ser feita para que os gráficos das duas amostras fossem iguais.
Provavelmente várias respostas serão dadas e devem ser anotadas no quadro de giz. O professor deve orientar
a discussão na classe por meio de perguntas, para que os alunos percebam o que varia num caso e noutro
(por exemplo, massas diferentes).
T (°C)
T (°C)
140
140
120
120
100
100
80
80
60
60
40
40
20
20
10
14
20
30
40
50
60 tempo
(min)
40
80
120
160
200
240 tempo
(min)
Propor seminários
O seminário proporciona a oportunidade do trabalho em grupo, o que favorece a discussão e a
reflexão sobre diferentes ideias a respeito de um mesmo assunto. O discurso social é essencial para
mudar ou reforçar conceitos.
Os resultados são significativos, em termos de aprendizagem, quando o seminário estimula a
criatividade dos estudantes para a interpretação e a representação de fenômenos e/ou proprie­dades
químicas por meio de situações e objetos do cotidiano.
Para exemplificar, o professor pode propor e orientar, no estudo de reações de combustão em química orgânica, um seminário sobre as vantagens e as desvantagens de alguns tipos de combustíveis.
Cada grupo ficará responsável por um tipo de combustível, por exemplo: gás natural veicular, gasolina,
diesel, álcool.
Levar a mídia para a sala de aula
Levar para a classe um fato ocorrido e noticiado nos meios de comunicação (jornal, revista, rádio,
TV, internet) é sempre muito eficaz ao ensino e à aprendizagem da Química, pois favorece situações nas
quais os alunos poderão interpretar, analisar e associar os tópicos aprendidos com os fatos noticiados,
além de, muitas vezes, estimular a postura crítica do aluno.
A seguir, veja um exemplo que pode ser empregado na abordagem de deslocamento do equilíbrio químico.
Algumas cópias da notícia em questão podem ser distribuídas entre grupos de alunos ou, então, o
professor pode ler a notícia para a classe.
Aquecimento e acidificação da água elevam risco de extinções em massa
Acúmulo de gás carbônico na atmosfera afeta também os
oceanos; efeitos ainda não foram sentidos no Brasil
Os recifes de coral costumam ser chamados de “as florestas tropicais do mar”. São os ecossistemas de
maior biodiversidade nos oceanos, com um quarto a um terço de todas as espécies marinhas associadas a eles
de alguma forma. Diferentemente das florestas tropicais, porém, os recifes ainda estão longe de virar prioridade
nas discussões internacionais sobre mudança climática. Sua influência no clima do planeta é mínima, mas sua
vulnerabilidade aos efeitos do aquecimento é enorme.
Os oceanos mantêm um intercâmbio permanente de carbono com a atmosfera. À medida que aumenta a
concentração de dióxido de carbono (CO2) no ar, aumenta também a quantidade de gás carbônico dissolvido na
água do mar. E quanto mais CO2 dissolvido na água, mais ácida ela fica. Se essa concentração aumentar demais,
a água ficará tão ácida que os corais não conseguirão mais formar esqueletos de calcário e seus recifes começarão a se dissolver, literalmente.
“Podemos dizer que o aquecimento global é a maior ameaça hoje à conservação dos recifes de corais”, mais
até do que poluição e sobrepesca, com o agravante de que a acidificação e o aquecimento são indiferentes a leis
ou áreas de conservação, diz a pesquisadora Lauretta Burke, do World Resources Institute (WRI).
Desde o início da era industrial, a concentração de CO2 na atmosfera aumentou de 280 para 380 partes
por milhão (ppm), o que já resultou numa elevação de 30% no nível de acidez dos oceanos, segundo os dados de
um relatório-síntese publicado [em dezembro de 2009] pela Convenção sobre Diversidade Biológica (CDB) das
Nações Unidas. Cientistas acreditam que a partir de 450 ppm já haverá prejuízo significativo para a estabilidade
dos recifes de coral. E há quem diga que o limite de segurança era de 350 ppm — ou seja, já foi ultrapassado.
Segundo o relatório da CDB, uma concentração de 560 ppm reduzirá em 30% a capacidade dos corais de formar esqueletos calcários (que são a base dos recifes). Por um lado, a acidificação reduz a quantidade de minerais
disponíveis na água para esse processo. É como se os corais perdessem os tijolos necessários para construir suas
casas. Por outro lado, a acidificação torna a água corrosiva para os esqueletos que já foram formados. [...]
Com esqueletos enfraquecidos, os recifes ficam também mais vulneráveis ao efeito de grandes tempestades,
como os furacões, cuja ocorrência e intensidade tendem a aumentar por causa do aquecimento global — como
uma pessoa com osteoporose que se torna mais vulnerável a quedas, ou uma floresta parcialmente desmatada
que se torna mais seca e mais vulnerável ao fogo.
Não bastasse tudo isso, o aquecimento do mar também tende a favorecer a ocorrência de doenças
e branqueamentos, fenômenos que podem enfraquecer ou até matar os corais. O branqueamento é uma
resposta natural a situações de estresse (como temperaturas extremas), em que os corais expulsam as
microalgas fotossintetizantes que vivem em simbiose com eles e dão cor aos seus tecidos. Dois eventos
extremos de branqueamento global já deixaram os cientistas sob alerta em 1998 e 2005 (dois anos extremamente quentes), e vários eventos localizados vêm ocorrendo desde então.
Uma boa parte dos recifes conseguiu se recuperar, mas os pesquisadores temem que o aquecimento do
planeta tornará os branqueamentos cada vez mais frequentes e mais perigosos, causando mortandade em
massa de corais ao redor do mundo.
15
Situação brasileira
No Brasil, por enquanto, os recifes parecem estar resistindo bem aos efeitos do aquecimento, apesar de
alguns sinais preocupantes. “Não vimos nenhuma mudança significativa até agora, nem para pior nem para melhor”, diz a pesquisadora Zelinda Leão, da Universidade Federal da Bahia. “As taxas de recuperação após eventos
de branqueamento aqui têm sido muito altas, felizmente”, confirma Guilherme Dutra, diretor do Programa Marinho
da ONG Conservação Internacional.
A má notícia é que a ocorrência de doenças vem aumentando desde 2005 em toda a costa brasileira. “Até
esse ano não havia nenhum registro de doença em corais no Brasil. De lá para cá já diagnosticamos seis. Foi uma
progressão muito rápida”, afirma Zelinda.
Uma das razões pelas quais os corais brasileiros parecem ser mais resistentes ao branqueamento seria o
fato das águas aqui serem mais turvas do que no Caribe ou no sudeste asiático, por exemplo, segundo o biólogo
Clovis Castro, do Museu Nacional da Universidade Federal do Rio de Janeiro (UFRJ), coordenador do Projeto Coral
Vivo. Isso reduz a incidência de radiação solar, que pode ser um fator adicional de estresse para o coral.
Outra razão seria a possibilidade de os corais brasileiros serem naturalmente mais resistentes (melhor adaptados) a variações de temperatura. “Como várias espécies só existem aqui, a resposta é bastante específica”,
afirma Castro. Segundo ele, o Brasil tem só 16 espécies de corais verdadeiros (com algas simbiontes), das quais
5 são endêmicas. No mundo, são conhecidas mais de 750 espécies. O Caribe tem mais de 100 e a Indonésia,
mais de 400.
“Acho que os nossos recifes são hoje o que os outros serão no futuro: ecossistemas com uma biodiversidade
baixa e prevalência de espécies resistentes a essas condições mais adversas”, prevê Zelinda, caso as emissões
globais de gás carbônico continuem a crescer.
Diante do fracasso dos esforços internacionais de combater o aquecimento global até agora, os cientistas
dizem que a melhor estratégia no momento é reduzir os impactos locais (como poluição e sobrepesca) para que
os recifes tenham uma chance melhor de resistir aos impactos globais.
“Os recifes certamente têm a capacidade de se recuperar se lhes dermos uma chance. Mas só se lhes dermos
uma chance”, conclui a americana Nancy Knowlton.
ESCOBAR, H. O Estado de S. Paulo, São Paulo, 3 jan. 2010.
Deve-se fazer o aluno perceber os trechos da notícia que estão relacionados com a Química e, então, lançar um desafio a ele: pedir que procure a explicação química de como o aumento do gás carbônico dissolvido
no oceano dificulta a formação de esqueletos e conchas de carbonato de cálcio. Após a discussão sobre as
possíveis razões químicas para esse fato, pode-se concluir com toda a classe que uma das explicações poderia
ser dada pelo deslocamento do equilíbrio químico.
H2CO3(aq) é deslocado para a direita, ou
Com o aumento de CO2 na água, o equilíbrio CO2(g) 1 H2O(l)
seja, há a formação de H2CO3, aumentando assim a concentração de ácido carbônico no oceano.
Com o aumento da concentração de H2CO3, o equilíbrio H2CO3(aq) 1 CaCO3(s)
Ca(HCO3)2(aq) também é
deslocado para a direita, no sentido do aumento de concentração de Ca(HCO3)2, aumentando então a dissolução
do carbonato de cálcio e comprometendo assim a formação de esqueletos e conchas calcárias.
Elaborar projetos
Um projeto, desde que bem planejado e estruturado, é uma ferramenta importantíssima no ensino e
na aprendizagem da Química, pois desperta no aluno a curiosidade, a capacidade investigativa e associativa, assim como o interesse pela Ciência e, além disso, pode levar o aluno e a comunidade a mudanças
de postura diante da problemática abordada, estimulando e desenvolvendo a cidadania.
Para elaborar um projeto, é essencial, primeiramente, justificar a necessidade dele. Depois, é importante traçar como esse projeto será implementado, o que abrange: a escolha do público-alvo, dos
professores envolvidos, a definição de quantidade de horas semanais necessárias para a consecução
dele, a definição da duração do projeto e como o trabalho dos alunos e/ou da comunidade poderá ser
divulgado por ele.
Além disso, um projeto deve ter muito bem definido os objetivos a serem atingidos, as metodologias
utilizadas, os recursos necessários, os conteúdos abordados, como será a avaliação dos alunos no projeto
e a avaliação do projeto pelos alunos e, por fim, a bibliografia utilizada.
Um tema interessante e abrangente que pode ser trabalhado é o lixo, e a justificativa da escolha
desse tema pode ser, entre outras, o aumento da produção de lixo nas cidades brasileiras, tornando-se
cada vez mais importante analisar as condições que regem a produção desses resíduos, incluindo sua
minimização na origem, seu manejo e as condições existentes de tratamento e disposição dos resíduos
em cada cidade brasileira.
O público-alvo pode ser, por exemplo, os alunos da 1a série do Ensino Médio e a comunidade. Os
professores envolvidos podem ser das mais variadas disciplinas, como, por exemplo: Química, Biologia,
Física, Geografia, História e Artes.
16
Dependendo da disponibilidade dos alunos e dos professores, o projeto pode ter uma duração
de dois a quatro meses.
A implementação pode ser feita com reuniões semanais, com duração de mais ou menos três
horas, podendo utilizar e-mail para avisos e trocas de ideias; os professores que participarão do
projeto devem preparar atividades, orientar os alunos na pesquisa, nos experimentos e nas discussões, além de auxiliar na organização dos dados coletados para a elaboração de um trabalho final
(como a criação de uma canção, de uma peça teatral, um pôster, uma maquete ou alguma montagem
de imagens) que poderá ser apresentado, por exemplo, na feira de Ciências da escola.
Os objetivos de um projeto cujo tema seja o lixo podem ser vários. A seguir serão exemplificados alguns.
• Definir e classificar os resíduos sólidos quanto aos potenciais riscos de contaminação do
meio ambiente e quanto à natureza ou à origem do resíduo.
• Conhecer os impactos ambientais provocados pelo lançamento sem controle de resíduos
sólidos no meio ambiente urbano.
• Conhecer as técnicas e/ou os processos de tratamento (lixão, compostagem, aterro sanitário,
incineração, plasma, pirólise) e desinfecção (desinfecção química, desinfecção térmica – autoclave e micro-ondas, e radiação ionizante) mais adequados a cada tipo de resíduo sólido,
a fim de reduzir ou eliminar os danos ao meio ambiente.
• Analisar as condições relacionadas ao controle da produção dos resíduos, incluindo a minimização desses resíduos na origem, o manejo deles, além do tratamento e da disposição
dos resíduos na cidade de São Paulo.
• Conscientizar o futuro cidadão da importância da participação dele na preservação do meio
ambiente.
Podem-se utilizar, como metodologias, o trabalho em grupo, a exposição em classe, o trabalho
experimental em laboratório e o debate.
Os recursos auxiliares a esse projeto podem ser: o uso de um laboratório, o uso da internet,
uma visita ao lixão da cidade ou a uma usina de compostagem, quando a cidade possuir uma.
Os conteúdos a serem abordados em um tema como esse podem ser os resíduos sólidos (produção e destino; classificação; características; doenças provocadas; serviços de limpeza pública;
tratamento: compostagem, aterro sanitário, incineração, plasma, pirólise, desinfecção química,
desinfecção térmica – autoclave e micro-ondas, e radiação ionizante; disposição final dos resíduos
provenientes do tratamento; resíduos sólidos; geração de energia) e a legislação ambiental.
É importante que a avaliação do projeto seja feita, continuamente, em duas partes: a avaliação do aluno por meio de encontros semanais para a elaboração das atividades propostas, com
a participação efetiva, em cada atividade, do trabalho em grupo; e a avaliação do projeto pelos
alunos e/ou pela comunidade.
3. Avaliação
A avaliação é um instrumento fundamental para se obterem informações sobre o andamento do processo ensino-aprendizagem. Podem ser mobilizados vários recursos para tal, mas é
importante que ela seja feita de maneira contínua, ocorrendo várias vezes durante o processo
ensino-aprendizagem e não apenas ao final de cada bimestre. A avaliação praticada em intervalos breves e regulares serve como feedback constante do trabalho do professor, possibilitando
reflexões e reformulações nos procedimentos e nas estratégias, visando sempre ao sucesso
efetivo do aluno.
Descobrir, registrar e relatar procedimentos
Ao longo do curso, surgem inúmeras oportunidades de observação e avaliação. Descobrir,
registrar e relatar procedimentos comuns, relevantes e diferentes contribuem para melhor avaliar
o aluno. Tendo em mãos as anotações sobre as atividades e as produções da classe, é possível
traçar perfis, perceber que aspectos devem ser reforçados no ensino, que conteúdos e habilidades
convém privilegiar e quais assuntos podem ser avançados.
Obter informações sobre a apreensão de conteúdos
Para saber o quanto o aluno apreendeu dos conteúdos estudados, podem-se observar: a
compreensão conceitual e a interpretação do texto no que se refere aos aspectos da Química, e
o comportamento dele (hesitante, confiante, interessado) na resolução das atividades.
Analisar atitudes
Também pode ser útil analisar as atitudes do aluno, por exemplo, observar se ele costuma fazer
perguntas, se participa dos trabalhos em grupo, se argumenta em defesa de suas opiniões etc.
17
Trabalhar com diversos tipos de atividades
Além de trabalhar com atividades práticas/pesquisas, exercícios complementares e/ou leituras,
o professor pode criar outras oportunidades de avaliação, como, por exemplo, solicitar ao aluno
que explique o que ocorreu em determinado experimento.
Evidenciar organização, esforço e dedicação
É interessante, também, que cada estudante organize uma pasta e/ou um caderno com todas as
suas produções. Isso evidencia a organização dele e o esforço empenhado por ele na consecução dos
trabalhos, de acordo com as anotações feitas, além de mostrar claramente os conteúdos aos quais
dedicou maior ou menor atenção.
Perceber avanços e dificuldades em relação ao conteúdo avaliado
A avaliação deve ser um processo constante, não uma série de obstáculos. As provas escritas
são meios adequados para examinar o domínio do aluno em relação a procedimentos, interpretação
do texto, compreensão conceitual e entendimento de contextos. Esse tipo de avaliação pode ser
utilizado como um momento de aprendizagem, pois permite a percepção dos avanços e das dificuldades dos alunos no que diz respeito ao conteúdo avaliado. Há ainda a possibilidade da aplicação
de provas elaboradas pelos próprios alunos ou da realização de provas em grupos ou duplas.
Avaliar e instruir
Um instrumento bastante útil para avaliar e, ao mesmo tempo, instruir o aluno é a rubrica, a qual
costuma ser muito utilizada na avaliação de tarefas, como: projetos, seminários, apresentações,
produções escritas, entre outras.
Rubricas normalmente possuem o formato de tabelas e apresentam os critérios de qualidade
ou de aprendizagem. Nelas deve constar o que é importante na aprendizagem, como, por exemplo,
os critérios de correção bem definidos. Devem descrever os diferentes níveis de desempenho do
trabalho – excelente, satisfatório e insatisfatório ou, então, números, estrelas etc. – e as dificuldades concretas que podem ser vivenciadas pelos alunos durante a aprendizagem. Devem conter,
ainda, algumas habilidades de pensamento/raciocínio.
Veja uma maneira de montar uma rubrica.
Insatisfatório
Aspectos a
Descrição
serem avaliados dos critérios
observáveis
que evidenciem
um nível de
desempenho
abaixo do
esperado.
Satisfatório
Excelente
Pontos
Descrição dos
critérios observáveis que
correspondam
a um nível mais
elaborado,
mas que ainda
pode ser
aperfeiçoado.
Descrição de
critérios visíveis
que ilustrem o
nível máximo
de desempenho
ou de traços de
excelência.
Total
Os passos necessários para a elaboração de uma rubrica são:
• Identificar os componentes e os procedimentos a avaliar (se necessário, divida a tarefa em
subtarefas que evidenciem as habilidades necessárias ou a compreensão/aplicação do conhecimento). Esse é o passo mais importante, pois quando definido cuidadosamente o que
será avaliado, as expectativas ficam mais claras e a avaliação é mais objetiva e formativa.
• Selecionar um número razoável de aspectos importantes. Questione os aspectos mais importantes da tarefa proposta e classifique as principais dimensões a avaliar, da mais importante
para a menos significativa. Escreva os aspectos selecionados na coluna da esquerda da
rubrica-modelo, um em cada linha.
• Descrever os critérios de referência para todos os níveis de cada aspecto. Imagine um exemplo
máximo de desempenho para cada um dos aspectos a observar. Descreva-o sucinta e claramente
nas colunas da rubrica. Imagine, depois, um exemplo de qualidade ligeiramente inferior e preencha
a coluna seguinte (este preenchimento será da direita para a esquerda) e assim por diante, até ter
todas as células da rubrica preenchidas.
18
• Revisar a rubrica no momento da sua efetiva utilização e alterá-la, se necessário.
• Um dos principais objetivos da rubrica é estabelecer e organizar os critérios a serem avaliados em
determinada atividade, no intuito de tornar essa avaliação mais clara, consistente e objetiva tanto
para o professor (ajudando-o a estabelecer o que e como avaliar) como para o aluno (que saberá
quais resultados são esperados e de que maneira seu trabalho será avaliado).
Mais informações e alguns exemplos de rubricas podem ser obtidos no site (em inglês)
<http://rubistar.4teachers.org/index.php>. Acesso em: fev. 2010.
Autoavaliar-se
Outro recurso importante é a autoavaliação, pois cada estudante tem modos distintos e consistentes
de percepção, organização e retenção do assunto. A autoavaliação pode incluir questões do tipo:
• Como você se sente em relação a seus estudos de Química? Por quê?
• Qual foi o assunto mais importante para você e o que aprendeu?
• Em que você gostaria de ser ajudado?
• Como você acha que o professor pode melhorar as aulas de Química?
A autoavaliação, além de ser uma maneira de o estudante exercitar a reflexão sobre o próprio
processo de aprendizagem, serve, em especial, de indicador e alerta para auxiliar o professor em sua
atuação em sala de aula.
VI
Uso da internet
A internet, a rede mundial de computadores, permite o acesso a uma infinidade de informações, dos mais
variados tipos. Se bem usada, é um auxiliar poderoso do
processo ensino-aprendizagem. Apresentamos a seguir
uma pequena lista de sites que interessam aos objetivos
de nosso curso. Para facilitar o trabalho dos leitores,
dividimos os sites em seis categorias:
• Educacionais e/ou de referência, que trazem informações gerais sobre educação, cultura, ensino etc.
• Ciência e tecnologia, em que se encontram dados
sobre novas tecnologias, avanços científicos e
resultados de pesquisas.
• Meio ambiente e ecologia, com informações
sobre meio ambiente, conservação de recursos
naturais e problemas ambientais.
• Museus, bibliotecas ou bancos de dados, que
permitem a consulta a dados para a realização de
pesquisas.
• Empresas ou fundações, que apresentam informações relativas a projetos e atividades.
• Busca, que, por meio de expressões ou palavras-chave, permitem localizar mais facilmente as
informações desejadas.
Os sites a seguir foram acessados em fevereiro de
2010.
Educacionais e/ou de referência AllChemy Web
http://allchemy.iq.usp.br
Criado e mantido pelo Instituto de Química da
Universidade de São Paulo, é especializado em
Química e ciências afins, cumprindo as funções de
revista eletrônica, biblioteca virtual, banco de dados,
divulgação de eventos e cursos, entre outras.
Bússola Escolar
http://www.bussolaescolar.com.br
Destinado a estudantes, professores e a todos
que desejem se manter atualizados sobre as
diferentes disciplinas. A parte dedicada às Ciências e
particularmente à Química é bem completa, com uma
das melhores indexações de assuntos do gênero.
Catavento Cultural
http://www.cataventocultural.org.br
Espaço educacional e cultural que apresenta a ciência
e os problemas sociais ao público de forma interativa.
ChemKeys
http://www.chemkeys.com/br
Criado por professores da Universidade Estadual
de Campinas (Unicamp), contém material didático e
textos de referência para o ensino e aprendizagem
da Química e ciências afins.
Centro de Divulgação Científica e Cultural (CDCC)
http://www.cdcc.sc.usp.br
Mantido pela Universidade de São Paulo, traz
informações e material didático, propondo-se
a “estabelecer um vínculo duradouro entre a
universidade e a comunidade”. No setor de Química,
encontram-se explicações e demonstrações de
conceitos, experimentos e uma apresentação
detalhada da Tabela Periódica.
Ciência e Cultura na Escola
http://www.ciencia-cultura.com
Apresenta temas ligados ao estudo e aprendizagem
de Ciências no Ensino Fundamental e Médio.
Ciência em Casa
http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt
Disponível em português e em inglês, apresenta
experimentos científicos que podem ser feitos em
casa, além de curiosidades e informações sobre
temas da Química.
19
Educador Brasil Escola
http://www.educador.brasilescola.com
O site oferece sugestões de experimentos simples
que reforçam o conteúdo aprendido em sala de aula.
Escola do Futuro
http://www.futuro.usp.br
Laboratório interdisciplinar que visa aproveitar as
novas tecnologias de comunicação para melhorar o
aprendizado em todos os níveis de ensino.
Estação Ciência
http://www.eciencia.usp.br
Centro de Difusão Científica, Tecnológica e Cultural
da Pró-Reitoria de Cultura e Extensão Universitária
da Universidade de São Paulo.
Feira de Ciências
http://www.feiradeciencias.com.br
Experimentos que relacionam os conceitos
aprendidos em sala de aula ao dia a dia.
Grupo de Pesquisa em Educação Química (Gepeq)
http://gepeq.iq.usp.br
Mantido pelo Instituto de Química da Universidade
de São Paulo, oferece atividades para professores e
alunos, material de apoio para pesquisas em livros,
revistas, vídeos, associações e na internet, além de
cursos de formação continuada para professores de
Química do Ensino Médio e questões atualizadas e
interativas para testar e aprofundar conhecimentos.
International Union of Pure and Applied
Chemistry (Iupac)
http://www.iupac.org
O site da União Internacional de Química Pura
e Aplicada, uma organização não governamental
internacional, traz informações atualizadas dos
mais recentes trabalhos e pesquisas da área.
Seu Comitê Interdivisional de Nomenclatura e
Símbolos desenvolve padrões para a denominação
dos compostos químicos. Em inglês.
Ludoteca
http://www.ludoteca.if.usp.br
Mantido pelo Instituto de Física da Universidade
de São Paulo, é um espaço dirigido a professores,
estudantes e a todas as pessoas interessadas no
ensino e no estudo das Ciências.
Nautilus
http://nautilus.fis.uc.pt/
Contando com o apoio do Ministério de Ciência e
Tecnologia de Portugal, o site do Departamento de
Física da Universidade de Coimbra oferece downloads
gratuitos de programas destinados ao ensino,
aprendizagem e divulgação das áreas de Química, Física,
Matemática e Ciências em geral. A página Molecularium
traz interessantes simulações em físico-química.
Portal do Professor
http://portaldoprofessor.mec.gov.br
O site apresenta notícias, recursos educacionais,
como animações e experimentos, além de cursos e
materiais de apoio.
Química Nova na Escola
http://qnesc.sbq.org.br
A revista Química Nova na Escola aborda temas
relacionados à formação e à atualização da
comunidade brasileira do Ensino de Química. Dentre
vários artigos interessantes, pode-se explorar o
20
conceito de mol, como uma nova terminologia, e de
ligações químicas: iônica, covalente e metálica.
Sociedade Brasileira de Química (SBQ)
http://www.sbq.org.br
Site da Sociedade Brasileira de Química.
Ciência e tecnologia ACS Publications
http://pubs.acs.org
A página da American Chemical Society (ACS) traz as
publicações mais importantes da área. Em inglês.
Associação Brasileira da Indústria Química
(Abiquim)
http://www.abiquim.org.br
Além de informações voltadas para indústrias ligadas
ao setor químico, o site traz um Espaço do Estudante,
apresentando temas relevantes em linguagem
acessível.
Centro Brasileiro de Pesquisas Físicas
http://portal.cbpf.br
Vinculado ao Ministério da Ciência e Tecnologia, tem
como objetivo a investigação científica básica e o
desenvolvimento de atividades acadêmicas de pós-graduação em Física teórica e experimental.
Instituto Brasileiro de Informação em Ciência
e Tecnologia (Ibict)
http://www.ibict.br
Mantido pelo Ministério da Ciência e Tecnologia,
propõe-se a desenvolver a comunicação e a
informação nessas áreas, com o objetivo de
contribuir para a inovação tecnológica no Brasil.
Ministério da Ciência e Tecnologia (MCT)
http://www.mct.gov.br
O site traz, entre outras informações, dados
referentes ao patrimônio científico e tecnológico
brasileiro, bem como à política de pesquisa,
produção e aplicação de novos materiais e serviços
de alta tecnologia no Brasil.
Química Nova
http://quimicanova.sbq.org.br
Órgão de divulgação da Sociedade Brasileira de Química.
Contém artigos com resultados originais de pesquisa,
trabalhos de revisão, divulgação de novos métodos e
técnicas, educação e assuntos gerais da área.
Revista Com Ciência
http://www.comciencia.br/comciencia
Revista eletrônica de jornalismo científico,
publicada pela SBPC em associação com o Labjor
(Laboratório de estudos avançados em jornalismo
da Unicamp).
Revista Fapesp
http://revistapesquisa.fapesp.br
Editada pela Fundação de Amparo à Pesquisa do
Estado de São Paulo (Fapesp), tem por objetivo
difundir e valorizar os resultados da produção
científica e tecnológica brasileira.
Scientific American
http://www.scientificamerican.com
Site oficial da revista estadunidense de divulgação
científica, traz informações atualizadas sobre
ciências em geral. Em inglês.
Sociedade Brasileira para o Progresso
da Ciência (SBPC)
http://www.sbpcnet.org.br
A SBPC é uma entidade voltada especialmente para
a defesa do avanço científico e tecnológico e do
desenvolvimento educacional e cultural do Brasil.
O site destina-se a divulgar suas atividades e a
apresentar informações ligadas a elas.
Meio ambiente e ecologia Compromisso Empresarial para Reciclagem
(Cempre)
http://www.cempre.org.br
O Cempre é uma associação sem fins lucrativos
dedicada à promoção da reciclagem a partir do
conceito de gerenciamento integrado do lixo.
No site, encontram-se fichas técnicas de vários
tipos de materiais recicláveis e resumo das
publicações da associação.
Empresa Brasileira de Pesquisa Agropecuária
(Embrapa)
http://www.embrapa.br
Vinculada ao Ministério da Agricultura, Pecuária e
Abastecimento, a Embrapa visa ao desenvolvimento
sustentável do espaço rural. O portal divulga,
entre outras, informações sobre biotecnologia e
nanotecnologia, indústria de alimentos, transferência
de tecnologia e desenvolvimento social.
Instituto Brasileiro do Meio Ambiente e dos
Recursos Naturais Renováveis (Ibama)
http://www.ibama.gov.br
O site do Ibama, autarquia ligada ao Ministério do
Meio Ambiente, traz não apenas informações sobre
a política ambiental brasileira, mas também bancos
de dados e um Thesaurus de Meio Ambiente em que
podem ser consultados os principais conceitos
ligados ao tema.
Ministério do Meio Ambiente (MMA)
http://www.mma.gov.br
Além de dados sobre meio ambiente, o site traz
uma biblioteca virtual com jornais, revistas e outras
publicações específicas.
Museus, bibliotecas ou bancos de dados Agência Nacional de Energia Elétrica (Aneel)
http://www.aneel.gov.br
Na Biblioteca Virtual, podem ser consultados
dados catalográficos, artigos de periódicos, atos
legislativos, livros, materiais especiais (CDs, vídeos
e mapas) e trabalhos acadêmicos, entre outros,
sobre temas referentes à geração de energia
elétrica.
Biblioteca Virtual de Educação (BVE)
http://bve.cibe.inep.gov.br
Ferramenta de pesquisa de sites educacionais
do Brasil, dirigida a pesquisadores, estudiosos,
professores e alunos de todas as séries escolares.
Museu de História Natural “Prof. Luiz Trajano da Silva”
http://www.faficp.br
O museu, pertencente à Faculdade Estadual de Filosofia,
Ciências e Letras de Cornélio Procópio (Faficop), do
Paraná, traz em seu site informações sobre Arqueologia,
Antropologia Indígena, Entomologia e Zoologia, além
de dados sobre os principais biomas brasileiros.
Programa de Informação para Gestão de Ciência,
Tecnologia e Inovação (Prossiga)
http://www.prossiga.br
Vinculado ao Instituto Brasileiro de Informação em
Ciência e Tecnologia (IBICT), oferece bases de dados,
bibliotecas virtuais e informações sobre cursos, entre
outros, voltados para as áreas de Ciência e Tecnologia.
Serviço Geológico do Brasil (CPRM)
http://www.cprm.gov.br
Ligado ao Ministério de Minas e Energia, propõe-se a
organizar e sistematizar o conhecimento geológico
do território brasileiro. No site encontram-se, entre
outras, informações técnicas sobre Geologia,
recursos minerais e hídricos, bem como uma
biblioteca e um museu de Geologia.
Empresas ou fundações Companhia de Gás de São Paulo (Comgas)
http://www.comgas.com.br
No site da empresa, privatizada, encontram-se dados
sobre o gás natural, suas aplicações e sua relação
com o meio ambiente, entre outros.
Companhia de Tecnologia de Saneamento
Ambiental (Cetesb)
http://www.cetesb.sp.gov.br
Ligada à Secretaria de Estado do Meio Ambiente de São
Paulo, a Cetesb é responsável pelo controle, fiscalização,
monitoramento e licenciamento de atividades geradoras
de poluição, visando preservar e recuperar a qualidade
das águas, do ar e do solo. No site, encontram-se
informações e dados relacionados ao tema.
Fundação Oswaldo Cruz (Fiocruz)
http://www.fiocruz.br
A Fiocruz, vinculada ao Ministério da Saúde, é a mais
respeitada instituição de Ciência e Tecnologia em saúde
da América Latina. Desenvolve atividades de pesquisa
básica e aplicada, assistência hospitalar, formulação
de estratégias de saúde pública, entre muitas outras. O
portal oferece dados sobre a área.
Petrobras
http://www.petrobras.com.br
Além de trazer informações sobre petróleo e seus
derivados, o site oferece também dados sobre
biocombustíveis e outras energias renováveis.
Busca AltaVista
http://www.altavista.com
Google
http://www.google.com.br
Lycos
http://www.lycos.com
Yahoo!
http://br.yahoo.com
21
VII
Sugestões de leituras
para o professor
Educação e educação em química
Alves, R. Filosofia da ciência: introdução ao jogo e suas regras.
São Paulo: Loyola, 2000.
Bachelard, G. A formação do espírito científico. Rio de Janeiro:
Contraponto, 1996.
Benite, A. M. C. & Benite, C. R. M. O laboratório didático no ensino
de Química: uma experiência no ensino público brasileiro.
Revista Iberoamericana de Educación, jan. 2009.
Branco, S. M. Água: origem, usos e preservação. 2. ed. São
Paulo: Moderna, 2003. (Col. Polêmica.)
. Energia e meio ambiente. 2. ed. São Paulo: Moderna, 2004. (Col. Polêmica.)
. Pedagogia do oprimido. 46. ed. Rio de Janeiro: Paz
e Terra, 2007.
Fundação Roberto Marinho. Telecurso 2000: Ciências – 1o grau.
São Paulo: Globo, 1996.
Gepeq – Grupo de Pesquisa para o Ensino de Química. Interações e transformações: Química para o Ensino Médio.
São Paulo: Edusp, 2005, 2003, 2002. v. I, II, III; livro
do aluno, guia do professor.
Gil-Peréz, D. & Carvalho, A. M. P. de. Formação de professores
de Ciências: tendências e inovações. 8. ed. São Paulo:
Cortez, 2006. (Col. Questões de Nossa Época.)
Goldemberg, J. Energia nuclear: vale a pena? 9. ed. São Paulo:
Scipione, 1998. (Col. O Universo da Ciência.)
Campos, M. C. & Nigro, R. G. Didática de Ciências: o ensino-aprendizagem como investigação. São Paulo: FTD, 1999.
Grün, M. Ética e educação ambiental: a conexão necessária.
Campinas/Rio de Janeiro: Papirus/Paz e Terra, 2003.
Canto, E. L. Plástico: bem supérfluo ou mal necessário? 2. ed.
São Paulo: Moderna, 2004.
Hamburguer, E. W. (org.). O desafio de ensinar Ciências no século 21. São Paulo: Edusp/Estação Ciência, 2000.
Carraro, G. Agrotóxico e meio ambiente: uma proposta de ensino de Ciências e Química. Disponível em: <www.iq.ufrgs.
br/aeq>. Acesso em: mar. 2010.
Imbernón, F. Formação docente e profissional: formar-se
para a mudança e a incerteza. São Paulo: Cortez,
2000. (Coleção Questões de Nossa Época.)
Chagas, A. P. Argilas: as essências da terra. São Paulo: Moderna,
1996. (Col. Polêmica.)
Jardim, N. S. et al. Lixo municipal: manual de gerenciamento
integrado. 2. ed. São Paulo: Instituto de Pesquisas
Tecnológicas, 2000.
. Como se faz Química: uma reflexão sobre a Química
e a atividade do químico. 3. ed. Campinas: Editora da
Unicamp, 2006.
Chalmers, A. F. A fabricação da ciência. São Paulo: Editora da
Unesp, 1994.
. O que é ciência afinal? São Paulo: Brasiliense,
1993.
Chassot, A. I. & Oliveira, R. J. (orgs.). Ciência, ética e cultura
na educação. São Leopoldo: Editora da Unisinos,
1998.
Kneller, G. F. A ciência como atividade humana. Rio de
Janeiro/São Paulo: Zahar/Edusp, 1980.
Kruger, V.; Lopes, C. V. M. & Soares, A. R. Eletroquímica para o
Ensino Médio. Série proposta para o Ensino de Química. Disponível em: <www.iq.ufrgs.br/aeq>. Acesso
em: fev. 2010.
Kupstas, M. (org.). Ciência e tecnologia em debate. São
Paulo: Moderna, 1998.
Chrétien, C. A ciência em ação. Campinas: Papirus, 1994.
Lazlo, P. A palavra das coisas ou a linguagem da Química.
Lisboa: Gradiva, 1995. (Col. Ciência Aberta 74.)
C hrispino , A. Manual de Química experimental. 2. ed.
São Paulo: Ática, 1994.
Lopes, A. R. C. Conhecimento escolar: ciência e cotidiano.
Rio de Janeiro: Editora da Uerj, 1999.
. O que é Química. 4. ed. São Paulo: Brasiliense, 1995.
(Col. Primeiros Passos.)
Lufti, M. Os ferrados e os cromados: produção social e
apropriação privada do conhecimento químico. 2. ed.
Ijuí: Editora da Unijuí, 2006.
Ciscato, C. A. M. Extração de pigmentos vegetais: Revista
de Ensino de Ciências, v. 20, 1988. Disponível em:
<www.cienciamao.if.usp.br>. Acesso em: fev. 2010.
Machado, A. H. Aula de Química: discurso e conhecimento.
Ijuí: Editora da Unijuí, 2000.
Cruz, R. Experimentos de química em microescala. São Paulo:
Scipione, 1995. 3 V.
Maldaner, O. A. A formação inicial e continuada de professores de Química. Ijuí: Editora da Unijuí, 2000.
Fellenberg, G. Introdução aos problemas da poluição ambiental. São Paulo: EPU, 2008.
. A formação inicial e continuada de professores
de Química: professores/pesquisadores. Ijuí: Editora
da Unijuí, 2000.
Freire, P. Educação como prática da liberdade. 31. ed. Rio de
Janeiro: Paz e Terra, 2008.
. Pedagogia da esperança: um reencontro com a
pedagogia do oprimido. 14. ed. Rio de Janeiro: Paz e
Terra, 2007.
22
Mano, E. B. Introdução aos polímeros. 2. ed. São Paulo:
Edgard Blücher, 1999.
Mateus, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: Editora
da UFMG, 2001.
Mól, G. de S. & Santos, W. L. P. dos (coords.). Química e sociedade. Módulos 1, 2, 3 e 4 – Química, suplementados
com o Guia do Professor. São Paulo: Nova Geração,
2003-2004. (Col. Nova Geração.)
Zago, O. G. & Del Pino, J. C. Trabalhando a Química dos sabões e detergentes. Disponível em: <www.iq.ufrgs.
br/aeq>. Acesso em: fev. 2010.
Montanari, V. & Strazzacappa, C. Pelos caminhos da água.
2. ed. São Paulo: Moderna, 2003. (Col. Desafios.)
História da Química
Moran, J. M.; Maaseto, M. T. & Behrens, M. A. Novas tecnologias e mediação pedagógica. 16. ed. Campinas:
Papirus, 2009.
Mortimer, E. F. Linguagem e formação de conceitos no ensino
de Ciências. Belo Horizonte: Editora da UFMG, 2006.
Nardi, R. (org.). Questões atuais no ensino de Ciências. São
Paulo: Escrituras, 1998.
Perrenoud, P. Avaliação: da excelência à regulação das
aprendizagens. Entre duas lógicas. Porto Alegre:
Artmed, 1999.
. Dez novas competências para ensinar. Porto
Alegre: Artmed, 2000.
. Pedagogia diferenciada: das intenções à ação.
Porto Alegre: Artmed, 2000.
Reigota, M. Meio ambiente e representação social. 7. ed.
São Paulo: Cortez, 2007.
Rios, T. A. Compreender e ensinar: por uma docência de
melhor qualidade. 3. ed. São Paulo: Cortez, 2002.
Rodrigues, S. A. Destruição e equilíbrio: o homem e o
ambiente no espaço e no tempo. 16. ed. São Paulo:
Atual, 2004. (Col. Meio Ambiente.)
Romanelli, L. I. & Justi, R. da S. Aprendendo Química. Ijuí:
Editora da Unijuí, 1998.
Chassot, A. A ciência através dos tempos. 2. ed. São Paulo:
Moderna, 1994.
Ferri, M. G. & Motoyama, S. História das Ciências no Brasil.
São Paulo: EPU/Edusp, 1979.
G oldfarb , A. M. A. Da alquimia à Química. São Paulo:
Landy, 1991.
Mathias, S. Evolução da Química no Brasil. Em: Ferri, M. G.
& Motoyama, S. (coords.). História das ciências no
Brasil. São Paulo: EPU, 1979.
Vanin, J. A. Alquimistas e químicos. 2. ed. São Paulo:
Moderna, 2005.
Documentos Oficiais
Brasil. Ministério da Educação (MEC), Instituto Nacional de Estudos e Pesquisas Educacionais (Inep).
SAEB 2001: novas perspectivas. Brasília: MEC/
Inep, 2001.
Brasil. Ministério da Educação (MEC), Secretaria de
Educação Básica (SEB) Parâmetros Curriculares Nacionais: Ensino Médio. Brasília: MEC/SEB,
2000.
Russel, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: McGraw-Hill
do Brasil, 1994. v. 2.
Brasil. Ministério da Educação (MEC), Secretaria de
Educação Básica (SEB). Orientações Curriculares para o Ensino Médio – Ciências da Natureza,
Matemática e suas Tecnologias. Brasília: MEC/
SEB, 2006.
Santos, W. L. P. dos & Schnetzler, R. P. Educação em Química: compromisso com a cidadania. Ijuí: Editora
da Unijuí, 1999.
Brasil. Ministério do Meio Ambiente. Educação para um
futuro sustentável: uma visão transdisciplinar para
uma ação compartilhada. Brasília: Ibama, 1999.
Romeiro, S. B. B. Química na siderurgia. Disponível em:
<www.iq.ufrgs.br/aeq>. Acesso em fev. 2010.
Sato, M. & Santos, J. E. Agenda 21 em sinopse. São Carlos:
EdUFSCar, 1999.
Scarlatto, F. & Pontim, J. A. Do nicho ao lixo. São Paulo:
Atual, 1992.
Souza, M. H. S. & Spinelli, W. Guia prático para cursos de
laboratório: do material à elaboração de relatórios.
São Paulo: Scipione, 1998.
Tajra, S. F. Informática na educação. 8. ed. São Paulo:
Érica, 2008.
Valadares, J. & Pereira, D. C. Didática da Física e da Química.
Lisboa: Universidade Aberta, 1991.
Vieira, L. Química, saúde & medicamentos. Disponível em:
<www.iq.ufrgs.br/aeq>. Acesso em: fev. 2010.
Vigotski, L. S. A formação social da mente. São Paulo:
Martins, 2007.
. Pensamento e linguagem. 4. ed. São Paulo:
Martins, 2008.
Weissmann, H. (org.). Didática das ciências naturais: contribuições e reflexões. Porto Alegre: Artmed, 1998.
Secretaria da Educação do Estado de São Paulo. Organização
e segurança no laboratório de Química no Ensino
Médio. São Paulo: Coordenadoria de Estudos e
Normas Pedagógicas/Secretaria de Estado da
Educação, 1993. (Col. Prática Pedagógica.)
Revistas
Ciência Hoje
Química Nova
Química Nova na Escola
American Chemical Society
Education in Chemistry
Enseñanza de las Ciencias
International Journal of Science Education
Journal of Chemical Education
Scientific American Brasil
23
24
Conteúdos e objetivos específicos
dos capítulos
VIII
Capítulo
1
Soluções
Conteúdos
1.
2.
3.
4.
Conceitos gerais
Concentração das soluções
Diluição das soluções
Mistura de soluções
Objetivos específicos
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• perceber a existência de diferentes tipos de soluções e a
diversidade na utilização delas na prática;
• entender o processo de classificação das soluções;
• compreender o processo de dissolução;
• conceituar e entender o processo de saturação, construindo
e interpretando curvas de solubilidade de uma substância
em função da temperatura;
• compreender o significado de concentração e perceber a
importância dela na prática, conhecendo e exercitando as
diferentes formas de expressá-la;
• compreender o significado de diluir e concentrar, e aplicar
esse conhecimento em exercícios;
• entender o processo de mistura de soluções com reação,
aplicado na resolução de exercícios;
• compreender os processos práticos de análise quantitativa
de uma solução e sua utilidade.
Capítulo
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
2
Coloides e nanotecnologia
Conteúdos
Objetivos específicos
Introdução
Conceituação de sistema coloidal
Dispersibilidade das partículas coloidais
Preparação dos coloides
Propriedades dos coloides
Precipitação dos coloides
A explosão da nanociência e da nanotecnologia
A nanofabricação
Aplicações da nanotecnologia
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• perceber que as soluções coloidais estão sempre presentes
no cotidiano;
• entender o conceito de soluções coloidais;
• compreender o fenômeno da dispersão;
• reconhecer os métodos de produção de soluções coloidais;
• reconhecer as propriedades dos coloides, seus usos e
aplicações na sociedade;
• desenvolver conexões e relações hipotético-lógicas entre os
mundos macroscópico e microscópico da matéria;
• reconhecer as relações da catálise na Química aplicada;
• reconhecer o papel da Química no desenvolvimento
científico e tecnológico ao longo do tempo, e as
possibilidades para o futuro;
• compreender as relações entre a Química teórica, a
experimental e suas aplicações práticas;
• reconhecer que a nanotecnologia está cada vez mais
presente em nossa vida, nas empresas e no futuro
desenvolvimento econômico;
• relacionar os pontos positivos e as preocupações com a
sociedade no uso das nanopartículas para a saúde e o meio
ambiente.
25
Capítulo
1.
2.
3.
4.
5.
6.
3
Propriedades coligativas
Conteúdos
Objetivos específicos
Introdução
Detalhando as mudanças de estado físico
Os efeitos coligativos
A Lei de Raoult
O efeito osmótico
As propriedades coligativas nas soluções iônicas
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• compreender os processos de evaporação e de condensação
por meio do equilíbrio dinâmico existente entre eles;
• entender o significado de pressão máxima de vapor de um
líquido puro, compreendendo os fatores que a afetam;
• entender e interpretar tabelas e gráficos contendo dados
sobre pressão máxima de vapor e temperatura;
• compreender quando ocorre a ebulição de um líquido puro;
• diferenciar os processos de evaporação e de ebulição;
• entender e interpretar as regiões de um diagrama de fases
de uma substância pura;
• explicar, utilizando diagrama de fases, alguns fatos
observados na prática;
• entender o significado de efeito tonométrico, ebuliométrico
e criométrico, conceituando esse conjunto de propriedades
coligativas;
• compreender os efeitos que a adição de um soluto não
volátil a um líquido puro ocasionam no diagrama de fases do
líquido puro;
• entender e aplicar a Lei de Raoult na resolução de problemas;
• entender o movimento de difusão;
• definir membrana semipermeável ideal;
• entender o fenômeno da osmose mediante conceitos de
difusão e de membrana semipermeável;
• definir pressão osmótica de uma solução;
• aplicar as leis da osmometria na resolução de problemas;
• classificar soluções à mesma temperatura, levando em
conta as pressões osmóticas delas;
• perceber a importância da pressão osmótica nos seres vivos;
• entender por que os efeitos coligativos são mais acentuados
nas soluções iônicas do que nas soluções moleculares,
ambas nas mesmas condições;
• perceber a aplicação das propriedades coligativas na
resolução de problemas práticos como a dessalinização de
água de alguns países.
Capítulo
4
Termoquímica
Conteúdos
Objetivos específicos
1. Introdução
2. A energia e as transformações da matéria
3. Por que as reações químicas liberam ou absorvem
calor?
4. Fatores que influem nas en­tal­pias (ou calores) das
reações
5. Equação termoquímica
6. Casos particulares das ental­pias (ou calores) das
reações
7. Lei de Hess
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• perceber que o estudo das quantidades de calor, liberadas
ou absorvidas durante as reações químicas, auxilia na
compreensão de fatos observados no dia a dia;
• entender que as quantidades de calor podem ser medidas;
• compreender por que as reações ocorrem com liberação ou
absorção de calor mediante os conceitos de energia interna e
entalpia, entendendo quais fatores influenciam nas entalpias
das reações;
• entender, escrever e interpretar uma equação termoquímica;
• reconhecer os principais casos de entalpias de reação e as
respectivas definições;
26


Conteúdos
Objetivos específicos
• entender a lei experimental de Hess e suas consequências,
além de aplicá-la na resolução de exercícios;
• perceber a aplicação da Termoquímica na resolução de
problemas práticos, além do aumento de pesquisas para
descobrir novas fontes de energia.
Capítulo
5
Cinética química
Conteúdos
1. Velocidade (ou rapidez) das reações químicas
2. Como as reações ocorrem?
3. O efeito das várias formas de energia sobre a
velocidade das reações químicas
4. O efeito da concentração dos reagentes na
velocidade das reações químicas
5. O efeito dos catalisadores na velocidade das
reações químicas
Objetivos específicos
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• entender o conceito de velocidade de uma reação química;
• compreender as condições necessárias para a ocorrência
de uma reação química por meio dos conceitos de contato e
afinidade química entre os reagentes;
• entender e utilizar a teoria das colisões para explicar e
prever alterações na velocidade das reações químicas;
• calcular a velocidade de uma reação química;
• compreender o efeito da energia na velocidade das reações
químicas mediante o conceito de energia de ativação,
associando isso com os conceitos de entalpia aprendidos
em Termoquímica;
• entender, interpretar, analisar e traçar gráficos de energia
de reação em função do tempo (ou caminho da reação);
• perceber e compreender como as concentrações dos
reagentes afetam a velocidade das reações químicas;
• ler e interpretar tabelas de concentrações de reagentes
e produtos, relacionando os dados com a velocidade e
escrevendo-os em forma de equação – denominada lei de
velocidade ou lei cinética;
• entender o significado de mecanismo de uma reação;
• entender o que é um catalisador e como ele afeta a
velocidade das reações químicas;
• ler, interpretar e construir gráficos de energia em função do
tempo (ou caminho da reação) de reações químicas com e
sem catalisador;
• conhecer os principais catalisadores utilizados na prática.
Capítulo
6
Equilíbrios químicos homogêneos
Conteúdos
1. Estudo geral dos equilíbrios químicos
2. Constante de equilíbrio em termos de pressões
parciais
3. Deslocamento do equilíbrio
Objetivos específicos
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• conceituar reação reversível;
• entender o que é equilíbrio químico, por meio dos conceitos
de velocidade direta e inversa de uma reação química;
• diferenciar equilíbrio homogêneo de equilíbrio heterogêneo;

27

Conteúdos
Objetivos específicos
• identificar, graficamente ou utilizando dados de tabela,
quando uma reação atingiu o equilíbrio;
• diferenciar equilíbrio homogêneo de equilíbrio heterogêneo;
• entender grau de equilíbrio;
• entender e determinar a fórmula de constante de equilíbrio
em função das concentrações, em mol/L, identificando-a
com a lei da ação das massas (ou lei de Gulderg-Waage) para
o equilíbrio químico;
• aplicar os conceitos de grau e constante de equilíbrio de
uma reação na resolução de exercícios;
• compreender que grau e constante de equilíbrio servem
para medir a extensão de uma reação reversível, isto é,
para indicar o ponto em que a reação alcança o equilíbrio
– logo no início (com pouca formação de produtos e muita
sobra de reagentes), no “meio do caminho” ou mais adiante
(com bastante formação de produtos e pouca sobra de
reagentes);
• entender que qualquer alteração na velocidade da reação,
direta ou inversa, provoca modificações nas concentrações
dos reagentes e dos produtos, deslocando o equilíbrio e
levando o sistema a um novo estado de equilíbrio;
• observar que o deslocamento do equilíbrio obedece sempre
ao princípio de Le Chatelier.
Capítulo
7
Equilíbrios iônicos em soluções aquosas
Conteúdos
1. Equilíbrios iônicos em geral
2. Equilíbrio iônico na água/pH e pOH
3. Hidrólise de sais
28
Objetivos específicos
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• entender que equilíbrio iônico é o caso particular dos
equilíbrios químicos;
• compreender que grau e constante de ionização servem,
também, para indicar se o eletrólito é forte ou fraco;
• observar que, por causa de os valores da constante de
equilíbrio de eletrólitos fracos em soluções diluídas serem
muito baixos, torna-se usual expressá-los por meio de
logaritmos;
• deduzir a lei de Ostwald com base em dados tabelados, além
de entender e interpretá-la graficamente;
• entender e relacionar o efeito da adição do íon comum e do
não comum ao princípio de Le Chatelier;
• determinar o produto iônico da água partindo dos conceitos
de grau de ionização e constante de ionização;
• compreender como é determinado o caráter ácido-básico de
uma solução, tomando como base o conceito de equilíbrio
iônico na água;
• perceber que o uso de logaritmos simplifica a determinação
do caráter ácido ou básico de uma solução e permite a
cons­trução de uma escala de acidez (ou de basicidade);
• relacionar os valores de uma escala de acidez com as
concentrações de ácido ou base em uma solução;
• medir, na prática, o pH de uma solução;
• compreender o que é e como ocorre a hidrólise de um sal,
observando que a hidrólise pode alterar o pH de uma solução;
• definir grau e constante de hidrólise;
• estabelecer relações entre a constante de hidrólise e a
constante do ácido e/ou da base fracos;


Conteúdos
Objetivos específicos
• perceber e entender a importância na escolha de um
indicador apropriado na titulação ácido-base;
• resolver exercícios envolvendo equilíbrios iônicos em
soluções aquosas.
Capítulo
8
Equilíbrios heterogêneos
Conteúdos
1. Introdução
2. Aplicação da Lei da Ação das Massas aos
equilíbrios heterogêneos
3. Deslocamento do equilíbrio heterogêneo
4. Produto de solubilidade (KPS)
Capítulo
9
Objetivos específicos
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• entender o significado de equilíbrio heterogêneo;
• perceber que, em um equilíbrio heterogêneo, a lei da ação
das massas só pode ser aplicada a cada uma das fases do
sistema;
• entender por que, em um equilíbrio entre sólidos (ou líquidos)
e gases, a lei da ação das massas é aplicada apenas aos
gases;
• perceber que a influência de alguns fatores no deslocamento
de um equilíbrio heterogêneo obedece, com algumas
ressalvas, ao princípio de Le Chatelier;
• compreender o termo solubilidade por meio do equilíbrio
químico entre processos de dissolução e de precipitação,
definindo, então, produto de solubilidade;
• resolver exercícios sobre equilíbrio químico que envolvam
cálculos, interpretação de dados, tabelas e gráficos;
• relacionar equilíbrio químico com formação de estalactites,
estalagmites e corais.
Eletroquímica — Pilhas e baterias elétricas
Conteúdos
1. Introdução
2. Reações de oxirredução
3. O acerto dos coeficientes ou balanceamento das
equações de oxirredução
4. A pilha de Daniell
5. A força eletromotriz (fem) das pilhas
6. Eletrodo-padrão de hidrogênio
7. Tabela dos potenciais-padrão de eletrodo
8. Cálculo da força eletromotriz (fem) das pilhas
9. Previsão da espontaneidade das reações de
oxirredução
10. As pilhas e as baterias em nosso cotidiano
11. Corrosão
Objetivos específicos
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• definir Eletroquímica;
• diferenciar os processos que ocorrem em uma pilha
(energia química transformada em elétrica) dos que ocorrem
na eletrólise (energia elétrica transformada em energia
química);
• compreender que a oxidação, a redução e, consequentemente,
a reação de oxirredução envolvem transferências de
elétrons, definindo agentes oxidante e redutor;
• entender o significado de número de oxidação nos íons e nos
compostos covalentes;
• calcular o número de oxidação de um elemento que aparece
em uma substância;
• reconhecer equações de oxirredução;
• entender que balancear uma equação de oxirredução
significa igualar o número de elétrons cedidos pelo redutor
com o número de elétrons recebidos pelo oxidante, levando
em conta que o número total de átomos de cada elemento
permanecerá o mesmo durante a reação;

29

Conteúdos
Objetivos específicos
• fazer o balanceamento de equações de oxirredução, escritas
ou não na forma iônica;
• escrever, na forma iônica, uma reação de oxirredução,
assim como as respectivas equações das semirreações de
oxidação e de redução;
• entender a montagem e o funcionamento da pilha de
Daniell por meio de definições de meias-células e eletrodos,
negativo (ou ânodo) e positivo (ou cátodo);
• escrever e interpretar a reação global e as semirreações que
ocorrem em uma pilha;
• representar e interpretar, esquematicamente, uma pilha;
• entender o significado de força eletromotriz de uma pilha e
como é feita a medida dessa força;
• perceber que a força eletromotriz de uma pilha é consequên­cia de
uma reação de oxirredução e, portanto, depende da natureza
dos metais formadores da pilha, das concentrações das
soluções empregadas e da temperatura em que a pilha
estiver funcionando;
• compreender o significado de potencial-padrão de eletrodo;
• ler e interpretar dados, ou dados de uma tabela, de
potencial-padrão de eletrodo, identificando os potenciais
de oxidação e de redução dos redutores e dos oxidantes em
relação ao eletrodo-padrão de hidrogênio;
• calcular a força eletromotriz de uma pilha mediante os
potenciais-padrão dos eletrodos;
• prever se uma reação de oxirredução será ou não
espontânea, utilizando os valores de potencial de redução;
• prever, utilizando o valor calculado da força eletromotriz de
uma pilha, se o funcionamento dela será ou não espontâneo
no sentido considerado;
• entender a montagem, o funcionamento e a aplicação de
algumas pilhas comuns:
–acumulador ou bateria de automóvel ou bateria de chumbo;
– pilha seca comum ou de Leclanché;
– pilhas alcalinas;
– pilha de níquel-cádmio;
– pilha de lítio ou lítio-iodo;
– pilha ou célula combustível;
• perceber os cuidados necessários para o descarte de pilhas
e baterias;
• compreender a corrosão como um processo eletroquímico,
entendendo a necessidade prática e a importância na
proteção, ou de retardamento da corrosão, de alguns materiais.
Capítulo
10
Eletroquímica — Eletrólise
Conteúdos
Objetivos específicos
1. Introdução
2. Eletrólise ígnea
3. Eletrólise em solução aquosa com eletrodos
inertes
4. Prioridade de descarga dos íons
5. Eletrólise em solução aquosa com eletrodos ativos
(ou reativos)
6. Comparando o funcionamento das pilhas com a
eletrólise
7. Aplicações da eletrólise
8. A estequiometria das pilhas e da eletrólise
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• entender que a eletrólise é a reação de oxirredução
provocada pela corrente elétrica;
• compreender como e quando ocorre a eletrólise;
• identificar eletrólise ígnea e perceber, por meio das reações,
a diferença entre nomes e sinais dos eletrodos quando comparados aos da pilha;
• entender o que ocorre na eletrólise em solução aquosa;
• compreender a diferença dos resultados, ocasionada pela
presença da água, de uma eletrólise ígnea e uma eletrólise
em solução aquosa;
30


Conteúdos
Objetivos específicos
• prever, numa eletrólise em solução aquosa, se ocorrerá
decomposição apenas do soluto ou apenas do solvente ou,
então, de ambos, por meio da maior ou da menor facilidade
de descarga dos íons durante a eletrólise;
• resolver exercícios sobre eletrólise;
• entender o problema de recarga de uma bateria comparando
pilhas e eletrólise;
• perceber as várias aplicações da eletrólise nos processos
industriais;
• relacionar a quantidade da substância transformada com a
quantidade de eletricidade associada a essa transformação
e aplicar esses conhecimentos em cálculos eletroquímicos,
podendo prever o aspecto econômico do processo;
• compreender alguns processos naturais e industriais por
meio da eletroquímica.
Capítulo
11
Reações nucleares
Conteúdos
1. Introdução
2. O início da era nuclear — A descoberta da
radioatividade
3. Os efeitos das emissões radioativas
4. Recordando alguns conceitos sobre a estrutura
atômica
5. A natureza das radiações e suas leis
6. Cinética das desintegrações radioativas
7. Famílias radioativas naturais
8. Reações artificiais de transmutação
9. Fissão nuclear
10. Fusão nuclear
11. Aplicações das reações nucleares
12. Perigos e acidentes nucleares
Objetivos específicos
Ao final do capítulo, o aluno deve estar preparado para:
• perceber que a descoberta das emissões radioativas se deu
com a evolução de pesquisas envolvendo explicações sobre
a estrutura atômica;
• conhecer, por meio de exemplos, os principais efeitos
provocados pelas emissões radioativas;
• definir nuclídeo;
• determinar se um nuclídeo é isóbaro, isótono ou isótopo de
outro mediante o número atômico (prótons) e o número de
massa (prótons e nêutrons);
• identificar os três tipos de emissão (alfa, beta e gama)
presentes em um feixe radioativo;
• definir emissão alfa e entender o que ocorre com um núcleo
quando uma partícula alfa é emitida por ele;
• definir emissão beta e entender o que ocorre com um núcleo
quando uma partícula beta é emitida por ele;
• definir emissão gama e entender por que não se costuma
escrever a emissão gama nas equações nucleares;
• ler, escrever e interpretar as emissões colocadas na forma
de equação de partículas alfa e beta;
• entender como a velocidade com que um elemento
radioativo se desintegra pode ser determinada;
• entender o conceito de meia-vida;
• definir série ou família radioativa natural;
• definir reação nuclear ou de transmutação;
• definir elementos transurânicos;
• compreender o que é e o que ocorre no processo de fissão
nuclear;
• perceber as aplicações práticas do processo de fissão
nuclear;
• compreender o que é e o que ocorre no processo de fusão
nuclear, diferenciando-o do processo de fissão nuclear;
• perceber aplicações práticas do processo de fusão nuclear;
• perceber os maiores e os menores perigos das emissões
radioativas para os seres vivos.
31
IX
Capítulo
Comentários sobre os capítulos
1
Soluções
É importante iniciar este capítulo retomando o conceito de misturas, visto no Ensino Fundamental
e na 1a série do Ensino Médio, e ampliá-lo.
Este capítulo deve merecer atenção especial, visto que o conhecimento do assunto continua
a ser maciçamente cobrado nos principais exames do país. Além disso, o domínio do cálculo de
concentrações, expressas das mais variadas maneiras, é fundamental para a resolução de vários
tipos de problemas que surgirão daqui em diante em nosso curso, como os que envolvem soluções
que reagem entre si, problemas de volumetria, questões de cinética e de equilíbrios químicos, de
eletroquímica etc.
Infográfico
No infográfico na abertura do capítulo observamos o quanto as soluções fazem parte de nosso
dia a dia e como suas características são importantes para a vida e para o ambiente, mostrando ao
aluno, no exemplo, como as baleias jubarte reagem a essas diferentes características em relação
às águas oceânicas. Pode-se estabelecer um paralelo com a leitura do final do capítulo, mostrando
aos alunos a importância da água para a manutenção da vida dos seres vivos, destacando também
a importância de se conhecer a concentração, a temperatura ou a densidade de uma solução.
Neste primeiro contato com o assunto, o professor pode pedir exemplos de soluções aos
alunos, propondo que eles tentem diferenciar, por exemplo, um suco de laranja de uma laranjada,
pensando em termos de soluções mais concentradas e soluções menos concentradas.
Refletindo
Nesse momento, é possível abordar a concentração de soluções, que é o ponto central deste
capítulo.
A urina é um bom exemplo para explorar a presença dos resíduos filtrados pelos rins.
A urina é uma solução complexa, formada por diversas substâncias, sendo a ureia o soluto predominante. O objetivo da atividade é abordar as concentrações das partículas em solução, deixando as
propriedades dos solutos para o momento oportuno.
Resposta:
Podemos avaliar o grau de hidratação pela coloração, pela quantidade e pelo odor da urina — solução aquosa por meio da qual são eliminados os resíduos e as substâncias indesejadas em excesso no
organismo.
Quanto menos hidratada a pessoa está, mais escura é a urina e mais forte seu odor.
Em geral, uma urina de cor clara, “sem odor” e em quantidade normal (cerca de 1,5 L por dia) é
sinal de uma hidratação adequada do organismo.
1. Conceitos gerais
1.1Introdução
1.2 Mecanismos de dissolução
1.3 Regra de solubilidade
Professor, ressalte aos alunos que essa regra depende da intensidade da polaridade das subtâncias.
Moléculas pouco polares podem se dissolver em substâncias apolares em pequenas quantidades.
32
1.4.O fenômeno da saturação de uma solução
Se possível, mostrar aos alunos o fenômeno da saturação de uma solução. Deve-se lembrar que,
para muitos deles, o aparecimento de um precipitado parece mágica ou um grande mistério. Por isso,
usando um tubo de ensaio, pode-se mostrar algumas reações que produzem precipitado, como as que
ocorrem entre o AgNO3 e o NaCL, entre o CuSO4 e o NaOH, entre o BaCL2 e o Na2SO4 etc.
1.5 Curvas de solubilidade
1.6 Solubilidade de gases em líquidos
Questões
a) Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Soluto é a substância
que está dispersa na solução, e solvente é a substância que possibilita a dissolução do
soluto.
b) O sal é formado por cátions Na1 e ânions CL2. Quando é colocado em contato com a água, a
“extremidade negativa” da molécula de água atrai os cátions Na1 e a “extremidade positiva” da
molécula de água atrai os ânions CL2. Desse modo, a água desfaz o retículo cristalino e os íons
entram em solução, cada um deles envolvido por várias moléculas de água.
c) O iodo, substância apolar, tende a se dissolver mais no óleo, substância apolar, que na água,
substância polar. Sendo assim, o iodo, inicialmente dissolvido na água, migrará para o óleo.
d) Não, pois o sal de cozinha, cloreto de sódio, apresenta um coeficiente de solubilidade (357 g/L a
0 °C). Se o coeficiente de solubilidade for ultrapassado, passaremos a ter uma mistura heterogênea, constituída por uma solução saturada de cloreto de sódio e o corpo de fundo, formado pelo
sal que não se dissolveu.
e) Como a solubilidade do oxigênio em água aumenta com a diminuição da temperatura e
levando em conta que a menor temperatura apresentada nos dados da tabela é a da truta,
podemos concluir que a truta necessita de maior quantidade de oxigênio para sobreviver.
f) O menor índice de oxigênio dissolvido é registrado em dois dias. São necessários quatro dias
para que o teor de oxigênio dissolvido volte à normalidade.
Pesquisa
Podem-se encontrar informações sobre o tema proposto nos sites:
• http://portal.saude.gov.br/portal/arquivos/pdf/vigilancia_controle_qualidade_agua
Disponibiliza o relatório “Vigilância e controle da qualidade da água para consumo humano”,
desenvolvido pelo Ministério da Saúde, o qual fornece diversas informações sobre a avaliação da
qualidade das águas e os efeitos da sua contaminação na saúde humana.
• http://www.cetesb.sp.gov.br/Agua/rios/variaveis.asp
Fornece dados sobre as variáveis analisadas para se acessar a qualidade das águas.
Acessos em: mar. 2010.
Pesquisando esses sites, o aluno poderá concluir que a quantidade de alguns gases dissolvidos
em água interfere no odor e sabor, no grau de acidez (pH), no teor de oxigênio dissolvido (que é de
importância vital para os seres aquáticos aeróbios), no grau de fotossíntese (a presença de oxigênio
e de gás carbônico permite a ocorrência da fotossíntese e da respiração aeróbia do meio).
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade.
Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13
deste Suplemento para o professor.
Solubilidade de gases na água
Observação: O
s refrigerantes, a água com gás etc. possuem gás carbônico dissolvido na solução.
Devem ser incolores para que se possa perceber a alteração na cor do indicador,
alaranjado de metila.
33
Respostas das perguntas
a) No início, o refrigerante ou a água com gás fornecerão coloração vermelha ao indicador, pois
possuem gás carbônico dissolvido na solução, conferindo-lhe caráter ácido (lembre que o
gás carbônico é um óxido ácido que, na presença de água, forma o ácido carbônico).
b) Com o aquecimento, o gás se tornará menos solúvel na solução, inflando o balão de borracha
e fazendo com que a cor do indicador passe para amarelo.
c) Ao resfriarmos a solução, o balão perde volume, pois o gás volta a se solubilizar melhor na
solução, fazendo com que o indicador adquira novamente a coloração vermelha.
d) Gás carbônico. A solubilidade desse gás em água diminui com o aquecimento.
Exercícios básicos
1. São solúveis em água substâncias polares, como vinagre e álcool etílico.
Alternativa b
2. O iodo, I2 é uma substância apolar. Dessa forma, de acordo com a regra que diz “semelhante dissolve
semelhante”, o procedimento correto para retirar a mancha de iodo consiste em aplicar sobre a
mancha uma outra substância apolar, como por exemplo, tetracloreto de carbono.
Alternativa e
3. O aumento da pressão e diminuição da temperatura favorecem a dissolução de gás em um
líquido.
Alternativa e
4. a) O sistema I encontra-se em equilíbrio, pois temos o sólido (corpo de chão) em contato com a
solução saturada.
b) Se for adicionada uma quantidade muito pequena de NaCL sólido no sistema I (solução saturada
com corpo de chão), ocorrerá a precipitação do soluto excedente. Se for adicionado no sistema
II (solução saturada), o sólido também irá precipitar. E no sistema III o sólido será dissolvido.
5. Uma solução supersaturada é aquela que já ultrapassou o coeficiente de solubilidade e só pode
existir em condições especiais, pois é instável. Fato que se observa com refrigerante em recipiente
fechado.
Alternativa c
6. Analisando as curvas de solubilidade de cada sal, o aluno deve notar que a 40 °C somente os sais
KNO3 e NaNO3 estarão totalmente dissolvidos, pois nessa temperatura esses sais apresentam
solubilidade maior que 40 g de soluto/ 100 g de H2O.
Alternativa a
7. a) O ponto D representa uma solução saturada homogênea.
b) Existem soluções saturadas heterogêneas nos pontos em que há soluções supersaturadas,
portanto, nos pontos A e C.
c) Sabendo-se que uma solução insaturada é aquela que ainda não atingiu o ponto de saturação,
temos essa situação no ponto B.
d) Pode-se utilizar diminuição da temperatura da solução.
8. O primeiro sal a precipitar é o CaSO4, pois é o menos solúvel em água (2,1 g/L).
Alternativa b
9. A solução de NH4CL, a 60 °C, satura-se com uma massa inferior a 60 g/100 g de água.
Alternativa d
10. Alternativa c
11. Exercício resolvido.
12. Do próprio gráfico, tiramos que:
• a 70 °C: 90 g/100 g de H2O; logo, em 50 g de H2O, temos: 45 g de AX2
• a 10 °C: 20 g/100 g de H2O; logo, em 50 g de H2O, temos: 10 g de AX2
A diferença (45 g 2 10 g 5 35 g) é o que precipita e 10 g de AX2 permanecem em solução.
Alternativa c
34
13. a) Houve a precipitação, pois a solubilidade diminui com o abaixamento da temperatura. A partir
dos dados do gráfico, podemos calcular a massa de precipitado formada:
Na solução inicial (a 40 °C): 40 g do sal
Na solução final (a 20 °C): 34 g do sal
massa precipitada 5 massa do soluto inicial 2 massa do soluto final 5
40 g 2 34 g 5 6 g do sal
b) A dissolução do cloreto de potássio em água é um processo endotérmico, pois a solubilidade
do sal aumenta com o aumento da temperatura.
14. Exercício resolvido.
15. De acordo com os dados do exercício, temos:
25 mL de solução saturada
13 g de sal
100 mL de solução saturada
x g de sal
x 5 52 g de sal
Portanto, o sal que apresenta solubilidade igual a 52 g/100 mL de água é o KNO3.
Alternativa d
16. Estão incorretas as afirmações I, III e IV.
I. Em regiões com baixa concentração de nutrientes, a produção de cardumes não é favorecida
devido à falta de nutrientes.
III. As profundezas das fossas oceânicas são regiões com baixa intensidade de luz.
IV. A presença de metais pesados e a acidez excessiva das águas nas regiões próximas à costa,
também prejudicam o desenvolvimento dos cardumes.
Alternativa b
Exercícios complementares
17. Analisando o gráfico podemos verificar a solubilidade de NH4CL:
• a 80 °C: 60 g/100 g de água
• a 40 °C: 40 g/100 g de água
Assim, com o resfriamento (de 80 °C para 40 °C) precipitam 60 g 2 40 g 5 20 g (em 100 g de água).
Como foram utilizados 200 g de água, temos:
100 g de água
20 g de sal
200 g de água
x g de sal
x 5 40 g de sal
18. Fazendo o cálculo para cada recipiente:
1o recipiente
20 g
do gráfico # 30 °C: ______
​ 
 ​ de água # considerando que no recipien100 g
te há apenas 15 g de K2Cr2O7 V solução insaturada
V homogênea
do gráfico # 30 °C:
o
2 recipiente
100 g de água
20 g de sal
20 g de água
x g de sal
x 5 4 g de sal
Como há apenas 3,5 g de sal no recipiente V solução insaturada V homogênea
do gráfico # 30 °C: 100 g de água
20 g de sal
10 g de água
x g de sal
o
3 recipiente
x 5 2 g de sal
no recipiente há 2 g de sal V solução homogênea
do gráfico # 70 °C:
o
4 recipiente
60 g de sal
100 g de água
x g de sal
300 g de água
x 5 180 g de sal
Com 200 g de K2Cr2O7 no recipiente V solução saturada V heterogênea
do gráfico # 70 °C:
o
5 recipiente
100 g de água
60 g de sal
500 g de água
x g de sal
x 5 300 g de sal
Há 320 g de sal no recipiente V solução heterogênea
35
do gráfico # 70 °C:
o
6 recipiente
100 g de água
60 g de sal
250 g de água
x g de sal
x 5 150 g de sal
Como há 150 g de sal no recipiente V solução homogênea
Alternativa b
19. A adição de 100 g de KNO3 a 100 g de água a 80 °C produzirá uma mistura homogênea, visto que a
solubilidade desse sal a 80 °C é 169,6 g de sal/100 g de água.
Alternativa e
20. Da solubilidade dada, resulta que 1 litro do refrigerante contém 3,0 g de CO2.
1 mol de CO2 5 44 g (dado)
25 L (dado)
3,0 g
VL
V 5 1,7 L de CO2
Essa é a resposta, pois o enunciado diz que todo o CO2 saiu da garrafa.
Alternativa c
21. a) Não ocorre formação de bolhas de gás no sangue, porque com o aumento da pressão à medida que o
mergulhador desloca-se para regiões mais profundas a dissolução do ar no sangue é favorecida.
b) Ao subir lentamente para a superfície, o ar é expelido do sangue sem atingir a saturação.
c) Na subida rápida, não há tempo para o ar sair do sangue, atinge a saturação e forma bolhas no
sangue do mergulhador.
22. O pesticida com maior potencial de se espalhar no ambiente é o de maior solubilidade em água
— no caso o malation. O de maior toxicidade é o que, em menor quantidade, consegue matar 50%
das calorias — no caso o paration.
Alternativa d
2. Concentração das soluções
2.1. Concentração comum ou, simplesmente, concentração (C)
Questões
a) A concentração é a quantidade de soluto, em gramas, existente em um litro de solução. Se o
volume da solução não é um litro, mas mantém-se a mesma proporção entre a massa de soluto
e o volume da solução, a concentração permanece a mesma.
b) • A amostra I, pois em um mesmo volume de solução (água do mar) apresenta, além da massa
do solvente, massa maior de sais dissolvidos que a água da torneira (amostra II).
• A amostra I, pois em um mesmo volume há maior massa de sais dissolvidos que na água da
torneira (amostra II).
c) Sim, pois a densidade de uma solução é a soma das massas do soluto e do solvente correspondente por unidade de volume, e a concentração, em g/L, de uma solução é o quociente entre a
massa do soluto e o volume da solução.
Matematicamente:
(m1 1 m2)
Se d 5 ​ __________
 ​, então podemos escrever a mesma fórmula da seguinte maneira:
V
m
m
1
2
​   ​  ​1 ​ ___
​   ​  ​(fórmula I)
d 5 ​ ___
V
V
m1
C 5 ​ ___ ​(fórmula II)
V
m2
Substituindo II em I, temos que: d 5 C 1 ___
​   ​
V
Portanto, se a concentração for alta, a densidade também será alta.
@ # @ #
d) Apresentará concentração menor, pois o volume de solvente na solução final é maior que o desejado
m1
​ C 5 ___
​   ​  ​.
V
@
#
Exercícios básicos
23. Exercício resolvido.
36
m1
24. Sabendo-se que C 5 ​ ___ ​, onde C 5 50 g/L e V 5 150 mL, temos
V
m1
C 5 ​ ___ ​ V m1 5 C ? V
V
m1 5 50 ? (150 ? 1023)
converter para L
m1 5 7,5 g
25. Pelo próprio significado de concentração, temos:
20 g de NaOH
1L
8,0 g de NaOH
xL
x 5 0,4 L 5 400 mL
Alternativa d
26. Utilizando as informações de volume e massa do sal em cada recipiente, podemos calcular a concentração (g/L) em cada caso:
Recipiente 1: V
5 2 L e msal 5 0,5 g
m
​ 0,5 g ​5 0,25 g/L
C 5 ​ __ ​ V C1 5 _____
V
2L
Recipiente 2: V
5 3 L e msal 5 0,75 g
0,75 g
m
 ​5 0,25 g/L
​ 
C 5 ​ __ ​ V C2 5 ______
3L
V
Recipiente 3: V
5 5 L e msal 5 1,25 g
1,25 g
m
 ​5 0,25 g/L
​ 
C 5 ​ __ ​ V C3 5 ______
5L
V
Recipiente 4: V
5 8 L e msal 5 2,0 g
2,0 g
m
 ​5 0,25 g/L
​ 
C 5 ​ __ ​ V C4 5 _____
8L
V
Recipiente 5: V
5 10 L e msal 5 2,5 g
2,5 g
m
​ 
 ​5 0,25 g/L
C 5 __
​   ​ V C5 5 _____
V
10 L
Alternativa d
27. Sabendo-se que 1 cm3 equivale a 1 mL, temos:
1 cm3
1 mL
x 5 2 ? 106 mL 5 2 ? 103 L
x mL
2 ? 106 cm3
Se em 1 L de água do mar há 30 g dos principais sais, em 2 ? 103 L, temos:
1L
2 ? 103 L
Alternativa a
30 g dos sais
y g dos sais
y 5 6,0 ? 101 kg
28. Exercício resolvido.
29.
1 mL
1.000 mL
31
1 Cr 52 g
20 g
Alternativa d
20 mg de Cr31
x mg de Cr31
x 5 20.000 mg ou 20 g de Cr31
2 CrCL2 ? 6 H2O
266,5 g
yg
y 5 102,5 g de CrC,3 ? 6 H2O
30. O íon metálico mais tóxico, no caso o Hg21, é o íon de menor concentração máxima tolerada.
Alternativa e
31. Se 1 L de água mineral contém 12 mg de K1, então 4 L de água mineral conterão 48 mg de K1.
Portanto:
1 mol de K1 5 39 g
0,048 g
Alternativa d
6 ? 1023 átomos de K1
x átomos de K1
x 5 7,38 ? 1020 átomos de K1
32. Exercício resolvido.
37
33. 1 kg de massa corporal
60 kg
5 mg de H3PO4
x mg de H3PO4
1 L de refrigerante
y L de refrigerante
0,6 g de H3PO4
0,3 g de H3PO4
x 5 300 mg ou 0,3 g de H3PO4
y 5 0,5 L de refrigerante
Exercícios complementares
34. Dados, volume da solução (V) igual a 200 mL e massa do aspartame (m1) de 58 mg, podemos calcular
a concentração (g/L) de aspartame no suco preparado:
V 5 200 mL 5 0,2 L
m1 5 58 mg 5 0,058 g
m ​
0,058
1
C 5 ​ ___
V C 5 ​ ______
 ​ V C 5 0,29 g/L
V
0,2
Alternativa a
35. Sendo:
V 5 25 cm3 5 25 mL 5 0,025 L
m1 5 0,2625 g
m1
0,2625
C 5 ​ ___ ​ V C 5 ​ _______ ​ V C 5 10,5 g/L
V
0,025
Alternativa c
36. Partindo do próprio conceito de concentração, podemos montar as seguintes regras de três:
Para o cloreto de sódio: 3,5 g
xg
1L
0,5 L
x 5 1,75 g 5 1.750 mg
Para sacarose:
1L
0,5 L
x 5 5,5 g 5 5.500 mg
11 g
yg
Alternativa c
37. A única diferença entre os refrigerantes é a presença de açúcar. Consequentemente, a massa de
açúcar será a diferença de massa entre as latas: 331,2 g2 316,2 g 5 15 g de açúcar.
A concentração será:
300 mL (lata)
1.000 mL
15 g de açúcar
C
C 5 50 g/L
Alternativa e
38.
1 L de água
1 m3 5 1.000 L de água
30 mg de óleo
x mg de óleo
x 5 30.000 mg ou 30 g de óleo
Alternativa d
39. 1 kg de massa corporal
42 kg de massa corporal
5 mg de H3PO4
x mg de H3PO4
x 5 210 mg ou 0,210 g de H3PO4
(ingestão máxima)
0,6 g de H3PO4
0,210 g de H3PO4
1 L 5 1.000 mL de refrigerante
x mL de refrigerante
x 5 350 mL de refrigerante
Portanto, um indivíduo de 42 kg pode ingerir uma lata de refrigerante (350 mL) por dia.
Alternativa a
2.2. Título ou fração em massa (T)
Questões
a) • Significa que em cada 100 g de vinagre existem 4 g de ácido.
4 g de ácido
x g de ácido
100 g de vinagre
500 g de vinagre
x 5 20 g
Há 20 de gramas de ácido nesse frasco de vinagre.
b) 4,3 g de água; 12%
38
Pesquisas
As pesquisas podem ser diversas, como por exemplo:
Soluções
Porcentagem em massa
Fração em massa
Soro fisiológico
1%
0,01
Vinagre
4,5%
0,045
Exercícios básicos
40. Exercício resolvido.
41. Se o título percentual é igual a 20%, então a massa da solução será:
100 g de solução
20 g de soluto
x g de solução
80 g de soluto
x 5 400 g de solução
Logo, massa de água será:
400 g 5 80 g de soluto 1 massa de água V
massa de água 5 320 g
Alternativa d
42. 100%
1 kg (ou 1.000 g) de solução
5%
x g de soluto
x 5 50 g de soluto
Alternativa d
43. Exercício resolvido.
44.
1,2 g
1 mL
(10 1 290) g
x mL
x 5 250 mL de solução
250 mL de solução
10 g de sal
1.000 mL de solução
x g de sal
x 5 40 g V
C 5 40 g/L
45. 5 L 5 5.000 mL de etanol (d 5 0,8 g/mL) V m 5 dV 5 0,8 g/mL ? 5.000 mL 5 4.000 g de etanol
1 kg de etanol _____________ 0,50 mol 5 0,50 ? 127 ? 2 5 127 g de I2
4 kg de etanol ____________________________________________ x g de I2
x 5 508 g de I2
Alternativa b
46. Exercício resolvido.
47. 1 L de álcool hidratado:
96%
4%
0,960 L de álcool
d 5 0,800 g/L
768 g de álcool
0,040 L de água d 5 1.000 g/L
40 g de água
massa total 5 808 g de mistura
808  ​
g 5 808 g/L
densidade do álcool hidratado: d 5 ​ ______
1L
Combustível com densidade superior a 808 g/L contém mais água que o permitido.
Alternativa e
2.3. Concentração em mols por litro ou molaridade (M)
Questões
a) Sim, pois a concentração em g/L de uma solução é igual à sua concentração em mol/L multiplicada pela massa molar do soluto.
b) As fontes 1 e 8, pois apresentam concentração de flúor menor que a especificada pela legislação
(0,1 mg/L).
39
Exercícios básicos
48. Exercício resolvido.
49. Cálculo da quantidade em mols de NaCL:
58,5 g de NaCL
1 mol
0,900 de NaCL
x mol
x 5 0,015 mol de NaCL
Em 100 mL (0,1 L) de solução, a concentração do soro fisiológico é de 0,15 mol/L.
Alternativa d
50. Calculando a massa molar do ácido ascórbico:
M 5 (6 ? 12,0) 1 (8 ? 1,01) 1 (6 ? 16,0) V
M 5 176,08 g/mol
Cálculo da quantidade de mols de ácido ascórbico:
176,08 g de ácido ascórbico
1 mol
0,6 g de ácido ascórbico
n1 mol
n1 5 3,4 ? 1023 mol de ácido ascórbico
Pelo próprio significado da molaridade, temos:
3,4 ? 1023 mol
200 mL
1.000 mL
x mol
x 5 0,017 mol V
M 5 0,017 mol/L ou 17 mmol/L
Alternativa d
51. Exercício resolvido.
52. Para preparar 6 litros de solução 3 molar, são necessários 18 mols de AL2(SO4)3.
Massa molar de AL2(SO4)3: M 5 (2 ? 27) 1 (3 ? 32) 1 (12 ? 16) V M 5 342 g/mol
Logo, a massa de sulfato de alumínio para preparar 6 L de uma solução 3 molar, será:
1 mol
342 g de AL2(SO4)3
18 mols
m
m 5 6.156 g de AL2(SO4)3
Alternativa e
53. Massa molar de NaF: M 5 (1 ? 23) 1 (1 ? 19) V M 5 42 g/mol
Com a concentração molar da solução de fluoreto de sódio que é adicionada à água, podemos obter
o número de mols em 500 mL dessa solução:
2,0 ? 1025 mol de NaF
1L
n1 mol de NaF
0,5 L
n1 5 1,0 ? 1025 mol de NaF
Cálculo da massa de NaF:
42 g de NaF
1 mol
m g de NaF
1,0 ? 1025 mol
m 5 4,2 ? 1024 g de NaF
Alternativa c
54. Sendo a concentração molar da solução de sulfato de cobre igual a 0,5 mol/L, podemos obter o
número de mols em 500 mL:
0,5 mol de sulfato de cobre
n1 mol de sulfato de cobre
1L
0,5 L
n1 5 0,25 mol de sulfato de cobre
Com a massa molar do sulfato de cobre pentaidratado (249,6 g/mol), podemos calcular a massa de
reagente que deve ser pesada:
249,6 g
mg
1 mol
0,25 mol
55. Exercício resolvido.
40
m 5 62,4 g de CuSO4 ? 5 H2O
56. De acordo com a massa molar do CaBr2 e a concentração da solução de 10 g/L:
Massa molar de brometo de cálcio 5 200 g/mol
1 mol
200 g
10 g
n1
n1 5 0,05 mol de CaBr2
Logo, a concentração molar dessa solução é de 0,05 mol/L.
Alternativa c
57. Exercício resolvido.
58. Pela definição de molaridade:
1 mol de NaF
25
5,0 ? 10
mol de NaF (por litro)
42 g
xg
x 5 2,1 ? 1023 g
V
V
C 5 2,1 ? 1023 g/L 5 2,1 mg/L de NaF
Alternativa b
59. Exercício resolvido.
60.
m
Solução 20% ​ ___
m ​: 100 g de solução
20 g de HCL
80 g de H2O
20
M 5 _______________
​ 36,50 ? 0,0909
   ​ V M 5 6 mol/L
m 100
m
​   ​5 ____
​   ​ V V 5 90,9 mL
d 5 ___
​   ​ V V 5 ___
V
d 1,10
Alternativa b
61. Para 100 g de água do mar com 3,5% de NaCL, tem-se:
3,5 g de NaCL
96,5 g de H2O
d s 1 g/mL
96,5 mL
3,5
M 5 ______________
​ 58,5 ? 0,0965
   ​ V M 5 0,6 mol/L
(somente H2O ou solução)
Alternativa c
Exercícios complementares
62. Calculando a massa molar de CaCL2 ? 2 H2­O: M 5 (1 ? 40) 1 (2 ? 35,5) 1 (2 ? 18) V M 5 147 g/mol
Pela regra de três, podemos achar o número de mols correspondente à 1,47 g de CaCL2 ? 2 H2­O:
147 g
1 mol
1,47 g
n1 mol
n1 5 0,01 mol de CaCL2 ? 2 H2O
Em 200 mL dessa solução, a concentração molar é de:
n1
0,01
​   ​ V M 5 0,05 mol/L 5 5,0 ? 1022 mol/L
M 5 ​ __ ​ V M 5 _____
V
0,2
Alternativa a
63. Pela definição de molaridade:
1 mol de HCLO
25
2,0 ? 10
mol de HCLO (por litro)
52,5 g
xg
x 5 1,05 ? 1023 g
V
V C 5 1,05 ? 10 g/L V C 5 1,05 mg/L de HCLO
23
Alternativa a
m1
0,8
​ 
​ V M1 5 40 g/mol
64. M 5 ​ ____ ​ V 0,1 5 ________
M1V
M1 ? 0,2
Com as massas atômicas, concluímos que a massa molar de MOH é x 1 16 1 1 5 40 (isto é,
x 5 23 u, que é a massa atômica do sódio).
Alternativa d
65. Calculando a massa molar de C6H8O6: M 5 (6 ? 12) 1 (8 ? 1) 1 (6 ? 16) V M 5 176 g/mol
Pela regra de três, podemos achar o número de mols correspondente à 0,5 g de C6H8O6:
176 g
1 mol
0,5 g
n1 mol
n1 5 2,8 ? 1023 mol de C6H8O6
Em 200 mL dessa solução, a concentração molar é de:
41
n1
2,8 ? 1023
M 5 ​ __ ​ V M 5 __________
​ 
 ​ V
V
0,2
M 5 0,0142 mol ? L21
Alternativa b
66. Porcentagem em massa:
100%
(210 1 1.000) g
210 g
V
x 5 17,35
x%
x s 17,4%
Volume da solução:
d 5 1,05 g/mL V
1,05 g
1 mL
(210 1 1.000 g)
y mL
y 5 1.152 mL ou 1,152 L
Molaridade:
m1
210
​ 
 ​ V M 5 3,038 V
M 5 ____
​   ​ V M 5 __________
M1V
60 ? 1,152
M s 3,04 mol/L
Alternativa a
67. Calculando a concentração molar no balão A:
Em 1 L da solução há 24 g de HAc e sendo a massa molar do ácido acético igual a 60 g/mol,
temos:
60 g
1 mol
24 g
n1 mol
n1 5 4,0 ? 1021 mol de HAc
Concentração molar do ácido no balão A 5 4,0 ? 1021 mol/L
Calculando o número de mols no balão B:
Concentração molar do ácido no balão B é de 0,1000 mol/L, em 32,0 mL (0,032 L), temos:
0,1000 mol
1L
n1 mol
0,032 L
n1 5 3,2 ? 1023 mol de HAc
Alternativa e
Exercícios básicos
68. Exercício resolvido.
69. Molaridade do nitrato de cobre (II) com M1 5 187,5 g/mol:
m1
M 5 ​ ____ ​ V
M1V
93,75
M 5 __________
​ 
 ​ V M 5 0,5 mol/L
187,5 ? 1,0
Concentração molar de íons nitrato:
Cu(NO3)2 # Cu21 1 2 NO23
1 mol
1 mol
2 mol
1 mol de Cu(NO3)2
2 mol de NO23
0,5 mol de Cu(NO3)2
n1 mol de NO23
n1 5 1,0 mol de NO23
Concentração molar de íons nitrato = 1,0 mol/L
Alternativa e
70.
1 L de solução
0,10 mol de KCL
UV 0,10 mol de CL2
0,20 mol de MgCL2
UV 0,40 mol de CL2
0,05 mol de CrCL3
?2
?3
UV 0,15 mol de CL2
Somando, temos:
0,10 mol 1 0,40 mol 1 0,15 mol
   
 ​
   5 0,65 mol/L de C,2
​ _______________________________
1L
Alternativa d
42
71. Massa molar de Na1 5 23 g/mol
Em 100 mL de uma solução aquosa de 3 mol/L de Na2CO3, há:
3 mol de Na2CO3
1L
x mol de Na2CO3
0,1 L
x 5 0,3 mol de Na2CO3
Na2CO3 # 2 Na1 1 CO22
3
1 mol
2 mol
1 mol
1 mol de Na2CO3
2 mol de Na1
0,3 mol de Na2CO3
n1 mol de Na1
n1 5 0,6 mol de Na1
Massa de íons Na1:
23 g de Na1
1 mol
1
0,6 mol
m1 g de Na
m1 5 13,8 g de Na1
Alternativa e
72. Professor, é muito importante acostumar seus alunos aos cálculos com potências de dez.
Em 1 mol de sacarose, há: 6,0 ? 1023 moléculas (partículas).
Em 0,5 mol de NaCL, há: 0,5 ? 6,0 ? 1023 unidades de NaCL.
Na1 1 CL2, temos 2 partículas (1 de Na1 e 1 de CL2) por unidade de NaCL.
Na reação: NaCL
Então:
2 ? 0,5 ? 6,0 ? 1023 V 6,0 ? 1023 partículas de Na1 e CL2
O número total de partículas é:
6,0 ? 1023 1 6,0 ? 1023 5 12,0 ? 1023 V
1,2 ? 1024 partículas
Alternativa d
73. A concentração máxima de íons Pb21 em mmol/L é:
207 g de Pb21
1 mol de Pb21
21
21
25
5,2 ? 10
g de Pb
x mol de Pb
27
x 5 2,5 ? 10
V
mol
M 5 2,5 ? 10
27
V
mol/L 5 2,5 ? 1024 mmol/L
Logo, as amostras que apresentam concentração menor que 2,5 ? 1024 mmol/L estão dentro dos
padrões permitidos.
Alternativa d
74.
200 mL:
4 ? 1023 mol de Na1 V 4 ? 1023 ? 23 V 92 ? 1023 g ou 92 mg de Na1
2 ? 1023 mol de CL2 V 2 ? 1023 ? 35,5 V 71 ? 1023 g ou 71 mg de CL2
4 ? 1023
Na1: M 5 ________
​ 
 ​ V M 5 20 ? 1023 mol de Na1/L
0,2
Massa de CL2 é 71 mg V
23
2 ? 10
2
mol de CL
V
V
a) errada
b) errada
c) correta
2 ? 1023 mol de NaCL
V
d) errada
Alternativa c
2.4.Fração em mols ou fração molar (x)
Questões
a) Não, pois a fração molar de um soluto é o quociente entre a quantidade de mols desse soluto
e a quantidade total de mols na solução e, por sua vez, a quantidade de mols do soluto é dada
pelo quociente entre a massa do soluto e sua massa molar. Embora possuindo massas iguais, os
solutos são diferentes e, portanto, apresentarão diferentes quantidades de mols (pois possuem
massas molares diferentes), e, consequentemente, diferentes frações molares.
b) Primeiramente, é preciso usar uma base de cálculo (por exemplo, se uma mistura possui 30% de
A e 70% de B, podemos utilizar como base de cálculo 100 g da mistura. Sendo assim, tem-se, a
cada 100 g da mistura, 30 g de A e 70 g de B) e conhecer as massas molares dos componentes
da mistura. Tendo-se a massa e a massa molar dos componentes, pode-se calcular a quantidade
de matéria de cada um deles e, então, calcular a fração de cada um na mistura.
43
Exercícios básicos
75. Exercício resolvido.
76. Cálculo das frações molares:
n1
1
da glicose: x1 5 ___
​   ​ V ​ ____ ​5 0,01
100
n
n2
99
da água: x2 5 ___
​   ​V ​ ____ ​5 0,99
100
n
Alternativa e
77. Cálculo das quantidades de mols de:
m1
18
1) glicose: n1 5 ___
​   ​ V n1 5 ____
​   ​ V n1 5 0,1 mol
M1
180
m2
24
2) ácido acético: n2 5 ___
​   ​ V n2 5 ___
​   ​ V n2 5 0,4 mol
M2
60
m3
81
3) água: n3 5 ___
​   ​ V n3 5 ​ ___ ​ V n3 5 4,5 mol
M3
18
• Cálculo da fração molar do ácido acético:
n2
0,4
0,4
x 5 ​ ___ ​ V x 5 _______________
​ 
​   ​ V x 5 0,08
   ​ V x 5 ____
0,1 1 0,4 1 4,5
5,0
n
Alternativa b
78. A solução a 11,70% de NaCL em massa tem 11,70 g de NaCL e (100 2 11,70) g 5 88,30 g de água.
Sendo assim, temos:
11,70
• para o NaCL: n1 5 _____
 ​ V n1 5 0,2 mol
​ 
58,5
88,30
• para o H2O: n2 5 ______
​ 
 ​ V n2 5 4,9 mol
18
Resulta uma quantidade total de 0,2 mol 1 4,9 mol 5 5,1 mol. Com esse valor, calculamos:
0,2
• para o NaCL: x1 5 ____
​   ​ V x1 5 0,0392
5,1
4,9
• para o H2O: x2 5 ____
​   ​ V x2 5 0,9608
5,1
Chame a atenção de seus alunos para o fato de que: 0,0392 1 0,9608 5 1.
79. 1 L de solução (d 5 1,008 g/mL) “pesa” 1.008 g. Da concentração dada, concluímos que 1 L de
solução contém 126 g de HNO3 e, portanto: 1.008 g 2 126 g5 882 g de H2O. Temos então:
m1
126
​   ​ V n1 5 ____
​   ​ V n1 5 2 mol
HNO3: n1 5 ___
M1
63
2
x1 5 ___
​   ​ V
51
x1 5 0,0392
m2
822
H2O: n2 5 ​ ___ ​ V n2 5 ​ ____ ​ V n2 5 49 mol
M2
18
49
x2 5 ___
​   ​ V
51
x2 5 0,9608
Total 5 51 mol
Alternativa c
2.5. Outros tipos de concentração
Questões
a) Para soluções muito diluídas, a concentracão assume valores muito pequenos. O uso da concentração em ppm evita o uso desses valores muito pequenos.
b) A qualidade do ar pode ser considerada má, pois 24 mililitros equivalem a 24 ppm.
c) • 1 ? 1023 mol/L
• 20 mg de cálcio e 30 mg de carbonato.
Pesquisa
Podem-se encontrar informações sobre o tema proposto no portal da Cetesb: www.cetesb.sp.gov.br,
nas páginas:
• http://www.cetesb.sp.gov.br/Ar/ar_indice_padroes.asp#indice
Fornece, entre outros dados, padrões e índices do ar.
• http://www.cetesb.sp.gov.br/Agua/rios/indice_iva_ipmca.asp
Traz o Indice de Parâmetros Mínimos para a Preservação da Vida Aquática (IPMCA).
Acessos em: mar. 2010.
44
Exercícios básicos
5,0 ? 1024 mg de Hg
Massa do soluto em mg
80. ppm 5 ​ _________________________
   
    ​ V ppm 5 ​ ___________________
  
  
 ​ V
Massa do solvente em kg
1023 kg de água
ppm 5 0,5
Alternativa c
81. Dado 15 ppm de CO (V/V), temos:
1.000.000 L de ar
15 L de CO
1 m (ou 1.000 L) de ar
x L de CO
3
82.
70 ppb de Ag
(m/m)
83. C 5 MM 1
V
x 5 0,015 L de CO/m3 de ar
1 bilhão (ou 109) g da crosta
70 g de Ag
6
1 tonelada (ou 10 ) g da crosta
C 5 4 ? 1024 ? 24 V
x 5 0,070 g de Ag
x g de Ag
C 5 9,6 ? 1023 g ? L21 V
C s 10 mg ? L21
Alternativa b
84. Em 1 ppm há 1 mg de F2 por litro de solução:
1 L de solução
1 mg de F2
38.000 L
x mg de F2
2
1 F
x 5 38.000 mg ou 38 g de F2
1 NaF
19 g
42 g
38 g
yg
85. 1.000.000 g de H O
2
y 5 84 g de NaF
0,2 g de CL2
x g de CL2
1.000 g de H2O
x 5 2 ? 1024 g
V
C 5 2 ? 1024 g ? L21
Alternativa b
86. Água oxigenada a 11,2 volumes
2 H2O2
V 1 L solução libera 11,2 L de O2 (CNPT):
2 H2O 1 O2
2 ? 34 g
22,4 L (CNPT)
xg
11,2 L (CNPT)
87. 1 L de solução V
x 5 34 g
V
C 5 34 g/L
20 L de O2 (CNPT):
22,4 L de O2 (CNPT)
1 mol de O2
20 L de O2 (CNPT)
x mol de O2
x 5 0,89 mol de O2 (CNPT)
Alternativa c
88.
2 H2O2
2 H2O 1 O2
2 ? 34 g
22,4 L (CNPT)
xg
10 L (CNPT)
x 5 30,3 g de H2O2
Alternativa c
3. Diluição das soluções
Questões
a) Apenas a massa de soluto permanece constante. A concentração, o volume de solução e o volume de solvente são alterados.
b) O procedimento mais adequado é transferir quantitativamente o conteúdo do balão volumétrico
para um béquer e aquecê-lo lentamente até evaporar parte da água. Após esse procedimento,
transferir quantitativamente a solução já fria para o balão volumétrico inicial e acrescentar água
lentamente até atingir a marca de referência.
c) A soda cáustica sofrerá uma diluição.
45
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade.
Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 deste
Suplemento para o professor.
Diluição de soluções
Respostas das perguntas
100 mL
100 mL
1 00 mL
100 mL
ilustrações: ADILSON SECCO
a) 6,38 g
b) Preparação da solução 1:
Solução 3
Preparação da solução 2:
25 mL
1 00 mL
1 0 0 mL
1 00 mL
1 00 mL
1 00 mL
ilustrações: ADILSON SECCO
Solução 
Solução 3
Solução 1
Solução 
Solução 
25 mL
1 00 mL
Solução 2
Solução 
1 00 mL
1 0 0 mL
1 0 0 mL
1 0 0 mL
Solução 3
Solução 
c) Diluição.
d) Pela cor. A solução mais concentrada (solução 1) apresenta a cor azul mais intensa e a
solução mais diluída (solução 3) apresenta a cor azul menos intensa.
e) Solução 2: 0,1 mol/L; 15,95 g/L
Solução 3: 0,025 mol/L; 3,99 g/L
f) Quanto maior a concentração de íon cobre II (Cu21), mais intensa é a coloração azul.
46
ilustrações: ADILSON SECCO
Preparação da solução 3:
Exercícios básicos
89. Exercício resolvido.
90. Através da equação da diluição, tem-se:
VM 5 V´M´ V 200 ? 5 5 250 ? M´
V
M´ 5 4 mol/L
91. Para encontrar o volume final de solução utiliza-se a equação da diluição.
VM 5 V´M´ V 200 ? 5 5 V´ ? 2
92. VM 5 V9M9 V
V
V 5 500 mL
V ? 0,5 5 200 ? 0,1 V
V 5 40 mL
Alternativa d
93. Por meio da equação de diluição, tem-se:
VM 5 V´M´ V V ? 5 5 200 ? 2 V
V 5 80 mL
94. Exercício resolvido.
95.Praticamente não há cálculos a fazer. Para reduzir uma concentração pela metade, deve-se dobrar o volume da solução. No caso, passar de 1,5 L para 3,0 L, bastando, para isso, acrescentar
mais 1,5 L de água.
Alternativa b
96.60 ? 2 5 (60 1 540) ? M
V
M 5 0,2 mol/L
Alternativa b
97. Da equação de diluição, tem-se:
VM 5 V´M´ V 3 ? 1 5 0,4 ? M´
V
M´ 5 7,50 mol/L
Alternativa e
98. Deve-se calcular a volume inicial de água (antes de evaporar) e, por diferença, calcular o volume
de água evaporada.
VM 5 V´M´ V V ? 0,05 5 100 ? 0,5 V V 5 1.000 mL
O volume de água evaporado é: 1.000 2 100 V V 5 900 mL
Alternativa d
99. Exercício resolvido.
100. Inicialmente deve-se calcular a massa de AL2(SO4)3 adicionada à piscina, porque na diluição a
massa é constante. A seguir calcula-se a concentração após a diluição.
Cálculo da massa de AL2(SO4)3:
Se a molaridade é de 1 mol para cada litro de solução, então na solução terá 5 mols de sulfato
de alumínio.
Massa molar de AL2(SO4)3: 342 g/mol
A massa de sulfato de alumínio na piscina será: m 5 5 ? 342 V
m 5 1.710 g
Cálculo da concentração de AL2(SO4)3 na piscina:
1.710
m
​ 
 ​ V C 5 0,171 g/L
C 5 __
​   ​ V C 5 _______
V
10.000
Alternativa a
1
1
​   ​ ? 300 m3 5 100 m3 ou 100.000 L; portanto:
101. a) ​ __ ​da piscina significa __
3
3
m1
10.000
M 5 6,269 ? 1024 mol/L
​ 
   ​ V
M 5 ____
​   ​ V M 5 ________________
M1V
159,5 ? 100.000
b) Temos aqui um problema de diluição:
VM 5 V9M9
V
100 ? 3 ? 1023 5 300 ? M9
V
M9 5 1023 mol/L
102. Em 1 L há:
1 mol de CN2 _________________ 26 g de CN2
0,0012 mol de CN2 _________________ x g de CN2
VC 5 V9C9 V
1 ? 31,2 5 V ? 0,01 V
x 5 0,0312 g ou 31,2 mg/L
V 5 3.120 V
V s 3.200 L de solução
Assim para cada L de água contaminada, deve-se adicionar 3.200 L de água limpa para atingir
o limite de cianeto doméstico. Então a água deve ser diluída 3.200 vezes.
Alternativa b
47
103. Exercício resolvido.
104. Deve-se calcular a molaridade da solução de HCL através da densidade e da porcentagem. A seguir
calcula-se o volume da solução de HCL pedido.
Cálculo da molaridade da solução de HCL para 1.000 L de solução:
m
d 5 ​ __ ​ V m 5 d ? V V m 5 1,185 ? 1.000 V m 5 1.185 g
V
A massa de 1.185 g corresponde a solução.
A massa de HCL é:
1.185 ? 0,365 5 432,5 g de HCL
O número de mol de HCL é:
432,5
m
n 5 ___
​   ​ V n 5 ______
 ​ V n 5 11,85 mols
​ 
36,5
M
Lembrando que se tem 11,85 mols em um litro de solução de HCL, então a molaridade é de
11,85 mol/L.
Calculo do volume final de solução de HCL:
VM 5 V´M´ V 50 ? 11,85 5 V ? 0,25 V V 5 2.370 mL
105. Calcula-se a molaridade da solução de H2SO4 através da sua densidade, da porcentagem em massa
e da massa molar. Depois calcula-se o volume de ácido concentrado necessária para preparar a
solução diluída.
Cálculo da molaridade da solução de H2SO4.
Se 1 mL contém 1,84 g, então em 1.000 g tem-se 1.840 g de solução.
A massa de ácido é: 1.840 ? 0,98 V m 5 1.803,2 g de H2SO4
1.803,2
O número de mols de H2SO4 é: n 5 ________
​ 
 ​ V n 5 18,4 mols
98
Como esse número de mols representa um litro da solução, então a molaridade desta solução é de
18,4 mol/L.
Cálculo do volume de ácido concentrado:
V51L
VM 5 V´M´ V V ? 18,4 5 9,2 ? 2 V
106. Exercício resolvido.
107. 100 g de solução a 90% têm 90 g de H2SO4 e 10 g de água. Adicionando 400 g de água, teremos os mesmos 90 g de H2SO4 em 10 g 1 400 g 5 410 g de água, resultando um total de
90 g 1 410 g 5 500 g de solução. A porcentagem de H2SO4 será agora:
500 g de solução
90 g de H2SO4
100 g de solução
x g de H2SO4
Alternativa c
108.Alternativas (01), (02) e (16):
tem
1 L de
solução
d � 1,37
464 g de NaOH
x 5 18% de H2SO4
9 M � 40
1.370 g de solução V T �
11,6 mol/L
464
V T � 0,339 V
1.370
T � 33,9%
Alternativa (04):
1.370 g de solução 2 464 g de soluto 5 906 g de H2O
906 g de H2O
1 kg 5 1.000 g de H2O
11,6 mol de NaOH
x mol de NaOH
9 M � 18
50,33 mol de H2O
x 5 12,8 mol V
W 5 12,8 mol/kg
Alternativa (08):
11,6
   ​5 0,1872  0,19
Fração em mols 5 ​ _____________
11,6 1 50,33
Alternativa (32):
Essa alternativa está errada, pois o enunciado já nos dá C 5 464 g/L.
Portanto, são corretas as alternativas
(01), (02), (04), (08) e (16).
Exercícios complementares
109.VM 5 V9M9 V
0,2
V
1
​   ​5 ​ ___ ​, ou seja, 50 vezes
V ? 10 5 V9 ? 0,2 V ​ __ ​5 ____
V'
10
50
m
m
110. M 5 ​ ____ ​ V ​ ___ ​5 n 5 VM V n 5 0,010 ? 0,1 V
MV
M
Alternativa c
48
n 5 1023 mol
111. VM 5 V9M9 V 50 ? 2 5 1.000 ? M9
V M9 5 0,1 mol de MgCL2/L
2
 MgCL2
 CL
1 mol
2 mol
0,1 mol
x mol
x 5 0,2 mol de CL2/L
Alternativa b
112. a)
1 L 5 1.000 mL
2 kg de açúcar
50 mL
x kg de açúcar
x 5 0,1 kg ou 100 g de açúcar
2.00
m
​ 
 ​ V M 5 5,85 mol/L
b) M 5 ​ ____ ​ # M 5 _______
MV
342 ? 1
c) VM 5 V9M9 V 200 ? 2 5 V9 ? 5,85 V V9 5 68,38 mL, devem ser diluídos até completar 200 mL de solução.
113. Lembrando que a molaridade da solução é proporcional à massa do soluto, temos:
solução 0,5 M
3 g de soluto
solução 2,5 M
x g de soluto
x 5 15 g de soluto
114. a) Vamos supor que fossem misturados x L de água do mar com os 300 L de água potável, resultando (300 1 x) L do soro final. Desse modo, teríamos:
VC 5 V9C9
V
x ? 25 5 (300 1 x) ? 10 V
x 5 200 L
Portanto o volume do soro final seria igual a: 300 L 1 200 L 5 500 L
500 L
b) O volume total ingerido por pessoa seria: ______
​   ​5 10 L. Considerando que cada litro de soro fisioló50
gico tem 10 g de NaCL, concluímos que cada pessoa irá ingerir 10 ? 10 g 5 100 g de NaCL
c) Na evaporação da água do mar, apenas a água passa para o estado gasoso (o sal continua dissolvido no mar). Sendo assim, o que se condensa nas nuvens e depois se precipita como chuva
é apenas água pura.
115. No suco M, a quantidade de vitamina será 20 mg , pois o suco foi diluído a 200 mL. No suco T,
temos:
1 L 5 1.000 mL
75 mg de vitamina
200 mL
x mg de vitamina
x 5 15 mg
Alternativa c
116. A alternativa c está incorreta porque tanto a única gota ou as 15 gotas provém do mesmo medicamento, então a concentração é mesma. Além disso, a concentração é uma relação entre massa
e volume, então quanto maior o número de gotas maior a massa e o volume, porém a relação (concentração) é a mesma.
117. a) 4 NH3 1 5 O2
4 NO
2 NO 1 O2
2 NO2
3 NO2 1 H2O
1 6 H2O
2 HNO3 1 NO
b) Cálculo da molaridade da solução:
A partir da densidade calcula-se a massa da solução de HNO3 a 63,0% para um volume de
1.000 cm3, ou seja, 1.000 L. A seguir calcula-se a massa de HNO3 na solução e então o número
de mols nessa massa calculada. Finalmente calcula-se a molaridade.
1,40 g de HNO3
x g de HNO3
1 cm3
1.000 cm3
1.400 g de solução de HNO3
x g de HNO3
x 5 1.400 g de solução de HNO3
100%
63,0%
1 mol de HNO3
63 g de HNO3
x mol de HNO3
882,0 g de HNO3
x 5 882,0 g de HNO3
x 5 14,0 mol de HNO3
49
Como utilizou-se o volume de 1.000 L e tem-se 14,0 mol, então a molaridade é 14,0 mol/L.
Cálculo do volume necessário para preparar 250,0 mL a 0,5 M:
VM 5 V´M´ V
V ? 14 5 250 ? 0,5 V V 5 8,93 mL V V  9,0 mL
118. A solução inicial a 10% tem 10 g de H2SO4 para cada 90 g de água. Acrescentando-se x g de água,
obtém-se a nova solução (a 5%), que contém os mesmos 10 g de H2SO4 em (90 1 x) g de água,
perfazendo 10 g 1 90 g 1 x g 5 (100 1 x) g de solução.
Nessa nova solução, temos:
100% de solução
5% de H2SO4
(100 1 x) g de solução
10 g de H2SO4
x 5 100 g de água
Portanto:
Massa final de água
19
190
 ​
​   ​5 ​ ___
  
   ​5 ____
​ _____________________
9
Massa inicial de água
90
119. Análise da afirmativa (01):
342 g
1 mol de AL2(SO4)3
xg
0,1 mol de AL2(SO4)3
x 5 34,2 g de AL2(SO4)3
Correta.
Análise da afirmativa (02):
Errada, pois na solução contém apenas 0,1 mol do soluto, conforme a sua molaridade.
Análise da afirmativa (04):
Errada, pois aumentando-se o volume de 25 para 250 mL a solução resultante fica 10 vezes mais
diluída.
Análise da afirmativa (08):
Errada, porque houve apenas a transferência da solução para outro recipiente, não houve diluição,
então a concentração é a mesma.
Análise da afirmativa (16):
A dissociação da solução de AL2(SO4)3 liberará 2 íons AL13, então 20% de dissociação representa a
concentração de íons AL13 de: 0,1 ? 0,20 ? 2 V M 5 0,04 M.
Correta.
As afirmativas corretas são a (01) e (16).
4. Misturas de soluções
4.1. Mistura de duas soluções de um mesmo soluto
Questões
a) Uma resolução possível é:
NaOH
30 g
NaOH
10 g
400 mL
600 mL
NaOH
40 g
Solução B
adilson secco
Solução A
Solução final
1.000 mL
b) A concentração final, 40 g/L, é menor que a concentração da solução B (50 g/L) e maior que a
concentração da solução A (25 g/L).
50
Exercícios básicos
120.Exercício resolvido.
121. A massa da solução final é a soma das massas de cada solução, então:
5 mols de NaOH
x mol de NaOH
2 mols de NaOH
x mol de NaOH
1.000 mL de solução
x 5 0,3 mol de NaOH
60 mL
1.000 mL de solução
x 5 0,6 mol de NaOH
300 mL de solução
Na mistura tem-se 0,9 mol de NaOH e o volume final é de 360 mL, a molaridade será:
360 mL
0,9 mol de NaOH
x mol de NaOH
1.000 mL
x 5 2,5 mol/L
Alternativa c
122. Na mistura de três ou mais soluções, o raciocínio continua sendo exatamente o mesmo já utilizado
para as misturas de duas soluções, a saber:
• ou somamos as quantidades de soluto proveniente das três soluções e dividimos pelo volume
total final;
• ou aplicamos a fórmula da média ponderada:
MAVA 1 MBVB 1 MCVC
1 M ? 200 mL 1 2 M ? 500 mL 1 0,2M ? 300 mL
  
  
 ​ V M 5 _____________________________________________
​ 
     
    
 ​ V
M 5 ____________________
​ 
VA 1 VB 1 VC
200 mL 1 500 mL 1 300 mL
V
M 5 1,26 mol/L
123. Exercício resolvido.
124. Através da equação de mistura de soluções tem-se:
MaVa 1 MbVb
M 5 ____________
​ 
  
 ​ V
Va 1 Vb
1,5 ? Va 1 2 ? 300
 ​ V
1,8 5 _________________
​ 
  
  
Va 1 300
Alternativa a
MAVA 1 MBVB
125. M 5 _____________
​ 
  
 ​ V
VA 1 VB
200 ? 3 ? Y 1 600 ? Y
 ​
0,3 5 ____________________
​ 
  
  
200 1 600
Da expressão acima, vem:
Y 5 0,20 M
e
Va 5 200 mL
X 5 3Y
V
X 5 0,60 M
Alternativa a
126.Exercício resolvido.
127.• Na primeira solução: em 100 g de solução a 20%, há 20 g de H2SO4 e 80 g de água.
• Na segunda solução: 150 mL de solução, multiplicados pela densidade (1,3 g/mL), resultam 195 g
de solução; por outro lado, pelo valor da concentração (C 5 520 g/L), conclui-se que 150 mL de
solução encerram 78 g de H2SO4 e, em consequência, haverá 195 g 2 78 g 5 117 g de água.
• Na solução final, temos: 20 g 1 78 g 5 98 g de H2SO4 e 100 g 1 195 g 5 295 g no total;
portanto, o título em massa será:
98
T 5 ​ ____ ​ V
295
128.
Solução desejada: 100 mL de NaCL 0,9% (m/V)
T 5 0,33 ou 33%
0,9 g de NaCL
100 mL
• 1a solução dada: 1,5% de NaCL (m/V)
100 mL ____________ 1,5 g de NaCL
V1 mL ____________ m1 g de NaCL
1,5V1
m1 5 _____
​ 
 ​
100
• 2a solução dada: 0,5% de NaCL (m/V)
100 mL ____________ 0,5 g de NaCL
V2 mL ____________ m2 g de NaCL
0,5V2
m2 5 ______
​ 
 ​
100
1,5V1 0,5V2
​ 
 ​5 0,9
A massa final desejada de NaCL é 0,9 g: m1 1 m2 5 0,9 V ​ _____ ​1 ______
100
100
O volume final desejado é de 100 mL: V1 1 V2 5 100
51
Resolvendo o sistema final de duas equações temos:
V1 5 40 mL
e
V2 5 60 mL
Exercícios complementares
129.Cálculo da molaridade da primeira solução:
C 5 dT V C 5 1,47 ? 0,6
C
882
Logo: M1 5 ___
​   ​ V M1 5 _____
​   ​ V M1 5 9 mol/L
M
98
Cálculo da molaridade da solução final:
M1V1 1 M2V2
  
 ​ V
M 5 _____________
​ 
V1 1 V2
V
C 5 0,882 g/mL ou 882 g/L
9 ? 30 1 5 ? 20
M 5 ​ _______________
  
 ​ V
30 1 20
M 5 7,4 mol/L
130. Se a solução final deve ter 600 mL e a primeira solução tem 400 mL, a segunda solução deverá ter:
Y 5 600 2 400 V
Y 5 200 mL
Portanto:
400X 1 200 ? 0,4
0,2 5 _________________
​ 
 ​    V
600
X 5 0,10 mol/L
Alternativa c
131. Em 100 mL de soro, temos 0,9 g de NaCL. Juntando mais 10,8 g, teremos:
0,9 1 10,8 5 11,7 g de NaCL (em 100 mL de soro)
m1
M 5 ​ ____ ​ V
M1V
11,7
 ​ V
M 5 __________
​ 
58,5 ? 0,1
M 5 2 mol/L
Alternativa e
132. Solução a ser obtida: 1 L ou 1.000 mL de H2SO4 de 3,5 mol/L
Usaremos
(x) mL da solução A: H2SO4 de 5 mol/L
(1.000 2 x) mL da solução B: H2SO4 de 3 mol/L
MAVA 1 MBVB
M 5 _____________
​ 
 ​
   V
V
5x 1 3 ? (1.000 2 x)
3,5 5 ​ ____________________
  
   V
 ​ 1.000
E, consequentemente, 1.000 mL 2 250 mL 5
x 5 250 mL da solução A
750 mL da solução B
Alternativa e
133. Aquário final: 80 L com 0,50 mol de NaCL/L
Mistura:
25 ? 0,4 1 35 ? 0,75
M 5 ​ ___________________
 ​   
   V
25 1 35
a) acima do esperado:
M  0,60 mol de NaCL/L
60 ? 0,6 5 (60 1 12) ? M
V
M 5 0,5 mol/L (correta)
b) errada
c) errada
60 ? 0,6 1 12 ? 0,4
d) M 5 __________________
​ 
 ​    V
72
M  0,56 mol/L (errada)
Alternativa a
4.2. Mistura de duas soluções de solutos diferentes que reagem entre si
Exercícios básicos
134. Solução de NaOH: n 5 MV
H2SO4 1 2 NaOH
1 mol ____ 2 mol
x mol ____ 4 mol
Na2SO4 1 2 H2O
x 5 2 mol de H2SO4
Solução de H2SO4: n 5 MV
Alternativa e
52
V n 5 0,8 ? 5 V n 5 4 mol de NaOH
V
2 5 M ? 2 V
M 5 1 mol/L
135.• NaOH: n 5 MV V n 5 0,2 ? 0,2 V n 5 0,04 mol de NaOH
• H2SO4: n 5 MV V n 5 0,2 ? 0,2 V n 5 0,04 mol de H2SO4
2 NaOH 1 H2SO4
2 mol __________ 1 mol
0,04 mol __________ x mol
Na2SO4 1 2 H2O
x 5 0,02 mol de H2SO4
• Conclusão:
2 NaOH 1 H2SO4
Na2SO4 1 2 H2O
0,04 mol reage com 0,02 mol
excesso 0,02 mol de H2SO4
a) A solução será ácida devido ao excesso de H2SO4.
0,02
M 5 __________
​ 
 ​ V
0,2 1 0,2
n
b) Molaridade do H2SO4 em excesso: M 5 __
​   ​ V
V
136.H2SO4:
n 5 MV
V
n 5 0,01 ? 0,200 V
H2SO4 1 2 NaOH
M 5 0,05 mol/L
n 5 0,002 mol de H2SO4
Na2SO4 1 2 H2O
0,002 mol
0,004 mol V m 5 nM V m 5 0,004 ? 40 V m 5 0,16 g de NaOH
Alternativa d
137. Através da equação química balanceada calcula-se o número de mol de bicarbonato de sódio necessário. A seguir, através da massa molar, calcula-se a massa do antiácido.
n 5 MV V
n 5 0,1 ? 0,1 V
NaHCO3
HCL
1
n 5 0,01 mol de HCL
# NaCL 1 H2O 1 CO2
1 mol
x 5 0,01 mol de NaHCO3
0,01 mol
1 mol
x mol
1 mol de NaHCO3
0,01 mol de NaHCO3
84 g de NaHCO3
x g de NaHCO3
x 5 0,840 g NaHCO3
Alternativa c
138.Deve-se calcular o número de mol do ácido sulfúrico necessário para neutralizar o carbonato de
cálcio. Com a molaridade e o número de mol de H2SO4, calcula-se o volume.
Massa molar de CaCO3 5 100 g/mol
CaCO3
H2SO4 # CaSO4 1 H2O 1 CO2
1
100 g
1 mol
25,0 g
x mol
x 5 0,25 mol de H2SO4
Da molaridade tem-se:
0,50 mol de H2SO4
1.000 mL de solução
0,25 mol de H2SO4
x mL de solução
x 5 500 mL de solução
Alternativa d
139. Quantidade inicial, em mols, de HCL: 1,6 mol/L ? 0,040 L 5 0,064 mol de HCL
Quantidade inicial, em mols, de NaOH: 2 mol/L ? 0,060 L 5 0,120 mol de NaOH
Na reação:
HCL
1 NaOH
NaCL
H2O
No início há: 0,064
0,120
Reagem/São produzidos: 0,064
0,064
0,064
0,064
0,056
0,064
0,064
No final há: zero
0
1
0
Ao final, em 0,056 mol de NaOH, há 0,056 mol de Na1.
Ao final, em 0,064 mol de NaCL, há 0,064 mol de Na1 e 0,064 mol de CL2.
Portanto, na solução final (de volume igual a 40 mL 1 60 mL 5 100 mL), há:
0,056 mol 1 0,064 mol 5 0,120 mol de Na1
e
0,064 mol de CL2
Conclui-se que a molaridade, em relação a cada íon, será
0,120 mol
0,064 mol
em relação ao Na1: __________
​ 
 ​5 1,2 mol/L e em relação ao CL2: __________
​ 
 ​5 0,64 mol/L
0,1 L
0,1 L
53
•0,056 mol de NaOH em excesso produz 0,056 mol de OH2, que, estando também nos 100 mL da
solução final, nos dará:
0,056 mol
​ __________
 ​5 0,56 mol/L em relação ao OH2
0,1 L
Alternativa e
Exercícios complementares
140. Inicialmente monta-se a equação química balanceada e calcula-se o número de mol dos reagentes envolvidos na reação. A seguir, através da molaridade, calcula-se o volume de suco gástrico
neutralizado.
Equação química balanceada (massa molar de Mg(OH)2 5 58,3 g/mol):
Mg(OH)2
2 HCL # MgCL2 1 H2O
1
58,3 g
2 mol
(1,2 ? 3) g
x mol
x 5 0,12 mol de HCL
Da molaridade do HCL, tem-se:
0,16 mol de HCL
1.000 mL de solução
0,12 mol de HCL
x mL de solução
x 5 750 mL de solução
Alternativa d
141. a) Equação química balanceada do processo:
2 KI 1 Pb(NO3)2 # 2 KNO3 1 PbI2
precipita
b) O
reagente limitante é a solução de nitrato de chumbo (II), portanto deve-se calcular o número
de mol desse reagente e relacionar com o PbI2 e, através da massa molar, calcular a massa
formada.
Massa molar de PbI2 5 461 g/mol
Pb(NO3)2
2 KI 1
142.
HCL
0,2 mol
# 2 KNO3 1 PbI2
1 mol
461 g
(0,1000 ? 0,1) mol
xg
1
NaOH
NaCL
0,2 mol
0,2 mol
há excesso de NaOH
dado
do enunciado
concluído da equação
I.
H2O
x 5 4,61 g de PbI2
1
1
caráter alcalino
errada, pois havia 0,2 mol de HCL
II. correta, pois houve excesso de NaOH
III. correta, pois houve excesso de NaOH
IV. correta, pois não houve sobra de HCL
0,2
n
V. correta, pois M 5 __
​   ​ V M 5 ​ ____ ​ V M 5 0,4 mol/L
V
0,5
Alternativa d
143. 1.960 kg de “ácido sulfúrico” teor 50%
0,50 ? 1.960 V 980 kg de H2SO4 puro
980.000
m
n 5 ​ ___ ​ V n 5 _________
​ 
 ​ V n 5 10.000 mol de H2SO4
M
98
1.960.000
m
d 5 __
​   ​ V ​ ___________
 ​ V V 5 1.400.000 mL 5 1.400 L
V
1,40
10.000
n
Portanto: M 5 __
​   ​ V M 5 _______
 ​ V M  7,1 mol/L
​ 
V
1.400
Alternativa a
144. Quantidade inicial de NaOH V
54
2.800 kg de “NaOH”
teor 100%
2.800 kg de NaOH
2.800.000
m
n 5 ​ ___ ​ V n 5 ___________
​ 
 ​ V n 5 70.000 mol de NaOH no início
M
40
• NaOH que reagiu com o H2SO4:
1 2 NaOH
Na2SO4
H2SO4
10.000 mol
20.000 mol de NaOH
1
2 H2O
Quantidade de HF presente no início:
600.000 ? 0,5
m
​ 
n 5 ​ ___ ​ V n 5 ______________
 ​    V n 5 15.000 mol de HF
M
20
• NaOH que reagiu com o HF:
HF
1
NaOH
NaF
1
H2O
15.000 mol
15.000 mol
• NaOH que reagiu: 20.000 1 15.000 V 35.000 mol de NaOH
• NaOH que sobrou: 70.000 2 35.000 V 35.000 mol de NaOH
Massa deste NaOH: m 5 nM V m 5 35.000 ? 40 V m 5 1.400.000 g ou 1.400 kg
Alternativa b
Questões sobre a leitura
Águas — Rios e reservatórios
145. A água potável pode ser obtida também por meio de fontes subterrâneas e até da água do mar, que
pode ser dessalinizada. No entanto, o custo para a obtenção é alto. A alternativa de menor custo
é o uso das águas superficiais, captadas em rios, lagos e represas.
146. Os poluidores mais comuns são: esgoto doméstico; micro-organismos causadores de doenças; fertilizantes agrícolas; compostos orgânicos sintéticos, como detergentes; compostos inorgânicos, como ácidos,
bases e sais; e compostos de metais tóxicos, como cobre, zinco, chumbo, cádmio, mercúrio etc.
147. Grande parte do esgoto é formada por matéria orgânica, que é decomposta por micro-organismos presentes na água. Nesse processo, os micro-organismos utilizam o oxigênio, aumentando a DBO da água.
148.A eutrofização é o processo pelo qual um corpo de água adquire níveis altos de nutrientes como o
nitrogênio e o fósforo. Esse excesso de nutrientes permite a proliferação de algas, que consomem
o oxigênio. Como consequência, a falta de oxigênio provoca a morte dos peixes.
149 Uma resposta possível: a detecção de bactérias, protozoários e vírus na água é extremamente
difícil. Mesmo a análise da presença de coliformes só pode ser feita por meio de procedimentos
de laboratório. Por isso, devemos ingerir água somente se tivermos certeza de que ela é potável,
pois uma água aparentemente limpa pode provocar doenças.
150.Uma possível resposta: por ser um poderoso solvente, a água consegue levar por todas as partes
do nosso corpo várias substâncias essenciais à vida, além de dissolver as impurezas que serão
eliminadas através da urina, por exemplo. Mas essa característica torna-se uma desvantagem pela
facilidade com que a água dissolve vários tipos de poluentes, ficando contaminada.
151. Alternativa d
152. Deve-se multiplicar o valor de consumo diário por habitante (150 L) pelo número de habitantes da cidade
até que o valor atinja os 6 milhões. Então extrapola-se o número de habitantes (2.000) por ano.
Ano
2005
2006
2007
2008
2009
Habitantes
31.990
33.990
35.990
37.990
39.990
Consumo (milhões de litros)
4,80
5,10
5,40
5,70
6,00
Em 2009 o consumo de água atingirá 6 milhões de litros de água por dia.
Alternativa e
153.Deve-se analisar a relação (área alagada / potência produzida) e escolher o menor valor, haja vista
que um alto valor de razão significa maior impacto ambiental, pois precisa de uma grande área para
produzir potência.
Usina
Razão (área alagada / potência)
Tucuruí
0,57
Sobradinho
4,01
Itaipu
0,11
Ilha Solteira
Furnas
0,33
1,11
55
Assim, a usina de Sobradinho é a que mais compromete o meio ambiente.
Alternativa e
154.Alternativa e
155. a) U
ma das causas da escassez de água é o aumento de consumo da mesma por setores agrícolas
para a produção de alimentos. Além disso, com o aumento da atividade econômica, aumentam o
número de indústrias, acarretando maior consumo de água. Assim a disponibilidade para consumo
humano acaba diminuindo.
As duas consequências resultantes da interferência da atividade humana no ciclo da água no
planeta são: a poluição das águas superficiais e subsolos, e a perda de biodiversidade devido à
contaminação do meio marinho.
b) Um processo que pode contribuir para diminuir o consumo doméstico de água é a água de reúso
nas atividades que não envolvam alimentação e higiene humanas.
c) P
ara determinar a variação, deve-se calcular a tangente do triângulo retângulo formado pelos
dados da tabela.
Triângulo formado a partir da tabela:
5,9
adilson secco
11,7
�
1970
2010
cateto oposto
Variação: tangente a 5 ​ _________________
  
   ​
cateto adjacente
11,7 2 5,9
5,8
tg a 5 ​ ______________
   ​5 ____
​   ​5 0,145
2.010 2 1.970
40
Então, entre 1970 e 2010, houve, a cada ano, redução de 145 m3 de água per capita por ano.
156.a) Resposta pessoal.
b) Uma ação sustentável que permite a diminuição de devastação das matas é criar zonas de reflorestamento longe das matas ciliares. Um processo de separação física do mercúrio do ouro
é o de destilação, pois quando a temperatura atingir 357 °C o mercúrio entrará em ebulição e
sobrará o ouro, já que formam uma mistura homogênea.
Capítulo
157. Sendo a água o solvente universal, ela tende a se tornar poluída facilmente, passando a se tornar imprópria à vida vegetal e animal. Com a poluição das águas dos rios e dos mares, a base da cadeia alimentar
marinha (fitoplânctons, microalgas) é afetada e, consequentemente, a alimentação das baleias jubarte
é também afetada.
2
Coloides e nanotecnologia
Infográfico
No infográfico na abertura do capítulo observamos a evolução histórica do rádio, desde sua
popularização após a Primeira Guerra Mundial até os anos 2000, quando foram desenvolvidos chips,
receptores e transmissores de rádio cada vez menores. Ainda é mostrado o nanorrádio, construído
por pesquisadores da Universidade de Berkeley, em 2007. Temas relacionados à tecnologia estão
presentes na rotina do aluno, o que instiga sua curiosidade e facilita o uso de exemplos em sala
de aula.
É importante que o professor relembre a ideia de microscopia com a sala, resgatando o que foi
aprendido sobre átomos e moléculas. Deve estar clara a noção sobre o que é e o que não é visível a olho
nu. Não é necessário que o aluno memorize de imediato a relação entre 1 metro e 1 nanometro, mas é
desejável que, ao longo do capítulo, ele desenvolva a percepção de que as estruturas nanométricas são
extremamente pequenas e que compreenda os processos de transformação de unidades.
56
Refletindo
As questões do Refletindo objetivam despertar o interesse do aluno pela nanotecnologia, que está
presente em diversas áreas do conhecimento científico.
Respostas:
a) A tecnologia em escala nanométrica ainda é recente e, à medida que o conhecimento evoluiu,
surgem novas estruturas e materiais. Vão surgindo, também, equipamentos que permitem realizar experimentos, análises e sínteses dessas moléculas em dimensões atômicas.
b) A principal dificuldade nesse campo de estudo são as dimensões atômicas (nanométricas)
que envolvem os experimentos, as análises, a produção e a separação desses materiais.
1. Introdução
2. Conceituação de sistema coloidal
3. Dispersibilidade das partículas coloidais
4. Preparação dos coloides
5. Propriedades dos coloides
6. Precipitação dos coloides
Questões
a) Os sistemas coloidais são encontrados nos reinos vegetal e animal. Eles podem ser sintetizados
para o bem-estar da humanidade na forma de bens de consumo e para processos industriais que
propiciam melhores condições de vida.
b) • A mistura III representa uma solução.
• A mistura II representa uma suspensão.
• A mistura I representa um sistema coloidal.
c) Adsorção é a retenção de um material na superfície de outro, por meio de forças de superfície.
Podemos citar como aplicações de materiais adsorventes a purificação da água, a adsorção de
gases tóxicos em máscaras de gás por meio do uso de carvão ativado e o controle da umidade
em locais fechados usando matérias que adsorvam a água.
Atividades práticas
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta
atividade. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do
descarte feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas
12 e 13 deste Suplemento para o professor.
1a) Preparação de maionese
A preparação da maionese é um processo de preparação de um coloide. De fato, o suco de
limão é uma solução aquosa de caráter ácido (e que contém sais). O óleo vegetal normalmente
não iria se misturar com o suco de limão. No entanto, várias substâncias existentes no ovo agem
como coloides protetores (emulsificadores) das gotículas de óleo, que acabam se dispersando
no suco de limão. Por fim, o ar que é incorporado à mistura, pela agitação, ajuda a completar a
consistência cremosa da maionese. As pessoas com experiência na cozinha dizem que a adição
de óleo e a agitação devem ser cuidadosas, para não “desandar” a maionese (isto é, para não
separar o óleo da fase aquosa). De fato, qualquer alteração (na agitação, nas quantidades dos
ingredientes, na acidez ou na salinidade da mistura etc.) pode provocar a precipitação das gotinhas coloidais de óleo que se encontram dispersas na fase aquosa.
57
Respostas das perguntas
a)
b)
c)
d)
Heterogênea.
Coloidal.
Emulsificador ou emulsificante.
Por meio da agitação (liquidificador) o ar é incorporado à mistura e ajuda a formar a consistência cremosa da maionese.
2a) Preparação de tintas
Respostas das perguntas
a) O tijolo.
b) O giz colorido.
c) No primeiro, a fase aquosa é o dispersante, e o emulsificante é a gema de ovo; no segundo,
a fase aquosa é o dispersante, e o emulsificante é a cola branca.
Exercícios básicos
1. Uma solução coloidal é uma dispersão na qual as partículas têm um tamanho médio entre 1 e
1.000 nanometros (nm). A alternativa e trata de uma suspensão, e em suspensões o tamanho das
partículas é maior que 1.000 nm.
Alternativa e
2. A afirmação 1 está incorreta, pois sol é uma dispersão coloidal na qual o dispergente é líquido e o
disperso é sólido.
Alternativa d
3. Alternativa d
4. A resposta b está incorreta, pois é possível se obter coloides irreversíveis ou liofóbicos, ou seja,
coloides que não se dispersam espontaneamente no dispersante. É o caso do enxofre coloidal em
água, onde partículas de enxofre são fragmentadas até atingirem o tamanho coloidal.
Alternativa b
5. O efeito Tyndall é o rastro luminoso que notamos quando um feixe intenso de luz atravessa um
sistema coloidal.
Alternativa c
6. As partículas de um coloide hidrófobo não podem ser separadas de uma dispersão aquosa por meio de
filtração através de papel de filtro comum, pois o tamanho das partículas é menor que o poro do filtro.
Alternativa b
7. Quando uma solução coloidal líquida é submetida a um campo elétrico, todas as partículas coloidais
migram para o mesmo eletrodo, é o fenômeno denominado eletroforese.
Alternativa c
Exercícios complementares
8. Alternativa a
9. Alternativa c
10. Alternativa d
7. A explosão da nanociência e da nanotecnologia
8. A nanofabricação
9. Aplicações da nanotecnologia
Questões
a) Porque o ouro é um elemento que possui alta estabilidade física e química e as minúsculas quantidades empregadas não tornam o custo do material uma questão proibitiva.
b) O ouro, em macroescala, é um ótimo condutor de eletricidade. Mas, quando o nanofio de ouro cresce além de determinada dimensão, ele simplesmente passa a se comportar como um isolante.
58
c) Cobre e prata. Estes metais, juntamente com o ouro, são metais nobres, ou seja, apresentam
baixa reatividade química.
Exercícios básicos
11. Alternativa c
12. Alternativa d
13. A internet, como meio de comunicação e acesso a informações de forma mais rápida; a biotecnologia, usada na produção de organismos geneticamente modificados, na indústria de alimentos e
farmacêutica; a nanotecnologia, que permite a manipulação de materiais em escala muito reduzida, possibilitando o desenvolvimento de produtos industriais, o controle da qualidade ambiental e
incrementando o uso da robótica.
14. Cálculo da concentração molar da solução (A):
n1
3
M 5 ​ __​ V M 5 __
​   ​ V M 5 0,6 mol/L
V
5
Para obtermos uma solução de açúcar sensível às línguas eletrônica e humana, simultaneamente,
sua concentração deve ser no mínimo de 10 mmol/L. Logo, temos que calcular a molaridade para
cada alternativa:
a) M1V1 5 M2V2
0,6 ? 0,001 5 M2 ? 0,1 V
M2 5 6,0 ? 1023 mol/L
b) M1V1 5 M2V2
0,6 ? 0,001 5 M2 ? 1 V
M2 5 6,0 ? 1024 mol/L
c) M1V1 5 M2V2
0,6 ? 0,002 5 M2 ? 0,2 V
M2 5 6,0 ? 1023 mol/L
d) M1V1 5 M2V2
0,6 ? 0,002 5 M2 ? 0,5
V
M2 5 2,4 ? 1023 mol/L
e) M1V1 5 M2V2
0,6 ? 0,001 5 M2 ? 0,05 V
M2 5 1,2 ? 1022 mol/L
Alternativa e
15. 6 ? 1023 átomos de Ti
6 ? 1020 átomos de Ti
80 g de Ti
x g de Ti
x 5 0,08 g de Ti
adilson secco
100 cm
volume da película 5 (área) ? (espessura)
50 cm
espessura � (e) cm
0,08
m
m
d 5 __
​   ​ V V 5 ​ __ ​ V V 5 _____
​ 
 ​ V V 5 0,02 cm3
V
d
4,0
0,02 5 (100 ? 50) ? e V e 5 4 ? 1026 cm
1 nm
1027 cm
x nm
4 ? 1026 cm
Alternativa c
x 5 40 nm
16. a) É a zeólita, que adsorve a maior quantidade de boro (Y/m) em qualquer concentração da solução
aquosa (a curva da zeólita está acima das demais).
• na zeólita: adsorção q 115 µmol ? kg21
• no solo: adsorção q 75 µmol ? kg21
123
b) Do gráfico, na concentração de 600 µmol/mL (600 micromol/mililitro), temos:
diferença 5 40 µmol ? kg21 5 40.000 µmol ? t21
c) Em Matemática, a equação geral de uma reta é y 5 ax 1 b. No gráfico, na linha da lama de
esgoto, vamos escolher dois pontos:
• o ponto C 5 600 µmol/mL e Y/m 5 100 µmol/kg
• o ponto C 5 400 µmol/mL e Y/m 5 75 µmol/kg
V
V
100 5 a ? 600 1 b
75 5 a ? 400 1 b
59
Subtraindo a segunda equação da primeira, temos:
100 2 75 5 600a 2 400a V
a 5 0,125
Substituindo o valor de a, por exemplo, na 1a equação, temos:
100 5 0,125 ? 600 1 b V
b 5 25
Portanto, a equação é Y/m 5 0,125C 1 25
Questões sobre a leitura
As perspectivas da nanotecnologia
17. Resposta pessoal. A nanotecnologia pode trazer muitos benefícios em diversas áreas, como na
indústria têxtil, tornando os tecidos mais leves, na área de cosméticos, aumentando o poder de
penetração dos cremes, na Medicina, tenta-se criar nanopartículas contendo fármacos que seriam
liberados em determinados locais do organismo, entre outros.
18. As nanopartículas apresentam propriedades físicas, químicas e biológicas diferentes dos materiais
tradicionais. Por exemplo, toneladas de catalisadores poderão ser substituídas por quilogramas
ou gramas de nanocatalisadores, sem perda de área superficial, reduzindo custo e diminuindo a
produção de rejeitos.
19. Resposta pessoal. As ameaças em torno das nanopartículas estão no fato de não se conhecerem
os efeitos globais dos nanomateriais sobre o meio ambiente.
20. A meta, a longo prazo, almejada pela nanociência e pela nanotecnologia é a obtenção de nanossistemas moleculares que desempenham funções especiais e que procuram “imitar” o complexo
mecanismo das “moléculas na vida”.
Sites sobre nanotecnologia
• http://www.renami.com.br
Rede de Nanotecnologia Molecular e Interfaces
• http://lqes.iqm.unicamp.br
Laboratório de Química do Estado Sólido
• http://www.lnls.br
Laboratório Nacional de Luz Síncroton
Capítulo
Acessos em: mar. de 2010.
3
Propriedades coligativas
Infográfico
No infográfico na abertura do capítulo são apresentadas as propriedades do peixe-gelo, vertebrado que vive nas águas da Antártida. Conforme mostrado, suas adaptações estão relacionadas a
características fisiológicas próprias como não possuir hemácias, possuir coração e vasos sanguíneos
maiores que os de outros peixes, não possuir escamas etc.
O tema pode ser introduzido discutindo-se sobre a temperatura da água em que o peixe-gelo
vive, por volta de -2 °C, que é menor que a temperatura de congelamento da água pura, igual a 0 ºC.
Isso ocorre porque, quando começa a formar gelo na superfície do mar, a parte líquida (água e sal)
fica com maior concentração de sais dissolvidos (já que parte da água se solidificou), possibilitando
ficar ainda mais fria e não congelar — abaixando de seu ponto de congelamento.
Uma opção é o professor pedir aos alunos uma pesquisa sobre outras características de seres
vivos que permitem que eles não congelem em situações como essas.
O objetivo é que, ao longo do capítulo, o aluno vá aprofundando seus conhecimentos sobre o
tema, pois, assim, poderá estender a ideia de diminuição do ponto de congelamento aos outros
efeitos coligativos.
60
Refletindo
O objetivo dessa questão é associar o efeito da adição de um soluto não volátil à temperatura
de congelamento dos líquidos. Compreender que, no início do congelamento de soluções diluídas,
apenas o solvente puro se solidifica e que o restante da solução se concentra, fazendo com que a
temperatura de congelamento da solução caia gradativamente, é importante para a compreensão geral do capítulo. Por meio de perguntas, leve os alunos a citar aplicações práticas de tal fenômeno.
Resposta:
Os objetivos de se colocar gelo sobre os peixes são:
• conservar a carne adequadamente resfriada;
• evitar o “cheiro de peixe” no ambiente e, assim, atrair a freguesia. A diminuição da temperatura causada pelo gelo reduz a evaporação dos compostos que dão o característico “cheiro
de peixe”.
1.Introdução
2.Detalhando as mudanças de estado físico
Questões
a) O álcool, pois as ligações de hidrogênio entre suas moléculas são mais fracas que as presentes
na água.
b) Sim, é possível. Se a pressão sobre a superfície da água líquida é muito reduzida, as moléculas
de água passam para o estado de vapor rapidamente, causando a ebulição da água.
c) Como a altitude de La Paz é bem maior que a de Recife (nível do mar), a pressão atmosférica naquela cidade boliviana é menor e, portanto, a água entra em ebulição a uma temperatura menor.
Com menor temperatura, o macarrão demorará mais que 6 minutos para cozinhar.
Exercícios básicos
1. Analisando o gráfico, o aluno deve recordar que a substância mais volátil é aquela que tem maior
pressão máxima de vapor em uma dada temperatura.
Alternativa a
2. Afirmativas incorretas:
II. Quando um líquido se encontra em equilíbrio com seu vapor, há uma transferência de moléculas
entre o líquido e o vapor, pois trata-se de um equilíbrio dinâmico.
IV. A concentração do vapor depende da condição de equilíbrio em que o sistema se encontra.
Alternativa b
3. A proposição 4 é falsa, pois a pressão de vapor depende da natureza de cada substância.
Alternativa e
4. A temperatura de ebulição, em °C, do CCL2F2 no nível do mar (1 atm) é aproximadamente 225 °C.
Alternativa d
5. a) Em São Paulo.
b) A altitude em São Paulo é menor que na Cidade do México. Sendo assim, a pressão atmosférica em São Paulo será maior e, portanto, a temperatura de ebulição da água será maior.
6. Na panela de pressão fechada, a evaporação da água aumenta, e a pressão de seus vapores se
soma à pressão do ar já existente, produzindo uma pressão total maior que a do ambiente. Assim,
a temperatura de ebulição da água aumenta, e o tempo de cozimento dos alimentos diminui.
Alternativa b
7. A afirmativa I está correta, basta comparar as curvas 1 e 3 na mesma pressão.
A afirmativa II está incorreta. Na ebulição as pressões de vapor são iguais.
A afirmativa III está correta, pois a curva 1 possui maior variação da pressão de vapor em função
da temperatura.
61
A afirmativa IV está correta, pois quanto mais fortes as forças intermoleculares menos volátil será
o líquido.
Alternativa c
8. Alternativa d
9. No ponto D coexistem as fases sólida e gasosa.
Alternativa e
10. O granizo é formado pela passagem da água pura da fase líquida (6) para a sólida (5).
Alternativa e
3.Os efeitos coligativos
4. A Lei de Raoult
Questões
Pressão (mmHg)
adilson secco
a) A água contendo açúcar evaporará mais lentamente e o nível dessa solução descerá mais lentamente.
Água pura
Água com açúcar
Temperatura (°C)
b) Para evitar o superaquecimento ou o congelamento da água, pois esses aditivos diminuem a
pressão de vapor da solução formada em relação à água pura, causando um aumento na temperatura de ebulição e uma diminuição na temperatura de congelamento.
c) Lembre-se de que:
no de mols do soluto
• molaridade 5 ​ ____________________
  
  
 ​
1 litro da solução
no mols do soluto
• molalidade 5 ​ _________________
  
   ​
1 kg do solvente
Ora, havendo pouco soluto, podemos dizer que 1 litro de solução aquosa e diluída é formado
praticamente por 1 litro de água, que corresponde a 1 kg de água, pois a densidade da água é
1 g/mL.
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13
deste Suplemento para o professor.
Ebulição de uma solução
Respostas das perguntas
a) A água “parou” de ferver, pois as moléculas do açúcar “dificultam” a movimentação das moléculas de água.
b) A temperatura de ebulição do líquido aumenta, pois sua pressão máxima de vapor diminui.
Exercícios básicos
11. Exercício resolvido.
12. Sendo:
p0 5 pressão máxima de vapor da água pura 5 760 mmHg
p 5 pressão máxima de vapor da solução 5 ?
62
Dp 5 p0 2 p
M1 5 342 g/mol de sacarose
M2 5 18 g/mol de água
m1 5 1,71 g de sacarose
m2 5 100 g de água
M2
18
 ​ V Kt 5 ​ ______ ​ V Kt 5 0,018
​ 
Kt 5 ______
1.000
1.000
1.000 ? m1
Dp
760 2 p
Dp
1.000 ? 1,71
___
__________
_________
___________
​ ___
p0 ​5 Kt ? W V ​ p0 ​ 5 Kt ? ​  m2 ? M1 ​ V ​  760 ​5 0,018 ∙ ​  100 ? 342 ​ V
760 2 p
​5 9 ? 1024 V p 5 759,316 mmHg
V _________
​ 
760
13. Dados:
Dp 5 0,004
p0 5 pressão máxima de vapor da água pura 5 1 atm
M2 5 18 g/mol de água
m1 5 20,0 g de açúcar
m2 5 500 g de água
M1 5 ?
M2
18
​ 
 ​ V Kt 5 ______
​ 
 ​ V Kt 5 0,018
Kt 5 ______
1.000
1.000
1.000 ? m1
Dp
0,004
1.000 ? 20,0
__________
______
____________
  
 ​ V
​ ___
p0 ​5 Kt ? ​  m2 ? M1 ​ V ​  1 ​5 0,018 ? ​  500 ? M
1
M1 5 180 u
14. No enunciado não se diz qual é o soluto. Esse dado, porém, não é necessário para a resolução do
exercício, visto que os efeitos coligativos independem da natureza do soluto — desde que este seja
não volátil e não iônico. Como observamos, é comum considerar, nas propriedades coligativas, a
molalidade e a molaridade numericamente iguais, já que as soluções devem ser diluídas.
Considerando que o solvente é a água, temos:
M2
M2
M2m1
M2 ? n1
1.000 m1
1.000 m1
Dp
Dp ______
Dp ______
Dp _______
Dp ______
_________
___
_________
___
___
​ ___ ​5 Kt ? W V ​ ___
p0 ​5 ​ 1.000 ​? ​  m2M1 ​V ​ p0 ​5 ​ 1.000 ​? ​  m2M1 ​V ​ p0 ​5 ​ m2M1 ​V ​ p0 ​5 ​  m2 ​
p0
Em 1 L de água (M2 5 18 g/mol), temos 1.000 g de água e 0,001 mol de soluto, portanto:
Dp
​ ___
p0 ​5 0,000018
15. O aluno deve recordar que a pressão de vapor de uma solução é mais baixa que a do solvente puro.
Alternativa b
16. a) A curva de linha contínua é relativa ao líquido puro e a de linha tracejada, à solução. Isso se deve
ao fato de a pressão de vapor da solução ser mais baixa que a do líquido puro.
b) Sabendo-se que ao nível do mar a pressão atmosférica é de 1 atm, o ponto de ebulição do líquido
puro será de aproximadamente 76 °C.
17. Exercício resolvido.
18. São dados:
Ke 5 constante ebulioscópica 5 0,52 °C/molal
W 5 0,50 molal
Dte 5 ?
Dte 5 Ke ? W V Dte 5 0,52 ? 0,50 V Dte 5 0,26 °C
Alternativa d
19. O aluno deve observar que o solvente, neste caso, é o etanol.
t0 5 temperatura de ebulição do solvente puro 5 78,52 °C
te 5 temperatura inicial da ebulição solução 5 ?
Dte 5 te 2 t0
Ke 5 1,22 °C ? kg/mol
M1 5 94 g/mol
m1 5 4,7 g de fenol
63
m2 = 500 g de álcool
1.000 ? m1
Dte 5 te 2 t0 5 Ke ? __________
​ 
 ​ V
m2M1
20. Dados:
t0 5 100 °C
te 5 100,12 °C
Dte 5 te 2 t0
Ke 5 0,52 °C ? kg/mol
Mx 5 ?
m1 5 12,0 g
m2 5 500 g de água
1.000 ? m1
Dte 5 te 2 t0 5 Ke ? __________
​ 
 ​ V
m2 ? M1
Alternativa b
1.000 ? 4,7
te 2 78,52 5 1,22 ? ___________
​ 
 ​ V
500 ? 94
1.000 ? 12
100,12 2 100 5 0,52 ? __________
​ 
 ​ V
500 ? M1
te 5 78,64 °C
M1 5 104 u
21. Exercício resolvido.
1.000 ? n1
1.000 ? 0,5
 ​ V tc 5 3,8 °C
​  m2 ​ V 5,5 2 tc 5 5,1 ? ___________
​ 
22. Dtc 5 t0 2 tc 5 Kc ? __________
1.500
Alternativa d
1.000 ? m1
1.000 ? 72
 ​ V Dtc 5 0,93 °C
​ 
 ​ V Dtc 5 1,86 ? __________
​ 
23. Dtc 5 t0 2 tc 5 Kc ? __________
m2 ? M1
800 ? 180
1.000 ? m1
24. Dtc 5 t0 2 tc 5 Kc ? __________
​ 
 ​
m2 ? M1
V
1.000 ? m1
0 2 (210) 5 1,86 ? ​ __________ ​ V
1000 ? 62
m1 5 333,3 g
25. Alternativa a
Exercícios complementares
m
26. • Massa de etanol: d 5 ​ __ ​ V m 5 dV V m 5 0,785 ? 117,2 V m 5 92 g
V
Dp
___
• Abaixamento relativo: ​ p0 ​5 Kt ? W ? i
1.000 ? m1
M2
Dp ______
1.000 ? 3,04
46
__________
____________
______
   ​ ​ ___
p0 ​5 ​ 1.000 ​? ​  m2M1 ​ V ​ 1.000 ​? ​  92 ? 152
q 0,01
27. O benzeno, sendo puro, terá a maior pressão de vapor:
x 5 108,2 mmHg . As soluções y e z
sofrem um abaixamento (diminuição) de pressão de vapor, que é proporcional às suas quantidades
em partículas (ou quantidade em mols) na solução. Então:
5,0
m
​   ​ V ny 5 ​ ____ ​ mol
• para o naftaleno, temos: nY 5 __
M
128
5,0
m
​   ​ V nz 5 ____
​   ​ mol
• para o naftaleno, temos: nZ 5 __
M
228
Sendo ny . nz, o abaixamento da pressão será também Dpy . Dpz, portanto o valor das pressões
será py , pz, isto é:
y 5 105,0 mmHg
e
z 5 106,4 mmHg
Alternativa c
28. Alternativa d
29. a) Admitindo que os líquidos puros e as soluções estejam sob pressão normal (760 mmHg), podemos concluir, pelo gráfico, que a curva III representa o líquido puro de ponto de ebulição 90 °C;
consequentemente, o líquido puro mais volátil é o da curva I.
b) Considerando agora que as curvas das soluções estão sempre abaixo das curvas dos respectivos líquidos puros (efeito tonométrico), concluímos que as curvas das soluções serão: II, para
o líquido I; e IV, para o líquido III.
1.000 ? m1
​ 
 ​ V
30. a) Dtc 5 t0 2 tc 5 Kc ? __________
m2 ? M1
V M1 5 256 u
256
b) Atomicidade do enxofre: ____
​   ​5 8
32
31. Alternativa d
64
1.000 ? 12,8
2108,65 2 (2108,90) 5 3,83 ? ​ ____________
 ​ V
766 ? M1
5.O efeito osmótico
Questões
a) Não existe uma membrana semipermeável que permita apenas a passagem do solvente, retendo
qualquer soluto. Todas elas permitem a passagem de moléculas e íons menores, retendo apenas
os solutos formados por partículas maiores.
b) Devido à pressão osmótica, o fluxo de água que “entra” na uva-passa (ou na ameixa-preta) é
maior que o fluxo de substâncias que saem da fruta.
c) O soro fisiológico deverá apresentar pressão osmótica igual à do sangue, que é da ordem de
7,8 atm.
d) As propriedades são: a diminuição ou abaixamento da pressão de vapor do solvente; o aumento
da temperatura de ebulição do solvente; o abaixamento da temperatura de congelamento do
solvente e a pressão osmótica. Essas propriedades dependem do número de partículas dispersas na solução.
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13
deste Suplemento para o professor.
Efeito osmótico
Respostas das perguntas
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
O meio mais diluído é o da solução interna da folha de alface.
Sim.
Eles murcharam.
Não, não são iguais.
O meio hipotônico é o da solução interna da folha de alface.
Elas se igualam.
Isotônica.
Exercícios básicos
32. Alternativa a
33. As proposições 0 e 2 estão incorretas.
0. A água de coco é uma solução homogênea.
1. Sim, pois a água começaria a penetrar através da membrana, levando ao rompimento das hemácias.
2. A célula não teria seu formato original alterado, porque não há diferença de pressão osmótica.
3. A pressão osmótica é a pressão exercida sobre a solução para impedir sua diluição pela passagem do solvente puro através de uma membrana semipermeável.
34. Alternativa b
35. Exercício resolvido.
m1
6,0
​ ​? 0,082 ? 293 V p 5 1,20 atm
36. pV 5 ​ ___​RT V p ? 2 5 ____
M1
60
Alternativa c
m1
9
9
​   ​ RT
​   ​ RT V p 5 ___
37. Para a glicose: pV 5 ​ ______ ​ V p ? 0,2 5 ____
M1RT
36
180
Para a ureia: p 5 MRT
V
RT
p 5 ___
​   ​
4
Soluções isotônicas têm valores iguais de p, portanto:
RT
​ ___ ​5 MRT V M 5 0,25 mol/L 3 60
C 5 15 g/L
4
m1
22,8
7,6
​   ​? 0,082 ? 300 V M1 5 56.088 g/mol
38. pV 5 ​ ___ ​ RT V ​ ____ ​? 1 5 _____
M1
M1
760
A massa molar do As2S3 é: M 5 (75 ? 2) 1 (32 ? 3) V M 5 246 g/mol
56.088
 ​5 228
​ ________
246
Portanto o número de moléculas é: 228 moléculas
39. Alternativa c
65
40. a) CaCO3 (s) 1
2 CH3 * COOH (aq)
Ca(CH3 * COO)2 (aq)
1 CO2 (g)
1
H2O (L)
b) O ovo sem casca incha quando mergulhado em água, porque a água penetra e aumenta o seu
volume; e murcha quando mergulhado em salmoura, porque a água que ele contém é forçada a
sair, diminuindo seu volume.
41. a) p 5 MRT V
16,4 5 M ? 0,082 ? 320 V
M 5 0,625 mol/L
b) Pela regra de três, temos:
1 mol do soluto
0,625 mol de soluto (por litro)
200 g
xg
x 5 125 g
V
C 5 125 g/L
42. Alternativa e
43. p 5 MRT V
Alternativa b
44. p 5 MRT V
Alternativa a
m
7,65 5 ​ ____________ ​? 0,082 ? (273 1 37) V
180 ? 0,010
0,685
0,28 5 ​ __________ ​? 0,082 ? 280 V
M ? 0,010
m 5 0,54 g
M q 5.616 g/mol ou 5,6 ? 103 g/mol
6. As propriedades coligativas nas soluções iônicas
Questões
a) A adição do sal faz com que a temperatura de congelamento da água diminua.
b) O cloreto de cálcio produz um efeito coligativo 1,5 vez maior que o cloreto de sódio, pois o número de partículas também é 1,5 vez maior. Um mol de cloreto de sódio dissolvido em água produz
dois mols de íons, enquanto um mol de cloreto de cálcio produz três mols de íons.
Exercícios básicos
45. Quando se trata de abaixamento do ponto de fusão por adição de um soluto não volátil e no processo de desidratação (no processamento do charque) ocorrem os seguintes efeitos coligativos,
respectivamente: efeito crioscópico e pressão osmótica.
Alternativa a
46. Exercício resolvido.
47. Cálculo do fator de Van´t Hoff:
AL2(SO4)3 #
2 AL31 1 3 SO422
i 5 1 1  ∙ (q 2 1) V
i 5 1 1 0,9 ? (5 2 1)
V
i 5 4,6
48. Exercício resolvido.
49. Se a concentração é igual a 9,8 g/L, a molaridade da solução de ácido sulfúrico será:
0,1
9,8
m
n
n 5 ​ ___ ​ V n 5 ____
​   ​ V M 5 0,1 mol/L
​   ​ V n 5 0,1 mol e M 5 __
​   ​ V M 5 ___
V
M
98
1
Como a solução é diluída, podemos considerar que 1 L de solução é formado por 1 L de água; além
disso, sabendo que a densidade da solução é 1 g/mL, concluímos que 1 L de solução corresponde
a 1 kg de água; em outras palavras, admitimos que a molalidade é igual à molaridade (ou seja,
que a solução é 0,1 molal), o que é sempre válido no caso de soluções aquosas e diluídas.
Por outro lado, calculando o valor do fator de Van’t Hoff, teremos:
i 5 1 1 0,75 ? (3 2 1) 5 2,5
Dp ______
Dp
18
___
Por fim: ​ ___
p0 ​5 Ki ? W ? i V ​ p0 ​5 ​ 1.000 ​? 0,1 ? 2,5 V
Dp
___
​ p0 ​5 0,0045
50. A afirmativa I é correta, pois a reação de precipitação é uma reação química.
A afirmativa II é incorreta. No pico de uma montanha, a pressão do ar é menor que ao nível do mar, desse
modo a água entrará em ebulição em uma temperatura menor acarretando maior tempo de cozimento.
A afirmativa III é incorreta. Pois o tempo de cozimento no pico de uma montanha será maior que
ao nível do mar.
66
Afirmativa IV é correta, porque a adição de um soluto não volátil provoca o aumento do ponto
de ebulição da água, ou seja, a água vai ferver a uma temperatura maior, o que provoca um
cozimento mais rápido.
A afirmativa V é incorreta, conforme a explicação da afirmativa IV.
Alternativa d
51. Exercício resolvido.
52. Cálculo do fator de Van´t Hoff:
Dt 5 0,13 °C
1.000 ? 16
0,13 5 0,52 ? ​ __________ ​? i V i 5 2,5
800 ? 200
A partir do fator de Van´t Hoff calcula-se o grau de ionização.
#
CaBr2
Ca21 1 2 Br2
i 5 1 1 a ? (q 2 1) V
2,5 5 1 1 a ? (3 2 1)
V
a 5 0,75 ou 75%
Alternativa e
Dte 5 Ke ? M ? i
123
53.
para a solução de NaCL: Dte 5 Ke ? M ? i1
para a outra solução: Dte 5 Ke ? M ? i2
É dado que as duas soluções (ambas aquosas e de mesma concentração) fervem à mesma temperatura; logo, o efeito ebuliométrico é o mesmo em ambas. Assim:
Ke ? M ? i1 5 Ke ? M ? i2 V i1 5 i2
Considerando total a dissociação do NaCL, teremos nessa solução i1 5 2; logo, para a outra solução,
i2 5 2. Portanto, somente o MgSO4 satisfaz essa condição.
Alternativa d
54. Exercício resolvido.
55. Para uma solução apresentar um ponto de congelamento menor, deve sofrer um maior efeito
criométrico, ou seja, sofrer maior efeito coligativo. Para que esse fenômeno ocorra, com maior
intensidade, a concentração de íons deve ser a maior possível, e isso ocorre na alternativa e.
56. Cálculo do Dtc:
1.000 ? m1
1.000 ? 175,0
​ 
 ​? i V Dtc 5 1,86 ? _____________
​ 
  
 ​? 2 V Dtc 5 22,2 °C
Dtc 5 Kc ? __________
m2 ? M1
500 ? 58,5
O líquido do frasco que contém apenas água irá se solidificar. O líquido do outro frasco, ao qual
se adicionou sal de cozinha, iria se solidificar apenas se a temperatura no congelador fosse 22,2
graus abaixo de zero.
57. Exercício resolvido.
58. Cálculo da pressão osmótica:
A massa molar do NaOH é 40 g/mol
M 5 m/(MV) V
M 5 80/(40 ? 1) V
M 5 2 mol/L
V Na 1 OH i 5 2
1
NaOH
2
p 5 MRTi
p 5 2 ? 0,082 ? 300 ? 2 V
p 5 98,4 atm
59. Exercício resolvido.
60. Como as duas soluções são isotônicas entre si, pode-se igualar o valor de pressão osmótica e
calcular o valor de Van´t Hoff.
Então:
p1 5 p2
M1R1T1i1 5 M2R2T2i2
V
0,28 ? 1 5 0,10 ? i2 V
i2 5 2,8
O grau de dissociação é:
ACL2
#
A21 1 2 CL2
i 5 1 1 a ? (q 2 1) V
2,8 5 1 1 a ? (3 2 1)
V
a 5 0,9 ou 90%
67
61. a) Para ser isotônica em relação aos glóbulos vermelhos a pressão osmótica da glicose na injeção
endovenosa deve ser de 7,8 atm.
b) Considere i 5 2, devido à dissociação do cloreto de sódio liberar 2 íons, então:
p 5 MRTi V
p 5 0,16 ? 0,082 ? 298 ? 2
V
p 5 7,81 atm
A pressão osmótica do soro fisiológico (NaCL a 0,16 mol/L) é a mesma dos glóbulos vermelhos,
portanto é isotônico.
Exercícios complementares
62. Deve-se considerar a maior concentração de íons possível. A solução a 0,4 mol/L de KNO3 libera
0,8 mol/L de íons e é a mais concentrada.
Alternativa d
63. Na panela 1 a variação da temperatura deve ser nula, pois a temperatura de ebulição de uma substância pura é constante. Na panela 2 a temperatura de ebulição será maior que a da água pura e
sofrerá variação. O gráfico que representa esse fenômeno é o gráfico da alternativa d.
64. Alternativa b
65. A temperatura de início de congelamento será mais baixa na solução de maior Dtc (abaixamento da
temperatura de congelamento). O valor de Dtc 5 Kc ? W ? i. Como as duas soluções têm a mesma
molalidade (W), terá maior Dtc aquela de maior valor de i. Sendo i 5 1 1 a (q 2 1) e como as
duas soluções têm o mesmo i (i 5 2), terá maior i a de maior a, que no caso é o KOH.
66. A substância que liberar mais íons terá o menor ponto de congelamento.
Alternativa b
67.
para a BaCL2: Dtc 5 Kc ? W ? 3
Dtc 5 KcWi
​ 2 ​
Kc ? W ? 3 5 Kc ? 1 ? 2 V W 5 __ q 0,67 mol/kg
3
58,5
_____
​ 
 ​
58,5
_____
para o NaCL: Dtc 5 Kc ? ​   ​? 2
1
para termos o mesmo valor de Dtc.
Alternativa c
68. Nas condições citadas, só serão isotônicas as substâncias dissolvidas em água que liberarem o
mesmo número de partículas ou íons. Apenas a glicose e a sacarose são isotônicas.
Alternativa a
69. a) Basta verificar que a concentração em mols de Na e CL, da primeira solução, é igual à concentração em mols de glicose, da segunda solução.
Cálculo da concentração em mols, considerando o V 5 1.000 mL
1 mol de NaCL
58,5 g
x mol de NaCL
9,0 g (0,9%)
x 5 0,15 mol de NaCL
Ao todo serão 0,30 mol de íons para o NaCL
1 mol de glicose
180 g
x mol de glicose
55,5 g (5,5%)
x 5 0,31 mol de glicose
Ambos possuem a mesma concentração molar, assim são isotônicos.
b) A solução de NaCL a 5,5% é hipertônica em relação às células vermelhas do sangue, desse
modo a célula irá perder água com a finalidade de ficar isotônica ao meio, portanto irá
murchar.
70. Comparando as duas soluções a uma mesma concentração, a solução de cloreto de sódio conterá dois tipos de íons e a sacarose libera apenas uma partícula por sacarose dissociada. Então
o efeito coligativo será maior na solução de cloreto de sódio e a temperatura de congelamento
será menor.
Alternativa e
68
Questões sobre a leitura
Osmose reversa
71. Esse processo é vantajoso por ser simples e barato. Apresenta como desvantagem o fato de ocupar
grandes áreas, e só pode ser empregado onde há luz solar abundante.
72. A osmose é um processo em que o solvente passa do meio menos concentrado para o meio mais
concentrado. A osmose reversa é um processo em que esse fluxo de solvente é revertido, isto é,
força-se o líquido a passar do meio mais concentrado para o meio menos concentrado, ao contrário
do que aconteceria naturalmente.
73. O Ministério do Meio Ambiente possui um programa chamado “Água Doce”, que financia a instalação
de dessalinizadores pelo método de osmose reversa em locais onde não há água potável, mas há
disponibilidade de água salobra, como no semiárido brasileiro.
74. Alternativa e
75. Alternativa a
76. Com a adição de um soluto não volátil a temperatura de congelamento diminui em função da concentração de íons presentes em uma solução. Assim a ordem crescente de ponto de congelamento é:
Corrente 2 , corrente 1 , corrente 3
77. a) Considerando o volume inicial do processo igual a um litro, tem-se:
10.000
m
​ 
 ​ V C 5 40.000 mg/L
C 5 ​ __ ​ V C 5 _______
V
0,250
b) Considerando que todo o cloreto de sódio se dissocia, então i 5 2.
1 mol de NaCL
58,5 g
x mol de NaCL
10 g
x 5 0,17 mol
A molaridade do NaCL é 0,17 mol/L
p 5 MRTi V p 5 0,17 ? 8,314 ? 300 ? 2 V
p 5 8,5 ∙ 105 Pa
c) A pressão seria maior porque a pressão osmótica aumenta devido ao aumento da concentração de
íons no Na2SO4. Enquanto no NaCL são liberados dois íons por mol, no Na2SO4 são liberados três íons.
Acompanhamento e avaliação
Esta sugestão de avaliação deverá ser realizada em conjunto com o professor de inglês e também
poderá ter a participação de outras áreas, como: Artes, Biologia e Geografia.
Faça uma introdução do trabalho colocando a seguinte situação para os alunos:
Eles são moradores de uma cidade onde o inverno é rigoroso.
A estação do ano é o outono; o inverno está para chegar. A cidade está se preparando para o inverno
e a prefeitura abre uma discussão sobre a aprovação ou não da lei que permite adicionar sal nas ruas
e nas rodovias da cidade.
Para isso, a prefeitura convidou dois grupos de químicos, um grupo constituído por químicos do
setor de segurança e o outro constituído por químicos ambientalistas, para discutir e argumentar,
com fundamentação científica, o processo de adição de sal nas ruas e nas rodovias da cidade.
Um grupo defenderá, perante a prefeitura da cidade, a aprovação da lei com argumentos fundamentados na segurança da população, elaborando um pôster que transmita visualmente, sem
linguagem escrita, a mensagem pretendida pelo grupo.
Outro grupo defenderá a não aprovação da lei com argumentos fundamentados nos efeitos que a
adição de sais causa ao meio ambiente, elaborando um pôster que transmita visualmente, sem linguagem
escrita, a mensagem pretendida pelo grupo.
Explique para os alunos que a classe será dividida em dois grupos para realizar a tarefa.
Formados os grupos, os componentes deverão optar por defender ou não a aprovação da lei que
permite a adição de sal nas ruas e nas rodovias da cidade (papel de químicos do setor de segurança ou
de químicos ambientalistas).
Esclareça para os alunos do grupo de químicos do setor de segurança que a tarefa deles será
defender a aprovação da lei com fundamentação na segurança da população.
Esclareça para os alunos do grupo de químicos ambientalistas que a tarefa deles será defender a
não aprovação da lei com fundamentação nos efeitos que a adição de sais causa no meio ambiente.
69
Oriente o procedimento para a realização da tarefa. Aqui são sugeridos alguns sites, em língua estrangeira, que poderão auxiliar os dois grupos. Sugira também alguns outros, listados nas páginas 19 a 21.
Todos os grupos poderão acessar os sites abaixo para uma maior compreensão sobre propriedades
coligativas.
• http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/propOfSoln/vp3.
html (ANIMAÇÃO — pressão de vapor) — em inglês.
• http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/propOfSoln/
colligative.html (ANIMAÇÃO — colligative) — em inglês.
• http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/thermochem/
solutionSalt.html (ANIMAÇÃO — salt solution) — em inglês.
Acessos em: mar. 2010.
Químicos ambientalistas
Para encontrar argumentos que fundamentem a defesa dos ambientalistas, o grupo poderá acessar
os seguintes sites ou outros listados nas páginas 19 a 21 deste Suplemento.
• http://carleton.ca/Capital-News/08032002/n4.shtml — Capital News Online How to make winter
roads safe for drivers... an plants — em inglês.
• http://ewr.cee.vt.edu/environmental/teach/gwprimer/roadsalt/roadsalt.html — Effects of road deicing
salt on groundwater systems — em inglês.
• http://ewr.cee.vt.edu/environmental/teach/gwprimer/group05/main.html — Deicing salt — em inglês.
Acessos em: mar. 2010.
Químicos de segurança
Para encontrar argumentos que fundamentem a defesa dos químicos de segurança, o grupo poderá
acessar o seguinte site:
• http://www.mte.gov.br — Secretaria de Inspeção do Trabalho.
Acesso em: mar. 2010.
Depois que toda a pesquisa foi realizada, cada grupo deverá montar um pôster em cartolina
(50 cm 3 65 cm), com figuras, desenhos ou colagens que consigam expressar a posição defendida
pelo grupo. É interessante não permitir o uso de linguagem escrita no pôster.
Após a apresentação dos pôsteres, cada um dos grupos deverá defender sua posição perante a prefeitura da cidade, utilizando, para tal, argumentos consistentes, baseados em dados coletados durante
a pesquisa para a realização do trabalho.
Avaliação
Os critérios de avaliação devem ser passados para os alunos assim que o trabalho for proposto.
Sugerimos que o trabalho de cada grupo seja avaliado por meio de uma rubrica, como a do exemplo a
seguir.
Químicos ✶
Químicos ✶✶
Químicos ✶✶✶
Figuras ou desenhos ou
colagens
relacionados apenas
a propriedades
coligativas.
relacionados à posição
defendida pelo grupo,
além das propriedades
coligativas, mas não
muito organizados.
relacionados à posição
defendida pelo grupo,
além das propriedades
coligativas, e bem
organizados.
Mensagem do pôster
não é possível entender
a posição do grupo nem
o assunto tratado.
é possível perceber o
assunto do pôster, mas
não ficou clara a posição
do grupo.
é possível, pela
observação do pôster,
entender o assunto e a
posição do grupo.
Argumentos utilizados
na defesa da posição
o grupo não apresentou
argumentação
consistente e também
não apresentou
fundamentação nos
dados coletados.
o grupo apresentou
argumentação, mas
faltou a fundamentação
nos dados coletados.
o grupo apresentou
argumentação
consistente e
fundamentação nos
dados coletados.
É interessante discutir, após as apresentações dos grupos, a importância de cada um deles, separadamente e em conjunto, associando ideias para a tomada de decisão na aprovação ou não, ou até
mesmo nas modificações, das leis que regem uma cidade.
70
Capítulo
4
Termoquímica
Infográfico
No infográfico na abertura do capítulo é apresentada a diferença de poder calorífico, ou seja, a
diferença na quantidade de energia térmica liberada na queima do álcool e da gasolina. Neste momento, o aluno não precisa saber diferenciar os tipos de energia, nem precisa memorizar números em
relação aos combustíveis mostrados no infográfico, mas é desejável que tenha um primeiro contato
com o conceito de energia; é importante discutir também como a questão ambiental deve influenciar
a escolha de um combustível, e não apenas a questão energética em termos de rendimento.
O professor pode levantar discussões, problematizando as vantagens e desvantagens de se
utilizar álcool ou gasolina, de forma a estimular o senso crítico e, ainda, para que os alunos percebam
a presença da Química no dia a dia.
A Termoquímica é importante, do ponto de vista teórico, pois nos possibilita saber se uma dada reação
química é ou não espontânea; e também do ponto de vista prático, pois trata com a produção de energia
a partir de reações químicas. Assim, torna-se fácil explicar a elevada frequência com que esse assunto é
abordado nos exames de Química. Os exercícios, apesar de trabalhosos, são normalmente fáceis, pois, em
geral, podem ser resolvidos com a Lei de Hess e com as definições fundamentais dos calores de reação.
Refletindo
O objetivo dessas questões é despertar nos alunos o conceito de energia térmica que envolve
as reações químicas e suas proporções (equações termoquímicas).
Comprar combustível significa comprar energia, e não apenas em litros ou quilogramas de matéria. Por isso, conhecer e relacionar o rendimento térmico dos materiais, por unidade de massa, é
tão importante para a Química e para a sociedade moderna.
Respostas:
1. Primeiramente, vamos comparar o rendimento do carro com cada um dos combustíveis. O carro
percorre:
• 7,2 km com um litro de álcool;
• 10 km com um litro de gasolina.
72
Desenvolvendo essa relação obtemos: ​ ___ ​5 0,72
10
Esse é o rendimento do álcool comparado ao da gasolina.
Portanto, se aplicarmos a mesma relação aos preços do álcool e da gasolina e ela for menor que
0,72, será mais econômico abastecer com álcool.
1,60
 ​5 0,66
Aplicando os preços do exemplo, obtemos: _____
​ 
2,40
Nesse caso, é mais econômico abastecer com álcool.
2. Trata-se de uma relação direta. O poder calorífico das substâncias é uma propriedade específica
que mede a quantidade de energia térmica contida na matéria, por unidade de massa.
5.097 kcal/L
Fazendo a relação entre o poder calorífico do álcool e o da gasolina, teremos: ____________
​ 
   ​5 0,717.
7.107 kcal/L
Esse número é o próprio rendimento apresentado anteriormente com arredondamento.
Comprar combustível é o mesmo que comprar uma porção de energia contida em cada litro ou
quilograma de matéria.
1.Introdução
2. A energia e as transformações da matéria
Questões
a) Sentimos frio porque a água líquida absorve energia de nossa pele para evaporar.
71
b) Na Termoquímica, as reações se classificam em exotérmicas e endotérmicas. As reações endotérmicas são as que absorvem calor, e só acontecem quando se fornece continuamente o calor
que ela necessita. As reações exotérmicas são aquelas que produzem ou liberam calor, e assim
que ela se inicia, essa liberação de calor permite que ela prossiga sozinha.
c) Uma das propostas é:
Refeição
Café da manhã
Alimento e quantidade (em g)
kcal
Suco de laranja (200)
90
Pão (50)
150
Manteiga com sal (5)
Lanchinho da manhã
Almoço
36,3
Banana (100)
98
Banana (100)
98
Laranja (100)
45
Arroz (50)
179
Feijão (50)
164,5
Tomate (100)
15
Sobrecoxa de frango (200)
510
Lanchinho da tarde
Amendoim (50)
270
Jantar
Sardinha (200)
228
Tomate (100)
15
Mandioca (70)
105,7
Total
2.004,5
Pesquisa
A energia dos alimentos é normalmente medida em calorias (com c minúsculo). Uma caloria é a
quantidade de energia necessária para elevar a temperatura de 1 g de água em 1 °C. Uma pessoa de
porte físico médio deveria consumir 2.000.000 calorias por dia. Tabelas de alimentos e de dietas
trazem os valores calóricos em quilocalorias, mas designadas com o Calorias (com C maiúsculo).
Então, existem 1.000 calorias em 1 quilocaloria ou em 1 Caloria. O consumo diário de calorias recomendado, 2.000.000 calorias, é igual a 2.000 kcal ou 2.000 Calorias. Uma maçã de tamanho médio
contém cerca de 75.000 calorias ou 75 kcal, o que significa que essa fruta contém energia suficiente
para aquecer, em 1 °C, 75.000 g (ou 75 kg) de água.
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade.
Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte feito
de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 deste
Suplemento para o professor.
O efeito térmico da vaporização
Resposta da pergunta
A segunda leitura deve indicar uma temperatura mais baixa devido à evaporação do álcool, que
“rouba” calor do bulbo do termômetro.
Exercícios básicos
1. A combustão e a dissolução da soda cáustica em água são processos que envolvem a liberação
de calor (exotérmicos). Para que ocorra uma vaporização ou uma fusão é necessária a absorção
de calor (processos endotérmicos).
Alternativa d
2. O barro é um bom isolante térmico. Nesse caso, o barro isola a água do ambiente, mantendo-a
sempre a uma temperatura menor que a dele.
Alternativa c
72
3. A evaporação da água é um processo endotérmico (absorve calor) e retira calor do corpo, dando a
sensação de frio.
Alternativa b
4. Exercício resolvido.
5. 1 cal
4,18 J
x cal
200 J
x 5 47,8 cal
6. Utilizando a densidade do álcool:
0,782 g de álcool
1 mL de álcool
x 5 78,2 g de álcool
x g de álcool
100 mL de álcool
MC2H5OH 5 46 g/mol
1 mol de álcool — 46 g de álcool
3,6 ? 102 kcal
78,2 g de álcool
y kcal
y 5 612 kcal 5 612 ? 103 cal
7. 100 mL de bebida
123
Alternativa a
6,4 g de carboidratos
xg
250 mL de bebida
x 5 16 g de carboidratos
123
na metabolização
4,0 kcal
1 g de carboidratos
16 g de carboidratos
x kcal
x 5 64,0 kcal
Alternativa b
123
1 g de gordura ________ 9 kcal
6.000 g de gordura ________ x kcal
________ 1 min
123
8.
12 kcal
54.000 kcal ________ x min
x 5 54.000 kcal
x 5 4.500 min ou 4,5 ? 103 min
Alternativa b
Exercício complementar
9. Calor de combustão do carbono:
123
1 mol 5 12 g ________ 96.000 cal
________ 140.000 cal
xg
123
20 g da amostra ________ 100%
17,5 g ________ P%
x 5 17,5 g de carbono
P 5 87,5%
3. Por que as reações químicas liberam ou absorvem calor?
Questões
a)
Processo físico ou químico
Se
libera calor
é
exotérmico
Se
absorve calor
é
endotérmico
b) São várias as respostas possíveis. Podem-se citar, por exemplo:
•processos exotérmicos: a queima do gás de cozinha (chama do fogão) fornecendo calor, congelamento da água, pavio de uma vela acesa etc.
73
•Processos endotérmicos: cozimento de alimentos, secagem de roupa em um varal, caminhadas, corridas etc.
c) Processo exotérmico:
Queima do gás de cozinha
Entalpia
Entalpia
Hfinal
Hinicial
∆H
∆H
Hinicial
Hfinal
Tempo
Tempo
ilustrações: adilson secco
Processo endotérmico:
Cozimento de alimentos
d) Ao encontrar as paredes externas do frasco gelado, o vapor de água presente no ar perde calor
e se condensa.
Pesquisa
De acordo com os dados disponíveis em 2010, o Brasil é o quarto maior emissor mundial de gases
causadores do efeito estufa, sendo as queimadas e o desmatamento as principais fontes de emissões (representam mais de 60% das emissões brasileiras). Utilizando o conceito de calor (entalpia)
da combustão, essa pesquisa tem como objetivo permitir que os alunos compreendam a relevância
do combate às queimadas. Daí a importância em localizar no site essas queimadas na cidade ou na
região onde vivem os alunos. Assim, podemos entender o real significado da situação das queimadas no Brasil, possibilitando que se desperte nos alunos a noção de urgência na preservação das
florestas e matas.
Exercícios básicos
H
Hinicial
Reagentes
∆H
Hfinal
0
H
∆H < 0 e a reação final
Produtos é exotérmica
Hinicial
Caminho da reação
Produtos
Reagentes ∆H
0
∆H > 0 e a reação
é endotérmica
Caminho da reação
11. DH 5 Hp 2 HR
DH 5 1.000 2 870 V DH 5 1130 kJ
Como o DH é positivo, o processo é endotérmico e absorve 130 kJ.
Alternativa b
12. Todas as alternativas são corretas.
13. Numa reação exotérmica, o sistema libera calor e sua entalpia final é menor que sua entalpia inicial,
ou seja, DH é negativo (menor que zero).
Alternativa e
4.Fatores que influem nas entalpias (ou calores) das reações
5.Equação termoquímica
Questões
adilson secco
a) Entalpia
H2O (v)
∆H
H2O (L)
H2O (v)
H2O (L) � calor
b) Ao entrar em contato com a água presente na pele e nos olhos, a cal libera calor (processo
exotérmico), podendo causar queimaduras.
74
ilustrações: adilson secco
10.
H
c) Um combustível libera mais energia no estado gasoso, pois apresenta maior entalpia. O combustível no estado líquido ou sólido libera menos energia devido ao “gasto” de energia para atingir o
estado gasoso.
Exercícios básicos
14. Exercício resolvido.
15. Segundo os dados do diagrama, temos:
H2O (s) #
H2O (L) V DH 5 HH2O (L) 2 HH2O (s) V DH 5 2285,5 2 (2292,6)
V
DH 5 117,1 kJ (processo endotérmico).
Portanto, H2O (L) #
H2O (s) #
H2O (g) V DH 5 151 kJ (processo endotérmico).
Portanto, H2O (g) #
H2O (L)
H2O (s), DH 5 27,1 kJ (processo exotérmico).
#
H2O (s), DH 5 251 kJ (processo exotérmico).
H2O (g) V DH 5 143,9 kJ (processo endotérmico).
Portanto, H2O (g) #
H2O (L), DH 5 243,9 kJ (processo exotérmico).
Portanto, a alternativa a é a correta.
16. Como DH , 0, a reação é exotérmica, liberando 286 kJ por mol de H2 consumido, 572 kJ por mol de
O2 consumido, 572 kJ para dois mols de água produzida.
Alternativa b
17. Exercício resolvido.
3/2 O2 (g) # AL2O3 (s) DH 5 21670 kJ
18. 2 AL (s) 1
1670 kJ
2 ? 27 g AL
x kJ
1 g AL
x q 31 kJ
Alternativa b
19. Em qualquer reação de combustão há a liberação de calor (DH ,0), ou seja, há menos energia armazenada nos produtos do que nos reagentes. A combustão de 228 g de C8H18 produz 704 g de CO2.
Alternativa a
20. Cálculo da massa de gasolina queimada:
m
d 5 ​ __ ​ V m 5 d ? V V m 5 0,79 ? 10 V m 5 7,9 kg
V
Cálculo da massa de CO2 produzida pela queima de 7,9 kg (10 L) de gasolina:
2
123
2 C8H18 1 25 O2 16
CO2 1 18 H2O
123
123
2 ? 114 kg ______________________ 16 ? 44 kg
mCO2 q 24,4 kg de CO2
7,9 kg ______________________ mCO kg
Energia liberada na queima de 7,9 kg (10 L) de gasolina:
123
1 mol de C8H8 5 114 g ______________________ 940 kcal
______________________ x kcal
7,9 ? 103 g
x q 6,5 ? 104 kcal
Alternativa b
Na+ (g) + C�– (g)
adilson secco
21.
+ 766 kJ/mol
∆H = +6 kJ/mol
– 760 kJ/mol
Na+ (aq) + C�– (aq)
NaC� (s)
Pode-se afirmar que a dissolução de 1 mol de NaCL (s) é pouco endotérmica, envolvendo 16 kJ.
Alternativa e
75
Exercícios complementares
22. Para que os reagentes X2 e Y2, ambos no estado gasoso, se transformem em um produto XY sólido,
haverá uma maior quantidade de calor liberado em relação à formação de um produto XY líquido
que, por sua vez, irá liberar mais calor que um produto XY gasoso.
Alternativa b
1 mol ______________
x kcal
123
123
liberam
800,1 kcal
23. Equação I: 123
9 Fe
1442443
9 mol ______________ 800,1 kcal
x 5 88,9 kcal
liberam
123
123
203,5 kcal
1442443
______________
2 mol
203,5 kcal
x 5 101,75 kcal
1 mol ______________ x kcal
Equação II: 123
2 Fe
106 J
xJ
x 5 2,25 ? 106 J
225 km percorridos ______________________ 2,25 ? 106 J
______________________
1 km
xJ
123
24. 28 L de gás ______________________
63 L de gás ______________________
123
Alternativa b
x 5 1 ? 104 J
Alternativa c
123
25. 14243
C2H5OH 1 3 O2
2 CO2 1 3 H2O 14444244443
DH 5 21,4 ? 103 kJ/mol
1 mol 5 46 g ________________________________________ 1,4 ? 103 kJ
x 5 138 g de etanol
________________________________________ 4,2 ? 103 kJ
xg
Alternativa a
123
26. A posição (01) é correta, pois toda a combustão é exotérmica. Portanto, a posição (02) é incorrreta.
Na proposição (08) vamos calcular as quantidades (em mols) de CO2, para produzir 1 kJ em cada
reação:
1 mol de CO2 _________________ 393 kJ
1
• Reação I:
 ​mol de CO2
x 5 _____
​ 
393
x mol de CO2 _________________
1 kJ
1 mol de CO2 _________________ 888 kJ
x mol de CO2 _________________
1 kJ
• Reação III:
8 mol de CO2 _________________ 5.440 kJ
x mol de CO2 _________________
1 kJ
1
 ​mol de CO2
x 5 _____
​ 
888
123
123
• Reação II:
1
8
x ______
​ 
 ​ou _____
​ 
 ​mol de CO2
5.440
680
1
1
1
 ​, _____
​ 
 ​, _____
​ 
 ​, concluímos que a ordem crescente de poluição, para produzir
Considerando que: _____
​ 
888 680 393
a mesma quantidade de energia é: gás natural , gasolina , carvão. Portanto, a proposição (04)
é correta e a proposição (08) é incorreta.
Na proposição (16), temos:
• Reação I:
393
_____
​   ​ 5 393 kJ/mol de CO2
1
888
• Reação II: ​ _____
 ​ 5 888 kJ/mol de CO2
1
5.440
• Reação III: ​ ______
 ​ 5 680 kJ/mol de CO2
8
De fato, o gás natural (reação II) é o que libera maior quantidade de energia por mol de CO2
produzido. Portanto, a proposição (16) é correta.
76
27. Na primeira equação, temos:
1 mol de C8H18 5 114 g _________________ 5.100 kJ
Vamos transformar essa massa (114 g) em volume, pois os combustíveis são vendidos por volume
(por exemplo, em litros):
m
m
​   ​ V
d 5 ​ __ ​ V V 5 __
V
d
144
 ​ V
V 5 _____
​ 
0,70
V 5 162, 85 mL ou 0,16285 L
Se o preço da gasolina for a reais por litro, o preço da gasolina para produzir 5.100 kJ será:
(0,16285 ? a) reais.
Vamos calcular, na segunda reação, a quantidade de álcool necessária para produzir os mesmos
5.100 kJ:
123
1 mol de C2H5OH 5 46 g _________________ 1.200 kJ
x g _________________ 5.100 kJ
195,5
 ​ V
Ou em volume: V 5 ______
​ 
0,80
x 5 195,5 g de álcool
V 5 244,37 mL ou 0,24437 L
E se o preço do álcool for b reais por litro, teremos: (0,24437 ? b) reais de álcool.
Quando o “gasto” com o álcool for igual ao da gasolina teremos:
0,24473 b 5 0,16285 a
0,16285
b _________
V ​ __
a ​5 ​ 0,24437 ​ V
b __
2
​ __
a ​q ​ 3 ​
Alternativa b
6. Casos particulares das entalpias (ou calores) das reações
6.1.Estado padrão dos elementos e dos compostos químicos
6.2Entalpia (ou calor) padrão de formação de uma substância [DH0f]
Exercícios básicos
28. A entalpia de formação do CLF (g) corresponde à seguinte equação:
1
1
CLF (g)
​ __ ​CL2 (g) 1 ​ __ ​F2 (g)
2
2
Como HCLF , Hreagentes, DH , 0; nesse caso, 213,3 kcal/mol
Alternativa d
29. Lembre-se de que a entalpia de formação refere-se a um mol da substância que é formada. Portanto,
da equação temos:
123
752,0
kcal
8 SO3 (g) 14243
14243
__________________
8 mol
752,0 kcal
1 mol __________________ x kcal
Como a reação é exotérmica, temos:
x 5 94,0 kcal
DH 5 294,0 kcal
Alternativa d
30. Exercício resolvido.
31. Exercício resolvido.
32. DH 5 (Hf(Mg(OH)2) 1 Hf(H2)) 2 (Hf(Mg) 1 2 ? Hf(H2O))
DH 5 (2924,5 1 0) 2 (0 1 2 ? (2285,8)) V
DH 5 2352,9 kJ/mol
Alternativa c
33. DH 5 (2 ? Hf(CO2)) 1 3 ? Hf(H2O))2 (Hf(C2H5OH) 1 3 ? Hf(O2))
DH 5 (2 ? (2394) 1 3 ? (2286)) 2 (2278 1 3 ? 0)
V
DH 5 1.368 kJ/mol
Alternativa b
34. Exercício resolvido.
77
3
CO2 1 2 H2O
1 ​ __ ​O2 2
3
2 Hreag. V DH 5 (HCO2 1 2 HH2O) 2 ​ HCH3OH 2 __
​ ​HO2 ​
2
35. • Para o metanol: CH3OH
DH 5 Hprod.
@
DH 5 [2394 1 2 ? (2242)] 2 [2320 1 0] V
• Para o etanol: C2H5OH
DH 5 2558 kJ/mol
2 CO2 1 3 H2O
3 O2 1
#
DH 5 Hprod. 2 Hreag. 5 (2 HCO 1 3 HH O) 2 (HC H OH 1 3 HO )
2
2
2 5
2
DH 5 [2 ? (2394) 1 3 ? (2242)] 2 [2296 1 3 ? 0] V
DH 5 21.218 kJ/mol
Levando-se em conta somente a energia liberada por 1 mol de combustível, o melhor combustível
é o etanol.
Alternativa b
36. C (s) 1 O2 (g)
12 g de C
123
CO2 (g) DH 5 2393,51 kJ/mol
2393,51 kJ
1 g de C
DH°(298 K)
DH°(298 k) 5 232,79 kJ
Alternativa b
6.3Entalpia (ou calor) de combustão de uma substância
6.4Entalpia (ou calor) de neutralização
Exercícios básicos
37. Combustão de 1 mol de SO2: SO2 (g) 1 1/2 O2 (g)
DH 5 HP 2 HR #
DH 5 294 2 (271) V
SO3 (g)
DH 5 223 kcal
Alternativa b
123
38. 1 kg 5 1.000 g de metano _______________ 5,5 ? 104 kJ
x kJ
1 mol 5 16 g de metano _______________
x 5 880 kJ ou
8,8 ? 102 kJ
Alternativa d
C2H6O 1 3 O2
2 CO2 1 3 H2O 144424443
DH 5 21.400 kJ
123
46 g ________________________________________ 1.400 kJ
x 5 1,4 ? 106 kJ
46.000 g ________________________________________
x
123
39. a)
b) C2H6O
1
3 O2
2 CO2 1
3 H2O
c) A tabela indica que 1 mol de gasolina produz 5.400 kJ. Portanto, a quantidade de gás natural que
produz a mesma energia será:
123
1 mol de gás _______________ 900 kJ
n mol de gás _______________ 5.400 kJ
n 5 6 mol de gás
Sendo de 22,4 L (CNTP) o volume de cada mol, teremos:
6 ? 22,4 5
134,4 L de gás (CNTP)
40. Cálculo da massa de álcool consumida nos 46 km percorridos pelo automóvel:
123
10 km _______________ 1 kg de álcool
46 km _______________
x
x 5 4,6 kg de álcool
Cálculo da energia necessária para o automóvel percorrer 46 km:
123
1 mol de álcool 5 46 g _______________ 103 kJ
4,6 kg 5 4.600 g _______________ x
Alternativa e
78
x 5 105 kJ
3
S 1 ​ __ ​O2
2
SO3
41.
SO3
DH 5 2395 kJ
1
SO2 1 ​ __ ​O2
2
DH 5 198 kJ
DH 5 2297 kJ
SO2
S 1 O2
Alternativa b
42. a) C2H5OH (L) 1 3 O2 (g)
2 CO2 (g) 1 3 H2O (L)
1
1 3 H2 (g) 1 __
​ 2 ​O2 (g)
2 C (s)
C2H5OH (L)
DH 5 1278 kJ/mol
2 C (s) 1 2 O2 (g)
2 CO2 (g)
DH 5 2 ? (2394) kJ/mol
3
3 H2 (g) 1 __
​ 2 ​O2(g)
3 H2O (L)
DH 5 3 ? (2286) kJ/mol
C2H5OH (L) 1 3 O2 (g)
2 CO2 (g) 1 3 H2O (L)
π DH 5 278 1 [2 ? (2394)] 1 [3 ? (2286)] V DH 5 278 1 [2788] 1 [2858] V DH 5 21.368 kJ/mol
b) Exotérmica, pois DH , 0.
6.5Energia de ligação
Questões
a) A afirmação não está correta. Qualquer entalpia (calor) medida será sempre um valor relativo,
pois toda matéria contém energia interna na forma de calor.
b) A afirmação está correta. A quantidade de entalpia (calor) envolvida na quebra, ou formação, de
uma ligação é sempre igual e com “sentidos opostos”: toda quebra de ligação é endotérmica e
toda formação de ligação é exotérmica.
Exercícios básicos
43. As soluções são todas de mesma concentração, mas:
• em III, o ácido e a base são fortes;
• em II, a base é fraca;
• em I, só há diluição;
• em IV, há mistura de mesmo soluto.
Alternativa d
44. Exercício resolvido.
45.
H3C * CH2H * H
1
H * Br
H3C * CH2 * Br 1
144424443
14243
Br * Br
1442443
99
46
144444424444443
energia para romper
as ligações iniciais
144444424444443
99 kcal 1 46 kcal 5 145 kcal
68
87
144444424444443
energia ganha na formação
das ligações finais
144444424444443
68 kcal 1 87 kcal 5 155 kcal
Teremos, pois, a liberação de 155 2 145 5 10 kcal/mol de etano.
Alternativa e
46. 2 H2 (g)
2 H k H (g)
2 ? 437
1
O2 (g)
2 H2O (g)
O
(g)
H
H
494 2 ? 2 ? (2463)
11.368
21.852
1
2
O l O (g)
DH 5 11.368 2 1.852
V
DH 5 2484 kJ/2 mol de H2O
Ou seja, DH 5 2242 kJ/mol de H2O
Alternativa b
79
47.
N2
3 H2
1
14243
14243
2 NH3
14243
950
3 ? 430
2 ? 3 ? (2390)
14444244443
145425443
2.240
22.340
14444444244444443
DH 5 2100 kJ (para 2 mols de NH3 formados)
Logo, para 1 mol de NH3, temos:
48.
DH 5 250 kJ/mol
CH4
2 O2
1
14243
14243
CO2
14243
1
2 H2O
14243
4 ? 413
2 ? 494
2 ? 804
2 ? 2 ? 463
14444244443
144444424444443
2.640
3.460
14444444444244444444443
DH 5 2820 kJ
Alternativa a
Exercícios complementares
1
49. CO 1 ​ __ ​O2 2
CO2
1
DH 5 Hf 2 Hi 5 (2393,5 1 0) 2 (2110,5) V DH 5 2283 kJ para ​ __ ​ mol de O2
2
Para 1 mol de O2: DH 5 2(2283) V
DH 5 2566 kJ
Alternativa c
50. Na equação, temos 1 mol de H2O (L) no estado líquido. Para vaporizá-lo precisamos de:
______________ 2,28 kJ
1 mol 5 18 g de H2O ______________
x kJ
123
1 g de H2O
x 5 41 kJ
Essa energia será “descontada” do calor da reação, tendo-se:
1
H2 (g) 1 ​ __ ​O2 (g)
2
H2O (v) DH 5 2283 1 41 V
DH 5 2242 kJ/mol
Alternativa e
51. a) Etanol hidratado (d 5 0,80 kg/L): em 1 L, há 800 g; com esse valor, calculamos:
123
Dado do problema: 1 g de etanol ______________ 6 kcal
800 g de etanol ______________ x kcal
x 5 4.800 kcal
Gasolina (d 5 0,70 kg/L): em 1 L, existem 700 g; sendo assim, temos:
123
Dado do problema: 1 g de gasolina ______________ 11,5 kcal
700 g de gasolina ______________ y kcal
y 5 8.050 kcal
b) Para os dois combustíveis, vamos calcular o preço de 1.000 kcal:
123
1 L de etanol custa 65 U.M. ______________ 4.800 kcal
______________ 1.000 kcal
x U.M.
x 5 13,54 U.M.
123
1 L de gasolina custa 100 U.M. ______________ 8.050 kcal
______________ 1.000 kcal
y U.M.
x 5 12,42 U.M.
52. Na fórmula do P4 temos um total de seis ligações. Para romper uma ligação precisamos então
1.260
 ​, ou seja, 210 kJ por ligação.
de ​ ______
6
Alternativa a
53. O gás nitrogênio, N2, é considerado um gás inerte devido à elevada quantidade de energia requerida
para quebrar a tripla ligação N m N.
Alternativa c
80
54. Reação I:
2 H2
123
1
CH4
123
2 CO
123
2 ? 10,8 ? 102
2 ? 4,4 ? 102
144444424444443
30,4 ? 102
1
CO2
123
4 ? 4,2 ? 102
2 ? 8,0 ? 102
144444424444443
32,8 ? 102
DH 5 Hprod. 2 Hreag. V DH 5 130,4 ? 102 2 32,8 ? 102 V DH 5 22,4 ? 102 kJ/mol (reação exotérmica)
Ocorre no reator C, que envia o CH4 e o CO2 para o reservatório D.
Reação II: é a inversa da reação I. Então, DH 5 12,4 ? 102 kJ/mol (reação endotérmica). Ocorre
no reator B, que envia o H2 e o CO para o reservatório E.
Alternativa b
55. a) 2 C3H5 (NO3)3 1
3 N2 1 __
​ 2 ​O2 1 6 CO2 1 5 H2O
DH 5 Hf 2 Hi 5 6(2394) 1 5(2242) 2 2(2364)
V
DH 5 22.846 kJ/mol
Para a explosão de 4,54 g de nitroglicerina teremos:
4,54 g ______________
x kJ
123
1 mol 5 227 g ______________ 2.846 kJ
x 5 56,92 kJ
1
(3 1 __
​ ​ 1 6 1 5) mol de gases
2
b) 2 C3H5(NO3)3
4,54 g
___________________ n mol de gases
PV 5 nRT V
123
2 ? 227 g ___________________ 14,5 mol de gases
n 5 0,145 mol
P ? 0,1 5 0,145 ? 0,082 ? 400 V
P 5 47,56 atm
7.Lei de Hess
Questões
a) A variação de entalpia é 2184 kJ/mol. A reação é exotérmica. (Para calcular a variação de entalpia,
basta somar os valores de DH que foram dados — isto é uma consequência da Lei de Hess.)
b) A reação é endotérmica, pois há absorção de energia para a mudança de estado físico de sólido para
gasoso.
c) A reação é exotérmica, pois é necessário fornecer energia ao átomo para que seja retirado
1 elétron, portanto, o átomo absorve energia chamada energia de ionização.
Exercícios básicos
56.
I. Não é correto. Invertendo o sentido da equação, o sinal da entalpia se torna positivo (reação
endotérmica).
II. Correto. Como DH , 0, há liberação de calor (reação exotérmica).
III. Correto. Se DH , 0, então HP , HR visto que DH 5 HP 2 HR.
Alternativa e
57. De acordo com a Lei de Hess, DH1 5 DH2 1 DH3 1 DH4.
Alternativa c
1
Ag (s) 1 ​ __ ​CL2 (g)
2
DH0 5 1106,12 kJ
II. 2 Ag (s) 1 CL2 (g): 2 AgCL (s)
DH0 5 1212,24 kJ
III. 2 AgCL (s):
DH0 5 22 ? 106,12 V DH°5 2212,24 kJ
58.
I. AgCL (s):
2 Ag (s) 1 CL2 (g)
Alternativa a
59. Exercício resolvido.
60. Exercício resolvido.
81
61. Nesta questão, procure chamar a atenção dos alunos para o seguinte detalhe: foram dados calores
de reação, pedindo-se o DH de reação final; logo o sinal algébrico deve ser invertido.
I.
NO (g)
1
II.​ __ ​N2(g)
2
1
1​ __ ​O2(g)
2
NO2 (g)
1 13,5 kcal
DH1 5
213,5 kcal
O2 (g)
NO2 (g)
2
8,1 kcal
DH2 5
18,1 kcal
1
Eq. I invertida: NO2 (g) 1 13,5 kcal
NO (g)
1
1​ __ ​O2 (g)
2
2DH1 5
113,5 kcal
1
Eq. II inalterada:​ __ ​N2(g) 1 O2 (g)
2
NO2 (g) 2 8,1 kcal
2DH2 5
18,1 kcal
1
Soma:​ __ ​N2(g)
2
1
1​ __ ​O2(g)
2
NO (g) 2 21,6 kcal
DH 5 2DH1 1 DH2
Alternativa b
DH
1
1 ​ __ ​O2 (g)
2
CO (g)
C (s)
O2 (g)
CO2 (g)
DH2 5 2393,5 kJ
1
CO (g) 1 ​ __ ​O2 (g)
2
CO2 (g)
DH 5 2283,5 kJ
62.
C (s)
1
5 121,6 kcal
2DH1 5 1110 kJ
63. Exercício resolvido.
64. a) SiO2 (s) 1
2 Mg (s)
b)
Si (s)
SiO2 (s)
2 Mg (s) 1
SiO2 (s) 1
1 2 MgO (s)
Si (s) 1
O2 (g)
2 Mg (s)
2DH1 5 1910,9 kJ
O2 (g)
2 MgO (s)
2 DH2 5 2 ? (2601,8) kJ
Si (s) 1
DH 5 2292,7 kJ
2 MgO (s)
65. Exercício resolvido.
66. 1a eq. dada:
C
2 eq. (invertida) (42):
H2O
CO2 1
H2 1 __
​   ​O2
2
3a eq. (invertida) (42):
CO2
1
CO 1 __
​   ​O2DH 5 1283,0 kJ
2
Soma:
1
a
C
O2
1
H2O
CO 1
DH 5 2393,5 kJ
DH 5 1241,8 kJ
H2
DH 5 1131,3 kJ
Alternativa d
67. 2a eq. (38):
a
1 eq. (34):
8C
1
8 O2
8 CO2
DH 5 8 ? (2390) 5 23.120 kJ
4 H2O
1
2 O2
4 H2O
DH 5 4 ? (2290) 5 21.160 kJ
3a eq. (invertida): 8 CO2 1
4 H2O
C8H8 1 10 O2
Soma:
4 H2
C8H8
8C
1
DH 5
π DH 5 (23.120) 1 (21.160) 1 (14.400) V DH 5 120 kJ/mol
Alternativa b
68. Cgrafite
1
O2 (g)
2 Srômbico
1
2 O2 (g)
CO2 (g)
1 2 SO2 (g)
CS2 (L)
Cgrafite
1
2 Srômbico
CS2 (L)
CO2 (g)
DH1 5 2394 kJ
2 SO2 (g)
2DH2 5 2 ? (2297) kJ
1
3 O2 (g)
π DH 5 (2394) 1 (2594) 1 (11.072) V DH 5 84 kJ/mol
Alternativa c
69. Exercício resolvido.
82
2DH3 5 11.072 kJ
4.400 kJ
70. a) eq. 1a (42): C 1
O2
eq. 1b (invertida) (4 2): CO2 CO
CO2
1
__
1 ​   ​ O2
2
1
Soma: C 1 ​ __ ​O2
2
1
b)
C 1 ​ __ ​O2
123
CO
123
2
123
_________________ 1 mol
12 g
2.400.000 g _________________ x mol
71. a) NH3 (g) 1 2 O2 (g)
b)
DH 5 1283 kJ
DH 5 2110,5 kJ
CO
x 5 200.000 mol de CO
HNO3 (aq)
1
H2O (L)
1.170
3
DH0
1​ __ ​H2O (L)​ ____
 ​5 2​ _____
 ​V DH 5 2292, 5 kJ
2
4
4
0
DH
276
1
 ​5 2​ ____
 ​V DH 5 269 kJ
HNO3 (aq) 1 __
​   ​NO (g)​ ____
4
4
2
3
114
__
3 ​DH0 5 23 ? ____
​   ​NO2 (g)
2​ __
​   ​V DH 5 285,5 kJ
2
4
4
HNO3 (aq) 1 H2O (L)
5
NH3 (g) 1​ __ ​O2 (g)
4
1
3
__
 ​H O (L)
​   ​NO2 (g) 1​ __
2 2
2
3
3
​ __ ​NO (g) 1​ __
 ​O (g)
2
4 2
NH3 (g) 1
DH 5 2393,5 kJ
NO (g)
2 O2 (g)
π DH 5 2447 kJ
0
c) 17 g de NH3
63 g de HNO3
3,40 de NH3
x
x 5 12,6 de HNO3
Exercícios complementares
6 CO2 (g)
72. C6H12O6 (s) 1 6 O2 (g)
6 CO2 (g)
1 4 H2O (L)
C6H12O6 (s) 1 O2 (g)
1
6 H2O (L)
2 C3H4O3 (s) 1
5 O2 (g)
2 C3H4O3 (s) 1
2 H2O (L)
DH1 5 22.808 kJ
12 ? DH2 5 12 ? 1.158 kJ
π DH 5 2492 kJ
Como DH , 0, houve liberação de energia.
Alternativa a
73. C2H5OH (g) 1 H2O (v)
2 CO (g)
4 H2 (g)
1 2 CO (g)
1 2 H2O (v)
2 CO2 (g) 1 2 H2 (g)
C2H5OH (g) 1 3 H2O (v)
2 CO2 (g) 1 6 H2 (g)
DH1 5 1238,3 kJ
2DH2 5 22 ? 41,8 kJ
π DH 5 (1238,3) 1 (283,6) V DH 5 154,7 kJ/mol
74. É a primeira questão na qual são dadas quatro equações iniciais. O método de resolução, porém,
continua sendo o mesmo.
3
A equação pedida é: AL (s)
1​ __ ​CL2 (g)
ALCL3 (s)
DH 5 ?
2
3
ALCL3 (aq) 1 __
​   ​H2 (g)
1a eq. (4 2):
AL (s)
1 3 HCL (aq)
DH0 52524,5 kJ
2
@
#
3
3
3
3a eq. ​ 3 __
​   ​  ​:​ __ ​H2(g) 1​ __ ​CL2 (g)
2
2
2
3 HCL (g)
DH0 5 2277,5 kJ
4a eq. invertida:
ALCL3 (aq)
ALCL3 (s)
DH0 5 1323 kJ
2a eq. (3 3):
3 HCL (g)
3 HCL (aq)
DH0 5 2225 kJ
Soma:
AL (s)
ALCL3 (s)
DH0 5 2704 kJ
3
1​ __ ​CL2 (g)
2
Alternativa d
Note que três das equações dadas (1a, 3a e 4a) foram organizadas de acordo com os critérios já
explicados no exercício 65. A última (2a equação dada) foi multiplicada por 3 para possibilitar os
cancelamentos necessários.
83
75. Nos exercícios anteriores, eram dadas duas etapas e pedida a reação global — bastava somar as
etapas dadas para obter a equação final.
Agora é dada a equação global e a 1a etapa, pedindo-se a 2a etapa. Pelo raciocínio matemático,
permitido pela Lei de Hess, bastará “subtrair” a 1a etapa da equação global para obter a 2a etapa:
2 LiOH 1 CO2
Equação global:
a
1 etapa invertida:
2 LiOH ? H2O
Li2CO3 1 H2O
DH 5
221,4 kcal
2 LiOH 1 2 H2O
DH 5
129,0 kcal
2a etapa: 2 LiOH ? H2O (s) 1 CO2 (g)
Li2CO3 (s) 1 3 H2O (g)
DH 5
17,6 kcal
(32)
Ca21 (aq)
76. A equação pedida é: CaCL2 (s)
a
CaCL2 (s)
1 eq. invertida:
a
2 eq. inalterada:
Ca21 (g)
a
2
3 eq. (32):
Ca
21
2
(g)
1 2 CL (g)
(aq)
2
2 CL (g)
Soma:
Alternativa d
Ca
21
1 2 CL2 (aq)
2 CL (aq)
CaCL2 (s)
Ca
21
(aq)
2
1 2 CL (aq)
DH 5 ?
DH 5 12.260 kJ/mol
DH 5 21.657 kJ/mol
DH 5
2680 kJ/mol
DH 5
277 kJ/mol
77. Qualquer reação de combustão é exotérmica (libera calor). Assim, a energia envolvida na síntese
de glicose (endotérmica) é de 2,8 ? 106 J/mol, ou seja, 1,4 ? 106 J para sintetizar 0,5 mol de glicose.
Alternativa c
123
78. a) Volumes iguais de gases contêm o mesmo número de moléculas (ou de mols). No problema, 1 mol
de metano (CH4) libera 208 kcal e 1 mol de butano (C4H10) libera 689 kcal. Portanto, em volumes
iguais, o butano libera maior quantidade de energia.
b) Poder calorífico do metano:
1 mol de CH4 5 16 g ___________ 208 kcal
x 5 13.000 kcal/kg
1.000 g ___________ x kcal
79. a) O carvão em pó queima mais rapidamente, pois sua superfície de contato é maior que o carvão
em pedaços. Assim, a amostra A corresponde ao carvão em pó.
b) A quantidade de calor liberada é igual nos dois casos, pois só depende do estado inicial (C 1 O2)
e do estado final (CO2).
2 CO2 (g)
80. C2H5OH (L) 1 3 O2 (g)
2 CO2 (g)
1 3 H2O (g)
vaporização da água
V
C2H5OH (L)
1
3 H2O (L)
C2H5OH (g) 1 3 O2 (g)
3 H2O (L)
3 H2O (g)
C2H5OH (g)
DH1
2DH2
3 ? DH3
DH 5 DH1 2 DH2 1 3 ? DH3
Alternativa a
123
64
81. a) 64 g de hidrazina correspondem a ​ ___ ​(ou 2) mol de hidrazina, os quais, pela 1a equação, geram
32
a
4 mol de H2O. Pela 2 equação temos:
1
H2O # ​ __ ​O2 1 H2 DH 5 1280 kJ
123
2
1 mol _________________________________ 280 kJ
x 5 1.120 kJ
4 mol _________________________________ x kJ
123
b) 14243
Li2CO3 1 H2O
2 LiOH 1 123
CO2 ____
2 ? 24 g
44 g
x 5 110 g de CO2
120 g ____ x g
Questões sobre a leitura
A produção e o consumo de energia
82. Uma resposta possível: Do ponto de vista ambiental, deseja-se que a porcentagem de energia obtida
a partir de fontes renováveis seja a maior possível. Pelos dados do gráfico, essa porcentagem é de
45,4%. Como esse valor representa menos da metade da energia ofertada, podemos concluir que
ainda não é uma porcentagem adequada.
84
83. Além do fato de essas fontes se esgotarem no futuro, são fontes poluidoras, pois os gases produzidos em suas combustões comprometem a atmosfera terrestre.
84. Devido à localização geográfica, praticamente todo o território dispõe de luz solar em abundância. Além
disso, trata-se de uma fonte praticamente inesgotável. Em locais isolados, a instalação de coletores
solares produz energia no local sem a necessidade de uma rede de transmissão e distribuição.
85. Um resposta possível: Ao adquirir aparelhos eletrônicos e eletrodomésticos escolher aqueles que consomem menos energia; usar o transporte coletivo evitando o uso do transporte individual, e fazer pequenos
trajetos a pé; não deixar lâmpadas acesas ou aparelhos ligados quando não estiverem em uso.
86. Alternativa b
87. Alternativa e
88. 1 kg de carvão ________ 10 kWh
x kg de carvão ________ 200.000 MWh 5 200.000.000 de kWh
Portanto: x 5 20.000.000 de kg ou 20.000 t de carvão
123
1 caminhão _________ 10 t de carvão
y caminhões _________ 20.000 t de carvão
y 5 2.000 caminhões
Alternativa d
89.O rendimento total de um processo é o produto dos rendimentos de cada etapa. Temos então:
P1: 0,95 ? 0,70 5 0,665 (ou 66,5%)
P2: 0,40 ? 0,90 ? 0,85 5 0,306 (ou 30,6%)
Portanto, o processo de menor eficiência é o P2, devido ao baixo rendimento da termoelétrica.
Alternativa a
90.
Itaipu
Três Gargantas
produção efetiva
93 ? 10
​ ___________________
 ​5 7,38 ? 106
​ 
  
   ​5 ________
potência instalada
12.600
84 ? 109
________
​ 
​5 4,61 ? 106
18.200
produção instalada _______
12.600
___________________
 ​5 9
 ​5 ​ 
​ 
  
  
área inundada
1.400
18.200
_______
​ 
​5 18,2
1.000
9
Alternativa e
Acompanhamento e avaliação
Peça aos alunos que, em grupo, elaborem um trabalho (pode ser uma apresentação, uma peça, uma
música, um texto, um cartaz contendo figuras, imagens etc.) para responder à seguinte questão: Diferentes recursos energéticos podem ter diferentes impactos na comunidade brasileira?
O trabalho deverá conter uma discussão sobre a produção e o consumo de energias renováveis e
não renováveis no Brasil e no mundo.
Oriente o procedimento na elaboração da tarefa, oferecendo alguns dados para serem pesquisados
e analisados, como, por exemplo:
Oferta de energia – 2007 mundo
Fontes renováveis
Oferta interna de energia – 2008 Brasil
0,7%
3,4%
Outras
Outras renováveis
2,2%
17,0%
Hidráulica
34,0%
5,9%
Petróleo
Nuclear
Derivados
da cana
36,5%
Petróleo e
derivados
11,5%
Lenha e
carvão
vegetal
26,5%
14,0%
Carvão mineral
20,9%
Gás natural
Hidráulica e
eletricidade
ilustrações: adilson secco
9,8%
10,3%
1,5%
Urânio
5,8%
Gás natural
Carvão mineral
e coque
Fonte dos dados: Ministério de Minas e Energia — Balanço Energético Nacional (BEN) 2009.
Disponível em: <http://www.mme.gov.br>. Acesso em: mar. 2010.
85
Evolução da oferta interna de energia (%)
Fontes
Energia
não renovável
Petróleo e
derivados
Gás natural
Carvão mineral
e coque
Urânio (U308)
Energia
renovável
Hidráulica
e eletricidade
Lenha e carvão
vegetal
Derivados
da cana
Outras
renováveis
Total
1999
2000
2001
2002
2003
2004
2005
2006
2007
2008
57,7
59,0
60,7
58,8
56,3
56,2
55,5
55,0
54,1
54,1
46,2
45,5
45,4
43,0
40,1
39,1
38,7
37,8
37,4
36,5
4,1
5,4
6,5
7,4
7,7
8,9
9,4
9,6
9,3
10,3
6,7
7,2
6,8
6,5
6,7
6,7
6,2
6,0
6,0
5,8
0,7
0,9
2,0
1,9
1,8
1,5
1,2
1,6
1,4
1,5
42,3
41,0
39,3
41,2
43,7
43,8
44,5
45,0
45,9
45,9
15,1
15,7
13,6
14,0
14,6
14,4
14,8
14,8
14,9
14,0
11,7
12,1
11,6
11,9
12,9
13,2
13,0
12,6
12,0
11,5
13,3
10,9
11,7
12,8
13,4
13,5
13,8
14,6
15,9
17,0
2,2
2,3
2,4
2,5
2,8
2,7
2,9
3,0
3,1
3,4
100
100
100
100
100
100
100
100
100
100
Fonte dos dados: Ministério de Minas e Energia — Balanço Energético Nacional (BEN) 2009. Disponível em: <http://www.mme.gov.br>.
Acesso em: mar. 2010.
Consumo total e produção de energia
Outros
90%
Consumo total
80%
70%
Eletricidade
20%
Bagaço de cana
10%
2008
2005
2002
1999
1996
1993
1990
1987
1984
Lenha
1981
0%
adilson secco
Álcool
30%
1978
* tonelada equivalente do petróleo (tep)
40%
1975
adilson secco
50%
2006
2008
2003
2000
1997
1994
1991
1988
1985
1982
1979
1976
1973
Derivados de petróleo
60%
Produção
1970
280
260
240
220
200
180
160
140
120
100
80
60
40
20
0
Consumo final por fonte (%)
100%
106 tep*
Oferta mundial de energia por fonte
25,5%
Carvão
mineral
2007: 12.029 � 106 tep*
0,1%
26,5%
Outros
Carvão
mineral
45,1%
Fontes
renováveis
1,8%
2,2%
Hidráulica
16,0%
Gás natural
Nuclear
* tonelada equivalente do petróleo (tep)
Hidráulica
5,9%
Nuclear
Fonte dos dados: Ministério de Minas e Energia — Balanço Energético Nacional (BEN) 2009.
Disponível em: <http://www.mme.gov.br>. Acesso em: mar. 2010.
86
34,0%
9,8%
Fontes
renováveis
0,9%
Outros
Petróleo
Petróleo
10,6%
0,7%
20,9%
Gás natural
ilustrações: adilson secco
1973: 6.115 � 106 tep*
Oferta mundial de energia por região
1973: 6.115 � 106 tep*
2007: 12.029 � 106 tep*
3,7%
4,6%
América Latina
5,6%
América Latina
3,5%
Ásia**
5,2%
África
7,1%
África
11,4%
China
Ásia**
6,4%
1,6%
61,3%
Europeus não
pertencentes
à OCDE***
OCDE***
China
45,7%
0,9%
OCDE***
Europeus não
pertencentes
à OCDE***
14,2%
Antiga União
Soviética
8,5%
1,9%
Oriente Médio
2,7%
4,6%
Bunker marítimo
* Tonelada equivalente do petróleo (tep)
** Sem a China
*** Organização para Cooperação e Desenvolvimento Econômico
Bunker marítimo
Oriente Médio
ilustrações: adilson secco
1,1%
Antiga União
Soviética
Consumo final de energia por fonte
1973: 4.672 � 106 tep*
9,4%
Eletricidade
2007: 8.286 � 106 tep*
1,6%
8,8%
Outros
Carvão
mineral
48,1%
13,2%
Petróleo
Fontes
renováveis
13,3%
3,5%
Outros
42,6%
12,4%
Petróleo
Fontes
renováveis
15,6%
Carvão
mineral
Gás natural
14,4%
Gás natural
17,1%
Eletricidade
* tonelada equivalente do petróleo (tep)
Fonte dos dados: Ministério de Minas e Energia — Balanço Energético Nacional (BEN) 2009. Disponível em: <http://www.mme.gov.br>.
Acesso em: mar. 2010.
Depois que toda a pesquisa foi realizada pelos grupos, cada um deles deverá escolher de que
forma irá responder à pergunta apresentada, lembrando que o trabalho deverá conter também uma
discussão sobre a produção e o consumo de energias renováveis e não renováveis no Brasil e no
mundo.
A forma de apresentação poderá ser por meio de uma peça teatral, uma música, um texto, um pôster,
um seminário, uma maquete etc.
Deixe bem claro para os alunos como os grupos serão avaliados, por exemplo:
• o tipo de trabalho apresentado;
• o conteúdo;
• a organização;
• a criatividade;
• a referência (fontes pesquisadas).
87
Capítulo
5
Cinética química
A cinética química tem uma grande importância teórica e prática. Nos últimos tempos, a introdução
da luz laser no estudo do andamento e da velocidade das reações possibilitou uma grande ampliação
do conhecimento sobre o assunto. Nas indústrias, o aumento da velocidade das reações é fundamental
do ponto de vista econômico; em particular, a “química dos catalisadores” tem avançado enormemente
nos últimos anos, possibilitando novos caminhos para a química industrial.
Infográfico
O infográfico traz imagens de uma maçã sem um pedaço, que vai se deteriorando com o passar do
tempo a partir da região sem casca que fica em contato com o ar. É possível discutir com os alunos as
possíveis causas citadas no texto para essa deterioração. Nas imagens é possível notar claramente
mudanças das características físicas e químicas da fruta.
Pode-se também enfatizar a diferença de velocidade de decomposição conforme a temperatura e
levantar a discussão de por que os alimentos demoram mais para estragar quando são conservados
em temperaturas baixas. Os alunos devem perceber que cada reação tem uma velocidade diferente e
que essas velocidades dependem de alguns fatores.
Refletindo
O objetivo dessa abertura é apresentar aos alunos o conceito de velocidade das reações químicas, a
possibilidade de medir a velocidade dessas transformações e também de alterá-la, em diferentes temperaturas. Em uma geladeira, por exemplo, é possível retardar a velocidade de decomposição dos alimentos.
Na questão proposta, a comparação entre a maçã e o palito de fósforo visa relacionar o conceito da velocidade da reação no mundo macroscópico com os conceitos microscópicos da reação:
o contato e a afinidade entre os reagentes. Dependendo dos fatores citados, uma reação química
poderá ser mais rápida ou mais lenta, ou mesmo poderá nunca ocorrer.
Contato: essa ideia é simples, porém, os alunos apresentam dificuldade na visão microscópica
dessa situação.
Afinidade: nesse caso, a Tabela Periódica é nossa maior aliada. As afinidades estão representadas nas colunas ou nas famílias dos elementos químicos. Por exemplo, os elementos alcalinos
e os alcalinoterrosos têm grande afinidade com as famílias 6A e 7A (grupos 16 e 17). Assim, damos
significado aos motivos microscópicos da ocorrência de uma reação química e a sua velocidade.
Mais importante que acertar a resposta é o debate que pode ocorrer em função das hipóteses levantadas pelos alunos na busca da compreensão desses fatos.
Resposta:
Existir contato físico entre as moléculas dos reagentes é a primeira condição para ocorrer
uma reação.
Considerando que o contato com o oxigênio do ar é o mesmo, devemos nos voltar para as outras
subs­tâncias comparadas: a matéria que forma a maçã é diferente da que compõe a cabeça do palito
de fósforo, e essas substâncias apresentam diferentes afinidades com o oxigênio. Os carboidratos
da maçã têm menor afinidade com o oxigênio do que os componentes do palito de fósforo.
Nota importante sobre os palitos de fósforo (para enriquecer o debate em aula):
Os palitos de fósforo atuais não contêm o ele­mento fósforo (P) em sua cabeça. Esse elemento
encontra-se na superfície áspera do lado da caixa. Essa superfície é composta de fósforo vermelho
(mais seguro que o usado anteriormente), sulfeto de antimônio (Sb2S3), trióxido de ferro (Fe2O3) e
goma-arábica (cola).
Na ponta do palito de madeira fica o clorato de potássio (KCLO3), e não a pólvora, como muita
gente imagina.
O nome “palito de fósforo” manteve-se porque durante muito tempo existiu o elemento fósforo
no palito. Porém, como ele se acendia em qualquer superfície áspera, era comum acontecer de se
incendiar dentro da caixa, o que é muito perigoso. O desenvolvimento de novos materiais fez com
que se chegasse à fórmula atual, mais segura e econômica, daí o nome fósforos de segurança.
88
1. Velocidade das reações químicas
Questões
a) Em alguns casos, é importante acelerar uma reação, como o cozimento dos alimentos ou a secagem do gesso ortopédico. Em outros, é vantajoso retardar a reação, como a decomposição dos
alimentos ou a formação da ferrugem.
b) • A reação apresenta maior velocidade média no trecho A–B, pois a inclinação da curva é maior
nesse trecho.
• No ponto A, que apresenta a maior inclinação.
Exercícios básicos
1. Exercício resolvido.
0,25 mol
 ​ V
2. v 5 ​ _________
5 min
Alternativa c
v 5 0,05 mol/min
3. Pelo gráfico, temos:
0,900 2 0,100
D[X]
​   ​ V vm 5 _______________
​ 
  
  
 ​
vm 5 _____
5,00 2 1,00
Dt
V vm 5 0,200 mol/L ? min
V
Alternativa a
4. I: correta.
II: correta. Do gráfico, temos:
824
 ​ V
​ 
vm 5 ______
120
Vm 5 4 mol/L ? h
III: incorreta. Do gráfico, temos:
422
​ 
 ​ V
vm 5 ______
221
Alternativa b
Vm 5 2 mol/L ? h
5. Exercício resolvido.
6. Reação de formação da água:
2 H2 1 1 O2
2 H2O
Para consumir 6 mol de O2 por minuto, a reação deverá consumir 12 mol de H2 por minuto.
Alternativa e
7. Exercício resolvido.
8. 2 NH3
1 N2 1 3 H2
1 min
8,40 g de N2
60 min
x g de N2
x 5 504 g de N2
2 mol de NH3
1 ? 28 g de N2
y mol de NH3
504 g de N2
y 5 36 mol de NH3 V
V 5 36 mol/h
Alternativa d
Exercícios complementares
9. 2 H2O2
2 mol
x mol
2 H2O
1
O2
1 mol
1 ? 1024 mol
x 5 2 ? 1024 mol V V 5 2 ? 1024 mol/s
Alternativa c
89
1 D[NH3]
1 D[H2] __
1
1 D[H2] __
 ​ V 2​ __ ​______
10. 2​ __ ​______
​   ​2 ​   ​_______
​ 
​   ​5 ​   ​? 4,0
3 Dt
2 Dt
3 Dt
2
V
D[H2]
2​ ______
 ​5 6,0 mol/L ? h
Dt
Alternativa e
123
11. 2
NaN3 (s)
3 N2 (g) 1 2 Na (s)
14243
14243
______
2 ? 65 g
3 ? 24 L (dado)
x 5 72 L de N2
130 g ______
xL
Volume de N2 produzido
 ​   
   V
v 5 ​ _______________________
Tempo
72
v 5 ​ ______ ​ V
0,030
v 5 2.400 L ? s21
12. Quanto maior a temperatura, maior a velocidade das reações químicas responsáveis pela decomposição da carne.
Alternativa a
2. Como as reações ocorrem?
Questões
a) Orientação e energia adequadas.
b) Sim, pois a derrubada dos pinos (a ocorrência da reação) necessita de orientação e energia adequadas da bola (das partículas).
c) A velocidade das reações depende das frequências dos choques entre as moléculas, da violência desses choques e de uma orientação apropriada das moléculas no instante do choque.
Exercícios básicos
13. Na fogueira 2, a lenha está menos compactada, o que faz com que a superfície de contato com o
ar seja maior, aumentando a rapidez da combustão.
Alternativa e
14. A combustão do carbono ocorrerá com maior velocidade nas seguintes situações: carvão pulverizado
(maior superfície de contato), oxigênio puro (maior concentração) e temperatura de 100 °C (maior temperatura).
Alternativa d
15. A limalha de ferro, sendo pulverizada, reage mais rapidamente que a placa de ferro. Por isso a curva
da limalha sobe mais rapidamente (está acima) que a curva da placa de ferro. No final da reação, as
duas curvas se encontram porque foram usadas as mesmas quantidades de reagentes (Fe e HCL).
Alternativa b
16. A situação III é a única em que ocorre reação, porque houve formação de produtos. Portanto, a colisão
entre as moléculas aconteceu com geometria favorável e energia suficiente para formar produtos.
Alternativa c
17. Note que se fala em oxidação de Fe0 para Fe21, que ocorre somente nos experimentos II e III, em
que há ar (O2) e umidade (H2O). Consequentemente, a equação mais provável é:
1
Fe (s) 1 ​ __ ​O2 (g) 1 H2O (L) Fe(OH)2 (s)
2
Alternativa c
18. A alternativa c é incorreta, pois a reatividade do potássio é maior que a do sódio, já que seu tempo
de reação é menor.
Alternativa c
3. O efeito das várias formas de energia sobre a velocidade
das reações químicas
3.1. O efeito da temperatura na velocidade das reações
A introdução da “lombada” correspondente à energia de ativação, no gráfico da energia em função do
andamento da reação, é mais um exemplo de como evoluem e se aprimoram as interpretações científicas dos
fenômenos da natureza. Professor, ressalte que a energia de ativação sempre é obtida calculando a diferença
90
entre as entalpias do complexo ativado e dos reagentes. É comum os alunos usarem no cálculo a entalpia dos
produtos para as reações exotérmicas.
Questões
a) O sinal de “Proibido fumar” está presente em postos de gasolina porque os vapores de gasolina
se inflamam com facilidade, ou seja, a reação de combustão da gasolina possui baixa energia de
ativação.
b) Os incêndios se alastram com relativa facilidade porque a energia liberada na reação de combustão (reação exotérmica) é utilizada pelas moléculas que ainda não reagiram para atingir a
energia de ativação necessária para a reação.
c) Porque a luz é uma forma de energia que influi nas reações químicas.
Exercícios básicos
19. A velocidade da reação é diretamente proporcional ao número de colisões efetivas. Quanto menor a
energia de ativação, maior será a velocidade da reação.
Alternativa b
20. Exercício resolvido.
21. As reações de combustão são exotérmicas, ou seja, liberam calor (DH , 0). Para isso, a entalpia dos
produtos deverá ser menor que a entalpia dos reagentes.
Alternativa a
22. A reação é exotérmica (combustão) e a energia de ativação deverá ser menor que a energia fornecida pelo atrito, pois, caso contrário, o palito de fósforo não se acenderá.
Alternativa d
23. Exercício resolvido.
24.
Entalpia (kJ/mol)
1.215
adilson secco
965
CH4 + 2 O2
Ea = 250 kJ/mol
∆H = 75 – 965
∆H = –890 kJ/mol
CO2 + 2 H2O
75
Caminho da reação
A energia de ativação é de 250 kJ/mol e a variação de entalpia é de 2890 kJ/mol (reação exotérmica).
Alternativa a
25. Exercício resolvido.
26.
Energia (kcal)
42
z
adilson secco
30
Ea
10
∆H
x+y
Caminho da reação
Reação: x 1 y
#
DH 5 HP 2 HR V
Ea 5 42 2 10
V
z
DH 5 30 2 10 V
DH 5 120 kcal
Ea 5 32 kcal
Alternativa d
Exercícios complementares
27. Um aumento da temperatura aumenta a energia cinética média dos reagentes, aumentando o
número de colisões efetivas e, portanto, aumentando a velocidade das reações metabólicas.
Alternativa b
91
28. Basta construir o gráfico com os dados fornecidos e observar que a pergunta se refere à reação
inversa da reação dada:
adilson secco
Energia (kJ)
Eat � 170 kJ
Energia de ativação
da reação inversa �
� 170 kJ� 30 kJ � 140 kJ
∆H � �30 kJ
Alternativa c
Caminho da reação
29. A diferença entre a temperatura ambiente (25 °C) e a da geladeira (5 °C) é de 25 °C 2 5 °C 5 20 °C.
Se um aumento de 10 °C duplica a velocidade da reação, a redução de 10 °C deve reduzir a velocidade
à metade, e a redução de 20 °C reduzirá a velocidade a um quarto.
Alternativa a
30. Em temperatura mais alta (55 °C — linha tracejada) a formação de oxigênio será mais rápida.
Alternativa e
4.O efeito da concentração dos reagentes na velocidade
das reações químicas
Questões
a) O aumento da concentração dos reagentes aumenta a probabilidade de uma molécula se chocar
com as demais.
b) Um dos motivos é porque, ao espremer a laranja, a quantidade de oxigênio em contato
com o suco de laranja passa a ser bem maior, ou seja, a concentração de oxigênio passa
a ser bem maior, acelerando o processo de deterioração.
c) Conhecendo os mecanismos das reações é possível utilizar meios que agridam menos o
ambiente; processos mais econômicos de reagentes e energia.
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13
deste Suplemento para o professor.
Comparando as velocidades das reações químicas
Respostas das perguntas
a) A cor desapareceu.
b) Não, o suco de beterraba do copo 1 apresenta concentração menor (mais diluído) que o suco
do copo 2.
c) A reação deve ser mais rápida no copo 2, pois a solução de suco de beterraba é mais concentrada
que a do copo 1.
Exercícios básicos
31. Exercício resolvido.
92
32. A etapa lenta que determina a velocidade global da reação; no caso, trata-se da 2a etapa:
O3 (g) 1
O (g)
2 O2 (g)
Assim, a Lei de Velocidade é: v 5 k ? [O3] ? [O]
Alternativa c
33. Exercício resolvido.
34. v 5 k[CO]2[O2]
V
v 5 0,5 ? [2,0]2 ? [1,0] V
v 5 2,0 mol/L ? min
Alternativa c
35. v 5 k[X][Y]
V
3 5 k ? 1 ? 2 V
k 5 1,5 mol/L ? min
Alternativa b
36. Experimento : v 5 k[NO2]2 V
0,001 5 k(0,01)2
V
k 5 10 L ? mol21 ? min21
Experimento : v 5 k[NO2]2 V
v 5 10 ? (0,02)2
V
v 5 0,004 mol ? L21 ? min21
Alternativa e
37. Exercício resolvido.
38. A equação da velocidade foi dada: v 5 k ? [NO2]2. Triplicando a concentração de NO2, temos:
v 5 k ? [3 NO2]2
#
v 5 9 ? k [NO2]2
V
v 5 9 ? v
Alternativa d
39. v 5 k[A2][B2]3. Reduzindo [A2] e [B2] à metade, temos:
E
RE
R
3
1
1
​   ​ A2 ​​​ __
​   ​ B2 ​​ ​ V
v 5 k ​ __
2
2
1
v 5 ___
​   ​ k [A2][B2]
16
v
1
Dividindo v9 por v, temos: __
​ v ​5 ___
​   ​ V
16
Alternativa b
1
v 5 ___
​   ​v
16
40. Se dobrando [M] a velocidade não é afetada, concluímos que [M] não deverá aparecer na equação
da velocidade. Se dobrando [N] a velocidade quadruplica, deveremos ter [N] elevada ao quadrado
na equação da velocidade. Portanto: v 5 k[N]2.
Alternativa b
41. Exercício resolvido.
42. A partir da tabela, verificamos que, dobrando a [(CH3)2O], a velocidade quadruplica (1,60 ? 4 5 6,40).
Triplicando a [(CH3)2O], a velocidade é multiplicada por 9 (1,60 ? 9 5 14,4). Logo, trata-se de uma
reação de segunda ordem, ou seja:
v 5 k[(CH3)2O]2
Alternativa d
43. Exercício resolvido.
44. A reação é de 2a ordem, visto que a soma dos expoentes na fórmula de velocidade — v 5 k ? [A] ? [B] — é
igual a 2.
Alternativa c
45. Se a reação que ocorre utilizando os reagentes A e B é de terceira ordem, a expressão v 5 k ? [A]3 ? [B]3
é incoerente, já que esta reação é de sexta ordem.
Alternativa e
NO2 (g) 1 O2 (g) é elementar e de segunda ordem,
46. Ao dizer que a reação NO (g) 1 O3 (g)
está dito que: v 5 k[NO][O3]. Se duplicarmos [NO] e [O3], a velocidade v será quadruplicada.
Alternativa e
47. Exercício resolvido.
93
48. Concentração inicial: [A] 5 1,00 mol/L
� 30
� 30
início
30 min
60 min
90 min
^
^
^
^
0,50 mol/L
0,25 mol/L
1,00 mol/L
___________
___________
___________
 ​5 0,50 mol/L ​ 
 ​5 0,25 mol/L ​ 
 ​5 0,125 mol/L
1,00 mol/L ​ 
2
2
2
a) Após 90 minutos a concentração de A atingirá 0,125 mol/L.
b) A velocidade de reação é proporcional à concentração molar do reagente. Se a concentração molar do reagente diminui com o tempo, a velocidade da reação também diminui com o
tempo.
Exercícios complementares
49. Pela equação da cinética, temos que: v 5 k[A]a ? [B]b.
a) Utilizando a tabela, podem-se calcular as ordens da reação:
[A]
0,10
0,20
�2
[B]
0,10
v
2 ? 1023
0,20
�2
0,10
�2
8 ? 1023
4 ? 1023
0,20
�2
Como as variações de velocidade coincidem com as variações de concentração de cada reagente,
separadamente, a 5 b 5 1. Portanto:
v 5 k[A][B]
b) Substituindo os dados do primeiro experimento na lei, temos:
@
# @
#
mol
mol
mol
2 ? 1023 _______
​ 
 ​5 k​ 0,1 ____
​   ​  ​? ​ 0,1 ____
​   ​  ​ V
L ? min
L
L
L
k 5 0,2 _________
​ 
​
mol ? min
@
# @
#
L
mol
mol
 ​? ​ 0,5 ​ ____
 ​  ​? ​ 0,5 ​ ____
 ​  ​ V
c) Pela equação da cinética, v 5 0,2 __________
​ 
mol ? min
L
L
mol
 ​
v 5 0,05 _______
​ 
L ? min
Como o coeficiente de C na equação é 1, a velocidade de formação de C é a própria velocidade
da reação. Portanto:
mol
vc 5 0,05 _______
​ 
 ​
L ? min
50. v 5 k ? [N2O5]a
I : 4z 5 k ? [x]a V 2 5 (2)a V a 5 1
x a
II : 2z 5 k ? ​​E ​ __ ​ R​​ ​
2
Logo, a expressão da velocidade da reação é: v 5 k ? [N2O5]1
Alternativa d
51. Comparando-se as experiências, duas a duas, temos:
123
I — 0,25
IV — 0,25
não
muda
não
muda
0,25
0,25
0,25
0,25
0,25
0,17
não
muda
não
muda
muda
0,25
0,25
0,25
0,17
0,25
0,25
não
muda
muda
não
muda
87
56
56
56
85
123
123
I — 0,25
III — 0,25
muda
Tempo
(ou velocidade)
56
H2O2 influi
não
muda
123
123
I — 0,25
II — 0,17
H1
H1 não influi
muda
123
I2
H2O2
I2 influi
muda
Alternativa a
52. O reagente (C6H5N2CL) gasta-se e a massa e o volume do produto (N2) aumentam com o passar do
tempo.
Alternativa c
94
53. Analisando os gráficos, verifica-se que a velocidade da reação não depende da concentração de
H1 e é diretamente proporcional às concentrações de H2O2 e I2.
Alternativa d
54. Ao dizer que a reação é elementar, está dito que a reação é de primeira ordem em relação ao SO2.
Alternativa a
55. A maior velocidade de reação será encontrada naquela cuja concentração de íons H1 é maior e cuja
superfície de contato do Mg é maior, pois o número de colisões efetivas também será maior.
Alternativa b
56. A reação é Zn 1 2 HCL
Zn
1
ZnCL2 1
1
H2, ou melhor:
Zn21 1
123
2
2 H 1 2 CL
123
123
Diminui
Aumenta
2 CL2 1
123
H2
Permanece constante
À medida que a reação caminha, temos as variações indicadas acima, que correspondem à alternativa c.
57. a) a reta passando pela origem nos dá: v 5 k[A]. Com os valores tirados do gráfico, temos:
10 5 k ? 4 V
k 5 2,5 h21
b) Excluindo-se as concentrações dos reagentes, k depende de todos os demais fatores que influem
na velocidade da reação.
58. A reta passando pela origem indica que a velocidade é diretamente proporcional à [A]. Portanto:
v 5 k[A]
Alternativa b
59. a) A etapa lenta do processo é aquela cuja energia de ativação é maior; no caso, a etapa que vai
de II para III.
b) Etapa endotérmica: de II para III.
Etapa exotérmica: de I para II e de III para IV.
c) DH 5 HP 2 HR V
DH 5 2440 2 (2400) V
DH 5 240 kJ
5.O efeito dos catalisadores na velocidade das reações químicas
Questões
a) O ozônio existente na estratosfera é um importante filtro dos raios ultravioleta, provenientes do
Sol, que podem destruir algumas espécies vegetais, causar câncer de pele etc.
3 O2 (g)
b) 2 O3 (g)
c) O NO e o NO2 não são efetivamente consumidos no processo.
d) Sim, pois há a presença de dois catalisadores, NO e NO2, e todas as substâncias, O3, NO, NO2 e O2,
são gases e constituem uma única fase.
e) Porque o NO e o NO2, embora poluentes, aceleram a transformação de ozônio em oxigênio, podendo, assim, diminuir o nível crítico de ozônio na atmosfera.
Pesquisa
Pesquisando os sites indicados no livro, o aluno poderá concluir que, quando uma fruta ou legume é
descascado ou cortado, as células são danificadas, libertando o seu conteúdo. A enzima responsável pelo
escurecimento das frutas e legumes (pardeamento enzimático) chama-se polifenol-oxidase. A melhor forma de evitar o escurecimento causado pela enzima é impedir a ação do gás oxigênio. Para tanto, pode-se
imergir em água a fruta ou o vegetal cortado. Outra possibilidade é adicionar um composto antioxidante.
Um antioxidante natural é o ácido ascórbico (vitamina C). O ácido ascórbico atua como antioxidante, pois
ele próprio se oxida, evitando assim a oxidação dos fenóis.
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13
deste Suplemento para o professor.
95
O fenômeno da catálise
Respostas das perguntas
a) No tubo com a batata observa-se um borbulhamento gasoso (desprendimento de O2). No
outro tubo não há (ou há pouco) borbulhamento.
b) A diferença é devida à ação catalítica das enzimas existentes na batata.
Exercícios básicos
60. Para “iniciar uma fogueira” é preciso que se atinja a energia de ativação que, nesse caso, é gerada
a partir do atrito de pedaços de madeira.
Alternativa e
61. Os catalisadores aumentam a velocidade de uma reação através da diminuição da energia de ativação da mesma. Sem a sua presença, as reações ocorreriam, porém mais lentamente.
Alternativa d
62. Esse mecanismo é de catálise homogênea, visto que os participantes das reações são gases. O NO
diminui a energia de ativação do processo e não é consumido durante a reação.
Alternativa d
63. Os catalisadores participam das reações químicas, reagem quimicamente com os reagentes, mas
são regenerados ao final destas.
Alternativa c
64. Na reação entre cobre e ácido nítrico diluído, ocorre uma autocatálise em que a velocidade inicial
é lenta e, posteriormente, vai aumentando até se tornar rápida.
Alternativa b
65. Os caminhos I e II possuem o valor da energia de ativação diferente e, consequentemente, a velocidade também é diferente. Entretanto os produtos finais serão os mesmos.
Alternativa d
1
__
​   ​O2 (g)
2
A quantidade de H2O2 decomposta por minuto diminui com o tempo, já que a partir dela são formados H2O e O2.
66. H2O2 (aq)
FeCL3
H2O (L)
1
Alternativa d
Exercícios complementares
67. • Um remédio na forma de pastilha tem menor superfície de contato que um remédio em pó.
• O oxigênio puro, obviamente, tem maior concentração de O2 que o ar, acarretando uma queima
mais rápida do aço.
• O fígado possui uma enzima chamada catalase que diminui a energia de ativação do processo de
decomposição da água oxigenada.
Alternativa d
68. • A reação é endotérmica (Hprodutos . Hreagentes)
• O DH é dado por K.
• A Ea sem catalisador é dada por Y e com catalisador é dada por X.
Alternativa a
1
1 __
​ 2 ​O2 (g)
Na presença de catalase, a velocidade de decomposição do H2O2 será maior, fazendo com que a concentração de H2O2 varie diminuindo mais bruscamente.
69. H2O2 (aq)
catalase
H2O (L)
Alternativa c
70. O emprego de catalisadores faz com que diminua a energia de ativação, mas não a entalpia da reação.
Alternativa a
71. Se a reação é autocatalisada por C (g) e sendo o C um produto, podemos concluir que, no início, a
massa de A (s) decresce lentamente. Ao se formar o produto C, a massa de A cai rapidamente.
Alternativa d
96
Questões sobre a leitura
Catalisadores automotivos
72. Transformar algumas substâncias poluentes que são produzidas na queima do combustível em
outras substâncias não poluentes.
73. Porque os metais que constituem o catalisador propriamente dito são muito caros.
74. Uma resposta possível: a ausência de catalisador pode aumentar em até vinte vezes a poluição emitida
pelo automóvel, e o aumento da poluição aumenta a ocorrência de doenças cardiorrespiratórias.
75. Alternativa d
76.1. a) Pela leitura do gráfico, observa-se menor concentração possível de CxHy quando a proporção
volumétrica ar/combustível é aproximadamente 17,5.
b) Pela leitura do gráfico, observa-se maior concentração possível de NO quando a proporção
volumétrica ar/combustível é aproximadamente 16.
2. 2 NO
1
2 CO
N2
1
2 CO2
4x 1 y
2x CO2 1 y H2O
 ​O2
1 ​ _______
2
3.A estrutura possui um número muito grande de buracos de forma hexagonal. Sendo assim, possui
uma maior superfície de contato que um conversor catalítico na forma de tubo, revestido com
o mesmo catalisador, e, consequentemente, catalisa as reações com mais eficiência.
2 CxHy
Acompanhamento e avaliação
Peça aos alunos que, em grupos, desenvolvam o tema na forma de seminários: Como a Cinética química
é utilizada em meu dia a dia e como posso melhorar a qualidade de vida aprimorando sua utilização.
Capítulo
Dê sugestões sobre armazenamento de perecíveis, de não perecíveis, metabolismo e exercícios
físicos, poluentes atmosféricos e catalisadores automotivos etc.
6
Equilíbrios químicos homogêneos
Infográfico
No infográfico na abertura do capítulo podemos observar o equilíbrio dinâmico entre a formação
e a degradação do ozônio. A ideia é que o aluno entenda, nesse momento, que existem reações reversíveis, isto é, no mesmo instante em que há consumo de reagentes em produtos, a reação volta
consumindo os produtos, regenerando as substâncias iniciais.
Uma opção é o professor explicar à classe: a função da camada de ozônio na Terra, relacionando-a
com a incidência de raios UV; quais problemas os raios UV causam nos seres vivos; quais fatores
contribuem para a destruição dessa camada; e o que se pode fazer para minimizar as consequências
causadas pelo buraco na camada de ozônio.
Refletindo
Esse exemplo de equilíbrio físico entre fases de uma mesma substância é o passo inicial para
um entendimento mais amplo por parte dos alunos. A partir desse ponto, podem-se abordar os
equilíbrios químicos entre as substâncias nas reações químicas.
Incentive seus alunos a descreverem o comportamento das moléculas que formam esse equilíbrio. Documente suas hipóteses, fazendo suas representações na lousa. O exercício da imaginação
do mundo microscópico facilita muito a compreensão dos equilíbrios a serem abordados.
Resposta:
Em determinadas temperatura e pressão, algumas moléculas da superfície da água que tenham a
energia térmica (cinética) suficiente transformam-se em vapor. Como o recipiente está fechado, a pressão tende a aumentar. Nesse mesmo instante, outras moléculas de vapor de água, com menor energia
térmica, retornam para a forma líquida. Esse ciclo se repete continuamente com as mesmas quantidades
de moléculas evaporando e condensando, formando, assim, o equilíbrio de evaporação da água.
97
1. Estudo geral dos equilíbrios químicos
É fundamental insistir no fato de que as reações direta e inversa estão ocorrendo simultaneamente e que,
por isso, a reação reversível nunca chegará ao final — ideias que, num primeiro momento, sempre parecem difíceis para os alunos. Além disso, quando um sistema alcança o equilíbrio, é muito importante salientar que:
• do ponto de vista macroscópico, o sistema parece estar parado — a massa e a concentração dos
participantes se mantêm constantes, a cor do sistema permanece inalterada etc.;
• sob o enfoque microscópico, porém, verifica-se que fenômenos químicos continuam ocorrendo e
que os efeitos da reação direta e da reação inversa se contrabalançam.
Professor, use o gráfico da página 211 para mostrar aos alunos que, no equilíbrio, as concentrações
dos reagentes e produtos têm valores diferentes. É comum os alunos pensarem que no equilíbrio existem
quantidades iguais de todas as substâncias.
Também é interessante deixar claro para os alunos que tanto o grau de equilíbrio como a constante
de equilíbrio servem para medir a extensão de uma reação reversível, isto é, para indicar de modo preciso o ponto em que a reação alcança o equilíbrio — logo no início (com pouca formação de produtos e
muita sobra de reagentes), no “meio do caminho” ou mais adiante (com bastante formação de produtos
e pouca sobra de reagentes).
Na indústria química, o estudo do ponto de equilíbrio e das maneiras de deslocá-lo, juntamente com
o estudo da velocidade da reação, visto no capítulo anterior, são essenciais para a determinação do
rendimento econômico dos processos industriais.
1.1. Introdução
1.2. O conceito de reações reversíveis
1.3. Conceito de equilíbrio químico
1.4. Equilíbrios homogêneos e equilíbrios heterogêneos
Questões
a) A velocidade da reação direta tende a diminuir e a da reação inversa tende a aumentar.
b) Não, pois se a reação teve rendimento de 100%, isso significa que ela não é reversível e, portanto, não há reação inversa. Consequentemente, não se utiliza o termo equilíbrio químico.
c) As concentrações se mantêm constantes.
H2O
d) CH3 K COOH
H1 1 CH3 K COO2
(equilíbrio homogêneo)
Mg(OH)2
H2O
Mg21 1 2 OH2
(se houver excesso de Mg(OH)2, ele precipitará e o equilíbrio será heterogêneo)
Exercícios básicos
1. O equilíbrio químico somente pode ser atingido em sistema fechado e quando as velocidades das
reações direta e inversa se igualam. Isso significa que a reação ocorre tanto no sentido direto
quanto no inverso, ou seja, o equilíbrio químico é dinâmico.
Alternativa e
2. Como o equilíbrio químico é dinâmico, todas as substâncias participantes no processo devem estar
presentes, pois, caso alguma das substâncias seja totalmente consumida, a reação cessa.
Alternativa e
3. A equação química balanceada é:
N2 (g) 1 3 H2 (g)
2 NH3 (g)
A amônia (NH3) só pode ser representada pela curva C, pois se trata de um reagente (concentração
diminui com o tempo). Como a proporção estequiométrica entre N2 e H2 é de 1 9 3 e ambos são produtos, a curva A representa a substância N2 e a curva B representa a substância H2.
Alternativa d
98
4. Se a concentração diminui com o tempo, significa que a substância está sendo gasta e, portanto,
é um reagente.
Alternativa a
5. No instante t2, a velocidade da reação direta é igual à da inversa. A partir desse instante, o equilíbrio químico (que é dinâmico, pois as reações continuam ocorrendo) é estabelecido. A curva 3
corresponde à velocidade da reação direta, e a curva 4, à velocidade da reação inversa. O ponto
de intersecção entre essas duas curvas indica que a velocidade das reações direta e inversa se
iguala.
Alternativa d
1.5. Grau de equilíbrio
1.6. Constante de equilíbrio
Questões
a) É preciso conhecer o valor Kc na temperatura do sistema e as concentrações dos reagentes e
produtos.
b) Indica que a reação tem rendimento elevado, ou seja, é uma reação quase completa.
c) Significa que a reação ainda não atingiu o equilíbrio.
Exercícios básicos
[NO2]2
6. a) Kc 5 ______
​ 
​, unidade: mol/L
[N2O4]
[CO2]2
b) Kc 5 _________
​ 
 ​, unidade: (mol/L)21
[CO]2 [O2]
[HI]2
c) Kc 5 ________
​ 
 ​, unidade: adimensional
[H2] [I2]
[N2]3 [H2O]4
​ 
   ​, unidade: (mol/L)3
d) Kc 5 _____________
[N2H4]2 [NO2]2
1
1
7. Kinversa 5 _____
​ 
 ​ V Kinversa 5 _____
​ 0,02
​ Æ
Kdireta
Kinversa 5 50
8. Os coeficientes da 2a equação são o dobro dos coeficientes da 1a equação. Teremos então:
1
​ __ ​
[NO] ? [O2​]​2​
​ 
 ​
K1 5 ___________
[NO2]
[NO2]2 ? [O2]
​ 
 ​
K2 5 ___________
[NO2]2
portanto: K2 5 K 21
V
K2 5 82 V K2 5 64 mol/L
Alternativa d
9. Para 2 SO2 1 O2
2 SO3
2
[SO3​]​ ​
temos K1 5 __________
​ 
 ​
2
[SO2​]​ ​[O2]
SO2 1 __
​ 1  ​O2 temos
Para SO3
2
1
__
​   ​
[SO2] [O2​]​2​
[SO2]2[O2]
2
__________
K2 5 ​ 
​ 
 ​
 ​ V K 2 5 __________
[SO3]
[SO3]2
1
​   ​ V
Portanto: K1 ? K 22 5 1 V K 22 5 ___
K1
Alternativa e
[Produtos]
[Reagentes]
1
K2 5 ____
​   ​
​dXX
K1 ​
[NO]2 [O ]
[NO2]
2
​ 
  ​5 _________
​ 
10. Kc 5 ____________
2 ​
Nesse caso, verifica-se que NO e O2 são produtos e NO2 é reagente. Assim, a equação química pode ser
representada por: 2 NO2 (g)
2 NO (g) 1 O2 (g)
Alternativa a
11. Exercício resolvido.
99
12. Um frasco de 3,00 L contém, no equilíbrio, 0,120 mol de PCL5; 0,600 mol de PCL3; e 0,0120 mol de CL2.
Assim, 1,00 L contém 0,040 mol de PCL5; 0,200 mol de PCL3; e 0,004 mol de CL2.
[PCL5]
​ 
 ​ V
Kc 5 ___________
[PCL3] [CL2]
(0,040)
​ 
     ​ Æ
Kc 5 _________________
(0,200) ? (0,004)
Kc 5 50 (mol/L)21
13. Os valores das concentrações no equilíbrio necessários ao cálculo de Kc devem ser obtidos no
próprio gráfico (problemas desse tipo são muito comuns em exames).
A constante de equilíbrio da reação:
C 1 D
A 1 B
é dada por:
[C] [D]
Kc 5 _______
​ 
 ​ V
[A] [B]
8?8
 ​ V
​ 
Kc 5 _____
2?2
Kc 5 16
14.
[glicose]
K 5 ​ _________ ​
[frutose]
há 12 bolinhas ( (glicose)
há 10 bolinhas s (frutose)
1442443
Alternativa e
12
K 5 ___
​ 10 ​ V
K 5 1,2
Alternativa d
15. Exercício resolvido.
16. Calculando a quantidade em mols de cada substância:
• para H2:
13,7
m
​   ​ Æ n 5 6,85 mol de H2
n 5 ___
​   ​ V n 5 ____
M
2
• para S2:
23
m
9,2 ? 10
 ​ V
n 5 ​ ___ ​5 V n 5 ​ __________
M
64
V
n 5 1,4375 ? 1024 mol de S2
• para H2S:
m
n 5 ​ ___ ​5 V
M
 ​ Æ n 5 8,4 mol de H2S
n 5 ______
​ 285,6
34
Considerando que o volume dado é 90 L, calcula-se a concentração em mol/L de cada substância:
n 6,85
​   ​5 _____
​   ​ Æ [H2] 5 7,6 ? 1022 mol/L
• para H2: [H2] 5 __
V
90
24
n 1,4375 ? 10
 ​ ​   ​5 _____________
​ 
   Æ [S2] 5 1,6 ? 1026 mol/L
• para S2: [S2] 5 __
V
90
n 8,4
​   ​5 ____
​   ​ Æ [H2S] 5 9,3 ? 1022 mol/L
• para H2S: [H2S] 5 __
V
90
Escrevendo a expressão de Kc e substituindo esses valores:
2
[H2S]2
(9,3 ? 1022​)​ ​
​  2
 ​ V Kc 5 _______________________
​ 
   ​ Æ
Kc 5 _________
2   
[H2] [S2]
(7,6 ? 1022​)​ ​? (1,6 ? 1026)
Kc  9,4 ? 105 (mol/L)21
17. Calculando a quantidade em mols para cada substância (a 1.000 K)
• para N2:
PV 5 nRT
PV
V n 5 ​ ___ ​
RT
V
224 ? 3,74
   ​ Æ
n 5 _____________
​ 
0,082 ? 1000
n 5 10,2 mol de N2
• para H2:
PV
n 5 ​ ___ ​ V
RT
224 ? 5,89
n 5 _____________
​ 
   ​ Æ
0,082 ? 1000
n 5 16,1 mol de H2
• para NH3:
PV
n 5 ​ ___ ​ V
RT
224 ? 0,37
n 5 _____________
​ 
   ​ Æ
0,082 ? 1000
n 5 1,01 mol de NH3
Considerando que o volume dado é 10 L, calcula-se a concentração em mol/L de cada substância:
n 10,2
​   ​5 _____
​   ​ Æ [N2] 5 1,02 mol/L
• para N2: [N2] 5 __
V
10
16,1
n
​   ​5 ____
​   ​ Æ [H2] 5 1,61 mol/L
• para H2: [H2] 5 __
V
10
100
n 1,01
• para NH3: [NH3] 5 __
​   ​5 ____
​   ​ Æ [NH3] 5 0,10 mol/L
V
10
Escrevendo a expressão de Kc e substituindo esses valores:
[NH3]2
(0,10)2
​ 
Kc 5 ______________
​ 
   ​ Æ
Kc 5 _________
3 ​ Æ
[N2] [H2]
(1,02) ? (1,61)3
Kc  2,3 ? 1023 (mol/L)22
18. Exercício resolvido.
19. Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores, temos:
[NO]2
​ 
 ​ V
Kc 5 ________
[N2] [O2]
[NO]2 5 Kc ? [N2] ? [O2]
Æ
[NO]2 5 4,0 ? 1024 ? 4,0 ? 1023 ? 1,0 ? 1023 Æ
Æ [NO] 5 4,0 ? 1025 (mol/L)
Alternativa d
4,55
​​ _____
​   ​ #​​ ​
@
7
____________
69 5 ​ 
   ​ 3,71
[N ] ? @​​ ____
​   ​ #​​ ​
7
2
2
[NH3]
​ 
 ​ V
20. Kc 5 ________
[N2][H2]3
3
V
[N2] 5 0,04115 mol/L
2
Tendo o recipiente 7 litros, resulta: n 5 0,04115 ? 7 V n 5 0,288 mol de N2
Alternativa b
21. Exercício resolvido.
[CD]2
​ 
 ​5 0,4 (dado do problema).
22. A fórmula do equilíbrio é Kc 5 _____
[AB]
Este exercício é resolvido por tentativas:
062
​   ​ V Qr 5 0,4
No sistema I: Qr 5 ____
0,9
Como Kc  0,4 (dado), vem:
Qr  Kc
0,542
No sistema II: Qr 5 ______
 ​ V Qr  0,1
​ 
2,9
Logo, Qr i Kc
Analogamente, nos sistemas III, IV e V, ao calcularmos os Qr correspondentes, teremos respectivamente os seguintes valores: 0,075; 0,16; 0,6 (todos diferentes de Kc), mostrando que apenas o
sistema I está em equilíbrio.
Alternativa a
23. Exercício resolvido.
24. 2 SO2
123
No início:
Proporção estequiométrica:
1
O2
123
2 SO3
123
6 mol 5 mol 2 mol
4 mol
Zero
4 mol
No equilíbrio: 2 mol 3 mol 4 mol
Concentração em mol/L
no equilíbrio (V 5 1 L): 2 mol/L 3 mol/L 4 mol/L
[SO3]2
Kc 5 __________
​ 
 ​ V
[SO2]2[O2]
42
Kc 5 ______
​  2  ​ V
2 ?3
Kc 5 1,33 (mol/L)21
Alternativa d
PCL5 (g)
25.
PCL3 (g)
1
CL2 (g)
No início:
1,00 mol
zero
zero
Proporção
estequiométrica:
0,47 mol
0,47 mol
0,47 mol
No equilíbrio:
Concentração em
mol/L no equilíbrio:
0,53 mol
0,47 mol
0,47 mol
0,53 mol/L
0,47 mol/L
0,47 mol/L
[PCL3][CL2]
​ 
 ​ V
Kc 5 __________
PCL5
Alternativa c
(0,47) ? (0,47)
Kc 5 _____________
​ 
  
 ​ Æ
(0,53)
Kc  0,42 (mol/L)
101
26. Nessa questão, o ponto-chave é calcular, logo de início, a concentração inicial do N2O4:
nN2O4
M 5 _____
​   ​ V
V
1,50 mol
M 5 _________
​ 
 ​ V
2,0 L
[N2O4] 5 0,75 mol/L
N2O4
2 NO2
No início: 0,75 mol/L Zero
Na reação: 0,030 mol/L
0,060 mol/L
No equilíbrio: 0,72 mol/L 0,060 mol/L
Alternativa c
[NO2]2
​ 
 ​ V
Kc 5 ______
[N2O4]
(0,060)2
​ 
 ​ V
Kc 5 _________
0,72
N2 (g)
27.
1
Kc  5 ? 1023 mol/L
3 H2 (g)
2 NH3 (g)
No início:
Proporção
estequiométrica:
1,0 mol
3,0 mol
zero
0,04 mol
0,12 mol
0,08 mol
No equilíbrio:
0,96 mol
2,88 mol
0,08 mol
Alternativa e
28. Nessa questão, as quantidades de NH3, H2 e N2, no equilíbrio, correspondem aos trechos horizontais
das curvas apresentadas no gráfico. Assim, no equilíbrio, temos 4 mol de NH3, 6 mol de H2 e 2 mol de
N2. Dividindo esses valores pelo volume do recipiente (5,0 L), teremos as seguintes concentrações:
[NH3]  0,8 mol/L;
[H2]  1,2 mol/L;
3
Alternativa c
[H2] [N2]
(1,2) ? (0,4)
Kc 5 ________
​ 
 ​ V Kc 5 ____________
​ 
 ​ V
[NH3]2
(0,8)2
3
[N2]  0,4 mol/L
Kc 5 1,08 (mol/L)2
29. Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores das concentrações no equilíbrio, temos que:
[NO2]2
(0,090)2
​ 
​ 
 ​ V Kc 5 _________
 ​ Æ Kc 5 0,27 (mol/L)
Kc 5 ______
[N2O4]
(0,030)
Alternativa b
30. Exercício resolvido.
31.
H2 (g)
I2 (g)
2 HI (g)
1 mol
1 mol
zero
x
x
2x
Quantidade de mols no equilíbrio:
12x
12x
2x
Concentração em mol/L no equilíbrio:
12x
______
​   ​
V
12x
​ ______
 ​
V
2x
___
​   ​
V
Quantidade inicial de mols:
Quantidade de mols que reage e é produzida:
1
Considerando que V 5 1 L, as concentrações em mol/L, no equilíbrio, de cada substância são:
[H2] 5 1 2 x; [I2] 5 1 2 x; [HI] 5 2x.
Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores, temos:
[HI]2
(2x)2
​ 
 ​ V 1,0 ? 102 5 _______________
​ 
   ​ Æ 24 x2 2 50 x 1 25 5 0
Kc 5 _______
[H2][I2]
(1 2 x) ? (1 2 x)
Essa é uma equação do 2o grau em x. Resolvendo-a, chegaremos a duas raízes:
5
5
​   ​mol
x 5 __
​   ​mol e x 5 __
4
6
O primeiro resultado é absurdo, pois, de início, tínhamos apenas 1 mol de H2 e 1 mol de I2, decorrendo
5
logicamente a impossibilidade de reagirem 1,25 mol (ou __
​   ​mol) de H2 e de I2. Consequentemente, só
4
5
__
poderemos aceitar a segunda raiz: x 5 ​   ​mol; assim, as concentrações em mol/L das espécies são:
6
102
5
12x
1
• para H2: ______
​   ​5 1 2 ​ __ ​ V ​ __ ​mol/L
1
6
6
5
12x
1
​   ​5 1 2 ​ __ ​ V ​ __ ​mol/L
• para I2: ______
1
6
6
5
5
2x
• para HI: ​ ___ ​5 2 ? ​ __ ​ V ​ __ ​mol/L
1
6
3
Alternativa c
32. Calculando a quantidade em mols de CH3COOH e C2H5OH:
• para CH3COOH:
120,0
m
​ 
 ​ Æ n 5 2 mol de CH3COOH
n 5 ​ ___ ​ V n 5 ______
M
60
• para C2H5OH:
92,0
m
​   ​ Æ n 5 2 mol de C2H5OH
n 5 ___
​   ​ V n 5 _____
M
46
CH3COOH 1 C2H5OH
Quantidade inicial de mols:
2 mol
Reage/forma:
CH3COOC2H5 1 H2O
2 mol
zero
zero
x
x
x
x
Quantidade de mols no equilíbrio:
22x
22x
x
x
Concentração em mol/L no equilíbrio:
22x
______
​   ​
V
22x
______
​   ​
V
x ​ ___ ​
V
x ___
​  ​
V
Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores, observando que V é cancelado e que Kc 5 4,00:
[CH3COOC2H5][H2O]
​ 
  
   ​ V
Kc 5 ___________________
[CH3COOH][C2H5OH]
Æ
3 x2 2 16 x 1 16 5 0 Æ
x?x
   ​ Æ
4,00 5 ______________
​ 
(2 2 x) (2 2 x)
x 5 4 mol e x 5 1,33 mol
O primeiro resultado é absurdo, conforme o raciocínio do exercício anterior. Assim:
• [CH3COOH] 5 2 2 1,33 V
• [C2H5OH] 5 2 2 1,33 V
[CH3COOH]  0,67 mol/L
[C2H5OH]  0,67 mol/L
• [CH3COOC2H5] 5 1,33 mol/L
• [H2O] 5 1,33 mol/L
33.
CL2
PCL5
PCL3
0,100
0
0,020
Reage/forma:
x
x
x
No equilíbrio:
0,100 2 x
x
0,020 1 x
No início:
1
Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores, observando que Kc 5 0,030, temos que:
[PCL3][CL2]
x ? (0,020 1 x)
Kc 5 __________
​ 
  
  
 ​ # x2 1 0,050 x 2 0,003 5 0 Æ
 ​ V 0,030 5 ______________
​ 
0,100 2 x
[PCL5]
Æ x 5 20,085 e x 5 0,035
O primeiro resultado é absurdo; assim, só poderemos aceitar a segunda raiz: x 5 0,035.
Portanto, a concentração de PCL5 no equilíbrio é:
[PCL5] 5 0,100 2 x V
[PCL5] 5 0,100 2 0,035 Æ [PCL5] 5 0,065 mol/L
Alternativa c
34. Exercício resolvido.
35.
No início:
I2 (g)
2 HI (g)
H2 (g)
1 mol
zero
zero
1
?a
Reage/forma:
0,2 mol
0,1 mol
0,1 mol
No equilíbrio:
0,8 mol
0,1 mol
0,1 mol
Concentração em mol/L no equilíbrio:
0,8
____
​   ​
V
0,1
​ ___ ​
V
0,1
​ ___ ​
V
103
Escrevendo a expressão de Kc e substituindo os valores, observando que V é cancelado, temos que:
[H2][I2]
Kc 5 _______
​ 
 ​ V
[HI]2
36. No início:
Na reação:
No equilíbrio:
(0,1) ? (0,1)
Kc 5 ___________
​ 
 ​ Æ
(0,8)2
2 SO3
123
Kc 5 1,56 ? 1022
2 SO2
123
5 mol
1
O2
123
Zero
Zero
3 a 5 0,6
3 mol
3 mol
1,5 mol
2 mol
3 mol
1,5 mol
[SO2]2 [O2]
​ 
 ​ V
Kc 5 __________
[SO3]2
32 ? 1,5
Kc 5 _______
​  2 ​ V
2
V
Kc 5 3,375
Kc  3,4 mol/L
Alternativa c
Exercícios complementares
37. Dobrar as concentrações no equilíbrio não altera o valor de Kc.
Alternativa b
[HI]2
38. K 5 ​ _______ ​ V
[H2][I2]
[HI]2
 ​ V
1023 5 _________
​ 
10 ? 0,01
[HI]2 5 1024 V
[HI] 5 1022 mol/L ou 0,01 mol/L
Note que o volume do recipiente (500 mL) não foi necessário para a resolução, pois todos os valores
já foram dados em mol/L.
Alternativa e
Z?W
39. K 5 ​ _____ ​5 4. Somente a alternativa a nos dá:
X?Y
4?4
_____
 ​5 4
K 5 ​ 
2?2
Alternativa a
40. Na reação 2 SO2

O2
2 SO3; vemos pelo gráfico que:
• o SO2 vai sendo gasto (no gráfico correto, sua curva desce);
• o SO3 vai sendo produzido (no gráfico correto, sua curva sobe);
• o O2 é tirado do ar; portanto, não varia.
Observe que o enunciado diz “sistema aberto ao ar”.
Sendo um “sistema aberto”, a reação nunca chegará a um equilíbrio.
Alternativa b
2. Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais
O quadro “O controle das reações químicas” remete a discussões sobre muitos aspectos importantes
das Ciências, tais como:
• a importância de métodos para medir o andamento das reações — o que é fundamental para os
trabalhos de laboratórios e nas indústrias químicas;
• um pouco da história da Ciência (em particular, da Química), mostrando como a humanidade procurou entender e explicar, cada vez mais a fundo, os fenômenos naturais;
• o processo de especialização e subdivisão das Ciências — o quadro menciona o nascimento da
Físico-Química como uma nova área de conhecimento dentro da própria Química.
Questões
a) Quando a diferença entre os coeficientes estequiométricos dos produtos e dos reagentes é nula.
b) Com valores elevados de Kc, Kp e a (a próximo de 1).
104
Exercícios básicos
PN2O2
41. a) Kp 5 _____
​ 
​ e Kp 5 Kc (RT)
PN2O4
P 2CO2
​ e Kp 5 Kc (RT)21
b) Kp 5 ​ ________
PC2O ? PO2
P 2HBr2
________
c) Kp 5 ​ 
​e Kp 5 Kc
PH2 ? PBr2
P 2SO2? PO2
42. Kp 5 ________
​  2
​ V
P SO2
(4)2 ? (12)
Kp 5 _________
​ 
 ​ Æ
(8)2
Kp 5 3 atm
PCO ? P3H2
43. a) Kp 5 _________
​ 
 ​
PCH4 ? PH2O
PCO ? (0,30)3
  
   ​ Æ
b) 0,20 5 ​ ______________
(0,40) ? (0,40)
PCO 5 1,18 atm
44. Exercício resolvido.
45. Exercício resolvido.
46. Cálculo da pressão inicial do N2O4:
46
PV  nRT V P ? 10  ___
​   ​? 0,082 ? 300 V P 5 1, 23 atm
92
Os 20% de N2O4 que se dissociam correspondem à pressão de:
123
100% ___________ 1,23 atm
20% ___________ x atm
x  0,246 atm
Consequentemente, a pressão final do N2O4 no sistema em equilíbrio será:
1,23 atm  0,246 atm 
0,984 atm
(A tabela de cálculo que normalmente estamos usando torna-se desnecessária nesta questão, pois
foi pedida apenas a pressão final do N2O4, no equilíbrio.)
47. Exercício resolvido.
48. Aplica-se a fórmula: Kp 5 Kc (RT)Dn
Temos: Dn 5 2 2 (1 1 3) 5 22
Portanto: Kp 5 2,4 ? 1023 (0,082 ? 1.000)22
[CO2][H2]
49. Kc 5 _________
​ 
 ​ V
[CO][H2O]
Æ
(1,145) ? (0,145)
​ 
  
   ​ Æ
Kc 5 ________________
(0,855) ? (0,855)
Kp 5 3,5 ? 1027 atm22
Kc 5 0,23
(Observe que V é cancelado.)
Como Dn 5 0, Kp 5 Kc, ou seja, Kp 5 0,23
Exercícios complementares
P2NO
50. Kp 5 ________
​ 
​
PN2 ? PO2
V
(0,1)2
Kp5 _____________
​ 
   ​ Æ
(0,2) ? (0, 01)
Kp 5 5
Alternativa c
51. Sabemos que a pressão total de uma mistura gasosa é a soma das pressões parciais de seus
componentes. Nesse caso, no equilíbrio, temos:
P  pH2  pN2  pNH3 V
2,80  0,400  0,800  pNH3 V
pNH3  1,60 atm
Assim, temos que o valor de Kp é dado por:
(pNH3)2
Kp 5 ____________
​ 
 ​ V
( pH2)3 ? ( pN2)
(1,60)2
Kp 5 _______________
​ 
   ​ V
(0,40)3 ? (0,80)
Kp 5 50 atm22
Alternativa d
105
52.
N2
123
3 H2
123
20 mol 2 NH3
123
Zero
2 mol
6 mol
4 mol
3 mol
14 mol 4 mol
1
5 mol Início:
3 a 5 0,4
Reagem:
No equilíbrio:
Quantidade inicial em mols: 5 mol  20 mol  25 mol
Quantidade final em mols: 3 mol  14 mol  4 mol  21 mol
pi ⇒ piV  25 ? RT
Pressão final:
 21 ? RT
pf ⇒ pfV 123
Pressão inicial:
pi 25
__
​ pf ​5 ___
​  ​ V
21
pf 5 0,84 pi
Alternativa a
pN2O4
53. A expressão de Kp para o equilíbrio dado é: Kp 5 _____
​  2 ​.
p NO2
Tomando-se um valor qualquer para pNO (digamos, 0,6 atm), o gráfico nos mostra que a pN O cor­­res­
pondente é 3,0 atm. Substituindo na fórmula, vem:
2
2 4
3,0
​ 
 ​ V
Kp 5 ______
(0,6)2
Kp q 8 atm21
Alternativa c
p2SO3
​ V
​  2
54. Kp 5 _________
p SO2 ? PO2
Kp 5 4,0 ? 104 atm21
As pressões parciais de cada gás se relacionam à pressão total da mistura pelas frações molares
correspondentes:
pSO 5 xSO ? P;
3
3
pSO 5 xSO ? P;
2
2
pO 5 xO ? P
2
2
(xSO3 ? P)2
x2SO3
Kp 5 __________________
​ 
   ​ V Kp 5 _____________
​  2
   ​ V Kp 5 4,0 ? 104 atm21
2  
(xSO2 ? P) ? (xO2 ? P)
(x SO2 ? xO2) ? P
x2SO3
​5 6,0 ? 104
Sendo ________
​  2
x SO2 ? xO2
6,0 ? 104
 ​5 4,0 ? 104 V
temos: ​ _________
P
Alternativa a
144424443
Substituindo na expressão de Kp temos:
P 5 1,5
3. Deslocamento do equilíbrio
produtos
produtos
reagentes
reagentes
Tempo
106
ilustrações: adilson secco
b)
Concentração
a)
Concentração
Questões
Tempo
Concentração
adilson secco
c)
d) Quando a diferença entre os coeficientes estequiométricos dos produtos e
dos reagentes é nula.
e) O catalisador aumenta igualmente a velocidade das reações direta e inversa,
portanto, não altera as concentrações
no equilíbrio.
produtos
reagentes
Tempo
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade.
Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte feito
de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 deste
Suplemento para o professor.
O equilíbrio homogêneo e seu deslocamento
A formação do NO2 se dá pela reação do cobre com o ácido nítrico, dando origem ao óxido de
nitrogênio (NO), que, na presença do oxigênio do ar (O2), rapidamente sofre oxidação, produzindo o
dióxido de nitrogênio (NO2), um gás de coloração marrom-avermelhada:
2 NO23 (aq)
3 Cu (s) 1
3 Cu21 (aq)
1 8 H1
2 NO 1
1
4 H2O
1 2 NO (g)
2 NO2
O2
Uma vez formado em ambiente fechado, o dióxido de nitrogênio produz o tetróxido de dinitrogênio,
entrando em equilíbrio. A mudança de temperatura mostra o deslocamento da reação e deixa claro
para o aluno que ocorre um equilíbrio assim que a temperatura se estabiliza, podendo-se verificar
que a reação ocorre nos dois sentidos:
2 NO2 (g)
N2O4 (g)
Procedendo dessa maneira, determina-se qual das relações é exotérmica e qual é endotérmica.
2 NO2 (g) N2O4 (g)
castanho-avermelhado
incolor
Assim, quanto mais avermelhado o interior do balão, maior a concentração de NO2 (e, consequentemente, menor a concentração de N2O4) ou, quanto “mais incolor” o sistema, menor a concentração
de NO2 (e maior a concentração de N2O4). Nesse caso, podemos concluir que a obtenção do gás N2O4
é um processo exotérmico:
N2O4 (g) dH , 0
2 NO2 (g)
O NO2 produzido na parte 1 do experimento reage com a água de acordo com as equações:
2 NO2 (g) 1
H2O (L)
2 HNO2 (aq)
1
HNO2 (aq)
O2 (aq)
1
HNO3 (aq)
2 HNO3 (aq)
A acidez provocada pela formação do ácido nítrico pode ser verificada através da reação do
carbonato presente na casca de ovo. Essa reação é visualizada através do desprendimento de CO2,
de acordo com a reação:
CaCO3 (aq)
1 2 H3O1 (aq)
CO2 (g) 1
3 H2O (L)
1 Ca21 (aq)
Nessa última etapa do experimento, com os alunos, é possível fazer um paralelo com a degradação dos monumentos históricos de mármore que se decompõem quando a chuva ácida é gerada no
ambiente a partir do contato entre a água e os poluentes gasosos e em seguida com o carbonato
(componente principal do mármore).
Respostas das perguntas
a) Ao se adicionar ácido nítrico à garrafa contendo cobre ocorre a reação entre estes compostos,
levando à formação de um gás de cor castanho-avermelhado e de um líquido verde no fundo.
b) 3 Cu (s) 1 2 NO32 (aq)
1 8 H1
2 NO
1
O2
3 Cu21 (aq)
1
4 H2O
1 2 NO (g)
2 NO2
107
c) Quando a garrafa foi colocada em um recipiente contendo gelo, o gás ficou mais claro, uma
vez que o equilíbrio foi deslocado no sentido exotérmico, levando a obtenção de N2O4.
d) Quando a garrafa foi colocada em um recipiente com água quente, o gás ficou novamente
mais escuro, uma vez que o equilíbrio foi deslocado no sentido endotérmico, levando a obtenção de NO2.
e) O gás NO2 é castanho-avermelhado, e o N2O4 é incolor.
f) O N2O4, pois o conteúdo da garrafa ficou mais claro (o N2O4 é incolor).
g) O NO2, pois o conteúdo da garrafa ficou mais escuro (o NO2 é castanho-avermelhado).
h) Sim, pois, uma vez formado em ambiente fechado, o dióxido de nitrogênio produz o tetróxido
de dinitrogênio, entrando em equilíbrio. A mudança de temperatura mostra o deslocamento
da reação, deixando claro que ocorre um equilíbrio assim que a temperatura se estabiliza.
Pode-se verificar, então, que a reação ocorre nos dois sentidos:
2 NO2 (g)
N2O4 (g)
N2O4 (g) dH , 0
i) É um processo exotérmico: 2 NO2 (g)
j) Ocorreu efervescência, indicando o desprendimento de CO2.
k) CaCO3 (aq) 1 2 H3O1 (aq)
CO2 (g) 1
3 H2O (L)
1 Ca21 (aq)
l) Um dos componentes da chuva ácida é o ácido nítrico, obtido neste experimento.
m) A degradação dos monumentos históricos de mármore ocorre quando a chuva ácida é gerada
no ambiente, a partir do contato entre a água e os poluentes gasosos e em seguida com o
carbonato do cálcio (componente principal do mármore).
MAIA, D. J. et al. Chuva Ácida: um experimento para introduzir conceitos de equilíbrio químico
e acidez no Ensino Médio. Química Nova na Escola. n. 21, maio 2005. (Adaptado.)
Exercícios básicos
55. a) Errado. O gás com maior tendência de reagir com o hidrogênio é o cloro, visto que a síntese de
cloreto de hidrogênio possui o maior valor de Kc.
b) Correto, conforme explicação do item a.
[HBr]2
c) Errado. A constante do equilíbrio é: Kc 5 ________
​ 
​
[H2] [Br2]
56. De acordo com o Princípio de Le Chatelier, a adição de CO fará com que o equilíbrio se desloque no
sentido de consumi-lo, ou seja, para a esquerda (nesse caso).
Para isso, a quantidade de CL2 irá diminuir e a de COCL2 irá aumentar.
Alternativa a
57. Exercício resolvido.
58. Para aumentar a produção de tetracloreto de carbono, CCL4, deve-se aumentar a concentração de
CHCL3 e/ou de CL2 ou diminuir a concentração de HCL. Nesse caso, o aumento ou a diminuição da pressão não deslocará o equilíbrio.
Alternativa d
59. De acordo com o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio poderá ser deslocado para a direita com a
diminuição da temperatura (reação direta é exotérmica), com o aumento da pressão (deslocamento
no sentido de menor volume — de 3 volumes para 2 volumes) e com o aumento da concentração de
SO2 e/ou O2.
Alternativa a
60. É o sistema da alternativa b, no qual não há variação da quantidade de mols durante a reação.
61. Exercício resolvido.
62. De acordo com o Princípio de Le Chatelier, a quantidade de NO2 pode ser aumentada com a diminuição da temperatura (reação direta é exotérmica), com o aumento da pressão ou com o aumento da
concentração de NO e/ou O2.
Alternativa e
63. O equilíbrio químico não é deslocado com o aumento ou a diminuição da pressão do sistema, pois não há
variação da quantidade de mols durante a reação. Entretanto, o equilíbrio poderá ser deslocado para a
direita com o aumento da pressão parcial de H2 e/ou CL2.
Alternativa d
64. Exercício resolvido.
108
p2NH3
65. a) Kp 5 ________
​  3
​ V
p H2 ? pN2
V
Kp 5 1,6 ? 104 atm22
H2 adicionado nesse tempo
Pressão parcial
adilson secco
b)
(0,004)2
Kp 5 ____________
​ 
  
  ​ (0,01)3 ? (0,001)
Equilíbrio
restabelecido
Equilíbrio
inicial
H2
NH3
N2
Tempo
66. Exercício resolvido.
67. Vemos, no gráfico, que Kc diminui com o aumento da temperatura. Isso indica que a reação é exotérmica. Daí podemos concluir que são corretas apenas as afirmações I e III.
Alternativa b
68. A tabela mostra que o rendimento da reação aumenta com o aumento da pressão. Isso indica que
se trata de uma reação com redução de volume (ou diminuição do número de mols). A única reação
na qual não há variação de volume é a primeira.
Alternativa a
69. De acordo com o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio pode ser deslocado no sentido dos produtos
com o aumento da temperatura e pressão se a reação direta for endotérmica (DH . 0) e o volume
dos produtos for menor que o dos reagentes.
Alternativa e
Exercícios complementares
70. Quando a umidade relativa do ar está alta ([H2O] é grande), o equilíbrio se desloca no sentido de
formação de [CO(H2O)6]21, que é rosa. Quando a temperatura aumenta, o equilíbrio se desloca no
sentido endotérmico, ou seja, o galinho fica azul.
Alternativa d
71. Considerando que a reação direta é exotérmica, concluímos que um aumento de temperatura irá
deslocá-la para a esquerda (sentido do SO2), diminuindo a concentração do SO3.
Alternativa a
72. A constante de equilíbrio da reação dada é:
[CO2][NO]
​ 
 ​
Kc 5 _________
[CO][NO2]
Tendo em vista que o valor inicial de [CO] era igual ao de [NO2], concluímos pela equação que, no
equilíbrio, também teremos [CO] 5 [NO2], além de [CO2] 5 [NO]. Ora, para esses quatro valores
serem iguais entre si, devemos ter Kc 5 1, o que ocorre a uma temperatura aproximada de 800 °C,
de acordo com a tabela dada no enunciado.
Alternativa d
[HCN]2
​ 
 ​ V
73. a) Kc 5 __________
[N2][C2H2]
Æ
(0,1)2
​ 
Kc5 _______
 ​ Æ
(1) ? (2)
Kc 5 0,005
b) Verifica-se, pelo gráfico, que com o aumento da temperatura a concentração de HCN aumenta.
Pelo Princípio de Le Chatelier, isso ocorre porque a reação de produção de HCN é endotérmica.
74. A frase “o aumento da temperatura favorecia a formação dos produtos” indica que a reação é endotérmica (∆H . 0).
A frase “o aumento da pressão favorecia a formação dos reagentes” indica que o volume total (ou
a quantidade total de mols) é menor no 1o membro da equação. Ora, só a equação da alternativa a
satisfaz esses dois requisitos.
109
75. Em relação a X, nota-se que Y só apresenta temperatura maior (100 °C . 20 °C) e, como A ∫ B é
endotérmica, o deslocamento será para a direita, produzindo maior quantidade de B (gráfico II).
Em relação a X, nota-se que Z conta com o auxílio de um catalisador. Portanto, Z irá atingir o
mesmo equilíbro de X, porém mais rapidamente (gráfico I).
Alternativa c
Questões sobre a leitura
Uma descoberta que mudou o mundo
76. Por meio desse processo, a amônia passou a ser obtida a partir do nitrogênio atmosférico, sem
precisar da ação de outros organismos.
77. Uma resposta possível: Os explosivos podem ser usados de forma útil ao ser humano, como nas
implosões para a construção civil e a mineração.
78. A eficiência no uso do nitrogênio na agricultura é extremamente baixa. A maior parte do nitrogênio
usado em fertilizantes é desperdiçado por práticas agrícolas incorretas e acaba por contaminar
os ambientes terrestres e aquáticos e a atmosfera, o que afeta a existência de vida no planeta.
O nitrogênio perdido altera ainda o balanço dos gases do efeito-estufa, influencia o ozônio atmosférico, acidifica o solo e estimula a formação de material particulado na atmosfera.
Se aumentarmos a eficiência do uso de fertilizantes, estaremos aumentando a conversão do nitrogênio presente nesses compostos em N2 atmosférico (forma não poluente). Além disso, devem ser
desenvolvidos métodos que permitam um tratamento mais eficiente dos resíduos nitrogenados
produzidos pelos seres humanos e animais por eles criados.
79. Segundo o texto, mesmo com o uso mais eficiente dos fertilizantes, acredita-se que o total de
850 milhões de indivíduos subnutridos no planeta deve aumentar.
80. Para favorecer a formação de amônia gasosa (NH3), o equilíbrio deve ser deslocado para a direita.
I.Correta. A introdução de N2 (g) resulta em um excesso desse gás na mistura. Para que seja
retomado o equilíbrio, a reação é deslocada para a direita.
II. Correta. O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido em que há o menor número de
mols, isto é, para a direita.
III. Errada. A introdução de catalisador não provoca deslocamento de equilíbrio.
Alternativa a
81. I. Correta. Como o valor de Kc é alto, a quantidade de produtos predomina sobre a quantidade de
reagentes. Portanto, a produção de amônia é favorecida.
II. Correta. A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido em que há o maior número de
mols, isto é, para a esquerda, diminuindo a produção de amônia.
III. Errada. Altas temperaturas favorecem a reação no sentido endotérmico. A produção de amônia
ocorre no sentido exotérmico; portanto, essa produção é desfavorecida com o aumento da
temperatura.
IV. Correta. O valor negativo para o DH indica que a reação é exotérmica, ou seja, a entalpia dos
produtos é menor que a dos reagentes.
Capítulo
Alternativa a
7
Equilíbrios iônicos em soluções aquosas
Infográfico
No infográfico na abertura do capítulo podemos observar o equilíbrio iônico no interior das células
do corpo humano. Podemos observar, também, que o equilíbrio iônico pode ser alterado por atividades
físicas com a perda de água e sais minerais e o quanto é importante a reposição dessas perdas, para que
o metabolismo não seja prejudicado.
O professor pode perguntar aos alunos se eles conhecem as bebidas isotônicas disponíveis em
supermercados e, em seguida, discutir a utilidade dessas bebidas para atletas profissionais e amadores. Pode-se pedir aos alunos que pesquisem a composição dessas substâncias e comparem-na
com a de sucos ou de água de coco.
110
Refletindo
O objetivo da pergunta é tratar dos conceitos de equilíbrio iônico, apontando atitudes e procedimentos necessários nessas situações mais cotidianas dos alunos: o soro caseiro.
Se a desidratação for grave, com sintomas como sede, mucosas secas, dor de cabeça, fraqueza, tonturas e taquicardia, o soro empregado deve ser especial, como os usados em hospitais,
nos quais existem outras substâncias nas concentrações iônicas exatas (equilíbrio isotônico):
cloreto de sódio, cloreto de potássio monoidratado, citrato de sódio diidratado e glicose. Ministradas por via sanguínea, reabilitam rapidamente a pessoa, evitando efeitos graves como a
convulsão. Todos esses problemas se devem ao desequilíbrio iônico causado pela perda de água
e sais minerais.
Resposta:
A pessoa deve ser rapidamente hidratada. A primeira providência é preparar o soro caseiro nas
proporções adequadas:
• 1 litro de água filtrada ou fervida;
• 1 colher de chá rasa de sal de cozinha (3,5 g);
• 2 colheres de sopa cheias de açúcar (40 g).
Doses: de início, crianças devem tomar meio copo pequeno e adultos um copo pequeno. Caso
ocorra novo vômito ou nova evacuação, repetir essas doses. Durante a reabilitação, tomar uma colher
de soro a cada 20 minutos. Esses procedimentos devem prevenir uma desidratação em seu início
e garantir o tempo necessário para que o paciente chegue ao posto de saúde ou ao hospital
para ser atendido com o soro isotônico específico, mais adequado por conter sais de potássio e
outros compostos.
1. Equilíbrios iônicos em geral
Questões
a) Quanto maior a constante de ionização, mais forte é o eletrólito e mais ionizado ele se encontrará
em solução aquosa. Quanto menor a constante de ionização, mais fraco é o eletrólito e menos
ionizado ele se encontrará em solução aquosa.
b) A presença de um íon comum causará um deslocamento no equilíbrio, diminuindo a quantidade
de íons H1 ou OH2 na solução, no caso de um ácido ou uma base, respectivamente.
c) A maior concentração de H1 provoca deslocamento do equilíbrio para a direita, produzindo mais
gás carbônico.
d) A concentração de íons H1 é reduzida, pois o OH2 reage com o H1 (OH2 1
e o equilíbrio é deslocado para a esquerda, consumindo gás carbônico.
H1
H2O),
e) Dentro do estômago, a concentração de H1 é elevada, o que desloca o equilíbrio para a esquerda,
facilitando a absorção do ácido acetilsalicílico.
Exercícios básicos
1. O fato de a luz ser muito intensa indica que o ácido HA está muito dissociado, ou seja, é um ácido
forte. Ao contrário, HB é um ácido fraco. Ora, somente a alternativa c apresenta, na ordem, um
ácido forte e um fraco.
Alternativa c
2
2. aX 5 ___
​  ​5 0,1 Æ aX 5 10%
20
7
​   ​5 0,7 Æ aY 5 70%
aY 5 ___
10
1
aZ 5 __
​   ​5 0,2 Æ aZ 5 20%
5
111
Verifica-se que Y é o ácido mais forte por possuir o maior grau de ionização e X é o ácido mais
fraco.
Alternativa c
3. É o ácido que apresenta o Ka mais elevado — no caso, o HBr.
Alternativa b
NH14 1 OH2
4. Temos que NH4OH
Para que o grau de ionização do NH4OH diminua, seria necessário um aumento de [NH14 ], o que deslocaria o equilíbrio acima no sentido de formação de NH4OH. Assim, o sal que poderia ser adicionado
para esse fim é o NH4CL.
Alternativa c
5. Exercício resolvido.
6. Como o ácido acético é um eletrólito fraco, a Lei de Ostwald pode ser particularizada por
Ka 5 M ? a2. Assim:
d
d
XXXXXXXXX
Ka
Ka
XXX
1,8 ? 1025
a2 5 ___
​  ​ V a 5 ​ ___
​  ​ 5 ​ _________
​ 
 ​ ​ Æ
0,045
M
M
a 5 0,02 V
a 5 2%
Alternativa a
7. Inicialmente, temos 2,5 ? 1023 mol de NH3.
Na solução final, há [H1] 5 10210. Lembrando que Kw 5 [H1][OH2] 5 10214, haverá na solução final
[OH2] 5 1024, provenientes de 1024 mol de NH3 que se dissociaram. Logo:
1024
 ​ V
α 5 ​ __________
2,5 ? 1023
α 5 0,04 ou 4%
Exercícios complementares
8. Quanto maior o valor de Ka, maior será a concentração de íons H1 e, portanto, mais forte será o
ácido. O ácido tricloroacético possui maior Ka e, portanto, a concentração de íons H1 é maior.
Alternativa a
9. Kc 5 Ma2 V
V
7,2 ? 10210 5 M ? (1024)2 ⇒
M 5 7,2 ? 1022 mol/L
10. Dentre os ácidos citados, o HI é o que possui maior grau de ionização e, portanto, é a substância
com maior capacidade de liberar H3O1, sendo o mais ácido e o melhor condutor de eletricidade em
meio aquoso.
Alternativa c
11. Regando o solo com solução de NH4NO3, estaremos fornecendo NH14 e NO23 ao sistema. Esse
aumento de NH14 (aq), no 1o membro do equilíbrio dado, irá deslocá-lo para o 2o membro, isto é, o
lado de Na1 (aq).
Alternativa a
12.
I. Falso. Em atmosfera úmida, o equilíbrio é deslocado para a direita (no sentido de formação de
[C0(H20)6]21, que é rosa).
II. Falso, conforme a explicação do item I.
III.Verdadeiro. Tanto na adição de NaCL quanto na adição de HCL concentrado, haverá o aumento
da concentração de íons CL2, deslocando o equilíbrio de reação para a esquerda.
Alternativa e
13. a) Porque o NH3 e o H2S reagem com a água, enquanto o CH4 não reage com a água.
NH3 1 H2O
NH4OH
H2S 1 H2O
HS21 H3O1
b) Porque ocorre a seguinte reação:
CO2 1 H2O 1 NH3
112
NH14 1 HCO23
2. Equilíbrio iônico na água/pH e pOH
2.1. Introdução
2.2. Equilíbrio iônico na água/produto iônico da água
Questões
a) Algumas espécies de peixes e crustáceos são sensíveis ao aumento da acidez nos rios e lagos.
O sangue, que é levemente básico, não pode sofrer grandes alterações no seu pH, pois isso
acarretaria graves problemas.
b) É um processo endotérmico, pois podemos observar, pelos dados da tabela, que o Kw aumenta
com o aumento de temperatura.
c) [H1] 5 1026,5 mol/L e [OH2] 5 1026,5 mol/L.
d) Básica.
e) Ácida.
Exercícios básicos
14. A solução será ácida quando [H1] . 1027 mol/L, neutra quando [H1] 5 [OH2] 5 1027 mol/L e básica quando
[H1] , 1027 mol/L. Assim, a urina e o café são ácidos, a lágrima é neutra e a clara de ovo é básica.
Alternativa b
15. [H1] ? [OH2] 5 10214. Assim, no vinagre, [H1] 5 1,0 ? 1023 mol/L, e na clara de ovo, [H1] 5 1,0 ? 1028 mol/L.
São ácidos os produtos com [H1] . 1027 mol/L, ou seja, o vinagre e o cafezinho.
Alternativa a
16. Para diminuir a acidez de uma solução aquosa, deve-se adicionar algo com caráter básico — neste
caso, o amoníaco.
Alternativa c
17. Uma garrafa de cerveja ou refrigerante contém CO2 (g) sob pressão. Abrindo-se a garrafa, parte do
CO2 (g) escapa de imediato (é o que produz a espuma). A diminuição de CO2 (g) no 1o membro da
equação forçará o equilíbrio a se deslocar para a esquerda, formando ainda mais CO2 (g).
Alternativa b
18. Sendo
10214
[H1] [OH2] 5 10214, temos [OH2] 5 _____
​  1  ​
[H ]
1
25
Dado: [H ] 5 2,0 ? 10 mol/L
Alternativa a
10214
[OH2] 5 __________
​ 
 ​ V
2,0 ? 1025
[OH2] 5 5,0 ? 10210
2.3. Os conceitos de pH e de pOH
Questões
a) pH 1 pOH q 13.
b) pH 5 6,5 e pOH 5 6,5.
c) Quando apresentar pH . 6,5 (ou pOH , 6,5).
d) Quando apresentar pH . 7,0 (ou pOH , 7,0).
Pesquisa
Pesquisando os sites indicados, o aluno poderá perceber a importância do controle do pH no meio onde
vivemos, pois ele influi em diversos equilíbrios químicos que ocorrem naturalmente, direta (efeitos sobre a fisiologia das diversas espécies) ou indiretamente (pode contribuir para a precipitação de elementos químicos tóxicos, pode exercer efeitos sobre as solubilidades de nutrientes etc.).
Exercícios básicos
19. Exercício resolvido.
20. [H3O1] 5 0,00000001 mol/L 5 1028 mol/L
pH 5 2 log[H3O1] 5 2log 1028
Æ
pH 5 8
Alternativa d
113
21. Uma bebida é ácida quando [H1] . 1027 mol/L e/ou [OH2] , 1027 mol/L.
Alternativa d
22. Exercício resolvido.
23. pH 5 2log [H1] Æ [H1] 5 102pH Æ [H1] 5 1024 mol/L
Alternativa c
24. pH 5 11 Æ [H1] 5 10211 mol/L e [OH2] 5 1023 mol/L
pH 1 pOH 5 14 Æ
pOH 5 3
Alternativa e
25. Na solução aquosa de bicarbonato de sódio, o pH 5 8.
Então [H1] 5 1028 mol/L e [OH2] 5 1026 mol/L.
O suco gástrico e a urina são ácidos (pH , 7), sendo o suco gástrico o mais ácido. A solução aquosa de bicarbonato de sódio e o preparado para tintura de cabelos são básicos (pH . 7), sendo o
preparado para tintura de cabelos o mais básico.
Alternativa b
26. Exercício resolvido.
27. pH 5 2log [H1] Æ pH 5 2log (4,5 ? 1028) 5
5 2(log 4,5 1 log 1028]
[H1] ? [OH2] 5 10214 Æ
Æ
pH 5 2(0,65 2 8)
Æ
pH 5 7,35
214
10
[OH2] 5 __________
​ 
 ​ V [OH2] 5 2,2 ? 1027 mol/L
4,5 ? 1028
Estão corretas as afirmativas 2, 4 e 16.
28. Não há cálculos a fazer, pois, do próprio enunciado, já concluímos que [H1] 5 3,8 ? 1024 . 1027, ou
seja, o suco é ácido.
Alternativa b
29. Exercício resolvido.
30. pH 5 2,7 V
[H1] 5 1022,7 V
[H1] 5 1023 ? 1010,3
Dado: log 2,0 5 0,3
[H1] 5 2,0 ? 1023 mol/L
Observação: Questões de cálculo de pH em que a [H1] não é uma potência exata de dez são meros
exercícios de cálculo matemático e raramente aparecem em exames. Desse modo, o professor deve
decidir se esse tipo de exercício interessa ou não às suas turmas.
31. pH da água da chuva 5 3
Æ
[H1] 5 1023 V [H1] 5 0,001 mol/L
• O suco de limão é mais ácido que a água da chuva e esta é mais ácida que o suco de tomate.
• A concentração de íons OH2 nas duas misturas é menor que 1027 mol/L.
Alternativa a
32. Exercício resolvido.
33. [H1] 5 0,10 mol/L 5 1021 mol/L
Æ
pH 5 1
Como pH 1 pOH 5 14, temos que pOH 5 13
Alternativa e
34. [OH2] 5 0,01 5 1022 mol/L
Æ
pOH 5 2
Como pH 1 pOH 5 14, temos que pH 5 12
Alternativa b
35. Para baixar o pH do alimento inicialmente neutro a valores inferiores a 4,5 (de modo a impedir a
proliferação dos bacilos), a solução do problema está na adição de um ácido. Por esse motivo, para
responder à questão, basta analisar as alternativas c e d, que se referem à adição de HCL. Desse
modo, só o que temos a fazer é um cálculo de diluição de soluções, seguido do cálculo do pH:
•e
m c: 10 ? 0,001 5 (10 1 990) ? [H1]
1
•e
m d: 10 ? 0,01 5 (10 1 990) ? [H ]
Alternativa d
36. Exercício resolvido.
114
V
V
[H1] 5 1025 mol/L V pH 5 5
[H1] 5 1024 mol/L V pH 5 4
37.
HF
H1
Molaridade inicial
0,1
zero
zero
Ioniza-se (a 5 10%)
0,01 3 0,1
0,01
0,01
Molaridade no equilíbrio
0,09
0,01
0,01
pH 5 2log [H1] 5 2log [0,01] 5 2log 1022 V
1
F2
pH 5 2
Alternativa c
38.
H1
CH3COOH
No início:
(x) mol/L
23
Na reação:
10
Zero
23
mol/L
10
No equilíbrio: (x 2 1023) mol/L
pH 5 3 V
CH3COO2
1
Zero
23
mol/L
10
1023 mol/L
mol/L
1023 mol/L
[H1] 5 1023 (H1)(CH3C0O2)
 ​ V
Kc 5 ​ ______________
  
  
(CH3COOH)
V
(1023) ? (1023)
 ​ V
1,75 ? 1025 5 ______________
​ 
  
(x 2 1023)
x  0,057 mol/L ou 5,7 ? 1022 mol/L
39. Exercício resolvido.
40. O suco gástrico vai ser diluído de 50 mL para 500 mL. Como [H1] 5 1021 mol/L (pH 5 1), e lembrando
que, na diluição, V ? M 5 V ? M, temos:
50 ? 1021 5 500 ? [H1] Æ [H1] 5 1022 mol/L Æ
pH 5 2
Alternativa a
41. pH 5 9 V pOH 5 5
V
[OH2] 5 1025
Na diluição, VM 5 VM. Portanto:
10 ? 1025 5 (10 1 90) ? [OH2]
V
[OH2] 5 1026 V pOH 5 6
V
pH 5 8
Alternativa c
42. Exercício resolvido.
43. Os extremos dos valores de pH que indicam maior acidez são: pH 5 3,0 para o suco de laranja e
pH 5 4,0 para o suco de tomate. Temos, então:
• para o suco de laranja: pH 5 3,0 V
[H1] 5 1023
• para o suco de tomate: pH 5 4,0 V
[H1] 5 1024
Ou seja, o primeiro valor é 10 vezes maior que o segundo.
Alternativa e
44. I. Falso. Da 6a para a 14a amostra ocorreu um aumento de 100 vezes na acidez.
II, III e IV. Verdadeiros
Alternativa e
45. Exercício resolvido.
46. Na adição do acetato de sódio, temos:
H3C
C
O
ONa
H3C
C
O
�
O�
Na�
115
A presença deste H3C
O
C
irá deslocar o equilíbrio dado para a esquerda, diminuindo a
O�
dissociação do ácido acético; como consequência, diminuirá a acidez da solução, aumentando,
portanto, o seu pH (é uma simples aplicação do efeito do íon comum).
Alternativa e
47. 01. Falso. O aumento da concentração de H1 implica na elevação da acidez, ou seja, na diminuição do pH.
02. Falso. Os produtos de ionização do H2CO3 são HCO32 e H1.
04.Verdadeiro. Aumentando as concentrações de CO322 e HCO23 , o equilíbrio se deslocará no sentido
de formação de H2CO3 e que, por sua vez, se deslocará no sentido de formação de CO2.
08. Verdadeiro. CO2 dissolvido desloca o equilíbrio no sentido de formação do H2CO3, diminuindo o pH.
16.Verdadeiro. CO2 dissolvido na água do mar gera H2CO3, que, por sua vez, pode gerar HCO23 e
CO322.
São corretas as proposições (4), (08) e (16).
48. Carbonatos de sódio e de potássio são sais básicos e, portanto, sua utilização neutralizaria o excesso de acidez, aumentando o pH da água.
Alternativa c
49. Exercício resolvido.
50. • Para H2SO4: pH 5 1
V
[H1] 5 1021 mol/L
• Para o LiOH: pH 5 13 V
pOH 5 1
V
[OH2] 5 1021 mol/L
Supondo que o volume de cada solução seja 1 litro, teremos:
H1
1
1021 mol/L
V
OH2
H2O
1021 mol/L
V
neutralização total V
V solução neutra V
pH 5 7
Alternativa c
m
51. a) e b) 0,10 g de cálcio corresponde a: n 5 ​ ___ ​ V
M
Ca
Na equação:
1
Ca(OH)2
2 H2O
0,0025 mol de Ca
Na equação seguinte:
0,10
n 5 _____
​   ​ V
40
1
n 5 0,0025 mol de Ca
HG2
0,0025 mol de Ca(OH)2
Ca21
Ca(OH)2
0,0025 mol de Ca(OH)2
1
2 OH2
0,0050 mol de OH2
Em 0,5 dm3 5 0,5 L da solução final, temos:
0,0050
[OH2] 5 ________
​ 
 ​ 0,5
V
[OH2] 5 0,01 V
[OH2] 5 1022 mol/L
V
pOH 5 2
V
pH 5 12
52. pH 5 7 indica que a solução final deverá ser neutra, ou seja, deverá haver reação completa entre
HC e KOH.
Quantidade de KOH: n 5 MV 5 1 ? 0,030 V
n 5 0,030 mol KOH
Quantidade de HCL: é igual, pois a reação HCL 1 KOH
KCL 1 H2O ocorre na proporção de
1 HCL para 1 KOH. Logo: n 5 0,030 mol de HCL
Volume da solução de HCL: n 5 MV
Alternativa c
V
0,030 5 0,050 ? V V
53. Solução de pH 5 1 V
[H1] 5 1021 V
[H1] 5 0,1 mol/L
Solução de pH 5 2 V
[H1] 5 1022 V
[H1] 5 0,01 mol/L
V 5 0,6 L ou 600 mL
Como foi dado 1 litro de solução, esses são os valores presentes. Portanto, H1 a ser neutralizado:
116
0,1 mol 2 0,01 mol V
Mg(OH)2
0,09 mol de H1
2 H1
1
58 g
2 mol
xg
0,09 mol
Mg21 1 2 H2O
x 5 2,61 g de Mg(OH)2
Alternativa b
Exercícios complementares
54. O trecho “(...) interação da cal (CaO) com a água presente no solo, gerando hidróxido de cálcio
(Ca(OH)2) (...)” corresponde à equação:
Ca(OH)2.
CaO 1 H2O
O trecho “(...) hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), que reage com os íons H1 (dos ácidos), ocorrendo, então,
a formação de água e deixando íons Ca21 no solo” corresponde à equação:
Ca21 1 2 H2O
Ca(OH)2 1 2 H1
Alternativa c
55. De acordo com a tabela, o primeiro grupo de alunos encontrou valores de pH compreendidos entre
4,5 e 6,0 — isto é, a solução inicial era ácida. Com a diluição da solução inicial de 100 mL para 200 mL,
a concentração do ácido e a do [H1] diminuem, tornando a solução final menos ácida. Desse modo,
o pH tende a aumentar, assumindo valores entre 5,0 e 7,0.
Alternativa c
56.
I: [H1] 5 1023 mol/L Æ
2
25
II: [OH ] 5 10
2
mol/L Æ [H1] 5 1029 mol/L Æ pH 5 9
28
III: [OH ] 5 10
pH 5 3
mol/L Æ
[H1] 5 1026 mol/L
Æ
pH 5 6
Somente podem ser lançados em rios, sem tratamento prévio, os efluentes com pH compreendido
entre 5 e 8, ou seja, os da indústria III, somente.
Alternativa c
57. pH 5 14 V pOH 5 0
V
pOH 5 2log [OH2] 5 0 V
[OH2] 5 1 mol/L
Alternativa a
58. No caso, a desmineralização corresponde a um deslocamento do equilíbrio para a direita. Das opções
apresentadas, somente o vinagre (que é ácido) poderá deslocar o equilíbrio para a direita, visto que
seus H1 irão reagir com os OH2 do segundo membro da equação.
Alternativa c
59. A constante de equilíbrio independe do pH da solução. Como o ácido acético é fraco, o pH da solução
não será elevado e o componente majoritário da solução é o CH3COOH. Em meio ácido, o equilíbrio
é deslocado para a esquerda, diminuindo o grau de ionização do ácido acético.
Alternativa a
60. Considerando que as três soluções têm a mesma concentração (0,01 mol/L), a ordem crescente
de Ka (4 ? 10210 , 2 ? 1024 , 1 ? 1022) indica a força crescente dos ácidos e pH cada vez menores.
Portanto, a resposta é a alternativa d: pH(H2SO3) , pH(HCO2H) , pH(HCN) , 7 (todos menores que 7, porque
todos são ácidos).
61. Analisando os ácidos da tabela, verifica-se que o ácido acético é o mais fraco (maior pH), pois apresenta
o menor valor de Ka. Já o ácido fluorídrico é o mais forte (menor pH), pois apresenta o maior valor de Ka.
Alternativa d
[H2SO4]
 ​
62. K 5 ​ ___________
[H1][HSO24]
V
0,6
3,0 ? 101 5 _________
 ​ V
​  1
[H ] ? 0,2
[H1] 5 1021 V
pH 5 1
Alternativa a
63. A questão diz que AAS é um monoácido:
HA
Início:
3,3 ? 1024
Dissociação:
x
24
No
equilíbrio:
2 x)
(3,3
?
10
H1 1 A2
0
x
x
0
x
x
117
[H1] [A2]
Ka 5 _________
​ 
​ V
[HA]
x2
3 ? 1025 5 _______________
​ 
   ​
(3,3 ? 1024 2 x)
Em ácidos muito fracos, o valor de x é muito pequeno e podemos considerar (3,3 ? 1024 2 x) como
praticamente igual a 3,3 ? 1024. Donde:
x2
​ 
 ​ V x2 5 9,9 ? 1029 V x2  1029 V x  1024
3 ? 1025 5 __________
3,3 ? 1024
Se x 5 [H1]  1024 mol/L
V
pH  4
Alternativa d
64. O pH 5 7,5 dado é intermediário entre pH 5 7 e pH 5 8, nos quais temos [H1] 5 1027 e [H1] 5 1028
respectivamente. Sem efetuar nenhum cálculo, podemos verificar que, dentre as alternativas dadas,
o único valor compreendido entre 1027 e 1028 é 3,16 ? 1028 mol/L.
Alternativa c
65. pH 5 4 V [H1] 5 1024
quantidade de H1 V
AL(OH)3
n 5 MV
0,6 ? 1024 mol
n 5 1024 ? 0,6 mol de H1
AL31 1
27 g
3 H1
3 mol
1
V
xg
3 H2O
x 5 5,4 ? 1024 g de AL ou 0,54 mg de AL
Alternativa b
2.4. A medida do valor de pH na prática
Os indicadores ácido-base são, em geral, substâncias orgânicas complexas. Aos três que mencionamos na página 264 correspondem as seguintes fórmulas estruturais:
• fenolftaleína:
O
• azul de bromotimol:
Br
Br
HO
O
O
OH
Br
Br
C
SO3H
OH
• alaranjado de metila:
CH3
CH3
N
N
N
SO3Na
Questões
a) A primeira e a segunda cores devem ser bem diferentes, para que se possa perceber com facilidade a
mudança de cor; a mudança de cor deve ser rápida, quando é adicionado um excesso de ácido ou base.
b) A mudança de cor de cada indicador ocorre em uma faixa de pH específica. Portanto, se aquele indicador
causa mudança na cor da solução, sabemos que seu pH está dentro da faixa de viragem do indicador.
c) A chuva, em locais não poluídos, possui caráter naturalmente ácido devido à presença do ácido
carbônico, resultante da reação entre o dióxido de carbono do ar e a água.
d) Dentre os indicadores apresentados, o azul de bromotimol é o mais apropriado.
e) A concentração de H1 dessa amostra (pH 5 4,0) é 31,6 vezes maior que a de uma amostra de
chuva naturalmente ácida (pH 5 5,5).
Observação:
pH 5 4 V
[H1]1 5 1024 mol/L
pH 5 5 V [H1]2 5 1025,5 mol/L
[H1]1
1024
​  25,5 ​5 101,5 5 101 ? 100,5 5 3,16 ? 101 5 31,6
Relação: _____
​  1  ​5 ______
[H ]2 10
118
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13
deste Suplemento para o professor.
Uso de indicadores
Respostas das perguntas
1. • Têm caráter ácido: o suco de limão, o suco de laranja e o vinagre;
• Têm carater básico: antiácidos estomacais, detergente, sabão e sabonete (há sabonetes neutros);
• O repolho-roxo, em meio ácido, é vermelho e, em meio básico, é de violeta para verde.
Observação:
N
ote que as cores podem variar com o tipo de repolho-roxo e com as condições de preparação
das soluções.
2. A fenolftaleína em meio ácido é incolor e só adquire a cor rósea (ou avermelhada) acima de pH 5 9.
Exercícios básicos
66. [H1] 5 10212 mol/L Æ
pH 5 12 e pOH 5 2
Assim, a cor do indicador nessa solução de hipoclorito de sódio é verde (pH . 7).
Alternativa a
67. É aconselhável fazer um diagrama representando os dados do problema:
0,2
vermelho de fenol
1,8
azul
amarelo
6,6
8,0 vermelho
incolor
fenolftaleína
���������
8,2
10,0
vermelho
adilson secco
amarelo
verde de metila
caráter ácido
O produto tem caráter ácido. Logo, só pode ser o ácido muriático.
Alternativa d
68. Com o verde de bromocresol, o estudante obteve a coloração verde, o que indica que o pH da solução
é maior que 5,4. Com o azul de bromotimol, o estudante obteve a coloração amarela, o que indica
que o pH da solução é menor que 6,0.
Alternativa d
69. Exercício resolvido.
70.
indicador:
CO2 1 H2O
solução neutra
(pH 5 7) verde
H2CO3
ácido (pH , 7)
amarelado
Alternativa d
3. Hidrólise de sais
Questões
a) Porque esses sais podem reagir com a água, liberando íons H1 ou OH2 na solução, tornando-a,
respectivamente, ácida ou básica.
b) CaCO3 — carbonato de cálcio.
c) Sim. Como o calcário é um sal de base forte (Ca(OH)2) e ácido fraco (H2CO3), ao sofrer hidrólise,
produz meio básico.
119
Ca21 (aq)
d) CaCO3 (s)
1 CO232 (aq)
CO232 (aq) 1 2 H2O (L)
H2CO3 (aq)
1 2 OH2 (aq)
CaCO3 (s) 1
H2CO3 (aq)
1 Ca21 (aq)
2 H2O (L)
1
2 OH2 (aq)
Exercícios básicos
71. NaHCO3 1
H2O
H2CO3 1
NaOH
ácido fraco base forte
Alternativa c
72. CH3COONa 1
H2O
CH3COOH 1
pH básico NaOH
ácido fraco
base forte
CH3COOK 1 H2O
CH3COOH 1
pH básico ácido fraco
KOH
base forte
KCL 1
H2O
pH neutro HCL 1 KOH
ácido forte
base forte
NH4CL 1 H2O
pH ácido
HCL
1
NH4OH
ácido forte
base fraca
NaCL 1 H2O
pH neutro
HCL
1
NaOH
ácido forte
base forte
Alternativa b
73. a) e b) Na solução I (NaCL), não há hidrólise (pH 5 7).
Na solução II (NaF), hidrolisa o íon F2 do ácido fraco HF:
F2 1 H2O
HF
OH2
1
# meio básico (pH . 7).
Na solução III (NH4CL), hidrolisa o íon NH1 da base fraca NH4OH:
NH14 1
H2O
NH4OH
1
# meio ácido (pH , 7)
H1
Portanto, a ordem crescente de acidez é NaF, NaCL, NH4CL.
74. É aconselhável fazer um diagrama representando os dados do problema:
ácido
Azul de bromotimol
6,0
básico
7,6
amarelo
azul
B
A
NH4CL e HCL
C
NaHCO3 , NaCLO e NaOH
Alternativa a
75. Para que ocorra predominância da cor azul, o pH deve ser menor que 5,5. Como o solo está com
pH igual a 7,5, é necessário adicionar um sal de comportamento ácido. Isso somente ocorre no
caso II.
Alternativa c
76. Fe31 1
3 H2O
Fe(OH)3 1
AL31 1 3 H2O
Alternativa b
AL(OH)3 1 3 H1
77. NaCLO 1 H2O
1
3 H1
HCLO 1 NaOH
HCLO 1 Na1 1 OH2
2
ou Na 1 CLO 1 H2O
isto é: CLO2 1 H2O
HCLO 1 OH2
2
O OH liberado torna a solução básica (pH . 7).
Alternativa d
78. a) NH4NO3 1
1
4
NH
1
NH41 1
120
H2O 2
3
NO
1
H2O
H2O HNO3
1
NH4OH
1
H
1
NO23
H1
1
[H1] ? [NH4OH]
 ​  ​
NH4OH ​ Kh 5 ______________
​ 
  
[NH41]
1
NH4OH
@
#
b)

K
KNO2

H2O
HNO2 
KOH

2

H2O
HNO2 
K
NO2 
H2O
HNO2 
OH
NO

c) CH3COONH4 
H2O
CH3COOH 

OH
[HNO ]  [OH ]
@ K  ______________
#
[NO ]
[CH COOH]  [NH OH]
@ K  ____________________
#
[CH COONH ]

2

2
h
3
NH4OH
h
4
3
4
79. Exercício resolvido.
80. Considerando que a dissociação
K  CN é completa, concluímos que o 0,0005 mol/L de KCN produzirá
KCN
0,0005 mol/L de K e 0,0005 mol/L de CN.
Somente o CN (“íon fraco”) irá hidrolisar
CN
Molaridade inicial

H 2O
HCN
0,0005
5
10
Hidrolisaram-se
 2%
4,9  104
Molaridades em equilíbrio

OH
zero
zero
5
10
105
105
105
• Cálculo da constante de hidrólise, Kh:
[HCN]  [OH] _____________
(105)  (105)

Kh  _____________
[CN]
4,9  104
Æ
Kh  2  107
• Cálculo do pH:
[OH]  105 mol/L Æ
pOH  log 105 Æ
pOH  5
Æ
pH  9
81. Exercício resolvido.
82. Cálculo da constante de hidrólise:
Kw
Kh  ___
Ka
1  1014
Æ Kh  ________
5  104
Æ
Kh  2  1011
NO2

5  102
Molaridade inicial
2
H2O
HNO2
zero
α
α
Hidrolisaram-se
5  10
Molaridade no equilíbrio
5  102  5  102  α
[HNO2]  [OH]
Æ
Kh  ______________
[NO2 ]
5  102  α  5  102  α
______________________
 2  1011
5  102 (1  α)

OH
zero
α
5  102  α
5  102  α
5  102  α
2
5  10
Considerando  pequeno, temos que 1    1
5  102  α2  2  1011 Æ

2
[OH ]  5  10
α  2  105
 α  5  10
2
 2  105 Æ [OH]  106 Æ
pOH  6
Como pH  pOH  14, temos que pH  8
Alternativa b
Exercícios complementares
83. Como o pH do solo é igual a 6,0, é necessário adicionar algum composto de caráter ácido para
atingir o pH ideal, entre 4,0 e 5,0. Somente o AL2(SO4)3 possui caráter ácido.
Alternativa a
84. A comparação dos pH depende da comparação das reações de hidrólise:
FeCL2 V Fe2 
2H2O
Fe(OH2)

2 H
pH  7
FeCL3 V Fe3 
3H2O
Fe(OH3)

3 H
pH  7
HCLO2

MgCL2 V não hidrolisa
KCLO2 V CLO

2

H2O
pH  7
OH

pH  7
121
Portanto, a ordem decrescente de pH é:
KCLO2 . MgCL2 . FeCL2 . FeCL3
Alternativa c
85. O bicarbonato de sódio sofre hidrólise segundo a equação: HCO23 1 H2O
H2CO3 1 OH2
O OH2 liberado pode aumentar o pH da saliva.
Alternativa e
0,950
n 5 ______
​ 
 ​ V
100
m
86. Em 0,950 g de CaCO3, temos: n 5 ___
​   ​ V
M
Em 100 mL de HCL a 0,2 mol/L, temos: n 5 MV V
n 5 0,0095 mol de CaCO3
n 5 0,2 ? 0,1 V
Temos:
CaCO3
1
123
0,0095 mol
2 HCL
123
0,0200 mol
Só reagem:
0,0095 mol
2 ? 0,0095 mol
CaCL2 1
n 5 0,02 mol de HCL
H2O
1 CO2
Sobram:
zero
0,0010 mol de HCL (em 100 mL de solução)
0,0010
 ​ V M 5 0,01 V M 5 1022 mol de HCL (ou de H1) V
M 5 _______
​ 
pH 5 2
0,1
A solução final só contém CaCL2 1 H2O 1 excesso de HCL, sendo, portanto, incolor.
Alternativa d
87. a) A solução é básica devido à hidrólise:
OCL2
1
H2O
HOCL
1
OH2
b) Em 0,34 mol de NaOCL, temos:
m 5 nM V m 5 0,34 ? 74,5 V m 5 25,33 g de NaOCL
1 L de água sanitária (d 5 1 g/mL) corresponde a 1.000 g de solução; logo:
1.000 g de solução
25,33 g de NaCL
100 g de solução
x g de NaCL
x 5 2,533 g V
x 5 2,533%
88. O ácido mais fraco é o de menor valor de Ka. Nesse caso, é o HCN (Ka 5 4,0 ? 10210). Sendo o menos
ionizado, terá maior pH.
Alternativa c
89. Considerando que os ácidos têm a mesma concentração, concluímos que a solução mais ácida (e,
portanto, de pH mais baixo) será a do ácido mais forte.
pHx , pHy
Logo:
Sendo soluções de monoácidos e tendo a mesma concentração, elas irão consumir volumes iguais,
da mesma solução básica, para suas neutralizações.
Portanto:
Vx 5 Vy
Alternativa e
Questões sobre a leitura
Acidez estomacal
90. Substâncias básicas e sais que formam soluções básicas.
91. [H1] 5 0,01 mol/L V
[H1] 5 1022 mol/L
Como pH 5 2log [H1], vem:
pH 5 2log 1022 V pH 5 2
Alternativa a
92. a) NaHCO3
Na1 (aq) 1 HCO32 (aq)
b) pH 5 2
[H1]1 5 1022
[H1]2 5 1027
pH 5 7
[H1]1 1022
razão 5 _____
​  1 ​5 _____
​ 
​5 105
[H ]2 1027
Quando pH 5 2, temos: pOH 5 14 2 2 V
122
pOH 5 12
m 64,8
​ 
 ​ V
93. Quantidade de Mg(OH)2: n 5 ___
​   ​5 _____
M 58,3
n 5 1,11 mol Mg(OH)2
em 1 litro 5 1.000 mL
1,11 mol
em 2 colheres 5 9 mL
x mol
Mg(OH)2
1
1 mol
2HCL
2 mol
0,01 mol
x mol
MgCL2
x 5 0,0099 q 0,01 mol Mg(OH)2
1
2H2O
x 5 0,02 mol HCL
Capítulo
Alternativa a
8
Equilíbrios heterogêneos
Infográfico
O infográfico mostra como o CO2 lançado na atmosfera também interfere na vida marinha, alterando
a composição química dos oceanos por meio de reações de equilíbrio químico. É importante que o professor mostre que, por serem reações reversíveis e estarem relacionadas, a alteração da concentração
de uma substância pode alterar a concentração de todas as outras.
Assim a noção de deslocamento de equilíbrio ficará mais clara e ainda podem ser levantadas discussões acerca de o quanto o excesso de gás carbônico lançado na atmosfera é prejudicial.
REFLETINDO
Por se tratar de um tema complexo para os alunos, a primeira questão é direta e tem por objetivo despertar o entendimento dos alunos sobre os equilíbrios que envolvem o conceito de fases
(estados físicos) dos compostos das reações.
Na segunda questão, os alunos devem representar, na linguagem química (reação simplificada
de equilíbrio), a dissolução dos corais. Assim, é dado para os alunos um significado acerca dos fenômenos microscópico e macroscópico (o coral).
Respostas:
1. Os participantes que concorrem entre si para se ligar com o cálcio são o carbonato CO322 e o bicarbonato (HCO32). O CaCO3 é pouco solúvel (coral), enquanto o Ca(HCO3)2 é mais solúvel e abundante, e
tende a dissolver os corais. Portanto, as fases envolvidas são, respectivamente, sólida e líquida.
2. A reação simplificada da dissolução dos “corais” em meio ácido é:
CaCO3 (s) 1 [H1] (aq)
Ca(HCO3)2 (aq)
1. Introdução
É importante alertar os alunos para que, ao resolver os exercícios deste capítulo, observem se a
questão se refere a um equilíbrio heterogêneo.
2. Aplicação da Lei da Ação das Massas aos equilíbrios heterogêneos
Questões
a) Fe2O3 (s) 1 3 CO (g) 2 Fe (s) 1 3 CO2 (g)
b) É heterogêneo, pois os participantes se encontram em duas fases diferentes, sólida e gasosa.
[CO2]3
c) Kc 5 ______
​ 
 ​
[CO]3
d) Não. Os sólidos ferro metálico e hematita participam da reação, mas suas concentrações, por
serem constantes, já estão incluídas na constante matemática de Kc.
123
Exercícios básicos
PCO2
1. a) Kp 5 ____
​  ​
PCO
b) Kp 5 PO2
1
c) Kp 5 ___
​  3 ​
PO2
2. Convém observar que a reação ocorre em um sistema heterogêneo. A concentração do enxofre não
varia durante a reação, por se tratar de um reagente sólido — esse fato é retratado pela horizontal III.
O O2 é gasto em função do tempo e está representado pela curva I; inversamente, o SO2 é produzido
e está representado pela curva II.
Alternativa c
P 2CO
(8,0)2
​  ​ V Kp 5 ______
​ 
 ​ Æ
3. Kp 5 ____
PCO2
4,0
Kp 5 16,00 atm
Alternativa e
[CO2]3
4. Kc 5 ______
​ 
 ​ V
[CO]3
4,03
Kc 5 _____
​  3 ​ V
5,4
Kc 5 0,4 (nesse caso, Kp 5 Kc 5 0,4, pois ∆n é igual a zero)
Alternativa c
5. Exercício resolvido.
6. Kp 5 PNH3 ? PHCL V
V
0,25 5 PNH3 ? PHCL
0,25 5 x ? x Æ
V
x 5 0,50 atm
A pressão total do sistema (PT) é dada por:
PT 5 PNH3 1 PHCL 5 0,50 1 0,50 Æ
PT 5 1 atm
7. Exercício resolvido.
8. Dn 5 (1 1 1) 2 0 5 2
Kp 5 Kc (RT)Dn Æ
Kp
​ ___ ​5 (RT)2
Kc
Alternativa d
9. Exercício resolvido.
Exercícios complementares
10. Kc 5 [CO]2
(Sólidos não entram na expressão do Kc.)
Alternativa e
11. Para que um sistema químico tenha uma constante de equilíbrio, em termos de pressões parciais,
independente da unidade escolhida para medir essas pressões, o número de mols de gases dos
reagentes deve ser igual ao número de mols de gases dos produtos.
Alternativa a
12. CaO (s) 1 CO2 (g)
1
​  ​ V
Kp 5 ____
PCO2
CaCO3 (s)
1
Kp 5 __________
​ 
 ​ V
4,0 ? 1022
13. NH3 (g) 1 HCL (g)
Kp 5 25 atm21
NH4CL (s)
1
Kp 5 _________
​ pNH ? pHCL ​
3
Considerando que os volumes iniciais de NH3 e HCL são iguais e que a reação se processa na proporção de 1 mol de NH3 para 1 mol de HCL, concluímos que, no equilíbrio, pNH3 5 pHCL. Como a pressão
total (P 5 pNH3 1 pHCL) é igual a 1 atm, concluímos que pNH3 5 pHCL 5 0,5 atm.
1
​ 
 ​ V
Portanto: Kp 5 _________
0,5 ? 0,5
124
Kp 5 4 atm22
14. PT 5 PNH3 1 PH2O 1 PCO2 V
PT 5 0,90 atm
As pressões parciais dos gases devem ser iguais, ou seja, igual a 0,30 atm.
KP 5 PNH3 ? PH2O ? PCO2 #
Æ
KP 5 (0,30)3
Æ
3
Kp 5 0,027 atm
[H2]4
15. Kc 5 ______
​ 
 ​5 4,8 ? 1022
[H2O]4
Sendo 4,8 ? 1022 menor que 1, concluímos que [H2O] . [H2]
Alternativa b
3. Deslocamento do equilíbrio heterogêneo
Questões
a) CaCO3 (s)
CaO (s) 1
CO2 (g)
b) O equilíbrio é deslocado para a direita, ou seja, as quantidades de CO2 e de CaO são aumentadas.
c)
CO2 (g)
CO2 (g)
aumenta
Aumento de
temperatura
CaCO3 (s)
CaCO3 (s)
diminui
CaO (s)
CaO (s)
aumenta
CO2 (g)
CaCO3 (s)
CaCO3 (s)
aumenta
CaO (s)
diminui
CO2 (g)
CO2 (g)
CaO (s)
CaCO3 (s)
Não
desloca o
equilíbrio
CaO (s)
CaO (s)
Adição de
CaCO3 (s)
CaCO3 (s)
(adição)
CO2 (g)
(adição)
CaCO3 (s)
CO2 (g)
diminui
Adição de
CO2 (g)
CaO (s)
CaCO3 (s)
aumenta
CaO (s)
diminui
ilustrações: adilson secco
CO2 (g)
diminui
Aumento de
pressão
Exercícios básicos
16. Exercício resolvido.
17. O equilíbrio só é deslocado quando há variação do número de mols dos gases durante a reação.
Isso ocorre apenas na reação CaCO3 (s)
CaO (s) 1
CO2 (g) .
Alternativa d
18. A retirada de parte da glicose (alternativa a) não desloca o equilíbrio, pois a glicose é sólida. A adição
de água (alternativa d) também não desloca o equilíbrio, pois a água é líquida.
Alternativa e
19. A adição de hidróxido de sódio desloca o equilíbrio para a direita devido ao aumento da concentração
de íons OH2.
Alternativa e
125
20. A decomposição do Ag2CO3 é endotérmica, pois o aumento de temperatura desloca o equilíbrio para
a direita (aumenta a produção de CO2). Um aumento de pressão só age sobre o CO2, que é gasoso,
deslocando o equilíbrio para a esquerda e diminuindo a quantidade de CO2 no equilíbrio.
Alternativa b
21. No laboratório, a reação Na2CO3 1 CaCL2
CaCO3^ 1 2 NaCL praticamente só ocorre
no sentido em que foi escrita (ou seja, praticamente não é reversível). Na natureza, porém, com o
grande excesso de NaCL e depois de um tempo bastante longo, a reação inversa acaba ocorrendo.
Alternativa d
22. As pessoas X e Y consomem produtos ácidos: suco de laranja (pH 5 3) e água com gás (pH 5 4),
respectivamente. O H1, presente nessas soluções, consome o OH2 do segundo membro da equação
dada, deslocando o equilíbrio para a direita, ou seja, dissolvendo a hidroxiapatita.
Alternativa c
23. Exercício resolvido.
24. Adicionando gotas de limão ao refrigerante, o equilíbrio se desloca para a esquerda no sentido de
formação de mais CO2 devido ao aumento da concentração de íons H1. Abrindo a garrafa em uma
cidade com maior pressão atmosférica e/ou acrescentando mais água ao refrigerante, o equilíbrio
se desloca para a direita.
Alternativa b
25. a) CoCL2 (s)
1
2 H2O (g)
CoCL2 ?
2 H2O (s)
Azul
Rosa
b) Em dias úmidos, como a quantidade de água é maior, o equilíbrio é deslocado para a direita,
produzindo o sal hidratado e fazendo predominar a cor rosa. Em dias secos ocorre deslocamento
em sentido contrário, predominando a cor azul do sal anidro.
Exercícios complementares
26. A reação direta (formação da água) nos três processos é exotérmica. Assim, diminuindo a temperatura, o equilíbrio se desloca no sentido de formação dos produtos. Além disso, o aumento da
pressão e/ou o aumento da concentração de H2 também desloca o equilíbrio para a direita.
PWI6
[WI6]
​  3 ​
Kp 5 ____
​  3 ​
27. a) Kc 5 ______
PI2
[I2]
b) A formação do WI6 (g) é exotérmica, porque o equilíbrio é deslocado para a direita quando a
temperatura diminui.
28. A solução II, de CaCL2, porque tem o íon Ca21 comum com o CaSO4 e a solução III, de MgSO4, porque
tem o íon SO242 comum com o CaSO4.
Alternativa c
29. O adubo contendo NH4NO3 introduz no solo os íons NH14 e NO23. O íon NH14 desloca o equilíbrio para a
direita (lado do Na1).
Alternativa a
30. As molaridades do Na2SO4 e do AL2(SO4)3 são iguais, mas enquanto o Na2SO4 só produz um íon SO242,
o AL2(SO4)3 produz três íons SO242, forçando ainda mais a precipitação do BaSO4.
31. Como a reação 2 é reversível, a prata “escurecida” pode voltar à sua forma incolor. Os sais de prata
escurecem com a luz na presença de sais de cobre (a luz favorece a reação no sentido da esquerda
para a direita). A luz fornece a energia necessária para o sal de prata escurecer; na falta de luz, a
reação 2 ocorre no sentido de regenerar o sal de prata.
Alternativa c
4. Produto de solubilidade (KPS)
Questões
a) Não, pois solubilidade é a quantidade máxima de soluto que conseguimos dissolver numa certa
quantidade de solvente, a uma determinada temperatura, e produto de solubilidade é o nome
dado a uma constante de equilíbrio.
126
b) Não existem sais insolúveis. Alguns sais apresentam solubilidade extremamente baixa, e por
essa razão são chamados, algumas vezes, de sais insolúveis. Mas devemos evitar essa expressão porque ela pode passar um conceito equivocado.
c) •
•
Ba21 (aq)
BaSO4 (s)
21
BaCO3 (s)
Ba
1 SO422 (aq)
(aq)
CO322 (aq)
1
Para BaSO4: KPS 5 [Ba21] ? [SO422]
Para BaCO3: KPS 5 [Ba21] ? [CO322]
Pesquisa
Pesquisando esses sites, o aluno poderá concluir que os corais contêm grande quantidade de CaCO3,
que faz parte de sua estrutura, e observar que eles estão presentes apenas em regiões de mar quente.
Como o efeito da temperatura afeta a solubilidade de gases em água (os gases geralmente são
mais solúveis em águas frias), nos mares frios a baixa temperatura faz com que muito CO2 do ar esteja
dissolvido na água e essa alta concentração de CO2 desloca o equilíbrio:
CaCO3 (s) 1 CO2 (aq) 1 H2O (L)
Ca12 (aq) 1 2 HCO23 (aq)
H2CO3 (aq) 1 CaCO3 (s)
no sentido da produção de Ca12 (aq) 1 2 HCO23 (aq), dissolvendo o CaCO3 dos corais. Já em locais quentes,
ao contrário, o CO2 é expulso da água e o equilíbrio é deslocado para a formação do CaCO3.
H2CO3 (aq) é deslocado para a
Com o aumento de CO2 na água, o equilíbrio CO2 (g) 1 H2O (L)
direita, ou seja, há a formação de H2CO3, agravando-se assim a concentração de ácido carbônico no oceano.
Ca(HCO3)2 (aq)
Com o aumento da concentração de H2CO3, o equilíbrio H2CO3 (aq) 1 CaCO3 (s)
é deslocado para a direita, no sentido do aumento de concentração de Ca(HCO3)2, ou seja, há o aumento da dissolução do carbonato de cálcio, comprometendo assim a formação de esqueletos e conchas
calcárias.
Exercícios básicos
32. a) KPS 5 [Ca21][SO22
4 ]
b) KPS 5 [Pb21][CL2]2
c) KPS 5 [Bi31]2[S22]3
33. a) HgS
Hg21 1 S22
KPS 5 [Hg21][S22]
b) Ca(OH)2
Fe31 1 3 OH2
c) Fe(OH)3
KPS 5 [Fe31][OH2]3
Ca21 1 2 OH2
KPS 5 [Ca21][OH2]2
34. Quanto maior for o valor de KPS, mais solúvel será a substância. Nesse caso, a substância mais
solúvel em água é o Ba(OH)2 (maior KPS) e a menos solúvel é o HgS (menor KPS).
Alternativa d
35. Exercício resolvido.
36.
PbCL2
1,6 ? 1022 mol/L
KPS 5 [Pb21] ? [CL2]2
Pb21
1
1,6 ? 1022 mol/L
V
2 CL2
1 3,2 ? 1022 mol/L
KPS 5 (1,6 ? 1022) ? (3,2 ? 1022)2 Æ
KPS 5 1,64 ? 1025
Alternativa e
37. Mg(OH)2 (s)
1024 mol/L
KPS 5 [Mg21][OH2]2 Æ
Mg21 (aq)
1
2 OH2 (aq)
1024 mol/L 1 2 ? 1024 mol/L
KPS 5 (1024) ? (2 ? 1024)2 Æ
KPS 5 4 ? 10212 (mol/L)3
Alternativa b
38. Exercício resolvido.
127
Ba21 1 SO22
4
39. BaSO4
M
M
M
Æ
KPS 5 [Ba21][SO22
4 ]
1,1 ? 10210 5 M2 Æ
M 5 1,0 ? 1025 mol/L
Como a massa molar de BaSO4 vale 233 g/mol:
1 mol BaSO4
25
1,0 ? 10
233 g de BaSO4
xg
mol BaSO4
x 5 2,33 ? 1023 g/L
Alternativa b
40. BA
B1 1 A2 KPS 5 [B1][A2] V KPS 5 M2 V M2 5 1,6 ? 1029 V M2 5 16 ? 10210 V
M
M
M
V M 5 4 ? 1025 mol/L
Sendo a massa molar 125 g/mol (dada), temos:
C 5 MM V
C 5 125 ? 4 ? 1025 V C 5 5 ? 1023 g/L
Concluímos então que:
1 L 5 1.000 mL
800 mL
5 ? 1023 g
xg
x 5 4 ? 1023 g
Alternativa c
41. Exercício resolvido.
Ag1
42. AgOH
OH2
1
KPS 5 [Ag1] [OH2] 5 1,0 ? 1028
Sendo [Ag1] 5 [OH2], temos:
KPS 5 [OH2] [OH2] V KPS 5 [OH2]2 5 1,0 ? 1028 V [OH2] 5 1024 V pOH 5 4 V
pH 5 10
Alternativa c
43. Exercício resolvido.
3 Ca21 1
44. Ca3(PO4)2
Cálculo do KPS:
2
KPS 5 [Ca21]3 [PO32
4 ]
V
1 ? 10225
[PO432]2 5 ________
​ 
 ​ V
8 ? 1029
28
[PO32
mol/L V
4 ] 5 0,353 ? 10
1 ? 10225 5 [2 ? 1023]3 [PO432]2 V
V [PO432]2 5 0,125 ? 10216 V
V
2 PO32
4
[PO432] 5 3,53 ? 1029 mol/L
Pb21 1 2 CL2
45.PbCL2
KPS 5 [Pb21][CL2]2
V
KPS
1,60 ? 1025
[Pb21] 5 ______
​  2 2 ​5 ___________
​ 
 ​ V
[CL ]
(0,40)2
[Pb21] 5 1,00 ? 1024 mol/L
Alternativa a
46. Exercício resolvido.
47. A presença do íon OH2, proveniente do NaOH adicionado, força a precipitação de uma nova quantidade
de Fe(OH)3, devido ao efeito do íon comum (Princípio de Le Chatelier), que irá deslocar o equilíbrio
Fe(OH)3
Fe31 1 OH2 para a esquerda.
48. My Aw
Mw1 1 Ay2
Como a solução está saturada, o aumento da concentração de íons Mw1 fará com que ocorra a
precipitação do My Aw, pois o equilíbrio irá se deslocar para a esquerda.
Alternativa a
Exercícios complementares
49. A maior ou menor condutividade elétrica mede a maior ou menor solubilidade da substância (determinada pelo seu KPS). Pelos valores dos KPS dados, a solubilidade está na ordem
Ca(OH)2 . Mg(OH)2 . Zn(OH)2 .
Alternativa b
128
50. Devemos observar que, nesse gráfico, todos os valores de concentração estão multiplicados por 105.
Assim, no ponto 1,0 do eixo das abscissas, temos:
25
mol/L
[SO422] ? 105 5 1,0 V [SO22
4 ] 5 10
Analogamente, no ponto 1,0 das ordenadas, temos:
[Ba21] ? 105 5 1,0 V [Ba21] 5 1025 mol/L
Logo, calculando o KPS, temos:
KPS 5 [Ba21][SO422] 5 1025 ? 1025 V
KPS 5 10210
Cs1 1 CL2
S
S
51. CsCL
S
Ks 5 S ? S Æ
Ks ​
S 5 d​ XXX
Alternativa b
52. A adição de Br2 proveniente do KBr deslocará o equilíbrio para a direita, diminuindo a solubilidade
do AgBr.
Alternativa b
53. a) O mais indicado é o íon sulfeto (S22), pois KPS do sulfeto de chumbo (4 ? 10228) é o menor do KPS
dados, o que produzirá a maior precipitação possível do Pb21.
b) KPS 5 [Pb21][S22]
V
Ca21
54. a) Ca(OH)2 0,023 mol/L
[Pb21­] ? [1 ? 1023] 5 4 ? 10228 V
[Pb21] 5 4 ? 10225 mol/L
2 OH2
1
0,023 mol/L
0,046 mol/L
2
[OH ] 5 0,046 mol/L
b) No frasco 4, pois maior solubilidade Æ
[OH2] maior
Æ
pOH menor
Æ
pH maior
55. Na solução 1023 M de MgCL2: [Mg21] 5 1023 mol/L
O KPS do Mg(OH)2 é dado por [Mg21][OH2]2 e vale 10211; assim, temos:
[Mg21][OH2]2 5 10211 V 1023 ? [OH2]2 5 10211 V
10211
​  23 ​ V [OH2]2 5 1028 V [OH2] 5 1024 mol/L
V [OH2]2 5 _____
10
V
pOH 5 4 e pH 5 10
Ba21 1 SO22
4
56. a) BaSO4
KPS 5 x ? x
Æ
x
x
2
29
x 5 1,6 ? 10
Æ
x2 5 16 ? 10210 V
x 5 4 ? 1025
π [Ba21] 5 4,0 ? 1025 mol/L
b) Porque a presença dos íons SO22
4 , provenientes do K2SO4, desloca o equilíbrio
BaSO4
Ba21 1 SO22
para a esquerda, diminuindo a concentração de íons Ba21, que
4
são tóxicos.
57. a) Seja (x) mol/L a concentração do CaF2; temos então:
KPS 5 [Ca21][F2]2
V
Ca21 1 123
2 F2
123
100%
x ? 4x2 5 3,2 ? 10211 V
2x
x
x3 5 8 ? 10212 V x 5 2 ? 1024
Portanto: [F2] 5 2 ? 2 ? 1024 V [F2] 5 4 ? 1024 mol/L
V [F2] 5 7,6 mg/L V
b)
CaF2
AL31 1 3 H2O
V
[F2] 5 4 ? 1024 ? 19 g/L
123
CaF2
123
x
Calculando o KPS, temos:
H1 1
V
[F2] 5 7,6 ppm . 1 ppm
Ca21 1
AL (OH)3
1
2 F2
1
3H
F2
HF
Sendo HF um ácido fraco, ele retira F2 do primeiro equilíbrio, deslocando-o para a direita, isto é,
aumentando a solubilidade do CaF2.
129
Questões sobre a leitura
A formação de estalactites e de estalagmites
58. As estalactites são formadas a partir da precipitação do carbonato de cálcio dissolvido na água
da chuva, que é ácida e dissolve rochas calcárias. A diminuição do pH marinho também dissolve a
cobertura calcária dos corais.
59. Na reação de equilíbrio em que se forma o ácido carbônico, o único participante no estado gasoso
é o CO2. Aumentando a pressão, o equilíbrio é deslocado no sentido contrário à formação do CO2,
aumentando sua dissolução na água.
60. A água da chuva, por ser levemente ácida, dissolve o calcário presente nas rochas quando penetra no solo. Quando a água goteja dentro de uma caverna, passa de uma pressão maior para uma
pressão menor.
CO2 (g) 1
H2O (L)
CaCO3 (s) 1
H2CO3 (aq)
H2CO3 (aq)
Ca(HCO3)2 (aq)
61. Dissolução do dióxido de carbono na água do mar:
I. CO2 (g) 1
H2O (L)
H2CO3 (aq)
Dissolução dos recifes de coral:
CaCO3 (s) 1
ou
H2CO3 (aq)
Ca(HCO3)2 (aq)
II. CaCO3 (s) 1
H2CO3 (aq)
Ca21 (aq)
1
2HCO32 (aq)
Sendo assim, para representar simultaneamente a equação de dissolução do dióxido de carbono
na água do mar e a dissolução dos recifes de coral, podemos “somar” as duas equações
I.
CO2 (g) 1
II.
CaCO3 (s)
CaCO3 (s) 1
1
H2O (L)
H2CO3 (aq)
CO2 (g) 1
H2O (L)
H2CO3 (aq)
Ca21 (aq)
1
2 HCO32 (aq)
Ca21 (aq)
1
2 HCO32 (aq)
Alternativa d
62. A diminuição de pressão faz com que o equilíbrio da equação 2 se desloque para a esquerda.
Alternativa a
63.
I. Correta. Com a perda de CO2 e evaporação da água o equilíbrio é deslocado para a direita,
favorecendo a formação de CaCO3 (s).
II. Incorreta. A remoção do CaCO3 (s) não favorece a formação dos depósitos calcários.
III. Correta.
Alternativa c
64.
I. Em locais com pouca incidência de chuva, o equilíbrio da equação 1 tende a se deslocar para
a esquerda, dificultando assim a formação de cavernas.
II. Está incorreta, pois a água interfere na formação de cavernas.
III. Um aumento da concentração de CO2 desloca o equilíbrio da equação 1 para a direita, aumentando a concentração de H2CO3 que, consequentemente, desloca o equilíbrio da equação 2 para
a direita, favorecendo a formação de cavernas.
Alternativa c
65. a) CO2 (g) 1
H2O (L)
1
Ca21 (aq)
2 H1 (aq)
1
CaCO3 (s)
b) Com a formação de CaCO3, o equilíbrio representado no item a é deslocado para a direita, provocando a diminuição do CO2 na atmosfera.
66. Alternativa a
67. (0) Está correta.
(1)Em mares quentes, há pouco CO2 dissolvido, provocando o deslocamento do equilíbrio para a
esquerda, favorecendo a formação do CaCO3 (s). Está incorreta.
(2)Está correta.
130
Capítulo
Eletroquímica —
­
Pilhas e baterias elétricas
9
O assunto deste capítulo é muito importante, pois mostra como é íntima a ligação entre matéria
e energia — em particular, a energia elétrica. Foi a compreensão do papel do elétron nos fenômenos
elétricos que possibilitou os avanços extraordinários dos quais hoje desfrutamos, tanto nos utensílios
elétricos como nos eletrônicos.
Infográfico
No infográfico na abertura do capítulo é possível observar a evolução dos carros do século XIX
até hoje, colocando esta evolução dentro do contexto econômico, político, tecnológico, ambiental e
de cidadania.
Não é necessário que o aluno entenda o funcionamento de pilhas e baterias elétricas imediatamente, pois o assunto será desenvolvido ao longo do capítulo. Mas é interessante que o professor
levante discussões de como a evolução está caminhando, quais os seus pontos positivos e negativos
em termos econômicos, quais as vantagens ambientais dessas novas baterias de automóveis, quais
as vantagens e desvantagens em termos de energia e rendimento etc.
O infográfico pode servir como motivação para iniciar a discussão sobre o desenvolvimento de
motores elétricos para veículos, que está presente na leitura, no final do capítulo.
refletindo
A primeira questão abrange a interpretação das informações dessa abertura, aliada a um entendimento geral dos desafios que o mundo enfrenta.
Questionar as hipóteses dos alunos propicia que todos se envolvam e avancem em grupo para
um melhor entendimento das forças que agem na sociedade (econômicas, políticas, tecnológicas,
ambientais ou de escolha dos consumidores).
Na segunda questão podemos revisar os assuntos cinética e equilíbrios químicos tratados
nos capítulos anteriores, com exemplos de oxirredução, uma vez que tanto a combustão como as
baterias são reações desse tipo.
Respostas:
1. Algumas hipóteses para o retorno da produção dos automóveis elétricos são:
• Razões econômicas: o esgotamento das reservas de petróleo (fonte não renovável) ou um
acentuado aumento de preço, tornando os carros elétricos economicamente viáveis.
• Razões políticas: governantes podem propor incentivos aos carros elétricos e/ou desestímulos
aos carros a combustão.
• Razões tecnológicas: o desenvolvimento de novas baterias que possam ser carregadas mais
rapidamente e com maior capacidade de armazenamento de energia.
• Razões ambientais: se os estudos e os problemas ambientais reais levarem à exigência do fim
das emissões de CO2.
• Consciência e postura cidadã dos consumidores valorizando a compra de automóveis elétricos.
2. Na queima dos combustíveis, a reação é irreversível e rápida, e os reagentes são consumidos até o fim.
Nas baterias forma-se um equilíbrio eletroquímico e a reação caminha até determinado ponto
de equilíbrio (bateria cheia ou vazia).
1.Introdução
2.Reações de oxirredução
Questões
a) Zn (s)
1 2 HCL (aq)
ZnCL2 (aq)
1
H2 (g)G
131
21) e o hidrogênio do ácido clorídrico sofre redução
b) Sim, pois o zinco sofre oxidação (O
(11
O).
Zn21 (aq) 1
c) Zn (s)
d) 2 H1 (aq) 1 2 e2
2 e2
H2 (g)
e) Agente oxidante: HCL (aq)
Agente redutor: Zn (s)
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13
deste Suplemento para o professor.
Oxidação de metais
O contato dos metais com a solução de vinagre e sal acelera o processo de oxidação deles, resultando na produção de cores sobre a tela. Alguns dos metais são facilmente oxidados,
enquanto outros permanecem visivelmente inalterados. Os alunos poderão observar que os
objetos de ferro em contato com a solução, em meio ácido e na presença de NaCL, apresentam
uma coloração castanho-avermelhada intensa, conhecida como ferrugem. Essa coloração é uma
indicação da oxidação do metal. Esse processo, conhecido como oxirredução, envolve uma troca
simultânea de elétrons.
As equações químicas abaixo descrevem esse fenômeno. Inicialmente, o ferro é oxidado a ferro
(II), sendo que essa etapa é acelerada pelos íons H1 e CL2 presentes na solução ácida do vinagre:
Fe12 (aq)
Fe (s)
1
2 e2
Os íons ferro (II) são, posteriormente, oxidados para formar os íons férricos — ferro (III):
Fe12 (aq)
Fe13 (aq)
e2
1
Para a formação de óxido de ferro (III), são necessários água e oxigênio, substâncias que serão
utilizadas nas etapas subsequentes das reações. Os elétrons produzidos em ambas as etapas de
oxidação são usados para reduzir o oxigênio, como expressa a seguinte equação:
O2 (g) 1
2 H2O (L)
4 e2
1
4 OH2 (aq)
Os íons férricos se combinam com o oxigênio para formar óxido de ferro (III). Em seguida, o óxido
de ferro (III) é hidratado com várias moléculas de água. A reação completa é:
4 Fe13 (aq) 1 O2 (g) 1 4 H2O (L) 1 2 H2O (L)
2 Fe2O3 ? x H2O (s) 1 8 H1 (aq)
Os alunos podem observar, ainda, que a oxidação de objetos de cobre, principalmente quando
em meio aquoso com ácido acético e em contato com o ar, leva à produção de azinhavre, que é um
material verde de hidroxicarbonato de cobre (II):
2 Cu (s) 1
CO2 (g) 1
H2O (L)
1
O2 (g)
CuCO3 ? Cu(OH)2 (s)
Segundo a fila de reatividade dos metais, o alumínio, em razão de seu baixo potencial de redução
(E0 red. 5 21,66 V) em relação ao potencial do ferro (E0 red. 5 20,44 V), reage muito mais facilmente
com o oxigênio do que o ferro. Isso, de fato, ocorre quando se verifica que um pedaço de alumínio
recém-cortado rapidamente adquire uma camada de óxido de alumínio; entretanto, essa camada de
AL2O3 adere fortemente à superfície do alumínio, impedindo a corrosão subsequente. Essa, portanto,
é a razão de o alumínio não deixar cores na tela.
4 AL (s) 1
3 O2 (g)
2 AL2O3 (s)
Experimentos utilizando solução de permanganato de potássio.
132
Em soluções neutras ou alcalinas, o permanganato é reduzido a dióxido de manganês (MnO2),
resultando no fundo “marrom-escuro” que o aluno observará nas telas. Os objetos de aço inoxidável não oxidam facilmente, deixando apenas a marca de seu formato na tela. A resistência
dos objetos de aço inoxidável à corrosão deve-se à adição de pelo menos 4% de crômio ao aço.
O crômio presente no aço combina-se com o oxigênio da atmosfera para formar uma fina e
invisível camada de óxido de crômio, o que diminui a reatividade do metal e, portanto, dificulta
a formação de ferrugem. Metais como ouro e platina estão entre os poucos capazes de manter
“indefinidamente” seu aspecto brilhante quando expostos ao ar.
Metais com essas características dificilmente são oxidados, devido às suas baixas reatividades [E0 red. (Au) 5 1,69 V; E0 red. (Pt) 5 1,18 V], o que explica suas resistências à corrosão.
Respostas das perguntas
a) O contato dos metais com a solução de vinagre e sal acelera o processo de oxidação deles,
resultando na produção de cores sobre a tela.
b) Alguns dos metais são facilmente oxidados, enquanto outros permanecem visivelmente inalterados.
c) Os objetos de ferro em contato com a solução, em meio ácido e na presença de NaCL, apresentam uma coloração castanho-avermelhada intensa, conhecida como ferrugem.
Fe12 (aq)
Fe (s)
Fe12 (aq)
O2 (g) 1
2 H2O (L)
1
Fe13 (aq)
4 e2
1
4 Fe12 (aq) 1 O2 (g) 1 4 H2O (L) 1 2 H2O (L)
2 e2
1
e2
4 OH2 (aq)
2 Fe2O3 ? x H2O (s) 1 8 H1 (aq)
d) A oxidação de objetos de cobre, principalmente quando em meio aquoso com ácido acético
e em contato com o ar, leva à produção de azinhavre, que é um material verde de hidroxicarbonato de cobre (II):
2 Cu (s)
1 CO2 (g) 1
H2O (L)
1
O2 (g)
CuCO3 ? Cu(OH)2 (s)
e) O alumínio não deixa cores na tela, pois o alumínio reage muito mais facilmente com o oxigênio
(4 AL (s) 1 3 O2 (g)
2 AL2O3 (s) ) do que o ferro.
f) Os objetos de aço inoxidável não oxidam facilmente, deixando apenas a marca de seu formato
na tela.
g) Metais como ouro e platina estão entre os poucos capazes de manter “indefinidamente”
seu aspecto brilhante quando expostos ao ar. Metais com essas características dificilmente são oxidados, devido às suas baixas reatividades, o que explica suas resistências
à corrosão.
h) Segundo a fila de reatividade dos metais, o alumínio reage muito mais facilmente com o
oxigênio do que o ferro. Forma-se, então, uma camada de óxido de alumínio, AL2O3, que adere
fortemente à superfície do alumínio, impedindo a corrosão subsequente.
Fonte: PALMA, M. H. C. e TIERA, V. A. O. Oxidação de metais. Química Nova na Escola, n. 18, nov. 2003, p. 52-54. (Adaptado.)
Exercícios básicos
1. Exercício resolvido.
2. N2 O5
2x 1 5 ? (22) 5 0 Æ
(Nox. do N)
x 5 15
N O
x 1 (22) 5 0
Æ
x 5 12 (Nox. do N)
H N O3
11 1 x 1 3 ? (22)5 0
Æ
x 5 15
(Nox. do N)
Æ
x 5 13
(Nox. do N)
Na N O2
11 1 x 1 2 ? (22) 5 0
Alternativa e
133
3. H2 S O3
2 ? (11) 1 x 1
3 ? (22) 5 0
Æ
x 5 14 (Nox. do S)
Æ
x 5 14
(Nox. do C)
Æ
x 5 14
(Nox. do Si)
x 5 15 (Nox. do P)
H2 C O3
2 ? (11) 1 x 1 3 ? (22) 5 0
H2 Si O3
2 ? (11) 1 x 1 3 ? (22) 5 0
H4 P2 O7
Æ
4 ? (11) 1 2x 1 7 ? (22) 5 0
H CL
O4
11 1 x 1 4 ? (22) 5 0
Æ
x 5 17 (Nox. do CL)
Alternativa c
4. H3 P O3
Æ
x 5 13 (Nox. do P)
Æ
x 5 14 (Nox. do P)
Æ
x 5 11 (Nox. do P)
x 5 13 (Nox. do P)
x 5 15 (Nox. do P)
3 ? 1 1 x 1 3 ? (22) 5 0
H2 P O3
2 ? 1 1 x 1 3 ? (22) 5 0
H3 P O2
3 ? 1 1 x 1 2 ? (22) 5 0
H4 P2 O5
Æ
4 ? 1 1 2x 1 5 ? (22) 5 0
H P O3
Æ
1 1 x 1 3 ? (22) 5 0
Alternativa e
5. Fe S2
Æ
12 1 2x 5 0
x 5 21
(Nox. do S)
Alternativa b
6. Exercício resolvido.
7. Cr2 O3
2x 1 3 ? (22) 5 0
Æ
x 5 13
(Nox. do Cr)
22
No CrO, o Nox. do Cr 5 12; no Cr 5 0; no CrO22
4 5 16; no Cr2O7 5 16.
Alternativa a
3.O acerto dos coeficientes ou balanceamento
das equações de oxirredução
Questões
a) Para igualar o número de átomos de cada elemento na forma de reagente ou de produto e
para tornar o número de elétrons cedido pelo redutor igual ao número de elétrons recebido
pelo oxidante.
b) É oxidante em II e redutor em I.
I. 5 H2O2
1
II. H2O2 1
2 KMnO4 1
2 KCL
3 H2SO4
CL2
1
K2SO4 1
2 MnSO4 1
8 H2O
2 KOH
c) É oxidante.
CLO2 (aq) 1 2 I2 (aq)
134
1 2 H1 (aq)
CL2 (aq)
1
I2 (aq)
1
H2O (L)
1
5 O2
Exercícios básicos
8. CO
1 1/2 O2
CO2
0
12 22
14
22
Oxidação
Redução
Alternativa c
9. 3 C 1
SiC 1
SiO2
0
14
22
2 CO
12
22
Alternativa b
10. Equação 1: 2 Cu 1 O2 1 2 H2O
0
0
2 Cu(OH)2
12 22 11
11 22
Oxidação
Redução
Equação 2: Cu(OH)2 1 CO2
12
11
14
CuCO3 1 H2O
12
12
22
11
22
14
22
não é reação de oxirredução.
Alternativa b
I
11. Fe
II
FeS
0
III
FeSO4
12
Fe2(SO4)3
12
IV
13
Fe2O3
13
O ferro oxidou-se nas etapas I e III.
12. 2 N2H4
22
N2O4
1
14
11
3 N2 1
0
22
Agente oxidante: N2O4
4 H2O
11
22
Agente redutor: N2H4
Oxidação
Redução
Alternativa b
13. Cu21 1
Mg
Cu
0
0
12
Redução
1 Mg21 Agente redutor: Mg
12
Agente oxidante: Cu21
Oxidação
Alternativa a
Mn21
14. MnO24
17
12
D 5 25
Alternativa b
15. 2 NaOH 1
11 11
22
CL2
NaCLO
0
11
11 22
1 NaCL
1
11 21
H2O
22
11
Oxidação
Redução
CL2 é simultaneamente agente oxidante e redutor.
Alternativa c
135
16. a) 2 KMnO4 1 10 FeSO4 1 8 H2SO4
K2SO4 1 2 MnSO4 1 5 Fe2(SO4)3 1 8 H2O
b) MnO2 1 2 NaI 1 2 H2SO4
Na2SO4 1 MnSO4 1 2 H2O 1 I2
2 NaBiO3 1 2 NaCL 1 H2O
c) Bi2O3 1 2 NaCLO 1 2 NaOH
3 Cu(NO3)2 1 3 S 1 2 NO 1 4 H2O
17. 3 CuS 1 8 HNO3
Soma dos coeficientes estequiométricos: 23
18. Este é o primeiro exemplo de auto-oxirredução. Parte do CL2 (Nox. 5 zero) irá reduzir-se para o NaCL
(cloro com Nox. 5 21); parte do cloro irá oxidar-se para o NaCLO3 (cloro com Nox. 5 15). Torna-se
necessário, portanto, iniciar o balanceamento pelo segundo membro da equação, pois somente
aí os átomos de cloro que se oxidam estão separados daqueles que se reduzem. Temos, então:
1
∆�
CL2
�
NaOH
NaCL
Zero
�1
�
1
NaCLO3
�
�1
5
∆�
�1
5
�
H2O
�
�5
Variação � 1
Variação � 5
Utilizando, agora, a regra do xis, temos:
CL2
1
5 NaCL
NaOH
1 1 NaCLO3 1
H2O
Assim, chegamos ao final do balanceamento:
3 CL2 1
19. 3 Cu 1
0
6 NaOH
5 NaCL
3 Cu(NO3)2
8 HNO3
11 15 22
Oxidação
12
1
22
2 NO 1
12 22
1 1 NaCLO3 1
3 H2O
4 H2O Agente oxidante: HNO3
Agente redutor: Cu
11
22
15
Redução
Alternativa a
20.
3
∆�
K2Cr2O7
�2
�
�6
�
6
1
∆�
H2O2
�
�2
�
2
H2SO4
K2SO4
�1
�
Cr2(SO4)3
�
H2O
�3
O2
�
Zero
Variação � 3
Variação � 1
Simplificando por 2, usando a regra do xis e completando o balanceamento, temos:
1 K2Cr2O7 � 3 H2O2 � 4 H2SO4
1 K2SO4 � 1 Cr2(SO4)3 � 7 H2O � 3 O2
2K
2 Cr
2�
4 SO4
6 H � 8 H � 14 H
7 O � 6 O � 13 O
Portanto, a equação balanceada é dada por:
1 K2Cr2O7 1 3 H2O2 1 4 H2SO4
21. 2 FeCL2 1 1 H2O2 1 2 HCL
136
2 FeCL3 1 2 H2O
1 K2SO4 1 1 Cr2(SO4)3 1 7 H2O 1 3 O2
22. 2 Fe21 1 CL2
2 Fe31 1 2 CL2
Alternativa b
23.
∆�
Fe2� �
1�
1�
1
∆�
3�
2�
Cr2O27� �
�2
6
Fe3�
H�
�6
� Cr3� �
�3
H2O
�3
Variação = 1
Variação = 3
Acertando os coeficientes da equação acima, temos:
6 Fe21 1 Cr2O722 1 14 H1
6 Fe31 1 2 Cr31 1 7 H2O
Alternativa a
24.
∆�
NaBiO3
2�
1�
2
∆�
H�
�
1�
5
Mn2�
�
�5
5�
Bi3�
�2
�
Na�
�
�3
MnO4�
H2O
�
�7
Variação � 2
Variação � 5
Aplicando a regra do xis e completando o balanceamento, temos:
5 NaBiO3 � 14 H� � 2 Mn2�
5 Bi3� � 5 Na� � 2 MnO4� � 7 H2O
2 Mn
5 Bi
5 Na
8O
7O
3 O � 5 O � 15 O
14 H
Verificação das cargas elétricas:
118
• no 1o membro: 114 1 4 5
Igualdade
• no 2o membro: 115 1 5 2 2 5 118
Portanto, a equação balanceada é dada por:
5 NaBiO3 1
14 H1
1
2 Mn21
5 Bi31 1
5 Na1
1
2 MnO24 1
7 H2O
Exercícios complementares
25. a) e b)
1
∆�
�2
�
2
5
∆�
�1
�
5
Na2C2O4 � KMnO4 � H2SO4
�3
K2SO4 � Na2SO4 � MnSO4 � CO2 � H2O
�7
�2
�4
Variação = 1
Variação = 5
Do esquema acima, concluímos que o KMnO4 é o agente oxidante (o Nox. varia de 17 para 12) e o
Na2C2O4 é o agente redutor (o Nox. varia de 13 para 14).
Acertando os coeficientes da equação acima, temos:
5 Na2C2O4 1 2 KMnO4 1 8 H2SO4
1 K2SO4 1 5 Na2SO4 1 2 MnSO4 1 10 CO2 1 8 H2O
137
26.
∆�
Ca3(PO4)2 � SiO2 � C
CaSiO3 � CO � P4
Zero
�5
2�
2
20
1�
4�
5�
∆�
Zero
�2
Variação = 2
Variação = 5
Acertando os coeficientes da equação acima, temos:
2 Ca3(PO4)2 1
6 SiO2
1
10 C
600 °C
GaAs
6 CaSiO3 1
10 CO 1
1 P4
Alternativa d
27. a) As
0
1 H2
1
0
Ga2O3
13 22
1
13 23
H2O
11 22
O Nox. do arsênio varia de zero para 23; logo, a variação de seu Nox. é igual a 3.
600 °C
b) 2 As 1 3 H2 1 Ga2O3
2 GaAs 1 3 H2O
6
no átomos H
_____________
​   ​5 3
​  o
  
   ​5 __
n átomos AS 2
28. a)
∆�
1�
5
∆�
1�
2�
2
KCL � MnCL2 � H2O � CL2
KMnO4 � HCL
�7
5�
�1
Zero
�2
Variação = 5
Variação = 1
Acertando os coeficientes da equação acima, temos:
2 KMnO4 1
16 HCL
2 HCL
1
2 MnCL2 1
b)
2
∆�
�
2
3
∆�
�1
5 CL2
1
�
3
Hg(NO3)2 � H2O � NO
Hg � HNO3
Zero
�1
8 H2O
�5
�2
�2
Variação = 2
Variação = 3
Aplicando a regra do xis e completando o balanceamento, temos:
3 Hg � 8 HNO3
3 Hg(NO3)2 � 4 H2O � 2 NO
3 Hg
6N�2N�8N
8H
Portanto, a equação balanceada é dada por:
3 Hg
138
1 8 HNO3
3 Hg(NO3)2
1
4 H2O
1 2 NO
29. Etapa I: N2 1 3 H2
2 NH3
0
0
23
11
Redução
Oxidação
Etapa II: NH3
2 O2
1
0
23 11
H2O
HNO3 1
11 15 22
11
22
Oxidação
Redução
Etapa III: NH3
23
HNO3
NH4NO3
11 15 22
23 11 15 22
1
11
Reação de neutralização
Alternativa d
2 Mn21 1 5 SO422 1 3 H2O
1
30. a) 2 MnO24 1 5 SO22
3 1 6 H
b) 2 Co21 1 2 BrO2 1 4 H1
31.
∆�
IO�
3
5�
�
�5
2 Co31 1 1 Br2 1 2 H2O
1�
5
∆�
2�
1�
2
HSO�
3
H2O
�
H�
I2
�
SO42�
�
Zero
�4
�6
Variação = 5
Variação = 2
Completando o balanceamento, teremos:
2 IO23 1
5 HSO23
1 H2O
1 3 H1
1 I2 1
1
5 SO422
Verificação das cargas elétricas:
No 1o membro: 22 2 5 5 27
No 2o membro: 13 2 10 5 27
Assim, temos que somente as alternativas II, III e IV são verdadeiras.
Alternativa b
32.
1
∆�
3 MnO42� �
2 MnO4� �
4 H�
�6
�7
�1
�
1
2
∆�
1 MnO2
�1
�
�
2
2 H2O
�4
Variação � 1
Variação � 2
Verificação das cargas elétricas:
No 1o membro: 26 1 4 5 22
No 2o membro: 2 ? (21) 5 22
Alternativa a
4. A pilha de Daniell
Questões
a) 3 Ag2S
1
2 AL
6 Ag
1
AL2S3
139
b) É o meio eletrolítico.
c) Polo positivo: Ag; polo negativo: AL; no catodo: Ag1 1 e2
Ag;
no anodo: AL
AL31 1 3 e2; equação global: 3 Ag1 1 AL
3 Ag 1 AL32
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13
deste Suplemento para o professor.
Pilha de limão
Observação
A montagem recomendada corresponde a ter duas pilhas Mg/Cu ligadas em série. Pode-se tentar
o uso de apenas uma placa de Mg e uma placa de Cu, mas, provavelmente, a voltagem assim obtida
não será suficiente para acionar o relógio.
Professor, se você tiver um voltímetro, repita o experimento utilizando-o no lugar do relógio. Peça
aos alunos que realizem a medição da voltagem obtida.
Respostas das perguntas
a) É a separação do oxidante e do redutor, de tal modo que os elétrons sejam cedidos pelo
redutor ao oxidante através de um fio condutor externo à pilha.
b) Reação global: Mg0 1
Cu21
Mg21 1
Semirreação do redutor: Mg0
21
Semirreação do oxidante: Cu
0
21
c) O Mg oxida-se e o íon Cu
Mg21
1
2
2e
1
Cu0
2e2
Cu0
reduz-se.
d) O fluxo de elétrons sai da placa de Mg da primeira metade do limão, passa pelo relógio e
volta à placa de Cu da segunda metade do limão. Elétrons também transitam entre o Mg e o
Cu do fio colocado entre as duas metades do limão.
e) As placas de magnésio irão desgastar-se.
Exercícios básicos
33. Para produzir corrente elétrica, a reação deve ser de oxirredução. Dentre as equações dadas, a
1
única que representa oxirredução é a H2 1 ​ __ ​O2
H2O .
2
Alternativa e
34. É sempre importante lembrar a reação global. No caso:
Fe
1
CuSO4 (azul)
Ag 1
CuSO4
FeSO4 (amarelado) 1
Cu (depositado)
não há reação
Alternativa a
Cu0
35. Hg21 1
Hg0 1
0
12
0
21
Cu
Agente oxidante: Hg21
Agente redutor: Cu
12
Redução
Oxidação
36. Exercício resolvido.
37. Zn 1 Cu21
0
12
Zn21 1
12
Cu
0
Oxidação
Redução
O zinco é o anodo e sofre corrosão (diminuição de massa do metal). O cobre sofre redução, sendo
o Cu21 o agente oxidante. Os elétrons fluem do zinco para o cobre.
Alternativa e
140
38. Numa pilha, a energia química é convertida em energia elétrica. Se o circuito elétrico externo for
fechado sobre a placa de cobre, haverá passagem de elétrons pelo fio.
Alternativa d
39. Lembre-se sempre de que a reação de qualquer pilha é uma reação química como outra qualquer.
Nesta questão, a reação global é:
Zn
1 CuSO4
ZnSO4 1
Cu
Havendo mais reagentes, logicamente, a “vida” da reação é mais longa. Portanto:
a) é correta, pois fala em eletrodo maior de Zn (isto é, maior quantidade do reagente Zn).
b) é incorreta, pois o Cu é produto.
c) é correta, pois a solução concentrada de CuSO4 contém maior quantidade de CuSO4 (além de
deslocar o equilíbrio para a direita).
d) é incorreta, pois ZnSO4 é produto.
e) é incorreta, pois a ponte salina não participa da reação.
Alternativas a e c
Exercícios complementares
40. Fe(OH)2
12
1
Zn(OH)2
Zn
0
11
22
12
Fe
1
0
11
22
Redução
Oxidação
Nesse caso, verifica-se que o ferro sofre redução (ganho de elétrons) e o zinco sofre oxidação (perda
de elétrons).
Alternativa b
41. Como o cobre metálico se deposita sobre as placas de Pb e de Zn, conclui-se que o Cu21 é reduzido
a Cu0 em ambos os recipientes.
Alternativa a
42. Fe 1
Cu21
Fe21
12
12
0
1
Cu Agente oxidante: Cu21
0
Agente redutor: Fe
Oxidação
Redução
Alternativa d
43. Como a lâmina de zinco sofre desgaste, conclui-se que o zinco sofre oxidação (perde elétrons). A
cor da solução de sulfato de cobre (II) torna-se mais clara, pois os íons Cu21 da solução se reduzem
a Cu que se forma sobre a lâmina de cobre. Para estabelecer o equilíbrio elétrico, cátions K1 se
movem para a direita e ânions CL2 se movem para a esquerda.
Alternativa c
44. a) 2 AL 1 3 Ag2S
AL2S3 1 6 Ag
b) Verifica-se na equação acima que a prata irá reduzir (no catodo) e o alumínio irá oxidar (no anodo).
Assim, a semirreação que ocorre no catodo é: Ag1 1 e2
Ag0.
5. A força eletromotriz (fem) das pilhas
6. Eletrodo-padrão de hidrogênio
7.Tabela dos potenciais-padrão de eletrodo
8. Cálculo da força eletromotriz (fem) das pilhas
141
Questões
a) Usando o eletrodo de hidrogênio como referência, foram montadas pilhas de cada elemento da
tabela de potenciais com o hidrogênio. A ddp medida nessa pilha passou a ser o potencial de redução daquele elemento, uma vez que o potencial atribuído ao hidrogênio, como padrão, é zero.
b) O ferro (E0 5 20,44 V) tem maior facilidade de se oxidar que o estanho (E0 5 20,14 V).
c) O estanho “protege” o ferro, evitando sua oxidação pela ação dos alimentos.
Exercícios básicos
45. Exercício resolvido.
46. Analisando os potenciais de redução do zinco e do cromo, conclui-se que o crômio sofre redução
(maior E0) e o zinco sofre oxidação (menor E0). Os elétrons fluem do eletrodo de zinco (anodo) para o
eletrodo de crômio (catodo), sendo que o processo realizado é espontâneo com força eletromotriz
equivalente a 0,02 V.
Alternativa e
47.
Zn0
Zn2� �
2 Ag�
�
2 Ag0
Elétrons
2�
0
Zn � 2e )
Oxidação (Zn
�
I: correta, pois o Zn sofre oxidação.
II: incorreta, os elétrons vão do Zn0 para o Ag1.
III: correta, pois a quantidade dos metais não influi nos seus E 0.
Alternativa d
48. Analisando os potenciais de redução do níquel e da prata, conclui-se que:
I. Está correta, pois a prata sofre redução (maior E0), sendo o polo positivo da célula;
II. Está correta, pois o níquel sofre oxidação (menor E0) no anodo;
III. Está errada, pois a força eletromotriz da pilha é igual a 1,05 V.
Alternativa c
49. Para responder a essa questão, basta observar quais são os dois metais mais afastados na Tabela
dos Potenciais de Eletrodo.
A pilha formada entre prata e zinco fornecerá uma ddp de 11,56 V.
Alternativa b
50. Pelo desenho apresentado, podemos concluir que:
• A sofre corrosão, portanto, está se oxidando, age como redutor e é o anodo da pilha;
• em B, há deposição, portanto, B1 está se reduzindo, age como oxidante e é o catodo da pilha.
Temos, então:
a) está incorreta, pois em B há redução.
b) está correta, pois aqui se fala em potencial de oxidação, enquanto normalmente se fala em
potencial de redução.
c) está incorreta, pois o fluxo dos elétrons é o inverso.
d) está correta, pois A é o anodo.
e) está correta, pois A0
A1 1
e2.
São corretas as alternativas b, d, e.
51. A força eletromotriz de uma célula eletroquímica depende da natureza dos eletrodos, das concentrações das soluções empregadas e da temperatura em que a pilha estiver funcionando.
Alternativa a
52. Dentre os metais que constituem a amálgama, o zinco é o metal mais reativo (apresenta maior
potencial de oxidação), ou seja, ele se oxida transferindo elétrons para o ouro através da saliva.
Alternativa d
Exercícios complementares
53. Analisando as semirreações, conclui-se que o cobre sofre redução (maior E0) e o magnésio sofre
oxidação (menor E0).
142
Assim, temos que:
Mg21
• semirreação de oxidação: Mg (s)
• semirreação de redução: Cu21
21
• reação global: Cu
1
1
2 e2
1
2 e2
Cu (s)
Cu (s) 1 Mg21
Mg (s)
O fluxo de elétrons é proveniente do eletrodo de magnésio (que sofre oxidação)
Estão corretas as alternativas b, c e e.
I. Verdadeiro. O cobre sofre redução (maior E0) e o ferro sofre oxidação (menor E0) de acordo com
a reação global:
Cu 1 Fe12
Cu12 1 Fe
54.
O cobre metálico formado se deposita sobre o ferro.
II. V
erdadeira. A prata sofre redução (maior E0) e o cobre sofre oxidação (menor E0) de acordo com
a reação global:
2 Ag 1 Cu12
2 Ag1 1 Cu
A prata metálica formada se deposita sobre o cobre.
III. V
erdadeira. Conforme descrito no item I, o ferro sofre oxidação funcionando como o anodo da
pilha.
Alternativa e
55. a) Errado. As condições-padrão para o eletrodo de hidrogênio são: temperatura 5 25 °C, concentração de H1 5 1 mol/L, pressão 5 1 atm.
b) Verdadeiro. Se o zinco sofre oxidação, ele funcionará como polo negativo da pilha.
c) Errado. Há valores de potenciais-padrão maiores e menores que o potencial-padrão do
hidrogênio.
d) Errado. A semirreação de redução do cobre implica a oxidação do hidrogênio:
2 H1 (aq)
H2 (g)
1 2 e2.
Alternativa b
56. Como a ddp medida pelo voltímetro é de 1,10 V, pode-se afirmar que a pilha é constituída pelos
eletrodos de cobre e zinco. Como o cobre possui maior E0, ele irá sofrer redução e funcionará
como polo  da pilha; o zinco irá sofrer oxidação e funcionará como polo  da pilha. A ponte
salina deverá conter espécies iônicas, ou seja, não pode contar com etanol (C2H5OH).
Alternativa a
57. Pela reação global, verifica-se que o cádmio sofre redução e o ferro sofre oxidação.
DE0 5 E0oxidante — E0redutor
# DE0 5 E0Cd21/Cd — E0Fe21/Fe V E0Cd21/Cd 5 DE0 1 E0Fe21/Fe
V
E0Cd21/Cd 5 10,04 V 1 (20,44 V) 5 20,40 V
Alternativa b
9. Previsão da espontaneidade das reações de oxirredução
Questões
a) Pode-se evitar reações indesejáveis, como a corrosão de metais, e tomar providências para inibir
sua ocorrência.
b) Os metais do grupo 1 apresentam potenciais-padrão de redução, E 0, baixos, indicando forte tendência a sofrer oxidação, ou seja, são encontrados na natureza na forma oxidada.
Exercícios básicos
58. Basta lembrar que os metais mais eletropositivos deslocam os metais menos eletropositivos de
seus sais (essa é, também, a ordem da Tabela dos Potenciais de Eletrodo).
não ocorre
a) Hg 1 AL(NO3)3
b) Fe
1
H2SO4
FeSO4 1
H2
143
c) Cu 1
2 AgNO3
d) Mg
FeSO4
e) Zn
1
Cu(NO3)2 1
MgSO4 1
1 2 HCL
ZnCL2 1
2 Ag
Fe
H2
Alternativa a
59. O estanho (maior potencial de redução da lista) é o melhor agente oxidante e o alumínio (menor
potencial de redução da lista) é o melhor agente redutor.
Alternativa b
I. E
rrada. O chumbo (maior E0) sofre redução e o vanádio (menor E0) sofre oxidação de acordo
com a reação global:
V21 (aq) 1 Pb (s)
V (s) 1 Pb21 (aq)
60.
II. E
rrada. O iodo sofre oxidação (menor E0) e o cloro sofre redução (maior E0) de acordo com a
reação global:
2 CL2 (aq) 1 I2 (s)
CL2 (g) 1 2 I2 (aq)
III.Correta. Como o cloro e o iodo possuem E0 maior que o chumbo, CL2 e I2 podem ser reduzidos
pelo Pb (s).
Alternativa d
61. Para que a reação seja espontânea, o DE0 calculado deverá ser positivo. Analisando as cinco alternativas, somente a redução da prata com o cobre é espontânea, gerando um DE0 5 10,46 V.
Alternativa a
62. Não ocorre deposição do metal sobre a placa do mesmo metal, ou seja, nada ocorre nos tubos 1 e 4.
Como a prata possui maior E0 que o cobre, a prata irá se depositar sobre a placa de cobre, segundo
a reação global:
2 Ag (s) 1 Cu21
2 Ag1 1 Cu (s)
Alternativa b
63. Têm maior tendência a serem encontrados na forma oxidada os metais mais reativos, isto é, os
que têm o valor de E0 “mais negativo”, como o chumbo (Pb), o cádmio (Cd) e o crômio (Cr).
Alternativa d
64. Para guardar uma solução aquosa de SnCL2, em que existe Sn21, temos:
I.ferro, que não pode ser usado, pois E0Fe 5 20,44 , E0Sn 5 20,14, isto é, o ferro é melhor redutor
que o estanho, ocorrendo então: Fe0 1 Sn21
Fe21 1 Sn0, ou seja, a corrosão
do recipiente de ferro;
II. ferro revestido de zinco não, pois E0Zn 5 20,76 , E0Fe 5 20,44;
III. ferro revestido de estanho sim, pois não há reação Sn0 1 Sn21;
IV. cobre sim, pois E0Cu 5 10,34 . E0Sn 5 20,14 e não há reação Sn21 1
Alternativa c
Cu.
Exercícios complementares
65. a) Errada. O melhor agente redutor é o Mg.
b) Errada. O chumbo tem maior E0 que o zinco, ou seja, o Pb recebe elétrons mais facilmente que
o zinco.
c) Correta. A reação espontânea é: Zn21 1
Mg
Zn
1
Mg21.
d) Errada. O íon Cu21 recebe elétrons mais facilmente que o Mg21.
e) Errada. O recipiente à base de zinco reduziria a solução de sulfato de cobre II:
Cu21 1 Zn
Cu 1 Zn21.
Alternativa c
66. Como o níquel possui maior E0red, o Ni21 recebe elétrons mais facilmente, sendo o melhor agente oxidante.
Como o cálcio possui menor E0red, o Ca0 perde elétrons mais facilmente, sendo o melhor agente redutor.
São corretas as alternativas (08), (16) e (64).
67. Ocorrerá transformação química apenas nos tubos 2 e 4:
• Tubo 2: 2 Ag1 1
Zn
2 Ag 1
Zn21
• Tubo 4: 2 Ag1 1
Cu
2 Ag 1
Cu21
Alternativa d
144
68. Para a cementação do Cd21, o metal a ser adicionado deve possuir menor potencial de redução que
o cádmio. No caso, o ferro remove o cádmio da solução de CdSO4, conforme a reação:
Fe 1 Cd21
Fe21 1 Cd.
Alternativa b
69. A resposta é evidente, pois somente na primeira alternativa (3 Ag1 1 AL0
encontramos a prata livre (Ag0).
3 Ag0 1 AL31)
Alternativa a
70. Da segunda equação dada em diante, vemos que:
desloca
Li
Ca
Ca
Alternativa a
Cr
Cr
Sn
Sn
Cu
71. a) Dissolução do tira-manchas:
Na2CO3 1
b) I2
1
2 Na1
H2O
H2O2
2
2
2 OH
1
HCO23 1
1
2I
1
O2
OH2
solução alcalina
H2O
1
c) Como redutor, pois o oxigênio oxida-se de 21 para zero.
10. As pilhas e as baterias em nosso cotidiano
Questões
a) Zn, MnO2 e H2O.
b) 2 MnO2 1
c) Zn 1
2 OH2
d) Zn
2 MnO2
1
1 2 e2
H2O
Zn(OH)2
1
Mn2O3 1
1
H2O
2 OH2
2 e2
Zn(OH)2 1
Mn2O3
Pesquisa
Pesquisando esses sites, o aluno poderá exercer o seu papel de cidadão e, talvez, atuar como agente
multiplicador, informando familiares, vizinhos e amigos sobre a localização mais próxima dos pontos de
coleta de pilhas e baterias.
Exercícios básicos
72. a) Correto. Na recarga, forma-se H2SO4, que aumenta a densidade da solução.
b) Correto. O PbO2 reduz-se para Pb21.
c) Correto. Quando a bateria está descarregando, o H2SO4 é consumido, a solução fica menos ácida
e o pH aumenta.
d) Incorreto. Na descarga, os elétrons migram do Pb para o PbO2.
Alternativa d
73. Zn 1
0
2 MnO2 1
14 22
2 NH14
23 11
Zn21 1
12
Oxidação (anodo)
2 MnO(OH)
13
22 11
1
2 NH3
23 11
22
Redução (catodo)
Alternativa d
74. (0) Correto. O zinco sofre oxidação, funcionando como anodo.
(1) Errado. HgO é reagente e, portanto, sua quantidade diminui.
(2) Correto. O Nox. do zinco varia de zero para 12.
(3) Errado. O Zn é o redutor e o HgO é o oxidante.
145
75. Cd 1
0
NiO2 1
14 22
Cd(OH)2
2 H2O
1 Ni(OH)2 DE0 5 1,40 V
12 22 11
11 22
12 22 11
Oxidação (anodo; polo 2)
Redução (catodo; polo 1)
(01) Correta, conforme verificado acima.
(02) Errada. O cádmio representa o anodo.
(04) Errada.
(08) Errada.
(16) Correta, pois DE0 . 0.
(32) Errada. O NiO2 atua como oxidante e o Cd como redutor.
(64) Correta.
2 Li1
76. Polo  /anodo/oxidação: 2 Li
2 e2
2 I2
I2
2 Li1
77. No anodo: oxidação {H2 1 2 OH2
1
No catodo: redução __
​   ​O2 1 H2O
2
2 H2O
Polo  /catodo/redução: I2 1
2 Li
1
2E0 5 13,05 V
2 e2
1
E0 5 10,54 V
2 I2
DE0 5 13,59 V
1 2 e2
E0 5 10,83 V
1
Elétrons
Alternativa e
123
equação global:
H2
1 2 e2
1
1 ​ __ ​O2
2
2 OH2
H2O
E0 5 10,40 V
DE0 5 11,23 V
Uma bateria com 10 pilhas em série terá: 10 ? 1,23 V ddp 5 12,3 V.
A concentração [OH2] mantém-se constante, pois o que é gasto na reação anódica é refeito na
reação catódica (veja que o OH2 não aparece na reação global).
Exercícios complementares
78. a) A semirreação que ocorre no catodo é a semirreação de redução:
2 Ag (s) 1 2 OH2 (aq)
Ag2O (s) 1 H2O (L) 1 2 e2
b) Zn (s) 1 Ag2O (s) 1 H2O (L)
Zn(OH)2 (s) 1 2 Ag (s)
c) Do eletrodo de zinco (oxidação) para o de prata.
79. a) Falsa. Nos hidretos, o hidrogênio possui estado de oxidação 21.
b) Verdadeira. O níquel passa do estado 13 para o estado 12 e, portanto, sofre uma redução. A
redução ocorre no catodo.
c) Verdadeira. O estado de oxidação do oxigênio nos hidróxidos é 22, e do hidrogênio é 11. Como
existem dois grupos OH, a carga total associada a eles é 22, o que indica que o níquel encontra-se no estado 12.
d) Falsa. Como a variação no estado de oxidação do níquel é de 21, somente um elétron é transferido por mol de Ni(OH)2 produzido.
e) Verdadeira. O hidreto está sendo oxidado, provocando a redução do níquel.
80. a) Cd 1 2 OH2
Cd(OH)2 (s) 1 2 e2
b) ddp 5 10,49 V 2 (20,81 V) 5 1,30 V
146
10 ? 1,30 V ddp 5 13,0 V π número de pilhas necessárias 5 10
81. Quando o item III pede a quantidade de água produzida, devemos lembrar que a reação numa
pilha é uma reação química como outra qualquer, obedecendo às regras gerais do cálculo
estequiométrico:
1
H O
H2 1 ​ __ ​O2 2
2
123
123
2g
_________________
18 g
x 5 810 kg em 1 dia; em 7 dias:
90 kg
_________________
x kg
x 5 5.670 kg ou 5.670 L de água, uma vez
que a densidade foi dada (1 g/mL 5 1 kg/L)
O item II é verdadeiro. Como a variação no estado de oxidação de cada hidrogênio é 11, 2e2 foram
transferidos ao oxigênio, cujo Nox. ao final da reação é 22.
Alternativa a
11. Corrosão
Questões
a) O alumínio sofre uma oxidação superficial, formando uma película muito fina de óxido de alumínio. Essa película passa a proteger o metal. No caso do ferro, o óxido que se forma em sua
superfície é poroso, permitindo que a ferrugem atinja partes mais internas.
b) O prego mergulhado em água destilada apresentará pouca (ou nenhuma) ferrugem, enquanto o
outro estará mais oxidado. A água destilada não apresenta sais dissolvidos.
c) Porque o zinco atua como metal de sacrifício, ou seja, como o zinco possui menor potencial de
redução, ele se oxida no lugar do ferro, preservando-o.
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade.
Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte feito
de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13 deste
Suplemento para o professor.
A corrosão dos pregos comuns
Resposta da pergunta
Os pregos irão oxidar-se tão mais rapidamente quanto maior for o contato deles com o O2 e com
o H2O, sendo assim:
• entre os três primeiros, o 3o prego deverá oxidar-se mais rapidamente do que o 1o, e este, mais
rapidamente do que o 2o;
• entre os três últimos, o 6o prego (que está na presença do eletrólito, NaCL) deverá oxidar-se
mais rapidamente do que o 4o, e este, mais rapidamente do que o 5o.
Exercícios básicos
82. Sabendo que o oxigênio é o principal agente oxidante do ferro, concluímos que a única reação na
qual o oxigênio se reduz é 4 H1 1 4 e2 1 O2
2 H2O.
Alternativa d
83. A graxa proporciona uma impermeabilização, diminuindo o contato do ferro com o ar úmido, tornando
o processo de corrosão mais lento.
Alternativa b
84. Para que um metal sirva como eletrodo de sacrifício do ferro, este deve possuir um potencial de
redução menor que o ferro. Nesse caso, apenas o magnésio serve como eletrodo de sacrifício do
ferro:
Mg
1 Fe21
Mg21 1
Fe
Alternativa a
147
85. a) O ferro sofre redução (maior E0) e o estanho sofre oxidação (menor E0), conforme a equação:
3 Sn
1 2 Fe31
3 Sn21 1
2 Fe
b) Certo, verifica-se que o estanho é oxidado a Sn21, contaminando a conserva na situação.
86. Considerando que o prego foi corroído preferencialmente, concluímos que a fita deve ser de um
metal menos reativo (ou mais nobre ou de E0 maior) que o ferro; no caso, cobre ou chumbo.
Alternativa a
Exercícios complementares
87. A reação global é dada por:
2 Fe (s) 1
0
O2 (g)
1
4 H1 (aq)
2 Fe21 (aq)
0
12
1 2 H2O (L) DE0 5 11,67 V
22
Oxidação (anodo; polo 2)
Redução (catodo; polo 1)
(01) Errada. O ferro atua como anodo.
(02) Correta.
(04) Correta.
(08) Errada. A ddp é igual a 11,67 V.
(16) Errada. O O2 atua como oxidante e o Fe como redutor.
(32) Correta.
São corretas as proposições (02), (04) e (32).
88. a) Errada. Para evitar a corrosão do ferro, é necessário adicionar um eletrodo de sacrifício com E0
menor que o ferro (nesse caso, o magnésio ou o zinco).
b) Correta. O zinco sofre oxidação, sendo o anodo.
c) Correta. No processo espontâneo, magnésio é o anodo e o zinco é o catodo. Caso contrário, a
reação não será espontânea.
d) Correta. O ferro (maior E0) tem maior dificuldade de se oxidar que o magnésio.
e) Correta. DE0 5 20,14 V 2 (22,37 V) 5 12,23 V
Alternativa a
89. a) Falso, conforme mostra a reação global:
2 Fe31 1
6 H2O
2 Fe (s) 1 3 H2 (g) 1
6 OH2 (aq)
b) Verdadeiro, pois o potencial de redução do oxigênio é maior que o do ferro, acelerando o processo
de corrosão do ferro.
c) Verdadeiro.
d) Verdadeiro. O zinco possui E0 menor que o ferro, oxidando mais facilmente que este último.
e) Falso. O zinco é um melhor oxidante que o magnésio.
90. a) Verdadeira. No tubo 1, o zinco teve uma variação de Nox. de 0 para 12 e, no tubo 2, o magnésio
teve uma variação de Nox. de 0 para 12, também.
b) Verdadeira. Nos tubos 3 e 4 o ferro formou ferrugem, ou seja, sofreu oxidação.
c) Falsa. Se fossem mais reativos que o ferro, o prego permaneceria inalterado como nos tubos 1
e 2.
d) Verdadeira, conforme explicação acima.
Alternativa c
148
Questões sobre a leitura
O carro elétrico
91. A elevada massa das baterias, a pequena potência dos veículos e a necessidade de recargas frequentes e demoradas.
92. 2 H2
1
O2
2 H2O
93. No estado gasoso, exige pressão muito elevada; no estado líquido, além da pressão elevada, existe
a necessidade de temperatura baixíssima.
94. Se a energia usada para carregar as baterias dos veículos elétricos vier de fontes renováveis e
pouco poluentes, haverá uma diminuição na poluição, principalmente nas cidades com tráfego intenso e diminuição no uso dos combustíveis fósseis, que é um fator importante na intensificação
do efeito estufa e a poluição atmosférica.
95. a) Porque a reação global produz apenas água e energia.
b) O hidrogênio.
c) A proporção H : O, em massa, deve ser 1 : 8.
Acompanhamento e avaliação
Elabore um projeto em que o objetivo principal seja a sensibilização e a conscientização da comunidade no que diz respeito ao descarte de pilhas e baterias usadas.
Para isso, peça que os alunos pesquisem a fim de responder algumas perguntas sobre coleta de
pilhas e baterias:
•P
or que as baterias e as pilhas usadas são consideradas um risco para o meio ambiente e para
as pessoas?
•Q
ual o destino das pilhas e das baterias usadas em sua cidade?
•E
xiste alguma lei ou projeto de lei, em sua cidade, que previna os riscos do descarte inadequado
de pilhas e baterias ao meio ambiente e às pessoas?
• Se existe uma lei, como fazer valer essa lei?
• Existe reciclagem de baterias usadas em sua cidade? Se não existir, tente saber o porquê.
Peça a eles que façam cartazes informativos e educativos sobre o tema para sensibilizar a comunidade onde vivem e, se possível, que tentem sensibilizar a prefeitura da cidade.
Tente encontrar, junto à sua comunidade, saídas para o descarte de pilhas e baterias que não prejudiquem o meio ambiente.
O site a seguir traz os endereços de alguns postos de coleta de pilhas e baterias em todo o Brasil.
Capítulo
• http://www.mma.gov.br/port/sqa/prorisc/pilhasba/coleta/corpo.html
Acesso em: mar. 2010.
10
Eletroquímica – Eletrólise
Infográfico
O infográfico na abertura do capítulo mostra como 1.000 kg de alumínio podem ser obtidos
primariamente e por meio da reciclagem. É interessante observar a quantidade total de água, de
combustível e de eletricidade utilizadas nas etapas de produção e compará-la com as quantidades
gastas no processo de reciclagem.
O professor pode enfatizar aos alunos as diferenças de quantidades emitidas de CO2, gases e
poeiras, líquidos e sólidos entre a produção de alumínio primário e a reciclagem. As questões ambiental e do consumo consciente podem nortear essa discussão.
149
refletindo
O objetivo deste capítulo é o estudo da eletrólise e dos cálculos estequiométricos da eletroquímica. As duas questões visam trabalhar as relações e proporções dessas transformações químicas
e chegar a um significado real para os alunos: a quantas horas de banho quente corresponde a
economia de energia elétrica obtida ao se reciclar 1 kg de alumínio?
Respostas:
1. Somando-se, a partir do minério, o consumo de energia elétrica nas etapas apresentadas, obtemos 15.635 kWh por tonelada, portanto, 15,63 kWh por quilograma. Na última etapa temos a
reciclagem com 780 kWh por tonelada, portanto, 0,78 kWh por quilograma.
2. A economia é a diferença das quantidades de energia gastas:
15,63 kWh 2 0,78 kWh 5 14,85 kWh
Dividindo esse valor pelo consumo do chuveiro (4 kWh), obtemos o equivalente a 3,71 h ou
aproximadamente 3 horas e 40 minutos de banho quente. Esse valor equivale ainda a cerca de
22 banhos de 10 minutos, essa é a quantidade de banhos equivalente à economia gerada na
reciclagem de 1 kg de alumínio.
1.Introdução
Neste capítulo, os dois itens mais difíceis para os alunos são:
• Prioridade de descarga dos íons
• A estequiometria das pilhas e da eletrólise
Sendo assim, deve-se dar uma atenção especial aos exercícios desses dois itens.
2. Eletrólise ígnea
3. Eletrólise em solução aquosa com eletrodos inertes
4. Prioridade de descarga dos íons
Questões
a) NaCL
Na1
H2O
H1 1
2 H
1
(semirreação do catodo)
H
2 e2 (semirreação do anodo)
CL2 1
1 2 H2O
b) H2 (g) 1
HCL (g)
(autoionização da água)
G
2
2e
1
CL2 (dissociação do eletrólito)
OH2
2
2 CL2
2 NaCL
1
2 NaOH
CL2 (g)
1
H2 1
CL2
(reação global)
2 HCL (g)
H20
1
H (aq)
1
c) CL2 (g) 1 2 NaOH (aq)
CL2 (aq)
NaCLO (aq) 1
NaCL (aq)
1
H2O (L)
d) A primeira não é espontânea. A segunda e terceira são espontâneas, conforme a facilidade de
descarga dos íons.
Pesquisa
Pesquisando este site, o aluno poderá responder que em uma piscina salinizada, o sal é misturado
com água, gerando uma salmoura que em uma máquina sofre o processo de eletrólise. As reações que
ocorrem são:
2 NaCL 1
2 H2O
Sal
Água
CL2 1
Energia Cloro
elétrica
2 NaOH
1
Soda
cáustica
H2
Hidrogênio
O cloro e a soda cáustica (hidróxido de sódio) reagem dentro da máquina, gerando o hipoclorito de
sódio.
CL2
1
2 NaOH
Cloro
Soda
150
NaCLO
Hipoclorito
de sódio
1 NaCL
Cloreto
de sódio
1
H2O
Água
O hipoclorito de sódio ajuda na esterilização da água da piscina.
O aluno deverá concluir, também, que o tratamento da água de piscina requer muita responsabilidade,
pois impacta na saúde das pessoas. Por esse motivo, essa operação deve ser realizada por pessoas
devidamente treinadas e que tenham informações cientificamente corretas.
Atividade prática
Professor, não se esqueça de descartar/destinar corretamente o material utilizado nesta atividade. Comente com os alunos a importância dessa atitude e as possíveis consequências do descarte
feito de maneira incorreta. Sobre esse assunto, se necessário, releia o texto das páginas 12 e 13
desse Suplemento para o professor.
Eletrólise em solução aquosa
Respostas das perguntas
a) No catodo (polo  ): 2 H1 1
No anodo (polo  ): 2 I2
b) Reação global: 2 H1
HG2
2 e2
I2
2 I2
1
2 e2
1
H2
I2 ou: 2 HI
1
H2
1
I2
2
c) No catodo, a liberação de H2 deixa excesso de OH em solução, que irá tornar avermelhada a
fenolftaleína, ao redor do catodo.
No anodo, o I2 liberado reagirá com o amido, tornando-o azul-escuro.
Exercícios básicos
1. A alternativa (d) é a incorreta, pois o potássio em contato com a água reage violentamente​
1
K 1 H2O V KOH 1 __
​   ​H2 ​
2
@
#
Alternativa d
2. É observando a figura que concluímos que E1 está ligado ao polo positivo da bateria — veja que é para
E1 que estão se deslocando os íons negativos. A sacarose é um composto molecular e, portanto,
se for dissolvido em água a lâmpada não acenderá.
Alternativa b
3. Dissociações iniciais 2 Na1 1 2 CL2
2 NaCL
2 H1
2 H2O
Polo  (redução catódica):
2 H1
2 e2
1
2
Polo  (oxidação anódica):
2 CL
Reação global:
2 NaCL 1
2 OH2
1
H2 (g)
CL2 (g) 1
2 H2O
2 e2
2 NaOH
1
H2 (g) 1
CL2 (g)
I. Correto. No eletrodo 1 (polo ) houve liberação de gás cloro.
II. Correto. Houve formação de NaOH que, em contato com fenolftaleína, adquire uma coloração
rosada.
III. Errado. No eletrodo 1 ocorreu uma reação de oxidação do cloro.
Alternativa d
4. Dissociação inicial:
Polo  (redução catódica): Cu21
Polo  (oxidação anódica): 2 CL
Reação global:
Cu21 1
CuCL2
2
CuCL2
1
2 e2
2 CL2
Cu
CL2 1
2 e2
Cu
CL2 (g)
1
Alternativa e
5. Exercício resolvido.
6. O esquema I trata-se de uma pilha (reação espontânea de oxirredução) em que a energia química é
convertida em energia elétrica. Já o esquema II trata-se de uma eletrólise (reação não espontânea
de oxirredução) em que a energia elétrica é convertida em energia química.
Alternativa d
151
7. Note que nessa questão o aluno pode se atrapalhar, pois no enunciado são mencionadas baterias
alcalinas de Ni-Cd, dizendo-se ainda que:
• o polo  é de cádmio (portanto o anodo da pilha);
• o polo  é de Ni2O3 (portanto o catodo da pilha).
No entanto as alternativas dizem respeito à recarga da bateria. Temos, pois, um processo de
eletrólise, em que ocorrem reações inversas àquelas que foram dadas, ou seja, no sentido dos
reagentes. Nesse novo sentido há redução do Cd e oxidação do Ni.
Alternativa b
Exercícios complementares
8. No polo negativo é produzida a prata. No polo positivo ocorre a reação:
4 OH2
2 H2O
1 OG2 1
4 e2
Na reação acima, há liberação do oxigênio. A descarga do OH2 libera o H1 da água, tornando ácida
a solução.
Alternativa d
9. a) Porque o açúcar não se ioniza, diferentemente do ácido sulfúrico e do sulfato de cobre.
b) Ionização da água:
Polo  (redução catódica):
2 H2O
2 H1
2 H1 1 2 e2
2
Polo  (oxidação anódica): 2 OH
1
2 OH2
H2
H2O
1
1 ​ __ ​O2 1
2
2 e2
1
H2 (g) 1 ​ __ ​O2 (g)
2
No eletrodo positivo liberou-se O2 (g) e no eletrodo negativo liberou-se H2.
Reação global:
c) Ionizações iniciais
H2O
CuSO4
Cu21 1 SO22
4
2 H2O
2 H1 1 2 OH2
21
Polo  (redução catódica): Cu 1 2 e2
2
Polo  (oxidação anódica): 2 OH
Reação global:
CuSO4 1 H2O
Cu
1
​   ​O2 1 2 e2
H2O 1 __
2
1
​   ​O2 (g)
H2SO4 1 Cu 1 __
2
O gás liberado é o O2 e a deposição de cobre ocorre no catodo.
10. No início, forma-se o gás CL2 (esverdeado) segundo a reação: 2 CL2
2
termina o NaCL, o anodo libera O2 (incolor), segundo a reação: 2 OH
CL2 1 2 e2. Quando
1
​   ​O2 1 2 e2
H2O 1 __
2
11. a) A mensagem do anúncio não é correta, pois haverá formação de produtos químicos.
b) I. 2 NaCL 1 2 H2O
2 NaOH 1 H2 (g) 1 CL2 (g) (reação que forma o cloro, útil no tratamento da água de piscina)
II. 2 NaOH 1 CL2
NaCL 1 NaCLO 1 H2O (reação que forma o NaCLO, que é forte bactericida)
5. Eletrólise em solução aquosa com eletrodos ativos (ou reativos)
6. Comparando o funcionamento das pilhas com a eletrólise
Questões
a) Sendo colocado no anodo, um metal (M) reativo pode sofrer uma semirreação do tipo:
M
M1 1 e2.
b) Estão acima do hidrogênio.
c) É a deposição de um metal sobre uma superfície, feita por meio de eletrólise.
d) Colocando um metal impuro no polo positivo (anodo) e uma barra inicial do mesmo metal puro no
polo negativo (catodo) e efetuando uma eletrólise, com uma solução apropriada.
e) O funcionamento da pilha é espontâneo e o da eletrólise não é.
152
Exercícios básicos
12. Para cromar um chaveiro de ferro, coloca-se um pedaço de crômio metálico como anodo. O crômio
metálico irá se oxidar a Cr31 que irá para a solução. Posteriormente, no catodo, onde colocou-se o
chaveiro de ferro, o Cr31 presente na solução irá se reduzir a crômio metálico, revestindo o chaveiro
de ferro.
Alternativa d
13. • No polo  (onde está a chapa de Ni) ocorre:
Ni0
Ni21
1
2 e2 (item III correto)
Essa equação representa a oxidação do Ni (item II correto), ou seja, a corrosão do próprio eletrodo
(item IV correto).
• No polo  (onde está a chave) ocorre:
Ni21 1
2 e2
Ni0 (item I correto)
Nesse caso, a chave é recoberta por níquel, e não corroída (item V errado)
Alternativa b
14. As moedas de cobre antigas podem ser recuperadas através de um novo revestimento de cobre metálico, nesse caso proveniente da redução do Cu21 a Cu0: Cu21 (aq) 1 2 e2
Cu (s)
Alternativa a
15. a) No eletrodo A, que é negativo e provoca a reação: Cu21
1
2 e2
Cu
21
b) A cor azul permanece inalterada, pois, para cada Cu liberado no anodo, haverá exatamente um
Cu21 capturado no catodo.
16. (02)é correto, pois cada pilha tem um potencial de 1,69 1 0,36 5 2,05 V e como são seis pilhas
associadas em série, temos: 6 ? 2,05 V ddp 5 12,30 V;
(04) é correto, pois corresponde à reação que ocorre no anodo;
(16) é correto, pois a reação global de descarga é:
Pb
1
2 H2SO4
PbO2 1
2 PbSO4 1
2 H2O
mostrando que há dois fatores de diluição da solução (o H2SO4 diminui e o H2O aumenta), o que
diminui a densidade da solução.
Assim, a resposta é 22, pois estão corretas as proposições (02), (04) e (16).
7. Aplicações da eletrólise
8. A estequiometria das pilhas e da eletrólise
Questões
a) Não, pois a corrosão é um processo natural e que oxida os metais, ou seja, são processos opostos.
b) SnO2
2 CO
3
c) ZnS 1 ​ __ ​O2
2
ZnO 1 CO
D
1
D
D
Sn
1
2 CO2
ZnO
1
SO2
Zn
1
CO2
Pesquisa
Essa atividade tem por objetivo propiciar aos alunos o conhecimento dos processos industriais
normalmente utilizados ao longo da fabricação dos produtos finais que são encontrados em lojas e
casas comerciais.
Exercícios básicos
17. Como a bauxita contém apenas 50% em massa de óxido de alumínio, as indústrias procuram se
estabelecer perto das jazidas de bauxita para não transportar a parte do minério que não resulta
em alumínio.
Alternativa e
18. A produção de alumínio gasta cerca de 20 kWh de energia elétrica por quilograma do metal. Assim,
para fabricar 10 kg de objetos de alumínio foram gastos 200 kWh de energia elétrica. Sendo o con-
153
sumo de energia elétrica mensal igual a 100 kWh, 200 kWh poderiam abastecer essa residência
por um período de 2 meses.
Alternativa b
19. Exercício resolvido.
20. AuCL
3 ? 2 H2O 15555255553
______________
342,5 g
200,0 g de Au
______________
68,50 g
123
Au
123
x g de Au
x 5 40,00 g de Au
Alternativa b
2 H2O 123
2 H2 1 O2
123
2 ? 22,4 L de H2 (CNTP) __________ 32 g
__________
x L de H2
8g
123
21. Neste caso, ocorre decomposição eletrolítica apenas da água, segundo:
x 5 11,2 L de H2 (CNTP)
Alternativa c
22. Exercício resolvido.
23. A quantidade de eletricidade que fluiu pela célula foi:
Q 5 i ? Dt
V Q 5 20 A ? 7.200 s V Q 5 144.000 C
Pela equação de redução do níquel, temos:
1 123
2 e2 Ni0
123
2 ? 96.500 C _______________ 59 g
144.000 C _______________
xg
123
Ni21
x 5 44,02 g de Ni
Alternativa b
123
24. Ni21 1 123
2 e2 Ni0
123
2 ? 96.500 C _________________ 59 g
_________________ 0,59 g
Q
Q 5 i ? Dt
V
Dt 5 100 s
1 123
2 e2
Cu
123
_________________
2 ? 96.500 C
63,5 g
_________________
xC
6,35 g
123
25. Cu21
V 1.930 5 19,3 Dt
Q 5 1.930 C
x 5 1,93 ? 104 C
Alternativa e
26.
Ni21
123
2 e2
123
1
Ni
123
58,7 g ______________ 2 ? 6 ? 10 elétrons
0,00587 g ______________
x elétrons
23
x 5 1,2 ? 1020 elétrons
Alternativa e
27. 123
Me x1
Me0
xe2
123
1
123
119 g _________________ (96.500 ? x) C
2,975 g _________________
9.650 C
x 5 4
28. Exercício resolvido.
2 H2O 1
O2
123
1
(dado do problema) 25 L _________________
12,5 L _________________
Alternativa e
154
4e2
123
4 faradays
x faradays
123
29. 4 OH2 x 5 2,0 faradays
30. 2 H1 1
2 e2
1552553
H2
123
123
2 ? 96.500 F _________________ 22,4 L
_________________ 22,4 L
Q
Q 5 i ? Dt V 2 ? 96.500 5 50 ? Dt V
Q 5 2 ? 96.500 F
Dt 5 3.860 s
Convertendo, temos: 64 min e 20 s
Alternativa a
31. Exercício resolvido.
32. Q 5 i ? Dt V
Q 5 10 ? 19.320 V
Q 5 193.200 C
Usando qualquer uma das duas semirreações dadas, temos:
xg
123
Cu21 (aq) 1 2
e2
Cu0 (s) 15253
123
63,5 g ________________________ 2 ? 96.500 C
________________________
193.200 C
x 5 63,6 g de cobre puro
Como a massa de barra impura é de 100 g, temos: 100 g 2 63,6 g 5 36,4 g de impurezas
33. Exercício resolvido.
34. Em 1 dia, temos 24 horas. Em 1 hora, temos 3.600 segundos; logo, em 24 horas, temos 86.400
segundos.
Q 5 i ? Dt V
31
AL
123
Q 5 19.300 ? 86.400 V Q . 1,668 ? 109 C
AL0
3e2 123
1
123
27 g _________________ 3 ? 96.500 C
x g _________________ 1,668 ? 109 C
V
x 5 1,555 ? 105 g
123
Se a eficiência fosse de 100% ______________ 155,5 kg de AL
Sendo de 90% ______________ y kg de AL
Alternativa e
x 5 155,5 kg de AL
y 5 139,95 V
y . 140 kg de AL
Essa questão mostra, de forma numérica, como é grande o consumo de eletricidade na produção
de alumínio; por isso é muito importante sua reciclagem.
35. Exercício resolvido.
36. Nessa eletrólise, temos: Q 5 i ? Dt
2 CL2
2 NaCL
15253
V Q 5 6 ? 9.650 C
CL2 1 123
2 e2
123
2 mol _______________________________ 2 ? 96.500 C
n mol _______________________________ 6 ? 9.650 C
n
Portanto, a molaridade será: M 5 __
​   ​V
V
0,6
M 5 ____
​   ​ V
0,2
n 5 0,6 mol de NaCL
M 5 3 mol/L
37. • Cálculo da quantidade de Zn21 na solução inicial (isto é, antes da eletrólise):
m
2,841 g de Zn(NO3)2, contêm: n 5 ___
​   ​ #
M
2,841
n 5 ______
​ 
 ​ V
189,4
n 5 0,015 mol de Zn(NO3)2
Considerando que 1 mol de Zn(NO3)2 correspondente a 1 mol de Zn21, podemos dizer que, na solução
inicial, havia 0,015 mol de Zn21.
• Cálculo de Zn21 consumido, na eletrólise, pela equação:
Zn21
123
1
Zn0
2 e2
123
123
1 mol _________________ 2 ? 96.500 C
n mol _________________
965 C
n 5 0,005 mol de Zn21
Sobra de Zn21, após a eletrólise: 0,015 mol 2 0,005 mol 5 0,010 mol de Zn21.
Considerando que essa quantidade está presente em 100 mL (ou 0,1 L) de solução, temos:
n 0,010
M 5 __
​   ​5 ______
​ 
 ​ V
M 5 0,1 mol/L
V
0,1
38. Exercício resolvido.
155
39. Na 1a cuba, temos:
Ag1
123
Ag0
e2
123
1
1 mol (ou 108 g) _________________ 96.500 C
Consequentemente, na 2a cuba, vão passar também 96.500 C, que irão provocar a reação:
2 KI 1
2 H2O 2 KOH
H2 1
1
I2 ; sendo assim, teremos:
• no polo negativo (catodo) será liberado o H2 de acordo com:
2 H1
HG2
123
1 123
2 e2
123
2 ? 96.500 C ________________ 22,4 L de H2 (CNTP)
96.500 C ________________
V0 L de H2
V0 5 11,2 L de H2 (CNTP)
• no polo positivo (anodo) será liberado o I2, de acordo com:
2 I1
I2
123
2 e2
123
1
123
2 ? 127 g _______________ 2 ? 96.500 C
x g _______________ 96.500 C
x 5 127 g de I2
Alternativa c
40. O número de elétrons que passa pelas duas cubas é o mesmo. Portanto:
1a cuba: 2 Cu1 (cuproso)
a
21
2 cuba: Cu
(cúprico)
1
2 e2
1
2
2 Cu0
0
Cu
2e
1a cuba produz 2 Cu0, enquanto a
2a cuba só produz 1 Cu
Iguais
Portanto, a massa de cobre obtida na primeira cuba será o dobro da massa de cobre obtida na
segunda cuba.
41. Na solução de AgNO3, temos:
1 123
e2 123
Ag0
96.500 C _______________ 108 g
123
Ag1
_______________ 1,08 g
Q
Q 5 965 C
Na solução de X X1 irá passar a mesma quantidade de eletricidade, ou seja, 965 coulombs.
Portanto:
X0
123
X X1 1 123
xe2
123
x ? 96.500 C _______________ 197 g
_______________ 0,657 g
965 C
x . 3
Alternativa d
42. Exercício resolvido.
43. Cálculo da quantidade de eletricidade:
0,207 g ____________________________________
Q
123
PbSO4 1 H1 1 123
2e2
Pb 1 HSO42
123
207 g ____________________________________ 2 ? 96.500 C
Q 5 193 C
Cálculo da intensidade de corrente elétrica fornecida pela bateria:
Q 5 i ? Dt #
193 5 i ? 1
V
2 e2
2 MnO(OH) 1 2 NH3
i 5 193 A
Alternativa b
44. 2 MnO2 1
2 NH14 1
123
2 ? 87 g ____________ 2 ? 96.500 C
4,35 g ____________
Q
Q 5 i ? Dt
V
Q 5 4.825 C
4.825 5 2 ? 1023 ? Dt
V
Dt 5 2.412.500 s
45. O cádmio consumido corresponde à seguinte semirreação:
Cd21 1 123
2 e2
1 mol ___________________ 2 mol
Alternativa b
Cd
123
156
Æ
Dt 5 670 horas
46.
65,4 g
�����
Zn
� : Zn2� � 2 e�
polo ○
No frasco A
1
O
2 2
2 H� �
� : H2O
polo ○
� 2 e�
II correta
�����
No frasco B
� 2 OH� (
H2
� : 2 H2O � 2 e�
polo ○
I2 � 2 e (
�:2I
polo ○
�
�
básico H2 (pH � 7)
IV correta
I errada
não forma H2
254 g
�������������������
Exercícios complementares
III errada
Alternativa b
47. Polo  (redução catódica): Mg21 1 2 e2
Polo  (oxidação anódica): 2 CL
Mg
2
CL2 1 2 e2
• Para o Mg:
123
24,3 g de Mg _________________ 2 ? 96.500 C
_________________
xg
50.000 C
x 5 6,29 g de Mg
• Para o CL2:
123
_________________ 2 ? 96.500 C
_________________
50.000 C
71 g de CL2
yg
y 5 18,4 g de CL2
Alternativa c
48. a) Falsa. A reação observada no processo de prateamento não é espontânea, ou seja, DE , 0, onde
a prata sofre redução.
b) Falsa. A ddp é de: 0,80 V 2 0,34 V 5 0,46 V.
c) Verdadeira.
d) Verdadeira, de acordo com a equação: Cu21 1 Zn
Cu
1
Zn21
e) Verdadeira.
49. Dt 5 30 dias 5 30 ? 24 ? 3.600 segundos
Q 5 i ? Dt
V Q 5 965 ? 30 ? 24 ? 3.600
123
AL0
AL31 1 123
3 e2 123
_________________
3 ? 96.500 C
27 g
2,5 ? 109 C _________________ x g
V
Q . 2,5 ? 109 C
x 5 2,33 ? 105 g
V
x 5 0,233 tonelada de AL
Essa é a produção por cuba. Como são 150 cubas, temos:
0,233 ? 150 5 34,95
. 35 toneladas de AL
Alternativa a
50. H2O
1
​ __ ​O2
2
1
2 H1 1
2 e2
0
22
Oxidação/Anodo; polo 
Como a oxidação ocorre na semirreação de formação do O2, conclui-se que o fluxo de elétrons, pelo
circuito externo, ocorre na direção do grafite.
Alternativa b
51. 10 pilhas depositam 0,025 mol de Cu0; portanto, 1 pilha deposita 0,0025 mol de Cu0.
123
Cu21 1 123
2 e2 123
Cu0
2 mol _________________
1 mol
x mol _________________ 0,0025 mol
Alternativa c
x 5 0,0050 ou 5 ? 1023 mol
157
Cu21
52. a) CuSO4
SO22
4
1
0,10 mol
0,10 mol
MSO422 5 0,1 mol/L
b) Em 1 L de solução há 0,10 mol de Cu21, ou seja, 6,35 g/L de Cu2
123
1
2 e2
Cu21
63,5 g ___________________ 2 ? 96.500 C
6,35 g ___________________
Q
Q 5 i ? Dt V
53. Q 5 i ? Dt
Me
15253
19.300 5 5  Dt V Dt 5 3.860 s
Me0
3 e2
123
1
123
_________________
3 ? 96.500 C
_________________
1,400 g
(1,072 ? 30 ? 60) C
MMe
Cu21
Q 5 19.300 C
V Q 5 (1,072 ? 30 ? 60) C
31
54.
Cu
MMe 5 210 u
Cu0
123
1 123
2 e2
123
2 mol 5 2 ? 6,023 ? 1023 elétrons ________________ 63,5 g
2,4 ? 1020 elétrons ________________ x g
x 5 12,7 ? 1023 g V
x 5 12,7 mg
Alternativa b
55.
Catodo:
AL31
Anodo ( n):
nX2
AL0
ne2
1
ne2
1
nX0
AL0
1
nX0
123
123
27 g ___________ n mol
5,4 g ___________ 0,6 mol
123
Reação global: ALXn
n 5 3 mol
Alternativa b
Questões sobre a leitura
A história do alumínio
56. A produção do alumínio reciclado consome apenas 5% da energia que seria necessária para produzi-lo
a partir do seu minério. Além disso, preservam-se as jazidas de bauxita.
57. Sua resistência à corrosão, boa condutividade térmica e elétrica e baixa densidade, que torna os
objetos feitos de alumínio mais leves que aqueles feitos de ferro, por exemplo.
58. Panelas, bules, janelas, portas, portões, latas, papel laminado etc.
1 mol de AL ____________ 27 g
n ____________ 135 g
123
59. Cálculo da quantidade de AL obtida em quantidade de matéria:
n 5 5 mol de AL
Cálculo da quantidade de eletricidade necessária para depositar os 5 mols de AL:
3 e2
AL0
3 ? 96.500 C _____ 1 mol
_____ 5 mol
Q
123
AL31 1
Q 5 1.447.500 C
Cálculo da corrente elétrica que atravessou o circuito por 30 h (108.000 s)
Q 5 i ? Dt V 1.447.500 5 i ? 108.000 V
i 5 13,4 A
Alternativa d
60. A eletrólise ígnea é realizada em uma solução de AL2O3 disperso em Na3ALF6 (II correta). Na eletrólise
ígnea do AL2O3, obtemos alumínio no catodo (III correta) e oxigênio no anodo (IV correta).
Alternativa e
158
Capítulo
11
Reações nucleares
Infográfico
O infográfico da abertura do capítulo mostra diversos equipamentos que emitem energia na
forma de ondas eletromagnéticas e/ou emissões de partículas nucleares.
É importante que o professor resgate o conceito de estrutura atômica, para que o aluno perceba
as diferenças entre os fenômenos que ocorrem dentro e fora do núcleo atômico.
Enfatize ainda as aplicações da radioatividade na Medicina e na produção de energia elétrica,
por exemplo.
refletindo
O objetivo dessa questão é apresentar as diferenças entre os fenômenos internos ao núcleo
(radiação e partículas nucleares) e as radiações de origem externa ao núcleo. Durante o debate com
os alunos, nas tentativas de localizar as situações que envolvam os fenômenos nucleares, questione
suas hipóteses para exercitar essa diferenciação. Para os alunos, é mais fácil localizar as reações
nucleares relacionadas ao mundo macroscópico representado na figura, como: na usina nuclear,
no submarino nuclear, no cartaz da bomba atômica, na radioterapia no hospital; e as radiações
solares, menos evidentes para os alunos.
É importante reforçar que algumas radiações solares, como a luz visível e os raios ultravioleta
e infravermelhos, também podem ser produzidas sem reações nucleares (fenômenos externos ao
núcleo), como nas diversas lâmpadas, que emitem essas radiações por meio dos “saltos” dos elétrons
entre as camadas da eletrosfera.
As demais radiações apresentadas — raios X, ondas de rádio, raio laser ou luz das lâmpadas
elétricas — não têm origem no núcleo do átomo.
Pode-se aprofundar o debate sobre as reações nucleares e suas condições, um bom exemplo
é o Sol, pois em seu interior as condições são apropriadas para essa reação:
• temperatura: de 5.000 K na superfície até 15.000.000 K no núcleo;
• pressão: no núcleo, onde ocorre a reação, cerca de 150.000 kg/m2.
Nessas condições extremas ocorre a fusão de núcleos de hidrogênio, formando átomos de
hélio. Essa fusão libera muita energia, que chega até a Terra na forma de diversas radiações eletromagnéticas e de partículas.
1.Introdução
Precisamos de cada vez mais energia para sustentar nosso desenvolvimento — e o núcleo do átomo
é, sem dúvida, uma fonte poderosa e abundante. No entanto, os riscos inerentes às reações nucleares
são muito grandes, e piores ainda são as perspectivas de seu uso para fins militares ou de terrorismo.
Sendo assim, este capítulo é bastante propício para o professor promover discussões sobre os aspectos econômicos, sociais, políticos e éticos do emprego de energia nuclear — comparando, por exemplo,
as necessidades dos países pobres com tudo o que os países ricos já gastaram (e ainda gastam) com
armamentos nucleares.
2.O início da era nuclear –
A descoberta da radioatividade
3.Os efeitos das emissões radioativas
4.Recordando alguns conceitos sobre a estrutura atômica
5. A natureza das radiações e suas leis
159
Questões
a) É a propriedade que alguns núcleos atômicos instáveis possuem de emitir partículas e radiações
eletromagnéticas, para se transformar em núcleos mais estáveis.
b) O carbono-14 tem 6 prótons e 8 nêutrons.
c) 146C 0
21
b
14
7
N
1
d) O nitrogênio.
Pesquisa
Pesquisando esse site, o aluno poderá responder que um acelerador de partículas é um equipamento que permite acelerar os núcleos atômicos a energias suficientemente elevadas para que partículas
possam colidir com outros núcleos e produzir reações nucleares. Desse modo, pode-se estudar suas
propriedades, com o objetivo de compreender as leis da natureza e contribuir para o avanço do conhecimento científico. Áreas como Medicina, Odontologia, Arqueologia e Metalurgia têm se beneficiado
desse conhecimento.
Exercícios básicos
1. a) Z 5 9;
N 5 20 2 9 5 11
b) Z 5 42;
N 5 99 2 42 5 57
c) Z 5 47;
N 5 115 2 47 5 68
d) Z 5 92;
N 5 238 2 92 5 146
2. São isótopos: 2137 AL e 2163 AL (ambos com 13 prótons); 126C e 146C (ambos com 6 prótons)
São isóbaros: 27
13AL e
29
16
26
13
São isótonos: S,
4
2
3. I. a (alfa); II.
Si (ambos com A 5 27); 147N e
27
14
24
11
14
6
C (ambos com A 5 14).
27
14
AL, Na, Si (todos com 13 nêutrons).
b (beta); III. 00d (gama).
0
21
Alternativa a
4. a) Falso. Cada radiação 42a emitida faz com que um núcleo tenha seu número de massa diminuído
em 4 unidades.
b) Verdadeiro. Ao emitir radiação 210b, um núcleo tem seu número de massa inalterado e seu número
atômico aumentado em uma unidade.
c) Verdadeiro.
d) Verdadeiro.
e) Verdadeiro, conforme explicado no item b.
5. Como os raios d (gama) não possuem massa ou carga, eles são mais penetrantes que as partículas
a (alfa) e b (beta).
Alternativa c
6. Exercício resolvido.
7. Exercício resolvido.
8. Observamos, na Tabela Periódica, que o Fe tem número atômico 26. Podemos então escrever:
59
26
Fe Balanço dos números de massa: 59 5 A 1 0
V
Portanto:
Fe 59
27
Co 1
X
1
0
21
b
A 5 59
Balanço das cargas elétricas nucleares: 26 5 Z 2 1
59
26
A
Z
V Z 5 27
0
21
b
Alternativa e
9. A equação que representa a emissão de uma partícula 42a é: 22871Fr
217
85
At 1 42a
Alternativa e
A216
10.
84
11.
238
92
B212 1 2a4
C212 1 210b
82
83
Alternativa a
X
234
90
Y 1 42a
234
91
Z 1 210b
O átomo Z possui 143 nêutrons (234 2 91).
Alternativa d
160
D212 1 210b
84
E208 1 2a4
82
12. Exercício resolvido.
13.
222
86
x42a
Rn
1 y210b
210
84
Po
1
Balanço das massas:
V
222 5 4x 1 210
x 5 3 partículas a
Balanço das cargas (sendo x 5 3):
86 5 2x 1 (21)y 1 84 V
86 5 2 ? 3 2 y 1 84
V
y 5 4 partículas b
Alternativa d
7 42a1 4 210b 1
14. AZM 209
83
Bi
a) Equação das massas: A 5 7 ? 4 1 0 1 209 V
A 5 237
Equação das cargas elétricas: Z 5 7 ? 2 1 4(21) 1 83 V
b) Pela Tabela Periódica: Z 5 93 V
Z 5 93
Netúnio (Np)
Exercícios complementares
15. a) 178O: Z 5 8; N 5 17 2 8 5 9
b)
68
30
c)
137
55
d)
226
88
Zn: Z 5 30; N 5 68 2 30 5 38
Cs: Z 5 55; N 5 137 2 55 5 82
Ra: Z 5 88; N 5 226 2 88 5 138
16.
133
55
137
55
Cs
prótons
Cs
55
55
nêutrons
78
82
elétrons
55
55
Semelhanças: mesmo número de prótrons (55) e elétrons (55).
Diferença: 13535Cs tem 78 nêutrons e 13557 Cs tem 82 nêutrons.
17.
131
53
18.
2 39
92
19.
232
90
I
131
54
Xe
0
21
1
b
Alternativa b
U
239
94
Pu
1
2 210b
Alternativa e
4
2
X
a
1
228
88
2 210b
Y
1
228
90
4
2
Z
a
1
224
88
W
224
88
W terá em seu núcleo 88 prótons e 136 nêutrons.
Alternativa a
20. Cálculo do número de massa do átomo X:
A
82
X
V
A 5 82 1 124 V A 5 206
Cálculo do número de partículas a e b:
2 22
86
x 42a 1 y 210b 1 28062 X
Rn Balanço dos números de massa:
222 5 4x 1 0 1 206 V
x 5 4 partículas a
Balanço das cargas elétricas nucleares:
86 5 2x 2 y 1 82 V
y 5 82 2 86 1 2x
V
y 5 4 partículas b
Alternativa d
21.
18
9
22.
235
92
F 0
11
b
1
A
Z
V
X
V
Z58
oxigênio
Alternativa d
U
1
1
0
n 141
56
Ba
1
n
m
X
1
3 01 n
massas: 235 1 1 5 141 1 n 1 3 ? 1 V
n 5 92
cargas: 92 1 0 5 56 1 m 1 3 ? (0) V
m 5 36
V
1
energia
criptônio
Alternativa d
161
6. Cinética das desintegrações radioativas
Questões
a) Também se reduzem à metade.
b) A pressão e a temperatura não têm nenhuma influência no tempo de meia-vida.
c) A atividade radioativa de um isótopo não cessa após duas meias-vidas. Depois de 5 anos, a atividade do isótopo cai pela metade. Passados mais 5 anos, sua atividade diminuirá pela metade
novamente, ficando reduzida a um quarto da atividade inicial.
Exercícios básicos
23. Exercício resolvido.
24. 1 hora corresponde a seis tempos de meia-vida de 10 minutos. Assim:
64 mg
10 min
10 min
32 mg
16 mg
10 min
10 min
8 mg
4 mg
10 min
10 min
1 mg
2 mg
Alternativa c
25. 180 anos correspondem a seis meia-vidas de 30 anos. Assim:
19,26 g
30 anos
30 anos
9,63 g
4,815 g
30 anos
2,4 g
30 anos
30 anos
0,3 g
0,6 g
30 anos
1,2 g
Alternativa a
26. O número de meias-vidas (x) transcorridas no processo é:
t 5 xP V 98 5 12,3x V x 5 7,967 q 8
Quando a questão pede a quantidade final de isótopo radioativo em porcentagem, podemos partir
de uma quantidade inicial igual a 100%, ou seja, 100 g (m0).
Temos então:
m0
100
mf 5 0,39%
mf 5 ___
​  x ​ V mf 5 ____
​  8 ​ V
2
2
Alternativa d
27. Supondo a quantidade inicial igual a 100% ou 100 g, temos:
m0
100
100
​  x ​ V mf 5 ____
​  10 ​ V mf 5 ______
​ 
 ​ V
mf 5 ___
mf 5 0,0976 g ou 0,098%
1.024
2
2
Alternativa a
28. Exercício resolvido.
29. 64 g
20 h
32 g
t 5 5 ? 20 V
20 h
16 g
20 h
8g
20 h
4g
20 h
2g
t 5 100 h
Alternativa d
30. 100%
t 5 5 ? 6
6h
50%
V
6h
25%
6h
12,5%
6h
6,25%
6h
3,125%
t 5 30 h
Alternativa d
31. Seja x (em gramas) a massa inicial do isótopo.
Para o tempo total dado, de 105 horas, teremos: 105 5 n ? 15 V n 5 7
x
Portanto, a massa final será: ​ ___7 ​
2
x
Como a massa final dada é de 1,25 grama, temos: ___
​  7 ​5 1,25 V
x 5 160 g
2
Alternativa e
m0
1
x
x
6
_____
32.​ ___
mf ​5 2 V ​ 1026 ​5 2 5 10
usando logaritmos: log 2x 5 log 106 V x ? log 2 5 6 ? log 10 V x ? 0,3 5 6 ? 1 V x 5 20 V
V t 5 xP
V
Alternativa d
162
t 5 20 ? 8
V
t 5 160 dias
Exercícios complementares
33. t 5 xP V 11.500 5 x ? 5.730 V x q 2
m0
100
​  x ​ V mf 5 ____
​  2 ​ V
mf 5 ___
mf 5 25 g ou 25%
2
2
Alternativa c
34. Partindo de 1 g de 131
53I, teremos:
1g
1
​ __ ​
2
8 dias
1
​ __ ​
4
8 dias
1
​ __ ​
8
8 dias
1
​ ___ ​
16
8 dias
8 dias
1
​ ___ ​
32
8 dias
1
___
​ 64 ​g
48 dias
Alternativa a
28 anos
__
​ 1  ​
35. 1
2
t 5 4 ? 28 V
28 anos
28 anos
__
​ 1  ​
4
__
​ 1  ​
8
28 anos
___
​  1  ​
16
t 5 112 anos
Portanto, o local poderá ser habitado novamente no ano de 2.098 (1.986 1 112).
Alternativa b
64
1 210b) ocorre apenas liberação de partículas b 36. Note que, na reação dada (6294Cu
30Zn
(elétrons). Os elétrons têm massa desprezível. Podemos então concluir que, nesta reação nuclear
(ou em qualquer outra semelhante), a massa de 6249Cu continuará sendo igual à massa de 64
30Zn, ao
longo do tempo (em outras palavras, as duas massas irão diminuir juntas). Daí concluímos que:
Massa inicial de Cu–64 5 20,0 mg
Massa formada de Zn–64 (que é igual à massa de Cu–64 que desintegrou) 5 17,5 mg. Portanto:
Massa final de Cu–64 5 20,0 mg 2 17,5 mg 5 2,5 mg
Temos então:
m0
20
___
​ mf ​5 2x V ​ ____ ​5 2x V 2x 5 8
2,5
t 5 xP
V 39 5 3P V
V
x53
P 5 13 horas
Alternativa b
37. Pelo gráfico, o número inicial de mols é 1,6. No final sobram 12,5% da amostra inicial (dado do
problema). Ora, 12,6% de 1,6 é igual a 0,2 mol, que, pelo gráfico, corresponde a 15 dias.
Alternativa b
38. Vemos, no gráfico, que a massa inicial é 800 g e a massa, após 4.800 anos, é de 100 g. Portanto:
P
800 g
t 5 xP
V
400 g
4.800 5 3P
V
P
200 g
P
100 g
P 5 1.600 anos
Alternativa c
39. Embora a questão não seja de radiotividade, a “vida” do fármaco apresenta uma cinética semelhante
à dos materiais radioativos. Temos então:
P 5 1 hora; t 5 13,5 2 12 5 1,5 hora
100%
1 hora
50%
1 hora
x
25%
1,5 hora
Entre as alternativas, a única resposta que se encaixa entre 50% e 25% é a 35%.
Alternativa d
7.Famílias radioativas naturais
8.Reações artificiais de transmutação
Questões
a) Sim, pois todas as rochas contendo urânio-238 terão o chumbo como elemento final e o tório como
um dos elementos intermediários formados durante o decaimento do urânio.
b) 206
82Pb
163
Exercícios básicos
40. Nas reações nucleares ocorre um choque de uma partícula (a, b, nêutrons etc.) com um núcleo ou
entre dois núcleos, com produção de um novo elemento químico.
Alternativa e
41. Exercício resolvido.
42.
223
87
b 1 22838Ra
0
2i
Fr
O Ra possui número atômico 88, número de massa 223 e está localizado no 7o período, família 2A.
43. Exercício resolvido.
44. a) O estrôncio tem o mesmo número de elétrons na camada de valência que o cálcio e, portanto,
propriedades químicas semelhantes, podendo substituí-lo.
47
20
b)
47
21
Ca
X 1 210e
Pela Tabela Periódica, conclui-se que X é o escândio (Sc).
45.
48
20
244
94
Ca 1
A
Z
Pu
X
1
301 n
Número de nêutrons 5
massas: 48 1 244 5 A 1 3 ? 1 V A 5 289
20 1 94 5 Z 1 0 V
cargas:
Z 5 114 prótons (ou elétrons)
5 289 2 114 5 175
Alternativa b
46. Conferindo cada uma das alternativas, temos:
a) 115B
4
2
1
13
7
N
a
2 01 n
1
Balanço dos números de massa: 1114 5 13 1 2 ? (1). Verdadeiro.
Balanço das cargas elétricas nucleares: 5 1 2 5 7 1 2 ? (0). Verdadeiro.
36
b) 35
1 21D
1 01 n
17C®
18Ar
Balanço dos números de massa: 35 1 2 5 36 1 1. Verdadeiro.
Balanço das cargas elétricas nucleares: 17 1 1 5 18 1 0. Verdadeiro.
97
c) 96
1 21D
1 01 n
42Mo
43Tc
Balanço dos números de massa: 96 1 2 5 97 1 1. Verdadeiro.
Balanço das cargas elétricas nucleares: 42 1 1 5 43 1 0. Verdadeiro.
42
d) 45
1 210b
1 42a
21Sc
19K
Balanço dos números de massa: 45 1 0 i 42 1 4. Falso.
Balanço das cargas elétricas nucleares: 21 2 1 i 19 1 2. Falso.
Alternativa d
47.
242
94
Pu 1 4280Ca
290
1 14
286
1 12
Y 1 42a
X
Alternativa b
Exercícios complementares
48. Use a Tabela Periódica para obter os números atômicos e os elementos envolvidos neste exercício.
No caso, temos:
125
125
1 210e
53I
52X
Consultando a Tabela Periódica, teremos:
125
52
Te
Alternativa b
49. Nesse dacaimento, verifica-se que o número de massa cai de 4 em 4 unidades e o número atômico
cai de 2 em 2 unidades devido à emissão das partículas 42a.
Alternativa e
50.
24
12
1
0
Mg1
#
24
11
Na
1
0 1
0
X 5 n;
#
X
24
11
Na
24
12
Mg
0
21
Y5
1
1
1
1
H
0
21
Y
0
21
b
Alternativa e
238
92
U
1
1
0
n
A
Z
A
massas: 238 1 1 5 A 1 0
cargas: 92 1 0 5 Z 1 0
164
1
γ
0
0
123
51.
V A 5 239
V Z 5 92
239
92
A
A
Z
A
B
V
massas: 239 5 A 1 0
b
A 5 239
V
cargas: 92 5 Z 2 1
0
21
1
123
239
92
Z 5 93
239
93
B
Alternativa a
52. Com a ajuda da Tabela Periódica, temos: 23982U e 215042No
A reação de produção do nobélio é dada pela seguinte equação:
238
92
U
1
A
Z
25 4
10 2
X 1 6 01 n
No
Balanço dos números de massa:
238 1 A 5 254 1 6 V A 5 22
Balanço das cargas elétricas nucleares:
92 1 Z 5 102 1 0
V
Z 5 10
Consultando a Tabela Periódica, teremos:
22
10
Ne
Alternativa d
9.Fissão nuclear
10.Fusão nuclear
Questões
a) A fissão é um processo de quebra de núcleos grandes em núcleos menores e a fusão é a junção
de núcleos pequenos formando um núcleo maior. A energia liberada no processo de fusão é
muito maior que no da fissão.
b) Sim, a fissão nuclear ocorre naturalmente nas desintegrações das três famílias radioativas naturais, como já explicamos. A fusão nuclear ocorre naturalmente no Sol e nas outras estrelas.
c) Nas bombas de hidrogênio.
d) Porque até hoje ainda não se conseguiu controlar o processo de fusão nuclear.
Exercícios básicos
53. As reações citadas são de fissão nuclear, pois ocorre a quebra do átomo produzindo nêutrons que
irão quebrar outros átomos vizinhos, dando origem a uma reação em cadeia.
23925U
1
1
0
23994Pu 1
142
56
Ba
n
1
0
97
39
n
91
36
Kr
1
Y
138
55
Cs
1
1
3 01 n
1
5 01 n
Alternativa d
54.
239
94
Pu 4
2
a
A
Z
1
massas: 239 5 4 1 A V
X
A 5 235
cargas: 94 5 2 1 Z V
V
Z 5 92
urânio
m0
1
1
mf 5 ___
​  x ​ V ​ ____​5 ___
​   ​ V 2x 5 128 V x 5 7
128 2x
2
t 5 xP V t 5 7 ? 24.000 V t 5 168 ? 103 anos
Alternativa a
55. 1) 21H
2)
1
235
92
U 1
3
1
4
2
H
1
0
He
n
1
14 7
59
Pr
1
0
n
1
86
33
Y
1 3 01 n
a) Correto. Verifica-se que houve a junção de núcleos atômicos (do 21H e 31H) produzindo um núcleo
maior (o 42He) com liberação de grande quantidade de energia.
b) Correto. Verifica-se que houve divisão do núcleo de 23925U em dois núcleos menores (14597 Pr e 8363Y)
com liberação de grande quantidade de energia.
c) Correto.
d) Correto. Estão representados o 21H (deutério) e o 31H (trítio).
e) Errado. O urânio tem 143 nêutrons (235 2 92).
f) Errado. X representa um nêutron.
São corretas as afirmativas a, b, c e d.
165
56. No funcionamento de uma usina nuclear ocorre o aquecimento das águas utilizadas pela refrigeração da usina, o que altera a fauna marinha, dificultando a pesca.
Alternativa a
57. Ambos são válidos para se compararem vantagens (argumento I) e riscos (argumento II) na opção
por essa forma de geração de energia.
Alternativa d
Exercícios complementares
58.
235
92
U 1 01 n
140
56
Ba 1 9346K 1 2 01 n
(01) Errado. Todos os produtos formados possuem número atômico inferior ao do urânio.
(02)Correto. Tais nêutrons participam da fissão de outros átomos de urânio, propagando a reação
em cadeia.
(04) Correto.
(08) Correto. n é uma partícula atômica localizada no núcleo.
(16) Errado. O valor de x é 56.
Soma 5 2 1 4 1 8 5 14
59. Nas reações de fusão nuclear, a “contabilidade” das massas e das cargas elétricas obedece ao
mesmo esquema das reações de fissão nuclear. No caso:
H
1
3
1
H A
Z
E
1
massas: 2 1 3 5 A 1 1 V
A54
cargas: 1 1 1 5 Z 1 0 V
Z52
1
0
n
V
dois prótons
123
2
1
Número de nêutrons 5 4 2 2 5 2
Alternativa a
60. Verifica-se que houve divisão do núcleo de 23925U em dois núcleos menores (14526Ba e 9326Kr) com liberação
de 3 ? 10211 J de energia. Cada mol de 23925U, ou seja, 235,04 g de 23925U produzem tal energia.
Alternativa d
61. De acordo com o texto, a existência de usinas nucleoelétricas possibilita que um de seus subprodutos seja utilizado como material bélico.
Alternativa c
11. Aplicações das reações nucleares
12. Perigos e acidentes nucleares
Questões
a) A vantagem dessa técnica é prolongar a vida útil dos alimentos evitando o desperdício.
b) Porque as radiações ionizam e fragmentam as moléculas que formam nossas células, comprometendo seriamente o metabolismo do corpo.
Pesquisa
O símbolo utilizado para alimentos irradiados é:
adilson secco
Pesquisando esses sites, o aluno poderá entender que alimentos irradiados são submetidos, já embalados ou a granel, a uma quantidade controlada de radiações ionizantes (alfa, beta, gama, raios X e nêutrons),
por um tempo prefixado (a dose e o tempo de exposição variam de acordo com o tipo de alimento).
Exercícios básicos
62. Após 5.730 anos há 50% de radioatividade inicial. Portanto, após 2 ? 5.730 anos 5 11.460 anos, haverá 25% da radioatividade inicial. Assim, o 14C pertenceu a um vegetal que morreu a 11.500 anos.
Alternativa d
166
63. Como o tempo de meia-vida do carbono-14 é de 5.730 anos, ele só é adequado para estimar a idade
de um corpo humano mumificado (encontrado em tumbas do Egito antigo).
Alternativa c
64. Uma fonte radioativa de césio-137 é prejudicial à saúde humana porque a energia eletromagnética
liberada pela fonte radioativa interage com as células, rompendo ligações químicas.
Alternativa b
65. O flúor-18 é utilizado na tomografia de emissão de pósitrons porque sua permanência no organismo
é breve (tempo de meia-vida igual a 110 min).
Alternativa b
Exercícios complementares
66. Tempo necessário para restar 6,25% da massa inicial:
m0
6,25 ___
19
​  x ​ V 19 ? _____
​ 
 ​5 ​  x ​ V 2x 5 16 V x 5 4
mf 5 ___
100
2
2
t 5 x ? P V t 5 4 ? 30
V
t 5 120 anos
Massa após 60 anos:
t 5 x ? P V 60 5 x ? 30 V x 5 2
m0
19
​  x ​ V mf 5 ___
​  2 ​ V
mf 5 ___
mf 5 4,75 g
2
2
Alternativa e
67. I. Errado. Após 5.600 anos o material ainda tem 50% de atividade
2 42a
1
2 210b
massas: 60 5 2 ? 4 1 2 ? 0 1 A V
1
A
Z
Y
A 5 52
cargas: 27 5 2 ? 2 1 2 ? (21) 1 Z V
Z 5 25 prótons
123
II. Correto
60
2 7X
Número de nêutrons 5
5 52 2 25 5 27
III. Correto. De 2001 até 2601 são 600 anos
V 600 5 x ? 200 V x 5 3
m
20
0
​  x ​ V mf 5 ___
​  3 ​ V mf 5 2,5 g
mf 5 ___
2
2
recipiente B: t 5 xP V 600 5 x ? 300 V x 5 2
m0
10
​  x ​ V mf 5 ___
​  2 ​ V mf 5 2,5 g
mf 5 ___
2
2
Alternativa d
recipiente A: t 5 xP
68. a) Correto, de acordo com o texto.
b) Errado. O decaimento do cobalto-60 emite radiação b: 6207Co
0
21
b
1
60
28
Ni
c) Correto.
d) Correto.
e) Errado.
f) Correto.
São corretas as alternativas: (a), (c), (d), (f)
69. A pouca eficiência no processo de produção de eletricidade se deve ao fato de as usinas nucleares
e termelétricas utilizarem processos de transformação de calor em trabalho útil, no qual as perdas
de calor são sempre bastante elevadas.
Alternativa d
Questões sobre a leitura
Os rejeitos radioativos
70. Como esse rejeito ainda emite radiação, em alguns casos por milhares de anos, ele é vitrificado e
colocado em recipientes metálicos altamente resistentes, e confinados em blocos de concreto.
167
71. Uma resposta possível: Seria produzida uma grande quantidade de rejeito radioativo, que não pode
ser depositada em qualquer local. Seria necessário construir locais apropriados para guardar esse
rejeito e, devido ao fato de alguns materiais radioativos demorarem muito tempo para se desintegrar, esses locais precisariam ser monitorados por milhares de anos.
72. Alternativa a
73. Alternativa e
Proposta de atividade
Algumas cópias do trecho da notícia abaixo podem ser distribuídas entre grupos de alunos ou, então,
pode-se ler a notícia para a classe.
Ipen amplia produção de produtos médicos
O reator nuclear de pesquisa do Ipen (Instituto de Pesquisas Energéticas e Nucleares), na
Cidade Universitária, em São Paulo, está passando por um processo de atualização que ampliará
neste mês sua capacidade de 2 megawatts para 5 megawatts. Com o acréscimo de potência, a
instituição estima que poderá substituir importações no valor de até US$ 1 milhão, na forma de
produtos para uso médico. (...)
O reator nuclear instalado no Ipen funciona produzindo energia a partir da fissão de urânio. Um dos
subprodutos — a radiação — é usado para alterar outros materiais, tornando-os também radioativos. Com
isso, surge a possibilidade de obter produtos de uso médico e hospitalar.
Um deles é o samário-135, um elemento radioativo com importantes aplicações em pacientes com
câncer em estágio terminal. “Ele serve para o alívio da dor em pacientes com metástase nos casos de
tumores ósseos e de mama”, afirma Rodrigues.
Injetável, ele não serve como um tratamento curativo, mas pode ampliar a qualidade de vida durante
o tempo em que o paciente sobreviver à doença. “Uma das vantagens é que ele não exige internação.
O paciente toma e volta para casa”, diz. Trata-se de uma alternativa à morfina defendida pela Sociedade
Brasileira de Biologia e Medicina Nuclear.
O samário não é o único produto obtido com o reator. “Temos já 30 e poucos remédios produzidos aqui no Ipen, entre eles iodo, flúor e assim por diante”, afirma Rodrigues. “Em 2003, atendemos a
2,2 milhões de pessoas no Brasil.”
Um dos produtos gerados pelo Ipen que terá sua produção aumentada pela expansão da capacidade
do reator é o molibdênio, usado em 80% dos procedimentos de medicina nuclear no país.
A produção do Ipen é feita de forma combinada, com dois equipamentos. Além do reator, há também um acelerador de partículas ciclotron. “Cada equipamento produz um certo tipo de radiação, que
é adequada a determinados produtos”, explica o superintendente do instituto. Um dos objetivos futuros do centro é não só se tornar um importante fornecedor de produtos desse tipo para o Brasil, mas
possivelmente até um exportador. Ainda há entraves legais para que se estabeleça uma parceria com a
iniciativa privada nesse sentido.
NOGUEIRA, S. Folha de S.Paulo, 17 de janeiro de 2004.
Estimule os alunos a notarem os trechos da notícia que estão relacionados com as reações
nucleares.
Para isso, faça algumas perguntas como, por exemplo (utilize uma tabela periódica para obter o
número atômico, quando necessário):
— Qual a função do reator nuclear de pesquisa do Ipen?
— Qual é um dos subprodutos obtidos nesse reator e para que ele é utilizado?
— Qual é o número de prótons e nêutrons contidos no produto, de uso médico e hospitalar, citado
no texto?
— Quais os outros produtos, citados no texto, obtidos com o reator? Qual é o número atômico de
cada um deles?
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