UNIDADE 1

1
1º Unidade
Capítulo I
Matérias e Energia________________________________________________________________3
Capítulo II
Estrutura Atômica_________________________________________________________________10
Capítulo III
A Classificação Periódica e Ligações Químicas dos Elementos_____________________________21
Capítulo IV
Funções e Reações Químicas_______________________________________________________38
Capítulo V
Estudos das Cadeias Carbônicas (Química Orgânica)_____________________________________53
Questões de Enem e Vestibulares___________________________________________________68
Organização:
Apoio:
2
Capítulo I
Do Que É Feito A Matéria?
Observe com atenção os materiais que usamos todos os dias. Note que existem
materiais de todos os tipos: coloridos, duros, maleáveis, que se rasgam, que brilham, que se
quebram, que servem como alimento, que são dúcteis, tóxicos, gases, líquidos, sólidos etc.,
etc. Todos os materiais são feitos a partir de substâncias que existem na natureza e são
formados da união de partículas muito pequenas, que não conseguimos enxergar nem com
microscópio, para ter uma idéia, se pudéssemos alinhar 100 milhões delas, obteríamos mais ou
menos 1 centímetro. Essas partículas são chamadas de átomos. Toda matéria é feita de
átomos. Se a matéria for dividida em pedacinhos cada vez menores, vai chegar num ponto em
que não pode mais ser dividida. Apesar de serem muito pequenos, os átomos têm massa. E
cada átomo tem massa fixa, que é diferente da massa de outro átomo. Por exemplo, o átomo
de ferro tem massa diferente da massa do átomo de cobre. E cada um deles tem massa
diferente da massa do átomo de alumínio.
Existem dois tipos de substâncias: as simples e as compostas. Substâncias simples
são formadas por átomos de um mesmo elemento químico, por exemplo, o ferro é formado só
de átomos de ferro; o cobre é formado só de átomos de cobre. Já as substâncias compostas
3
Capítulo I
são formadas por átomos de elementos químicos diferentes, como por exemplo, a água e o
gás carbônico.
O gás que respiramos, o oxigênio é formado por dois átomos de oxigênio (O 2). Essas
partículas formadas por grupos de átomos são chamadas de moléculas.
As moléculas das substâncias compostas são formadas por vários tipos de átomos.
Molécula da água (H2O)
Molécula de gás carbônico(CO2)
Transformações da Matéria
Transformações ou Fenômenos Físicos
Mudanças de estado físico da água.
A transformação da água, de líquido para vapor e vice-versa, é um fenômeno
reversível – basta cessar o aquecimento e o vapor de água volta ao estado líquido.
Transformações ou Reações Químicas
Quando queimamos o carvão não é possível recuperar o carvão inicial, ou seja, é um
fenômeno irreversível. Nas transformações ou reações químicas, as moléculas iniciais
(reagentes) são quebradas e seus átomos são reagrupados para formarem as novas
moléculas finais (produtos da reação).
4
Capítulo I
Fenômeno reversível – não volta atrás
Fenômeno reversível – volta atrás
Exemplo
1. A reação química entre o carbono e o oxigênio
C(S) + O2(g)
(Reagentes)
-->
CO2(g)
(Produto)
Lê-se assim: “carbono reage com oxigênio e forma dióxido de
carbono”.
2. Quando colocamos comprimidos efervescentes em água,
ocorre uma transformação química.
Transformação Química Com Produção de Energia
Uma transformação química pode produzir energia térmica,
Comprimido efervescente
elétrica, luminosa...
em água.
Transformação química com produção de calor (energia térmica)
Uma das mais importantes transformações químicas com produção de energia térmica
é a combustão.
Combustão - é a queima das substâncias químicas, produzindo novas substâncias e
liberando calor.
Você pode realizar a experiência:
Queima da vela
5
Capítulo I
Por que a chama da vela foi diminuindo de
intensidade até se apagar quando foi colocado o vidro
sobre ela?
Isto ocorreu porque todo o oxigênio que havia
dentro do vidro foi consumido na queima da vela. Através
de observações desta experiência, pode-se afirmar que
para ocorrer uma combustão são necessários: um
combustível, no caso o pavio da vela e a parafina: um
comburente, o oxigênio; uma energia para iniciar a
combustão, que pode ser uma faísca elétrica ou a chama
de um palito de fósforo.
Combustível é a substância
que sofre a queima.
Comburente é a substância
que alimenta a queima.
Separação de Misturas
Dá para separar o sal da água do mar?
Mais de 97% de toda água que existe na Terra estão no mar. Isso
quer dizer que a cada 100 litros de água, 97 litros estão no mar. No
entanto, nós não usamos a água do mar porque é salgada. Será que
não dá para separar o sal dessa água?
Para tentarmos separar o sal da água, podemos encher um
copo com água do mar. e deixar a água em repouso para que a
areia que está em suspensão na água se deposite lentamente no
fundo do recipiente, este processo chama-se decantação.
Sobre água.
6
Capítulo I
Decantação.
A decantação é um processo mecânico que serve para separar misturas
heterogêneas de um sólido num líquido.
Depois, ele despejou a água num outro copo,
mas sem cuidado, e acabou misturando tudo de novo. A
separação do líquido, por decantação, precisa ser feita
com cuidado.
Como não conseguiu separar a parte sólida da
parte líquida por decantação, ele decidiu passar a água
por uma peneira. Só as sujeiras maiores ficam na
peneira. A areia não é separada com a peneira porque
seus grãos são muito pequenos e passam pela peneira.
A água que passa é turva porque está misturada com
grãozinhos de areia.
Podemos também filtrar a água do mar para
reter as partículas sólidas que não se dissolveram na
água (neste caso, a areia).
Peneiração
Filtração
O resultado da filtração é o seguinte:
7
Capítulo I
Quando se compara a água pura com a água do mar
filtrada, não se nota nenhuma diferença. Ambas são incolores e
transparentes. A água ainda continuará salgada, pois o sal está
dissolvido na água.
Água com alguma coisa
dissolvida chama-se
solução.
Quando uma mistura não apresenta uma superfície de
separação visível entre os componentes, temos uma solução
homogênea. Neste caso, a água é o solvente (componente em
maior quantidade) e o sal o soluto (componente em menor
quantidade).
Uma mistura que apresenta uma superfície de separação entre os componentes, como
por exemplo, a mistura de gasolina e água, é chamada de solução heterogênea.
Há uma quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida numa quantidade de
solvente. Acrescentando mais soluto, mesmo agitando bastante, ele não se dissolve. Ele vai
para o fundo do recipiente. A solução saturada contém a
máxima quantidade de soluto que pode ser dissolvida na
quantidade de solvente usada para preparar a solução. A
solução insaturada contém menos soluto do que a
solubilidade da substância permite. As soluções que não
conseguimos mais dissolver todo o soluto, se chama
solução saturada e a solução em que a quantidade de
solvente é grande é chamada de solução insaturada. Tanto
na decantação como na filtração, conseguimos separar a
areia da água, mas como podemos separar o sal que está
dissolvido nela?
Podemos ferver a solução de água e sal. A água irá evaporar e não conseguiremos
obter água pura porque o vapor que sai precisa ser captado e resfriado.
Para isso, temos que fazer uma destilação, que é um processo físico que serve para
separar misturas homogêneas, como as soluções de sólidos em líquidos (destilação simples)
O componente líquido se desprende na forma de vapor que é resfriado no condensador para
retornar ao estado líquido. Em laboratório, o aparelho pode ser assim esquematizado:
Destilador
8
Capítulo I
É possível também separar soluções de dois ou mais líquidos, devido a ordem
crescente dos pontos de ebulição dos componentes, este processo chama-se destilação
fracionada.
O quadro seguinte mostra os principais processos de separação de misturas
homogêneas sólidas:
Processo
Separação magnética
Catação
Utilização
Exemplo
Quando um dos componentes
Separação de limalha de ferro
é capaz de ser atraído por ímã. do pó de enxofre.
Quando os componentes
forem partículas bem distintas.
Cozinheira catando feijão.
Peneiração
Quando os componentes
Separação das impurezas do
apresentam grande diferença café.
no diâmetro das partículas.
Levigação
Quando os componentes
Separação do ouro das areias
densos podem ser arrastados auríferas.
por um corrente de água.
Dissolução fracionada
Quando
somente
componente é solúvel
determinado solvente.
um
Adição de água para separar o
em as e areia.
Matéria e Energia
Outro fato importante que podemos notar, durante os fenômenos físicos e químicos, é
a liberação ou absorção de energia, por exemplo:
•
•
•
energia térmica (calor):
-
é a energia liberada na queima do carvão;
-
é absorvida para evaporar água.
energia luminosa (luz):
-
é liberada na combustão de uma vela;
-
é absorvida na fotossíntese dos vegetais.
energia elétrica (eletricidade):
-
é liberada numa pilha elétrica comum;
-
é absorvida na “carga” de uma bateria de automóvel.
9
Capítulo II
Modelo Atômicos
Modelo Atômico de Dalton
Todos os materiais existentes na natureza são formados pela
união de minúsculas partículas chamadas de átomos. Em 1983, o
cientista John Dalton expôs a sua teoria, partindo da concepção do
átomo como uma esfera maciça e indivisível. Segundo Dalton,
átomos de elementos diferentes seriam esferas de massas e tamanhos
diferentes.
Modelo atômico de
Dalton.
Modelo Atômico de Thomson
Em 1988, J.J Thomson, com base na descoberta do elétron e
do fenômeno da radioatividade, propôs que o átomo deveria ser
formado por esfera positiva com elétrons incrustrados. Desse
modo, teríamos os elétrons (partículas negativas) colocados nas
esferas positiva.
Modelo atômico
de Thomson
Modelo Atômico de Rutherford
Em 1911, Ernest Rutherford fez
uma experiência muito importante, que veio
alterar e melhorar profundamente a visão do
modelo
atômico.
Resumidamente,
a
experiência consistiu no seguinte:
Experiência de Rutherford
10
Capítulo II
Um pedaço do metal polônio emite um feixe de partículas α, que atravessa uma lâmina
finíssima de ouro. Rutherford observou então que a maior parte das partículas α atravessa a
lâmina de ouro como se fosse uma peneira; algumas partículas desviavam ou até mesmo
retrocediam.
O experimento levou Rutherford a tirar as seguintes conclusões:
1. Existência de grandes espaços vazios no átomo, pois a maioria das partículas
atravessou a lâmina de ouro.
2. Existência de um núcleo pequeno, denso e positivo, pois algumas partículas
foram rebatidas e desviadas.
3. Existência de elétrons girando ao redor do núcleo, em órbitas circulares,
neutralizando a carga positiva do núcleo.
Mais tarde, Niels Bohr aperfeiçoou modelo de Rutherford, propondo que os elétrons
estariam girando ao redor do núcleo em órbitas circulares de energia quantizada e, dessa
forma, não perderiam a energia durante o movimento.
Hoje sabemos que o núcleo é constituído de
prótons (partículas positivas) e de nêutrons (partículas
sem carga elétrica) e que os elétrons se movimentam ao
redor do núcleo na região chamada eletrosfera.
Bohr admitiu que os elétrons poderiam girar em
órbita circular somente a determinadas distâncias
permitidas do núcleo e assumiu que para mudar de órbita,
o elétron deveria ganhar ou emitir quantidade fixa de
energia
Modelo atômico de Bohr
Partículas Subatômicas Fundamentais
Experiências realizadas e cálculos matemáticos permitiram a determinação da massa e
da carga elétrica das partículas subatômicas. O quadro abaixo resume as principais
características dessas partículas.
Partícula subatômica
Massa relativa (em u)
Carga relativa (em uec)
Próton
1
+1
Elétron
1/1840
-1
Nêutron
1
0
Nota:
•
1u = 1 unidade de massa atômica ≈ 1,67 x 10 -24 g
•
1 uec = 1 unidade elementar de carga ≈ - 1,6 x 10 -19 coulomb
•
Em qualquer átomo, o número de prótons é igual ao número de elétrons.
11
Capítulo II
Número Atômico (Z)
É o número de prótons existentes no núcleo do átomo.
Z=P
Os elementos químicos dispostos na tabela periódica, é caracterizado pelo seu número
atômico. Num átomo normal, cuja carga elétrica é zero, o número de prótons é igual ao número
de elétrons.
Exemplo
Quando de diz que o átomo de cálcio (Ca) tem número atômico 20, isso quer dizer que
no núcleo desse átomo existem 20 prótons e, consequentimente, existem 20 elétrons na
eletrosfera.
Número de Massa (A)
É a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N)
existentes num átomo.
A=p+N
ou
A=Z+N
Exemplo
Um átomo de bromo (Br) possui 35 prótons e 45 nêutrons.
Logo, teremos:
Z = p = 35
A = p + n = 35 + 45 = 80
Representação dos Átomos
A notação geral de um átomo de um elemento X, cujo número atômico é igual a Z e o
número de massa é igual a A, pode ser feita:
A
ZX
X
Z
A
A
XZ
12
Capítulo II
Isótopos, Isótonos, Isóbaros e Íons
Isótopos
Átomos que apresentam números atômicos iguais e número de massas diferentes.
Exemplo
17
Cl35 e
17
Cl37
Nota:
• Átomos isótopos, devido à igualdade entre os números atômicos, pertencem ao
mesmo elemento químico.
• Todos os elementos químicos possuem isótopos, porém somente os do
hidrogênio possuem nomes especiais:
1
H1 = Prótio
1
H2 = Deutério
1
H3 = Trítio
Isótonos
Átomos com o mesmo número de nêutrons e diferentes números atômicos e diferentes
números de massa.
Lembre-se: A = Z + n
56
Mn25 Manganês (31 nêutrons)
56 = 25 + n
n = 56 – 25
n = 31
57
Fe26 Ferro (31 nêutrons)
58
Co27 Cobalto (31 nêutrons)
Nota:
Átomos isótonos pertencem a elementos químicos diferentes, pois os números
atômicos são diferentes.
Isóbaros
Átomos com o mesmo número de massa e diferente número de prótons.
Exemplo
C (A=14 e Z=6) e 7N14 (A=14 e Z=7)
6
18
14
Ar40 (A=40 e Z=18) e 20Ca40 (A=40 e Z=20)
13
Capítulo II
Íons
Como vimos anteriormente, um átomo é eletricamente neutro quando o número de
prótons é igual ao número de elétrons, porém um átomo pode perder ou ganhar elétrons na
eletrosfera, sem sofrer alteração no seu núcleo, originando partículas carregadas positiva ou
negativamente, denominadas íons.
Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo, chamado ânion.
Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, chamado cátion.
Determinação da Massa Atômica de Um Elemento
Massa atômica de um elemento: é a média ponderada das massas atômicas dos
isótopos de um elemento.
Eletrosfera
Por que certos elementos químicos, quando convenientemente aquecidos , emitem luz
de uma só cor? Para explicar esses fatos, Bohr propôs o seguinte:
14
Capítulo II
a. Enquanto o elétron estiver girando na mesma órbita, ele não emite nem absorve
energia;
Salto quântico
b. Ao voltar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia, na forma
de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética (fóton).
Emissão de fóton
Mais tarde constatou-se que as órbitas eletrônicas de
todos os átomos conhecidos se agrupam em sete camadas
eletrônicas, que foram denominadas: K, L, M, N, O, P, Q. Em
cada camada, os elétrons possuem uma quantidade fixa de
energia; por este motivo, as camadas são também denominadas
estados estacionários.
As camadas podem apresentar:
Distribuição eletrônica: camadas
em torno do núcleo atômico
K = 2 elétrons
L = 8 elétrons
M = 18 elétrons
N = 32 elétrons
O = 32 elétrons
P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons
Um exemplo desse
fenômeno são fogos de
artifícios
15
Capítulo II
Distribuição Eletrônica
O cientista Linus Pauling calculou a energia de
cada subnível e montou o digrama seguinte, onde o
aumento de energia é indicado pelas setas.
O diagrama acima fornece a ordem crescente
de energia nos subíveis:
(Ordenação de Pauling)
1s 2s 3s 3p 4s 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
6d
Exemplo
Utilizando a ordenação de Pauling para
determinarmos a distribuição eletrônica por subníveis.
A distribuição eletrônica pode
ser
representada
em
ordem
crescente de energia ou por
camadas.
A distribuição eletrônica de íons é semelhante à dos átomos neutros. Lembrando que um
íon é formado a partir da perda ou ganho de elétrons que ocorre com um átomo e que os elétrons serão
retirados ou recebidos sempre da última camada eletrônica (mais externa), chamada camada de
valência, e não do subnível mais energético, teremos, por exemplo, as seguintes distribuições:
16
Capítulo II
Orbital
Os subníveis são formados por orbital que são regiões do espaço atômico onde há
maior probabilidade de se encontrar elétrons. Os orbitais do subnível “s” são esféricos e o seu
tamanho aumenta à medida que o número do nível aumenta.
O subnível p é constituído de três orbitais em forma de “halteres”, orientados segundo
o sistema de eixos cartesianos, sendo chamados px, py e pz.
Subível p
Sunível s
Subnível d
Formatos de orbitais de cada subnível
O Princípio de Exclusão de Pauli estabelece que um orbital apresenta, no máximo,
dois elétrons com spins opostos. Na figura abaixo estão as representações dos orbitais
primeiros cinco elementos O primeiro elétron a entrar no orbital possui spin negativo e é
representado por uma seta pontada para cima.
Orbital incompleto – elétrons desemparelhados
Orbital completo – elétrons emparelhados
Orbital vazio
17
Capítulo II
Subnível
Número máximo
de elétrons
Número de
orbitais
s
2
1
p
6
3
d
10
5
f
14
7
O orbital só receberá o segundo elétron, depois que todos os outros orbitais do mesmo
subnível já tiverem um elétron.
Exemplo
Números Quânticos
São quatro números utilizados para identificar um elétron na eletrosfera,que são
representados por: n, m, l, m e ms.
n = número quântico principal
Indica o nível energético do elétron.
n=
K
L
M
N
O
P
Q
1
2
3
4
5
6
7
18
Capítulo II
l – número quântico secundário
Números que representam os subníveis.
Valor de l
s
p
d
f
0
1
2
3
m ou ml - número quântico magnético
Os orbitais são identificados pelo número quântico
magnético. Num dado subnível, o orbital central tem o número
quântico magnético igual a zero, os orbitais da direita têm m =
+1, +2, +3, os da esquerda têm m = -1, -2, -3.
Subnível s 2 elétrons- 1 orbital
Subnível p 6 elétrons - 3 orbitais
Subnível d 10 elétrons - 5 orbitais
Subnível f 14 elétrons - 7 orbitais
ms ou s – número quântico de spin. São os
números que representam os movimentos de rotação do
elétron, cujo os valores são: ↑- ½ e + ½. Normalmente ,
a apresentação dos elétrons nos orbitais é feita por meio
de uma seta.
↓ - Spin positivo, ms = + ½
↑ - Spin positivo, ms = - ½
Exemplo
Determinação dos quatros números quânticos do elétron diferenciador (último elétron
da distribuição ou elétron mais energético) do átomo de cobalto (Co -> Z= 27).
A distribuição por subníveis é:
19
Capítulo II
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
Subnível mais energético = 3d7, logo os números quânticos que o definem são:
n=3
l=2
ml= -1
ms = + ½
20
Capítulo III
Tabela Periódica
A base da classificação periódica atual é a tabela de Mendeleev,
com a diferença de que as propriedades dos elementos variam
periodicamente com seus números atômicos e não com os pesos
atômicos, como era a classificação feita por Mendeleev.
Mendellev
A Tabela Periódica atual é formada por 109 elementos
distribuídos em 7 linhas horizontais, cada uma sendo chamada de
período.
21
Capítulo III
As linhas horizontais são chamadas de período. Os elementos pertencentes ao
mesmo período possuem o mesmo número de camadas de elétrons.
Vamos verificar?
K 2
K 2
K 2
L 1
L 4
L 8
Viu só, o lítio, o carbono e o neônio possuem 2 camadas (K e L); portanto são do
segundo período.
As linhas verticais da Tabela Periódica são denominadas de famílias e estão divididas
em 18 colunas. Os elementos químicos que estão na mesma coluna na Tabela Periódica
possuem propriedades químicas e físicas semelhantes.
A família é caracterizada pelos elétrons do subnível mais energético, portanto os
elementos de uma mesma família apresentam a mesma configuração na última camada.
Vamos verificar alguns exemplos?
O berílio e o cálcio tem a mesma configuração na última camada, isto é, s 2; portanto
ambos pertencem à família 2A ou 2.
Algumas colunas possuem nomes especiais. Vamos conhecer quais são elas?
Número da coluna
Elementos
Nome da família
1ª
Li, Na, K, Rb. Cs, Fr
Metais alcalinos
2ª
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Metais alcalinos terrosos
6ª
O, S, Se, Te, Po
Calcogênios
7ª
F, Cl, Br, I, At
Halogênios
Zero
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Gases nobres, raros ou inertes
Os elementos da Tabela Periódica podem ser classificados como:
22
Capítulo III
Metais - eles são a maioria dos elementos da tabela. São bons condutores de
eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e são
sólidos, com exceção do mercúrio.
Não-Metais (ametais) - são os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos
metais, não são bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e
não possuem brilho como os metais.
Semi-metais - elementos com propriedades intermediárias entre os metais e os não
metais. São eles: boro (B), silício (Si), germânio (Ge), arsênio (As), antimônio (Sb), telúrio
(Te) e polônio (Po).
Gases Nobres - são no total 6 elementos e sua característica mais importante é a
inércia química.
Hidrogênio - o hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um
comportamento único.
Cor
Classe
Amarelo
Metais
Azul
Semi-metais
Rosa
Ametais
Verde
Gases nobres
Alguns grupos recebem denominações especiais, conforme mostra o quadro seguinte:
Grupo
Nome
1A
Grupo metais alcalinos
2A
Grupos metais alcalinos terrosos
6A
Grupo dos calcogênios
7A
Grupo dos halogênios
23
Capítulo III
Nota:
O número do período no qual o elemento se encontra é igual ao
número de níveis energéticos (camadas eletrônicas) da distribuição de
seu átomo.
número do período = número de níveis
Exemplo
1. O elemento lítio (Li) se encontra o segundo período. Logo, possui configuração
eletrônica com 2 níveis energéticos.
2. A distribuição eletrônica do átomo de um elemento pode ser expressa em função da
configuração eletrônica do seu gás nobre precendente na Tabela Periódica.
K - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
19
↓
18 elétrons
↓
[Ar]
Desse modo, a configuração eletrônica do potássio pode ser:
[Ar] 4s1
Blocos da Tabela Periódica
Bloco s
É o bloco dos elementos cuja distribuição eletrônica termina em subnível s. É formado
pelos grupos 1 e 2 (IA e IIA).
Grupo
Subnível Mais Energético
1A
s1
2A
s2
Bloco p
É o bloco dos elementos cuja distribuição eletrônica termina em subnível . É formado
pelos grupos que vão de 3A a 8A.
24
Capítulo III
Grupo
Subnível Mais Energético
3A
p1
4A
p2
5A
p3
6A
p4
7A
p5
8A
p6
Bloco d
É o bloco dos elementos cuja distribuição eletrônica termina em subnível d. É formado
pelos grupos que vão de 3 a 12.
Grupo
Subnível Mais Energético
3B
d1
4B
d2
5B
d3
6B
d4
7B
d5
8B
d6
8B
d7
8B
d8
1B
d9
2B
d10
Bloco f
É o grupo formado pelas duas séries da parte inferior da Tabela Periódica (série dos
lantanídeos e série dos actnídeos).
25
Capítulo III
Classificação dos Elementos
Elementos Representativos
Possuem elétron diferenciador no último nível e ocupam os blocos s e p.
Ex: 19K – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Elementos de Transição Externa
Possuem elétron diferenciador no último nível e ocupam os bloco d.
Ex: 26Fe - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Elementos de Transição Interna
Possuem elétron diferenciador no último nível e ocupam os bloco f.
Exemplo
Qual é a estrutura eletrônica do enxofre (Z= 16), por níveis e subníveis eletrônicos?
Qual a posição desse elemento na tabela periódica?
De acordo com o diagrama de Pauling
S (Z = 16) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 (Subníveis)
Níveis eletrônicos → 2, 8, 6
26
Capítulo III
Tendo 3 camadas eletrônicas podemos concluir que o enxofre pertence ao terceiro
período da classificação periódica; sendo o último subnível do tipo “p” e estando ele
incompleto, concluímos que o enxofre está localizado no BLOCO “p” da tabela, havendo 6
elétrons na última camada, concluímos também que o enxofre está na coluna 6A
(calcogênio) da classificação periódica.
Propriedades Periódicas
Propriedades periódicas são aquelas cujos valores aumentam e diminuem
periodicamente com os números atômicos.
Raio Atômico
É difícil medir o raio de um átomo, pois a “nuvem de elétrons” que
o circunda não tem limites bem definidos. Costuma-se então medir com
auxílio de raios X, a distância (d) entre dois núcleos vizinhos e dizer que o
raio atômico (r) é a metade dessa distância.
O raio atômico varia periodicamente com o aumento do número
atômico (de cima para baixo e da direita para esquerda).
Notas:
1. O raio atômico diminui quando ele perde elétrons e aumenta quando ele ganha.
→
Perda de 1elétron
K
0
Átomo neutro
F0
K
+
Cátion
→
F-
Ganho de 1elétron
Átomo neutro
Ânion
27
Capítulo III
2. Para espécies isoeletrônicas (mesmo número de elétrons), observa-se que o raio
diminui com o aumento da carga nuclear (número de prótons).
K+1 → 18 elétrons, 19 prótons
Cl-1 → 18 elétrons,17 prótons
Raio: Cl-1> K+1
Potencial de Ionização (PI) ou Energia de Ionização
É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo no estado gasoso.
X(g) + PI → X+(g) + é
O potencial de ionização aumenta para cima e para direita.
A energia necessária para retirar o primeiro elétorn de um átomo é denominada 1º
potencial de ionização (1º PI)
1º PI < 2ºPI < 3ºPI...
Eletronegatividade ou caráter ametálico
É a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons
de outro átomo quando os dois formam uma ligação química.O
seu aumento é, em termos gerais, da esquerda para direita,
excluindo os gases nobres devido a sua inércia química) e de
baixo para cima.
Eletropositividade o caráter metálico
Eletropositividade é a tendência de perder elétrons,
apresentada por um átomo. Desse modo, sua variação é
contrária a eletronegatividade. Quanto maior for seu valor,
maior será o caráter metálico.
28
Capítulo III
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade (AE ou EA)
É a energia liberada por um átomo neutro, no estado gasoso, ao receber um elétron.
X(g) + é → X-(g)- + AE
Há, contudo, algumas propriedades cujos valores
só aumentam ou só diminuem com o número atômico e
que são chamadas de propriedades periódicas. Dentre
elas podemos citar:
A) a massa atômica, que aumenta com o
número atômico;
B) o calor especifico do elemento no estado
sólido, que diminui com o aumento do número atômico (calor específico é a quantidade de
calor necessária para levar de 1۫ºC a temperatura de 1g do elemento).
Ligações Químicas
Como os átomos se ligam para atingir a estabilidade eletrônica?
A regra do octeto estabelece que os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros
na tentativa de completar a sua camada de valência (última camada da eletrosfera). Essa
tendência geral dos átomos em buscar uma configuração de 8 elétrons na última camada é
denominada regra do octeto.
Para atingir tal estabilidade sugerida pela regra do octeto, cada elemento precisa
ganhar ou perder (compartilhar) elétrons nas ligações químicas, dessa forma eles adquirem
oito elétrons na camada de valência (configuração de um gás nobre).
Exemplo
Os átomos de oxigênio se ligam para atingirem a estabilidade sugerida pela Regra do
Octeto. As diferentes cores de eletrosfera mostradas na figura abaixo nos ajudam a
interpretar o seguinte:
Composto estável: camada de valência completa
29
Capítulo III
Ligação Metálica
São uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir semimetais ou não-metais,
mas sempre com predominância dos elementos metálicos.
Podemos dizer que as ligas metálicas têm maiores aplicações que os próprios metais
puros.
Exemplo
• o aço é uma liga de ferro e carbono;
• o inoxidável, além de ferro e carbono, contém também níquel e cromo;
• o bronze é uma liga de cobre e estanho
• o latão é uma liga de cobre e zinco
Ligação Iônica
Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas.
Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos que tem
tendência a ceder elétrons e um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a
receber elétrons. Os compostos iônicos em geral apresentam altos pontos de fusão e ebulição,
são sólidos duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares, por
exemplo, a água..
Consideremos a reação química entre um átomo de sódio e um átomo de cloro, e
vejamos o que ira acontecer com as suas configurações eletrônicas.
Sódio
11
Na
1s2 2s2 2p63s1
K=2 L=8 M=1
O sódio apresenta 1 elétron na última camada(3s 1), se ele perder este elétron passará
a ter como última, a segunda camada contendo 8 elétrons (2s 2 2p6).
Cloro
17
Cl
1s22s2 2p63s2 3p5
K=2 L=8 M=7
O cloro apresenta 7 elétrons na última camada (3s 2 3p5 ). Se ele ganhar um elétron
passará a ter uma composição eletrônica semelhante à de um gás nobre.
Neste exemplo, o átomo de sódio entrega definitivamente um elétron ao átomo de
cloro. Desse modo, forma-se um íon positivo (cátion Na +) e um íon negativo (ânion Cl-), ambos
com o “octeto completo” ou com “configuração de gás nobre” (no caso, o neônio e argônio,
respectivamente).
30
Capítulo III
Transferência de elétrons
entre sódio e cloro.
Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e os ânions se atraem e se mantêm unidos
pela chamada ligação iônica, originando assim a substância cloreto de sódio ( Na + Cl-), que é o
sal comum usado na cozinha.
Nota:
1. Representações
Representação de Lewis ou Eletrônica
(• •)
Representação estrutural ou de Kekulé (—)
Ligação Covalente
Na ligação entre dois átomos de cloro (elemento que tem a tendência a ganhar um
elétron), se estabelece um par eletrônico entre os dois núcleos, resultante da atração mútuos
por elétrons de último nível.
Outros exemplos:
Molécula do gás oxigênio (O2)
Molécula da água (H2O)
Os compostos covalentes são geralmente formados pela combinação de ametal com
ametal, ametal com hidrogênio ou hidrogênio com hidrogênio, isto é, entre átomos que desejam
receber elétrons para completar 8 na última camada eletrônica. Neste caso cada átomo atrai
um elétron do outro átomo e vice-versa. Temos então um par de elétrons “presos” entre dois
átomos. Possuem, em geral baixos pontos de fusão e ebulição e, na maioria dos casos, não
conduzem corrente elétrica.
31
Capítulo III
Exemplos
Alguns compostos de boro com 6 elétrons na camada de valência.
Alguns compostos de fósforo com 10 elétrons na camada de valência.
Nota:
1. Ligação covalente normal ou simples – Os dois elétrons da ligação se originam,
um de cada átomo.
Ex.: Cl – Cl
2. Ligação covalente dativa ou coordenada – Quando o par de elétrons
compartilhado é formado por elétrons provenientes de um só átomo, sendo representada
por uma seta.
3. Um elemento só efetua covalência dativa depois de esgotadas todas as
possibilidades de formação de covalência simples.
4. O par eletrônico compartilhado na ligação (simples ou dativa) pertence
simultaneamente aos dois ligantes.
Ligação covalente dativa ou covalência dativa é a união entre
átomos que é estabelecida por meio de pares de elétrons, porém de modo
que o par eletrônico seja trazido apenas por um dos átomos. Normalmente,
cada par eletrônico coordenado corresponde a duas unidades de valência,
isto é, equivale a duas ligações covalentes normais.
Geometria Molecular
A maior parte das moléculas são tridimensionais Muitas moléculas possuem um átomo
central, que é rodeado por outros átomos arrumados de modo a representarem a melhor
32
Capítulo III
acomodação possível no espaço e melhor equilíbrio possível das forças elétricas e
magnéticas que existem em seus núcleos.
Polaridade das Ligações
Quando átomos com eletronegatividades diferentes se combinam, a nuvem eletrônica
da ligação é polarizada (deslocada) no sentido do elemento mais eletronegativo.
Por exemplo: na molécula de cloreto de hidrogênio (HCl), o átomo de cloro (mais
eletronegativo) atrai densidade eletrônica da ligação, levando à formação de um dipolo elétrico.
Neste caso, dizemos que o cloro assume uma carga parcial negativa, pois os elétrons estão
mais próximos dele. Por outro lado o hidrogênio assume uma carga parcial positiva
Como a ligação gerou pólos elétricos na molécula, ela é chamada de ligação
covalente polar.
Em compostos iônicos, os átomos apresentam uma grande diferença de
eletronegatividade: átomos que perdem – cátions (+), e átomos que ganham – ânions (-),
elétrons, toda molécula iônica é polar.
Polaridade de moléculas tri e poliatômicas depende da soma vetorial dos vetores
individuais (de cada ligação). Essa soma vetorial só pode ser feita após a determinação da
geometria molecular.
As moléculas CO2 (geometria linear), BF3 (geometria triangular ou trigonal plana) e CCl 4
(geometria tetraédrica) são apolares, embora sejam constituídas de ligações covalentes
polares. Veja a Figura 2 a seguir. Nessas moléculas, os momentos de dipolo individuais são
33
Capítulo III
cancelados mutuamente em virtude das geometrias moleculares, fazendo com que o vetor
momento de dipolo resultante tenha módulo igual à zero. Uma molécula apolar é
caracterizada por
.
Nas moléculas de H2O, NF3 e CHCl3 (clorofórmio), por exemplo, os momentos de dipolo
das ligações não se anulam, e as moléculas são ditas polares, já que
(momento de
dipolo resultante é diferente de zero).
A polaridade de uma molécula depende não só da polaridade de
suas ligações mas, também da forma geométrica da molécula. Quando
uma molécula é totalmente simétrica, quer na distribuição dos átomos,
quer na distribuição dos pares eletrônicos livres, ela será apolar. Pelo
contrário, quando os “vetores-polaridade” não se anulam, a molécula
será polar.
Oxidação e Redução
Na formação de uma ligação iônica, um dos átomos cede definitivamene elétrons pra o
outro.
34
Capítulo III
Exemplos
Dizemos, então, que o sódio sofreu Oxidação (perda de elétrons) e o cloro sofreu
Redução (ganho de elétrons).
Oxidação é a perda de elétrons.
Redução é o ganho de elétrons.
Reação de oxi-redução é quando há transferência de elétrons
Número de Oxidação (Nox)
É a carga que um átomo adquire numa substância.
Exemplo
Na formação da substância NaF (fluoreto de sódio), o sódio (Na) perde um elétron
para o flúor(F), logo teremos:
Na → Nox = +1
F → Nox = -1
Para calcularmos o Nox, devemos seguir algumas regras:
1. A soma dos Nox numa substância é igual a zero.
2. O Nox de um elemento numa substância simples é igual a zero.
Elementos de Nox constantes
Valor do Nox
Metais alcalinos (grupo 1) e prata (Ag)
+1
Metais alcalinos – terrosos (grupo 2,
Zn e Cd)
+2
Alumínio (Al)
+3
Flúor
-1
3. O hidrogênio (H) possui Nox = +1, a não ser nos compostos binários com
metais, onde seu Nox é igual a -1.
35
Capítulo III
4. O oxigênio (O) possui Nox = -2. Porém nos peróxidos e superóxidos, que
serão estudados nos próximos capítulos, o oxigênio possui número de oxidação igual a
-1, e -1/2, respectivamente.
5. O cloro (Cl), o bromo(Br) e o iodo(I) possuem Nox = -1 em compostos não
oxigenados e +1, +3, +5 e +7 nos compostos oxigenados.
6. O enxofre (S) possui Nox = -2 nos compostos não oxigenados e +2, +4 e +6
nos oxigenados.
Exemplo
Cálculo do número de oxidação do manganês na substância KMnO4.
−2
K+1 Mnx O 4
+1 + x -8 = 0
x = +7
Para praticar: Calcule o número de oxidação do elemento sublinhado:
H2CO3
Na2SO4
Ni2O3
Zn(NO3)2
Forças ou Ligações Intermoleculares
São interações que mantêm unidas moléculas de substâncias no estado sólido e
líquido.
Ligação dipolo-dipolo ou dipolo permanente
Une moléculas polares. As moléculas, por apresentarem
um dipolo permanente, ou seja, um pólo de carga positiva e outro
de carga negativa, atraem-se mutuamente , de modo que o pólo
positivo de uma molécula atrai o pólo negativo de outra molécula e
assim sucessivamente.
Ligação de Hidrogênio
Caso particular da ligação dipolo-dipolo que ocorre
em substâncias que possuem o hidrogênio ligado ao flúor,
oxigênio ou nitrogênio. Esse tipo de interação é mais forte
que as demais ligações dipolo-dipolo. Por isso a água possui
pontos de fusão e ebulição mais elevados do grupo 16.
36
Capítulo III
Força de Van der Walls
Une moléculas apolares : Br—Br ....Br—Br
Dedo de lagartixa pode inspirar fabricação de adesivo
Comprovado mecanismo que confere ao réptil
habilidade de escalar paredes
Lagartixas são excelentes alpinistas: escalam paredes
com uma velocidade que pode atingir um metro por
segundo. Quando a lagartixa sobe pela parede, a geometria
especial de seus dedos produz forças de Van der Waals,
interações eletromagnéticas fracas que garantem adesão
segura entre as patas do réptil e a superfície. A descoberta
pode ajudar os engenheiros a desenvolverem novos tipos
de adesivo.
37
Capítulo IV
Ácidos
No nosso dia-a-dia, já experimentamos substâncias que
possuem sabor azedo, como o suco de limão. Outras apresentam
sabor adstringente como caju verde. Esses tipos de sabores
caracterizam dois grupos de substâncias: Ácido e Bases.
Os ácidos são encontrados em muitos produtos comuns.
Os ácidos são muito comuns em nosso dia-a-dia: o vinagre (ácido acético), limão,
laranja e demais frutas cítricas contém o ácido cítrico, a bateria de automóvel, contém ácido
sulfúrico, ácido muriático, usado para a limpeza de azulejos, pisos, etc.
Ácidos são substâncias que, em solução aquosa, se ionizam produzindo como íon
positivo apenas cátion hidrogênio (H+).
O H+ será, então, o radical funcional dos ácidos:
HCl + H2O → H3O+ + ClHNO3 + H2O → H3O+ + NO3
38
Capítulo IV
Classificação dos Ácidos
Classificação dos ácidos quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:
a) Monoácidos - Apresentam apenas um hidrogênio ionizável.
HBr, HCl, HNO3, HF.
b) Diácidos - Apresentam dois hidrogênios ionizáveis.
H2SO4, H2CO3, H2S.
c) Triácidos - Apresentam três hidrogênios ionizáveis.
H3BO3, H3PO4.
d) Tetrácidos - Apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
H4SiO4, H4P2O7.
Classificação dos ácidos quanto à presença de oxigênio na molécula
e) Hidrácidos - Não apresentam oxigênio na molécula.
HBr, HCl, HF.
f) Oxiácidos - Apresentam oxigênio na molécula.
H4SiO4, H2SO4, H3PO4.
Nomenclatura
Ácidos Não-Oxigenados (ou hidrácidos) - Para denominar esse tipo de ácido, basta
escrever o nome do elemento, seguido da terminação ídrico:
HF - ácido fluorídrico
HBr – ácido bromídrico
HCl – ácido clorídrico
Ácidos Oxigenados (ou oxi-ácidos)- Exemplos de oxiácidos e seus respectivos
nomes:
Subgrupo do
Metal
Nox
Terminações
+2
OSO
+4
ICO
+3
OSO
+5
ICO
+4
OSS
+6
ICO
4A
5A e 7A
6A
39
Capítulo IV
Nomenclatura dos ácidos
Fórmula
Nomenclatura
H2SO4
ácido sulfúrico
H2SO3
ácido sulfuroso
HNO3
ácido nítrico
HNO2
ácido nitroso
Alguns nomes terminam com o sufixo oso. O que será que isso quer dizer?
À primeira vista, parece que tem a ver com o número de átomos de oxigênios na
estrutura.
H2SO4 – 4 átomos de oxigênio – ácido sulfúrico
H2SO3 – 3 átomos de oxigênio – ácido sulfuroso
HNO3 – 3 átomos de oxigênio – ácido nítrico
HNO2 – 2 átomos de oxigênio – ácido nitroso
- 1 átomo de oxigênio
- 1 átomo de oxigênio
E como ficaria, então, a nomenclatura dos seguintes ácidos: HClO 4, HClO3, HClO2 e
HClO?
Apenas os sufixos ico e oso não são suficientes para diferenciar esses quatro ácidos,
não é mesmo? O que fazer?
Fórmula
Nomenclatura
HClO4
ácido perclorico
HClO3
ácido clórico
HClO2
ácido cloroso
HClO
ácido hipocloroso
Observa-se novamente que a diferença entre os quatro ácidos listados acima é o
número de átomos de oxigênio. Mas não é só isso. Os diferentes sufixos e prefixos indicam o
estado de oxidação (também chamado de número de oxidação) do átomo central do ácido.
Bases (ou Hidróxidos)
As bases sã o muito comuns em nossa vida diária.
Vários líquidos de limpeza usados na cozinha contém
base, como por exemplo, hidróxido de sódio. O
chamado “leite de magnésia”, usado para combater a
acidez estomacal, contém hidróxido de magnésio,
Mg(OH)2.
40
Capítulo IV
Bases são compostos que, por dissociação iônica, liberam como íon negativo apenas o
ânion OH-, também chamado de hidroxila.
O OH- será, então, o radical funcional das bases:
NaOH → Na+ + OHCa(OH)2 → Ca+2 + 2 OH-
Classificação das Bases
De acordo com o número de hidroxilas (OH-)
1. Monobases - possuem apenas uma OHNaOH, NH4OH
2. Dibases - possuem duas OHCa(OH)2, Fe(OH) 2
3. Tribases - possuem três OHAl(OH) 3, Fe(OH) 3
4. Tetrabases - possuem quatro OHSn(OH) 4, Pb(OH) 4
De acordo com o grau de ionização - Bases fortes: quando o grau de ionização é
praticamente 100%. É o caso dos hidróxidos dos metais alcalinos e dos metais alcalinos
terrosos, que já são, iônicos por natureza.
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
Bases fracas - cujo grau de ionização é, em geral, inferior a 5%. É o caso do
hidróxido de amônio e dos hidróxidos dos metais em geral - excluídos os metais alcalinos
e alcalinos terrosos; que são moleculares por sua própria natureza.
NH4OH
De acordo com a solubilidade em água - Solúveis: hidróxido dos metais alcalinos e
hidróxido de amônio.
Pouco solúveis - hidróxido dos metais alcalinos terrosos.
Praticamente insolúveis - todos os demais.
Nomenclatura
Para dar nome a uma base, escrevemos hidróxido de seguido do nome do metal
(cátion).
Hidróxido de _______________
(nome do elemento)
NaOH – hidróxido de sódio
NH4OH – hidróxido de amônio
41
Capítulo IV
Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas, o número de carga
do íon é acrescentado no final do nome. Outra forma é acrescentar o sufixo -oso ao íon de
menor carga e –ico ao íon de maior carga.
ICO – Nox maior
Hidróxido de _______________
(nome do elemento)
OSO – Nox menor
Fe(OH)3 – Hidróxido férrico
Fe(OH)2 – Hidróxido ferroso
Sais
São compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H + e um
ânion diferente do OH-.
Um sal é formado por um cátion B, proveniente da baase,e um ânion A, proveniente do
ácido, segundo o esquema:
NaCl, NaHSO4, Ca(OH)Cl
A reação entre um ácido e uma base de Arrhenius – chamada reação de neutralização
– forma um sal e água.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Ácido Base
Sal
Água
Classificação dos Sais
Quanto à presença de oxigênio
1. Sal halóide - não possui oxigênio
NaCl
2. Oxissal - Possui oxigênio
KNO3
Quanto aos ânions presentes
1. Sal ácido - possui hidrogênio ionizável
NaHCO3
2. Sal básico - possui hidroxila
MgOHBr
42
Capítulo IV
Nomenclatura
O nome do sal é formado pela substituição do sufixo presente no nome do ácido de
origem pelo sufixo do radical presente no sal, segundo a tabela abaixo:
Ácido
Base
ÍDRICO
ETO
OSO
ITO
ICO
ATO
Notas:
1º. Sais formados por metais de número de oxidação variável apresentam duas
formas de nomenclatura:
FeCl2 – Cloreto de ferro II ou cloreto ferroso
FeCl3 - Cloreto de ferro III ou cloreto férrico
2º. A nomenclatura de sais ácidos e básicos seguem as formas apresentadas a
seguir:
Sal ácido
NaHCO3 – Carbonato ácido de sódio
Hidrogenocarbonato de sódio
Bicarbonato de sódio
Sal básico
MgOHCl – Cloreto básico de magnésio
Hidroxicloreto de magnésio
Óxidos
São compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Na
natureza são encontrados com grande freqüência, como por exemplo:
H2O – Água
SiO2 – Sílica (areia)
CO2 – Gás carbônico
Fe2O3 – Hematita (minério de ferro)
MnO2 – pirolusita (minério de manganês)
43
Capítulo IV
Classificação e nomenclatura dos óxidos
Óxidos básicos ou anfóteros - São formados por metal + oxigênio e reagem com a
água para formar bases.
Na2O - óxido de sódio
Al2O3 - óxido de alumínio
Os óxidos dos metais de número de oxidação variável recebem 3 nomes:
Fe2O3 - Trióxido de diferro (contagem dos átomos)
Óxido de ferro III (Nox do metal em algarismo romano)
Óxido férrico (Terminção ICO para o maior Nox)
Óxidos ácidos (também chamados Anidridos) - São formados por oxigênio +
ametal e reagem com a água para formar ácidos.
Os anidros mais importantes são formados por ametais com número de oxidação
positivos que se encontram relacionados no quadro seguinte:
Subgrupo do
Metal
Nox
Terminações
+2
OSO
+4
ICO
+3
OSO
+5
ICO
+4
OSS
+6
ICO
4A
5A e 7A
6A
Nomenclatura dos Ácidos
(Mono/Di/Tri/Tetra/etc...) + óxido de + (Mono/Di/Tri/Tetra/etc...)(Nome do Ametal)
CO2 - Dióxido de carbono;
N2O3 - Trióxido de dinitrogênio
Óxido de nitrogênio III
Anidrido nitroso
Óxidos neutros - Não reagem com a água
CO - monóxido de carbono
44
Capítulo IV
Reações Químicas
No Flash Descartável Ocorre Uma Reação de Síntese
Os flashes fotográficos descartáveis, bastante difundidos há
alguns anos, são fabricados com um filamento de magnésio metálico que,
na hora do “clic”, sofre uma reação com o oxigênio do ar:
2 Mg + O2 → 2MgO
Dois reagentes
Um único produto
Antes de utilizar o flash descartável, vemos um filamento feito de magnésio metálico
que depois do uso se transforma, por reação com o oxigênio, em óxido de magnésio. Deve-se
à energia liberada na reação a intensa luz branca que chega a ofuscar nossos olhos. Alguns
foguetes sinalizadores de socorro para aviões e navios também se baseiam nesse processo.
Trata-se do que os químicos chamam de reação de síntese ou de adição, aquela em que
existem dois ou mais reagentes e um único produto.
Introdução
Numa reação química, as moléculas (ou aglomerados iônicos) iniciais são
“desmontadas” e seus átomos são reaproveitados para “montar” as moléculas (ou aglomerados
iônicos) finais.
+
→
Duas moléculas de
hidrogênio (H2)
Duas moléculas de água
(H2O)
Uma molécula de hidrogênio
(O2)
São os reagentes que vão “desaparecer” durante a
reação.
São os produtos que “aparecem” após a
reação.
Podemos escrever essa reação mais rapidamente, escrevendo:
2 H2 + O2 → 2 H2O
A essa representação damos o nome de equação química.
45
Capítulo IV
Quando substâncias são transformadas em outras, dizemos que ocorreu um fenômeno
químico, isto é, ocorreu uma equação química.
Os coeficientes (2,1,2) indicam a proporção de moléculas que participam da reação.
(Não é costume escrever o coeficiente 1, que então, subentendido). O objetivo dos coeficientes
é igualar o número total de átomos de cada elemento no primeiro e no segundo membro da
equação.
Equações Iônicas
Quando uma reação envolve substâncias iônicas, podemos escrever apenas os íons
que nos interessam na explicação do fenômeno químico. Por exemplo:
H+ + OH- → H2O
equação iônica
Classificação Das Relações Químicas
As reações químicas podem ser classificadas segundo vários critérios. No momento
vamos classificá-las em:
• Reações de síntese ou adição;
• Reações de análise ou decomposição;
• Reações de deslocamento ou de substituição ou de troca simples;
• Reações de dupla troca ou dupla substituição.
Reações de Síntese (ou Adição)
Ocorre quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas
mais simples. Por exemplo:
Δ
2 HgO → 2 Hg + O2
Δ
2 KClO3 → 2KCl + 3O2
MnO2
Certas reações de análise ou de decomposição recebem n.
Reações de Análise (ou Decomposição)
Ocorre quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas
mais simples. Por exemplo:
2 HgO → 2 Hg + O2
Δ
2 KClO3 → 2 KC + 3 O2
MnO2
46
Capítulo IV
Certas reações de análise ou de decomposição recebem nomes especiais como:
Pirólise – decomposição pelo calor (na indústria é chamada também de calcinação);
Fotólise – decomposição pela luz
Eletrólise – decomposição pela eletricidade
Reações de Deslocamento (ou de Substituição, ou de Troca Simples)
Ocorrem quando uma substância simples reage com uma substância composta e
“desloca” desta última uma nova substância simples:
Fe + CuSO4 → FeSO4+ Cu↓
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2
Reações de Dupla Troca (ou Dupla Substituição)
Ocorrem quando dois compostos reagem, permutando entre si dois elementos ou
radicais e dando origem a dois novos compostos:
NaCl + AgNO3 → AgCl ↓ + NaNO3
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
Reações de Oxirredução
São reações que se processam com variação do número de oxidação de um ou mais
elementos. O aumento do número de oxidação e provocado pela perda de elétrons, sendo
denominado oxidação. A redução é a diminuição do número de oxidação, provocado por um
ganho de elétrons.
Redução
Diminuição do Nox
Ganho de elétrons
Oxidação
Aumento do Nox
Perda de elétrons
Exemplo de reação de oxirredução:
SnCl2 + 2 FeCl3 → SnCl4 + 2 FeCl2
Escrevendo os números de oxidação dos elementos sobre seus símbolos, teremos:
REDUÇÃO
47
Capítulo IV
OXIDAÇÃO
+2
-1
SnCl2 +
+3
-1
2 FeCl3 →
+4
-1
SnCl4 +
+2
-1
2 FeCl2
Nessa reação podemos identficar:
a) Elemento oxidado: Sn (sofre aumento do Nox)
b) Elemento reduzido: Fe ( sofre diminuição do Nox)
c) Elemento oxidante: Fe (se reduz, oxidando um outro elemento)
d) Elemento redutor: Sn ( se oxida, reduzindo um outro elemento)
e) Agente oxidante: FeCl3 (substância que contém o elemento oxidante)
f) Agente redutor: SnCl2 (substância que contém o elemento redutor)
Quando Ocorre Uma Reação Química?
Para duas substâncias reagirem quimicamente, é necessário que os reagentes tenham
uma certa afinidade química. Embora seja fácil constatar que existem reagentes “mais
reativos” e outros “menos reativos”.
Reações de Oxi-redução
Um reagente deve ter “vontade de ceder elétrons” e outro, “vontade de receber
elétrons”.
a) Os matais têm sempre a tendência para ceder elétrons, consequentimente, os
metais se oxidam e agem como redutores. Comparando vários metais, foi possível
determinar quais os metais com “maior tendência” e os que têm “menor tendência” para
ceder elétrons. Daí surgiu a “Fila da Reatividade”:
48
Capítulo IV
Por exemplo:
Os não-metais têm sempre a tendência para receber elétrons, consequentimente, os
não-metais se reduzem e agem como oxidantes. Podemos também arrumar os não-metais
numa Fila de Reatividade:
Por exemplo:
No primeiro copo ocorreu reação formando bromo (Br2), comprovando-se que o cloro
deslocou o bromo, sendo, portanto, mais reativo que ele:
Cl2 + 2 NaBr → Br2 + 2 NaCl
Reatividade Cl > Br
O cloro consegue deslocar o bromo
49
Capítulo IV
Já no segundo copo não houve reação, evidenciando- se que o bromo é menos reativo
que o cloro e, dessa forma, não consegue deslocá-lo:
Br2 + 2 NaCl → não ocorre Reatividade
Cl > Br
O bromo não consegue deslocar o cloro
Balanceamento Das Reações Químicas
O número total de átomos deve ser o mesmo nos dois membros da equação química.
Método Direto (ou das “tentativas”)
Conforme o próprio nome sugere, consiste em “tentar” encontrar os coeficiente
adequados fazendo elemento por elemento. Para facilitar o processo, devemos ajustar os
elementos na seguinte ordem:
1º. Metais
2º. Ametais
3º. Hidrogênio
4º. Oxigênio
Por exemplo: para balancear a equação: H 2SO3 + Al(OH)3 → Al2(SO3)
Seguiremos os seguintes passos:
3
+ H2O
1º. Balancear o alumínio (metal)
H2SO3 +
2 Al(OH)3
→ Al2(SO3) 3 +
H2O
2º. Balancear o enxofre (ametal)
3H2SO3 +
2 Al(OH)3
→ Al2(SO3) 3 +
H2O
3º. Balancear o hidrogênio
50
Capítulo IV
3H2SO3 +
2 Al(OH)3
→ Al2(SO3) 3 + 3 H2O
6 hidrogênios
4º. Conferir o oxigênio, que nesse caso, já se encontra ajustado.
Desta forma, a equação balanceada fica:
3H2SO3 +
2 Al(OH)3
→ Al2(SO3) 3 + 3 H2O
Método de Oxi-Redução
As reações de oxirredução têm um número próprio de balanceamento, que se baseia
em igualar o número de elétrons cedidos pelo redutor ao recebido pelo oxidante. Por exemplo:
Balancear os coeficientes da seguinte reação de oxirredução:
S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O
Primeiramente, verificar os elementos que sofrem variação do número de oxidação:
OXIDAÇÃO
0
+1 +5 -2
S
+
+1 +6 -2
HNO3 →
+4 -2
+1
-2
H2SO4 + NO2 + H2O
REDUÇÃO
Em seguida, igualamos os números de elétrons cedidos aos recebidos:
0
-6é
+6
S
→
S (x 1)
+5
+1é
+4
N
→
N (x 6)
----------------------------------------------0
+5
1S +6N →
+6
+4
1S +6N
51
Capítulo IV
Depois, fixamos os coeficientes obtidos na equação original:
1S
+ 6 HNO3 →
1 H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O
Outros Tipos de Reações
Reações com Oxigênio (Combustões)
O oxigênio é um ametal bastante reativo que consegue reagir com quase todos os
demais elementos químicos; a reação é, em geral, denominada queima ou combustão é produz
óxidos de vários tipos. Por exemplo:
2 Cu + O2 → 2 CuO
Reações com Hidrogênio
O hidrogênio reage com metais e com ametais de alta reatividade, formando hidretos.
Por exemplo:
H2 + Cl2 → 2 HCl
Reações com Água
Os metais alcalinos e alcalinos-terrosos reagem com água em temperatura ambiente,
formando hidróxidos correspondentes:
2Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
A Chuva Ácida
A chuva ácida contém um certo grau natural de acidez, que não prejudica o
ambiente. No entanto, essa acidez pode sofrer alterações e aumentar muito quando a
água da chuva reage com dióxido de enxofre (SO 2) e dióxido de nitrogênio (NO 2). Esses
gases resultam, principalmente, da combustão do carvão mineral, do petróleo e de seus
derivados.
A reação desses dois gases com a água, podem se formar dois ácidos: o
sulfúrico e o nítrico, os quais são absorvidos pelas gotas de chuva, preciptando-se sob
a forma de chuva ácida.
Conseqüências - florestas podem ser destruídas, monumentos e paredes de
edifícios, estatuas e veículos são corroídos e etc.
52
Capítulo V
Propriedades do Carbono
O carbono apresenta quatro elétrons em sua camada de
valência, isso significa que ele pode formar quatro ligações, sendo
assim pode se unir a outros átomos como: H, O, N, Cl. Essa
propriedade que o carbono tem explica a variedade de compostos
orgânicos existentes na natureza, por isso se diz que o carbono é
tetravalente.
Cadeia Carbônica
É toda estrutura formada por átomos de carbono ligados entre si. Os elementos mais
comuns nas cadeias carbônicas são:
Carbono - é tetravalente e efetua sempre quatro ligações, que são
representadas por traços ao seu redor. Apesar de poder fazer até quatro ligações,
com um mesmo átomo ele pode efetuar somente três.
Hidrogênio - é monovalente e efetua somente uma ligação, que é
representada por um traço.
Oxigênio - é divalente e efetua duas ligações, que são representadas por
dois traços. Pode se ligar a dois átomos ao mesmo tempo ou efetuar suas duas
ligações com o mesmo átomo.
Nitrogênio - é trivalente e efetua três ligações, que são representadas por
três traços. Pode se ligar a dois ou três átomos ao mesmo tempo, ou ainda,
efetuar suas três ligações com o mesmo átomo.
53
Capítulo V
Os átomos de carbono das cadeias podem ser classificados de acordo com o número
de outros carbonos a que se encontrem ligados.
Carbono primário - ligado a somente um outro átomo de carbono.
Carbono secundário - ligado a dois outros átomos de carbono.
Carbono terciário - ligado a três outros átomos de carbono.
Carbono quaternário - ligado a quatro outros átomos de carbono.
Para este tipo de classificação não se considera se a ligação entre os carbonos é
simples, dupla ou tripla, somente o número de carbonos a que se encontra ligado.
Tipos de Representações das Cadeias
Existe maneiras diferentes de representar a cadeia de um composto orgânico:
•
As ligações entre os carbonos indicados por traços (-)
54
Capítulo IV
Ciclopropano
1-buteno
•
Representação em bastão
•
Podemos também simplificar por meio de índices: H3C - CH2 - O - CH2 - CH3
•
Fórmula molecular: C4H10
1-buteno
Tipos de Ligações
Os diferentes tipos de ligações que ocorrem entre os átomos de carbono foram
representados da seguinte forma:
Ligação Simples
Ligação Dupla
Ligação Tripla
Classificação das Cadeias Carbônicas
Cadeia Aberta, Acíclica (ou Alifática)
Apresenta pelo menos duas extremidades e nenhum ciclo ou anel.
55
Capítulo IV
Cadeia Fechada (ou Cíclica)
Não apresenta extremidades e os átomos originam um ou mais ciclos (anéis).
Cadeia Ramificada
Possui pelo menos um carbono terciário ou quaternário.
Cadeia Normal
Possui carbonos primários e secundários.
H3 - CH2 - CH2 – CH3
Cadeias Alicíclicas (ou Não Aromáticas)
São cadeias que não apresentam o núcleo aromático ou benzênico
Cadeias Aromáticas
56
Capítulo V
Cadeia Saturada
Apresenta somente ligações simples entre os átomos da cadeia
Cadeia Insaturada (ou Não Saturada)
Apresenta pelo menos uma dupla ou tripla ligação entre átomos da cadeia.
Quanto à Natureza dos Átomos Que Compõem a Cadeia
Podem ser classificadas em homogênea ou heterogênea
Cadeia Homogênea
É constituída somente por átomo de carbono
Cadeia Heterogênea
Apresenta pelo menos um heteroátomo na cadeia.
Funções Orgânicas
Os compostos orgânicos se encontram distribuídos em diversas funções orgânicas,
que são grupos de substâncias com propriedades semelhantes, normalmente caracterizados
por um grupamento de átomo comum, que é denominado grupamento funcional.
57
Capítulo V
A celulose das verduras também tem a mesma
fórmula molecular do amido, porém o aparelho digestivo
humano não consegue digeri-la, aproveitando apenas os
sais minerais e as vitaminas. Por isso, as verduras cruas
não têm valor calórico, constituindo-se de fibras
alimentares. Porém, quando cozidas, elas podem ser
digeridas, tornando-se calóricas, ou seja, engordam.A
molécula de glicose tem a fórmula estrutural:
Nessa molécula, estão presentes as funções orgânicas álcool e aldeído.
Hidrocarbonetos
São compostos que apresentam em sua composição átomos
de carbono e hidrogênio. Vejamos as características dos principais
hidrocarbonetos:
Alcanos - são hidrocarbonetos alifáticos saturados, isto é,
apresentam cadeia aberta com simples ligações apenas.
Fórmula geral: CnH2n+2
A parafina é composta por
alcanos.
Nomenclatura dos Alcanos
Prefixo indicativo dos números de carbonos + sufixo ANO
Nº de carbonos
1
2
3
4
5
Prefixo
met
et
prop
but
pent
Nº de carbonos
6
7
8
9
10
Prefixo
hex
hept
oct
non
dec
58
Capítulo V
C4H10
Alcenos (ou olefinas) - são hidrocarbonetos alifáticos insaturados que apresentam uma
dupla ligação.
Fórmula geral: CnH2n
Eteno: C2H4
Alcinos - são hidrocarbonetos alifáticos insaturados por uma tripla ligação.
Fórmula geral: CnH2n-2
Etino: C2H2, também conhecido como Acetileno.
Alcadienos - são hidrocarbonetos alifáticos insaturados por duas ligações duplas.
Fórmula geral: CnH2n-2
1,3-Butadieno: C4H6
Hidrocarbonetos Cíclicos
Cicloalcanos - apresentam cadeia fechada com apenas simples ligações.
Ciclohexano: C5H12
Ciclohexano: C5H12
59
Capítulo V
Cicloalcenos - são hidrocarbonetos cíclicos insaturados por uma dupla ligação.
Ciclobuteno: C4H6
Aromáticos (ou Arenos) - são hidrocarbonetos em cuja estrutura existe pelo menos
um anel benzênico (aromático).
Anel Benzeno: C6H6
Anel
Álcoois - são compostos orgânicos que apresentam um ou mais grupos hidroxilas
(OH) ligados a átomos de carbono saturados. Os álcoois são mais reativos que os
hidrocarbonetos e apresentam caráter praticamente neutro. Na nomenclatura dos álcoois
utilizamos o sufixo ol para indicar o grupo funcional -OH.
Obs.: Note que a cadeia deve ser enumerada a partir da extremidade mais próxima do
grupo funcional. Se a hidroxila estiver ligada a um carbono insaturado o composto é
chamado de enol (altamente instável).
Classificação dos Alcoóis
Quanto a Posição do Grupo -OH
Álcool primário - a hidroxila está ligada a um átomo de carbono primário.
Álcool secundário - a hidroxila está ligada a um átomo de carbono secundário.
Álcool terciário - a hidroxila está ligada a um átomo de carbono terciário.
60
Capítulo V
Quanto ao Número de Hidroxilas
Monoálcool - possui somente 1 grupo funcional -OH.
Diálcool - possui 2 grupos funcionais -OH.
Triálcool - possui 3 grupos funcionais -OH.
Fenóis - são compostos orgânicos em que o grupo -OH se liga diretamente ao anel
benzênico. Os fenóis apresentam caráter ácido, em sua nomenclatura usamos o prefixo
hidroxi.
trinitro fenol (nomenclatura usual)
ou 2-metil-fenol ou orto-metil-fenol
1-hidroxi-2-metil-benzeno
Aldeídos - são compostos orgânicos que apresentam o grupo carbonila na
extremidade do composto. Os aldeídos são desidratantes, em sua nomenclatura usamos
o sufixo al.
O
Fórmula Geral:
//
R–C
\
H
61
Capítulo V
O
//
H3C – CH2 – C
\
H
O
\\
O
//
C – CH2 – CH2 – C
/
\
H
H
propana
butanodial
A História do Chanel
Primeiro perfume de CHANEL, criado em 1921, o nº 5 revolucionou o
mundo das fragrancias pela utilização em sua fórmula de corpos sintéticos,
os aldeídos, em proporções até então inéditas. Da família dos floraisaldeídos, o perfume se transformou em um mito e permanece um bestseller até os dias de hoje. A embalagem que permanece imutável foi
considerada inovadora e moderna para a sua época, em vidro com
transparência de 100%.
Cetonas - são compostos orgânicos que apresentam o grupo carbonila entre
carbonos. Em sua nomenclatura usamos o sufixo ona.
Fórmula Geral:
R–C–R
||
O
pentanona
pentanodiona-2,3
As cetonas podem ser encontradas na natureza em flores e
frutos e até em nossos organismos (em pequena quantidade),
fazendo parte dos corpos cetônicos na corrente sanguínea. Esse
composto é empregado para fabricar alimentos e perfumes.
Haletos Orgânicos: - são compostos derivados dos hidrocarnonetos pela troca de
um ou mais hidrogênios por halogênios (F, Cl, Br, I).
62
Capítulo V
Fórmula Geral: R-X
1-cloro-butano oucloreto de butila
(nomenclatura usual)
F
|
CL – C – CL
|
F
dicloro-diflúor-metano
Haletos orgânicos
proporcionam a ação
spray
Éteres - são compostos orgânicos que apresentam um oxigênio ligado a dois
radicais orgânicos. Os éteres são obtidos a partir da desidratação intermolecular dos
álcoois. Sua nomenclatura é composta pelo radical menor escrito com a terminação oxi,
seguido do nome do hidrocarboneto correspondente ao radical maior.
Fórmula Geral: R - O - R
H3C – O – CH2 – CH3
metóxi-etano ou
éter-metiletílico (nomenclatura usual)
metóxi-benzeno
Ácidos Carboxílicos - são compostos orgânicos que apresentam a hidroxila ligada
ao grupo carbonila. Os ácidos carboxílicos tem caráter ácido, em sua nomenclatura
usamos o prefixo ácido e o sufixo óico.
Fórmula Geral:
O
//
H–C
\
OH
O
//
R–C
\
OH
ácido metanóico
ácido 3-metil-pentanóico
Obs: os ácidos carboxílicos com mais de 10 carbonos na cadeia principal são
chamados de ácidos graxos (constituintes de óleos e gorduras animais e vegetais).
Fique atento
63
Capítulo V
O ácido metanóico
provém das formigas
Esteres - são compostos orgânicos usados como essências. Constituem também
óleos vegetais e animais, ceras e gordura. São obtidos a partir da reação entre álcool ou
fenol e ácido carboxílico. Sua nomenclatura é composta pelo nome do ácido formador
trocando a terminação ico por ato seguido pela preposição de e pelo nome do radical
correspondente ao álcool ou fenol.
Fórmula Geral:
O
//
R–C
\
O–R
O
//
H3C – CH2 – C
\
O – CH3
butanoato de fenila
propanoato de metila
Ésteres são usados para dar
sabor a balas e gomas de
mascar.
Sais de Ácidos Carboxílicos - são compostos orgânicos que derivam dos ácidos
carboxílicos pela substituição do hidrogênio da hidroxila por um metal. Em sua
nomenclatura, dá-se o sufixo ato ao nome da cadeia de origem (igual aos ésteres)
seguido da preposição de e do nome metal. Os sais de ácidos carboxílicos de cadeia
longa são denominados de sabões.
Fórmula Geral:
O
//
R–C
\
O Na
+
O
//
H3C – C
\
etanoato de sódio
O Na+
64
Capítulo V
Haletos de Ácidos - são compostos orgânicos que derivam dos ácidos carboxílicos
pela substituição da hidroxila por um halogênio. Em sua nomenclatura, o nome do ânion
correspondente ao haleto seguido da preposição de e do nome do acido de origem com a
terminação ila.
Fórmula Geral:
O
//
R–C
\
X
brometo de propanoila
Anidridos de ácido carboxílico - são compostos orgânicos obtidos pela
desidratação inter-molecular de dois ácidos carboxílicos. Sua nomenclatura é composta
pela palavra anidrido seguido do nome do menor ácido e por fim o nome do maior ácido.
Caso o anidrido possuir cadeias iguais, não se deve repetir o nome do ácido.
Fórmula Geral:
Ácido Propanóico --> Anidrido Etanóico
Aminas - são compostos orgânicos derivados da amônia (NH 3) pela substituição de
um ou mais hidrogênios por radicais alquila ou arila. As aminas são usadas como
corantes. Em sua nomenclatura usa-se o nome do radical seguido da palavra amina.
Fórmula Geral:
H
/
R–N
\
H
R
/
R–N
\
H
Amina primária
/
R–N
\
R
R
Amina secundária
Amina terciária
NH2
metil-etil-vinil-amina
fenil-amina
65
Capítulo V
Aminas incluem compostos biológicos de maior
importância, respondendo por várias funções em organismos
vivos, como regulação biológica, neurotransmissores e defesa
contra predadores. Por seu alto grau de atividade biológica,
muitas aminas comuns são utilizadas como drogas ou
medicamentos. Como exemplo de neutransmissores,
podemos citar a adrenalina, que é secretada pelas glândulas
sob condições de stress ou medo.
Amidas - são compostos orgânicos obtidos normalmente da reação de um ácido
carboxílico e uma amina. Em sua nomenclatura, substitui-se a terminação óico do ácido
carboxílico por amida. São usados na preparação de medicamentos.
O
//
R–C
\
NH2
Fórmula Geral:
propanamida
A amida mais importante é a uréia,
que é um dos produtos finais do
metabolismo
dos
animais,
sendo
eliminada pela urina.
Nitrilas - são compostos orgânicos obtidos do ácido cianídrico pela substituição do
hidrogênio por um radical derivado de hidrocarboneto. Em sua nomenclatura, usa-se o
nome do hidrocarboneto correspondente seguido do sufixo nitrila.
Fórmula Geral: R-C
H2C = CH - C
propeno nitrila
N
N
H 3C - C
N
etano nitrila
66
Capítulo V
Esses compostos orgânicos
são utilizados na fabricação de
luvas
Luva de nitrila
Nitro composto: - são compostos orgânicos derivados do ácido nítrico pela
substituição da hidroxila por um radical alquila ou arila. Em sua nomenclatura, usa-se o
prefixo nitro seguido do nome do hidrocarboneto correspondente.
Fórmula Geral :
O
//
R–N
ou
R – NO 2
O
2-nitropentano
2,4,6 trinitrotolueno (T.N.T)
Tiocompostos - são compostos orgânicos em que ocorre a troca do oxigênio por
enxofre.
H3C – S – CH2 – CH3
tio éter
67
Questões
Seguem abaixo alguns trechos de uma matéria da revista “Superinteressante”, que descreve
hábitos de um morador de Barcelona (Espanha), relacionando-os com o consumo de energia
e efeitos sobre o ambiente.
I. "Apenas no banho matinal, por exemplo, um cidadão utiliza cerca de 50 litros de água, que
depois terá que ser tratada. Além disso, a água é aquecida consumindo 1,5 quilowatt-hora (cerca de
1,3 milhões de calorias), e para gerar essa energia foi preciso perturbar o ambiente de alguma
maneira....”
II. “Na hora de ir para o trabalho, o percurso médio dos moradores de Barcelona mostra que o
carro libera 90 gramas do venenoso monóxido de carbono e 25 gramas de óxidos de nitrogênio ... Ao
mesmo tempo, o carro consome combustível equivalente a 8,9 kwh.”
III. “Na hora de recolher o lixo doméstico... quase 1 kg por dia. Em cada quilo há aproximadamente
240 gramas de papel, papelão e embalagens; 80 gramas de plástico; 55 gramas de metal; 40
gramas de material biodegradável e 80 gramas de vidro.”
No trecho I, a matéria faz referência ao tratamento necessário à água resultante de um banho. As
afirmações abaixo dizem respeito a tratamentos e destinos dessa água. Entre elas, a mais plausível é a
de que a água:
A) passa por peneiração, cloração, floculação, filtração e pós-cloração, e é canalizada para os rios.
B) passa por cloração e destilação, sendo devolvida aos consumidores em condições adequadas para
ser ingerida.
C) é fervida e clorada em reservatórios, onde fica armazenada por algum tempo antes de retornar aos
consumidores.
D) passa por decantação, filtração, cloração e, em alguns casos, por fluoretação, retornando aos
consumidores.
E) não pode ser tratada devido à presença do sabão, por isso é canalizada e despejada em rios.
Também com relação ao trecho I, supondo a existência de um chuveiro elétrico, pode-se
afirmar que:
A) a energia usada para aquecer o chuveiro é de origem química, transformando-se em energia elétrica.
B) a energia elétrica é transformada no chuveiro em energia mecânica e, posteriormente, em energia
térmica.
C) o aquecimento da água deve-se à resistência do chuveiro, onde a energia elétrica é transformada em
energia térmica.
D) a energia térmica consumida nesse banho é posteriormente transformada em energia elétrica.
E) como a geração da energia perturba o ambiente, pode-se concluir que sua fonte é algum
derivado do petróleo.
Uma moda atual entre as crianças é colecionar figurinhas que brilham no escuro. Essas
figuras apresentam em sua constituição a substância sulfeto de zinco. O fenômeno ocorre
porque alguns elétrons que compõem os átomos dessa substância absorvem energia
luminosa e saltam para níveis de energia mais externos. No escuro, esses elétrons retomam
68
Questões
aos seus níveis de origem, liberando energia luminosa e fazendo a figurinha brilhar. Essa característica
pode ser explicada considerando o modelo atômico proposto por:
A) Dalton.
B) Thomson.
C) Lavoisier.
D) Rutherford.
E) Bohr.
“O coração artificial colocado em Elói começou a ser desenvolvido há quatro nos
Estados Unidos e já é usado por cerca de 500 pesssoas. O conjunto, chamado de
Hearmate, é formado por três peças principais. A mais importante é uma bolsa
importante com 1,2 quilo, 12 centímetros de diâmetro e 3 centímetros de espessura,
feita de titânio – um metal branco pesado, leve e resistente.”
Revista Veja, julho de 1999.
Entre os metais abaixo, aquele que apresenta, na última camada, número de elétrons igual ao do titânio
é o:
A) C
B) Na
C) Ga
D) Mg
E) Xe
O Fim do Mau Cheiro
Algodão que elimina odor desagradável é a novidade entre os tecidos inteligentes. O mau
cheiro é causado por bactérias que proliferam com o calor e umidade. O tecido é tratado com
um composto químico à base de cloro, que mata esses microorganismos, eliminando o calor.
Para evitar as propriedades desse composto, basta colocar o vestruário em uma solução com água
sanitária, produto de uso doméstico que contém hipoclorito de sódio – NaClO.
A) Com base na Tabela de Classificação Periódica, escreva onome da família e o grupo a que pertence
o elemento cloro.
B) Determine o número de oxidação do oxigênio e do hipoclorito de sódio.
69
Questões
O Mg(OH)2 em água (leite de magnésia) é consumido popularmente como laxante e
antiácido. De acordo com a equação abaixo, pede-se apontar as afirmativas corretas sobre
Mg(OH)2.
Mg(OH)2 (s) + H2O (l) → Mg+2(aq) + 2OH- (aq)
A) É uma substância básica.
B) Em água é pouco solúvel.
C) Em água produz uma solução neutra.
D) Em água produz um cátion e dois ânions.
E) Tem duas cargas positivas e uma negativa.
Em 1984, a Estátua da Liberdade, em Nova York, Estados Unidos, teve de ser restaurada
porque a poluição ácida corroeu a sua estrutura metálica. A precipitação ácida ocorre quando
aumenta, na atmosfera, a concentração de:
A) SO2
B) CO
C) MgO
D) NaOH
E) CaCO3
Antes de um funileiro soldar peças de zinco galvanizadas, ele as limpa com uma solução de
ácido muriático (ácido clorídrico). Assinale a equação que mais bem representa a reação, bem
como sua classificação.
A) Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 , reação de dupla troca
B) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O; reação de decomposição
C) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O; reação de dupla troca
D) Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 , reação de decomposição
E) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O; reação de oxidação
Alguns cuidados devem ser tomados por quem decide iniciar o cultivo do girassol. A
oleaginosa deve ser plantada em solos descompactados, com pH acima de 5,2 (que indica
menor acidez da terra). Conforme as recomendações da Embrapa, o agricultor deve colocar,
por hectare, 40 kg a 60 kg de nitrogênio, 40 kg a 80 kg de fósforo. O pH do solo, na região do
agricultor, é de 4,8. Dessa forma, o agricultor deverá fazer a "calagem".
Suponha que o agricultor vá fazer calagem (aumento do pH do solo por adição de cal virgem - CaO). De
maneira simplificada, a diminuição da acidez se dá pela interação da cal (CaO) com a água presente no
solo, gerando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) que reage com os íons H1+ (dos ácidos), ocorrendo, então,
a formação de água e deixando os íons Ca2+ no solo.
Considere as seguintes equações:
I.
CaO + 2H2O => Ca(OH)3
II. CaO + H2O => Ca(OH)2
III. Ca(OH)2 + 2H+ => Ca2+ + 2H2O
IV. Ca(OH)2 + H+ => CaO + H2O
70
Questões
O processo de calagem descrito acima pode ser representado pelas equações:
A) I e II
B) I e IV
C) II e III
D) II e IV
E) III e IV
Uma região industrial lança ao ar gases como o dióxido de enxofre e óxidos de nitrogênio,
causadores da chuva ácida. A figura mostra a dispersão desses gases poluentes.
Considerando o ciclo da água e a dispersão dos gases, analise as seguintes possibilidades:
I. As águas de escoamento superficial e de precipitação que atingem o manancial poderiam causar
aumento da acidez da água do manancial e provocar a morte dos peixes.
II. A precipitação na região rural poderia causar aumento de acidez do solo e exigir procedimentos
corretivos, como a calagem.
III. A precipitação na região rural, embora ácida, não afetaria o ecossistema, pois a transpiração dos
vegetais neutralizaria o excesso ácido.
A) pode ocorrer apenas a I.
B) pode ocorrer apenas a II.
C) podem ocorrer tanto a I quanto a II.
D) podem ocorrer tanto a I quanto a III.
E) podem ocorrer tanto a II quanto a III.
Considere os compostos etanol e seu isômero dimetil-éter e respectivos pontos de ebulição:
Etanol: + 78,3º C
Dimetil – éter: -24ª C
Não obstante terem a mesma fórmula molecular (C2H6O), o ponto de ebuição do etanol é tão maior que
o dimetil-éter porque:
A) apenas no etanol podem formar-se pontes de hidrogênio
B) a molécula do etanol é apolar e a do dimetil-éter, polar
71
Questões
C) a molécula do dimetil-éter é polar e forma pontes de hidrogênio
D) no dimetil-éter a molécula é apolar e, no etanol, polar
E) no etanol predominam Forças de Van der Walls
As características dos vinhos dependem do grau de maturação das uvas nas parreiras porque
as concentrações de diversas substâncias da composição das uvas variam à medida que as
uvas vão amadurecendo. O gráfico a seguir mostra a variação da concentração de três
substâncias presentes em uvas, em função do tempo.
O teor alcoólico do vinho deve-se à fermentação dos açúcares do suco da uva. Por sua vez, a acidez do
vinho produzido é proporcional à concentração dos ácidos tartárico e málico.
Considerando-se as diferentes características desejadas, as uvas podem ser colhidas:
A) mais cedo, para a obtenção de vinhos menos ácidos e menos alcoólicos.
B) mais cedo, para a obtenção de vinhos mais ácidos e mais alcoólicos.
C) mais tarde, para a obtenção de vinhos mais alcoólicos e menos ácidos.
D) mais cedo e ser fermentadas por mais tempo, para a obtenção de vinhos mais alcoólicos.
E) mais tarde e ser fermentadas por menos tempo, para a obtenção de vinhos menos alcoólicos
72