química geral e inorgânica
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1 QUÍMICA PROFESSOR DA TUIRMA: EDSON REVISÃO a 1 ETAPA UFBA 2008 2 QUÍMICA 3 PARTE I QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA RESUMO TEÓRICO CONCEITOS FUNDAMENTAIS MATÉRIA QUÍMICA Composta átomos diferentes na molécula. EXEMPLO H2O, CO2, H3SO4 MISTURA (moléculas diferentes) Homogênea (solução) uma fase. EXEMPLO água + álcool átomos 108 tipos (elementos químicos) moléculas reunião de átomos combinados Heterogênea mais de uma fase. EXEMPLO água + areia ÁTOMO (nop = noe–) OBSERVAÇÃO 1 núcleo prótons (p) 1 Substância pura pode constituir sistema heterogêneo, quando em estados físicos diferentes. 0 nêutrons (n) 1 1 eletrosfera elétrons (e–) ~ 0 ÍONS cátion () perdeu e o o – (n p n e ) ânion () ganhou e NÚMEROS DE IDENTIFICAÇÃO Z (nº atômico) p (A Z) A (nº de massa) p n CONCEITOS BÁSICOS Atomicidade número de átomos na molécula. Importante!!! EXEMPLO H2, N2, O2, F2, C2, Br2 e I2 Alotropia mesmo elemento químico forma substâncias simples diferentes. EXEMPLO grafite e diamante (Cn) PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS Ponto de Fusão (PF) Ponto de Solidificação (PS) Ponto de Ebulição (PE) Ponto de Liquefação (PL) Densidade () CONCEITOS IMPORTANTES OBSERVAÇÃO Isótopos = Z, A EXEMPLO 17 17 35 C, 37 C a) SUBSTÂNCIA PURA Temperatura constante durante mudança de estado. P.F. = P.S. e P.E. = P.L. Isóbaros Z, = A EXEMPLO 19 20 40 K, 40 Ca Isótonos Z, A, = n EXEMPLO 5 6 11 B, 12 C SUBSTÂNCIA (moléculas iguais) Simples átomos iguais na molécula. EXEMPLO H2, P4, S 8 b) MISTURA Em casos especiais, pode ter P.F. constante (eutéticas) ou P.E. constante (azeotrópicas). GRAFICAMENTE, TEMOS 1. Gráfico de aquecimento de uma substância pura, desde o estado sólido até o estado gasoso. 4 2. Gráfico de resfriamento de uma substância pura, desde o estado gasoso até o estado sólido. QUÍMICA APARELHAGENS VOLUMÉTRICAS Pipeta Utilizada nas medições mais precisas de volumes de líquidos. SEPARAÇÃO DE MISTURAS (MÉTODOS COMUNS) Filtração (S/L heterogênea) Proveta Empregada nas medições aproximadas de volumes líquidos. Bureta Empregada especificamente nas titulações. Consiste em um tubo cilíndrico graduado geralmente em centímetros cúbicos, apresentando na parte inferior uma torneira controladora de vazão. ESTRUTURA DA MATÉRIA Decantação (L/L heterogênea) 1. MODELOS Destilação (S/L ou L/L homogênea) Leucipo (450 a.C.) e Demócrito (400 a.C.) – Primeira idéia de átomo. Uma partícula indivísivel constituinte da matéria. Dalton (1808) – Primeiro modelo atômico com base científíca (Resultados experimentais). Uma partícula maciça e individual (Modelo da Bola de Bilhar). Thompson (1897) – Descargas elétricas em alto vácuo (Tubos de Crookes) levaram à descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (Modelo de Pudim de Passas). Rutherford (1911) – O átomo é maciço nem indivisível. O átomo seria formado não por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua massa; ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planétario, onde o Sol seria o centro, o núcleo, e os planetas seriam os elétrons. Bhor (1913) – Com base no espectro, concluiu que os 5 QUÍMICA elétrons giravam em torno do núcleo em determinados níveis de energia, constituindo camadas eletrônicas. Essas camadas foram chamadas K, L, M, N, O, P, Q, correspondentes aos 1o, 2o, 3o, 4o, 5o, 6o, 7o níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. OBSERVAÇÃO OBSERVAÇÃO Distribuição por camada cátion átomo 01. Raio ânion átomo 02. 3o PI > 2o PI > 1o PI Para os elementos dos grupos A e O: – Colocam-se os elétrons da camda mais interna para a mais externa, até o seu limite de elétrons – a última camda de cada átomo não poderá possuir mais que oito elétrons. Caso isto ocorra, passe um número de elétrons para a camada seguinte, suficiente para que esta passe a possuir 2, 8 ou 18 elétrons (O maior possível). – A penúltima camada terá sempre um número de elétrons igual a 2, 8, 18 ou 32 (Máximo possível) EXEMPLO 20Ca K = 2; L = 8; M = 10 (8); N = 2 TABELA PERIÓDICA CARACTERÍSTICAS Re presensativos Grupos A e O Elementos Transição Grupo B Gasosos Gases nobres / H, N, O, F, C Estado físico Líquidos Hg e Br Sólidos Demais Transurânico Artificiais 03. F, O, N – mais eletronegativos e de maiores PI, depois dos gases nobres. LIGAÇÕES QUÍMICAS Ligação química = Estabilidade = Orbital completo CLASSIFICAÇÃO a) Interatômica (Entre átomos) Metal H Iônica (Transferência de elétrons) Metal Não metal Características dos compostos – Sólidos – Altos PF e PE – Bons condutores quando fundidos ou em solução. Metálica (Elétrons livres) – Metal + Metal Covalente (Emparelhamento de elétrons) –H+H – H + Não metal – Não metal + Não metal b) Intermoleculares (Entre moléculas) Dipolo-Dipolo – moleculares polares Mais importantes: Pontes de hidrogênio (H ligado a F, O, N) Altos PE Van Der Waals (Dipolo induzido) moléculas apolares 6 QUÍMICA Principais nox: (fixos) Alcalinos + 1 2A + 2 A + 3 POLARIDADE POLAR eletronegatividades diferentes EXEMPLO HC De ligação APOLAR mesmas eletronegatividades EXEMPLO C 2 Substâncias simples apolar EXEMPLO De molécula C 2 (exceto O3 ) Substâncias compostas 1 H 1 (metal H) Polar EXEMPLO CHC3 2A/3A/4A outros Apolar Polar (exceto com 6 ou 7 átomos) EXEMPLOS CO2, H2O IMPORTANTE! GRUPOS A maior nox= no do grupo (n) menor nox = n – 8 O ELEMENTO QUE SE OXIDA – perde elétrons – o nox aumenta – é redutor Semelhante dissolve semelante OBSERVAÇÃO Radioatividade (Noções gerais básicas) Equações nucleares Massa 1º membro massa 2º membro Carg a 1º membro c arg a 2º membro Funções Químicas: são grupos de compostos com propriedades químicas semelhantes. Na Química Inorgânica, destacam-se as funções: Óxido – Ácido – Base – Sal De uma maneira bastante genérica, podemos apresentar estas funções de forma simplificada, como no quadro abaixo, baseado nos estudos de Arrhenius: FUNÇÃO ÓXIDOS Meia vida (p) tempo para que metade dos átomos radioativos se desintegre. Fissão nuclear = quebra de núcleos bomba A Fusão nuclear = união de núcleos bomba H ÁCIDOS NOX / REDOX / BALANCEAMENTO Cálculo nox: 1) Substância simples nox = 0 2) Molécula soma nox = 0 3) Íon soma nox = carga do íon O ELEMENTO QUE SE REDUZ – ganha elétrons – o nox diminui – é oxidante FUNÇÕES INORGÂNICAS – REAÇÕES Regra da solubilidade Partículas 01 0 0 2 1 (peróxido ) O 1 / 2 (sup eróxidos ) 2 (fluoretos) São reações em que há transferência de elétrons entre os reagentes, com conseqüente variação nos números de oxidação de alguns elementos. Só 2 elemento químicos 4 2 OH– – 1 CN– – 1 NH4 + 1 REAÇÕES DE ÓXI-REDUÇÃO + de 2 elementos químicos (exceto CO) F–1 Ag + 1 Zn + 2 BASES CONCEITO São compostos formados por dois elementos, de modo que o elemento mais eletronegativo é o oxigênio. Podem ser moleculares ou iônicos. São compostos moleculares que, em meio aquoso, se ionizam, originando como cátion exclusiva-mente H+, que em água forma H3O+ (Hidrônio) São compostos iônicos que, em meio aquoso, se dissociam, libertando como ânion exclusivamente OH– EXEMPLOS OBSERVAÇÃO PRÁTICA H2O CaO A2O3 Nas fórmulas, o oxigênio é o segundo elemento. (ExOy) HC H2SO4 H4P2O7 Nas fórmulas, o hidrogênio aparece em primeiro lugar. NaOH Ca(OH)2 A(OH)3 Nas fórmulas, o grupo OH aparece em último lugar. 7 SAIS São compostos iônicos que, em meio aquoso se dissociam, libertando pelo manos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH– QUÍMICA Sulfeto de zinco Zn2S2 ZnS NaC NaHCO3 CaOHC Nas fórmulas, não aprecem H em primeiro lugar nem OH em último lugar. Com oxigênio (Oxiácidos e oxissais) Sufixos e prefixos são usados de acordo com o nox do elemento formador. NOX PREFIXO SUFIXO + 1 ou + 2 Hipo Oso + 3 ou + 4 (exceto B (+ 3) e 4A (+ 4) Ico) *** Oso + 5 ou + 6 *** Ico +7 Per Ico OBSERVAÇÃO Ácidos, bases e sais são eletrólitos (produzem soluções condutoras de eletricidade). NOMENCLATURA / FORMULAÇÃO ÓXIDOS E BASES O elemento com nox fixo (1A, 2A, A, Ag, Zn, NH 4 ) Óxido ou de elemento Hidróxido OBSERVAÇÃO Para os sais: EXEMPLO CaO Oxido de cálcio Zn (OH)2 Hidróxido de zinco Elemento com mais de 1 nox OSO ITO ICO ATO EXEMPLO Óxido ou de elemento nox Hidróxido HCO Ácido hipocloroso. KBrO4 Perbromato de potássio OBSERVAÇÃO EXEMPLO FeO Oxido de ferro II Fe(OH)3 Hidróxido de ferro III Para a formulação, deve-se considerar: OBSERVAÇÃO Oso (menor nox) 1) Para 2 nox Ico (maior nox) Importante: Cu + 1, + 2 Fe + 2, + 3 Sn/Pb + 2, + 4 2) Para formulação, usa-se o nox de um elemento como índice do outro, em módulo. EXEMPLO Óxido de sódio Na2O Hidróxido cúprico Cu(OH)2 ÁCIDOS E SAIS Ácido hidrácido ídrico Sem oxigênio Sal halóide eto EXEMPLO H2S Ácido sulfídrico KBr Brometo de potássio OBSERVAÇÃO Para a formulação, segue-se a mesma regra usada para óxidos e bases. EXEMPLO Ácido iodídrico HI Se for de metal ou grupo 6A maior nox. Se for de não metal menor nox. Exceções : B ( 3) e 4A ( 4) Ácidos – “Soma-se” a fórmula do óxido com água. EXEMPLO Ácido bromoso: +3 –2 Br O Br2O3 H2 O + ______________ H2Br2O4 HBrO2 Sais – Parte-se do óxido, trocando-se os hidrogênios pelo metal ou radical positivo. EXEMPLO Sulfato de alumínio +6 –2 S O S2O6 SO3 H2 O + ________ H2 SO4 A2 (SO4)3 8 IMPORTANTE! 1) Para o P, As, Sb e B, dependendo do grau de hidratação do óxido, temos: Meta 1 H2O Piro 2 H2O Orto 3 H2O EXEMPLO QUÍMICA DUPLOS, MISTOS apresentam fórmula geral OU SALINOS M3O4, em que M é um metal. São considerados como resultantes da soma de dois outros óxidos do elemento. Fe2O3 + Fe3O4 2PbO PbO2 + Pb3O4 BASES P2O3 + H2O (H2P2O4) = HPO2 – ácido metafosforoso “Força” P2O3 + 2 H2O (H4P2O5) = ácido pirofosforoso P2O3 + 3 H2O (H6P2O6) = H3PO3 – ácido ortofosforoso ou ácido fosforoso P2O5 + H2O (H2P2O6) + HPO3 – ácido metafosfórico Fortes 1A e 2A Fracas demais Solubilidade em água Solúveis bases dos metais alcalinos e NH4OH 2) O óxido de cromo pode gerar dois ácidos: Pouco solúveis bases dos metais alcalinos terrosos (exceto Mg(OH)2, que é insolúvel) CrO3 + H2O – H2CrO4 (Ácido crômico) 2 CrO3 + H2O H2Cr2O7 (Ácido dicrômico) Insolúveis as demais (incluindo Mg(OH)2) CLASSIFICAÇÕES IMPORTANTES ÁCIDOS ÓXIDOS Número de H+ (ionizáveis) DENOMINAÇÃO CARACTERÍSTICAS Óxidos iônicos (com exceção do H2O2) em que o oxigênio tem nox = –1, PERÓXIDOS sendo que o cátion é geralmente do grupo 1A (M2O2) ou 2A (MO2). Têm caráter básico. Óxidos iônicos em que o oxigênio tem nox = –1/2, sendo o cátion geralSUPERÓXIDOS mente um elemento do grupo 1A (MO2) ou 2A (MO4). Têm caráter básico. Reagem com água, produzindo ácidos. São forÓXIDOS ÁCIDOS mados geralmente por (ANIDRIDOS) nãometais ou metais com nox > 4, sendo todos moleculares. Reagem com água produzindo bases. São formaÓXIDOS dos por metais dos gruBÁSICOS pos 1A e 2A ou outros de nox baixos, sendo todos iônicos. São óxidos iônicos moleculares que reagem com ácidos ou com bases, ÓXIDOS tendo, portanto, duplo ANFÓTEROS comportamento (de óxido básico e de óxido ácido). Tais óxidos não reagem com água. São óxidos moleculares ÓXIDOS que não reagem com áciNEUTROS OU dos, bases ou água. INDIFERENTES ÓXIDOS EXEMPLOS Monoácidos ou monopróticos: 1 hidrogênio ionizável H2O2 Na2O2 CaO2 EXEMPLO HC, HNO3, HCO4, H3PO2 etc. Diácidos ou dipróticos: 2 hidrogênios ionizáveis KO2 CaO4 BaO4 EXEMPLO H2S, H2CO3, H2SO4, H3PO3 etc. Triácidos ou tripróticos: 3 hidrogênios ionizáveis CO2 SO3 Mn2O7 EXEMPLO H3PO4, H3AsO3, H3SbO4 etc. “Força” K2O CaO Ag2O Hidrácidos Fortes: HC < HBr < HI Médio: HF Fracos: os demais (H2S, HCN etc.) Oxiácidos São importantes: ZnO, MnO2, A2O3, Cr2O3, Fe2O3 e os óxidos de As, Sb e Pb. São importantes: CO, NO, N2O e H2O São óxidos iônicos que FeO Escrevendo HxAyOw como fórmula geral de um oxiácido e definindo um número n tal que: n wx , sendo: y Ácido forte n 2 Ex.: H2SO4 Ácido médio 1 n < 2 Ex.: H4P2O7 9 Ácido fraco n < 1 Ex.: H3BO3 QUÍMICA OBSERVAÇÃO 1) Para o conceito de Lewis, é útil considerar: Os principais ácidos de Lewis são os cátions e os derivados halogenados de metais de transição, Be, B e A. OBSERVAÇÃO Exceção: H2CO3 Fraco As principais bases de Lewis são as substâncias em que o átomo central tem par de elétrons disponível com possibilidade de formar ligação covalente dativa (5A, 6A e 7A). SAIS Neutralização Neutros sem H+ ou OH– Ex.: NaC 2) Os três conceitos vistos não são conflitantes. Na verdade, um amplia o outro, de modo que podemos esquematizar: Ácidos H+ na molécula Ex.: NaHCO3 Básicos OH– na molécula Ex.: CaOHC LEWIS Solubilidade em água Brönsted – Lowry É importante destacar, neste item: Arrhenius 1) Todos os sais dos metais alcalinos e de NH4 são solúveis. Ou seja: os ácidos ou base de Arrhenius também serão ácidos ou bases de Brönsted e de Lewis. O inverso, porém, não é verdadeiro. 2) Os sais insolúveis mais importantes são: Cloretos Brometos Iodetos de Ag, Hg, Pb REAÇÕES IMPORTANTES Elemento + O2 óxido CaSO4 / BaSO4 / CaCO3 EXEMPLO OBSERVAÇÃO 4Na + O2 2Na2O Indicadores ácido / base importantes: INDICADOR MEIO ÁCIDO MEIO BÁSICO Tornassol Vermelho Azul Fenolftaleína Incolor Rosa CaCO3 Decomposições NH4OH ARRHENIUS BRÖNSTEDLOWRY LEWIS ÁCIDOS BASES EXEMPLOS Liberam Liberam como único como cátion H+ ou único HC + H2O H3O+ + C– H3O+ em ânion OH– NaOH + H2O Na+ + OH– solução em solução aquosa. aquosa. Doam Recebem H+ H+ prótons prótons HC + H2O H3O+ + C– ácido 1 base 1 ácido 2 Aceitam par de elétrons, numa ligação covalente dativa CaO + CO2 H2O + CO2 H2O + NH3 Metal + ácido sal + H2 Conceitos ácidos / base CONCEITOS H2CO3 Doam par de elétrons numa ligação covalente dativa Exceto: Bi, Cu, Hg, Ag, Pt e Au EXEMPLO H2SO4 + 2Na Na2SO4 + H2 H2SO4 + Ag Não há reação Dupla troca AB + CD CB + AD base2 EXEMPLO BF3 + : NH3 F3B : NH3 ácido base complexo coordenado H2SO4 + 2KOH K2SO4 + 2H2O CaCO3 + 2HC CaC2 + H2CO3 H2O + CO2 10 QUÍMICA P = 1 atm = 760 mmHg Nas CNTP T = 0 ºC = 273K CÁLCULOS QUÍMICOS – GASES P = 1 atm = 760 mmHg Nas condições ambiente (CATP) RESUMO TEÓRICO T = 25 ºC = 298K CONCEITOS GERAIS Leis dos gases Transformação Leis Boyle Mariotte Massa atômica = massa do átomo, expressa em u (unidade de massa atômica). Massa molecular = soma das massas dos átomos da molécula da substância, sendo expressa em u (unidade de massa atômica). Mol = 6,02 x 1023 unidades (equivale à MAg). Massa molar = massa de 1 mol, sendo expressa em gramas. Volume molar = volume ocupado por 1 mol de uma substância. Relação T = cte (Isotérmica) P 1 V Equação Gráfico PV = K P P1V1 = P2V2 V P P K T OBSERVAÇÃO Assim, temos: 1 mol = 6,02 x 1023 unidades = MAg ou MMg = 22,4L (gás nas CNTP) Charlies e Gay Lusak Para gases nas CNTP (T = 0 ºC e P = 1 atm) = 22,4 L V = cte (Isocórica ou isométrica) PT T (K) P1 P2 T1 T2 P T (ºC) V K V T P = cte (Isobárica) ESTUDO DOS GASES VT Estados de agregação da matéria T (K) V1 V2 T1 T2 V T (ºC) Sólido Retículo cristalino Forma e volume próprios (Arrumação geométrica definida) (Coesão > repulsão) Líquido Fluidos Forma e volume variáveis Formulário básico Equações geral dos gases (Coesão repulsão) PV Po Vo T To Equação de Clapeyron PV = nRT OBSERVAÇÃO 0,082 (P atm) Pressão de vapor (pv) = Pressão exercida pelos vapores que estão em equilíbrio com o líquido. pv Gasoso 1 P.E. Movimento desordenado Forma e volume variáveis (Coesão < repulsão) (Volume gás = Volume recipiente) Grandezas físicas que caracterizam um gás. Pressão 1 atm = 760 mmHg = 760 torr Volume 1 dm3 = 1L = 103 m = 103 cm3 Temperatura absoluta (Kelvin) T(k) = t (ºC) + 273 n m eR MM 62,3 (P mmHg) Densidade a) Absoluta P.MM R .T. Velocidade de difusão b) Relativa d A.B VA MM B VB MM A MMA MMB 11 Mistura gasosa PA = XA . PT , sendo X A (08) Z é um elemento de transição. (16) A combinação de Z e X dá origem a um composto volátil. (32) A combinação de X com o carbono pode originar uma molécula apolar com ligações polares. (64) O composto formado pela combinação de Y e X deve ser insolúvel em solventes apolares. nA n total EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 01. Considere o diagrama a seguir, que representa uma série de etapas no processo de separação dos componentes de uma mistura: Mistura I Filtração Sólido I Mistura II Líquido I As frações produzidas (Sólido I, sólido II e líquido I) foram submetidas a aquecimento. O líquido I ferveu a 98 ºC. A variação de temperatura em função do tempo para as frações sólido I e sólido II estão mostradas nos gráficos a seguir: ºC ºC fusão fusão Sólido I Tempo Sólido II Tempo Considerando o diagrama e os gráficos, podemos afirmar: (01) (02) (04) (08) A mistura I é heterogênea. O sólido I é ainda uma mistura. O sólido II é puro. O líquido I, como ferveu a 98 ºC, não pode ser a água. (16) A mistura I pode ser uma amostra contendo sal de cozinha, açúcar e água em excesso. (32) Se a mistura I for constituída de 10 g de areia, 40 g de NaC e 100 mL de água, nas condições ambientais, então podemos afirmar que o sólido I não é puro e a mistura II apresenta as mesmas propriedades em toda sua extensão. Dado: C.S.NaC = 360g/L H2O 02. A tabela mostra a configuração eletrônica de alguns elementos da tabela periódica. ELEMENTOS X Y Z 03. As reações de óxi-redução estão presentes nos processos biológicos e nas indústrias de transformação. Até mesmo em atívidades banais de nosso dia-a-dia, como a limpeza de uma bandeja de prata escurecida, usando apenas água, sabão e papel de alumínio, como ilustra a equação (não balanceada) abaixo, verificamos esse tipo de reação: A(s) + Ag2S(s) A3+ (aq) + S2– + Ag(s) Destilação Sólido II QUÍMICA CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA (EM CAMADAS) 2, 6 2, 8, 18, 8, 1 2, 8, 14, 2 Com base nessas informações e nos conhecimentos sobre átomos e ligações químicas, pode-se afirmar: (01) As ligações em X são covalentes. (02) Y é o elemento que apresenta a primeira energia de ionização maior. (04) Y é o átomo de menor raio atômico. Assinale as afirmativas verdadeiras sobre a equação acima e as substâncias envolvidas. (01) As reações de óxi-redução ocorrem com transferência de elétrons do agente oxidante para o agente redutor. (02) Na reação representada, o alumínio metálico é um doador de elétrons. (04) Na reação representada, o enxofre sofre redução, e Ag2S é o agente redutor. (08) A substância representada pela fórmula Ag2S é denominada sulfato de prata. (16) Quando um mol de átomos de alumínio reage, há transferência de 3 mols de elétrons. (32) A soma dos menores e inteiros coeficientes da equação representada é 16. 04. Julgue os itens a seguir, referentes às funções inorgânicas e suas propriedades. (01) O hidróxido de amônio é uma base fraca. (02) Uma solução contendo um ácido forte contém mais íons que moléculas. (04) O ácido cianídrico é forte e extremamente venenoso. (08) Todo sal, com exceção dos de amônio, são sólidos à temperatura ambiente. (16) Na reação HBr + NH3 NH 4 + Br –, o HBr é um ácido de Arrhenius. (32) A reação entre o HC e o Ag produz um gás inflamável. (64) Ao se reagir H2SO4 com NaC obtém-se o mesmo sal produzido na reação entre H2S e NaOH. 05. Considerando os conceitos de massa molecular, mol, massa molar e volume molar, pode-se afirmar. (01) 1 mol de ouro e 1 mol de alumínio contêm diferentes números de átomos. (02) A massa de 6,02 x 1023 moléculas de CO2 é, numericamente, igual à massa molecular dessa substância. (04) 1 mol de H2SO4 contém dois átomos de hidrogênio. 12 06. QUÍMICA (08) Se a massa de um átomo de flúor é 3,155 x 10 – 23 g, então a massa molar do flúor é 19. (16) O volume ocupado por um mol de CO2(g) a 25 ºC e 1 atm de pressão é igual a 22,4 L. (32) Um mol de água nas CNTP ocupa um volume igual a 22,4 L. sistema. (16) Um sistema formado por vapor d’água, gelo e água mineral (líquida) é heterogêneo e formado por um único componente. (32) As misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas, mas uma substância pura não pode constituir um sistema heterogêneo. Van Helmont foi o primeiro a considerar e estudar os vapores por ele mesmo produzidos. Observou que se pareciam com o ar, em seu aspecto físico, mas não em todas as suas propriedades. Obteve, especificamente, os vapores da madeira ao queimar-se, que pareciam ar mas não se comportavam como tal. Para Van Helmont, essas substâncias parecidas com o ar, sem volume nem forma determinados, assemelhavam-se um pouco ao “chaos” grego: a matéria original, informe e desordenada, a partir da qual (segundo a mitologia grega) foi criado o Universo. Van Helmont deu aos vapores o nome de “chaos”, que, pronunciado com a fonética flamenga, vira gás, termo ainda aplicado às substâncias parecidas com o ar. Estudos posteriormente desenvolvidos visando a explicar o comportamento do estado gasoso levaram à elaboração de um modelo teórico, o gás ideal, regido por postulados próprios, cada um evidenciando uma reação causa-efeito, reunidos na Teoria Cinética dos Gases. (64) Na natureza, a água pode ser encontrada nos estados sólido, líquido ou gasoso. Isto constitui exemplo de variedades alotrópicas que diferem entre si pela estrutura cristalina. (Adaptado de La Recherche em Historie des Sciences. Org. Michel Bizunski – PARIS. 1983. pp. 204) Com base nos conhecimentos sobre gás ideal, pode-se afirmar: (01) A temperatura constante, a variação do volume ocupado por uma determinada massa de gás é inversamente proporcional à variação da pres-são. (02) Numa mesma temperatura, a pressão exercida por 1 mol de He é menor que a exercida por 1 mol de O2 em um mesmo recipiente. (04) A energia cinética média das moléculas de um gás depende da pressão em que ele se encontra. (08) Quando uma porção de gás for aquecida sob volume constante, a densidade do gás permanece inalterada. (16) Sendo a velocidade de efusão do CH4 igual a 10 L/s, a do O2 será igual a 20 L/s. (32) A altas temperaturas e baixas pressões, o gás metano apresenta comportamento mais próximo do ideal que o gás hélio. 02. O estudo do resfriamento de uma amostra de glicerina (C3H8O3) revelou o seguinte comportamento: Com base nestas informações, podemos afirmar: (01) O ponto de fusão da glicerina é 17 ºC. (02) A glicerina é terciária e tem atomicidade igual a 14. (04) A glicerina tem como um dos elementos participantes da molécula o hidrogênio, que é um elemento que pode aparecer sob três formas alotrópicas: 1H1, 1H2 e 1H3. (08) Nos trechos BC e DE, a glicerina constitui sistemas monofásicos. (16) A fórmula mínima da glicerina é C3H8O3 e a percentual é: C = 39,1%, H = 8,7% e O = 52,2%. 03. Dados os gráficos Gráfico I Gráfico II EXERCÍCIOS PROPOSTOS 01. Julgue os itens a seguir. (01) A obtenção do chumbo a partir da galena é um fenômeno químico. (02) Substâncias puras são formadas por moléculas constituídas de um só elemento químico. (04) Um químico verifica que certa amostra de um sólido se dissolve parcialmente numa certa quantidade de álcool. Empregando-se grande quantidade de álcool, o sólido restante não mais se dissolve. Em vista desses fatos, ele pode afirmar que a amostra é de uma substância composta. (08) Fase é cada parte homogênea e continua de um Gráfico III O gráfico I representa a fusão de dois sólidos de aparência homogênea. O gráfico II representa o aquecimento de um sólido até completar a vaporização. O gráfico III representa o resfriamento de um gás até completar a solidificação. Assinale as afirmativas verdadeiras: (01) Seguramente, o sólido A é uma substância pura. 13 (02) II está representando o aquecimento de uma mistura azeotrópica. (04) Em II, no intervalo ab, a substância está sendo aquecida no estado sólido. (08) Em II, o intervalo de é um sistema heterogêneo. (16) No gráfico III, o ponto c é a temperatura de liquefação. (32) No gráfico III, a passagem do ponto d para o ponto c é um processo exotérmico. (libera calor). (64) Em, I, B é uma mistura eutética. 04. (UFBA) A matéria é constituída por átomos e possui propriedades que permitem identificar e classificar as formas sob as quais se apresenta na natureza. A tabela a seguir relaciona algumas propriedades de amostras da matéria. Amostra Pentano Álcool a 90 ºGL Água do mar Café (solução) Moeda Ferro Densidade (g/mL), a 25 ºC Ponto de fusão (ºC) Ponto de ebulição (ºC), a 1 atm 0,626 0,791 1,025 1,10 3,25 7,86 – 130 * * * * 1535 36 78,2 * * * 2885 * não há ponto de fusão ou ebulição definido. (Fonte: PERUZZO et al., p.16) Com base nas informações da tabela e nos conhecimentos sobre estrutura e caracterização da matéria, pode-se afirmar: (01) Densidade, ponto de fusão e de ebulição são propriedades funcionais da matéria. (02) Ferro e pentano são substâncias puras. (04) Água do mar e álcool a 90 ºGL são substâncias compostas. (08) Pentano é líquido a 25 ºC, a 1 atm. (16) Moeda e café são misturas. (32) O pentano, no sistema formado por pentano e água do mar, constitui a fase superior. (64) A massa de 50 mL de café é igual a 50g. QUÍMICA na temperatura de –0,5 ºC. (32) Na temperatura de 0 ºC, o nitrogênio e o butano constituem um sistema homogêneo, a 1 atm de pressão. 06. (PUC-PR) Analise os quatro sistemas a seguir e as afirmações abaixo. I água e óleo II acetona (C3H6O) III oxigênio IV água e álcool Assinale como resposta a soma correspondente às afirmações corretas: (01) Os sistema I, II, III e IV são, respectivamente, mistura heterogênea, substância composta, substância simples e solução. (02) Para separar os componentes do sistema IV, deve-se usar o processo de destilação. (04) Se misturarmos os componentes dos sistemas I e IV, resultará uma mistura heterogênea trifásica. (08) Para separar os componentes do sistema I, deve-se usar o processo de decantação. (16) Uma mistura do sistema III com nitrogênio pode ser separada usando-se uma câmara de poeira. 07. Considerando as seguintes informações: I) Iodo é um sólido solúvel em etanol e insolúvel em água. II) Cloreto de bário é um sólido solúvel em água. III) Etanol é um líquido solúvel em água, e benzeno é imiscível em água. pode-se afirmar. (01) Uma mistura de iodo e etanol pode ser separada por filtração. (02) A mistura água-iodo pode ser separada em seus constituintes com o uso da aparelhagem representada abaixo. 05. Observe a tabela abaixo, considerando que as substâncias se encontram a 1 atm de pressão. Nitrogênio Butano Benzeno P.F. (ºC) -210 -138 5,5 P.E. (ºC) -196 -0,5 80 Sobre essas substâncias, é correto afirmar: (01) À temperatura ambiente, duas dessas substâncias se encontram no estado líquido. (02) Existe uma temperatura na qual o butano e o benzeno são encontrados constituindo, juntos, um sistema líquido. (04) Em La Paz, o ponto de ebulição do benzeno é maior que 80 ºC. (08) Nitrogênio sólido só pode ser obtido em temperaturas menores que –210 ºC, a 1 atm de pressão. (16) Na pressão indicada, o butano sofre liquefação (04) Por destilação é possível fracionar uma solução de água e cloreto de bário. (08) Uma mistura de água e etanol é homogênea. (16) Uma mistura de água e benzeno pode ser separada por filtração a vácuo. (32) A mistura iodo-cloreto de bário pode ser separada por adição de água. 08. (UFBA) 14 QUÍMICA lente. (04) Em III, há quebra de ligação iônica e covalente. (08) Em IV e V, há ruptura de ligação intermolecular. (16) Devido à presença de pontes de hidrogênio no estado líquido, o ponto de ebulição do éter etílico é mais elevado que o do álcool etílico. Observando-se a tabela anterior e associando as letras aos elementos da Tabela Periódica, na posição indicada, pode-se afirmar: (01) (02) (04) (08) (16) (32) Os elementos b e têm a mesma valência. O íon m+ e o íon t– são isoeletrônicos. O composto ps3, é iônico. Os elementos p, n, d, v e são metais. Os elementos p, m, b e t são representativos. Entre os elementos citados, m e t são, respectivamente, de maior eletropositividade e maior eletronegatividade. 09. Sobre o átomo de sódio, são verdadeiras as seguintes proposições: (01) Trata-se de um átomo pouco reativo. (02) Apresenta um elétron de valência. (04) Trata-se de um metal bastante eletropositivo e de baixo potencial de ionização. (08) É o terceiro metal alcalino por ordem na Tabela Periódica. (16) O íon Na+ é isoeletrônico do neônio. (32) Localiza-se no segundo período da Tabela Periódica. 10. (UNB-DF) Julgue os itens abaixo: (01) O átomo de hidrogênio forma ligação covalente com o átomo de cloro e ligação iônica com o átomo de sódio. (02) Os gases hidrogênio (H2), nitrogênio (N2) e oxigênio (O2) possuem, todos, ligações covalentes. (04) Não é possível existir ligação covalente polar numa molécula apolar. (08) Uma molécula diatômica pode ser iônica ou covalente polar, dependendo da diferença de eletronegatividade entre os dois átomos. (16) As moléculas de gás carbônico (CO2) e de água (H2O) são apolares, pois as duas são lineares. (32) As moléculas de amoníaco (NH4) e de tetracloreto de carbono (CC4) são polares porque, nos dois casos, o momento de dipolo da molécula é diferente de zero. 11. (UFBA) I) KC(s) + nH2O K+(aq) + C–(aq) II) N2O4(g) 2 NO2(g) III) NaC(s) + H2SO4() HC(g) + NaHSO4(s) IV) C2H5OH() C2H5OH(g) V) CH3OCH3() CH3OCH3(g) Analisando-se as ligações químicas e intermoleculares existentes nos compostos acima, é correto afirmar: (01) Em I, há quebra de ligação iônica. (02) Em II, há ruptura unicamente de ligação cova- 12. Julgue os itens: (01) A substância CaC2 é volátil. (02) A substância CaC2 conduz corrente elétrica quando em solução aquosa. (04) A molécula CS2 é angular. (08) As moléculas CH4 e CC4 têm a mesma geometria. (16) As moléculas BC3, CH4 e PH4 são polares. (32) A substância CC4 deve ser solúvel em água. (64) No estado líquido, as ligações intermoleculares no H2S são do tipo “pontes de hidrogênio”. 13. (UFBA) Os gráficos A e B representam processos de aquecimento dos líquidos puros H2O e CC4, à pressão de 1 atm. T(ºC) T(ºC) p d b 100 n 76,8 c O 25 a 0 Gráfico A Tempo (min) m 0 Gráfico B Tempo (min) A partir da análise dos gráficos e dos conhecimentos sobre ligações e propriedades físicas das substâncias, pode-se afirmar: (01) As pontes de hidrogênio são responsáveis pelo elevado ponto de ebulição da água, comparado ao do CC4. (02) Em ab, existe somente líquido puro no sistema. (04) A temperatura normal de ebulição do CC4 é de 76,8°C. (08) Em be, existe líquido e vapor em equilíbrio. (16) A temperatura normal de fusão do CC4 é de 25,0 °C. (32) op representa o processo de vaporização do CC4. 14. Considere os nuclídeos: I) 238 92 U III) 244 94 Pu II) 234 90Th IV) 3 1H (01) I, ao emitir uma partícula transforma-se em II. (02) II, ao emitir uma partícula transforma-se em 234 91 Pa . (04) A emissão sucessiva de duas partículas e duas partículas por III, dá origem a um isótopo de I. (08) Se a meia vida de II é de 25 dias, partindo-se de uma massa inicial de 200g de II, a massa dessa 15 amostra ao final de 75 dias é de 50g. (16) IV dá origem a uma reação de fissão nuclear, como mostrado a seguir: 3 1H 2 1H 42 He 1 0n energia 15. As afirmativas a seguir estão relacionadas com o estado dos números de oxidação. Assinale os itens corretos: (01) Um elemento apresenta sempre, em qualquer composto, o mesmo número de oxidação. (02) É possível existir um composto no qual o fósforo apresenta nox = – 5. (04) Os números de oxidação do iodo nos compostos I2, NaI, NaIO4 e PbI2 são, respectivamente, 0, – 1, + 7 e – 1. (08) Nos íons complexos [AgC2]3– (aq), [AgC3] 2–(aq) e [AgC4]3–(aq) a prata apresenta o mesmo grau de oxidação. (16) No mineral apatita, uma das matérias-primas mais comuns para obtenção de adubos, o nox do cálcio é + 2. QUÍMICA (01) Os óxidos Na2O, N2O5, CaO e P2O5 são básicos. (02) Os ácidos clórico, perclórico, clorídrico e permangânico são monoácidos. (04) As bases NaOH, KOH e NH4OH são fortes quanto ao grau de dissociação. (08) Clorato de potássio, sulfato de sódio e perclorato de sódio são sais de reação neutra. (16) O bicarbonato de sódio é um sal ácido de formula NaHCO3. 19. (UFBA) Os compostos NO2(g), SO3(g) e CO2(g) interagem com vapor de água, na atmosfera. Em relação a esses compostos e sua ação sobre o meio ambiente, pode-se afirmar: (01) São classificados como óxidos básicos. (02) Reagem com água, formando sais ácidos. (04) NO2(g) e SO3(g) reagem com água, formando ácidos nitroso e ácido sulfuroso, respectivamente. (08) A presença de grandes concentrações de NO2(g) e SO3(g) na atmosfera provoca o fenômeno das chuvas ácidas. (16) CO2 liquefeito é utilizado na produção de gelo-seco. 16. (UFBA) MnO 4( aq ) + IO3(aq ) + H2O() MnO2(s) + IO 4(aq ) + OH (aq ) Após o balanceamento, com os menores coeficientes inteiros, da equação química acima, pode-se afirmar: (01) Dois moles de MnO 4 reagem com três moles de IO 3(aq ) . (02) O número de oxidação do iodo no íon periodato, é + 5. (04) A água atua como agente redutor. (08) O elemento químico manganês é oxidado. (16) O íon permanganato atua como agente oxidante. (32) A reação envolve transferência de elétrons. 17. (UFBA) I) P + NaOH + H2O NaH2PO + PH3 II) As2S3 + HNO3 + H2O H2SO4 + H3AsO4 + NO (01) dentre os elementos químicos de I e II, o enxofre apresenta maior variação do estado de oxidação. (02) entre I e II, existem quatro elementos que se oxidam e dois que se reduzem. (04) em I, o coeficiente do NaOH, após o balanceamento, é igual a 3. (08) em II, o coeficiente de As2S3 após o balanceamento, é igual a 4. (16) em I, somente um elemento sofre variação do número de oxidação. (32) em II, três elementos diferentes sofrem variação do número de oxidação. (64) entre I e II, a soma dos coeficientes da água, após o balanceamento, é igual a 8. 18. (UFBA) Sobre funções, conceitos, nomenclatura e fórmulas da química Inorgânica, pode-se afirmar: 20. Sobre as substâncias inorgânicas, selecione as afirmativas verdadeiras: (01) Na equação XO(s) + H2O() X (2aq ) 2OH ( aq ) , (02) (04) (08) (16) (32) (64) X é um metal. Neutralizar um ácido significa transformá-lo em uma base. A solução de um ácido diprótico hipotético, H2X, de grau de ionização () 100%, é eletricamente positiva porque o número de íons hidrogênio (H+) é maior que o de ânions (X-2). Devido ao caráter básico do CaCO3, o cálcio é usado na agricultura para corrigir a acidez do solo. Quanto maior o número de hidrogênios ionizáveis, mais forte é o ácido. O bicarbonato de sódio (NaHCO3) pode ser obtido pela reação da soda cáustica com gás carbônico. Se um determinado óxido reage com uma base, é suficiente para afirmarmos que se trata de um óxido ácido. 21. (UFBA) Numa lâmina de zinco, em contato com o ar atmosférico, observou-se a formação de uma substância A, de coloração branca. Em seguida, a lâmina de zinco foi exposta a uma atmosfera de hidrogênio. Com base nessas informações e nos conhecimentos sobre propriedades periódicas dos elementos químicos, pode-se afirmar: (01) O número de oxidação do zinco metálico é +2. (02) A substância A é óxido de zinco. (04) A formação de A e sua reação com o hidrogênio são representadas, respectivamente por: 2Zn(s) + O2(g) 2ZnO(s) 16 ZnO(s) + H2(g) Zn(s) + H2O(g) (08) O hidrogênio atuou como agente oxidante. (16) Durante a formação de A, o zinco perdeu dois elétrons. (32) O primeiro potencial de ionização do zinco é maior que o segundo. QUÍMICA ser removido das mãos esfregando-as com limão. A reação ocorrida é: R – NH2(aq) + HX(aq) R - NH 3(aq ) X (aq ) (01) A espécie R – NH2 atua como base de Lewis. 22. I) Quando o ferro é aquecido com o óxido de cobre (II), forma-se óxido de ferro (II) e cobre metálico. II) A platina é um metal que não é atacado pelos ácidos. III) O hidróxido de potássio é uma base forte. Considerando-se as informações anteriores, pode-se afir-mar: (01) O ferro é um metal mais reativo que o cobre. (02) Na reação do ferro com o óxido de cobre, o ferro atua como agente redutor. (04) Uma solução de hidróxido de potássio conduz corrente elétrica melhor que uma solução de hidróxido de cobre (II). (08) A platina é um metal bastante reativo. (16) Base forte é aquela capaz de ficar vermelha em presença de fenolftaleína. (32) Quando um metal é atacado pelo ácido clorídrico, há desprendimento de gás cloro. 23. A aparelhagem a seguir serve para produzir gás, que sai pelo tubo D. A é um equipamento de vidro que tem uma torneira, permitindo gotejar um líquido para dentro do recipiente B. (02) HX é o ácido conjugado da base X–. (04) A espécie R NH3 atua como base de Brönsted. (08) HX(aq) atua como ácido de Arehenius. (16) A espécie R – NH2 atua como doador de próton. 25. É correto afirmar: (01) Em 44g de CO2 tem-se 6,02 x 1023 átomos no total. (02) Em um mol de moléculas de C2 tem-se 12,04 x 1023 átomos. (04) O volume ocupado por 48g de O3 gasoso, medidos nas CNTP, é 22,4L. (08) A massa de um mol de moléculas de H2SO4 é igual a 98g. (16) 22,4L de HC gasoso, medidos nas CNTP, correspondem à massa de 36,5g. (32) 64g de SO2 contêm 12,04 x 1023 moléculas. 26. A dicacodila. H3C CH3 As H3C As CH3 é um líquido incolor, extremamente tóxico e de cheiro insuportável. Acredita-se que nada consegue superá-la em termos de mau-cheiro (cacodila, em grego, quer dizer fétido). Sobre a dicacodiia, podemos afirmar: (01) Um mol de dicacodila contém um número maior de moléculas que um mol de água. (01) Se em A tivermos ácido clorídrico e em B, um pedaço de zinco, o gás que sai em D é o hidrogênio. (02) Se houver CaCO3 pulverizado no recipiente B e um ácido inorgânico forte, em A, gás carbônico será liberado em D. (04) Para se conseguir um óxido ácido em D, deve-se utilizar um ácido em B, e uma base, em A. (08) A produção de H2, em D, utilizando sódio em B e ácido clorídrico em A ocorre através de uma reação, simultaneamente, de dupla-troca e de óxido-redução. (16) É impossível, com um ácido em A e um sal em B, produzir um gás em D. 24. O odor característico dos peixes é devido às substâncias voláteis de fórmula R-NH2. Esse odor pode (02) 20g de dicacodila contêm um número maior de moléculas que 20g de água. (04) Em um mol de dicacodila encontramos 6 x 1023 átomos de arsênio. (08) 3 x 1023 moléculas de dicacodila pesam menos que 6 x 1023 moléculas de sacarose (C12H22 O11). (16) Em um mol de dicacodila encontramos 4 átomos de carbono. 27. A própria natureza exerce ações de caráter corretivo sobre a composição do ar, visando à sua uniformização através da dispersão de gases, precipitação de partículas ou assimilações e transformações químicas e biológicas. Porém sua eficácia é limitada. Ultrapassados os limites, cabe a cada um de nós zelar pela 17 QUÍMICA qualidade do ar que respiramos. (BRANCO. MURGEL, (08) A maior pressão parcial é exercida pelo nitrogênio. (16) A fração molar do oxigênio é 0,5. (32) O volume parcial da amônia é, aproximadamente, 16,6 L. 2004. P. 107). Em relação aos gases que constituem o ar e seus poluentes, podemos afirmar: (01) O ar é constituído de uma solução gasosa real, cujos componentes nas CNTP experimentam interações de atração que o tornam mais denso, se comparado a uma mistura ideal de mesma composição. (02) As moléculas dos gases que constituem a atmosfera têm maior velocidade média em dias frios. (04) A dispersão de gases tóxicos no ar atmosférico torna-se mais difícil nos dias mais quentes. (08) A reação dos gases NO2 e SO2 com o vapor d'água presente na atmosfera eleva a acidez do ar atmosférico. (16) O N2(g) é o componente do ar que exerce a maior pressão parcial. (32) Mantida constante a pressão de certa porção de ar atmosférico, sua densidade diminui quando ele é aquecido. (64) A velocidade de difusão do CO2(g) é maior que a do O2(g), no ar atmosférico. 28. (UFBA) Em relação ao estado gasoso, pode-se afirmar: (01) Para triplicar a velocidade média das moléculas de um determinado gás, que se encontra à temperatura de 300 K, deve-se elevar a temperatura para 809 ºC. (02) Numa mistura gasosa ideal contida num cilindro, cada gás exerce uma pressão igual àquela por ele exercida, caso ocupasse, sozinho, o volume da mistura, à mesma temperatura, (04) 3,0 moles de um gás ideal ocupam um volume de 60L, à pressão de 1140 rnmHg e a uma temperatura aproximadamente igual a 93 ºC. (08) A pressão total, numa mistura gasosa ideal, pode ser calculada em função da pressão parcial de qualquer dos gases e de sua respectiva fração malar. (16) Para que um balão meteorológico suba, é necessário que o gás colocado dentro dele tenha densidade maior que a densidade do ar atmosférico. 29. (UFBA) Em um recipiente de capacidade igual a 50 L, a uma temperatura de 300 K, são misturados 3 moles de O2, 1 mol de N2 e 2 moles de NH3. Em relação a essa mistura, é correto afirmar: (01) A densidade do oxigênio, em relação à do nitrogênio, é 1,88 g/cm3, estando esses gases submetidos a uma mesma pressão e temperatura. (02) Dentre esses gases, nas mesmas condições, é a amônia que apresenta maior velocidade de difusão. (04) A pressão total da mistura é 5 atm. 30. Um gás sofre uma evolução conforme o diagrama a seguir: É correto afirmar-se que: (01) Do estado A para o estado B, e do estado B para o estado C, o gás sofre, respectivamente, um resfriamento isobárico e um aquecimento isobárico. (02) O volume ocupado pelo gás em B é 164 L. (04) Duraste toda a evolução, a energia cinética média do gás só é modificada nos trechos BC e DA. (08) Em D, o gás está submetido a uma pressão de 3 atm, temperatura de 227 ºC e ocupa um volume de 10L. (16) Se o gás em questão fosse o oxigênio, seria necessária uma massa de 160 g para a construção do diagrama. (32) No trecho DA, percebemos que, à pressão constante, a temperatura absoluta da amostra gasosa é inversamente proporcional ao seu volume. 18 QUÍMICA
