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QUÍMICA

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APRESENTAÇÃO

Caro Aluno,

Você está recebendo um material inovador, designer ousado, elaborado para fornecer

subsídios que o auxiliem a completar seus estudos. Neste volume, encontrará os assuntos

correspondentes a Química 1ª série do Ensino Médio.

Os conteúdos selecionados permitem que você desenvolva competências que o conduzam

a:

Ser capaz de continuar aprendendo;

Preparar-se para o trabalho;

Desenvolver o senso crítico e estético;

Inferir a teoria a partir da prática.

Abra, leia, aproveite e vença todos os obstáculos, pois o sucesso vai depender de seu

esforço pessoal, logo:

• Você precisa ler todo material de ensino; • Você deve realizar todas as atividades propostas; • Você precisa organiza-se para estudar.

Nesse contexto, Göethe recomenda: “Qualquer coisa que você possa fazer ou sonhar,

você pode começar. A coragem contém em si mesma o poder, o gênio e a magia”.

Bom Estudo! Equipe do Polivalente

COLÉGIO INTEGRADO POLIVALENTE “Qualidade na Arte de Ensinar”

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QUÍMICA

SUMÁRIO

APRESENTAÇÃO ............................................................................................. 1 QUÍMICA........................................................................................................ 2 SUMÁRIO ....................................................................................................... 2 INTRODUÇÃO................................................................................................. 6 QUÍMICA........................................................................................................ 7 CONCEITOS FUNDAMENTAIS.......................................................................... 7

MATÉRIA....................................................................................................................................... 7 EXERCÍCIOS ........................................................................................................................... 8

ESTRUTURA DA MATÉRIA............................................................................... 8 EXEMPLOS DE SUBSTÂNCIAS SIMPLES ......................................................................................... 8 EXEMPLOS DE SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS.................................................................................... 8 ELEMENTO..................................................................................................................................... 9 ALOTROPIA................................................................................................................................... 9

ELEMENTOS QUÍMICOS.................................................................................. 9 ELEMENTO QUÍMICO ..................................................................................................................... 9 CARBONO...................................................................................................................................... 9

EXERCÍCIOS ......................................................................................................................... 10 ESTADOS FÍSICOS........................................................................................ 10

MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO................................................................................................... 11 FENÔMENOS FÍSICOS.................................................................................................................. 11 FENÔMENOS QUÍMICOS .............................................................................................................. 11

EXERCÍCIOS ......................................................................................................................... 12 TESTE ................................................................................................................................... 12

MISTURAS.................................................................................................... 13 FRACIONAMENTO DE MISTURAS HOMOGÊNEAS.......................................................................... 17

EXERCÍCIOS ......................................................................................................................... 19 TESTES ................................................................................................................................. 20

A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA – O ÁTOMO ................................................. 20 CONCEITOS FUNDAMENTAIS RELATIVOS AOS ÁTOMOS ............................... 21

NÚMERO ATÔMICO...................................................................................................................... 21 NÚMERO DE MASSA..................................................................................................................... 21 ELEMENTO QUÍMICO ................................................................................................................... 22 TABELA DE DISTRIBUIÇÃO DE ELÉTRONS ................................................................................... 22 F.................................................................................................................................................. 24 (FLÚOR) ...................................................................................................................................... 24


CONCEITOS FUNDAMENTAIS RELATIVOS AO ÁTOMO................................... 25 ISOÁTOMOS ................................................................................................................................ 25 ISÓTOPOS................................................................................................................................... 25 ISÓBAROS................................................................................................................................... 25 ISÓTONOS................................................................................................................................... 25

EXERCÍCIOS ......................................................................................................................... 25 TESTE ................................................................................................................................... 26 GABARITO DO EXERCÍCIO .................................................................................................... 26

CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA (TABELA)........................................................ 27

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METAIS ....................................................................................................................................... 28 NÃO-METAIS ............................................................................................................................... 28 SEMI-METAIS.............................................................................................................................. 28 GASES NOBRES ........................................................................................................................... 28 HIDROGÊNIO .............................................................................................................................. 29


LIGAÇÕES QUÍMICAS................................................................................... 30 A LIGAÇÃO IÔNICA ..................................................................................................................... 30 LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR ........................................................................................ 32


FUNÇÕES QUÍMICAS .................................................................................... 33 ÁCIDOS........................................................................................................ 33

CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS ..................................................................................................... 33 NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS .................................................................................................... 34

BASES .......................................................................................................... 34 SAIS............................................................................................................. 35 ÓXIDOS........................................................................................................ 36

CÁTION ....................................................................................................................................... 36 EXERCÍCIOS ......................................................................................................................... 36 TESTE ................................................................................................................................... 37

REAÇÕES QUÍMICAS .................................................................................... 37 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS.................................................................................................... 38

EXERCÍCIOS ......................................................................................................................... 38 TESTES ................................................................................................................................. 39 GABARITO ............................................................................................................................ 40

GRANDEZAS QUÍMICAS................................................................................ 43 MASSA ATÔMICA (MA) ................................................................................................................ 43 MASSA MOLECULAR .................................................................................................................... 44 ÁTOMO-GRAMA E MOLÉCULA-GRAMA........................................................................................ 44 MOL............................................................................................................................................. 45 VOLUME MOLAR .......................................................................................................................... 45


CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO ...................................................................... 47 EXERCÍCIOS ......................................................................................................................... 48

REAGENTES EM EXCESSO ............................................................................................................ 48 REAGENTE IMPURO..................................................................................................................... 48 RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO ................................................................................................... 49

EXERCÍCIOS ......................................................................................................................... 49 OS GASES..................................................................................................... 50

TRANSFORMAÇÕES GASOSAS...................................................................................................... 51 LEIS FÍSICAS DOS GASES ............................................................................ 51

TRANSFORMAÇÕES ISOTÉRMICAS E LEI DE BOYLE ..................................................................... 51 LEI DE CHARLES – GAY – LUSSAC ............................................................................................... 52 TRANSFORMAÇÃO GERAL DOS GASES ......................................................................................... 53 GÁS PERFEITO E GÁS IDEAL........................................................................................................ 53 PRINCÍPIO DE AVOGRADO.......................................................................................................... 53 EQUAÇÃO DE CLAPEYRON ........................................................................................................... 53


DISPERSÕES ................................................................................................ 56

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A SOLUÇÃO COLOIDAL E SUAS PROPRIEDADES INTERMEDIÁRIAS ............................................. 57 CARACTERÍSTICAS DAS DISPERSÕES ......................................................................................... 57 SOLUÇÕES VERDADEIRAS ........................................................................................................... 58 QUANTO Á NATUREZA DAS PARTÍCULAS..................................................................................... 58 QUANTO A QUANTIDADE DE SOLUTO.......................................................................................... 58 QUANTO AO ESTADO DE AGREGAÇÃO DAS PARTÍCULAS ............................................................. 58 COMPONENTES DAS SOLUÇÕES................................................................................................... 59

SOLUBILIDADE ............................................................................................ 59 EXERCÍCIOS ......................................................................................................................... 60 TESTES ................................................................................................................................. 60

CINÉTICA QUÍMICA ..................................................................................... 61 TESTES ................................................................................................................................. 66

ELETROQUÍMICA.......................................................................................... 66 MECANISMO DE UMA PILHA........................................................................................................ 67

TESTES ................................................................................................................................. 71 GABARITO ............................................................................................................................ 73

INTRODUÇÃO A QUÍMICA ORGÂNICA .......................................................... 74 PROPRIEDADES GERAIS.............................................................................................................. 74 DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS .................................................................................................... 74 COMPARANDO COMPOSTOS ........................................................................................................ 75 ORGÂNICOS E INORGÂNICOS ..................................................................................................... 75 CONTRIBUIÇÕES DE KEKULE (1859)........................................................................................... 75

EXERCÍCIOS ......................................................................................................................... 76 CLASSIFICAÇÃO DO CARBONO..................................................................... 77

REPRESENTAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS ............................................................................ 77 EXERCÍCIOS ......................................................................................................................... 79

TIPOS DE CADEIAS CARBÔNICAS................................................................................................ 80 RESUMO ...................................................................................................................................... 83


RADICAIS ORGÂNICOS ................................................................................ 86 CLASSIFICAÇÃO DOS RADICAIS.................................................................................................. 86


FUNÇÕES ORGÂNICAS E SUAS NOMENCLATURAS......................................... 90 HIDROCARBONETOS ................................................................................................................... 90 PARAFINAS OU ALCANOS............................................................................................................ 90 ALCENOS OU OLEFINAS .............................................................................................................. 92 ALCINOS ..................................................................................................................................... 92 ALCADIENOS OU DIENOS............................................................................................................ 92 CICLANOS ................................................................................................................................... 93 CICLENOS OU CICLOLEFINAS...................................................................................................... 93 AROMÁTICOS .............................................................................................................................. 94 NOMENCLATURA USUAL DE ALGUNS HC...................................................................................... 94 HIDROCARBONETO ..................................................................................................................... 94 SUBGRUPO.................................................................................................................................. 95


OUTRAS FUNÇÕES ORGÂNICAS.................................................................... 97 NOMENCLATURA ......................................................................................................................... 97 INFIXO........................................................................................................................................ 97 ÁLCOOIS ..................................................................................................................................... 99 FENÓIS ....................................................................................................................................... 99 ESTÉRES...................................................................................................................................... 99 ALDEÍDOS ................................................................................................................................. 100

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ACETONAS................................................................................................................................. 100 ÁCIDO CARBOXÍLICO................................................................................................................ 101 ESTÉRES.................................................................................................................................... 101 AMINAS..................................................................................................................................... 102 NITRILOS.................................................................................................................................. 102 DERIVADOS HALOGENADOS...................................................................................................... 103 SAIS ORGÂNICOS...................................................................................................................... 104

NOMES TRIVIAIS DE ALGUNS COMPOSTOS IMPORTANTES........................ 105 RESUMO .................................................................................................................................... 106 FUNÇÕES MISTAS...................................................................................................................... 107

EXERCÍCIOS ....................................................................................................................... 107 TESTES ............................................................................................................................... 108

ISOMERIA .................................................................................................. 109 ISOMERIA PLANA...................................................................................................................... 109 ISOMERIA DE POSIÇÃO............................................................................................................. 109 ISOMERIA DE FUNÇÃO .............................................................................................................. 110 ISOMERIA DE COMPENSAÇÃO ................................................................................................... 110 ISOMERIA DINÂMICA OU TAUTOMERIA .................................................................................... 110

TESTES ............................................................................................................................... 112 ISOMERIA GEOMÉTRICA ........................................................................................................... 113 ISOMERIA GEOMÉTRICA EM...................................................................................................... 113 COMPOSTOS CÍCLICOS.............................................................................................................. 113

EXERCÍCIOS ....................................................................................................................... 113 REAÇÕES DE ELIMINAÇÃO ......................................................................... 114

DESIDRATAÇÃO DE ÁLCOOIS .................................................................................................... 114 ELIMINAÇÃO DE HX DE HALETOS ORGÂNICOS.......................................................................... 114 DIIHALETO VICINAL ................................................................................................................. 114 ELIMINAÇÃO DE ÁTOMO DE HALOGÊNIO .................................................................................. 115 DESIDRATAÇÃO DE SAIS DE AMÔNIO E AMIDAS....................................................................... 115

REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO ....................................................................... 115 OXIDAÇÕES............................................................................................................................... 115 OXIDAÇÃO BRANDA .................................................................................................................. 116 OZONÓLISE DE ALCENOS .......................................................................................................... 117 RESUMO DAS REAÇÕES DE OXIDAÇÃO ENVOLVENDO ALCANOS................................................ 117

TESTES ............................................................................................................................... 117 GABARITO .......................................................................................................................... 118

GLOSSÁRIO................................................................................................ 120 CONSIDERAÇÕES FINAIS ........................................................................... 121

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INTRODUÇÃO

Você esta recebendo o módulo de Química relativo ao Ensino Médio. Você terá contato

com teorias importantes que vão proporcionar um desempenho eficiente durante o seu Curso.

Este material didático foi produzido pela Equipe do Colégio Polivalente, como uma

contribuição que orientará a Educação de Jovens e Adultos, terceiro segmento, constituídos de 1ª, 2ª

e 3ª séries do Ensino Médio.

Nossa linha de trabalho abre um caminho atraente e seguro pelas seqüências das

atividades – leitura, interpretação, reflexão – e por fazer com que o aluno aprenda aliando a teoria à

pratica. Nessa busca temos aprendido que desenvolvemos competências quando vamos além daquilo que

é esperado de um aluno, quando fazemos, mais do que apenas cumprir com o nosso dever.

Foi assim que nos tornamos pioneiros com iniciativas como a “Educação a Distância”,

alternativa que aparece como solução para aqueles que buscam conhecimento acadêmico, não tiveram

acesso à educação na época certa, e têm pouca disponibilidade de tempo.

Para viabilizar iniciativas como essa não bastou uma decisão do Polivalente. Contamos

com a colaboração de muitos profissionais, trazendo informações, visões, experiências, tecnologias, todos

com o objetivo em comum: a coragem de mudar na busca de um ensino de qualidade.

A coordenação e Tutores/Professores irá acompanhá-lo em todo o seu percurso de

estudo, onde as suas dúvidas serão sanadas, bastando para isso acessar o nosso site:

www.colegiopolivalente.com.br.

Equipe Polivalente

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QUÍMICA

INTRODUÇÃO

Os alquimistas, durante a Idade Média,

viveram em busca do elixir da longa vida, em busca da “pedra filosofal”. Achavam que essa pedra seria capaz de curar as moléstias do homem, deixando-os eternos.

Confiando também na magia, achavam que podiam transformar metais comuns em metais preciosos como o ouro e a prata.

Esses objetivos nunca foram alcançados. Mas, dessa forma, desenvolveram diversos instrumentos de laboratório, técnicas de trabalhos experimentais e até mesmo transformação de um elemento em outro, pela desintegração de núcleos atômicos.

A QUÍMICA E A VIDA A Química é um ramo da ciência de apenas

200 anos. A palavra química provém do latim scio que significa conhecimento.

A química é a ciência que estuda as substâncias, sua estrutura, suas propriedades e as reações que as transformam em outras substâncias.

A química está presente desde a produção do sal de cozinha até os combustíveis nucleares. Ela está presente em tudo que existe na natureza.

A química tem aplicação nas indústrias farmacêuticas, na obtenção dos combustíveis, nas pilhas de lanterna ou em uma bateria de automóvel. O ar que respiramos produz uma reação química em nosso organismo. A fotossíntese realizada pelos vegetais clorofilados é um fenômeno químico que ocorre em seres vivos. Para controlar a poluição do ar e dos rios, é necessário conhecer a química.

Pelo exposto, fica fácil entender a razão e a importância de estudar química.

moléstias – estado penoso; incomodo físico ou moral,

inquietação; mal-estar; doença. fotossíntese – Combinação química produzida pela ação da

luz; propriedades que tem as plantas verdes de, aproveitando a energia da luz solar, fazer a síntese da matéria orgânica.

clorofilados – que tem clorofila – clorofila: substancia existente nas células das plantas e que dá a estas a cor verde.

CONCEITOS FUNDAMENTAIS

MATÉRIA

Observe:

O seu corpo O seu rádio O seu livro

Tudo isso, ou seja, seu corpo, seu rádio, seu livro, caderno lápis, construções, o ar etc, ocupa lugar no es paço.

Se colocarmos essas coisas numa balança, verificaremos que elas possuem massa.

Tudo aquilo que ocupa lugar no espaço e possui massa recebe o nome de matéria.

Dessa forma podemos concluir que:

Matéria é tudo aquilo que ocupa lugarno espaço e possui massa.

A matéria se apresenta em porções

limitadas, que recebem o nome de corpos. Se essas porções se prestam a um certo uso, são chamadas de objetos.

Observe:

A madeira é matéria; uma tábua (pedaço de madeira) são corpos; uma escrivaninha de madeira (pedaço de madeira com vidro com uma finalidade) é um objeto.

O vidro é matéria; pedaços de vidro são corpos; uma garrafa de vidro (pedaço de finalidade) é um objeto.

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Obrigado, Senhor, pelo consolo da tua presença, experimentada todos os dias. Amém.

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EXERCÍCIOS

01- Identifique matéria, corpo e objeto na relação

abaixo:

a) Madeira k) Mesa b) Copo 1) Plástico c) Cadeira m) Argila d) Vidro n) Telha e) Panela o) Cinzeiro f) Alumínio p) Caco de vidro g) Tijolo q) Paralelepípedo h) Pedra r) Granito i) Areia s) Pote j) Água t) Ouro 02- Cite um exemplo de corpo e objeto, utilizando

a matéria mármore.

ESTRUTURA DA MATÉRIA

Já sabemos que tudo o que nos rodeia, tem massa e ocupa lugar no espaço, é chamado de matéria.

Mas podemos nos questionar: - DE QUE A MATÉRIA É CONSTITUÍDA? - O que ocorre quando quebramos uma

porção de matéria em pedaços cada vez menores? Para responder a essas perguntas, os

filósofos gregos não conseguiram ter a mesma opinião. Alguns acharam que uma porção de matéria poderia ser quebrada indefinidamente em pedaços cada vez menores. Outros, no entanto, acharam que em um determinado momento chegariam a algo extremamente pequeno, que não poderia mais ser dividido. Essa partícula extremamente pequena foi denominada de átomo (a = não; tomo = parte). Para esses filósofos a matéria seria constituída de partículas indivisíveis.

Os cientistas passaram a aceitar definitivamente a existência do átomo, no fim do séc. XIX, tendo como referencial os experimentos de John Dalton.

Basicamente as afirmações de Dalton eram:

- Toda matéria é formada por partículas extremamente pequenas, os átomos.

- O número de átomos diferentes que existem na natureza é relativamente pequeno.

- Os materiais são formados através de diferentes associações entre átomos iguais ou não.

TODA MATÉRIA É CONSTITUÍDA POR

ÁTOMOS.

átomo – A menor fração de um elemento capaz de entrar

em combinação, suposta outrora indivisível.

JONH DALTON (1766-1844) O inglês Jonh Dalton revelou seus dotes

científicos aos 12 anos de idade, ocasião em que jáensinava matemática.

Era de origem humilde e, com grandeesforço, tornou-se um químico extraordinário. Apresentou notáveis trabalhos nos camposda química, Física e Metereologia.

Quando os átomos se unem, formam as

substâncias. União de átomos iguais, originam as substâncias simples e união de átomos diferentes, originam as substâncias compostas.

EXEMPLOS DE SUBSTÂNCIAS SIMPLES

GÁS HIDROGÊNIO

Formado por átomos do elemento químico

hidrogênio. Molécula: H2

GÁS OXIGÊNIO


oxigênio. Molécula: O2 FERRO


ferro. Molécula: Fé

EXEMPLOS DE SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS

ÁGUA

Formada por átomos dos elementos

hidrogênio e oxigênio. Molécula: H2O

GÁS CLORÍDRICO

Formado por átomos dos elementos

químicos hidrogênio e cloro. Molécula: HCl

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GÁS CARBÔNICO

Formado por átomos dos elementos

químicos carbono e oxigênio. Molécula:CO2

Observando os exemplos acima, verificamos a diferença entre substância simples e composta.

A matéria é constituída por partículas extremamente pequenas, denominadas átomos. Atualmente são conhecidos 109 átomos quimicamente diferentes chamados de elementos químicos.

Observe, na tabela abaixo, os exemplos mais importantes ao nosso estudo:

Elemento Símbolo Elemento Símbolo Hidrogênio H Alumínio AL Potássio K Oxigênio O Silício Si Ferro Fé Magnésio Mg Nitrogênio N Bário Ba Fósforo P Ouro Au Prata Ag Boro B Fluor F Cloro Cl Zinco Zn Níquel Ní Mercúrio Hg Cobre Cu Cromo Cr Cobalto Co

ALOTROPIA

Ocorre quando um elemento químico forma

duas ou mais substancias simples diferentes entre si. Essas substâncias simples são denominadas alótropos ou formas alotrópicas, que diferem pela proporção dos átomos ou pela sua distribuição na substancia sólida.

ELEMENTOS QUÍMICOS

É um conjunto de átomos com as mesmas

propriedades (átomos quimicamente iguais). A cada elemento químico foi atribuído um

símbolo, formado pela letra inicial (de fôrma maiúscula) de seu nome latim:

Carbonum (carbono) C Súlfur (enxofre) S No caso de elementos com a mesma inicial,

acrescenta-se a segunda letra do nome (minúscula):

Calcium (cádmio) Ca Natrium (sódio) Na Havendo necessidade, acrescenta-se a

letra inicial uma outra letra do nome: Cadmium (cádmio) Cd Plumbum (chumbo) Pb

DIFEREM PELA PROPORÇÃO DE ÁTOMOS (ATOMICIDADE)

Elemento químico Nome da substância Fórmula Propriedades

Oxigênio O2 Gás vital, alimenta a combustão. Oxigênio

Ozone, ozona ou ozônio

O3 Gás de cheiro irritante, bactericida. Forma camada na atmosfera que filtra os raios ultravioleta.

Fósforo branco P4 Sólido branco, tem fosforescência, muito venenoso.

Fósforo Fósforo vermelho

Pn

Sólido vermelho, não fosforescente, não venenoso, presente na lateral da caixa de fósforos.

DIFEREM PELA DISPOSIÇÃO DOS ÁTOMOS (ESTRUTURA CRISTALINA)

Elemento químico Nome da substância Fórmula Propriedades

Grafite

Cn

Sólido escuro, mole, condutor de calor e eletricidade. Usado como lubrificante e no lápis

Carbono

Diamante

Cn

Sólido incolor, muito duro, de brilho intenso. Usado para cortar vidros e furar rochas. É gema preciosa.

Enxofre rômbico S8 Enxofre

Enxofre monoclínico S8

As duas variedades são sólidas e de cor amarela; a rômbica é mais estável.

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EXERCÍCIOS

01- Marque com F as afirmações falsas e com V as

verdadeiras: ( ) Substancia simples é a formada por apenas

um elemento; ( ) Substancia composta é formada por apenas

dois elementos; ( ) Formula química é a representação gráfica

de uma substancia composta ou simples; ( ) Os símbolos químicos constituem a

representação gráfica dos elementos químicos;

( ) As formulas químicas indicam os tipos de átomos que constituem as substancias e a quantidade de átomos que as constituem.

02 – Das fórmulas: F2, C2H6O1, H2O, CDIAMANTE, NaCI, CGRAFITE, H2: a) Quais representam substancias simples? b) Quais representam substancias compostas? 03 - Escreva os nomes dos elementos químicos cujos símbolos são:

a) Na: b) Fé: c) P: d) Hg: e) Mg: f) S: g) Ag: h) Ni: i) Pb: 04 – Escreva os símbolos correspondentes aos

elementos químicos cujos nomes são: a) Flúor: b) Carbono: c) Silício: d) Cobre: e) Cádmio: f) Cobalto: g) Ferro: h) Cálcio: i) Hidrogênio;

05- Defina alotropia:

ESTADOS FÍSICOS

Toda matéria pode se apresentar no estado sólido, líquido ou gasoso.

Um bloco de gelo, por exemplo, é água no estado sólido. Recebendo calor, o gelo passa para o estado líquido; continuando a fornecer calor á água líquida, ela se transforma em vapor, passando ao estado gasoso.

De modo semelhante, qualquer matéria sólida, como ferro, chumbo, ouro, zinco, etc, pode passar para o estado liquido e em seguida para o estado gasoso.

O oposto também pode ocorrer.

O gelo ao absorver calor passa para o

estado líquido.

A água líquida ao ser aquecida se

transforma em vapor.

A matéria no estado líquido apresenta forma variável e volume constante.

A matéria no estado gasoso ocupa sempre todo o volume do recipiente que a contém.

Senhor, ajuda-me a estar consciente da tua presença e do teu desejo de me ajudar em todos os aspectos de minha vida. Amém.

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CARACTERÍSTICAS MACROSCÓPICAS E MICROSCÓPICAS DOS ESTADOS FÍSICOS

Estado físico Características macroscópicas

Características microscópicas

Sólido Forma e volume constante Partículas ordenadas, formando estruturas geométricas, chamadas reticulo cristalino, sem liberdade de movimento.

Líquido Forma variável e volume constante

Partículas desordenadas com certa liberdade de movimento.

Gasoso Forma variável e volume variável

Grandes espaços entre as partículas, que apresentam grande liberdade de movimento.

Observação:

O mais importante não é a quantidade de matéria nem sua capacidade de movimento, mas a organização.

MODELO DAS ESTRUTURAS DOS TRÊS ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA

SOLIDO LÍQUIDO GASOSO

MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO

FUSÃO É a passagem do estado sólido para o

estado líquido.

VAPORIZAÇÃO É a passagem do estado líquido para o

estado gasoso. A vaporização pode receber outros nomes, dependendo das condições em que o liquido se transforma em vapor.

EVAPORAÇÃO

Passagem lenta do estado líquido para o estado de vapor, que ocorre predominante na superfície do líquido, se causar agitação ou surgimento de bolhas no seu interior. Fenômeno de difícil visualização.

EBULIÇÃO Passagem rápida do estado líquido para o

estado de vapor, geralmente obtido pelo aquecimento do líquido e percebida devido á ocorrência de bolhas.

CALEFAÇÃO

Passagem muito rápida do estado líquido para o estado de vapor, quando o líquido se aproxima de uma superfície muito quente.

SOLIDIFICAÇÃO É a passagem do estado líquido para o

estado sólido. LIQUEFAÇÃO OU CONDENSAÇÃO É a passagem do estado gasoso para o

estado líquido. SUBLIMAÇÃO É a passagem direta do estado sólido para o

estado gasoso e vice-versa.

FENÔMENOS FÍSICOS

Não alteram a natureza da matéria, isto é, a sua composição. Quando fazemos um fenômeno físico, podemos retroceder. Ex: mudança de estado físico, misturas.

Observe esse exemplo: Se retirarmos alguns cubos de gelo do congelador e os deixarmos na temperatura ambiente, esses irão derreter. Se essa água no estado líquido for aquecida, ela irá evaporar. Nesse processo há somente uma mudança de estado físico da água. A partir do resfriamento do vapor da água pode-se obter novamente água líquida e posteriormente, gelo. Como pudemos observar, não houve alteração da natureza da matéria. Nos três estados físicos: gelo, água líquida e vapor de água, a composição é: moléculas de H2O. Só varia o estado físico.

FENÔMENOS QUÍMICOS

Alteram a natureza da matéria, ou seja, a sua composição. Não podemos mais retroceder. Ex: reações químicas.

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É IMPORTANTE SABER: Para uma mesma substância, sob a mesma pressão, o ponto de ebulição equivale ao ponto de liquefação. Por exemplo, sob pressão normal, a água ferve a 100ºC e o vapor de água se condensa também a 100°C. Isso acontece porque esses dois pontos coincidentes representam a fronteira entre os estados líquidos e gasosos.

O quadro abaixo apresenta algumas substancias gasosas e seus pontos de liquefação quando submetidas à pressão atmosférica normal (1atm):

Substância PL(°C) oxigênio -195 hidrogênio -252 hélio -268

É IMPORTANTE SABER: Você já deve ter ouvido falar no cientista italiano Evangelista Torricelli. Foi ele que demonstrou, no século XVII, a pressão exercida pela atmosfera sobre a superfície da Terra. Para demonstrar esse fenômeno, Torricelli inventou o barômetro, instrumento próprio para medir a pressão atmosférica. De seus estudos ficou comprovado: quanto maior a altitude, menor é a pressão exercida pela atmosfera. Ao nível domar, ela é chamada, por convenção, pressão normal e, quantitativamente, equivale a 1 atmosfera (1 atm).

Temperatura aproximada de ebulição da água em diferentes altitude

Veja na figura acima como a temperatura de ebulição da água varia com a pressão atmosférica:

EXERCÍCIOS

01. Dê o nome das seguintes mudanças de estado

físico: a) Sólido para líquido: b) Sólido para gasoso: c) Líquido para gasoso: d) Gasoso para líquido: 02. Classifique os fenômenos abaixo em físico ou

químico: a) Evaporação da água: b) Sublimação da naftalina: c) Fusão do ferro: d) Fotossíntese: e) Digestão dos alimentos f) Combustão do álcool: g) O coalhar do leite: h) A queima do carvão: i) Queima de uma vela: j) Andar de patins: k) Surgimento da ferrugem: l) Cozimento de um ovo:

03. Complete o quadro, escrevendo as propriedades

dos estados físicos:

Estado físico

Volume Forma Compressibilidade

Gasoso

Líquido

Sólido

TESTE

01. É característica do estado gasoso: a) Forma e volume constante. b) Forma constante e volume variável. c) Forma variável e volume constante. d) Forma e volume variável. e) Forma e volume invariável. 02 - É exemplo de condensação: a) Ferver a água. b) Colocar uma peça de roupa para secar. c) Enxugar um copo de vidro. d) Orvalho e) Geada. 03 - São fatores importantes para a mudança de

estado físico:

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a) Dureza e forma do corpo. b) Pressão e temperatura. c) Temperatura e cor. d) Forma e volume. e) Porosidade e pressão. 04 - O congelamento da água caracteriza uma: a) Fusão. b) Vaporização. c) Sublimação. d) Solidificação. e) Liquefação. 05. O “gelo seco” é gás carbônico sólido e passa

direto para o estado gasoso. Como se chama essas mudanças de estado?

a) Fusão. b) Solidificação. c) Liquefação. d) Sublimação. e) Vaporização.

MISTURAS Conjunto de átomos com mesmo número atômico constituem, o que chamamos, de elementos químicos.

Quando um mesmo tipo de elemento químico se une, formam as substâncias simples.

Concluímos que: substância simples é

aquela formada por um só tipo de elemento químico.

Exemplos: O2 — gás oxigênio

O3 —gás ozônio H2 — gás hidrogênio Fe — ferro

Quando elementos químicos diferentes se

unem, formam as substâncias compostas. Exemplos: H2O —água

NaCI — cloreto de sódio (sal de cozinha)

Quando substâncias se unem, cujas

moléculas permaneçam inalteradas, formam as misturas.

O ar que respiramos é uma mistura onde

predominam moléculas de nitrogênio ( ) e de

oxigênio ( ). Quando fazemos a mistura do cloreto de

sódio em água, temos:

NaCI que é uma substancia pura porque contém somente íons Na+ e CI-.

H2O, substancia pura porque contém apenas moléculas de água.

Na mistura existem: Na+, CI- e moléculas de H2O.

Ouro 18 quilates: mistura formada basicamente por 75% de ouro e 25% de cobre e prata.

Vinagre: mistura de acido acético e água. Álcool hidratado: mistura formada por

álcool e água.

TIPOS DE MISTURAS Para classificar as misturas, usamos o

método da observação visual: a olho nu ou com o auxilio de lentes e microscópios. Assim sendo, quando conseguimos ver e distinguir as partes que formam a mistura, ela é classificada como heterogênea . E, em caso contrário, quando não distinguimos as partes, a mistura é classificada como homogênea .

Observe as misturas abaixo:

água + açúcar dissolvidos

óleo água

Visualmente percebe-se uma diferença

nessas misturas. Observando a mistura entre água e açúcar, verificamos que ela apresenta aspecto uniforme. Devido a esse aspecto uniforme, podemos dizer que ela é unifásica, sendo, portanto homogênea.

O contrário observamos na mistura entre água e óleo. Existem dois aspectos visuais distintos. Trata-se de uma mistura bifásica, sendo heterogênea.

FASE DE UMA MISTURA É toda porção homogênea da mistura. Observe o esquema:

No sistema água e gelo há duas fases. Cada uma delas, porém, apresenta na sua constituição

heterogêneo – Misturado; de gênero ou espécie diferente. homogênea – diz-se de um corpo cujas partes todas são da

mesma natureza.

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somente moléculas de água, logo esse sistema é heterogêneo constituído por uma substância pura em diferentes estados físicos.

PROPRIEDADES ASSOCIADAS À MATÉRIA

ANÁLISE IMEDIATA

As amostras que tomamos na natureza são quase sempre mistura. Assim, quando um químico pega uma amostra e constata que se trata de uma mistura, ele está fazendo o que se chama de análise imediata.

No entanto, a Química não estuda misturas, e sim as substancias que as formam. Dessa forma, para poder estudar as substancias que formam uma mistura, é necessário separá-las ou fracioná-las, ou seja, fracionar (separar as partes) que formam a mistura.

A separação das misturas normalmente é

feita com a utilização de processos físicos, pois estes não alteram as propriedades das substâncias.

Estudaremos o fracionamento de misturas heterogêneas e homogêneas.

FRACIONAMENTO DE MISTURAS

HETEROGÊNEAS Fica mais fácil separar uma mistura heterogênea se classificamos a mistura quanto ao estado físico. Sendo assim, existem quatro tipos de misturas heterogêneas:

SÓLIDO-SÓLIDO Para separar esse tipo de mistura utilizamos

os processos: catação, ventilação, peneiração, imantação, levigação e dissolução fracionada.

CATAÇÃO É um processo cotidiano. Podem ser

separadas com as mãos ou através de pinças. Esse processo é facilmente empregado quando as partes da mistura são soltas e bem evidenciadas.

Ex: catação de feijão, arroz.

VENTILAÇÃO É utilizado para separar sólidos de

diferentes densidades o ar é capaz de arrastar o componente menos denso, sem arrastar o mais denso.

Ex: separação de cascas de cereais.

PENEIRAÇÃO OU TRANSMISSÃO É um processo simples. É empregado para

separar misturas de sólidos com componentes de grãos de tamanhos diferentes.

SEPARAÇÃO MAGNÉTICA É utilizado para separar metais magnéticos

(atraídos pelo imã) dos não magnéticos.

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- Principais substâncias magnéticas: metais ferrosos, níquel e cobalto.

Ex: separar a limalha de ferro do enxofre.

LEVIGAÇÃO Utiliza-se, nesse processo, uma corrente de

água para carregar o componente menos denso. Ex: separação da areia do ouro nos

garimpos.

DISSOLUÇÃO FRACIONADA É uma técnica utilizada somente quando um

dos componentes é solúvel em um determinado líquido. O líquido dissolve o componente solúvel, transformando, dessa forma, numa mistura do tipo sólido-líquido.

Ex: sal e areia. Essa mistura pode ser separada se dissolvermos o sal na água.

SÓLIDO-LÍQUIDO Para separar esse tipo de mistura os

processos de fracionamento utilizados são: decantação, centrifugação e filtração.

DECANTAÇÃO :

levigação – operação que consiste em reduzir uma

substancia a pó por moagem em água, seguida de sedimentação fracionada, a fim de separar as partículas mais finas das mais grosseiras.

Para utilizar esse processo, deixamos a mistura em repouso, até que o componente sólido se deposite por ação da gravidade.

O sólido esta disperso no líquido.

Parte do sólido já está quase depositada.

. O sólido está no fundo.

CENTRIFUGAÇÃO É aplicação da força centrífuga: fazendo-se

girar rapidamente uma mistura, ela tende a se afastar do centro. As substâncias mais densas vão para o fundo, do recipiente e as menos densas ficam em cima. É uma decantação forçada. Esse processo é realizado em aparelhos chamados centrífugas ou centrifugadores.

Ex: centrifugação do sangue, para alguns exames. Com a centrifugação, as células do sangue vão para o fundo, separando-se do plasma sanguíneo.

decantação – processo rápido de análise que permite

separar dois líquidos não miscíveis; ou um sólido de um líquido.

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FILTRAÇÃO É utilizado filtro de papel ou de pano.

Despeja-se a mistura cuidadosamente sobre a superfície porosa que é o filtro, e este, deixará passar o líquido e reterá o sólido. No nosso dia-a-dia, utilizamos dois tipos de filtração:

- Café: utiliza-se filtro de papel ou pano. - Água: utiliza-se filtro de porcelana. A

maioria dos micróbios e a sujeira suspensa na água não atravessam os poros finos do filtro.

SÓLIDO-GÁS Para separar esse tipo de mistura podemos

utilizar os seguintes processos: filtração e a câmara de poeira.

FILTRAÇÃO:

O exemplo mais comum é o aspirador de pó.

No aspirador, a ventoinha aspira o ar + poeira,

fazendo a mistura atravessar um saco de pano ou papel que retém a poeira e deixa passara ar.

CÂMARA DE POEIRA Processo industrial em que a mistura é

forçada a passar pelo interior de uma câmara onde existem obstáculos. O componente sólido choca-se com esses obstáculos e perde a velocidade, não acompanhando o gás que sai sozinho do outro lado.

LÍQUIDO-LÍQUIDO

Utiliza-se, nesse caso, o processo chamado de decantação ou funil de bromo (funil de decantação). Submete-se a mistura a uma decantação no funil de bromo.

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Abrindo-se a torneira do funil, o líquido mais denso, que está na parte inferior, passa e poderá ser recolhido em um vasilhame, O outro líquido fica retido no funil. Dessa forma, os dois líquidos ficam separados.

FRACIONAMENTO DE MISTURAS HOMOGÊNEAS

Podemos considerar três tipos principais de misturas homogêneas: líquido-sólido, líquido-líquido e líquido-gás.

LÍQUIDO-SÓLIDO Para esse tipo de mistura, costuma-se

utilizar dois processos de separação: evaporação e destilação simples.

EVAPORAÇÃO Provoca-se a evaporação do líquido, para se

obter o componente sólido. Ex: salinas. A água do mar é recolhida em

tabuleiros grandes e rasos, para que a água se evapore e o sal fique livre. Para que a evaporação seja eficiente e rápida, deve-se ter uma boa ventilação e grande superfície de contato com o ar atmosférico.

Outro exemplo: secagem de roupas. DESTILAÇÃO SIMPLES Processo que se baseia na diferença dos

pontos de ebulição desses componentes. Submete-se a mistura a aquecimento em

aparelhagem especial, provocando a ebulição do liquido, cujos vapores se condensam e são recolhidos, já novamente no estado líquido, em outro recipiente.

Ex.: separar o sal da água.

Querido Senhor, dá-nos a sabedoria para usar as nossas palavras em teu serviço. Amém. Confortemos uns aos outros com as palavras de Deus.

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LÍQUIDO-LÍQUIDO Para esse tipo de mistura utilizamos, mais comumente, a destilação fracionada.

DESTILAÇÃO FRACIONADA

Consiste em aquecer a mistura colocada num balão com a mesma aparelhagem da destilação simples, adaptando, porém, um termômetro ao balão. É possível utilizar esse processo quando os líquidos apresentam PE (ponto de ebulição) bem diferentes.

Destilação fracionada

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GÁS-GÁS Toda mistura dos gases é homogênea

porque os mesmos se misturam em qualquer proporção. Para separar esse tipo de mistura, costuma-se utilizar mais comumente: liquefação simples e a destilação fracionada.

Ex: separar dois componentes mais importantes do ar: o nitrogênio e o oxigênio. Para isso o ar é colocado num cilindro adequado e submetido a um aumento de pressão e abaixamento de temperatura, até que ocorra a liquefação da mistura.

Em seguida, o cilindro contendo o ar liquefeito é adaptado a outro cilindro, e a pressão é reduzida.

Por possuir ponto de ebulição mais baixo, o nitrogênio passa para o novo cilindro, permanecendo o oxigênio, por possuir ponto de ebulição mais alto.

EXERCÍCIOS

01. Definir e citar os tipos de misturas.

_______

02. O que se entende por fase de uma mistura?

_ _ ________ __________________________________

03. Completar:

a) O que resulta da união de duas ou mais substância é .

b) Fase é cada parte de uma mistura.

c) Misturas que apresentam uma só fase é chamada de: _______ ou ______________________________ .

d) Misturas que apresentam mais de uma fase são chamadas de: .

e) Uma mistura contendo: azeite e açúcar em água é constituída por _________ ____ componentes e apresenta _________ _________ fase(s).

04. Em que situação é possível separar a mistura

utilizando o funil de decantação? ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

ebulição – Fervura, exaltação; conversão rápida de líquido

em vapor pela violenta formação de borbulhas

05. Completar o quadro abaixo: Componentes Nº de fases Tipo de mistura

a) Feijão e arroz b) Ouro e areia c) Ferro e carvão d) Enxofre e água e) Sal e água f) Álcool e água g) Sal, óleo e água 06. Associar corretamente:

a) Ventilação ( ) Limpeza de piscina. b) Decantação. ( ) Salinas. c) Evaporação. ( ) Descascar

amendoim. d) Destilação. ( ) Limpar feijão. e) Catação. ( ) Água com álcool. 07. Observe a imagem, leia a legenda e faça as atividades que se pede.

a) Observe que a água quente está sendo jogada sobre o pó de café. Qual o papel da água quente no processo? ___________________________________________________________________________________________________________________________ b) Qual o papel do coador nesse processo? ___________________________________________________________________________________________________________________________ c) Se você pensar bem, verá que o processo de produção da bebida café é equivalente ao processo de separação de sal e areia. Compare os dois apontando semelhanças e diferenças (se houver). _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Plante a semente, e a colheita virá no tempo de Deus.

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TESTES

01. A água da torneira é: a) Substância pura simples. b) Substância pura composta. c) Mistura. d) Combinação. e) Todas as alternativas. 02. O que está correto? a) Cada aspecto de uma mistura denomina-se

pureza. b) As misturas homogêneas possuem várias

fases. c) Soluções são misturas homogêneas. d) As suspensões de poeira são combinações do

ar e outros gases. e) Água e óleo formam uma solução. 03. Para separar uma mistura homogênea de

líquido e líquido, podemos usar os processos: a) Decantação. b) Filtração. c) Centrifugação. d) Destilação fracionada. e) Tamisação. 04. Ao fazer café, que tipo de processo você está

utilizando para coá-lo? a) Centrifugação. b) Decantação. c) Filtração. d) Levigação. e) Peneiração. 05. Um sistema formado por quatro gases: a) É sempre homogêneo. b) É sempre heterogêneo. c) Pode ser homogêneo ou heterogêneo. d) Depende da quantidade dos gases para ser

homogêneo ou heterogêneo. e) Sempre forma novas substâncias. 06. Qual ou quais processos para fracionar um

sistema homogêneo sólido-líquido? I- Evaporação. II- Filtração. III- Decantação. IV- Destilação simples. a) Apenas I e II são corretas. b) Apenas I é correta. c) Apenas I e II são corretas. d) Apenas I e IV são corretas. e) Todas são corretas. 07. As substâncias H2O, CI2, S8 E Na2SO4 são,

respectivamente, classificadas como: a) Composta, composta, simples, simples. b) Composta, simples, simples e composta. c) Simples, composta, simples e composta. d) Simples, composta, simples e mistura. e) Composta, simples, composta e simples.

08. Para obter água pura a partir da água do mar, o processo mais aconselhável seria:

a) Filtração. b) Decantação. c) Destilação simples. d) Centrifugação. e) Câmara de poeira. 09. São substâncias simples: a) H2O, O2, F2. b) CO, H2, HCI. c) CI2, NO, P4. d) N2, H2, S8. e) NaCI, H2O, O2. 10. O número de elementos, de átomos, de

substancias e de moléculas representadas no sistema abaixo é, respectivamente:

a) 12, 5, 4 e 4. b) 4, 3, 3 e 2. c) 5, 5, 5 e 5. d) 9, 4, 5 e 4. e) 4, 12, 4 e 5. A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA – O

ÁTOMO

Sabemos que as substâncias químicas são formadas por moléculas e essas são formadas por átomos.

O ácido acético, componente do vinagre, por exemplo, é uma substância formada por moléculas compostas por átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio. Quando desmontamos uma molécula de ácido acético encontramos átomos desses elementos químicos.

Qual será a semelhança existente entre os átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio? Quais os componentes existentes no átomo? É possível dividi-lo?

UM POUCO DE HISTÓRIA

Uma questão que sempre intrigou o homem é a constituição elementar da matéria.

Cerca de 450 a.C., dois filósofos gregos, Demócrito e Leucipo, imaginaram que, se pegássemos um corpo qualquer e o fôssemos

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dividindo sucessivas vezes, haveria um determinado momento em que essa divisão não seria mais possível. Acreditavam que ele fosse indivisível. E foi dai que veio o nome átomo, que significa “indivisível” (a = prefixo de negação; tomo = dividir).

Naquele tempo tratava-se apenas de um pensamento filosófico sem base experimental que o sustentasse. Será que o átomo é realmente átomo, isto é, indivisível?

No início do séc. XIX o átomo passou a ser estudado efetivamente. A partir daí começaram a ser propostos modelos representativos da estrutura e da composição do átomo.

Com o passar do tempo e o aumento dos conhecimentos científicos, os modelos de átomo foram sendo modificados, até chegarem ao modelo atômico atual.

O ÁTOMO DE DALTON Foi preciso que o homem acumulasse

observações e experiências durante séculos para que essa idéia fosse retomada, em 1803, através de John Dalton: “Os átomos são esferas maciças, homogêneas, indivisíveis e Indestrutíveis”.

“Modelo bola de bilha”

O ÁTOMO DE RUTHERFORD “O modelo de Rutherford é conhecido como modelo planetário”. (A) Átomo de carbono, conforme modelo proposto pelo cientista inglês John Dalton em 1803. Para Dalton, o átomo era indivisível. (B) Modelo de 1911, elaborado pelos cientistas Ernest Rutherford (inglês) e Niels Bohr (dinamarquês), que comparava a estrutura do átomo ao Sistema Solar. Ou seja, da mesma maneira que os planetas giram ao redor do Sol, o átomo teria um núcleo ao redor do qual girariam partículas chamadas elétrons. Obs.: Os tamanhos mostrados nos desenhos não correspondem ao tamanho real dos átomos, que são muitíssimo pequenos – o raio de um átomo de carbono, por exemplo, tem apenas cerca de 0,00000000015m ou 1,5 10-10m.) A região central é o núcleo do átomo e contem os prótons, que são as partículas com carga positiva. Os elétrons, partículas com carga

negativa, giram na região do átomo chamada eletrosfera.

CONCEITOS FUNDAMENTAIS RELATIVOS AOS ÁTOMOS

NÚMERO ATÔMICO

Número atômico (Z) é o número de

prótons existentes no núcleo de um átomo. Num átomo neutro, cuja carga elétrica é

zero, o numero de prótons é igual ao número de elétrons. Quando se diz que o átomo de sódio (Na) tem número atômico 11, isso quer dizer que no núcleo desse átomo existem 11 prótons e, conseqüentemente, 11 elétrons na eletrosfera.

Sua representação é: zE.

Quando o número de prótons é diferente do número de elétrons, temos o íon.

O íon positivo é chamado de cátion , nesse caso o átomo perde elétron.

O íon negativo é chamado de ânion , nesse caso o átomo ganha elétron.

NÚMERO DE MASSA

Número de massa (A) é a soma do

número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes num átomo.

É o número de massa que nos informa se

um átomo é mais “leve” ou mais “pesado” que outro átomo. Isso é lógico, pois apenas os prótons e nêutrons dão massa ao átomo, uma vez que a massa dos elétrons é desprezível

cátions – íon carregado positivamente, isto é, átomo que

perdeu elétrons. ânion – íon carregado negativamente, isto é, átomo que

adquiriu um ou mais elétrons. desprezível – menosprezar, não dar importância, diminuir,

desconsideração.

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Exemplo: o átomo de sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. Para esse elemento de sódio temos:

- nº atômico: Z=11 (n° de prótons = n°

de elétrons). - nº de nêutrons: N =12 - nº de massa: A= Z + N = 11 + 12 = 23

Representação: AE

ELEMENTO QUÍMICO

Elemento químico é o conjunto de todos

os átomos com o mesmo número atômico.

Representação: A

ZE

O ÁTOMO É REPRESENTADO DA SEGUINTE MANEIRA:

• Escreve-se o símbolo do átomo. Exemplo: CI

• Escreve-se o n° atômico (Z) na parte inferior e esquerda do símbolo: 17CI

• Escreve-se o n° de massa (A) na parte superior do símbolo, á direita ou á esquerda.

17Cl35 ou 35CI Z = 17 caracteriza o cloro.

DISTRIBUIÇÃO DOS ELÉTRONS Os elétrons movem-se ao redor do núcleo

em regiões mais ou menos definidas chamadas

camadas. Sabe-se que atualmente os elétrons se

movem em sete camadas designadas pelas letras K, L, M, N, O, P, Q. A camada K é a mais próxima do núcleo. As demais vão se afastando gradativamente do núcleo. Cada camada permite um número máximo de elétrons. Observe o quadro abaixo:

TABELA DE DISTRIBUIÇÃO DE ELÉTRONS

Camada eletrônica

K L M N O P Q

Número máximo de elétrons

2 8 18 32 32 18 2

Numa distribuição eletrônica, o número máximo de elétrons na camada externa (a mais afastada do núcleo) é de 8 elétrons.

É IMPORTANTE SABER Quanto mais distante do núcleo atômico

estiver o elétrons, menor será a força de atração nuclear sobre ele e maior será sua energia.

REGRA DE DISTRIBUIÇÃO - Preencher as camadas na ordem: K, L,

M..., colocando em cada uma o máximo de elétrons, até completar o total de elétrons do átomo.

- Verificar o número de elétrons na camada

externa até então preenchida. - Se ela tiver mais de 8 elétrons, deve-se

cancelar o número escrito e, ao seu lado, escrever o número 8 ou 18, dos dois, aquele que for imediatamente inferior ao número cancelado.

- A diferença entre o número cancelado e o número escrito deve ser colocada na camada seguinte.

- Se ainda a última camada tiver mais que 8 elétrons, repetem-se a 2ª e 3ª operação.

Exemplo: o elemento químico Selênio tem Z = 34. Os 34 elétrons se distribuem da seguinte maneira: K=2 L=8 M=l8 N=6

ESTUDO DAS CAMADAS A PARTIR DE TRÊS EXEMPLOS

Para entender melhor a distribuição dos elétrons em um átomo, acompanhe os exemplos de três átomos diferentes: hélio, carbono e cálcio. Analise os esquemas, fazendo uma comparação com o texto que segue:

LEMBRE: • Num átomo, o número de prótons é igual ao

número de elétrons: o numero de nêutrons pode ser diferente do número de prótons e de elétrons;

• A = número de massa (prótons p + nêutrons n);

• Z = número atômico (número de prótons).

Para o átomo de hélio: A = 4; Z = 2. Como Z corresponde ao número de

prótons, o átomo de hélio tem 2 prótons. Conseqüentemente, esse átomo possui também 2 elétrons.

Como A = p + n, temos: Número de nêutrons = 4 – 4 = 2

Assim, o átomo de hélio tem: 2 prótons 2 nêutrons

2 elétrons

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Reveja o esquema do átomo de hélio. Note que esse átomo tem apenas uma camada eletrônica; trata-se, portanto, da camada K, com 2 elétrons. Observe também que esse é o número máximo de elétrons dessa camada.

Para o átomo de carbono: A = 12; Z = 6 Repetindo o raciocínio acima, concluímos que o átomo de carbono tem: 6 prótons 6 elétrons 6 nêutrons Reveja o esquema do átomo de carbono> Observe que esse átomo tem duas camadas; portanto, as camadas K, com 2 elétrons, e a camada L, com 4 elétrons Para o átomo de cálcio: A = 40; Z = 20. O átomo de cálcio tem: 20 prótons 20 elétrons 20 nêutrons

Distribuímos os elétrons pelas camadas, temos: K = 2 elétrons L = 8 elétrons M = 8 elétrons N = 2 elétrons Reveja o esquema do átomo de cálcio, conferindo os dados acima apresentados. É importante observar que, de acordo com a tabela de distribuição de elétrons (página 21), a camada M do átomo de cálcio teria 10 elétrons, pois o número máximo de elétrons nessa camada é 18. Mas como ela seria a última camada que não pode ter mais que 8 elétrons, a camada M fica com 8 elétrons e dos dois restantes ficam na camada N, que, na verdade, é a última.

REGRA PARA A DISTRIBUIÇÃO DOS ÉLETRONS NO ÁTOMO

Agora que já vimos como os elétrons se distribuem num átomo, vamos aprender uma regra prática de como essa distribuição pode ser feita. Para isso, é importante lembrar que, em qualquer átomo: • A penúltima camada tem no máximo 18

elétrons; • A última camada tem no máximo 8 elétrons;

quando a última camada é a K, ela contém no máximo e elétrons.

REGRA PRÁTICA

Ao fazermos a distribuição eletrônica, se a última camada ficar com: • Mais de 8 elétrons e menos de 18, esse

número é cancelado e em seu lugar coloca-se o número 8; a diferença é então passada para a camada seguinte;

• Mais de 18 elétrons, esse número é cancelado e em seu lugar coloca-se 18; a diferença é passada para a camada seguinte.

Vamos aplicar essa regra, usando três

exemplos. 1. Cálcio, com 20 elétrons: K L M N 2 8 108 2 Observe que a última camada ficaria com 10 elétrons, número que está entre 8 e 18. Então, cancelamos o 10, colocamos 8 e passamos a diferença (2) para a camada seguinte, que é a N. Assim, a distribuição eletrônica do cálcio fica: K, 2; L, 8, M, 18; N,2. 2. Iodo, com 53 elétrons: K L M N O 2 8 18 2518 7 Observe que a última camada ficaria com 25 elétrons, isto é, mais de 18. Então, cancelamos o 25, colocamos 18 e passamos a diferença (7) pra

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a camada seguinte, que é a O. Logo, a distribuição eletrônica do iodo fica: K,2; L,8; M,18; N,18; O,7. 3) Rádio, com 88 elétrons: K L M N O P Q 2 8 18 32 2818 108 2 Observe que, como a camada O ficaria com mais de 18 elétrons, cancelamos o 28 e colocamos 18. Ainda assim, a última camada ficaria com mais de 8 elétrons. Então, cancelamos o 10 e colocamos 8, passando a diferença (2) para a camada seguinte, que é a Q. Assim, a distribuição eletrônica do rádio fica: K,2; L,8; M,18; N,32; O,18; P,8; Q,2.

É IMPORTANTE SABER A regra de distribuição de elétrons que você estudou não é valida para todos os tipos de átomos, como por exemplo, os átomos de ferro, cobre e zircônio, considerados elementos de transição. Nesses elementos, a distribuição eletrônica exige a aplicação de outras regras.

Para reforçar seu aprendizado, apresentamos no quadro abaixo mais exemplos de distribuição eletrônica: Elemento Nº

atômico K L M N O P Q

F (flúor)

9 2 7

AL (alumínio)

13 2 8 3

K (potássio)

19 2 8 8 1

As (arsênio)

33 2 8 18 5

Sr (estrôncio)

38 2 8 18 8 2

Sn (estanho)

50 2 8 18 18 4

EXERCÍCIOS

01. O átomo de bromo possui número atômico

igual a 35. Quantos elétrons na última camada possui o átomo de bromo?

02. Qual o número de massa de um átomo que

apresenta 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons?

03. Distribuir os elétrons dos elementos abaixo,

nas diversas camadas: a) B (Z = 7) K= L= M= N= 0= P= Q=

b) N (Z = 7) K= L= M= N= 0= P= Q= c) F (7 = 9) K= L= M= N= 0= P= Q= d) Na (Z = 11) k= L= M= N= O= P= Q= e) AI (Z =13) K= L= M= N= O= P= Q= f) Ca (Z = 20) K= L= M= N= 0= P= Q= g) Kr (Z 36) K= L= M= N= 0= P= Q= h) I (Z =53) K= L= M= N= 0= P= Q= i) Rn (Z = 86) K= L= M= N= O= P= Q=

TESTE

01. Número de massa é: a) A soma dos nêutrons de um átomo. b) A soma dos prótons e elétrons de um átomo. c) A soma dos prótons ou elétrons de um átomo. d) A somo dos prótons e nêutrons de um átomo. e) A soma dos elétrons e nêutrons de um átomo. 02. Se um átomo possui número atômico 11,

podemos dizer que ele possui: a) 11 nêutrons. b) 11 prótons e 11 nêutrons c) 11 prótons d) 22 elétrons e) 22 prótons

03. Sobre a distribuição eletrônica do elemento químico bromo (z=35) podemos afirmar:

a) Apresenta 8 elétrons na camada M. b) Apresenta 7 elétrons na ultima camada. c) Apresenta 2 elétrons na camada L. d) Apresenta 25 elétrons na camada M. e) Apresenta 8 elétrons na camada N.

Podemos servir a Deus através de atos simples.

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04. O elemento químico enxofre (S) tem Z= 16 e A= 32, logo, num átomo desse elemento encontramos:

a) 16 prótons, 17 nêutrons, 16 elétrons; b) 17 prótons, 16 nêutrons, 17 elétrons; c) 17 prótons, 15 nêutrons, 17 elétrons; d) 16 prótons, 16 nêutrons, 16 elétrons; e) 17 prótons, 16 nêutrons, 15 elétrons; 05. A diferença entre o número de massa de um

átomo e seu numero atômico fornece o número de:

a) Prótons; b) Nêutrons; c) Elétrons; d) Mésons; e) Pósitrons. 06. O número atômico de determinado átomo é

conhecido. Para se conhecer seu número de massa, é preciso conhecer-se também o número de:

a) Avogadro; b) Elétrons. c) Nêutrons; d) Oxidação; e) Prótons; 07- Qual das definições de elemento químico pode ser considerada a mais correta? a) Menor partícula em que se pode dividir a

matéria; b) Conjunto de átomos cujo núcleo tem o mesmo

número de nêutrons; c) Conjunto de átomos cuja massa atômica é a

mesma; d) Conjunto de átomos cujo número de prótons é

o mesmo; e) Conjunto de átomos cujo número de prótons é

o mesmo.

CONCEITOS FUNDAMENTAIS RELATIVOS AO ÁTOMO

ISOÁTOMOS

Isoátomos: são átomos que possuem

algum tipo de igualdade: o mesmo n° atômico, o mesmo n° de massa ou o mesmo n° de nêutrons.

Podemos considerar, então, três tipos de isoátomos: isótopos, isótonos e isóbaros.

ISÓTOPOS

São átomos com mesmo número de

prótons (mesmo Z) e diferente número de massa. Exemplos: 1H1 1H2 1H3 isótropos de hidrogênio (Z=1) 8O16 8O17 8O18 isótropos de oxigênio (Z=8)

ISÓBAROS

São átomos de diferentes números de

prótons (elementos diferentes), mas que possuem o mesmo número de massa (A).

Exemplos: 19K40 e 20Ca40 (a= 40) 20Ca42

20Sc42 22Ti42 (A= 42)

ISÓTONOS

São átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes0 e diferentes números de massa, porém com mesmo número de nêutrons. (N).

Exemplo: 17CI37 20Ca40 N = 20

O átomo de cloro tem N=A-Z=37-17=20 nêutrons O átomo de cálcio tem N=A-Z=40-20=20 nêutrons

EXERCÍCIOS

1. Coloque V para verdadeiro e F para falso: a.( ) Átomos que possuem o mesmo número de

prótons neutros e elétrons são iguais. b.( ) O número de prótons de um átomo é

denominado número atômico. c.( ) Átomo de mesmo número atômico

constituem um elemento químico. d.( ) O número de elementos químicos

atualmente conhecidos é inferior a 100. e.( ) Dois átomos que possuem o mesmo

número de nêutrons pertencem ao mesmo elemento químico.

f.( ) Dois átomos com o mesmo número de elétrons em suas camadas de Valencia pertencem ao mesmo elemento químico.

g.( ) Dois átomos que possuem o mesmo número de prótons pertencem ao mesmo elemento químico.

h.( ) Dois átomos com iguais números de massa são isótopos.

i.( ) Dois átomos com iguais números de massa são alótropos.

02. (UFMG) O modelo de Rutherford da estrutura

atômica apresentou, como novidade, a noção de:

a) Energia quantizada b) Massa atômica c) Núcleo d) Órbitas e) Spin 03. Átomos com mesmo numero de prótons e

diferentes número de massa. Refere-se a: a) Isóbaros b) Isótopos c) Isótonos d) Isoátomos de elemento 1. e) N.d.a.

Deus nos dá força para perdoar, servir e amar.

Os momentos de solidão podem ser modificados quando nos voltamos para Jesus

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26

04. A palavra átomo é originária do grego e significa indivisível, isto é, segundo os filósofos gregos, o átomo seria a menor partícula da matéria que não poderia ser mais dividida. Hoje essa idéia não é mais aceita. A respeito dos átomos, a afirmativa errada é:

a) Não podem ser desintegrados. b) Em geral são formados por, pelo menos, três

partículas fundamentais. c) Apresentam duas regiões distintas, o núcleo e

a eletrosfera. d) Apresentam elétrons, cuja carga elétrica é

negativa. e) Podem conter partículas sem carga elétrica, os

nêutrons. 05. O que é Cátion? ___________________________________________________________________________________________________________________________ 06. O que é Ânion? ___________________________________________________________________________________________________________________________

TESTE

01. Os átomos 15P31 e 16S32 são considerados: a) Isótopos. b) Isóbaros. c) Isótonos. d) Isomorfos. e) Isômeros. 02. A representação 26Fe26 indica que o átomo do

elemento químico ferro apresenta a seguinte composição nuclear:

a) 26 prótons, 20 elétrons e 30 nêutrons; b) 26 elétrons e 30 nêutrons; c) 26 prótons, 26 elétrons e 56 nêutrons; d) 26 prótons e 26 elétrons; e) 26 prótons e 30 nêutrons; 03. O cobalto-60 é muito utilizado na Medicina,

para o tratamento de câncer. Em relação a seus isótopos, o cobalto-60 apresenta:

a) O mesmo nº de nêutrons. b) Diferente símbolo químico c) O mesmo n° de massa. d) Diferentes propriedades químicas. e) O mesmo nº de prótons. 04. Considerando-se os elementos químicos

representados por 18A38, 18B40, 19C40 E 21D42, podemos afirmar que o átomo que apresenta o maior n° de nêutrons no núcleo é:

a) A b) B c) C d) D e) E

05. Um átomo possui 26 prótons, 30 nêutrons e 23 elétrons. Qual afirmação abaixo é falsa?

a) O seu Z = 26. b) O seu A = 56. c) Esse átomo é um cátion. d) No seu núcleo existem 79 partículas. e) Faltam 3 elétrons para que o átomo fique com

carga neutra. 06. Quando um átomo de um elemento químico

trans forma-se em ânion, ocorre aumento do n°:

a) De elétrons. b) De nêutrons. c) De prótons. d) De massa. e) Atômico. 07. Entre os átomos representados por 19A39, 20B40,

20C39 E 18D38, são isóbaros: a) AeB b) AeC. c) AeD. d) B e C. e) A, B e D.

GABARITO DO EXERCÍCIO

1. a) V b) V c) V d) F e) F f) F g) V h) F i) F 2. C 3. B 4. A

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CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA (TABELA)

01 02 03 04 05 06 07 08 09 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1A 8A

I H 1 2A 3A 4A 5A 6A 7A He

2

II Li 3

Be 4

B 5

C 6

N 7

O 8

F 9

Ne 10

III Na 11

Mg 12 3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B Al

13 Si 14

P 15

S 16

Cl 17

Ar 18

IV K 19

Ca 20

Sc 21

Ti 22

V 23

Cr 24

Mn 25

Fe 26

Co 27

Ni 28

Cu 29

Zn 30

Ga 31

Ge 32

As 33

Se 34

Br 35

Kr 36

V Rb 37

Sr 38

Y 39

Zr 40

Nb 41

Mo 42

Tc 43

Ru 44

Rh 45

Pd 46

Ag 47

Cd 48

In 49

Sn 50

Sb 51

Te 52

I 53

Xe 54

VI Cs 55

Ba 56 * Hf

72 Ta 73

W 74

Re 75

Os 76

Ir 77

Pt 78

Au 79

Hg 80

Tl 81

Pb 82

Bi 83

Po 84

At 85

Rn 86

VII Fr 87

Ra 88 ** Rf

104 Db 105

Sg 106

Bh 107

Hs 108

Mt 109

Uun 110

Uuu 111

Uub 112

(*) SÉRIE DOS LANTANÍDEOS

La 57

Ce 58

Pr 59

Nd 60

Pm 61

Sm 62

Eu 63

Gd 64

Tb 65

Dy 66

Ho 67

Er 68

Tm 69

Yb 70

Lu 71

(**) SÉRIE DOS ACTINÍDEOS

Ac 89

Th 90

Pa 91

U 92

Np 93

Pu 94

Am 95

Cm 96

Bk 97

Cf 98

Es 99

Fm 100

Md 101

No 102

Lr 103

LEGENDA: NÃO METAIS ACTINÍDEOS METAIS GASES NOBRES HIDROGÊNIO SEMI- METAIS LANTANÍDEOS

OBSERVAÇÕES

1- O elemento químico hidrogênio (H) é representado na coluna IA por apresentar 1 elétron no subnível s de sua camada de valência (1s1), porém não faz parte da família dos metais alcalinos, porque apresenta propriedades químicas diferentes. 2- O único gás nobre que não apresenta oito elétrons em sua camada de Valencia é o Hélio (He), pois seu número atômico é 2 e sua distribuição é 1s2.

HISTÓRICO A classificação dos elementos e a sua

disposição em uma tabela, não foram feitas de forma simples e imediata. As diversas tentativas foram feitas num longo período de tempo

Era de se esperar e entender que, para classificar os elementos conhecidos, os cientistas procuravam observar alguns critérios, baseando-se principalmente, nas propriedades apresentadas por eles.

Lavoisier e Dalton, dentre esses cientistas do séc. XVIII realizaram, com substâncias simples, seus experimentos.

Depois de muitas experiências, surgiu assim, uma classificação baseada na semelhança das propriedades físicas. Esses elementos foram classificados como metais e não-metais.

A partir daí, encontraram elementos com características intermediarias entre os metais e os ametais.

Depois dos semimetais, outro grupo de elementos foi encontrada, os gases nobres.

A classificação em: metais, ametais, semi-metais e gases nobres, é mantida até hoje.

CLASSIFICAÇÃO PERIODICA ATUAL

Os elementos são colocados na tabela, em ordem crescente de números atômicos e elementos de propriedades semelhantes uns abaixo dos outros.

Na tabela periódica atual existem 7 linhas horizontais chamadas de períodos e 18 linhas verticais chamadas de grupos ou famílias.

As linhas horizontais, chamadas de períodos, recebem nomes específicos.

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Período Nome do período

Nº de elementos

Intervalo dos elementos

1º Muito curto 2 H e He 2º Curto 8 Do Li ao Ne 3º Curto 8 Do Na ao Kr 4º Longo 18 Do K ao Kr 5º Longo 18 Do Rb ao Xe 6º Superlongo 32 Do Cs ao Rn

7º Incompleto 23(?) Do Fr ao 109 (?).

As linhas verticais, chamadas grupos ou famílias, recebem nomes especiais. Família Nome Elementos 1 ou 1 A Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

2 ao 2A Metais alcalinos terrosos

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

13 ou 3A Família do boro B, AI, Ga, In, TI

14 ou 4A Família do carbono

C, Si, Ge, Sn, Pb

15 ou 5A Família do nitrogênio

N, P, As, Sb, Bi

16 ou 6A Calcogênios O, S, Se, Te, Pó 17 ou 7A Halogênios F, CI, Br, I, At 18 ou 8A ou zero

Gases nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

METAIS

Constituem a maioria dos elementos da

tabela periódica. Os mais conhecidos são: o ouro, a prata, o cobre, o ferro, o chumbo, o níquel, o zinco, o alumínio, o mercúrio.

PROPRIEDADES MAIS IMPORTANTES

São sólidos à temperatura ambiente, exceto o mercúrio, que é líquido. São bons condutores de calor e de eletricidade. Possuem maleabilidade, isto é, podem ser transformados em lâminas. Possuem ductilidade, isto é, podem ser transformados em fios. Apresentam brilho típico, quando são polidos. Na natureza, os metais geralmente são encontrados associados a outros elementos, formando minérios.

MINÉRIOS: minerais dos quais podemos extrair metais.

CURIOSIDADES Alguns metais têm aplicações bem

conhecidas, como o uso do mercúrio na fabricação de termômetros. Algumas aplicações são menos conhecidas, mesmo fazendo parte do nosso cotidiano, tais como:

- A prata é usada como superfície refletora em muitos espelhos.

- O lítio é usado na fabricação de alguns tipos de bateria, como as próprias para máquinas fotográficas e para marcapassos.

- O ósmio é usado na fabricação das pontas de canetas-tinteiro.

NÃO-METAIS O grupo dos ametais é formado por 11

elementos: C, N, P, O, S, Se, F, CI, Br, I, At

PROPRIEDADES MAIS IMPORTANTES - Maus condutores de calor e de

eletricidade. - Não são maleáveis nem dúcteis . - Não possuem brilho metálico. - Alguns são sólidos, outros gasosos. Há o

bromo que é líquido. CURIOSIDADES Algumas aplicações dos ametais: - Na fabricação de fogos de artifício:

fósforo e enxofre. - Na fabricação de xampu anticaspa:

selênio. - Para conservação de sêmen: nitrogênio

em esta do líquido.

SEMI-METAIS Os elementos químicos que formam esse

grupo são: B, Si, Ge, As, Sb ,Te, Po.

Possuem algumas características dos metais e algumas dos ametais.

- O silício é um sólido com brilho metálico, mas não é maleável.

- O boro é encontrado em forma de pó de cor escura, ou como cristais amarelados.

- O arsênio forma cristais acinzentados. - Todos são sólidos na temperatura

ambiente.

CURIOSIDADES Algumas aplicações pouco conhecidas: - Boro: fabricação de raquetas de tênis e da água boricada (desinfetante para os olhos). - Antimônio: fabricação de sombra para os olhos e de alguns remédios contra tosse.

GASES NOBRES

Conhecidos como gases raros ou gases inertes. Apresentam grande estabilidade química, isto é, não se combinam nem entre si nem com outros elementos.

Existem 6 gases nobres, encontrados livres e isolados na atmosfera: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

dúctil – que se pode reduzir a fios sem se quebrar;

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CURIOSIDADES - O hélio, por ser menos denso que o ar, é

usado em balões dirigíveis. -O argônio é usado para preencher o bulbo

de lâmpadas elétricas incandescentes comuns. - O neônio é também usado em

iluminação, mas em tubos próprios para luz fluorescente.

- O neônio é também utilizado na fabricação de lâmpada de luz ultravioleta.

HIDROGÊNIO É considerado um grupo à parte, pois

trata-se de um elemento com características diferentes de todos os outros elementos. É inodoro, incolor, combustível e é o elemento menos denso conhecido.

É usado como combustível em foguetes espaciais.

EXERCÍCIOS

01. Com o auxilio da tabela periódica, escreva o

símbolo e o nome: a) De 10 metais: b) De 5 ametais: c) Dos semi-metais: d) Dos gases nobres: 02. Cite 2 propriedades dos: a) Metais: b) Ametais:

03. Que nome recebe as linhas horizontais e verticais da tabela periódica atual?

Horizontais: Verticais: 04 – Escreva o nome dos grupos ou famílias: a) 1 A: b) 2 A: c) 6 A: d) 7 A: e) 8 A: 05. (Unicap – PE) Coloque V para verdadeiro e F

para falso: a.( ) Todos os metais, sem exceção, são sólidos

à temperatura ambiente. b.( ) Todos os não-metais, sem exceção, são

sólidos ou gasosos, à temperatura ambiente.

c.( ) Os elétrons do potássio (Z = 19) ocupam 4 níveis de energia.

d.( ) O alumínio (Z = 13) possui mais elétrons no nível de Valencia do que o oxigênio (Z = 8).

e.( ) O alumínio possui mais níveis de energia ocupados por elétrons do que o oxigênio.

f.( ) O elemento E5 é um gás de baixa energia de ionização e se combina facilmente com o O2(g) do ar.

g.( ) Entre os elementos E1, E2 e E4 o de maior ponto de ebulição é o elemento E1.

h.( ) Observando os valores na tabela periódica, notamos que o volume atômico em uma família, aumenta de cima para baixo.

i.( ) Um átomo qualquer apresenta igual número de prótons e de nêutrons. Isso significa que ele é eletricamente neutro.

TESTES

01. Os símbolos do magnésio, berílio, cálcio, cobre,

chumbo e mercúrio, encontram-se corretamente escritos na alternativa:

a) Mg, Br, Ca, Cb, Me, Hg. b) Mn, Be, K, Cu, Pb, Me. c) Mg, BI, CI, Co, Pb, Hg. d) Mg, Be, Ca, Cu, Pb, Hg. e) Ma, B, Ca, Cb, Ch, Mc. 02. Assinale a alternativa incorreta: a) Sr — metal alcalino terroso. b) Cs — metal alcalino. c) Se — halogênio. d) Xe — gás nobre. e) P — família do nitrogênio. 03. Encontram-se em famílias vizinhas, na

classificação periódica, os elementos: a) Neônio, sódio e alumínio. b) Flúor, cloro e bromo, c) Zinco, cádmio e mercúrio. d) Estrôncio, molibdênio e índio. e) Silício, arsênio e enxofre.

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04. São elementos metálicos: a) Lodo, carbono e níquel. b) Estrôncio, manganês e chumbo. c) Fósforo, ouro e prata. d) Bismuto, enxofre e lantânio. e) Hidrogênio, rubídio e césio. 05. Um elemento químico “X”, localiza-se no 4°

período e do décimo sétimo grupo da classificação periódica atual. O nº atômico desse elemento é:

a) 14 b) 26 c) 31 d) 35 e) 43 06. Considerem-se os seguintes conjuntos de

elementos químicos: I. H, Mg, O, F, He II. Na, Ca, S, He, H III. K, Sr, C, CI, Ar IV. Li, Ba, Se, Br, Ne V. Rb, Be, N, I, Kr a) I b) II c) III d) IV e) V

07. Na tabela periódica atual, pertencem aos

halogênios: a) Na e K. b) I e Br. c) O e S. d) Mg e Ca. e) N e P.

LIGAÇÕES QUÍMICAS

Ao nosso redor estão presentes diversas substâncias, cada qual com uma composição química característica.

As substâncias químicas são formadas por átomos de elementos químicos unidos por ligações químicas.

As ligações químicas formam-se para aumentar a estabilidade dos átomos.

As únicas substâncias formadas por átomos isolados são os gases nobres e, até a década de 60, os cientistas não conheciam nenhum composto que os contivesse. Por essa razão, eram chamados de inertes , isto é, sem capacidade de reagir quimicamente. Como não se formam ligações químicas entre seus átomos, tem-se que eles já estão estáveis.

Uma vez que os gases nobres são estáveis e formados por átomos isolados, alguma particularidade existe em suas configurações eletrônicas para justificar tal comportamento. Observando a configuração eletrônica dos gases

inerte – imóvel; inativo, morto, desfalecido.

nobres, notamos que apresentam oito elétrons na camada mais externa.

Observe: K L M N O P Hélio (Z = 2) 2 Neônio (Z = 10) 2 8 Argônio (Z = 18) 2 8 8 Criptônio (Z=54) 2 8 18 8 Xenônio (Z = 54) 2 8 18 18 8 Radônio (Z = 86) 2 8 18 32 18 8

Somente os átomos dos gases nobres apresentam essa distribuição eletrônica. Os outros elementos têm menos de oito elétrons na última camada. Podemos concluir que os gases nobres possuem distribuição eletrônica estável e os outros elementos não.

Com raciocínio semelhante a esse, William Kossel e Gilbert Newton Lewis propuseram no ano de 1916, uma teoria para explicar a ligação entre os átomos. Essa teoria ficou conhecida como modelo de octeto de elétrons (regra do octeto).

Podemos concluir que um átomo estará estável quando sua última camada possuir 8 elétrons na última camada (ou 2 quando se tratar da camada K). Os átomos que não estão estáveis, se unem a outros átomos a fim de adquirir a estabilidade.

Para adquirir essa estabilidade, os átomos se unem através das ligações químicas: iônica, covalente e metálica.

A LIGAÇÃO IÔNICA

A ligação iônica, como o nome indica,

origina íons, graças á transferência de elétrons de um átomo para outro. Em geral, há um elemento que tende a ceder elétrons (metal) constituindo o cátion, e o outro que pode receber (não metal) e que participa do ânion.

A ligação iônica origina um retículo cristalino iônico, graças à atração entre íons de carga oposta.

Exemplo: Observe a configuração eletrônica dos átomos neutros de sódio e cloro: 11Na: 1s2 2p6 3s1 17CI: 1s2 2p6 3s2 3p5 K-2 L-8 M-1 K-2 L-8 M-7

Não estão estáveis, pois não apresentam 8 elétrons na última camada.

Nenhum deles é estável , de acordo com

a regra do octeto. Contudo, se houver uma transferência de 1 elétron do sódio para o cloro, ambos atingirão a estabilidade.

retículo – pequena rede; estável – firme; fixo; ´sólido; duradouro. Inalterável.

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Transferência de 1 elétron Na ligação iônica, teremos sempre uma transferência de elétrons.

Observe a representação de outra forma:

Na 11 elétrons 2 – 8 - 1

CI 17 elétrons 2 – 8 - 7

Na 10 elétrons 2 - 8

CI 18 elétrons 2 – 8 - 8

Podemos indicar o processo usando a notação de Lewis. Nela representamos o último nível ou camada de valência.

Fórmula eletrônica ou de Lewis

O cloreto de sódio pode também ser

representado por: Na+ C- fórmula iônica.

Os íons Na+ C- possuem cargas elétricas opostas e, portanto, se atraem mutuamente. Essa atração mantém os íons unidos, formando uma substância muito conhecida, o sal de cozinha, representado pela fórmula NaCl. Tal união é chamada ligação iônica ou eletrovalente.

O sal de cozinha é apenas um exemplo de composto iônico, ou seja um composto formado por íons. Sempre que um elemento, que necessitar doar elétrons para se estabilizar, se unir a outro, que necessitar recebê-los, se dará por ligação iônica.

MONTAGEM DAS FÓRMULAS Na fórmula química, a primeira parte

corresponde ao cátion e a segunda ao ânion. Para escrever a fórmula de um composto iônico, basta descobrir qual a carga estável (valência) formado pelo elemento e, a seguir, utilizar esta regra prática:

VALÊNCIA: É a capacidade de combinação dos átomos.

Corresponde ao número de elétrons que um átomo pode ganhar ou perder.

A valência é um número puro; quando acompanhado do sinal da carga do íon e recebe o nome de eletrovalência.

Observe a tabela abaixo:

Família Elétrons ganho ou perdidos

Valência Eletrovalência

1 A Perde 1 1 + 1 2 A Perde 2 2 + 2 3 A Perde 3 3 + 3

4 A Perde ou ganha 4 4 ± 4

5 A Ganha 3 3 - 3 6 A Ganha 2 2 - 2 7 A Ganha 1 1 - 1

OBSERVAÇÃO Os elementos da família 4 A são anfóteros , isto é, tem duplo comportamento: podem ceder ou ganhar elétrons. Entretanto, preferencialmente eles ganham elétrons. Por isso são classificados como não metais.

-Os grupos 1A, 2A e 3A são metais. -Os grupos 4A, 5A, 6A e 7A são não

metais. Conhecendo as valências dos elementos

cujos átomos vão se ligar para formar um composto iônico, podemos descobrir o íon-fórmula.

Exemplo: Qual a fórmula resultante da

união entre alumínio e oxigênio? Consultando a tabela periódica

descobrimos em que grupo esses elementos se localizam:

Alumínio → grupo 3A: valência + 3 Oxigênio → grupo 6A: Valencia – 2

anfótero – que reúne em si duas qualidades.opostas.

QUÍMICA

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32

Lembramos que o cátion vai sempre na frente, portanto: Cruzamos, sem final, essas valências. A formula iônica fica: AI2 O3.

CUIDADO COM O HIDROGÊNIO O hidrogênio apresenta apenas 1 elétron.

Para ficar com eletrosfera de gás nobre (Helio com 2 elétrons na camada K) ele precisa receber 1 elétron. Assim, em uma ligação iônica, o H apresenta carga negativa.

Portanto, apesar de estar localizado na família 1A da tabela periódica, o H se assemelha muito mais ao halogênio, pois, como eles, apresenta tendência a receber elétrons. O hidrogênio não é um metal alcalino.

LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR

É a que se dá por compartilhamento de um ou mais pares de elétrons que pertencem a ambos os átomos ligados. Chamamos molécula ao conjunto eletricamente neutro formado quando todos os átomos se unem exclusivamente por

ligação covalente. Considere um átomo de cloro. Ele não é

estável isoladamente, pois possui 7 elétrons na última camada. Para ficar estável, deve receber 1 elétron, como já vimos na ligação iônica.

Essa não é a única forma que o cloro tem para ficar estável. Ele pode “compartilhar” um de seus elétrons com outro átomo que também fará o mesmo. Dessa maneira, cada átomo passará a ter o usufruto comum do par de elétrons compartilhado, ficando assim com o octeto completo. O resultado será uma molécula de cloro, formada por dois átomos desse elemento.

Fórmula eletrônica (formula de Lewis) Formula estrutural

Formula molecular

Molécula de cloro

Esse compartilhamento de elétrons que

leva á formação de moléculas é chamado de ligação covalente. Uma situação semelhante acontece com o hidrogênio, que possuindo 1 elétron na única camada, necessita de mais 1 elétron para ficar com

a eletrosfera semelhante á do hélio.

Fórmula eletrônica (formula de Lewis)

Formula estrutural Formula molecular

O oxigênio (6A) necessita compartilhar 2

elétrons para completar o octeto. Já o nitrogênio (5A) necessita 3 elétrons para compartilhar. Na molécula de cloro e hidrogênio, ocorre uma ligação covalente simples, na molécula de oxigênio, ligação covalente dupla e na de nitrogênio, ligação covalente tripla. As substâncias formadas por ligação covalente são chamadas de substâncias moleculares. Pode ser sólidas, líquidas ou gasosas.

EXERCÍCIOS

01. Porque os gases nobres considerados estáveis? _ _ _ 02. Escreva uma definição para valência: 03. Qual a diferença entre ligação iônica e

covalente?

TESTE

01. Elementos alcalinos e alcalinos-terrosos têm

em comum o fato de: a) Existirem livres na natureza. b) Formarem cátions. c) Ocuparem a região central da tabela periódica d) Serem não-metálicos. e) Serem pouco reativos. 02. Das seguintes substâncias, a única que não

apresenta ligação covalente é: a) HCI b) H c) NH d) CO e) A1

Até mesmo nossas dúvidas podem ser uma maneira de Deus ficar mais perto de nós.

QUÍMICA

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33

03. Todos os átomos estão com eletrosferas iguais ás dos gases nobres na molécula representada por:

a) CF b) CF2 c) CF3 d) CF4 e) CF5 04. Considerando suas posições na tabela periódica

atual, hidrogênio e enxofre devem formar o composto de fórmula:

a) HS b) HS2 c) H2S d) H2S3 e) H3S2 05. A ligação entre um átomo de potássio e um

átomo de bromo é do tipo: a) Covalente b) Iônica c) Molecular d) Iônica ou covalente e) Isomeria. 06. A ligação entre dois átomos de oxigênio chama-

se: a) Iônica b) Covalente c) Eletrovalente d) Valencia e) Alotrópica 07. Na ligação entre potássio e oxigênio, quantos

átomos de potássio e oxigênio são necessários, respectivamente?

a) 2 e 2. b) 2 e 1. c) 1 e 2. d) 1 e1. e) 3 e 1. 08. A representação gráfica de um composto

chama-se: a) Equação química b) Fórmula química c) Reação física d) Combinação e) Mistura 09. A formula de um composto formado pelos

átomos X(Z=8) e Y(Z=20) é: a) YX b) Y2X c) YX2 d) Y2X2 e) Y2X3

FUNÇÕES QUÍMICAS

Chamamos função química ao conjunto de substâncias que possuem propriedades semelhantes, especialmente químicas.

ÁCIDOS

Ácidos são substâncias que possuem sabor azedo e a propriedade de mudar a coloração de certos corantes vegetais e de neutralizar as bases.

Ácidos são substâncias que, dissolvidas em água, se ionizam liberando, na forma de cátions, exclusivamente íons H+.

PROPRIEDADES FUNCIONAIS Têm sabor azedo; conduzem corrente

elétrica em solução aquosa; são bastante reativos, atacando a maio ria dos metais; mudam a cor de certas substâncias (indicadores); reagem com bicarbonatos e carbonatos originando gases.

CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS

PRESENÇA DE OXIGÊNIO NA

MOLÉCULA - Oxiácidos: ácido cuja molécula contém

oxigênio. Exemplo: HNO3; H2 SO4; H3PO4; etc. - Hidrácidos: ácidos cuja molécula não

contém oxigênio. Exemplo: HCI; HBr; HCN; etc.

NÚMERO DE ELEMENTOS NA

MOLÉCULA Ácido binário: ácido cuja molécula

contém 2 elementos na molécula. Exemplo: HCI; HI; HBr; etc.

- Ácido ternário: ácido cuja molécula

contém 3 elementos na molécula. Exemplo: HCN; HIO; H2CO3; etc. - Ácido quaternário: ácido cuja molécula

contém 4 elementos na molécula. Exemplo: HCNO; H3Fe(CN)6; H4Fe(CN)6;

etc. FORÇA DO ÁCIDO Quando dissolvemos um ácido em água,

verificamos que as moléculas sofrem ionização. Entretanto, ao analisarmos a solução resultante, constatamos que nem todas as moléculas encontram-se ionizadas. Assim, de acordo com o grau de ionização, os ácidos podem ser classificados em: fortes, moderados ou fracos.

QUÍMICA

ENSINO MÉDIO I


34

Hidrácidos:

Hidrácido Classificação

HCI HBr HI

Fortes

HF Moderado Os demais Fracos

Oxiácidos: Com relação aos oxiácidos, podemos

aplicar a regra de Pauling para conhecer a sua força. Assim, a força dos oxiácidos é indicada pela diferença entre o número de oxigênios e o número de hidrogênios.

Observe a fórmula geral dos oxiácidos: HbXOa.

Se: a - b = 3 → ácido muito forte a – b = 2 → ácido forte a - b = 1 → ácido moderado a – b = 0 → ácido fraco

Exemplo: H2SO4 a = 4; b = 2; a – b = 2 → ácido forte HNO2 a = 2; b = 1; a – b = 1 → ácido moderado

NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS

HIDRÁCIDOS Acido + nome do elemento ligado ao

hidrogênio – o + terminação ÍDRICO (característica dos hidrácidos)

Exemplo: HCI: ácido clor(o) + ídrico: ácido clorídrico HCN: ácido cianídrico HBr: ácido bromídrico H2S: ácido sulfídrico HI: ácido iodídrico H3Fe(CN)6: ácido ferricianídrico HF: ácido fluorídrico H4Fe(CN)6: ácido ferrocianídrico

OXIÁCIDOS

Para facilitar a nomenclatura dos oxiácidos utilizamos as seguintes “forminhas de ácidos”

H..........O3

(CI Br I N)

H2.........O4

(S Se Te Cr Mn)

H3.........O4

(P As Sb)

Quando substituímos os .... da forminha de

ácido pelo elemento central próprio, devemos empregar a seguinte nomenclatura:

Ácido + nome do elemento central – o +iço

Exemplo: HCIO3: ácido clórico (cloro — o + ico)

H2MnO4: ácido mangânico H3PO4: ácido fosfórico - Quando substituímos os da forminha de

ácido pelo elemento central próprio e diminuímos da forminha 1 oxigênio, devemos empregar a seguinte nomenclatura: Ácido + nome do elemento central – o + OSO

- Quando substituímos os .... da forminha de ácido pelo elemento central próprio e diminuímos da forminha 2 oxigênios, devemos empregar a seguinte nomenclatura: Ácido + hipo+ nome do elemento central – o + OSO Exemplo: HIO: O iodo está na 1ª forminha que contem 3 oxigênios. No acido HIO temos 2 oxigênios a menos. Nomenclatura: acido hipoidoso. HCIO: ácido hipocloroso H3PO2: ácido hipofosforoso (3ª forminha com 2 oxigênios a menos) - Quando substituímos os .... da forminha de ácido pelo elemento central próprio e aumentamos 1 oxigênio na forminha, devemos empregar a seguinte nomenclatura: Ácido + per+ nome do elemento central – o + ICO Exemplo: O CI está na 1ª forminha que tem 3 oxigênios. Quando aumentamos 1 oxigênio fica: - HCIO4: acido perclórico - HIO4: ácido periódico

RESUMINDO Igual a “forminha”: Ácido + nome do elemento central – o +ico Forminha com 1 oxigênio a mais: Ácido + per+ nome do elemento central – o + ICO Forminha com 1 oxigênio a menos: Ácido + nome do elemento central – o + OSO Forminha com 2 oxigênios a menos: Ácido + hipo+ nome do elemento central – o + OSO

BASES

São compostos que em meio aquoso se dissociam ionicamente, liberando como ânions exclusivamente íons OH-.

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CARACTERÍSTICAS Apresentam sabor adstringente , como o leite de magnésia: conduzem, corrente elétrica quando em solução aquoso; reagem com ácidos produzindo sal e água; mudam a cor dos indicadores. CLASSIFICAÇÃO DAS BASES

NÚMERO DE ÍONS OH

- Monobases: apresentam 1 OH. Exemplo: NaOH; KOH; NH4OH; etc. - Dibases: apresentam 2 OH. Exemplo: Ca(OH)2; Mg(OH)2; Fe(OH)2; etc. - Tribases: Exemplo: AI(OH)3; Fe(OH)3 SOLUBILIDADE DA BASE EM ÁGUA - Bases solúveis: bases de metais

alcalinos e de amônio LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, NH4OH.

- Bases pouco solúveis: bases de metais

alcalino-terrosos: Mg(OH)2; Ca(OH)2; etc. - Bases insolúveis: as demais bases:

Fe(OH)2 Pt(OH)2 CuOH; etc. FORÇA DAS BASES

Conforme o grau de dissociação iônica, as bases são classificadas em: - Bases fortes: são as bases de metais alcalinos e alcalinos-terrosos.

- Bases fracas: são as demais bases.

NOMENCLATURA DAS BASES

Para os elementos abaixo relacionados, empregar a seguinte regra de nomenclatura:

Hidróxido + de + nome do metal

Valência Elementos

+1 Li Na K Rb Cs NH4

+2 Be Mg Ca Sr Ba Ra

+3 B AI Bi

Esses elementos apresentam apenas um único valor de valência

A valência indica o número de OH presente

na fórmula.

adstringente – apertar; unir; contrair; que aperta a

mucosa da boca.

Exemplo: NaOH:hidróxido de sódio KOH: hidróxido de potássio Ca(OH)2: hidróxido de cálcio Mg(OH)2: hidróxido de magnésio AI(OH)3: hidróxido de alumínio Para os elementos abaixo relacionados que

apresentam mais de um valor de valência, na nomenclatura, para diferenciá-los, devemos colocar o valor da valência em algarismo romano.

Hidróxido + de + nome do elemento + valência em algarismo romano

Cu{+1 e +2} Au {+1 e +3}

Fe Co Ni Cr {+2 e +4} As Sb {+3 e +5}

Exemplo: Fe (OH)2: hidróxido de ferro II Fe (OH)3: hidróxido de ferro III Sb(OH)3: hidróxido de antimônio III Sb (OH)5: hidróxido de antimônio V

SAIS

São substâncias obtidas a partir da reação entre um ácido e uma base.

Exemplo: HCI + NaCI → NaCI + H2O Acido + base → sal + água

NOMENCLATURA

Nome do anion (ácido) + de + nome do cátion

(bases) A nomenclatura dos anions é feita trocando-se a terminação do nome do acido conforme a tabela:

Ácido Ânion

ídrico eto

oso ito

íco ato

Exemplo: NaCI: cátion: Na – sódio ânion: CI – derivado do HCI ácido clorídrico ídrico passa para eto NaCI: cloreto de sódio CaSO3: cátion: Ca – cálcio

Ânion: So3 – o enxofre está na 2ª forminha de ácido H2....O4. a forminha tem 4 oxigênios e o SO3 tem 1 oxigênio a menos. Concluímos que o acido que deu origem a esse sal foi o H2SO3: acido sulfuroso. Oso passa para Ito

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CaSO3: sulfito de cálcio Fe (CIO4)3: cátion: Fe – ferro III

ânion: CIO4. O cloro encontra-se na 1ª forminha: H...O4. Podemos perceber que tem 1 oxigênio a mais : o ácido que deu origem a esse sal foi o HCIO4: ácido perclórico. Iço passa para Ato

Fe (CIO4)3: perclorato de ferro III

Outros exemplos:

Fórmula Nome NaNO3 Nitrato de sódio

CaSO4 Sulfato de cálcio Fel3 Iodeto de ferro III Mg3(PO4)2 Fosfato de magnésio KIO Hipoiodito de potássio

FÓRMULA GERAL Ocorre um cruzamento, sem sinal, das valências.

ÓXIDOS

São compostos binários (formados por 2 elementos), onde o oxigênio está sempre presente

e é o elemento mais eletronegativo. Exemplo: Cão, Na2O, AI2O3. FÓRMULA GERAL As valências se cruzam, sem sinal.

NOMENCLATURA

Óxido + de + nome do cátion. Exemplos: Cátion Oxigênio Fórmula

do óxido Nomencaltura

Na+1 O2- Na2O Óxido de sódio Ca2+ O2- CaO Óxido de cálcio Fe3+ O2- Fe2O3 Óxido de ferro III Zn2+ O2- ZnO Óxido de zinco Al3§ O2- Al2O3 Óxido de alumínio Mn4+ O2- MnO2 Óxido de manganês IV

Alguns óxidos têm nomes especiais,

principalmente porque vários deles são minérios importantes:

Cão – cal virgem BaO – barita Fe2O3 – hematita MnO2 – pirolusita SnO2 – cassiterita

EXERCÍCIOS

01. Classificar os ácidos conforme o modelo: Modelo: HNO3: oxiácido (tem Oxigênio) ternário (possui 3 elementos) forte (3 – 1 = 2) a) HCI: ________ ________ _____________ _ b) H2SO3: ________ _ ______________ c) HCNS: ________ _ ______________ 02. Conforme o modelo, classificar as bases

abaixo: Modelo: Ca(OH)2 dibase (2 OH) pouco solúvel (Ca metal alcalino-terroso) forte (alc.terroso) a) KOH: ________ _ _______________ b) Mg(OH)2: ________ _ _______________ c) Fe (OH)3: ________ _ _______________ 03 - Fazer a fórmula correta dos ácidos abaixo: a) Ácido iodídrico: ________ b) Ácido manganoso: ________ c) Ácido hipoiodoso: ________ d) Ácido ferricianídrico: ________ e) Ácido sulfídrico: ________ f) Ácido arsenioso: ________ g) Ácido perclórico: ________ h) Ácido nitroso: ________ 04 - Fazer a fórmula das bases: a) Hidróxido de cálcio: ________ b) Hidróxido de cobre II: ________ c) Hidróxido de potássio: ________ d) Hidróxido de manganês IV: ________ e) Hidróxido de amônio: ________ f) Hidróxido de ferro III: ________ g) Hidróxido de alumínio: ________ h) Hidróxido de chumbo I ________ 05. Fazer a fórmula dos sais abaixo: a) Cloreto de sódio: ________ b) Iodeto de potássio: ________ c) Sulfato de cálcio: ________ d) Nitrato de sódio: ________ e) Iodeto de alumínio: ________ f) Periodato de sódio: ________

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06 - Fazer a fórmula dos óxidos abaixo: a) Óxido de cálcio: ________ b) Óxido de bário: ________ c) Óxido de magnésio: ________ d) Óxido de cobre 1: ________ e) Óxido de arsênio III: ________ f) Óxido de ferro III: ________

TESTE

01. Os ácidos identificados pelas fórmulas: HCIO4,

HCIO2, HCIO e HCIO3 denominam-se, respectivamente ácido:

a) Perclórico, cloroso, hipocloroso e clórico. b) Clórico, hipocloroso, cloroso e perclórico. c) Hipocloroso, perclórico e cloroso. d) Perclórico, hipocloroso, cloroso e clórico. e) Cloroso, clórico, perclórico e hipocloroso. 02 - Os elementos hidrogênio e oxigênio estão

sempre presentes nas estruturas de: a) Ácidos b) Sais c) Óxidos d) Bases e) Hidrácidos 03. Entre as bases abaixo, indique quais são

insolúveis em água:

I – KOH II- Mg(OH)2 III – NaOH IV - AI(OH)3 V. Fe(OH)2 VI – LIOH a) V e VI. b) IV e V. c) II, III e IV. d) I, IV, V e VI. e) V. 04. Um elemento metálico M forma um cloreto de

fórmula MCI A fórmula de seu sulfato é: a) M2SO4 b) MSO4 c) M2(SO4)3 d) M(SO4)2 e) M(SO4)3 05. Assinale a alternativa que contém apenas sais: a) KOH; NaBr; CaSO3 b) CaCI2, Ba(BrO)2, AL2O3 c) H2S, HCN, Zn(OH)2 d) Cão, Fe2O3, NaOH e) NaCI, CaIO, K2MnO4 06– É oxiácido o ácido: a) Bromídrico b) Fosfórico c) Clorídrico d) Cianídrico e) Sulfídrico

07 – Qual dos sais abaixo é derivado do ácido clorídrico? a) Clorato de prata b) Clorito de sódio c) Perclorato de potássio d) Cloreto de amônio e) Hipoclorito de magnésio

REAÇÕES QUÍMICAS

Muito tempo antes de a Química formar-se como ciência, o homem já possuía alguns conhecimentos sobre reações químicas. A “descoberta” do fogo, a fundição de metais, a descoberta da pólvora (durante a idade média, são exemplos de reações químicas que já eram feitas.

EQUAÇÕES QUÍMICAS São linguagens próprias utilizadas para expressar uma reação química. A reação de neutralização do acido clorídrico com o

hidróxido de sódio pode ser representada utilizando-se linguagem própria, da seguinte

maneira:

Essa equação é a expressão gráfica da reação que ocorre entre o acido e a base deve ser balanceada, ou seja, devemos ter, á esquerda da seta (reagentes), o mesmo número de átomos da direita da seta (produtos). Uma reação química pode também ser representada, a nível atômico molecular, com a utilização de figuras geométricas. Exemplo:

A ELETRÓLISE DA ÁGUA PODE SER REPRESENTADA PELA EQUAÇÃO: Reagente Produtos 2H2O O2 + 2H2

(1º membro) (2º membro)

USAMOS PARA REPRESENTAR Símbolos elementos químicos Fórmulas substâncias Equações químicas reações químicas

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TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

REAÇÕES DE SÍNTESE OU ADIÇÃO

Nesse tipo de reação, temos dois ou mais reagentes formando apenas uma substância composta.

Exemplos:

H2 + CI2 → 2 HCI Gás hidrogênio gás cloro gás clorídrico (substância simples) (substância simples) (cloreto de hidrogênio) (substância composta)

2 H2 + O2 → 2 H2O Gás hidrogênio gás oxigênio água

REAÇÃO DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO

Nesse tipo de reação, temos apenas uma substância simples e outra composta. Para que essa reação ocorra, a substância simples substitui uma espécie na substância composta e essa espécie substituída será a substância simples do produto.

Vamos ver o ocorre quando a substância simples é um não metal: para que não um não metal A desloque um não metal B que constitui o anion de um composto, é necessário que A seja reativo que B. isto é, o não metal da substância simples deverá ter mais tendência a ser ânion. F O CI Br I S C Se

Reatividade decrescente dos não-metais

Tendência de tomar ânions

Exemplo:

CI2(aq) + 2KI(aq) → 2KCI(aq + I2(aq). O cloro tem maior tendência a formar o ion

CI- do que o iodo; por isso, o iodo deixou de ser íon I- para formar I2.

Vamos ver o que ocorre quando a substancia simples for um metal: para que um metal X destaque o metal Y que constitui o cátion de um composto, é necessário que X seja mais reativo que Y. isto é X deverá ter mais tendência a ser cátion.

Cs Rb K Na Li Ba Sr Ca Mg Al Mn Zn Fe Co Ni Sn Pb H Bi Cu Hg Ag Pt Au

Reatividade decrescente dos metais

Tendência de formar cátions

Exemplo:

Zn(n) + CuSO4(aq) → ZnSOa(qn) + CuSO(s)

A solução inicialmente de cor azul (CuSO4(aq)), fica incolor (ZnSO4) no final da reação, e a superfície da lâmina fica avermelhada, devido ao cobre metálico nela depositado. Essa reação mostra que o metal zinco é mais reativo que o metal cobre.

Reatividade ⇒ Zn > Cu REAÇÃO DE DUPLA TROCA Nesse tipo de reação temos duas

substâncias compostas como reagentes formando duas substâncias compostas como produtos.

Exemplo: reação de neutralização.

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 →Al2(SO4)3 + 6 H2O

EXERCÍCIOS

01. Considerando os dados referentes às reações

químicas representadas abaixo, preencher as lacunas:

a) Gás hidrogênio + gás cloro → gás cloreto de hidrogênio.

São reagentes as substâncias: ____ e ___. É produto a substancia: ____ e ____. A reação é representada pela equação química: ____. b) Ácido sulfúrico + hidróxido de sódio → sulfato de sódio + água.

São reagentes as substâncias: ____ e ___. São produtos as substancias: ____ e ____. A reação é representada pela equação química: ____ ____. 02. Equilibrar as reações abaixo: a) _____ H2 + _____ Br2 → _____ HBr b) _____ H2 + _____ I2 → _____ HI c) _____ Ca + _____ O2 → _____ CaO d) _____ Ba + _____ O2 → _____ BaO e) _____ Na + _____ O2 → _____ Na2O f) _____ K + _____ O2 → _____ K2O g) _____ AL + _____ O2 → _____ AI2O3 h) _____ K2O + _____ H2O → _____ KOH i) _____ N2O5 + _____ H2O → _____ HNO3

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Para escrevermos corretamente equações químicas de sínteses e analise, devemos relembrar que: - Os elementos hidrogênio, oxigênio, nitrogênio, flúor, cloro, bromo e iodo, formam moléculas diatômicas: H2, O2, N2, F2, CI2, Br2, I2. - Os elementos carbono, fósforo, enxofre e os metais são representados como se fossem monoatômicas: C, P, S, Fe, Ag, Al, Na.

03. Escreva as equações químicas das reações

abaixo indicadas: a) Óxido de cálcio + água → hidróxido de cálcio. ____ b) Nitrogênio + hidrogênio → gás amoníaco.

____ c) Monóxido de carbono + gás carbônico →

dióxido de carbono. ____ d) Óxido de sódio + gás carbônico → carbonato

de sódio. ____ e) Óxido de potássio + água → hidróxido de

potássio. ____ f) Ferro + oxigênio → óxido de ferro II.

____ g) Magnésio + oxigênio → óxido de magnésio.

____ h) Hidróxido de cálcio → óxido de cálcio + água.

____ i) Acido clorídrico + hidróxido de sódio →

cloreto de cálcio + água. ____ j) Ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio →

sulfato de cálcio + água. ____

04. Associe:

a) Decomposição b) Síntese c) Simples troca d) Dupla troca

( ) 2 SO2 + O2 → 2 SO3

( ) H2SO4 + 2 NaOH → 2 H2O + Na2SO4 ( ) CI2 + 2 NaI → I2 + 2 NaCI ( ) H2CO3 → H2O + CO2 ( ) Zn + HCI → ZnCI2 + H2 ( ) HCI + NaOH → NaCI + H2O ( ) CI2 + 2 Na → 2 NaCI ( ) KCIO3 → KCI + O2 ( ) H2 + S → H2S

TESTES

01. A representação gráfica de uma reação química

chama-se: a) Equação química. b) Fórmula química. c) Reação física. d) Combinação. e) Mistura. 02. A reação: H2S + Fe → FeS + H2, é uma reação

de: a) Analise b) Síntese c) Simples troca d) Decomposição 03. Numa reação química, o primeiro e o segundo

membros são denominados, respectivamente: a) lonizantes e ionizados. b) Reagentes e produtos. c) Reativos e reatores. d) Reatores e resultantes. e) Resultantes e reagentes. 04. Ao equilibrar a reação: H2SO4 + KOH → K2SO4

+ H2O, temos para o KOH o coeficiente: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 05. A reação: H2 + O2 → K2SO4 + H2O a) deslocamento b) dupla troca c) análise d) composição e) síntese

06. A reação: CaCO3 → CaCO + CO2 a) deslocamento b) dupla troca c) analise d) composição e) síntese

07. Ao equilibrarmos a reação: CuO + →Cu + CO2,

obtemos como soma dos coeficientes o seguinte valor:

a) 6 b) 5 c) 4 d) 3 e) 2

08. Dada à reação: Zn + HCI → ZnCI2 + H2,

assinale a alternativa correta: a) O Zn é um dos produtos. b) O ZnCI2 é um dos reagentes. c) O coeficiente que equilibra corretamente o H2

na reação é2. d) O coeficiente do HCI é3. e) A soma dos coeficientes é 5.

Deus conhece nossas necessidades e deseja satisfazê-las.

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09. São dadas as reações: ( ) CI2O7 + H2O → 2HCIO4 ( ) Br2 + 2 KI → 2KBr + I2 ( ) BaCI2 + 2 KOH → 2KCI + Ba(OH)2 ( ) CI2O7 + H2O → 2HCIO4 ( ) 2KbrO3 → 2KBr + 3 O2

Classificando-se corretamente, de acordo com os itens:

1- Simples troca 2- Análise 3- Síntese 4- Dupla troca Na vertical, de cima para baixo, aparecera o seguinte número: a) 3214 b) 2341 c) 2134 d) 4132 e) 3142

GABARITO

Introdução 01 - a) matéria b) objeto c) objeto d) matéria e) objeto f) matéria g) objeto h) corpo i) matéria j) matéria k) objeto l) matéria m) matéria n) objeto o) corpo p) corpo q) corpo r) matéria s) objeto t) matéria

02 – Matéria: mármore Corpo: um pedaço de mármore Objeto: uma estatua de mármore 03 – V, F, V, V,V. 04 – a) F2; Cdiamante, cgrafite, H2 b) C2, H6O, H2O, NaCI

05 – a) Sódio b) Ferro c) Fósforo d) Mercúrio

e) Magnésio f) Enxofre g) Prata h) Níquel i) Chumbo

06 – a) F b) C c) Si d) Cu e) Cd f) Co g) Fe h) Ca i) H

07 – Ocorre quando um elemento químico forma duas substâncias simples diferentes entre si. 08 – a) Fusão b) Sublimação c) Vaporização d) Liquefação

09 – a) Físico b) Físico c) Físico d) Químico e) Químico f) Químico g) Químico h) Químico i) Químico j) Físico k) Químico l) Químico

10 -

variável variável Compressível

Constante Variável Incompressível

constante constante Incompressível

TESTES

01 – D 02 - D 03 – B 04 – D 05 – D

MISTURAS 01 – Mistura é a reunião de duas ou mais substâncias.

Tipos: homogênea e heterogênea. 02 – Toda porção homogênea da mistura.

DEUS É FIEL

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03 – a) Mistura b) Homogênea c) Homogênea / solução d) Heterogênea e) Três / dois 04 – a) 2, heterogênea b) 2, heterogênea c) 2, heterogênea d) 2, heterogênea e) 1, homogênea f) 1, homogênea g) 2, heterogênea 05 – b, c, a, e, d.

TESTES 01 – B 02 - C 03 – D 04 – C 05 – B 06 – D 07 – B 08 – C 09 – D 10 – E

A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA – O ÁTOMO 01 – 35Br: K = 2; L+8; M = 18; N = 7 02 – A = p + N ∴A = 11 +12 ∴ A = 23 03 – a) K = 2; L = 3 b) K = 2; L = 5 c) K = 2; L = 7 d) K = 2; L = 8; M = 1 e) K = 2; L = 8; M = 3 f) K = 2; L = 8; M = 18; N = 2 g) K = 2; L = 8; M = 18; N = 8 h) K = 2; L = 8; M = 18; N = 18; O = 7 i) K = 2; L = 8; M = 18; N = 32; O = 18; P = 8

TESTES

01 – D 02 - C 03 – B 04 – D 05 – B 06 – C 07 – E 08 – D

ISOÁTOMOS

TESTES 01 – C 02 – E (núcleo = prótons + nêutrons) 03 – E 04 – B 05 – D

06 – A 07 – B

CLASSIFICAÇÃO PERÍODICA

01 – a) Lítio: Li; Sódio: Na; Cálcio: Ca; Ferro: Fé;

níquel: Ni; Cromo: Cr; Zinco: Zn; Alumínio: Al; Chumbo: Pb; Mercúrio: Hg.

b) Carbono: C; Nitrogênio: N; Enxofre: S; Bromo: Br; Iodo: I.

c) Boro: B; Silício: Si; Germânio: Ge; Arsênio: As; Antimônio: SB; Telúrio: Te; Polônio: Pó.

d) Hélio: He; Neônio: Ne; Argônio: Ar; Criptônio: Kr; Xenônio: Xe; Radônio:Rn.

02 - a) São sólidos a temperatura ambiente, exceto o

Hg que é liquido, são bons condutores de eletricidade; possuem maleabilidade e ductibilidade; apresentam brilho típico, quando polidos.

b) São maus condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e nem dúcteis; não possuem brilho metálico.

03 – Horizontais: períodos; Verticais: grupos ou famílias. 04 – a) Metais alcalinos b) Metais alcalino-terrosos. c) Calcogênios d) Halogênios e) Gases nobres

TESTES 01 – D 02 - C 03 – A 04 – B 05 – D 06 – D 07 – B 08 – B

LIGAÇÕES QUÍMICAS 01 – Porque apresentam 8 elétrons na camada de valência, exceto o He que tem apenas 1 elétrons na camada K, portanto, também estável. Essa camada comporta um Maximo de 2 elétrons. 02 – É a capacidade de combinação dos átomos. Corresponde ao nº de elétrons que um átomo pode ganhar ou perder. 03 – Na ligação iônica, um elemento cede elétron e outro elemento recebe elétron. Na ligação covalente, os elementos compartilham elétrons, uma vez que todos querem receber elétrons.

TESTES 01- B 02 - E

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03 – D 04 – C 05 – B 06 – C 07 – B 08 – B 09 – A

FUNÇÕES QUÍMICAS 01 – a) Hidrácido, binário, forte. b) Oxiácido, ternário, moderado. c) Hidrácido, quaternário, fraco. 02 - a) Monobase, solúvel, forte. b) Dibase, pouco solúvel, forte. c) Tribase, insolúvel, fraca. 03 – a) HI b) H2MnO3 c) HIO d) H3Fe(CN)6 e) H2S f) H3AsO3 g) HCIO4 h) HNO2 04 – a) Ca(OH)2 b) Cu(OH)2 c) KOH d) Mn(OH)4 e) NH4OH f) Fe(OH)3 g) AL(OH)3 h) Pb(OH)2 05 - a) NaCI b) KI c) CaSO4 d) NaNO3 e) AII3 f) NaIO4 06 – a) CaO b) BaO c) MgO d) CU2O e) AS2O3 f) Fe2O3

TESTES 01 – A 02 - D 03 – B 04 – C 05 – E 06 – C 07 – C

08 – B 09 – D

REAÇÕES QUÍMICAS 01 – a) Gás hidrogênio / gás cloro. Gás cloreto de hidrogênio. H2 + CI2 → 2 HCI b) Acido sulfúrico / hidróxido de sódio. Sulfato de sódio / água. H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + 2 H2O 02 - a) 1 H2 + 1 Br2 → 2 HBr b) 1 H2 + 1 I2 → 2 HI c) 1 Ca + 1 O2 → 2 CaO ou

2 Ca + 1 O2 → 2 CaO d) 1 Ba + 1/2 O2 → 2 BaO ou

2 Ba + 1 O2 → 2 BaO e) 2 Na + 1/2 O2 → 1 Na2O ou

4 Na + 1 O2 → 2 Na2O f) 2 K + 1/2 O2 → 1 K2O ou

4 K + 1 O2 → 2 K2O g) 2 AI + 3/2 O2 → 1 AI2O3 ou

4 AI + 3 O2 → 2 AI2O3 h) 1 H2 + 1 Br2 → 2 HBr i) 1 N2O5 + 1 H2O → 2 HNO3 03 – a) 1 CaO + 1 H2O → 1 Ca(OH)2 b) 1 N2 + 3 H2 → 2 NH3 c) 2 CO + 1 O2 → 2 CO2 d) 1 Na2O + 1 CO2 → 1 Na2CO3 e) 1 K2O + H2O → 2 KOH f) 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2 O3 g) 2 Mg + 1 O2 → 2 MgO h) 1 Ca(OH)2 → 1 CaO H2O + 1 H2O i) HCI + NaOH → NaCI + H2O j) H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O

04 – b, d, c,a, c,d, a, b, a, b.

TESTES 01 – A 02 - C 03 – B 04 – B 05 – E 06 – C 07 – A 08 – E 09 – E

QUÍMICA

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GRANDEZAS QUÍMICAS

CONCEITOS FUNDAMENTAIS

MASSA ATÔMICA (MA)

UM VALOR RELATIVO Primeiramente precisamos entender como são pesados os átomos dos diferentes elementos.

A ESCOLHA DO PADRÃO Depois que se tornaram conhecidos vários elementos químicos, surgiu a necessidade de comparação das massas entre eles. Para isso escolhemos um padrão e a partir dele determinamos a unidade (arbitrariamente). Feito isso é possível expressar a massa relativa de qualquer objeto, inclusive de um átomo. Durante muitos anos, vários padrões de massas foram adotados. Em fins de 1961, a IUPAC convencionou usar como padrão o isótopo mais comum do carbono (6C12) e a ele foi atribuída a massa atômica exatamente igual a 12,00000 unidades. Assim: 6C12 ⇒ MA = 12,00000 u Vamos fazer uma comparação: Suponhamos que se queira determinar a massa de uma laranja, uma maçã, um pêssego e de outras frutas, usando como unidade a massa da metade de uma banana.

Suponhamos as medidas: 1 laranja 4 meias bananas 1 maçã 3 meias bananas 1 manga 8 meias bananas Nosso padrão: metade de banana ou “unidade de massa frutal”. Se quisermos nos referir à massa de 10 mangas, podemos dizer que são 80 unidades de massa frutal. É evidente que a nossa unidade poderia ter sido outra, como, por exemplo, a massa de um uva, o grama, a massa de ¼ de maçã e assim por diante. Ou seja, todo padrão de medida é arbitrário. No caso das massas atômicas, houve mudanças ao longo da evolução da Química. Atualmente, define-se:

Unidade de massa atômica (u) é a massa de

12

1 do

átomo de 12C.

Assim, quando falamos que um elemento tem MA 6 é porque seu átomo tem massa 6 vezes 1/12 da massa do 6C12. Lembramos, nesse momento, de que 6C12, ou seja, todo átomo de C tem Z = 6. Esse isótopo tem número de massa (A) = 12. O número de massa corresponde à soma do número de partículas responsáveis pela massa de um átomo (prótons + nêutrons). 6C12 ⇒ Um átomo de C apresenta 6 prótons e 6 nêutrons. Portanto, 1 átomo de C tem massa 12u. Para simplificar, pense que 1u corresponde aproximadamente à massa de um próton ou de um nêutron. A rigor, a massa de um próton não é idêntica à de um nêutron.

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A ESCALA DE MASSAS ATÔMICAS Escolhido o padrão, o próximo passo é determinar a unidade.

Massa atômica de um elemento é a massa média de seus átomos expressa em unidades de massa atômica (u).

ou Massa atômica de um elemento é a massa média de seus átomos expressa em relação à massa de 1/12 do átomo de 12C.

Os valores de massas atômicas dos elementos que você encontra na tabela periódica atual, correspondem à média ponderada das massas atômicas das diversas formas isotópicas de cada elemento. Exemplo: Observando valores de massa atômica na tabela periódica, constatamos que o elemento cloro apresenta um valor igual a 35,460 u, ou aproximadamente 35,5u. A primeira vista parece estranho, já que o elemento cloro é constituído por dois isótopos, o 17Cl37 de MA = 34,969 u, cuja ocorrência na natureza é 75,4% e o 17Cl37 de MA = 36,966 u, cuja ocorrência na natureza é 24,6%. De onde surgiu o valor 35,460 u (ou 35,5 u) encontrado na tabela para a massa atômica do elemento cloro? Na realidade o valor encontrado em tabelas corresponde a uma média ponderada das massas atômicas dos seus isótopos. MACl = 34,969 x 75,4 + 36,966 x 24,6/100 = 35,460 u

Valor da Tabela Se arredondamos os valores (é muito comum), teremos:

MA = 35 x 75 + 37 x 25/100 = 35,5 u

Valores em certas Tabelas

OBSERVAÇÕES Quando um elemento não apresenta

isótopos naturais, sua massa atômica coincide com a massa de cada um de seus átomos, já que são todos iguais.

Quando se escreve o valor associado à massa atômica de um elemento, é comum omitir-se a unidade u. Ainda se utiliza o termo peso atômico como sinônimo de massa atômica, o que deve ser evitado.

Não confunda massa atômica com número de massa.

Lembre-se: Massa atômica (MA), como vimos, é

uma medida feita em relação à unidade adotada (u), que vale 1/12 da massa do isótopo 12C.

Numero de massa (A) é um número inteiro, positivo, definido com a soma do número de prótons e do número de nêutrons (n), ou seja, A = Z + n.

Assim como usamos a massa atômica para

nos referirmos à massa de um elemento, para as substâncias utilizamos a massa molecular.

A massa molecular de uma substância como o NaOH está diretamente relacionada às massas atômicas dos elementos que a constituem, no caso Na, O e H.

MASSA MOLECULAR Massa molecular de uma substância é o número que indica quantas vezes sua molécula tem massa maior que 1/12 do 12C (padrão).

CÁLCULA DA MASSA MOLECULAR Conhecendo-se a fórmula molecular, basta multiplicar a massa atômica de cada elemento pelo número de átomos que aparece na fórmula e efetuar a soma. Resolução: 2 átomos de H ⇒ 2 x 1,0 = 2,0 1 átomo de S ⇒ 1 x 32,0 = 32,0

4 átomos de O ⇒ 4 x 16,0 = 64,0 A massa molecular é a soma: 98,0

OBSERVAÇÃO Não é correto falar em massa molecular para compostos iônicos, uma vez que os compostos iônicos não apresentam moléculas. Nesse caso, usa-se o termo “massa fórmula”.

ÁTOMO-GRAMA E MOLÉCULA-GRAMA

Do ponto de vista histórico, os conceitos de massa atômica e massa molecular facilitaram bastante os cálculos químicos, considerando as pesagens em laboratório, surgiu entre os químicos, necessidade de expressar os valores em gramas. Esses valores receberam os nomes de átomo-grama e molécula-grama. Ao se determinar o número de átomos em 12g de carbono, em 24g de magnésio, etc., encontrou-se o valor 6,0 x 1023, a constante de Avogadro.

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MOL

1 mol = 6,02 x 1023 = número de Avogadro Assim teremos: 1 mol de: átomos, moléculas, fórmulas, elétrons = 6,02 x 1023 átomos, moléculas, fórmulas, elétrons = número de Avogadro de átomos, moléculas, fórmulas, elétrons.

1 mol = número de Avogadro de entidades

quaisquer

DEFINIÇÃO ATUAL DE MOL Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 0,012 Kg de 12C. Exemplos: Qual a massa molar do Al? (MA = 27 u) 1 mol de Al = 6,02 x 1023 átomos de Al = 27g Massa molar do Al = 27 g/mol. Interpretação: 1 mol de átomo de Al corresponde à massa de 27g. Qual a massa molar de H2SO4? (MA = 98u) 1 mol de H2SO4 = 6,02 x 1023 moléculas de H2SO4 = 98g/mol. Massa molar de H2SO4 = 98 g/mol. Interpretação: 1 mol de moléculas de H2SO4 corresponde à massa de 98g.

VOLUME MOLAR

É o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás em condições normais de temperatura e pressão (CNTP), e corresponde a 22,4 l.

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EXERCÍCIOS

01. Qual a unidade usada para exprimir a massa

atômica de um elemento? E para a massa molecular de uma substância?

__________________________________________________________________________________ 02. Dizer que a massa atômica do Al é 27 tem um

significado relativo à massa do atual padrão 12C. Qual é esse significado?

__________________________________________________________________________________ 03. Suponha um elemento X que possua duas

formas Isotópicas 20X e 22X, sendo a primeira correspondente a 80% de uma amostra desse elemento. Qual a massa atômica de X?

__________________________________________________________________________________ 04. Determine a massa molecular das espécies

abaixo: (Dados: H = 1 u; N = 14 u; O = 16 u; P = 31 u; C = 12 u)

a) HNO3 b) H4P2O7 c) H2O2 d) HCN

TESTES

01. (UNIDOR-CE) Dos seguintes compostos, qual

apresenta massa molecular igual a 30? a) C2H6 b) PH3 c) NH3 d) NO2 e) N2O2 02. (UFAC) A massa molecular do composto Na2SO4

. 3H2O é: Dados: H = 1 u; O = 16 u; Na = 23 u e S =

32 u) a) 142 u b) 196 u c) 426 u d) 444 u e) 668 u 03. (VUNESP) Na tabela periódica atual, a massa

atômica de cada elemento aparece como número não-inteiro porque:

a) Há imprecisão nos métodos experimentais empregados.

b) É a média aritmética das massas atômicas dos elementos superior e inferior da mesma família.

c) É a média aritmética das massas atômicas dos elementos com igual número de prótons.

d) É a média ponderada das massas atômicas dos isótopos naturais do elemento.

e) É sempre múltipla da massa atômica do hidrogênio.

04. (VUNESP) Na natureza, de cada 5 átomos de boro, 1 tem massa atômica igual a 10 u (unidade de massa atômica) e 4 têm massa atômica igual a 11 u. Com base nestes dados, a massa atômica do boro, expressa em u, é igual a:

a) 10 b) 10,5 c) 10,8 d) 11 e) 11,5 05. (MACKENZIE-SP) Suponha que para escrever

as palavras Universidade Marckenzie um aluno gastou 0,06g de grafite. O número de átomos de carbono gasto foi de: (Dado: MAC = 12 u)

a) 12,04 . 1025 b) 6,02 . 1021 c) 3,01 . 1021 d) 5,00 . 10-1 e) 36,12 . 1021 06. Em uma amostra de 1,15g de Na, o número de

átomos é igual a: (Dado: Na = 23 u) a) 6,02 x 1023 b) 3,01 x 1023 c) 6,02 x 1022 d) 3,01 x 1022 e) 1,00 x 1022 07. Um balão contém 35,5g de gás Cl2 nas CNTP. O

volume desse balcão, em litros e nessas condições e: (Dado: Cl = 35,5 u)

a) 1,2 b) 2,4 c) 11,2 d) 22,4 e) 44,8 08. Nas CNTP 5,6 L do gás ideal XO2 têm massa

igual a 11 g. A massa atômica relativa de X é: a) 44 b) 32 c) 28 d) 14 e) 12 09. Para armazenar, nas CNTP 1,4 g de nitrogênio

gasoso (N2) dispõe-se de um reservatório, cuja capacidade é de 1000ml. Deseja-se saber: Dado: N = 14)

a) O reservatório tem exatamente a capacidade desejada.

b) O reservatório é grande para o volume de gás. c) O reservatório precisaria ser um pouco maior. d) O reservatório precisaria ser 5 vezes maior. e) O reservatório precisaria ser 10 vezes maior. 10. (UFRN) Na ligação metálica, os átomos dos

metais estão ligados devido à: a) Fraca força de atração entre os elementos. b) Formação de pres de elétrons. c) Atração elétrica entre cátions e ânions. d) Formação de cátions e ânions. e) Atração elétrica de cátions e elétrons.

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CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

INTRODUÇÃO As donas de casa sabem que para fazer uma quantidade maior de pão de queijo, sem alterar a qualidade do produto, basta dobrar, triplicar a receita. Por exemplo: Receita original 1 ovo 1 colher (chá) de sal ½ xícara de óleo 3 colheres (sopa) de queijo ralado 2 xícaras de polvilho doce Receita dobrada 2 ovos 2 colheres (chá) de sal 1 xícara de óleo 6 colheres (sopa) de queijo ralado 4 xícaras de polvilho doce

Na química há uma situação semelhante à que acabamos de descrever, que é o cálculo estequiométrico. Ao se observar uma transformação química constata-se que há certas relações entre as quantidades de substâncias que dela participam. Verificando tais fatos, os cientistas começaram então a estabelecer experimentalmente algumas leis, procurando por meio delas explicar a composição de matéria e o seu comportamento quanto às quantidades das diferentes substâncias que participam das reações químicas.

Os cálculos realizados na estequiometria, são feitos com o auxilio de equações químicas balanceadas. Para isso, se faz necessário:

Escrever a equação química. Balancear essa equação. Esses

coeficientes descrevem proporções fixas entre as espécies participantes da reação. Os coeficientes da reação balanceada representam as proporções fixas em termos de mols de moléculas.

Exemplo: 2H2(g) 2 mols de moléculas de hidrogênio

+ 1 O2(g) 1 mol de moléculas de oxigênio

2H2O 2 mols de moléculas de água

RESUMINDO

Estas proporções poderão ser transformadas em proporção de moléculas, massa, volume no caso de gases.

Uma vez que obtivemos as relações a partir dos coeficientes da equação química, estabelecemos uma regra de três, simples e direta para o cálculo. Podemos selecionar na regra de três:

• Massa com massa. • Massa com volume. • Volume com volume • Massa com número de mol. • Massa com número de moléculas. • Volume com número de mols. • Volume com numero de moléculas, etc.

Exemplos: Na reação: 2H2(g) + 1 O2 H2O(g)

Qual a massa de água obtida quando se utilizam 10 g de H? Resolução: 2H2(g) + 1 O2 H2O(g) massa massa 10g ⎯⎯⎯⎯⎯ x 4g ⎯⎯⎯⎯⎯ 36 g (2 x 18,0 = 36g)

g90==4

36 . 10 x

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Na reação do exemplo anterior, qual o volume obtido quando se reage 36,12 . 1023 moléculas de hidrogênio? Resolução: 2H2(g) + 1 o2(g) 2H2O(g)

nº de moléculas volume 2 . 6,02 . 1023 ⎯⎯⎯⎯⎯ 2 . 22,4 L 36,12 . 1023 ⎯⎯⎯⎯⎯ x

L4,13410.02,6.2

4,22.2.10 . 36,12 x

23

23

==

EXERCÍCIOS

01. Dada a reação não balanceada de obtenção de cloro, Cl2(g):

MnO2(g) + HCl(aq) MnCl2(aq) + H2O(ℓ) + Cl2(g)

Calcule a quantidade de mols de Cl2(g) que pode ser obtida a partir de 3 mols de HCl. 02. Considere a reação (não balanceada) de combustão completa da acetona:

C3H6O + O2 CO2 + H2O A respeito dessa reação, qual o volume de oxigênio nas CNTP, necessário para queimar completamente 290g de acetona? 03. A amônia é normalmente obtida pela reação entre o gás hidrogênio e o gás nitrogênio, segundo a reação não balanceada:

3 H2 + N2 2 NH3

A respeito dessa reação, qual a massa de amônia obtida a partir de 420g de nitrogênio?

REAGENTES EM EXCESSO Quando as quantidades de reagentes dados para a reação não obedecem as proporções estabelecidas pelos coeficientes das reações, um dos reagentes não será consumido durante a reação. Isto significa que um dos reagentes está em excesso.

Neste caso, é necessário, primeiro calcularmos qual substância está em excesso e de quanto é o excesso. Após, poderemos efetuar o cálculo estequiométrico utilizando o outro reagente. Exemplo: Reage-se 8 g hidrogênio com 66g de oxigênio. Pergunta-se: ⎯ Que massa de gás não reagiu? ⎯ Qual o volume de água produzido? Resolução:

• A massa de gás que não reagiu corresponde ao excesso de reagente. Para determinar este excesso, tomamos uma das quantidades dadas no problema e montamos uma regra de três.

2H2(g) + 1 O2(g) 2H2O(g)

massa massa 4g ⎯⎯⎯⎯⎯ 32g 8g ⎯⎯⎯⎯⎯ x

x = 64g de O2(g)

Isto significa que para reagirmos 8g de H2 são necessários 64g de O2(g). Como foram introduzidos 66g de oxigênio, este gás encontra-se em excesso. A massa que não reagiu (66 – 64) é igual a 2g.

• A massa de gás que reagiu é utilizada para o cálculo do volume de água produzido.

2H2(g) + 1 O2(g) 2H2O(g)

massa volume 4g ⎯⎯⎯⎯⎯ 44,8L (2 . 22,4) 8g ⎯⎯⎯⎯⎯ x

x = 89,6 L

REAGENTE IMPURO É comum as industrias químicas trabalharem com reagentes impuros. Neste caso, deve ficar claro que reage apenas a parte pura.

Qpura = Qamostra . P

Onde: Qpura = quantidade de reagente puro Qamostra = quantidade de amostra P = grau de pureza Exemplo: 61,5g de ácido sulfúrico com 80% de pureza são tratados com NaOH de acordo com a reação:

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2H2O Qual a massa de sulfato de sódio obtida? (H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32)

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Resolução: • Cálculo da quantidade de reagente puro.

Qpura = Qamostra . P Qpura = 61,25 . 0,8 Qpura = 49g • Cálculo da massa de sulfato de sódio

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2H2O

massa massa 89g ⎯⎯⎯⎯⎯ 142g 49g ⎯⎯⎯⎯⎯ x X = 71g

RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO É comum uma reação química produzir uma quantidade menor aquela esperada. Neste caso, afirma-se que a reação não foi total. Para calcular a quantidade de reagente puro que reage, devemos utilizar a seguinte expressão:

teorica

real

QQ

R =

onde: R = rendimento da reação Qreal = quantidade de produto realmente obtida Qteorica = quantidade de produto teoricamente prevista pela equação Exemplo: Na decomposição de 62,5g de carbonato de cálcio obteve-se 28g de óxido de cálcio, de acordo com a equação:

CaCO3 CaO + CO2

• Calcular o rendimento percentual desta reação (C = 12; O = 16; Ca = 40)

Resolução:

• massa massa 100g ⎯⎯⎯ 56g 62,5g ⎯⎯⎯ x X = 35g

• Cálculo do rendimento percentual da reação.

80% ou 8,03528

QQ

Rteorica

real ===

EXERCÍCIOS

01. Considerando que a reação de obtenção de amônia tem um rendimento real de 40%, calcule a massa de amônia obtida pela reação de 70g de gás nitrogênio (H = 1; N = 14). 02. No problema anterior, calcule o volume de hidrogênio, nas CNTP, necessário à obtenção de 10 mols de amônia. 03. Considere a reação de CaCO3(s) a 80% de pureza com o H2SO4(ag). Qual a massa real de CaSO4(s) obtida a partir de 5 mols de CaCO3(s). nesta situação?

CaSO4(s) + H2SO4 CaSO4 + CO2 + H2O 04. Quantos gramas de vapor d’água se formam na decomposição de 0,1 mol de nitrato de amônio segundo a reação: NH4NO3 N2O + 2H2O. (Dados: N = 14; O = 16; H = 1) 05. Relembre: Consulte a Tabela Periódica para responder:

a) Quantos elementos existem em cada um dos três grandes grupos: metais, não-metais e gases nobres? _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ b) Qual o nome do elemento posicionado no 4º período, família 5A? _________________________________________ c) Qual o nome e a posição do elemento de número atômico 31? _________________________________________ d) Qual a posição (período e família) do elemento boro? __________________________________________________________________________________

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OS GASES

Comparando o estado gasoso com os demais estados:

SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO

Forma Constante Varia com a forma do

recipiente Varia com a forma do

recipiente

Volume Constante Constante Varia com o volume

do recipiente

Influência da pressão Não provoca variação

de volume “Ligeiramente” compressível

Volume constante variável pode ser

comprimido e expandido

Influência da temperatura

Alterações de temperatura

provocam “pequenas” alterações de volume


provocam “ligeiras” alterações de volume


provocam alterações “significativas” de

volume.

Modelo:

CARACTERÍSTICAS DO ESTADO GASOSO

- Sempre se expandem, procurando ocupar todo o volume do recipiente que os contem.

- São menos densos que os sólidos e líquidos.

- Os volumes variam muito com a pressão e temperatura.

COMPRIMINDO UM GÁS Em uma certa temperatura, se formos

aumentando a pressão de um gás estaremos provocando a aproximação de suas unidades constituintes, o que pode tornar impossível a manutenção do estado gasoso, levando à condensação .

Se baixarmos a temperatura do gás, numa dada pressão, devido a uma menor agitação de suas unidades, também podemos ter sua liquefação (método usado na separação dos componentes do ar).

Muitas vezes temos que recorrer ao estado líquido para podermos transportar e armazenar maiores quantidades de uma substância. É o que fazemos com o combustível extraído do petróleo,

condensação – aumento da densidade; transformação de um corpo do estado gasoso em estado líquido.

liquefação – passagem de um corpo ao estado líquido.

mantido líquido graças à resistência das paredes do botijão. Basta que se abra a válvula para que o combustível, submetido então a uma pressão menor — a atmosférica — fique na forma gasosa.

VARIÁVEIS DE ESTADO São grandezas que caracterizam uma dada

massa de gás. As variáveis de estado são: pressão, volume e temperatura.

UNIDADES DE PRESSÃO DE GÁS A unidade de pressão do Si (Sistema

Internacional) é N/m2 (Newton por metro quadrado) ou Pa (pascal), pois pressão é a força que age por unidade de área.

No entanto, para os gases, são bastantes usados atm (atmosfera) e mmHg (milímetros de mercúrio).

Como interpretar essas unidades de medida? Vamos analisar algumas situações.

MEDINDO A PRESSÃO ATMOSFÉRICA

As pressões atmosféricas de São Paulo, Belo Horizonte são diferentes, já que dependem da latitude, variando especialmente com a altitude.

A pressão atmosférica ou barométrica ao nível do mar vale 1 atmosfera.

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1 atmosfera (atm) = 760 mmHg = 76 cm de Hg

UNIDADES DE PRESSÃO: 1 ATM = 760

MMHG 1 atm = 760 torr

UNIDADES DE VOLUME DE UM GÁS É o volume do recipiente que contem o gás. É medido em mililitro (mL), litro (L), centímetro cúbico (cm3) ou metro cúbico (m3). Unidades de volume: 1 cm3 = 1 mL 1 dm3 = 1 L 1 m3 = 103 L

UNIDADES DE TEMPERATURA DE UM GÁS

Relacionado diretamente com a energia cinética média das partículas do gás.

No Brasil, as temperaturas são medidas na chamada escala centesimal, centígrada ou Celsius (°C). No estudo dos gases usa-se a escala absoluta ou Kelvin (K).

Unidades de temperatura: temperatura em K = temperatura em °C + 273.

TRANSFORMAÇÕES GASOSAS

É qualquer mudança que se faz nas variáveis de estado do gás. Afetam, pelo menos, duas variáveis.

Transformação Volume Pressão Temperatura

Isotérmica Varia Varia Constante

Isobárica Varia Constante Varia

Isovolumétrica, isocórica ou isométrica

Constante varia Varia

LEIS FÍSICAS DOS GASES

São experimentais que analisam o

comportamento de um gás em transformações gasosas, relacionando as variações de volume, pressão e temperatura.

TRANSFORMAÇÕES ISOTÉRMICAS E LEI DE

BOYLE Certamente você já observou alguém soltar

um balão de borracha, desses comprados em parques de diversões, para vê-lo subir ao ar livre. Entretanto, ao chegar a uma certa altura (muitas vezes ainda ao nosso alcance visual) ele estoura. Por que isso ocorre?

Para responder a essa pergunta, vamos realizar uma investigação utilizando um recipiente

fechado provido de êmbolo sobre o qual colocaremos pesos por nós escolhidos. Mantendo constante a temperatura do gás, colocaremos vários pesos diferentes e anotaremos o respectivo volume.

Numa transformação isotérmica , a

pressão e o volume de um gás inversamente proporcional.

A curva obtida no gráfico é uma curva

eqüilátera, comprovando que, mantendo-se a temperatura constante, a pressão e o volume de uma amostra de gás variam de modo inversamente proporcional, fato conhecido como Lei de Boyle. Matematicamente podemos expressar essa lei da seguinte maneira:

P . V = K

onde K representa um valor numérico constante.

Podemos também dizer que:

P1 . V1 = P2 . V2

Esta equação só se aplica a substância no estado gasoso, cuja quantidade permaneça inalterada: com T permanecendo constante, com P na mesma

êmbolo – disco ou cilindro móvel das seringas, bombas e

outros maquinismos. isotérmica – que tem a mesma temperatura: o mesmo que

homotermal

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unidade em ambos os membros e com V na unidade em ambos os membros.

LEI DE CHARLES – GAY – LUSSAC

Numa transformação isocórica (a volume constante), a pressão e a temperatura absoluta de um gás são diretamente proporcionais.

O volume é diretamente proporcional á temperatura Kelvin, mas não á Celsius. Assim:

Esta equação só se aplica a substâncias no

estado gasoso, cuja quantidade permaneça inalterada: com P permanecendo constante; com V na mesma unidade em ambos os membros e com T na escala Kelvin, obrigatoriamente.

Numa transformação isobárica (a pressão constante), o volume e a temperatura absoluta de um gás são diretamente proporcionais.

Não é caso de proporção direta. É caso proporção direta.

Aqui também vemos que o volume é diretamente proporcional à temperatura Kelvin, mas não á Celsius. Assim:

Esta equação só se aplica a substância no

estado gasoso, cuja quantidade permaneça inalterada, com P permanecendo constante; com V na mesma unidade em ambos os membros e com T na escala Kelvin, obrigatoriamente.

O volume de uma amostra gasosa é diretamente proporcional a temperatura na escala absoluta.

isobárica – de igual pressão atmosférica; constante.

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TRANSFORMAÇÃO GERAL DOS GASES

Nesse estudo das leis dos gases, observamos que uma das variáveis de estado permanecia constante.

Analisemos a transformação geral onde ocorre variação das 3 variáveis de estado simultaneamente.

Chegamos à seguinte expressão

matemática:

Só é valida para uma massa constante de

um mesmo gás.

GÁS PERFEITO E GÁS IDEAL

É o gás que obedece, rigorosamente às leis físicas dos gases e ao modelo descrito na Teoria cinética dos gases.

Na prática, um gás comum, gás real, sempre se afasta do comportamento de um gás perfeito, principalmente sob pressões muito altas e/ou temperaturas muito baixas.

Concluímos, dessa forma, que um gás real se aproxima de “gás perfeito” à medida que a pressão diminui e a temperatura aumenta.

Um gás quanto mais rarefeito estiver, será mais perfeito.

RESUMINDO Um gás real comporta-se como gás

perfeito quando submetido ás baixas pressões e altas temperaturas.

PRINCÍPIO DE AVOGRADO Esta hipótese, ou princípio, enunciada por

Amedeo Avogadro, em 1811, explica os experimentos de Gay-Lussac.

rarefeito – menos denso; dilatar; desaglomerar; tornar menos espesso; expandir-se

“Se tivermos volume iguais de quaisquer gases, desde que medidas nas mesmas condições de temperatura e pressão, teremos o mesmo número de moléculas”.

EQUAÇÃO DE CLAPEYRON Para caracterizar o estado de um gás, devemos conhecer suas variáveis de estado. - Volume: unidades ⇒ L, mL, cm3,etc. - Pressão: unidades ⇒ atm, mmHg, etc. - Temperatura: unidades ⇒ 0C (graus Celsius) e Kelvin (K)

Durante o estudo de gases, usaremos basicamente a escala absoluta de temperatura, ou escala Kelvin (K) = t (°C) + 273.

Resumindo os trabalhos experimentais de Robert Boyle (feitos em 1660), Jacques Alexandre Cesar Charles (1787), Gay-Lussac (1805), que permitiram estabelecer relações entre as variáveis de estado de um gás, o francês Benoit Paul Emile Clapeyron chegou á seguinte equação:

P . V = nRT

Equação de clapeyron onde: P = pressão do gás V = volume do gás T = temperatura absoluta do gás (Kelvin) n = quantidade de matéria (mols) R = constante universal dos gases R = 0,082 L atm/K mol ou R = 62,3 L mmHg/K mol.

EXERCÍCIOS

01. Qual o volume de O2 necessário á combustão

de 10 L de CH4 medido em idênticas condições de temperatura e pressão? Lembre-se que nessa reação formam-se CO2 e H2O.

02. Se o volume molar em certa pressão e

temperatura vale 10 L, calcule nas mesmas condições de temperatura e pressão:

a) O volume de 2 mols de CH4.

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b) O volume de 3,0 . 1023 moléculas de CH4. c) A massa de 30 L de CH4. 03. O volume molar de C4H6 vale 18 L em uma

pressão P e uma temperatura T. Calcule o número de moléculas de C2H6 em 36 L do gás na mesma pressão e temperatura.

TESTES

01. (PUC.RS) — De acordo com a Lei de Robert

Boyle (1660), para proporcionar um aumento na pressão de uma determinada amostra gasosa numa transformação isotérmica, é necessário:

a) Aumentar o seu volume. b) Diminuir a sua massa. c) Aumentar a sua temperatura. d) Diminuir o seu volume. e) Aumentar a sua massa. 02. Uma certa massa de gás oxigênio (O2) ocupa

um volume de 5 mL a uma pressão de 2 atm. Qual deverá ser o novo volume dessa massa gasosa se ela sofrer uma transformação isotérmica até que a pressão passe a valer 760 mmHg?

a) 1 mL b) 2 mL c) 7,5 mL d) 10 mL e) 50 mL 03. (UEBA) Um balão-propaganda cheio de gás

hélio, ao nível do mar, ocupa um volume de 250 L. Seu volume, após lançamento, numa altitude de 3.000 m será:

(Obs: admitindo-se que a temperatura tenha se mantido constante)

a) Menor, pois a pressão externa aumenta com a altitude.

b) Maior, pois a pressão externa diminui com a altitude.

c) Permanecerá constante, pois a temperatura não varia com a altitude.

d) Permanecerá constante, pois a temperatura se manteve constante.

e) Maior, pois a pressão externa aumenta com a altitude.

04. (U. CATÓLICA DE SALVADOR-BA) Duas

amostras de igual massa de um mesmo gás foram submetidas ao seguinte teste, á temperatura constante:

Os dados obtidos para pressão e volume das amostras comprovam a lei de:

a) Boyle.

b) Gay-Lussac. c) Avogrado. d) Proust. e) Lavoisier.

05. Em uma transformação isocórica sofrida por

uma amostra de gás, a pressão e diretamente proporcional:

a) Ao volume, em qualquer unidade. b) Ao volume, em litros. c) Á temperatura, em qualquer unidade. d) Á temperatura, na escala Celsius. e) Á temperatura, na escala Kelvin.

06. Numa transformação isobárica sofrida por uma

amostra de gás, o volume é diretamente proporcional:

a) A pressão, em qualquer unidade. b) A pressão, em atmosferas. c) A temperatura, em qualquer unidade. d) A temperatura, na escala Celsius. e) A temperatura, na escala Kelvin. 07. (ITA-SP) A pressão total do ar no interior de

um pneu era de 2,3 atm, quando sua temperatura era de 27 0C. Depois de rodar um certo tempo com este pneu, mediu-se novamente sua pressão e verificou-se que esta era agora de 2,53 atm. Supondo variação de volume desprezível, na nova temperatura será:

a) 29,7 0C. b) 57,0 0C. c) 33 0C. d) 330 0C. e) n.d. a

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08. (FUVEST–SP) se um certo gás contido em um compartimento e exercendo pressão de 10 cmHg for comprimido de maneira a ocupar um vigésimo de seu volume inicial, qual será a pressão final? (temperatura constante)

a) 20 cmHg b) 50 cmHg c) 100 cmhg d) 200 cmHg e) n.d.a 09. Um recipiente fechado indeformável contém

certa quantidade de uma substancia gasosa. O que acontecerá com a pressão interna se aquecermos o recipiente até que a temperatura absoluta triplique?

a) Triplica. b) Duplica. c) Permanece constante. d) Reduz-se à metade. e) Reduz-se à 1/3. 10. Vinte litros de gás hidrogênio foram medidos a

27°C e 700 mm de mercúrio de pressão. Qual o novo volume do gás, a 87°C e 600 mm de mercúrio de pressão?

11. Certa massa de hélio ocupa 2 litros à

temperatura de 127°C e à pressão de 660 mm de mercúrio. Qual o volume ocupado pela mesma massa de hélio a 720 mm de mercúrio a 27°C?

12. (ITA-SP)- A pressão total do ar no interior de

um pneu era de 2,30 atmosferas quando a temperatura do pneu era de 27°C. Depois de ter rodado um certo tempo com este pneu, mediu-se novamente sua pressão e verificou-se que esta era agora de 2,53 atm. Supondo variação de volume do pneu desprezível, a nova temperatura será:

a) 29,7°C b) 57,0°C c) 33°C d) 330°C e) nenhuma das respostas anteriores 13. Triplicando a pressão e triplicando a

temperatura absoluta, o volume de uma dada quantidade de gás:

a) permanece constante. b) triplica. c) se reduz a um terço. d) aumenta 2/3. e) se reduz a 2/3.

14. Quanto à Teoria Cinética dos Gases, é incorreto dizer que as partículas gasosas:

a) são animadas de alta velocidade. b) se atraem muito pouco. c) têm movimento livre, desordenado e perpétuo. d) ocupam um espaço considerável do volume

gasoso. e) podem ter velocidades diferentes num dado

instante. 15. Na respiração normal de um adulto são

inalados em um minuto 4,0 litros de ar, medidos a 25°C e 1 atm de pressão. Um mergulhador, a 43m abaixo do nível do mar, onde a temperatura é de 25°C e a pressão de 5 atmosferas, receberá a mesma massa de oxigênio se inalar:

a) 4,0 litros de ar b) 8,0 litros de ar c) 3,2 litros de ar d) 0,8 litros de ar e) 20 litros de ar 16. Pela Teoria Cinética dos Gases, as partículas de

um gás ideal têm: movimento ____________; velocidade _____________________; afastamento _______________; atração entre partículas _________________; choques _________________; isto é, sem perda de ____________;por isso o movimento é _____________; a energia cinética média das partículas é ___________________ temperatura ___________________________.

17. Num recipiente fechado há oxigênio a 2,5 atm

de pressão e a 23°C abaixo de zero. Qual será a pressão no interior do recipiente quando a temperatura for elevada de 50°C? (Considere desprezível a variação de volume do recipiente com a temperatura.)

18. 15 m3 de nitrogênio foram medidos a 277°C e a

2 atm de pressão. Reduzindo a pressão para 1 atm, pede-se a temperatura centígrada, na qual o nitrogênio passará a ocupar 18 m3.

Jesus acreditava que fomos criados com o pros e sermos conhecidos por ele. Um ponto central do seu ensinamento era comunicar o poder transformador de conhecer Deus, que não é um conhecimento intelectual isolado, mas

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DISPERSÕES

Quando misturamos 2 espécies químicas diferentes, pode ocorrer que uma destas espécies se dissemine na outra sob a forma de pequenas partículas. Quando isso ocorre, o sistema formado recebe o nome de dispersão .

Na dispersão, a espécie química disseminada na forma de pequenas partículas é chamada disperso, enquanto a outra espécie é chamada de dispersante.

De acordo com o diâmetro médio das partículas do disperso, a dispersão as classifica em: solução, dispersão coloidal, suspensão e emulsão.

Diâmetro médio das partículas dispersas

Assim temos: - Solução: dispersão em que as partículas do disperso apresentam um diâmetro médio de até 10 A. Nas soluções, o disperso recebe o nome soluto e o dispersante, de solvente.

Exemplo: mistura de água e açúcar.

⎩⎨⎧

==

(água) solvente eDispersant(açúcar) soluto Disperso

- Dispersão Coloidal : dispersão em que o diâmetro médio das partículas do disperso fica

compreendido entre 10 A e 1000 A. Exemplo: fumaça, neblina, e geléia.

- Suspensão : dispersão em que o diâmetro médio das partículas do disperso é superior a 1000

A. Na suspensão, o disperso é sólido e o dispersante, líquido. Exemplo: leite de magnésia. - Emulsão : dispersão em que o diâmetro médio das partículas do disperso é superior a 1000 A. Na

emulsão, tanto o disperso quanto o dispersante são líquidos. Exemplo: leite e maionese.

dispersão – separar. coloidal – tem a semelhança d cola.; corpo que não se cristaliza ou se o faz, é com muita dificuldade; a difusão em solução é

muito lenta. suspensão – líquido que contém pequenas partículas sólidas finamente divididas. emulsão – preparação farmacêutica de consistência Feitosa ou gordurosa; suspensão coloidal de um líquido em outro (ex.: leite é

emulsão).

Querido Deus e Pai, te dou graças porque o seu amor nos é revelado nos momentos mais difíceis de nossas vidas, nos dando força e certeza de vitória.

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A SOLUÇÃO COLOIDAL E SUAS PROPRIEDADES INTERMEDIÁRIAS

PROPRIEDADES SOLUÇÕES SOLUÇÕES COLOIDAIS SUSPENSÕES

Diâmetro médio das unidades dispersas

Menores que 1 nm Entre 1 a 100nm Maiores que 1oonm

Tipos de unidades dispersas

Átomos, íons ou moléculas

Agregados de moléculas ou íons, macromoléculas ou macroíons

Agregados de moléculas ou íons

Visibilidade das unidades dispersas

Invisíveis mesmo em microscópios eletrônicos

Visíveis em ultramicroscópios e microscópios eletronicos

Vísiveis em microscópios comuns

Decantação do disperso Não decantam Decantam sob ação de ultracentrífugas

Decantam sob da gravidade ou de centrífugas comuns

Ação de filtros Nem mesmo ultrafiltros retém o disperso

O disperso é retido sob ação de ultrafiltros

O disperso é retido por filtro comum

DISPERSÃO COLOIDAL EXEMPLOS NOMES PARTÍCULARES

LÍQUIDO EM GÁS NUVENS, NEVOEIRO, SPRAYS (INSETICIDAS, DESODORANTES)

AEROSOL (NO CASO DE O GÁS SER O AR)

LÍQUIDO EM LÍQUIDO LEITE, CREME DE LEITE, MAIONESE EMULSÃO

LÍQUIDO EM SÓLIDO GELÉIAS GEL

GÁS EM LÍQUIDO ESPUMA DE SABÃO, CREME DE LEITE BATIDO ESPUMA

SÓLIDO EM GÁS FUMAÇA EM GERAL (CIGARRO, ESCAPAMENTOS)

AEROSOL (NO CASO DE O GÁS SER AR)

CARACTERÍSTICAS DAS DISPERSÕES

SUSPENSÃO SOLUÇÃO COLOIDAL SOLUÇÃO VERDADEIRA

SEDIMENTAÇÃO DAS PARTÍCULAS

Há Sedimento Espontâneo Há Sedimento Por Meio De Ultracentrífuga

Não Há Sedimento

SEPARAÇÃO POR FILTRAÇÃO

As Partículas São Separadas Por Meio De Filtros Comuns

As Partículas São Separadas Por Meio De Ultrafiltros

A Separação Não É Possível Por Nenhum Tipo De Filtro

VISUALIZAÇÃO DAS PARTICULAS

As Partículas São Visíveis A Olho Nu Ou Microscópio Comum

As Partículas São Visíveis Somente Com O Ultramicroscópio

As Partículas Não São Visíveis Com Nenhum Aparelho

TIPO DE SISTEMA Hetero Hetero Homo

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SOLUÇÕES VERDADEIRAS

Soluções são misturas de 2 ou mais substâncias que apresentam aspecto uniforme.

CLASSIFICAÇÃO Podemos classificá-los de acordo com os

critérios:

QUANTO Á NATUREZA DAS PARTÍCULAS

- SOLUÇÃO MOLECULAR: quando ás partículas dispersas são moléculas.

Exemplo: solução aquosa de sacarose. Estas soluções recebem também o nome de solução não eletrolíticas e não conduzem corrente elétrica.

- SOLUÇÃO IÔNICA: quando as partículas dispersas são íons ou então íons moléculas.

Exemplo: solução aquosa de NaCI. NaCI → Na+ + CI- Solução aquosa de HCN HCN → H+ + CN-

Estas soluções recebem também o nome de soluções eletrolítrica e conduzem corrente elétrica.

QUANTO A QUANTIDADE DE SOLUTO - DILUÍDAS: pouco soluto e muito

solvente. - CONCENTRADAS: muito soluto e pouco

solvente.

QUANTO AO ESTADO DE AGREGAÇÃO DAS PARTÍCULAS

SOLUÇÃO SÓLIDA

Os componentes desse tipo de solução, na temperatura ambiente, encontram-se no estado sólido; porém, essas soluções são obtidas a partir da mistura de seus constituintes quando pelo menos um deles está no estado líquido, ou seja, já sofreu fusão.

As soluções sólidas são denominadas ligas e sua preparação e utilização tem finalidades específicas.

Veja alguns exemplos de ligas: - bronze (cobre + estanho) - amálgama dentário (mercúrio + prata + zinco) - níquel + ferro - latão (cobre + zinco) Existem outras ligas de uso comum: ouro

18 quilates (750) → 75% de ouro + cobre + prata.

SOLUÇÃO GASOSA

Os componentes desse tipo de solução, na temperatura ambiente, encontra-se no estado

eletrolise – separação dos íons de um electrólitico sob a

ação de um campo elétrico.

gasoso. Toda a mistura de gases é uma solução. A solução aquosa mais comum é o ar atmosférico, que é constituído principalmente pelos gases N2, O2 e Ar.

SOLUÇÃO LÍQUIDA Nesse tipo de solução, pelo menos um dos

componentes, na temperatura ambiente, deve estar no estado líquido. Normalmente, quando pensarmos em uma solução líquida, nos vem á mente uma solução sólida dissolvida em água. Essa idéia, porém, é muito restrita, uma vez que existem vários tipos de soluções líquidas.

Veja a seguir algumas delas:

SOLUÇÕES FORMADAS POR GÁS E LÍQUIDO

Na água contida num aquário, assim como na água da torneira ou de uma fonte, sempre existem gases dissolvidos, entre eles, o gás oxigênio (O2).

Os peixes dentro do aquário mantêm-se vivos por que respiram o gás oxigênio (O2) dissolvido na água e, por isso, é conveniente borbulharmos ar constantemente nessa água. Assim, pode-se manter a água com uma quantidade de oxigênio adequada à sobrevivência dos peixes.

No nosso cotidiano, encontramos outras soluções contendo gases dissolvidos em líquidos: água mineral com gás, refrigerante, cerveja, champagne, etc.

Na produção da água mineral com gás, de refrigerantes e cervejas, o gás carbônico (CO2) é introduzido na mistura líquida a uma pressão maior que a atmosférica e numa temperatura normalmente menor que a ambiente.

SOLUÇÕES FORMADAS POR LÍQUIDOS No nosso cotidiano, encontramos muitas

soluções contendo líquidos dissolvidos em líquidos: • O álcool comercializado em farmácias,

supermercados ou mesmo em postos de combustíveis, na verdade é uma solução formada por álcool etílico e água.

• Solução de água oxigenada e água. • Soluço de gasolina e álcool etílico. SOLUÇÕES FORMADAS POR SÓLIDOS E

LÍQUIDOS Na água do mar encontramos vários sais

dissolvidos, sendo que os mais comuns são: o cloreto de sódio (NaCI), o cloreto de magnésio (MgCI2) e o sulfato de magnésio (MgSO4) Esses sais são substâncias sólidas dissolvidas em líquido.

Esse tipo de solução é muito comum no nosso dia-a-dia. Veja: água e cloreto de sódio, água e glicose, água e borato de sódio, álcool e iodo, água e hipoclorito de sódio.

aquosa – que contém água; da natureza da água;

semelhante à água.

QUÍMICA

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Nos laboratórios e nas indústrias, as soluções de sólidos em líquidos são as mais comuns.

COMPONENTES DAS SOLUÇÕES Toda solução é formada por um soluto e

um solvente. SOLUTO É o componente da solução que se dissolve

ao ser adicionado ao solvente, sendo, portanto, a substância que está sendo dissolvida.

Usualmente, é o componente que aparece em menor proporção.

SOLVENTE É o componente da solução que está

presente em maior proporção, sendo este o meio onde os outros componentes irão se dissolver.

A maioria das soluções que utilizamos no nosso dia-a-dia são soluções aquosas, sendo a água, por essa razão, denominada solvente universal.

SOLUBILIDADE Tomando como exemplo a preparação de

uma solução de NaCI em água, a prática nos mostra que ao adicionarmos gradativamente o sal em certa quantidade de água, chegará um instante que o sal não mais se dissolve e acaba depositando-se ao fundo do recipiente em forma de sal sólido. Quando isso ocorre, diz-se que a solução ficou saturada, ou seja, atingiu o ponto de saturação .

O ponto de saturação de uma solução é definido pelo coeficiente ou grau de solubilidade.

COEFICIENTE OU GRAU DE SOLUBILIDADE DE UMA SUBSTÂNCIA

É a massa dessa substância que satura uma quantidade padrão de solvente (100 g, 1000 g ou 1 L) em determinadas condições físicas de temperatura e pressão.

SOLUÇÃO SATURADA É a que contém a máxima quantidade de

soluto numa dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura, sendo que esta quantidade máxima é denominada coeficiente de solubilidade.

Matematicamente temos:

saturação – ato ou efeito de saturar: limite de

capacidade de receber em solução; enchimento, enfartamento; impregnação ou embebido no mais alto grau; diz de uma solução que encerra à temperatura e pressão da experiência o peso máximo da substância dissolvida; farto, cheio; no limite.

2

1.100mmKs =

onde: Ks = coeficiente de solubilidade da solução

(g/100 g de solvente ou %) M1 = massa de soluto (g) M2 = massa do solvente (g)

Vamos combinar o seguinte: Letra acompanhada do índice 1 se refere ao soluto. Letra acompanhada do índice 2 refere ao solvente. Letra sem índice se refere à solução.

CONCLUSÃO

Massa do soluto dissolvida

(m1) Tipo de solução

Igual ao Ks Saturada Menor que o Ks Insaturada Maior que o Ks Supersaturada

CURVAS DE SOLUBILIDADE A variação do coeficiente de solubilidade da

substância em função da temperatura pode ser avaliada graficamente. As curvas obtidas num sistema de coordenadas recebem o nome de curva de solubilidade.

A curva de solubilidade é um gráfico que indica o coeficiente de solubilidade de uma substância em função da temperatura. Veja abaixo, a curva de solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) construída de acordo com os seguintes dados, obtidos experimentalmente.

QUÍMICA

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Curva de solubilidade do KNO3

Analisando o gráfico podemos dizer que: - A região I corresponde às soluções

insaturadas, ou seja, qualquer ponto dessa região indica que a massa de KNO3 dissolvido é menor que o coeficiente de solubilidade. Trata-se das soluções diluídas e concentradas.

- A região II corresponde às soluções supersaturadas, ou seja, qualquer ponto dessa região indica que a massa de KNO3 dissolvido é maior que o coeficiente de solubilidade. Trata-se das soluções instáveis.

- A curva de solubilidade é a fronteira entre as regiões I e II e qualquer ponto dessa curva indica que a massa de KNO3 dissolvida é igual ao coeficiente de solubilidade. Trata-se das soluções saturadas.

EXERCÍCIOS

01. Classifique, quanto ao estado de agregação

(sólida, liquida ou gasosa), as seguintes soluções:

a) Ar atmosférico filtrado: b) NaCI dissolvido em água: c) Acetona e água: d) Iodo dissolvido em clorofórmio: e) Liga de cobre e zinco: 02. Classifique, quanto à natureza das partículas

(iônica ou molecular), as soluções:

a) HCI em água: b) C6 H12O6 em água: c) NaOH em água: d) Na2CO3 em água: e) Álcool comum em água:

03. Foram agitados 39 g de nitrato de cálcio [Ca(NO3)2] com 25g de água a 18°C. O sistema resultou heterogêneo e por filtração foram obtidos 57,5 g de solução saturada. Calcule o Ks do sal a 18°C.

TESTES

01. O coeficiente de solubilidade (Ks) do KCI varia com a temperatura conforme a tabela:

DE ACORDO COM A TABELA, A MASSA

DE SAL NECESSÁRIA PARA PREPARAR 1000 G DE SOLUÇÃO AQUOSA SATURADA A 50°C É

APROXIMADAMENTE:

a) 714g b) 400g c) 286g d) 500g e) 40g 02. (MACK) O diagrama a seguir representa a

curva de solubilidade em que o soluto: solubilidade (g/100g)

a) Se dissolve, absorvendo calor. b) Se dissolve, liberando calor. c) Se dissolve, se liberar ou absorver calor. d) E gasoso, e o solvente é um liquido. e) E insolúvel no solvente. 03. (UFPR) Para uma solução binária é válida a

curva do gráfico abaixo, onde o eixo das abscissas contém as temperaturas, em °C, e o das ordenadas os valores da solubilidade, em g do soluto por 100 g de solvente.

Considerando os pontos A, B e C e a curva dada, pode-se afirmar corretamente que:

a) A solução indicada no ponto A é

supersaturada. b) A solução indicada no ponto B não pode

existir. c) A solução no ponto B é supersaturada. d) 08) A solução no ponto C é saturada. e) 16) A curva é válida apenas para soluto e

solvente líquidos.

QUÍMICA

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04. (UFMG) Adicionando-se soluto a um solvente chega-se a um ponto em que o solvente não mais consegue dissolver o soluto. Nesse ponto a solução torna-se:

a) Diluída b) Concentrada c) Fraca d) Supersaturada e) Saturada 05. (PUC –SP) A uma solução de NaCI foi

adicionado um cristal desse sal e verificou-se que este não se dissolveu, provocando, ainda, a formação de um precipitado. Pode-se concluir que a solução original era:

a) Estável b) Diluída c) Saturada d) Concentrada e) Supersaturada

CINÉTICA QUÍMICA

As reações químicas se processam sempre com diferente velocidade: • A combustão de uma vela é uma reação

lenta. • A explosão da dinamite é uma reação rápida. • A combustão do álcool é uma reação

relativamente lenta.

VELOCIDADE MÉDIA DA REAÇÃO (VM) A Vm de uma reação química pode ser

expressa pela razão entre a variação da concentração de um dos reagentes ou de um dos produtos e o intervalo de tempo no qual

Variação da concentração Vm = Variação de tempo (intervalo)

Além da molaridade , as variações das

quantidades de reagentes e produtos podem ser expressas em massa, volume (gases), número de mols, etc., enquanto o tempo pode ser expresso em hora, minuto e segundo. Quando a concentração de reagentes e produtos for expressa em molaridade, a expressão da velocidade média será dada por:

∆ [ ] Vm = ∆ t

Onde:

combustão – ação de queimar; estado de um corpo que

arde, produzindo calor ou calor e luz. molaridade – molar – solução – aquela que contém em 1

litro de solução a molécula-grama da substância dissolvida.

∆ t = intervalo de tempo no qual ocorre a variação da concentração, ou seja:

∆ t= (tfinal – tinicial)

∆ [ ] [final] – [inicial]

Observe a reação 2 NH3 → N2 + 3 H2 e, através de métodos adequados, um pesquisador verificou o quanto resta de NH3 e montou a seguinte tabela:

Concentração de NH3 8,0 4,0 2,0 1,0

Tempo (h) 0 1,0 2,0 3,0

Note que a concentração da amônia decresce com o passar do tempo. Ela está sendo consumida na reação.

INTERPRETAÇÃO DAS OBSERVAÇÕES: Um gráfico de concentração versus tempo

feito com os dados da tabela apresenta o aspecto de uma curva de crescente:

A curva decrescente indica que a amônia é

consumida com o passar do tempo.

A PARTIR DOS DADOS EXPERIMENTAIS, TORNA-SE POSSÍVEL CALCULAR A VELOCIDADE MÉDIA DE

CONSUMO DA AMÔNIA EM DIFERENTES INTERVALOS DE TEMPO:

CONDIÇÕES NECESSÁRIAS PARA QUE UMA REAÇÃO OCORRA

Vários são os fatores responsáveis pela ocorrência de uma reação. Dentre eles: natureza dos reagentes, condições entre eles, choques eficazes e a energia de ativação.

NATUREZA DOS REAGENTES OU

AFINIDADE QUÍMICA. Pode ou não ocorrer reação entre

substancias diferentes. Quando a reação ocorre, dizemos que existe uma afinidade entre os

QUÍMICA

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reagentes. Quanto de afinidade existe entre os reagentes?

Isso é difícil de determinar, um ácido e uma base por exemplo, sempre reagem logo, entre eles há uma “afinidade”. Já o O2 tem “afinidade” com o CO (monóxido de carbono) e na reação que ocorre entre eles forma-se o CO2; no entanto, o O2 não tem “afinidade” com o CO2.

CONTATO ENTRE OS REAGENTES Essa é a condição mais evidente para a

ocorrência ou não de uma reação. Os ácidos sempre reagem com as bases, mas para isso, é necessário o contato entre os reagentes.

CHOQUES EFICAZES E ENERGIA DE

ATIVAÇÃO Todas as reações químicas ocorrem quando

há rearranjo dos átomos que formam os reagentes. Esses rearranjos são ocasionados pela quebra de ligações entre os átomos dos reagentes e pela formação de novas ligações que irão originar os produtos. No entanto, nem todos os choques entre as moléculas que compõem os reagentes resultam na formação de produtos; esses são os choques não eficazes.

De modo semelhante, os choques que resultam numa reação são denominados choques eficazes, ou efetivos Para que eles existam é necessário que a colisão ocorra em uma posição (geometria) privilegiada, favorável a quebra de ligações e á formação de outros.

No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos denominada complexo ativado.

ENERGIA DE ATIVAÇÃO Apenas as moléculas dotadas de energia

conseguem, ao se aproximar com geometria favorável, sofrer colisões eficazes. Os químicos costumam representar graficamente essa situação.

Coordenada de reação ou caminho da

reação Existe uma barreira a ser vencida para que

as moléculas dos reagentes se transformem nos produtos.

Essa barreira é chamada energia de ativação.

Energia de ativação é o valor mínimo de energia que moléculas devem possuir para que uma colisão entre elas seja eficaz.

EXISTE UM VALOR CARACTERÍSTICO DE ENERGIA DE ATIVAÇÃO, PARA CADA REAÇÃO. ESSE VALOR NÃO DEPENDE DA

TEMPERATURA E NEM DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES.

RESUMINDO Quanto maior for a energia de ativação,

mais lenta será a reação. Mostraremos nos gráficos abaixo, a

diferença ( ∆H) entre reagentes e produtos.

Reação exotérmica Reação endotérmica Perceba que esses gráficos são semelhantes aos mostrarmos no capitulo “termoquímica”, com a diferença que eles representam também o andamento de reação (formação do complexo ativado).

FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO

A velocidade de uma reação química depende de uma serie de fatores, dentre eles os principais são: energia de ativação, temperatura, concentração de reagentes, pressão, superfície de contato e catalisador.

ENERGIA DE ATIVAÇÃO Como já foi explicado anteriormente,

podemos resumir: uma reação será tanto veloz, quanto menor for sua energia de ativação.

TEMPERATURA Podemos explicar com os exemplos: Um alimento cozinha mais rapidamente

numa panela de pressão, porque nesse tipo de panela a água ferve a temperatura maior, o que favorece o cozimento. Explicação: aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas, ou seja, aumentar a velocidade das moléculas. É fácil perceber que moléculas mais rápidas colidem com mais freqüência e com mais violência. Logo, mais moléculas reagem em um certo espaço de tempo e, com isso, a velocidade aumenta.

As moléculas reagentes não apresentam todas a mesma energia. E se, pudéssemos contar o número de moléculas com uma certa energia, montaríamos um gráfico como este:

QUÍMICA

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63

Note que temos um grande número n de

moléculas com energia média Em e número menores de moléculas com energia superior ou inferior ao valor médio.

Para melhor conservação de alimentos são guardados em refrigeradores ou freezer, que apresentam temperaturas menores que as do ambiente, diminuindo a velocidade das reações responsáveis pela decomposição.

Temos então:

Nessas condições mais moléculas reagirão, e a velocidade da reação aumentará.

Portanto: Um aumento de temperatura aumenta

a velocidade de qualquer reação, não importando se a reação é exo ou endotérmica.

CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES A velocidade de uma reação depende da

concentração dos reagentes, pois ela está relacionada com o número de choques entre as moléculas.

Exemplo: Seja a reação química: 1 A + 1 B → 1 AB

O número de choques e, conseqüentemente, a velocidade irão depender das concentrações de A e B. Vamos considerar 4 situações em que varia o número de moléculas de A e B, num mesmo volume, e numa mesma temperatura.

1ª

situação 2ª

situação 3ª

situação 4ª

situação

Isso demonstra que o número de colisões e, conseqüentemente, a velocidade da reação são proporcionais ao produto das concentrações. Para uma reação de equação geral:

AA + BB → CC + DD TEMOS: V = K [A]A.[B]B

SENDO:

V = VELOCIDADE DA REAÇÃO EM UM

DETERMINADO INSTANTE DE TEMPO. K = CONSTANTE DE

PROPORCIONALIDADE DENOMINADA CONSTANTE DE VELOCIDADE OU CONSTANTE CINÉTICA DA REAÇÃO. PARA CADA REAÇÃO, K

DEPENDE DA TEMPERATURA. [ ]= CONCENTRAÇÃO MOLAR

Existem reações que ocorrem em uma

única etapa. Neste caso, os valores de a e b são os próprios coeficientes estequiométricos dos reagentes na equação de reação.

A grande maioria das reações ocorre em várias etapas e, nesses casos, a etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da reação.

PRESSÃO A pressão só exerce influência em reações

com reagentes gasosos. Se aumentarmos a pressão (diminuindo o

volume) aumentaremos o número de colisões e, portanto, a velocidade. Aumentar a pressão equivale a aumentar a concentração de participantes gasosos, o que também explica o aumento da velocidade da reação.

SUPERFÍCIE DE CONTATO Quanto maior a superfície de contato dos

reagentes, maior a velocidade da reação. Observe um prego e uma palha de aço,

suponhamos que as massas sejam as mesmas. Entretanto, é fácil perceber que as superfícies de contato não são iguais. Vamos colocar o prego, e a palha de aço em soluções de HCI de mesma concentração. A reação que ocorre com a palha de aço e o ácido é bem mais rápida porque a velocidade depende da superfície de contato e não da concentração do prego ou da palha de aço.

QUÍMICA

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64

CATALISADORES São substâncias capazes de acelerar uma

reação sem sofrerem alteração, isto é, não consumidas durante a reação.

Os catalisadores têm a capacidade de diminuir a energia de ativação, fazendo com que a reação se processe de maneira diferente.

catalisadores – Substancia que acelera ou retarda uma

ação química; incentivador.

QUÍMICA

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65

RUSUMINDO:

SUPERFÍCIE DE CONTATO

MAIOR

SUPERFÍCIE DE CONTATO

MAIOR NÚMERO

DE CHOQUES

MAIOR

VELOCIDADE DA REAÇÃO

TEMPERATURA

AUMENTO DE

TEMPERATURA

AUMENTO DA

ENERGIA CINÉTICA

MÉDIA DAS MOLÉCULAS

AUMENTO DO NÚMERO

DE MOLÉCULAS

COM ENERGIA

MAIOR QUE A DE

ATIVAÇÃO

AUMENTO

DO NÚMERO

DE CHOQUES ATIVADOS

AUMENTO DA

VELOCIDADE DA REAÇÃO

CATALISADOR

PRESENÇA DE CATALIZADOR

DIMINUIÇÃO DA ENERGIA DE ATIVAÇÃO

AUMENTO DE VELOCIDADE DA

REAÇÃO

CONCENTRAÇÃO DE REAGENTES

AUMENTO DA

CONCENTRAÇÃO

AUMENTO DO NÚMERO DE CHOQUES

AUMENTO DA VELOCIDADE DA

REAÇÃO

QUÍMICA

ENSINO MÉDIO I


66

TESTES

01. A quantidade mínima de energia necessária para

que as moléculas possuam reagir chama-se: a) Energia de ionização b) Energia de ligação. c) Energia de dissociação. d) Energia de ativação. e) Energia de excitação. 02. Uma reação química que apresenta energia de

ativação, extremamente pequena deve ser: a) Lenta. b) Exotérmica. c) Instantânea. d) Endotérmica. e) Isotérmica. 03. A combustão do gás de cozinha é uma reação

exotémica; porém, só se inicia ao receber energia externa como, por exemplo, a da chama de um palito de:

a) Formação. b) Combustão. c) Ativação. d) Decomposição. e) Reação. 04. a elevação da temperatura aumenta a velocidade

das reações químicas porque aumenta os fatores apresentados nas alternativas, exceto:

a) A energia média das moléculas. b) A energia de ativação. c) A freqüência das colisões efetivas. d) O número de colisões por segundo entre as

moléculas. e) A velocidade média das moléculas. 05. a rapidez de uma reação química torna-se maior

com o aumento: I - Do volume do sistema em reação. II - Das colisões entre moléculas, por unidade de tempo. III - Da superfície de contato entre os reagentes. Dessas afirmações é (são) correta(s): a) Somente a I. b) Somente a II. c) Somente a III. d) I e II. e) II e III.

ELETROQUÍMICA

Nessa abordagem, a eletroquímica estuda o aproveitamento prático da transferência de elétrons entre diferentes substâncias na conversão de energia química para energia elétrica e vice-versa.

Essa conversão de energia química em energia elétrica é um processo espontâneo, que denominamos de pilha ou célula galvânica.

A conversão de energia elétrica em química é um processo não espontâneo, denominado eletrólise .

CLASSIFICAÇÃO - Reações que geram eletricidade: pilhas. - Reações geradas pela eletricidade:

eletrólise.

PILHAS OU CÉLULAS ELETROQUÍMICAS DEFINIÇÃO São dispositivos onde as reações de óxi-

redução produzem corrente elétrica. Oxidação é a perda de elétrons e em

conseqüência ocorre aumento do nox. Redução é o ganho de elétrons e em

conseqüência ocorre diminuição do nox. O principal requisito para isso é que o agente

Oxidante e o agente redutor estejam separados um do outro de maneira que a transferência de elétrons ocorra através de um fio condutor.

Um aparelho que satisfaça isso é chamado de célula galvânica ou célula de Luigi Galvani (1780) ou de Alessandro Volta (1880).

Quando um pedaço de zinco metálico é introduzido numa solução aquosa de CuSO4, uma camada de cobre se deposita sobre o zinco á medida que este vai sendo dissolvido.

Nessa reação espontânea há uma transferência direta de elétrons: o zinco (Zn) fornece elétrons para os íons de cobre (Cu+2) A transferência eletrônica direta não é uma fonte de energia eficiente. Por quê?

Nesse processo espontâneo há um aumento de temperatura, isto é, produção de calor, o que é pouco útil, já que há alternativas melhores para a obtenção desse tipo de energia.

Como proceder para obter energia elétrica? É necessário separar os processos de oxidação e redução, de modo que os elétrons provenientes da oxidação circulem por um fio, podendo realizar trabalho elétrico: acender uma lâmpada, movimentar um motor, etc. tal transferência eletrônica indireta requer que oxidante

eletrólise – fenômeno pelo qual os íons se orientam e se

descarregam sob ação de um campo elétrico. Separar os íons de um electrólise sob a ação de um campo elétrico.

QUÍMICA

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67

e redutor fiquem separados ou em meio no qual a mobilidade dos íons seja restrita.

Em nosso dia-a-dia temos contatos com pilhas “secas”. No entanto, para compreendermos o processo começaremos por escrever um tipo de pilha úmida.

A reação que ocorre é:

Nessa reação, o zinco é oxidado e os íons

Cu2+ são reduzidos, presumivelmente pela transferência direta de elétrons dos átomos de zinco para íons Cu2. Para dar mais ênfase e a essa transferência de elétrons de elétrons podemos dividir a reação em duas semi-reações:

I – Zn0 oxidação Zn+2 + 2 θ

Os elétrons liberados pela oxidação do zinco

fluem pelo fio condutor e chegam á placa de cobre.

II – Cu+2 + 2 θ redução Cu0

Os íons de Cu+2 tendem espontaneamente a

receber elétrons, reduzindo-se a cobre metálico (Cu0).

MECANISMO DE UMA PILHA

Uma pilha que utiliza a reação acima recebe

o nome de célula de Daniel. Observe o esquema a seguir:

pilha de Daniel com ponte salina

Nele, temos uma cuba dividida ao meio,

através de uma parede porosa, formando uma célula. Em uma das semi-células tem solução 1 M de CuSO4 e na outra, solução 1 M de ZnSO4 Em cada uma das soluções foi introduzido, respectivamente, barras de Cu e Zn, ligadas a um voltímetro.

Quando o sistema é acionado, os íons +2aqCu

dirigem se para a placa de zinco onde irão receber elétrons e sofrer redução. O zinco ao perder elétrons (oxidação) formara Zn2+ que irá para a solução. Como a solução está em contato direto com a placa, não é possível montar-se um circuito elétrico, mas, se a solução de Cu2+ for separada da placa de zinco, será possível montar-se um circuito elétrico como o proposto por Daniell.

Neste circuito a placa de zinco é colocada dentro de uma solução aquosa contendo íons Zn2+ e a placa de cobre é colocada dentro de uma solução contendo íons Cu2+. Um fio metálico liga as duas placas e uma solução eletrolítica colocada em um tubo em “U” invertido faz a ligação entre as soluções de Zn2 e Cu2+.

Ao se fechar o circuito iniciam-se as reações espontâneas e com isso o movimento ordenado, ou seja, a corrente elétrica se estabelecerá entre os dois recipientes.

Observe o esquema que mostra as transformações que ocorrem simultaneamente, na pilha de Daniell.

- O metal zinco perde elétrons e sofre oxidação transformando-se em Zn2+, que é solubilizado em água.

- Os elétrons perdidos vão em direção á placa de cobre e atraem os íons Cu2+ que sofrem redução transformando-se em cobre metálico, Cu(s), que se deposita na placa (depósito de sólido avermelhado).

- A concentração de íons positivos Zn2+ aumenta na solução.

- Os íons CI-, presentes na ponte salina, são atraídos e migram em direção á solução aquosa de Zn2+, para se estabelecer o equilíbrio elétrico.

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- A concentração de íons positivos Cu2+ diminui na solução e com isso sobram íons negativos

−24SO .

- Os íons positivos, Na+, presentes na ponte salina, são atraídos e migram para a solução onde existe a placa de cobre, pois nessa solução existe

sobra de íons −24SO . Isso ocorre para que se

estabeleça o equilíbrio elétrico. POTENCIAL DE OXIDAÇÃO Um voltímetro conectado entre os

eletrodos de uma célula galvânica mostrará uma voltagem característica que depende da intensidade das reações eletrolíticas e da concentração dos reagentes. Assim, por exemplo, na célula de Daniell, se os íons Zn2+ e Cu2+ estiverem na concentração 1 molar a 25 ºC, a voltagem obtida entre os eletrodos de Zinco e de cobre é de 1,10 volts, não importando o tamanho da célula ou dos eletrodos. Essa voltagem é característica da reação que ocorre na célula de Daniell.

Zn(s) Cu2+ → Zn2+ Cu(s) + 1,10 V A voltagem é uma medida da “força” com

que os elétrons movem-se através do circuito. Portanto, a voltagem obtida numa célula galvânica mede, quantitativamente, a tendência das reações eletrolíticas ocorrem.

O eletrodo-padrão de hidrogênio

POR CONVENÇÃO, ADOTA-SE QUE O

POTENCIAL DO ELETRODO-PADRÃO DO HIDROGÊNIO É ZERO.

00/2 =+HH

E

25 ºC; 1 atm; [H+] = 1 mol/L Note que a forma oxidada do eletrodo é o H+

proveniente de um ácido. Se o ácido for H2SO4, sua concentração deverá ser 0,5 mol/L, pois [H+] = 1 mol/L.

voltímetro – aparelho de física destinado a medir a força

eletromotriz de uma corrente elétrica

MEDINDO E0 DE REDUÇÃO DOS ELETRODOS-PADRÃO

Para isso, montam-se pilhas em que um dos

eletrodos é o padrão de hidrogênio e o outro é aquele do qual se pretende determinar o Eº, estando ambos a 25 ºC, 1 atm, sendo a concentração em íons 1,0 mol/L.

Seja a pilha padrão Ni, Ni+2//Pt(H2), H+. Pense inicialmente no seguinte: entre Ni e

H2, qual tem mais tendência a se oxidar? Lembre-se de que Ni desloca H+ dos ácidos. O Ni tem, portanto, maior caráter redutor.

Nesta representação encontram-se a forma

reduzida e a oxidada de cada meia pilha, separadas entre si por II, que representa a ponte salina. A IUPAC recomenda que o ânodo fique à esquerda. (catodo )

Epilha = E0

oxidação do Ni + E0redução do H

+

Epilha = E0Ni/Ni

2 + E0 +H / 2H = 0,23 V

E0 +H / 2H = 0 V(arbitrário)

Epilha = E0Ni/Ni

+2 = 0,23 V

Dizemos que o potencial–padrão de oxidação do Ni é 0,23 V.

ânodo – eletrodo positivo. cátodo – O pólo negativo de uma pilha elétrica ou de um

gerador elétrico.

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PILHA DE ZINCO E HIDROGÊNIO

Eletrodo de zn ocorreu oxidação

(ânodo) Eletrodo de H2 ocorreu redução

(catodo) Reação global

Como o hidrogênio (H+) se reduziu, seu potencial de redução é maior que o do Zn e, aplicando o ocorreu redução ∆ E0 indicado pelo voltímetro, temos:

Em todas as células, a voltagem indicada pelo voltímetro é o resultado da voltagem produzida pela reação anódica mais a voltagem produzida pela reação catódica. Se conhecermos qualquer uma dessas voltagens, a outra poderá facilmente ser obtida por subtração. Entre tanto, é impossível medir a voltagem de um eletrodo individual, pois qualquer que seja o circuito, são indispensáveis os dois eletrodos.

Por esse motivo, foi preciso que se atribuísse uma voltagem arbitrária para um eletrodo e a partir daí determinar a voltagem do outro. O eletrodo que se torna como referência é o gás hidrogênio a 1 atm e a 25 °C, numa solução ácida que contenha H+ em concentração esse eletrodo atribui-se o valor ZERO. Conseqüentemente, qualquer célula galvânica que contenha o eletrodo padrão, a voltagem observada é atribuída a outro eletrodo. À voltagem assim obtida damos o nome de potencial de oxidação do outro eletrodo.

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TABELA DOS POTENCIAIS DE OXIDAÇÃO

POTENCIAIS PADRÃO DE REDUÇÃO (VOLTS)

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A dupla seta das semi-reações indica que em condições apropriadas elas podem ocorrer em qualquer dos dois sentidos. A voltagem dada na tabela Corresponde a semi-reação para a direita (oxidação). Para a direção oposta o sinal da voltagem deve ser invertido.

Os valores dos potenciais de oxidação apresentados correspondem na tabela à solução aquosa a 25ºC na concentração molar. O valor positivo antecedendo a voltagem indica que a substância é mais redutora que o H2 e a voltagem com sinal negativo significa que a substância é menos redutora que o H2.

A tabela foi organizada de tal forma que as semi-reações estão dispostas na ordem decrescente dos potenciais de oxidação, ou seja, a tendência de oxidação (perda de elétrons) diminui de cima para baixo. Assim, o Césio é o elemento que mais facilmente cede elétrons e o Ouro é o que mais dificilmente cede elétrons.

Esta lista é chamada fila das tensões eletrolíticas dos metais.

APLICAÇÕES DA TABELA DE E0 REDUÇÃO

- Cálculo da voltagem de uma pilha (ddp). Seja a pilha de Daniel

Dados obtidos na tabela

Cálculo da ddp da pilha de Daniell

Se E< 0, é porque é impossível montar

uma pilha correspondente a essa reação, ou seja, o processo não é espontâneo no sentido indicado.

Seria possível o processo inverso, em que Ni se oxidaria e MnO2 se reduziria: Ni + MnO2 + 4 H+ → Mn2 + Ni+2 + 2 H2O

- Deduzindo caráter oxidante e redutor

Considere todas as espécies que constam

da tabela e verifique. - Qual tem maior tendência a reduzir-

se? É o F2 que tem o maior E0 de redução (+2,87 V).

Como o F2, ao reduzir-se, oxida outra espécie, ele é a espécie de maior caráter oxidante.

- Qual tem maior tendência a oxidar-se?

É o Li, cujo E0 de oxidação é o mais alto (+ 3,00 V), corresponde ao oposto do E0 de redução do Li+.

O Li é o que tem maior caráter redutor.

TESTES

01. Considerando a pilha formada pelos sistemas

Ag0/Ag+ e Cu0/ Cu2+ nas condições-padrão, pedem-se:

a) Um esquema da pilha. b) As semi-reações envolvidas e areação global. c) O oxidante e o redutor. d) A espécie reduzida e a espécie oxidada. e) O sinal e o nome dos eletrodos a partir da

solução. f) O sinal e o nome dos eletrodos a partir do

circuito externo. g) O sentido do fluxo de elétrons. h) O sentido do fluxo de íons. i) As espécies que se transformam durante o

processo. j) O que causa o esgotamento da pilha. k) O potencial inicial da pilha. 02. (PUC-MG) — Observe a célula eletroquímica e

considere os seguintes potenciais de redução:

Através dos dados, responda o que é: a) Reação catódica. b) Reação anódica. c) Reação global da célula. d) ddp da célula.

Estamos sempre seguros quando estamos sob os cuidados de Deus.

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72

03. Verifique se as reações equacionadas abaixo são espontâneas ou não-espontâneas: Dado:

a) 10 F- + 2 Mn O-

4 + 16H+ → 5 F2 + 2 Mn2 + 8 H2O

b) 10 CI- + 2 Mn O-4 + 16H+ → 5 CI2 + 2 Mn2 +

8 H2O 04. Verifique quais das seguintes reações são

espontâneas: a) Cu2 + Fe → Cu + Fe2+ b) Cu2 + 2 Ag → Cu + 2 Ag c) 2 Al + 3 Zn2+ → 2 Al3 + 3 Zn d) 2 Al + 3 Mg2+ → 2 Al3 + 3 Mg 05. Na célula eletroquímica representada pela

equação: Ni° + 2Ag+ → Ni2+ + 2 Ag° é correto afirmar que:

a) Os elétrons fluem, pelo circuito externo, da prata para o níquel.

b) O cátodo é o eletrodo de níquel. c) O eletrodo de prata sofre desgaste. d) A prata sofre redução. e) A solução de níquel irá se diluir. 06. Na pilha eletroquímica Zn0/Zn2+//Cu2+/Cu0,

ocorrem reações de óxido-redução. Nesse sistema pode-se afirmar que:

a) No pólo negativo há oxidação de Cu° a Cu2+ b) No pólo negativo há oxidação de Zn° a Zn2+ c) No pólo positivo há oxidação de Cu° a Cu2+ d) No pólo positivo há oxidação de Zn° a Zn2+ e) No pólo positivo há redução de Zn2+ a Zn°. 07 – (PUC-PR) – O ∆ E0 da seguinte pilha é:

Ca0/ Ca2+//Pb2+/Pb0 Sabendo-se que:

a) + 2,89 V b) + 2,63 V c) – 2,89 V d) – 2,63 V e) + 2,73 V

08. A pilha de Daniell pode ser representada pela equação: Zn(s) + Cu2+

(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) e

tem como força eletromotriz ( ∆ E0) o valor 1,1 volt. Sobre esta pilha é correto afirmar:

a) O cátodo da pilha é o eletrodo de zinco. b) O íon cúprico sofreu redução. c) A condução de elétrons é realizada pela ponte

salina. d) O íon Zn2+ sofreu oxidação. e) Os elétrons fluem do cátodo para o ânodo. 09. Em uma pilha de zinco-chumbo, a reação que

ocorre é a seguinte:

Assinale a proposição falsa: a) O pólo negativo é o eletrodo de zinco. b) O cátodo é o eletrodo de zinco. c) O eletrodo de zinco sofreu corrosão. d) No circuito externo, os elétrons fluem do

eletrodo de zinco para o eletrodo de chumbo. e) Na solução a corrente elétrica é formada por

íons. 10. (PUC-MG) — Na célula eletroquímica,

representada pela equação global 2 Ag+ + Ni° → Ni2 + 2 Ag° é correto afirmar que:

a) Os elétrons fluem, pelo circuito externo, da prata para o níquel.

b) A solução de níquel irá diluindo-se. c) Há desgaste do eletrodo de prata. d) A prata sofre redução. e) O níquel é o cátodo. 11. Seja a pilha esquematizada a seguir, onde é fornecido o sentido do fluxo de elétrons:

a) Qual eletrodo é o cátodo (pólo +)? b) Qual eletrodo é o ânodo (pólo -)? c) Qual a semi-reação do eletrodo de chumbo? d) Qual a semi-reação do eletrodo de prata? e) Qual a espécie química que se oxida? f) O Qual a espécie química que se reduz?

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GABARITO

GRANDEZAS QUÍMICAS

01 - A 02 - B 03 - D 04 - C 05 - C 06 - D 07 - C 08 - E 09 - C

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

Introdução 01 – 0,75 mols 02 - 448 L 03 - 510 g

Reagentes em Excesso 01 – quantidade teórica: 85 g quantidade real: 34 g 02 – quantidade teórica: 336 L quantidade real: 840 L 03 – 544 g

OS GASES 01 – D 02 - D 03 - B 04 - A 05 - E 06 - E 07 - B 08 - D 09 – A 10 - B 11 - E 12 - A

DISPERSÕES 01 – C 02 - A 03 – 09 (01,08) 04 – D 05 – C

PREPARO DE SOLUÇÕES 01 – 02 - 03 - 04 – 05 – 06 – 07 –

RELAÇÃO ENTRE UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 01 – A 02 - B 03 – C 04 – C 05 – B 06 – A 07 – B

TERMOQUÍMICA 01 – A 02 - E 03 – C 04 – B 05 – D 06 – 27 (01, 02, 08, 16) 07 – C 08 – C 09 –C

CINÉTICA QUÍMICA 01 – D 02 - C 03 – C 04 – B 05 – E

EQUÍLIBRIO QUÍMICO 01 – E 02 - B 03 – A 04 – C

EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA 01 – A 02 - D 03 – B 04 – C 05 – B 06 – A

HIDRÓLISE SALINA 01 – B 02 - E 03 – C 04 – C

ELETROQUÍMICA 02 - a) Au3+

(aq) + 3e- → Au(s) (a massa da placa aumenta) b) Fe(s) → Fe2+ + 2e- (a placa sofre corrosão) c) 2 Au3+

(aq) + 3Fe(s) → 2 Au(s) + 3 Fe2+(AQ)

d) ∆ E = + 1,99 V 03 – a) Reação não-espontânea. b) Reação espontânea

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04 – a) Reação espontânea b) Reação não espontânea c) Reação espontânea d) Reação não-espontânea 05 – D 06 – B 07 – B 08 – B 09 – B 10 – D a) Aquele que recebe elétrons (Ag) b) Aquele que perde elétrons (PB) c) Pb(s) – 2 e- → Pb2+ d) Ag1+ + 1 e- → Ag0 e) Pb(s) f) Ag+

INTRODUÇÃO A QUÍMICA ORGÂNICA

Química Orgânica é a química que estuda

os compostos que contêm carbono; chamados de compostos orgânicos, proposto por Kekule em 1858.

Desde os primórdios tempos até aproximadamente metade do séc. XIX, orgânica dizia respeito ao estudo dos compostos produzidos por organismos vivos. Nessa época os compostos químicos eram divididos em dois grandes grupos: aqueles provenientes do mundo mineral e os provenientes dos organismos vivos.

Acreditava-se que os compostos orgânicos só poderiam ser provenientes dos organismos vivos. Teoria da força vital. Essa teoria foi proposta por Berzelius e, segundo ele, não era possível sintetizar, em laboratório, um composto orgânico.

Em 1828, Friedrich Wohrer (químico alemão), conseguiu sintetizar uréia no laboratório. A partir daí, a Teoria da Força Vital, foi derrubada; prevalecendo a idéia de Kekule.

A seguir a síntese de obtenção da uréia.

Cianato de amônio (inorgânico) uréia (orgânico)

PROPRIEDADES GERAIS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS

- Os compostos orgânicos são

combustíveis. - Apresentam baixos P.F e P.E, por tratar

de substâncias moleculares. - Em geral se decompõem pela ação do

calor. - Em sua maioria, apresentam isômeros. - Podem formar polímeros. Polímeros são

macro-moléculas resultantes da união de pequenas moléculas. Exemplos: plástico, naylon, borracha, etc.

- Poucos elementos (C, H, O, N) formam milhares de compostos orgânicos.

COMPOSTOS ORGÂNICOS COMUNS NO

SEU DIA-A-DIA.

O álcool usado como desinfetante,

combustível ou em bebidas alcoólicas apresentam em suas moléculas dois átomos de C ligados entre si.

Jesus ensinou que as pessoas, no seu desejo de segurança e proteção, precisam ter consciência do amor de Deus.Idolatrar qualquer outra coisa simplesmente não funciona. Precisamos sentir-nos protegidos, mas não podemos obter esse sentimento sem que alguém maior do que nós esteja presente quando precisarmos.

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75

A borracha natural é constituída de

macromoléculas (C5 H8)n, formadas de cadeias carbônicas contendo alguns milhares de átomos de carbono.

A glicose e um composto orgânico cuja

molécula apresenta uma cadeia de seis átomos de carbono.

A acetona utilizada para remover o esmalte

das unhas apresenta sua molécula uma cadeia de três átomos de carbono.

O ácido do vinagre é o acido acético, cuja cadeia apresenta dois átomos de carbono.

O gás do bujão é uma mistura de propano e butano.

COMPARANDO COMPOSTOS ORGÂNICOS E INORGÂNICOS

COMPOSTOS ORGÂNICOS ELEMENTOS Propono (C3H9) Butano (C4H10) Octano (C8H12) Naftalina (C10H8)

C. H

Álcool etílico (C2H6O) Álcool acético (C2H4O2) Acetona (C3H6O) Glicerina (C3H8O3) Glicose (C8H12O6) Hidratos de carbono em geral Lipídeos em geral

C, H, O

Proteínas C, H, O, N

COMPOSTOS INORGÂNICOS

ELEMENTOS

Belitre (NaNO3) Na. N, O Fosforita (Ca2(PO4)2) Ca, P, O Bauxita (Al2O3) Al, O Pinta (FeS2) Fe, S Sal-gema (NaCl) Na, Cl Quarzo (SiO2) Si, O Pirolusita (MnO2) Mn, O Cassiterita (SnO2) Sn,O

PRINCIPAIS ELEMENTOS PRESENTES NOS COMPOSTOS ORGÂNICOS E SUAS VALÊNCIA

Os principais são: H, O, N, P, S, CI, Br, I e F.

Esses elementos junto com o C são denominados organógenos por se tratarem dos principais constituintes dos compostos orgânicos.

Observe a valência e como poderão ligar-se. ELEMENTO VALÊNCIA REPRESENTAÇÃO

H 1 H - F, Cl, Br, t 1 F- Cl- Br- I-

O e S 2 O= O S= S / \ / \

N e P 3 N= -N= N / \

C 4 | \ C C= =C= C=

/|\ /

CONTRIBUIÇÕES DE KEKULE (1859)

POSTULADOS DE KEKULE

- O Átomo de carbono é tetravalente Nos compostos orgânicos, o carbono é

sempre tetra valente, ou seja, efetua quatro ligações (cada uma delas representada por um traço).

organógenos – diz-se das rochas formadas de substâncias

orgânicas.

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76

O C situa-se no grupo 4A na tabela periódica atual.

Apresenta Z = 6 e 4 elétrons na última camada. Ao se ligar, estabelece 4 ligações; é tetravalente. Essas ligações podem ser feitas da seguinte maneira:

- 4 ligações simples

(4 ligações σ )

- ligação dupla e 2 simples

( 3 ligações σ e uma π )

- 1 ligação tripla e 1 simples

(2 ligações σ e 2 π )

- 2 ligações duplas

= C = ( 2 ligações σ e 2 π )

Por essa razão, o C pode apresentar geometria tetraédrica, trigonal e linear, dependendo do tipo de ligação estabelecida.

Veja o esquema a seguir:

GEOMETRIA REPRESENTAÇÃO (TIPO DE LIGAÇÃO)

ÂNGULO DE LIGAÇÃO

EXEMPLO

Tetraédrica

Trigonal

Linear ou Diagonal

- As quatro valências do carbono são

idênticas

Todas as representações anteriores são

equivalentes, representando o cloro — metano, CH3CI. Quer dizer, a posição assumida pelo CI é indiferente.

- Os átomos de carbono podem ligar-

se entre si formando cadeias carbônicas

Cadeia carbônica é uma seqüência de carbonos.

Exemplo: - Cadeias Abertas

- Cadeias Fechadas

EXERCÍCIOS

01. Escreva o conceito de Q.O. segundo Kekule. ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 02. Qual foi o fato que a partir dele foi possível

derrubar a teoria da força vital? ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 03 - Enumere as principais propriedades gerais dos

compostos orgânicos. ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 04. Mencione 3 diferenças entre compostos

orgânicos e inorgânicos. ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 05. Mencione os elementos considerados

organógenos e suas respectivas valências. _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

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77

06. Explique o significado da expressão “o C é tetravalente”.

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 07. Explique o significado da expressão “as 4

valências do C são iguais”. _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 08. Observe os exemplos a seguir, nos quais as seqüências estão em negrito.

a) Quais têm somente ligações simples entre os

carbonos? b) Em quais há um átomo diferente de C (o

héteroatomo) entre os C,s? c) Quantas ligações sigma e quantas ligações pi

existe nos compostos 1, 3, 6 e 7?

CLASSIFICAÇÃO DO CARBONO

- Carbono primário é o carbono ligado a 1 só C. Exemplo:

- Carbono secundário é o carbono ligado a 2 C. Exemplo:

- CARBONO TERCIÁRIO É O CARBONO LIGADO A 3 C.

Exemplo:

- Carbono quaternário é o carbono ligado a 4 C. Exemplo:

REPRESENTAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS

FÓRMULA ESTRUTURAL DE KEKULE Todas as ligações são representadas por

traços, obedecendo o n° de ligações que cada átomo pode estabelecer.

Exemplo: Composto formado por 3 C e 8 H.

A mesma molécula com visão tridimensional.

Fórmula molecular: C3H8

Outro exemplo: Montar a formula

estrutural para o composto de fórmula molecular C3H6

Estamos sempre seguros quando estamos sob os cuidados de Deus.

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78

TRIDIMENSIONAL:

Outro exemplo: Montar a fórmula

estrutural para o composto de fórmula molecular: C4H6

Tridimensional:

FÓRMULA CONDENSADA Não indicamos todas as ligações, através

de traços, usamos uma representação mais simplificada.

Exemplos: - Condensação de estrutura:

- Retiramos os traços que representam as ligações carbono-hidrogênio.

H3C – CH2 – CH3

- RETIRAMOS OS TRAÇOS QUE

REPRESENTAM AS LIGAÇÕES C – C. H3C CH2 CH3

- Podemos também separar a estrutura sem escrever os símbolos dos elementos. Para isso, fazemos um desenho e em cada vértice e cada extremidade livre representa 1 C.

- Condensação da estrutura

ou

H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

Ou H3C CH2 CH2 CH2 CH3

Como existem 3 grupos CH2:

H3C (CH2)3 CH3 Ou

- Condensação da estrutura

ou

ou

ou

H2C = CH CH (CH3) CH (CH3)2 ou

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79

EXERCÍCIOS

01. Faça a montagem pelo menos de duas formulas

estruturais para: a) Cadeia aberta com 4 C, 8 H e 1 O. b) Cadeia fechada com 3 C, 7 H e 1 N. c) Cadeia aberta com 5 C e 10 H. d) Cadeia fechada com 4 C, 6 H e 2 O. e) Cadeia aberta com 6 C, 1 O, 1 N e 13 H. 02. Escreva as fórmulas estruturais condensadas

para as estruturas representadas no exercício anterior.

03. Escreva as fórmulas moleculares para as

estruturas do exercício anterior. 04. Classifique os C indicados abaixo em primário,

secundário, terciário, quaternário e, em seguida, indique a geometria de cada um.

05. Faça a condensação da estrutura presente no

exercício 4. 06. Escreva a estrutura que apresente 1 carbono

secundário e 2 Carbonos terciários.

Nosso Deus, fonte de libertação e ajuda, confessamos que freqüentemente nos perdemos em nossas vidas confusas. Mostra-nos teu caminho e concede-nos a sabedoria para segui-lo. O seguir Jesus nos leva a uma plenitude de vida.

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80

Classificação das cadeias carbônicas

As classificações das cadeias carbônicas podem ser resumidas no seguinte quadro geral:

Quanto à disposição dos átomos

Normais Ramificadas

Quanto aos tipos de ligação

Saturadas Insaturadas

Abertas, Acíclicas ou Alifáticas

Quanto à natureza dos átomos

Homogêneas Heterogêneas

Quanto à disposição dos átomos

Normais Ramificadas

Quanto aos tipos de ligação

Saturadas Insaturadas

Alicíclicas

Quanto à natureza dos átomos

Homocíclicas Heterocíclicas

Mononucleares

C

ad

eia

s

Carb

ôn

icas

Fechadas ou Cíclicas

Aromáticas

Polinucleares

Com núcleos isolados Com núcleos condensados

Mistas Com todas essas variações possíveis, cremos que o aluno já percebeu por que existem milhões de

compostos orgânicos diferentes.

TIPOS DE CADEIAS CARBÔNICAS

QUANTO AO FECHAMENTO DA CADEIA

- CADEIA ABERTA OU ACÍCLICA Quando o encadeamento dos átomos não

sofre nenhum fechamento.

- CADEIA FECHADA OU CÍCLICA Quando há um fechamento na cadeia,

formando-se um ciclo, núcleo ou anel.

Quanto à Disposição dos Átomos de

Carbono - Cadeia Normal, Reta ou Linear

É a cadeia aberta que apresenta somente duas extremidades, ou seja, todos os átomos que compõem a cadeia estão em uma única seqüência.

ESSAS MESMAS CADEIAS PODEM SER

REPRESENTADAS DE OUTRAS FORMAS, TAIS COMO:

IMPORTANTE

Uma cadeia reta, normal ou linear não precisa apresentar todos os seus átomos representados numa mesma linha. Observe:

QUÍMICA

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81

- Cadeia Ramificada É a cadeia aberta que apresenta no mínimo 3 extremidades. Seus átomos não estão dispostos numa única seqüência, isto é, apresentam ramificações. Exemplos:

QUANTO AO TIPO DE LIGAÇÃO ENTRE OS ÁTMOS DE CARBONO -Cadeia Saturada É aquela que apresenta somente ligações simples entre os átomos de carbono. Exemplos:

- Cadeia Insaturada Apresenta pelo menos 1 ligação dupla ou tripla entre os átomos de carbono. Exemplo:

QUANTO Á NATUREZA DOS ÁTOMOS QUE COMPÕEM A CADEIA

- Cadeia Homogênea Não apresenta heteroátomo. Heteroátomo: elemento diferente de C

situado entre os carbonos. Exemplo:

- Cadeia Heterogênea Apresenta heteroátomo. Exemplo:

. EXEMPLO DA CLASSIFICAÇÃO GE-RAL

- Cadeia Aberta

- Cadeia aberta ou alifática: - Disposição de C: normal; - Tipos de ligação entre C: insaturada; - Natureza dos átomos: heterogênea

- Cadeia aberta ou alifática: - Disposição de C: ramificada; - Tipos de ligação entre C: saturada; - Natureza dos átomos: homogênea.

- Cadeia Fechada ou Cíclica

Estão divididos em 2 grupos: alicíclicas (não aromáticas) e aromáticas.

A palavra aromático é derivado de aroma que significa odor agradável e forte, característico das substâncias que apresentam anel formado por 6 átomos de C ligados entre si através de ligações duplas e simples alternadas. O mais simples desses compostos é o C6H6 (benzeno).

Representação do modelo “pau e bola”

QUÍMICA

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82

- Composto aromáticos que apresentam 1 só anel benzênico são mononucleares

Exemplo:

- Compostos aromáticos que apresentam mais de um anel benzênico são polinucleares. Os polinucleares podem ser: - Isolados: quando os anéis benzênicos estão separados, ou seja, não apresentam carbonos comuns nos anéis.

- Condensados: quando os anéis

apresentam átomos de C em comum.

- COMPOSTOS QUE NÃO APRESENTAM ANEL BENZÊNICO

Para classificar esse tipo de cadeia, utilizam-se os seguintes critérios.

- Tipo de ligação entre os átomos do carbono do ciclo.

saturada saturada insaturada

- Natureza dos átomos que compõem a cadeia:

Homogênea: sem heteroátomo no ciclo. Exemplo:

Heterogênea: com heteroátomo no ciclo. Exemplo:

- Cadeias Mistas Uma cadeia recebe essa classificação,

quando possui ao mesmo tempo uma parte aberta e outra fechada.

Exemplo:

PARA CLASSIFICAR UMA CADEIA MISTA,

DEVEMOS CLASSIFICAR A PARTE ABERTA E A PARTE FECHADA SEPARADAMENTE:

Parte fechada: homocíclica, saturada e monocíclica, Parte aberta: normal, insaturada, heterogênea. IMPORTANTE

As cadeias carbônicas também podem ser classificadas em aromáticas ou alifáticas .

alifático – diz-se dos hidrocarbonetos que só possuem

cadeia aberta; o mesmo que acíclico.

Senhor, ajuda-nos a sermos justos e retos nos grandes e pequenos acontecimentos de nossa vida diária, e assim cumprirmos a tua vontade para nós.

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RESUMO

A molécula da aspirina... e sua cadeia que é mista, heterogênea, insaturada, aromática.

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EXERCÍCIOS

01 - Classifique as cadeias dos seguintes compostos:

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85

02. Que tipo de ligação (simples, dupla ou tripla) se estabelece entre os carbonos dos compostos abaixo?

a) H3C CH2 CH3 b) H3C CH CH2 c) H2C C CH2 d) H3C C CH e) HC C CH CH2 f) H2C C CH CH3

TESTES

01. A cadeia:

a) Aberta, heterogênea, saturada e normal. b) Acíclica, monogênia, insaturada e normal. c) Acíclica, homogênea, insaturada e ramificada. d) Alifática, heterogênea, ramificada e insaturada. e) Cíclica, aromática. 02. Composto de fórmula:

Apresenta quantos carbonos primários, secundários, terciários e quartenários respectivamente:

a) 5, 5, 2, 1 b) 5, 4, 3, 1 c) 7, 4, 1, 1 d) 6, 4, 1, 2 e) 7, 3, 2, 1 03. O inseticida dicloro-difenil-tricloroetano (DDT),

cuja fórmula estrutural é

Apresenta: a) Um carbono quaternário. b) Três carbonos terciários. c) Somente carbonos secundários. d) Somente um carbono terciário. e) Somente carbonos primários.

04. (U. TAUBATÉ-SP) — Uma cadeia carbônica alifática, homogênea, saturada, apresenta um átomo de carbono secundário, dois átomos de carbono quaternário e um átomo de carbono terciário. Essa cadeia apresenta:

a) 7 átomos de C. b) 8 átomos de C. c) 9 átomos de C. d) 10 átomos de C. e) 11 átomos de C. 05. (UNISINOS-RS) — Uma cadeia carbônica, para

ser classificada como insaturada, deverá conter: a) Um carbono secundário. b) Pelo menos uma ligação pi entre carbonos. c) Um carbono terciário. d) Pelos menos uma ramificação. e) Um heteroátomo. 06. (FAFEOD-MG) — Identifique a cadeia carbônica

ramificada, homogênea, saturada: a) CH3 – O – CH2 CH(CH3)2 b) - HC3

c) d)

e) CH3 (CH2)3 CH3

(PUCCAMP-SP) – Instruções: as questões de número 7 e 8 relacionam-se com o composto de cadeia carbônica:

07. Os carbonos 2 e 3 são, respectivamente: a) Primário e terciário. b) Secundário e terciário. c) Terciário e secundário. d) Quaternário e primário. e) Quaternário e secundário. 08. O hidrocarboneto em questão tem cadeia: a) Aberta e ramificada. b) Homogênea e normal. c) Cíclica e homogênea. d) Cíclica e saturada. e) Acíclica e saturada. f) Acíclica e heterogênea.

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86

09. (MACKENZIE-SP) – O composto

apresenta: a) Cadeia carbônica insaturada. b) Somente carbonos primários. c) Um carbono quaternário. d) Três carbonos primários e um terciário. e) Cadeia carbônica heterogênea. 10. (FCM-MG) — A cafeína, um estimulante bastante comum no café, chá, guaraná etc., tem a seguinte fórmula estrutural, indicada abaixo.

Podemos afirmar corretamente que a fórmula molecular da cafeína é:

a) C5H9N4O2 b) C6H10N4O2 c) C6H9N4O2 d) C3H9N4O2 e) C8H10N4O2

RADICAIS ORGÂNICOS

CONCEITO

Radical é o conjunto de átomos ligados entre si e que apresenta um ou mais elétrons livres (valências livres). Observe:

ATENÇÃO Não confunda com íon, pois, radicais são estruturas neutras e os íons são carregados eletricamente.

CLASSIFICAÇÃO DOS RADICAIS

MONOVALENTES Apresentam um elétron livre em átomo de C.

ALQUILAS OU ALCOÍLAS O elétron livre pertence ao C saturado (só apresenta ligação simples).

ALQUELINAS OU ALCELINAS

O elétron livre pertence ao C que apresenta ligação dupla.

ALQUINILAS OU ALCINILAS O elétron livre pertence ao C que apresenta ligação tripla. Ex.: HC ≡ C ⎯

ARILAS O elétron livre pertence ao C do núcleo benzênico.

Deus nunca nos abandona nem se esquece de nós.

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87

Ex.:

BIVALENTES

Apresentam 2 elétrons livres pertencentes ao mesmo carbono ou a carbonos diferentes.

ALQUILENOS OU ALCOILENOS Os elétrons livres pertencem a carbonos diferentes e saturados.

ALQUILIDENOS OU ALCOILIDENOS Os elétrons livres pertencem ao mesmo átomo de C saturado.

ARILINOS Os elétrons livres pertencem ao C do núcleo benzênico. Ex.:

NOMENCLATURA Primeiramente utilizamos um prefixo indicativo da quantidade de átomo de C. A. esse prefixo acrescentamos a terminação que depende da classe a que pertence o radical. Observe o quadro abaixo:

Quantidade de átomo

de carbono

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

Prefixo met

et prop

but pent

hex hept

oct non dec

As terminações utilizadas, de acordo com a classe dos radicais:

ALQUILA Prefixo da quantidade de C + il ou ila Exemplos:

H3C – CH2 ⇒ etil ou etila Prefixo para 2 C: et Terminação il ou ila

Existem 2 propilas diferentes entre si. Temos de ter alguma maneira para diferenciar a posição da valência livre.

H 3C – CH2 – CH2 – ⇒ n-propil(a) Valência livre no C da extremidade = normal (n) Prefixo: prop Terminação: il ou ila H3 – CH – CH3 – ⇒ isopropil(a) Valência livre no C central = iso Prefixo: prop Terminação: il(a) Com 4 C existem 4 radicais diferentes. H3C – CH2 – CH 2 – CH 2 – ⇒ n-butil(a) Posição da valência C da extremidade = normal (n) Prefixo: but Terminação: il(a) H3C – CH 2 – CH – CH3 – ⇒ sec-butil(a) ⏐ Posição: C secundário Prefixo: but Terminação: il(a) ⏐ H3C – C – CH3 ⇒ terc-butil(a) ⏐ CH3

Posição: C terciário Prefixo: but Terminação: il(a) H3C – CH – CH2 isobutil(a) ⏐ CH3

Posição: C da extremidade de cadeia ramificada(iso) Prefixo: but Terminação: il(a) Quando o radical é cíclico: acrescentar a palavra ciclo no nome. CH2 H2C – CH2

⏐ ⏐ H2C CH - H2C – CH - ciclopropil(a) ciclobutila(a)

ALCENILAS Neste caso o nome é dado da seguinte forma: Prefixo (nº de C) + infixo en indicativo de dupla ligação + terminação il(a) H2C = CH – ⇒ etenil(a) Prefixo: et Infixo: en Terminação: il(a)

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H 3 – CH = CH – ⇒ n-propenil(a) H3C– C = CH2 ⇒ isopropenil(a)

ALCINILAS Neste caso o nome é dado da seguinte forma: Prefixo + infixo in indicativo de tripla ligação + terminação il(a) HC C – ⇒ etnil(a) H3C – C ≡ C - ⇒ propinil(a) Não existe isopropinil porque o C é tetavalente e não pentavalente.

ARILAS Não existe regra para a nomenclatura desses radicais.

Para indicar a posição de dois ligantes ou elétrons livres no núcleo benzênico, usamos os seguintes termos: orto, meta e para. Assim:

Então, temos ainda as seguintes arilas:

ALQUILENOS Terminação: ileno Quando necessário, especificar a posição das valências livres. H2C – CH2 etileno ⏐ ⏐

RADICAL ALQUILENO COM 3 C Neste caso, temos duas possibilidades e numeramos os C da cadeia para indicar, através de nº, localização dos e- livres:

ALQUILIDENOS Terminação: ilideno

⏐ H3C – CH - H3 C - CH2 – CH - H3 C - C – CH3 – ⏐ ⏐ ⏐ etilideno n-propilideno isopropilideno

ARILENOS A nomenclatura destes radicais não segue nenhuma regra. No entanto, você precisa saber os nomes dos seguintes arilenos.

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89

EXERCÍCIOS

01. Conforme o esquema de classificação apresentado, classifique os seguintes radicais: a) H3C – b) H3C – CH2 – CH2 – c) H3C – C = CH2 –

⏐

d) H2C = CH – CH2 – e) H2C – CH2 – CH2 – ⏐ ⏐ f)

g)

h) i)

j) H3C – C ≡ C – | k) H3C – C – CH – | l)

02. Escreva a fórmula do radical: a) Cicloeptil(a) b) 1,2 – butileno c) 1,3-butileno

d) n-heptil(a) 03. Classifique a cadeia carbônica obtida pela associação dos radicais: a) Sec-butil e metil. b) Isopropenil e metil. c) Etileno e etileno. d) Terc-butil e metil. e) Isopropil e etil.

TESTES

01. Associando, através dos elétrons livres, os radicais isobutil e etenil, obtemos uma estrutura que apresenta. a) Um carbono quaternário. b) Quatro carbonos primários. c) Um carbono terciário. d) Três carbonos secundários. 02. Associe as duas colunas: Coluna I 1) H2C = CH – 2) 3) H3C – CH2 – CH2 – 4)

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Coluna II

( ) n-propril ( ) fenil ( ) benzil ( ) etenil Você obteve na coluna II, de cima para baixo, o numeral:

a) 1234 b) 2143 c) 4321 d) 3421 e) 4213

FUNÇÕES ORGÂNICAS E SUAS NOMENCLATURAS

HIDROCARBONETOS Alcanos, alcenos, alcinos, alcadienos, ciclanos, ciclenos e aromáticos. São compostos orgânicos constituídos exclusivamente de H e C.

Tipos de Hidrocarbonetos

Fórmula Geral Exemplos

Alcanos ou parafinas CnH2n + 2 CH4

metano H3C – CH3

etano Alcenos ou olefinas CnH2n H2C = CH2

eteno ou acetileno H2C = CH – CH3

propeno Alcinos CnH2n - 2 HC ≡ CH

Atino ou acetileno HC ≡ C – CH2 – CH3

1 – butino Dienos CnH2n - 2 H2C = C = CH2

propadieno H2C = CH – CH = CH

1,3 – butadiene Cicloalcanos CnH2n

ciclo-propano

H2C – CH2 | |

H2C – CH2

ciclo-butano

Ciclenos CnH2n - 2 HC = CH | |

H2C – CH2

ciclo-buteno

ciclo-penteno

Hidrocarbonetos aromáticos

Dos benzênicos CnH2n - 6

benzeno: C6H6

tolueno: C7H8

PARAFINAS OU ALCANOS São HC de cadeia aberta e saturada. Nomenclatura: prefixo + infixo an (indicativo de ligações simples apenas) + terminação o (indicativo de HC). Ex.: H4C CH3 – CH3 H3C(CH2)4CH3 metano etano hexano Fórmula geral dos alcanos: CnH2n+2

ALCANOS RAMIFICADOS 1º). Escolher a cadeia carbônica mais

longa (nem sempre os átomos da cadeia principal aparecem representados numa mesma linha).

2º). Numerar a cadeia principal nos dois

sentidos e escolher a menor numeração da posição desses radicais.

O nome completo de um alcano ramificado deverá apresentar, nessa ordem:

1º). As posições numéricas ocupadas pelos radicais.

2º). Os nomes respectivos desses radicais.

3º). A nomenclatura da cadeia principal. Ex.: Regra 1 ⇒ escolher a cadeia principal. H3C – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH3

| CH3

• cadeia principal: 6 carbonos = hexano

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91

• cadeia principal: 7 carbonos = heptano Regra 2 ⇒ reconhecer os radicais e dar nomes a eles.

Regra 3 ⇒ numerar a cadeia principal de modo a obter os menores números possíveis para indicar as posições dos radicais. Esses números são obtidos numerando-se a cadeia principal nos dois sentidos.

O menor número indica que a posição do radical metil é o 3 (da direita para a esquerda).

3-metil-hexano

Os menores números que indicam as posições dos radicais são: metil=3 e etil=4 (de baixo para cima)

4-etil-3-metil-heptano Os radicais deverão seguir a ordem alfabética de acordo com a IUPAC. Mas... aceita-se a ordem de complexidade dos radicais. Quando existem radicais iguais, os nomes deverão ser precedidos de prefixos que indicam suas quantidades: di, tri, tetra, etc. Ex.:

cadeia principal = hexano radicais = metal, metal, metal = trimetil metil = 2 posições dos radicais metil = 2 metil = 3 prefixo que indica a quantidade de radicais

2,2,3 - trimetil-hexano

nº dos carbonos nome do radical onde estão ligados os radicais

Para a ordem alfabética só deve ser levado em conta o nome dos radicais.

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4,4-dietil-2,2-dimetil-hexano ALCENOS OU OLEFINAS

São HC que apresentam uma dupla ligação. Fórmula geral: CnH2n Nomenclatura: prefixo + em + o (especificar a posição da dupla, quando for o caso). Ex.: H2C = CH2 ⇒ eteno H2C = CH – CH3 ⇒ propeno 1 2 3 4 H2C = CH – CH2 – CH3 ⇒ 1-buteno A numeração deverá iniciar no carbono mais próximo da dupla. 1 e 2 no nome, coloca-se o menor número.

ALCENOS OU OLEFINA DE CADEIA RAMIFICADA

1º). Encontrar a cadeia carbônica principal que deverá ser a mais longa e que contenha a dupla.

2º). Numerar a cadeia carbônica, começando pelo C mais próximo da dupla.

cadeia principal = hepteno posição da dupla ligação = 2 radicais metil, metil, metil = trimetil terc-butil metil = 4 posição dos radicais metil = 5 metil = 5 terc-butil = 3

4,5,5,-trimetil-3-terc-butil-2-hepteno ou

3-terc-butil,-4,5,5-trimetil-2-hepteno

ALCINOS São HC que apresentam 1 ligação tripla. Fórmula geral: CnH2n-2 Nomenclatura: prefixo + in + o (especificar a posição da tripla, quando for o caso)

Ex.: HC ≡ CH HC ≡ C – CH3 etino propino H3C – C ≡ C – CH2 – CH3 2-pentino

ALCINOS DE CADEIA RAMIFICADA A cadeia principal deve conter a tripla ligação e apresentar o maior número de átomos de carbono.

cadeia principal = hexino posição da tripla ligação = 1 radicais = metil e etil posições dos radicais metil = 4 etil = 3

4-metil-3etil-1hexino ou

3-etil-4-metil-1-hexino

ALCADIENOS OU DIENOS São HC insaturados por duplas ligações. Fórmula geral: CnH2n-2 Nomenclatura: quando for o caso, especificar a posição das 2 duplas. fórmulas estruturais fórmula molecular H – C = C = C – H ⇒ H2C = C = CH2 ⇒ C3H4 | | H H prefixo: nº de carbonos = 3 prop intermediário: ligações características = 2 duplas

dien sufixo: função = hidrocarboneto o

PROPADIENO

OBSERVAÇÃO: Repare que entre o prefixo prop- e o intermediário dien- foi acrescido a vogal a para que a palavra se tomasse foneticamente correta. Esse procedimento será utilizado sempre que necessário.

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93

ALCADIENOS RAMIFICADOS

A cadeia principal deve conter as duas ligações e apresentar o maior possível de átomos de

carbono. cadeia principal = pentadieno posições das duplas ligações = 1 e 3 radical = butil ou n-butil posição do radical butil = 3

3-butil-1,3-pentadieno

CICLANOS São HC cíclicos saturados. Fórmula geral: CnH2n-2 Nomenclatura: segue as mesmas regras para alcanos, sendo precedida pela palavra ciclo para indicar a cadeia fechada.

ciclopropreno ciclobuteno

CICLANOS COM UM RADICAL Não há necessidade de indicar a posição do radical.

metil-ciclopropano

CICLANOS COM MAIS DE UM RADICAL Numerar os C do ciclo começando pelo C que apresenta maior nº de radicais mais simples, de modo a se obter os menores nº possíveis para os C nos quais existam outros radicais.

1,1-dimetil-3-etil-ciclopentano

ou 3-etil-1,1-dimetil-ciclopentano

CICLENOS OU CICLOLEFINAS

São HC cíclicos insaturados por 1 dupla ligação.

Fórmula geral: CnH2n-2 Nomenclatura: segue-se as mesmas regara de nomenclatura dos alcenos com a palavra ciclo iniciando o nome. Se não tiver ramificação, não precisa especificar a posição da dupla.

CICLENOS RAMIFICADOS Nos ciclenos ramificados a numeração deve ser iniciada sempre por um dos C da dupla ligação, de modo que ela fique localizada entre os C de nº 1 e 2. A numeração deve prosseguir ao longo do anel, de forma a se obterem os números possíveis para os radicais.

Veja o exemplo a seguir:

3-metil-ciclopenteno Se a numeração tivesse sido feita em sentido oposto, a nomenclatura estaria errada:

5-metil-ciclopenteno este não seria o menor

número possível

OBSERVAÇÃO: Como os carbonos da dupla devem ser

sempre indicados pelos números 1 e 2, não é necessário indicar a posição dessa dupla ligação no nome composto.

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AROMÁTICOS São HC que apresentam pelo menos 1 anel benzênico. Fórmula geral: CnH2n-6 Nomenclatura: esses compostos não seguem regras de nomenclatura. Os principais hidrocarbonetos aromáticos não-ramificados são:

COM UM RADICAL A nomenclatura é derivada do benzeno.

COM DOIS RADICAIS A numeração deverá começar por um dos C ramificados e prosseguir de tal forma que os radicais restantes estejam situados nos C de menor número possível. Exemplos.:

Existe outra maneira de indicar as posições dos dois radicais, usando prefixos de acordo com a tabela a seguir:

Prefixos Posições dos Radicais

orto 1 e 2 meta 1 e 3 para 1 e 4

Tornando-se os mesmos exemplos e

substituindo-se os números pelos prefixos, obtêm-se:

OBSERVAÇÕES Caso os dois radicais sejam diferentes, será considerado como carbono número 1 aquele que apresentar o radial mais simples. Se houver mais de dois radicais, a numeração deve ser iniciada pelo radical mais simples e prosseguir de modo a se obterem os menores números possíveis para os outros radicais.

CURIOSIDADE

NOMENCLATURA USUAL DE ALGUNS HC

Hidrocarboneto IUPAC Usual

CH4

metano

• gás dos pântanos

• biogás • gás do

lixo

H2C = CH2 eteno • etileno

HC ≡ Etino • acetileno

H3C – CH – CH3 | CH3

Metil-

propano

• isobutano

Metil-benzeno

• tolueno

H2C = CH – CH = CH2

1,3-butadieno

• eritreno

H2C = CH – CH = CH2

2-metil- 1,3-

butadieno

• isopreno

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SUBGRUPO CARACTERISTICA EXEMPLO FORMULA GERAL

Alcanos Cadeia aberta ligações simples H3C – CH2 – CH2 – CH3 CnH2n+2

Alcenos, alquenos ou olefinas

Cadeira aberta 1 ligação dupla H2C = CH – CH2 – CH3 CnH2n

Alcinos ou alquinos Cadeia aberta 1 ligação tripla HC ≡ C – CH2 – CH3 CnH2n-2

Alcadienos ou dienos

Cadeia aberta 2 ligações duplas H2C = CH – CH = CH2 CnH2n-2

Ciclanos

Cadeia fechada ligação simples

CnH2n

Ciclenos

Cadeia fechada 1 ligação dupla

CnH2n-2

Aromáticos

Contém anel benzênico

-

EXERCÍCIOS

01. Dê o nome dos seguintes compostos, segundo a IUPAC: a) H3C – CH3 b) H2C = CH2 c) HC ≡ CH d) H3C – CH2 – CH2 – CH3 e) H2C = CH2 – CH3 f) H3C – CH = CH - CH2 – CH3 g) HC ≡ C– CH2 – CH2 – CH3 h) H3C –CH2 – CH2 – CH2 – C ≡ C – CH3

j) H2C = CH - CH = CH2 02. Escreva a formula estrutural simplificada dos seguintes compostos: a) Metano

b) Hexano c) Propeno d) 1-buteno e) 2-buteno f) 2-pentino g) ciclo-hexano h) ciclo-hexeno 03. Que são HC ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 04. Classifique os HC _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

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05. Dadas as F.M.: C3H6, C4H10, C7H14, C5H10, C2H6, CH4, C10H22. Quais correspondem a alcanos e parafinas ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 06. Escreva o nome para os compostos.

TESTES

01. (PUC-MG) Analise o composto:

São radicais encontrados no carbono terciário alifático:

a) Alil, terc-butil,fenil. b) Isopropil, isobutil,benzil. c) N-propil, n-butil, benzil. d) Alil, isopropil, fenil. e) Propil, fenol, benzeno.

Pai amado, faze de mim um canal de água viva hoje e sempre. Amém

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97

02. (PUC-MG) Os radicais são, respectivamente:

a) β-naftil e α-naftil b) m-toluil e benzil. c) m-toluil e fenil. d) o-toluil e fenil. e) p-toluil e β-naftil. 03. Diante da fórmula estrutural de um determinado

alcano, um aluno escreveu seguinte nomenclatura incorreta:

2-metil-3-etil-butano

Escolha a alternativa abaixo cuja nomenclatura seja correta:

a) 3-metil-2etil-butano. b) 2,3,3-trimetila-butano. c) 2,3-dimetil-pentano. d) 3,4-dimetil-pentano. e) Isopropil-butano. 04. (FCMMG) – O nome da estrutura

[(CH3)2CH]2 C = C(CH3)2, de acordo com a IUPAC é:

a) 2,4-dimetil-2-isopropil-3-hexeno. b) 2,4-dimetil-3-isopropil-3-penteno. c) 1,2-disopropil-2-metil-propeno. d) 1,1,3-trimetil-2-isopropil-1-buteno. e) 2,4-dimetil-3-isopropil-2-penteno. 05. (PUC-MG)- É exemplo de cadeia cíclica,

insaturada, homogênea e ramificada: a) ciclobuteno. b) cicloexano. c) etilbenzeno. d) metilciclopentano. e) naftaleno. 06. O nome correto (IUPAC) do composto é:

a) 1-isopropil-ciclopentano. b) 2-isopropil-ciclopenteno. c) 3-isopropil-ciclopenteno. d) 1-n-propil-isopropil. e) 3-n-propil-ciclopenteno.

07. (VUNESP-SP) – O número de ligações σ (sigma) e de ligações π (pi) na molécula de ciclopenteno são, respectivamente:

a) 5 e 1 b) 4 e 2 c) 10 e 2 d) 13 e 1 e) 12 e 2 08. (FEI-SP) – Classifique a cadeia da molécula do

3-metil-1-butino: a) Acíclica, ramificada, insaturada, homogênea b) Acíclica, normal, saturada, heterogênea. c) Acíclica, ramificada, saturada, homogênea. d) Cíclica, ramificada, insaturada, heterogênea e) Cíclica, normal, saturada, homogênea.

OUTRAS FUNÇÕES ORGÂNICAS São grupos de compostos que têm estrutura química semelhante e, conseqüentemente, apresentam comportamento químico semelhante. As principais funções orgânicas são: • Hidrocarbonetos • Cetona • Aminas • Fenóis • Éteres • Ésteres • Amidas

• Álcoois • Ácido carboxílico • Derivados

hologenados • Nitrilos • Aldeídos • Sal orgânico

NOMENCLATURA Na nomenclatura oficial estabelecida pela IUAPC utilizamos prefixos, infixos e sufixos para dar nome às substâncias. O prefixo identifica o nº de C, o infixo identifica o tipo de ligação entre C e sufixo caracteriza a função a qual pertence a substância. Os quadros a seguir trazem um resumo desses prefixos, infixos e sufixos. Prefix

o met

et

prop

but

pent

hex

hept

oct

non

dec

N° de C

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Infixo Tipo de ligações químicas entre carbonos

an Apenas ligações simples en Uma ligação dupla in Uma ligação tripla

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SUFIXOS FUNÇÕES

ORGÂNICAS FÓRMULA GERAL GRUPO FUNCIONAL

ol Álcool R – OH ⎯ OH ligado ao carbono saturado

ol Fenol Ar – OH ⎯ oh ligado direto ao anel benzênico

ico Éter R – O – R’ ⎯ O ⎯ al Aldeído

ona Cetona

óico Ácido

carboxílico

⎯⎯ Ésteres

amina Amina

amida Amida

⎯⎯ Nitrilo

(cianeto) R – CN ⎯ CN (⎯ C ≡ N)

⎯⎯ Haletos orgánicos

R - X ⎯ X (F, Cl, Br, I)

⎯⎯ Sal orgânico

OBSERVAÇÃO Quando a substância apresentar um C, o infixo an será mantido.

Identificando a cadeia principal, numerando e dando nome às substâncias. 1º). Identificar a cadeia principal. 2º). Dar nome oficial aos compostos. Em alguns casos, será necessária a numeração da cadeia carbônica para identificar a posição de grupos funcionais, de radicais e insaturações.

As cadeias principais das substâncias orgânicas pertencentes a essas funções devem conter os C aos quais estão ligados os grupos funcionais. Depois de identificados esses C, seguimos como se estivéssemos marcando a cadeia principal de um HC.

Depois de marcada a cadeia carbônica principal, devemos iniciar a numeração a partir da extremidade mais próxima do grupo funcional, caso seja necessário. Ex.: Álcool

Nos exemplos acima, não existe necessidade de numerar a cadeia principal.

O grupo OH está no carbono 2. Indicar o nº do C do grupo funcional (OH) + o nome da cadeia

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99

principal (prefixo, infixo, sufixo), teremos o nome do álcool: 2-butenol.

ÁLCOOIS São compostos que possuem um ou mais grupos hidroxila – OH, ligados ao C saturado.

4-metil-3-hexanol

NOMENCLATURA No caso de diálcoois, triálcoois, etc., acrescenta-se a terminação diol, triol, etc., ao nome do HC de origem. Ex.:

CLASSIFICAÇÃO Classificação de álcoois conforme grupo funcional estão ligados a um C primário, C secundário ou C terciário. Ex.:

FENÓIS

São compostos que possuem um ou mais grupos OH ligados diretamente ao anel benzênico.

ESTÉRES São compostos derivados dos HC pela substituição de um ou mais átomos de H por radicais alcoxi ou aroxi. • Radical alcoxi ou aroxi

Os radicais alcoxi ou aroxi são derivados dos álcoois e fenóis, respectivamente, pela eliminação do H do grupo – OH.

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100

NOMENCLATURA O nome dos éteres é formado antepondo-se o nome do radical alcoxi ou aroxi ao nome do HC de origem. O HC de origem é o primeiro de maior cadeia carbônica. O nome dos éteres pode ser formado à partir dos nomes dos radicais ligados ao átomo de O; esta nomenclatura é muito usada, mas não é da IUPAC. Exemplo:

O éter etílico é o éter comum vendido nas farmácias. É um ótimo solvente orgânico. Dissolve óleos, gorduras, ceras, alcalóides, perfumes, gomas, etc. É ainda um importante anestésico.

ALDEÍDOS São compostos que apresentam o grupo funcional

NOMENCLATURA Emprega-se terminação al.

O formol é uma solução aquosa concentrada de metanal. É usado na conservação de cadáveres e peças anatômicas destinadas ao estudo das faculdades de Medicina

ACETONAS São compostos cujas moléculas apresentam o

grupo carbonila intercalado entre de C.

NOMENCLATURA IUAPAC: emprega-se a terminação ona. A nomenclatura não-oficial pode ser feita pelos nomes dos radicais ligados ao grupo carbonila.

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ÁCIDO CARBOXÍLICO

Ácido carboxílico ou carboxiliácidos são

compostos com o grupo O grupo carboxila, assim como o grupamento funcional dos aldeídos, está sempre na extremidade da cadeia. Ele pode estar ligado a radicais alquila (R), arila (Ar) e a H.

NOMENCLATURA IUPAC: terminação óico e antepõe a palavra ácido. Além dessa denominação estabelecida pela IUPAC, são empregados alguns nomes usuais.

OBSERVAÇÃO • Quando a manteiga, constituído por ésteres,

fica rançosa , forma ácido butríco (do inglês butter).

• O ácido metanóico é encontrado em algumas formigas sendo causador da irritação de sua picada.

• Ácidos carboxílicos são os responsáveis por vários odores típicos, como o do vinagre (etanóico), da manteiga rançosa (butanóico) e do queijo gorgonzola (pentanóico).

ESTÉRES

São compostos resultantes da substituição parcial ou total dos átomos de H ionizáveis da molécula dos ácidos (orgânicos e minerais) por radicais derivados de hidrocarbonetos.

rançoso – alteração das substancias gordas em contato

com o ar, caracterizada por cheiro forte e sabor acre.

NOMENCLATURA

Nome do ácido – ico + ato + de + nome do radical

Existe uma infinidade de compostos orgânicos usados como aromatizantes naturais e artificiais. Dentre eles, destacam-se os pertencentes ao grupo dos ésteres. Vários sabores de frutas podem ser bem imitados com baixos custos usando-se um ou, no máximo, dois desses compostos.

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O aroma natural das uvas e dos vinhos se deve, em grande parte, a ésteres naturais.

AMINAS São compostos derivados da molécula do NH3 pela substituição parcial ou total de seus

átomos de H por radicais monovalentes:

NOMENCLATURA Nome dos radicais ligados ao N, seguidos da palavra amina. Ex.:

O odor de peixe deve-se às aminas, principalmente à trimetilamina.

NOMENCLATURA Nome do ácido – ico + amina

NITRILOS São compostos que apresentam o grupo funcional – C ≡ N da molécula.

NOMENCLATURA IUPAC: o nome dos nitrilos é formado acrescentando-se a terminação nitrilo ao nome do hidrocarboneto com igual cadeia carbônica. O nome dos nitrilos pode também ser formado pelo radical ligado ao grupo – C N,

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antecedido da locução cianeto de; esse nome é não-oficial. O nome usual dos nitrilos é derivado do nome usual dos ácidos carboxílicos com igual cadeia carbônica. H3C– C ≡ N H3C– CH2 - C ≡ N etanonitrilo(IUPAC) propanonitrilo(IUPAC) acetonitrilo(usual) propionitrilo(usual) cianeto de metila cianeto de etila

propenonitrilo(IUPAC) benzonitrilo(IUPAC) acrilnitrilo(usual) cianeto de fenila cianeto de vinila

DERIVADOS HALOGENADOS Derivados halogenados de hidrocarbonetos, como o nome diz, são compostos resultantes dos hidrocabonetos pela substituição de um ou mais átomos de H por átomos de halogênios.

NOMENCLATURA IUPAC: é dada como se os derivados halogenados fossem hidrocarbonetos e os átomos de halogênios fossem ramificações da cadeia principal. Na nomenclatura IUPAC, os átomos de halogênios não são considerados grupos funcionais para efeito da numeração da cadeia principal. A nomenclatura não-oficial dos derivados halogenados é feito antepondo-se a locução haleto de ao nome do radical correspondente. H3C –CH2 – l Cl – CH2 – CH2 – Cl Iodoetano(IUPAC) 1,2-dicloetano(IUPAC) Iodeto de etila cloreto de etileno Cl l H3C - C - Cl H2C = CH - Cl l H 1,1-dicloroetano(IUPAC) cloroetileno(IUPAC) cloreto de etilideno cloreto de vinila H3C – Cl H3 – CH – CH3 l l cloro-metano(IUPAC) 2-iodo-propano (IUPAC) cloreto de metila iodeto de isopropila

DDT (dicloro-difenil-tricloro-etano)

Esses compostos são inseticidas que têm sido largamente empregados. O DDT, durante a Segunda Guerra Mundial, evitou epidemias de tifo e malária; atualmente tem sido empregado no combate às pragas da lavoura.

Seu uso indiscriminado vem sendo questionado, entre outras razões por efeito cumulativo na cadeia alimentar.

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SAIS ORGÂNICOS São compostos obtidos da reação entre um ácido orgânico e uma base.

NOMENCLATURA Nome do ácido – ico + ato + de + nome do

metal.

Exemplo:

Senhor Deus, perdoa-nos quando nos esquecemos de que tu estás sempre presente. Nos momentos em que pareces não responder às nossas orações, ajuda-nos a saber que tu Estás mais perto do que imaginamos. Nossas necessidades podem ser grandes, mas Deus é maior.

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NOMES TRIVIAIS DE ALGUNS COMPOSTOS IMPORTANTES

Os nomes triviais dos ácidos carboxílicos são origem aos nomes triviais dos respectivos aldeídos, amidas, nitrilos, ésteres, etc.

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RESUMO

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FUNÇÕES MISTAS

Quando tratamos com compostos de função mista, uma das funções é considerada a principal. Assim, a cadeia principal é o maior e que contém o grupo funcional dessa função. Os demais grupos funcionais são considerados ramificações. Segundo a nomenclatura IUPAC, a ordem de preferência da função principal e a denominação dos grupos funcionais, considerados ramificações, são dadas de acordo com o seguinte esquema:

EXERCÍCIOS

a) Segundo a IUPAC, escreva a fórmula estrutural de: a) 2,3-dibromo-butano b) cloro-benzeno

c) álcool metílico d) ciclo-propanol e) metoxi-benzeno f) Éter-metil-etílico g) Etilamina h) Anilina i) Etanamida j) Acetona k) 2-pentanona l) Fenol comum m) Ácido acético n) Ácido propanóico o) Ácido 2-hidróxi-butanóico p) Etano-nitrilo q) Cianeto de fenila

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r) Propanol s) N-propeno t) Acetato de sódio u) Metanoato de cálcio

TESTES

1. (UNIFOR-CE) Quando se substitui um H do

metano pelo radical hidroxila, -OH, e outro hidrogênio por radical etil, -C2H5, obtém-se a fórmula estrutural de um:

a) Ácido carboxílico com 4 átomos de carbono. b) Aldeído com 3 átomos de carbono. c) Álcool com 4 átomos de carbono. d) Aldeído com 4 átomos de carbono. e) Álcool com 3 átomos de carbono.

2. (UFSC-SC) O radical carbonila, existe em:

a) Álcoois b) Aminas c) Aldeídos d) Álcool secundário e) Alceno 3. (FUVEST) O bactericida fomecin A, cuja fórmula

estrutural é:

apresenta funções: a) Ácido carboxílico e fenol b) Álcool, fenol e éter. c) Álcool, fenol e aldeído d) Éter, álcool e aldeído e) Cetona, fenol e hidrocarboneto 4. (UFSE) Quantos átomos de carbonos secundários

há na cadeia carbônica do 2-pentanol? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

5. (ITA-SP) – Considere: I. H2C = CH – CH2OH II. H3C – CO – CH = CH2 III. H3C – O - CH2 – CH = CH2

Os compostos I, II e III são, respectivamente, exemplos de:

a) Hidrocarbonetos, éter, cetona b) Álcool, cetona, éter c) Hidrocarboneto, cetona, éster d) Álcool, éster, hidrocarboneto e) Hidrocarboneto, éster, éter 6. (U.ESTÁCIO DE SÁ-RJ) Ao se fazer a substituição

do hidrogênio da hidroxila do etanol pelo radical etila, resulta:

a) Aldeído b) Cetona c) Éter d) Éster e) Ácido 7. (UEBA) De acordo com a IUPAC, o nome do

composto que apresenta a fórmula estrutural é:

a) 5-metil-2-heptanol b) 2-etil-2-hexanol c) 5-etil-2-hexanol d) 2-etil-5-hexanol e) 3-metil-5-heptanol 8. (UNIFOR-CE) Cetonas são formadas por átomos

de carbono, hidrogênio e: a) Oxigênio b) Nitrogênio c) Halogênio d) Enxofre e) Metais alcalinos 9. (PUC-Campinas-SP) Na manteiga rançosa

encontra-se a substância CH3 – CH2 – CH2 – COOH. O nome dessa substância é:

a) Butanol b) Butanona c) Ácido butanóico d) Butanoato de metila e) Butanal 10. (PUC-MG) O composto CH3CH2CH2COOH2CH3,

usado na fabricação de doces, balas e refrescos, tem nome comum de essência de morango. Ele pertence à função:

a) Ácido carboxílico b) Aldeído c) Álcool d) Éster e) Éter

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ISOMERIA É a denominação dada ao fenômeno de ocorrência de duas ou mais substâncias diferentes que possuem a mesma fórmula molecular.

CLASSIFICAÇÃO

ISOMERIA PLANA Compare os dois compostos a seguir:

1-butanol

H3C - CH2 - CH2 - CH2 - OH

Fórmula molecular: C4H10O Massa molar: 74 g/mol Ponto de fusão: - 90ºC Ponto de ebulição: 118ºC Densidade (20ºC): 0,81 g/cm3

Éter etílico

H3C – CH2 – O – CH2 – CH3

Fórmula molecular: C4H10O Massa molar: 74 g/mol Ponto de fusão: - 116ºC Ponto de ebulição: 35ºC Densidade (20ºC): 0,71 g/cm3 Observe que os compostos são diferentes. Possuem nomes, fórmulas estruturais, ponto de fusão, ebulição e densidade. Mas, no entanto, apresentam a mesma fórmula molecular.

Dizemos que eles são isômeros. Compostos Isômeros: são aqueles que possuem a mesma fórmula molecular, diferindo na disposição espacial de seus átomos, ou seja, em sua fórmula estrutural. Isomeria cadeia: é o caso de isomeria plana em que os compostos isômeros pertencem à mesma função química, mas apresentam cadeias carbônicas diferentes. No caso de compostos cíclicos, a isomeria de cadeia pode ser chamada de isomeria de núcleo. Exemplos: H3C – CH2 – CH2 – CH3 C4H10 H3C – CH – CH3 l CH3 butano metil-butano PF: - 135ºC PF: -145ºC PE: - 1ºC PE: -10ºC Função: hidrocarboneto hidrocarboneto Cadeia: alifática, normal alifática, ramificada saturada,homogênea saturada, homogênea

Função: hidrocarboneto hidrocarboneto Cadeia: cíclica, saturada, alifática, normal, homogênea insaturada, homogênea

ISOMERIA DE POSIÇÃO Os isômeros pertencem à mesma função e tem o mesmo tipo de cadeia, mas apresentam diferença na posição de um grupo funcional, de uma ramificação ou insaturação. Exemplos: OH OH | l H3C – CH2 – CH2 C3H8O H3C – CH – CH3 1-propanol 2-propanol PF: - 126ºC PF: -86ºC PE: 96ºC PE: 82,5ºC

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Função: álcool álcool Cadeia: alifática, normal alifática, normal saturação,homogênea saturada, homogênea Posição: O grupo funcional (OH) O grupo funcional (OH) Está no carbono 1. está no carbono 2. HC ≡ C – CH2 – CH3 C4H6 H3C – C ≡ C - CH3 1-butino 2-butino Reage com sódio metálico Não reage com sódio metálico. Função: hidrocarboneto hidrocarboneto Cadeia: alifática, normal alifática, normal insaturada,homogênea insaturada, homogênea Posição: A tripla ligação está A tripla ligação está entre os carbonos 1 e 2. entre os carbonos 2 e 3.

ISOMERIA DE FUNÇÃO Ou funcional, ou química: é o caso de isomeria plana em que os isômeros pertencem a funções químicas diferentes. Os principais casos de isomeria funcional são:

ÁLCOOL E ÉTER C2H6O

H3C – CH2 – OH H3C – O – CH3 álcool etílico éter metílico

ÁLCOOL AROMÁTICO, FENOL E ÉTER C7H8O

ALDEÍDO E CETONA C3H6O

ÁCIDO CARBOXÍLICO E ÉSTER C3H6O

ISOMERIA DE COMPENSAÇÃO Ou metameria: é o caso de isomeria plana em que os isômeros apresentam cadeia carbônica heterogênea e diferem entre si pela posição do heteroátomo na cadeia. Exemplos:

C4H10O H3C – CH2 – O – CH2 – CH3 H3C – CH2 – O – CH2 – CH3 Etóxi-etano(éter comum) metóxi-propano Utilizado como Utilizado em sínteses anestésico comum. industriais. Função: éter éter Cadeia: alifática, normal alifática, normal saturada, homogênea saturada, homogênea Posição: O heteroátomo está O heteroátomo está situado entre os situado entre os carbonos 2 e 3. carbonos 1 e 2.

Função: éster éster Cadeia: alifática, normal alifática, normal saturada, homogênea saturada, homogênea Posição: O heteroátomo está O heteroátomo está situado entre os situado entre os carbonos 1 e 2. carbonos 2 e 3.

ISOMERIA DINÂMICA OU TAUTOMERIA Esse é um caso particular de isomeria de função, onde os isômeros coexistem em equilíbrio dinâmico em solução. Um dos casos mais comuns de tautomeria é o do enol-ap-ldeído e do enol-cetona.

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O composto para apresentar tautomeria deve apresentar: 1º). C = O (carbonila)

2º). H no C vizinho da carbonila. Exemplo:

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TESTES

1. (MACK –SP) Entre as substâncias:

H3C – CH2 – CH2 – OH e

H3C – O – CH2 – CH3 Ocorre isomeria de: a) Cadeia b) Função c) Posição d) Metameria e) Tautomeria 2. (PUC –SP) Os compostos H3C – CH2 – CH2 – OH e H3C – CH – CH3 l OH São isômeros porque: a) São de mesma função. b) Possuem a mesma fórmula molecular. c) Possuem os mesmos elementos. d) Ambos possuem o grupo funcional OH. e) Ambos são compostos orgânicos. 3. (FAFEOD-MG) Associe a coluna da esquerda à

coluna da direita e identifique a alternativa correspondente:

A - Posição B - Cadeia C - Compensação D - Função a) IC, IIA,IIID b) IB,IIA,IIID c) IB,IIC,IIIC d) IC,IIB,IIIA e) IA,IIB,IIIC 4.(FEI-SP) Entre os compostos: H3C – C – CH3 e H2C = C – CH3 ll l O OH Ocorre isomeria: a) De posição b) De cadeia c) Cis-trans d) Tautomeria e) Óptica

5.(FURRN) Os compostos

Apresentam isomeria de: a) Função b) Posição c) Cadeia d) Metameria e) Tautomeria 6. Os compostos:

Apresentam isomeria de: a) Função b) Posição c) Cadeia d) Metameria e) Tautomeria 7. (MACK-SP) Entre os compostos:

ocorre isomeria de: a) Metameria b) Posição c) Função d) Cadeia e) Tautomeria

Deus é nosso refúgio em todo o tipo de tormenta.

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ISOMERIA GEOMÉTRICA

É um caso de isomeria espacial que ocorre em compostos que apresentam ligações duplas e em compostos cíclicas. Compare os seguintes compostos:

Fórmula molecular: C2H2Cl2 Massa molar: 97 g/mol Ponto de ebulição: 60ºC Densidade(20ºC): 1,26 g/cm3

Fórmula molecular: C2H2Cl2 Massa molar: 97 g/mol Ponto de ebulição: 48ºC Densidade(20ºC): 1,28 g/cm3

Percebe-se que há uma diferença entre os dois compostos na disposição geométrica dos grupos ligados aos carbonos da dupla. A isso chamamos de isomeria geométrica. Os isômeros são diferenciados usando-se os prefixos cis e trans.

Estrutura mostrando a geometria dos isômeros.

Para que uma dada fórmula estrutural plana permita a existência de isômeros geométricos, é necessário, além da presença de uma ligação dupla,

que cada um dos carbonos da dupla possua dois ligantes diferentes entre si.

ISOMERIA GEOMÉTRICA EM COMPOSTOS CÍCLICOS

O anel, assim como a dupla, divide o espaço em duas regiões, o que torna possível deixar, ou não ligantes iguais ou da mesma complexidade de um mesmo lado (forma cis) ou em lados diferentes (forma trans).

Esse tipo de isomeria, também chamada baeyeriana, é possível em compostos cíclicos em que haja dois C com ligantes diferentes.

OBSERVAÇÃO Na isomeria geométrica, observa-se que o isômero trans é o mais estável. Isso ocorre porque no isômero trans os grupos maiores se encontram mais distanciados.

EXERCÍCIOS

1. (PUC-BA) Considere as estruturas:

Elas representam: a) Sais inorgânicos b) Isômeros cis-trans c) Hidrocarbonetos aromáticos d) Haletos saturados e) A mesma substância

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2. (UC-MG) O composto que não apresenta isomeria cis-trans:

a) H3C – CH = CH – CH3 b) H3C – CH = C – CH2 – CH3 l CH3 c) H3C – CH = CH –CHO d) H3C – C = CH – CH2 – CH3 l CH3 e) H3C – CH = CH – CH2 – CH3 3. (FCC) O nome mais adequado para o composto a

seguir é:

4. (UNICENTRO) Apresenta isomeria cis-trans: a) 1-buteno b) 2-metil-2-buteno c) 2,3-dimetil-2-buteno d) 1,1-dimetil-ciclobutano e) 1,2-dimetil-ciclobutano 5. (UEPG-PR) Os compostos:

representam isômeros: a) De cadeia b) De função c) De posição d) De compensação e) Geométricos

REAÇÕES DE ELIMINAÇÃO Trata-se de reações até certo ponto inversas às adições a duplas, triplas e ciclo-alcanos. Elas consistem na retirada de 2 ou mais grupos ligados à cadeia saturada, levando à obtenção de insaturados ou ciclos. Nessas reações, vale o seguinte: preferencialmente, o C mais pobre em hidrogênio perde H.

DESIDRATAÇÃO DE ÁLCOOIS Essa reação é conseguida com o aquecimento de álcool em presença de desidratante.

OBSERVAÇÃO A desidratação dos álcoois também pode se dar pela retirada de água intermolecular, ou seja, 2 moléculas de álcool perdem uma de água, originando éter. H2SO4

2ROH ROR + H2O ∆ A desidratação do etanol a 180ºC produz etileno e,

a 140ºC, produz o éter etílico.

ELIMINAÇÃO DE HX DE HALETOS ORGÂNICOS

A eliminação dos átomos de H e X é conseguida com KOH em álcool.

DIIHALETO VICINAL Vicinal em carbonos vizinhos.

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ELIMINAÇÃO DE ÁTOMO DE HALOGÊNIO

Eliminação reação ocorre utilizando-se zinco em pó, em meio alcoólico.

DESIDRATAÇÃO DE SAIS DE AMÔNIO E AMIDAS

REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO

OXIDAÇÕES

REAÇÕES DE COMBUSTÃO Essa reação de combustão ocorre quando reagimos a substância com oxigênio. Se a combustão do composto orgânico, possuindo carbono, hidrogênio e/ou oxigênio, for completa, os produtos serão gás carbônico e água. Exemplo: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(l) C6H6(l) + 15/2 O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l) Se a combustão for incompleta, será produzido monóxido de carbono e em casos fuligem.

OXIDAÇÃO ENÉRGICA DE HIDROCARBONETOS

Os oxidantes mais utilizados são o permanganato de potássio, KMnO4 (que perde a cor violeta, passando a incolor, e o dicromato de potássio, K2Cr2O7 (de cor laranja, que forma sal de crômio verde), em soluções ácidas, concentradas e quentes. Essa reação provoca a quebra da cadeia carbônica, especialmente em duplas e triplas, originando compostos oxigenados, o que está esquematizando a seguir:

QUEBRAS DE DUPLAS

OXIDAÇÃO E REDUÇÃO DE COMPOSTOS OXIGENADOS

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OBSERVAÇÕES • álcoois pela possibilidade ou não de oxidação

do produto (cetona, no caso de secundário). • A oxidação de aldeído acético ou de etanol é

o processo utilizado na indústria para a obtenção de etanóico. Esse é o processo responsável pela transformação do vinho em vinagre, que muitas vezes temos a oportunidade de presenciar em nosso cotidiano, quando enzimas aceleram a fermentação do vinho.

• Há oxidantes fracos que permitem detectar se determinado composto complexo possui grupamento aldeído ou cetona. É o caso do reagente de Tollens, em que o íon Ag+, ao reduzir-se a prata, dá origem a um espelho metálico.

• O fato de a oxidação de um álcool primário ir até o ácido ou parar no aldeído depende essencialmente do oxidante empregado; em caso inverso, o redutor é que determina o produto final da redução de um ácido.

OXIDAÇÃO BRANDA

Como exemplo, considere uma amostra formada por uma substância pura de fórmula molecular C3H6, que pode ser:

Para descobrir qual dessas duas substâncias compõe a amostra, pode-se utilizar o relativo de Bayer, que é uma solução de cor violeta. Se a substância for propeno, haverá uma descoloração do reativo de Baeyer, o que indica a ocorrência de uma reação. No entanto, se a substância for o ciclo-propano, não haverá descoloração, não ocorrendo, assim, a reação.

A oxidação branda ocorre com hidocarbonetos insaturados e elemento oxigênio é obtido, geralmente, a partir do permanganato de potássio (KMnO4) em meio neutro ou ligeiramente básico, diluído e a frio. Nessas condições, o KMnO4 é o agente oxidante, denominado reativo de Bayer. A principal aplicação dessa reação consiste na diferenciação de alcenos e cicloalcanos, que são isômeros de cadeia, pois apenas os alcenos sofrerão esse tipo de reação, por apresentarem ligação em sua estrutura.

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OZONÓLISE DE ALCENOS A ozonólise utiliza ozônio (O3) na presença de água (H2O) e zinco (Zn). O ozônio adiciona-se à dupla ligação do alceno, originando um composto intermediário instável, denominado ozoneto ou ozonida:

que, por sua vez se hidrolisa, originando aldeídos e/ou cetonas. Como por exemplo, tome-se um alceno genérico:

Resumidamente, essa reação pode ser representada por:

A finalidade da utilização do zinco é evitar que o oxigênio, que pode ser produzido pela decomposição da água oxigenada, oxide o aldeído, transformando-o em ácido carboxílico. Veja alguns exemplos de ozonólise: 1º exemplo:

2º exemplo:

3° exemplo:

RESUMO DAS REAÇÕES DE OXIDAÇÃO ENVOLVENDO ALCANOS

TESTES

1. Indique o nome do(s) produto(s) orgânico(s) que

completa(m) corretamente as reações de ozonólise seguidas de hidrólise:

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2. Indique o nome do(s) produto(s) formado(s) que

completa(m) corretamente as reações de oxidação energética.

3. (UFPA) O relativo de Baeyer é utilizado para

diferenciar cicloalcanos de: a) Alcano b) Alceno c) Ácido carboxílico d) Éter e) Éster 4. (FOC-SP) Identifique a alternativa que apresenta

uma substância em que o teste com o reativo de Baeyer resulta positivo:

a) Metano b) Etano c) Eteno d) Ciclopropano e) Benzeno 5. (PUC-MG) Um composto orgânico de fórmula

CnH2n exibe as seguintes características: • O teste de Bayer resulta positivo. • Por ozonólise produz um único aldeído.

Esse composto pode ser: a) 2-buteno b) Propeno c) 1-buteno

d) Ciclobutano e) Ciclopropano 6. (MACK – SP) o alceno que por ozonólise produz

etanal e propanona é: a) 2-metil-1-buteno b) 2-metil-2-buteno c) 1-penteno d) 2-penteno e) 3-metil-1-buteno 7. (UFMG) – Determine o nome e as fórmulas estruturais das substâncias que completam corretamente as reações indicadas a seguir:

GABARITO

1. C 2. C 3. D 4. E 5. B 6. D 7. E 8. A 9. D 10.E

RADICAIS ORGÂNICOS 1. C 2. D

FUNÇÕES ORGÂNICAS 1. A 2. B 3. C 4. E 5. A 6. C 7. D 8. A

QUÍMICA

ENSINO MÉDIO I


119

OUTRAS FUNÇÕES ORGÂNICAS 1. E 2. C 3. C 4. C 5. B 6. C 7. A 8. A 9. C 10.D

ISOMERIA 1. B 2. B 3. B 4. D 5. A 6. D 7. B

ISOMERIA GEOMÉTRICA 1. B 2. D 3. cloro-1, metil-2-buteno-1 4. E 5. E

ISOMERIA ÓPTICA 1. C 2. C 3. B 4. C 5. C 6. B 7. C

PETRÓLEO E CARVÃO MINERAL 1. E 2. A 3. E 4. B 5. D 6. A

REAÇÕES ORGÂNICAS 1. a) A = prpanona B = propanal b) C = etanal D = propanol c) E = propinona d) F = etanal e) G = butanona H = metanal

2. a) A = prpanona B = ácido propanóico b) C = ácido acético D = ácido propanóico c) E = ácido propanóico d) F = ácido acético e) G = butanona H = CO2 3. B 4. C 5. A 6. B

7.

QUÍMICA

ENSINO MÉDIO I


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GLOSSÁRIO

alifático – diz-se dos hidrocarbonetos que só possuem cadeia aberta; o mesmo que acíclico.

ânodo – eletrodo positivo. aquosa – que contém água; da natureza da água;

semelhante à água. catalisadores – Substancia que acelera ou retarda uma

ação química; incentivador. átomo – A menor fração de um elemento capaz de entrar

em combinação, suposta outrora indivisível. cátodo – O pólo negativo de uma pilha elétrica ou de um

gerador elétrico. clorofilados – que tem clorofila – clorofila: substancia

existente nas células das plantas e que dá a estas a cor verde.

coloidal – tem a semelhança d cola.; corpo que não se cristaliza ou se o faz, é com muita dificuldade; a difusão em solução é muito lenta.

combustão – ação de queimar; estado de um corpo que arde, produzindo calor ou calor e luz.

condensação – aumento da densidade; transformação de um corpo do estado gasoso em estado líquido.

decantação – processo rápido de análise que permite separar dois líquidos não miscíveis; ou um sólido de um líquido.

desprezível – não dar importância, diminuir., menosprezar. dispersão – separar. ebulição – Fervura, exaltação; conversão rápida de líquido

em vapor pela violenta formação de borbulhas. eletrolise – separação dos íons de um electrólitico sob a

ação de um campo elétrico. emulsão – preparação farmacêutica de consistência

Feitosa ou gordurosa; suspensão coloidal de um líquido em outro (ex.: leite é emulsão).

fotossíntese – Combinação química produzida pela ação da luz; propriedades que tem as plantas verdes de, aproveitando a energia da luz solar, fazer a síntese da matéria orgânica.

heterogêneo – Misturado; de gênero ou espécie diferente.

homogênea – diz-se de um corpo cujas partes todas são da mesma natureza.

inerte – imóvel; inativo, morto, desfalecido. isotérmica – que tem a mesma temperatura: o mesmo que

homotermal levigação – operação que consiste em reduzir uma

substancia a pó por moagem em água, seguida de sedimentação fracionada, a fim de separar as partículas mais finas das mais grosseiras.

liquefação – passagem de um corpo ao estado líquido. molaridade – molar – solução – aquela que contém em 1

litro de solução a molécula-grama da substância dissolvida. moléstias – estado penoso; incomodo físico ou moral,

inquietação; mal-estar; doença. organógenos – diz-se das rochas formadas de substâncias

orgânicas. rançoso – alteração das substancias gordas em contato

com o ar, caracterizada por cheiro forte e sabor acre. suspensão – líquido que contém pequenas partículas

sólidas finamente divididas. saturação – ato ou efeito de saturar: limite de

capacidade de receber em solução; enchimento, enfartamento; impregnação ou embebido no mais alto grau; diz de uma solução que encerra à temperatura e pressão da experiência o peso máximo da substância dissolvida; farto, cheio; no limite.

voltímetro – aparelho de física destinado a medir a força eletromotriz de uma corrente elétrica

estável – firme; fixo; ´sólido; duradouro. Inalterável. cátions – íon carregado positivamente, isto é, átomo que

perdeu elétrons. ânion – íon carregado negativamente, isto é, átomo que

adquiriu um ou mais elétrons. anfótero – que reúne em si duas qualidades.opostas. retículo – pequena rede; estável – firme; fixo; ´sólido; duradouro. Inalterável. adstringente – apertar; unir; contrair; que aperta a

mucosa da boca.

QUÍMICA

ENSINO MÉDIO I


121

CONSIDERAÇÕES FINAIS

Neste módulo, você encontrou conteúdos, textos e interpretações para apoiá-lo no seu Curso.

Aqui foi lançado um olhar diferenciado para a Educação de Jovens e Adultos, acolhendo seus

conhecimentos, motivações e interesses.

Não pretendemos de forma alguma ditar receitas infalíveis. Nosso desafio é possibilitar todos os

usos possíveis da palavra como elemento de conquista da competência comunicativa de auto-realização e

da cidadania. Mas esse desafio é um caminho a ser trilhado e trabalhado. Portanto, estudem

intensamente, pois o estudo é o ponto central da nossa vida. Todavia, todos advertimos que é uma

grande necessidade para competirmos no mercado em igualdade de oportunidades.

Agora, vamos ao seu desempenho. Estude os assuntos detalhadamente. Se tiver duvidas, ligue

por telefone (61 – 30378860), ou acesse o nosso site (www.colégiopolivalente.com.br) . O importante é

que você passe para o tema seguinte quando dominar bem o que constava do anterior.

O seu sucesso é o sucesso do CIP,

Afinal, o CIP é você!!!!!

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